Silício: história, propriedades, estrutura, obtenção, usos - Ciência - 2023

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o silício É um elemento não metálico e ao mesmo tempo metalóide representado pelo símbolo químico Si. É um semicondutor, que é parte essencial de computadores, calculadoras, telefones celulares, células solares, diodos, etc .; é praticamente o principal componente que permitiu o estabelecimento da Era Digital.

O silício sempre esteve presente no quartzo e nos silicatos, ambos minerais constituindo cerca de 28% em massa de toda a crosta terrestre. É, portanto, o segundo elemento mais abundante na superfície da Terra, e a vastidão dos desertos e praias oferecem uma perspectiva de quão abundante é.

O silício pertence ao grupo 14 da tabela periódica, o mesmo que o carbono, localizado abaixo dele. É por isso que este elemento é considerado um metalóide tetravalente; tem quatro elétrons de valência e, em teoria, pode perder todos eles para formar o cátion Si⁴⁺.

Uma propriedade que compartilha com o carvão é sua capacidade de se ligar; ou seja, seus átomos são covalentemente ligados para definir as cadeias moleculares. Além disso, o silício pode formar seus próprios "hidrocarbonetos", chamados silanos.

Os compostos de silício predominantes na natureza são os famosos silicatos. Na sua forma pura, pode aparecer como um sólido monocristalino, policristalino ou amorfo. É um sólido relativamente inerte, portanto não apresenta riscos consideráveis.

História

Pedra de silício

O silício é talvez um dos elementos que mais influiu na história da humanidade.

Este elemento é o protagonista da Idade da Pedra, e também da Idade Digital. Suas origens remontam a quando civilizações trabalharam com quartzo e fizeram seus próprios vidros; E hoje é o principal componente de computadores, laptops e smartphones.

O silício foi praticamente a pedra de duas épocas bem definidas da nossa história.

Isolamento

Visto que a sílica é tão abundante, um nome nascido da rocha de sílex, deve ter contido um elemento extremamente rico na crosta terrestre; esta foi a suspeita certa de Antoine Lavoisier, que em 1787 falhou em suas tentativas de reduzi-lo de sua ferrugem.

Algum tempo depois, em 1808, Humphry Davy fez suas próprias tentativas e deu ao elemento seu primeiro nome: ‘silício’, que traduzido viria a ser ‘sílex’. Ou seja, o silício era considerado um metal até então devido à sua falta de caracterização.

Então, em 1811, os químicos franceses Joseph L. Gay-Lussac e Louis Jacques Thénard conseguiram preparar silício amorfo pela primeira vez. Para isso, eles reagiram o tetrafluoreto de silício com o potássio metálico. No entanto, não purificaram nem caracterizaram o produto obtido, por isso não concluíram que se tratava do novo elemento silício.

Só em 1823 o químico sueco Jacob Berzelius obteve um silício amorfo de pureza suficiente para reconhecê-lo como silício; nome dado em 1817 pelo químico escocês Thomas Thomson ao considerá-lo um elemento não metálico. Berzelius realizou a reação entre o fluorossilicato de potássio e o potássio fundido para produzir esse silício.

Silício cristalino

O silício cristalino foi preparado pela primeira vez em 1854 pelo químico francês Henry Deville. Para isso, Deville fez a eletrólise de uma mistura de cloretos de alumínio e sódio, obtendo cristais de silício recobertos por uma camada de siliceto de alumínio, que removeu (aparentemente) lavando-os com água.

Propriedades físicas e químicas

Aparência física

O silício em sua forma pura ou elementar consiste em um sólido acinzentado ou preto-azulado (imagem superior), que embora não seja um metal, tem faces brilhantes como se realmente fosse.

É um sólido duro, mas quebradiço, que também exibe uma superfície escamosa se for feito de policristais. O silício amorfo, por outro lado, parece um sólido marrom escuro em pó. Graças a isso, é fácil identificar e diferenciar um tipo de silício (cristalino ou policristalino) de outro (amorfo).

Massa molar

28,085 g / mol

Número atômico (Z)

14 (₁₄Sim)

Ponto de fusão

1414 ºC

Ponto de ebulição

3265 ºC

Densidade

- À temperatura ambiente: 2,33 g / mL

- Direito no ponto de fusão: 2,57 g / mL

Observe que o silício líquido é mais denso do que o silício sólido; o que significa que seus cristais irão flutuar sobre uma fase líquida do mesmo, como acontece com o sistema gelo-água. A explicação se deve ao fato de o espaço interatômico entre os átomos de Si em seu cristal ser maior (menos denso) do que o correspondente no líquido (mais denso).

Calor de fusão

50,21 kJ / mol

Calor da vaporização

383 kJ / mol

Capacidade de calor molar

19,789 J / (mol K)

Eletro-negatividade

1,90 na escala de Pauling

Energias de ionização

-Primeiro: 786,5 kJ / mol

-Segundo: 1577,1 kJ / mol

-Terceiro: 3231,6 kJ / mol

Rádio atômico

111 pm (medidos em seus respectivos cristais de diamante)

Condutividade térmica

149 W / (m K)

Resistividade elétrica

2.3·10³ Ω · m a 20 ºC

Dureza de Mohs

6,5

Concatenação

Os átomos de silício têm a capacidade de formar ligações Si-Si simples, que acabam definindo uma cadeia (Si-Si-Si ...).

Essa propriedade também se manifesta por carbono e enxofre; no entanto, hibridizações sp³ o silício é mais deficiente em comparação com os outros dois elementos e, além disso, seus orbitais 3p são mais difusos, portanto a sobreposição dos orbitais sp³ resultante é mais fraco.

As energias médias das ligações covalentes Si-Si e C-C são 226 kJ / mol e 356 kJ / mol, respectivamente. Portanto, as ligações Si-Si são mais fracas. Por causa disso, o silício não é a pedra angular da vida (e nem o enxofre). Na verdade, a mais longa cadeia ou esqueleto que o silício pode formar é geralmente de quatro membros (Si₄).

Números de oxidação

O silício pode ter qualquer um dos seguintes números de oxidação, assumindo em cada um deles a existência de íons com suas respectivas cargas: -4 (Si^4-), -3 (Sim^3-), -2 (Sim^2-), -1 (Sim^–), +1 (sim⁺), +2 (sim²⁺), +3 (sim³⁺) e +4 (Sim⁴⁺) De todos eles, o -4 e +4 são os mais importantes.

Por exemplo, -4 é assumido em silicidas (Mg₂Sim ou Mg₂²⁺sim^4-); enquanto o +4 corresponde ao da sílica (SiO₂ ou sim⁴⁺OU₂^2-).

Reatividade

O silício é completamente insolúvel em água, assim como em ácidos ou bases fortes. No entanto, ele se dissolve em uma mistura concentrada de ácidos nítrico e fluorídrico (HNO₃-HF). Da mesma forma, ele se dissolve em uma solução alcalina quente, ocorrendo a seguinte reação química:

Si (s) + 2NaOH (aq) + H₂O (l) => Na₂sim₃(ac) + 2H₂(g)

O sal metassilicato de sódio, Na₂sim₃, também é formado quando o silício se dissolve em carbonato de sódio fundido:

Si (s) + Na₂CO₃(l) => Na₂sim₃(l) + C (s)

À temperatura ambiente não reage de forma alguma com o oxigênio, nem mesmo a 900 ºC, quando uma camada vítrea protetora de SiO começa a se formar₂; e então, a 1400 ºC, o silício reage com o nitrogênio no ar para formar uma mistura de nitretos, SiN e Si₃N₄.

O silício também reage a altas temperaturas com metais para formar silicidas metálicos:

2Mg (s) + Si (s) => Mg₂Sim (s)

2Cu (s) + Si (s) => Cu₂Sim (s)

À temperatura ambiente, ele reage de forma explosiva e direta com halogênios (não há camada de SiO₂ para protegê-lo disso). Por exemplo, temos a reação de formação de SiF₄:

Sim (s) + 2F₂(g) => SiF₄(g)

E embora o silício seja insolúvel em água, ele reage em brasa com um fluxo de vapor:

Sim (s) + H₂O (g) => SiO₂(s) + 2H₂(g)

Estrutura e configuração eletrônica

A imagem acima mostra a estrutura cúbica centrada na face (fcc), a mesma do diamante, para o cristal de silício. As esferas acinzentadas correspondem aos átomos de Si, que, como pode ser visto, estão covalentemente ligados uns aos outros; além disso, eles têm ambientes tetraédricos que são reproduzidos ao longo do cristal.

O cristal de silício é fcc porque um átomo de Si é observado localizado em cada uma das faces do cubo (6 × 1/2). Da mesma forma, existem oito átomos de Si nos vértices do cubo (8 × 1/8) e quatro localizados dentro do cubo (aqueles que mostram um tetraedro bem definido ao redor deles, 4 × 1).

Dito isso, cada célula unitária tem um total de oito átomos de silício (3 + 1 + 4, os números indicados no parágrafo acima); característica que ajuda a explicar sua alta dureza e rigidez, já que o silício puro é um cristal covalente como o diamante.

Caráter covalente

Esse caráter covalente se deve ao fato de que, assim como o carbono, o silício possui quatro elétrons de valência de acordo com sua configuração eletrônica:

[Ne] 3s² 3p²

Para a ligação, os orbitais 3s e 2p puros são inúteis. É por isso que o átomo cria quatro orbitais sp híbridos³, com o qual pode formar quatro ligações covalentes Si-Si e, desta forma, completar o octeto de valência para os dois átomos de silício.

O cristal de silício é então visualizado como uma rede tridimensional covalente composta de tetraedros interconectados.

No entanto, essa rede não é perfeita, pois possui defeitos e contornos de grão, que separam e definem um cristal do outro; e quando tais cristais são muito pequenos e numerosos, falamos de um sólido policristalino, identificado por seu brilho heterogêneo (semelhante a um mosaico de prata ou superfície escamosa).

Condutividade elétrica

As ligações Si-Si, com seus elétrons bem localizados, em princípio discordam do que se espera de um metal: um mar de elétrons “umedecendo” seus átomos; pelo menos é assim à temperatura ambiente.

Quando a temperatura aumenta, entretanto, o silício começa a conduzir eletricidade e, portanto, se comporta como um metal; ou seja, é um elemento metalóide semicondutor.

Silício amorfo

Os tetraedros de silício nem sempre adotam um padrão estrutural, mas podem ser arranjados de forma desordenada; e mesmo com átomos de silício cujas hibridizações parecem não ser sp³ mas sp², o que contribui para aumentar ainda mais o grau de desordem.Portanto, falamos de um silício amorfo e não cristalino.

No silício amorfo existem lacunas eletrônicas, onde alguns de seus átomos têm um orbital com um elétron desemparelhado. Graças a isso, seu sólido pode ser hidrogenado, dando origem à formação do silício amorfo hidrogenado; isto é, possui ligações Si-H, com as quais os tetraedros se completam em posições desordenadas e arbitrárias.

Esta seção é então concluída dizendo que o silício pode ocorrer em três tipos de sólidos (sem mencionar seu grau de pureza): cristalino, policristalino e amorfo.

Cada um deles tem seu próprio método ou processo de produção, bem como suas aplicações e trade-offs na hora de decidir qual dos três usar, conhecendo suas vantagens e desvantagens.

Onde encontrar e obter

O silício é o sétimo elemento mais abundante no Universo e o segundo na crosta terrestre, enriquecendo também o manto terrestre com sua vasta família de minerais. Este elemento associa-se extremamente bem com o oxigênio, formando uma ampla gama de óxidos; entre eles, sílica, SO₂e silicatos (de composição química diversa).

A sílica pode ser vista a olho nu em desertos e praias, já que a areia é composta principalmente de SiO₂. Por sua vez, esse óxido pode se manifestar em alguns polimorfos, sendo os mais comuns: quartzo, ametista, ágata, cristobalita, trípoli, coesita, estishovita e tridimita. Além disso, pode ser encontrado em sólidos amorfos, como opalas e terra de diatomáceas.

Os silicatos, por sua vez, são ainda mais ricos estrutural e quimicamente. Alguns dos minerais de silicato incluem: amianto (branco, marrom e azulado), feldspato, argilas, micas, olivinas, aluminossilicatos, zeólitas, anfibólios e piroxênios.

Praticamente todas as rochas são compostas de silício e oxigênio, com suas ligações de Si-O estáveis, e suas sílicas e silicatos misturados com óxidos de metal e espécies inorgânicas.

-Redução de sílica

O problema de obter silício é quebrar a ligação Si-O, para a qual fornos especiais e uma boa estratégia de redução são necessários. A matéria-prima desse processo é a sílica na forma de quartzo, que é previamente moída até a forma de um pó fino.

A partir desta sílica moída, pode ser preparado silício amorfo ou policristalino.

Silício amorfo

Em pequena escala, realizada em laboratório e com medidas apropriadas, a sílica é misturada com o pó de magnésio em um cadinho e incinerada na ausência de ar. A seguinte reação ocorre:

sim₂(s) + Mg (s) => 2MgO (s) + Si (s)

O magnésio e seu óxido são removidos com uma solução diluída de ácido clorídrico. Em seguida, o sólido remanescente é tratado com ácido fluorídrico, para que o SiO acabe de reagir₂ em excesso; caso contrário, o excesso de magnésio favorece a formação de seu respectivo siliceto, Mg₂Sim, composto indesejável para o processo.

O SiO₂ torna-se o gás volátil SiF₄, que é recuperado para outras sínteses químicas. Finalmente, a massa amorfa de silício é seca sob uma corrente de gás hidrogênio.

Outro método semelhante para obter silício amorfo é usar o mesmo SiF₄ produzido anteriormente, ou o SiCl₄ (adquirido anteriormente). Os vapores desses halogenetos de silício são passados sobre o sódio líquido em uma atmosfera inerte, de forma que a redução do gás possa ocorrer sem a presença de oxigênio:

SiCl₄(g) + 4Na (l) => Si (s) + 4NaCl (l)

Curiosamente, o silício amorfo é usado para fazer painéis solares com eficiência energética.

Silício cristalino

Partindo novamente da sílica ou quartzo pulverizado, são levados a um forno elétrico a arco, onde reagem com o coque. Desta forma, o agente redutor não é mais um metal, mas um material carbonáceo de alta pureza:

sim₂(s) + 2C (s) => Si (s) + 2CO (g)

A reação também produz carboneto de silício, SiC, que é neutralizado com um excesso de SiO₂ (novamente o quartzo está em excesso):

2SiC (s) + SiO₂(s) => 3Si (s) + 2CO (g)

Outro método para preparar silício cristalino é usar alumínio como agente redutor:

3SIM₂(s) + 4Al (l) => 3Si (s) + 2Al₂OU₃(s)

E a partir do sal hexafluorurosilicato de potássio, K₂[SiF₆], também reage com alumínio metálico ou potássio para produzir o mesmo produto:

K₂[SiF₆] (l) + 4Al (l) => 3Si (s) + 6KF (l) + 4AlF₃(g)

O silício se dissolve imediatamente no alumínio fundido e, quando o sistema é resfriado, o primeiro se cristaliza e se separa do segundo; isto é, formam-se cristais de silício, que aparecem em cores acinzentadas.

Silício policristalino

Ao contrário de outras sínteses ou produções, para obter silício policristalino, começa-se com uma fase gasosa de silano, SiH₄. Este gás é submetido a uma pirólise acima de 500 ºC, de tal forma que ocorre a decomposição térmica e assim, a partir de seus vapores iniciais, os policristais de silício acabam se depositando em uma superfície semicondutora.

A seguinte equação química exemplifica a reação que ocorre:

Se H₄(g) => Si (s) + H₂(g)

Obviamente, não deve haver oxigênio na câmara, pois reagiria com o SiH₄:

Se H₄(g) + 2O₂(g) => SiO₂(s) + 2H₂O (g)

E tal é a espontaneidade da reação de combustão que ocorre rapidamente em temperatura ambiente com exposição mínima do silano ao ar.

Outra rota sintética para produzir esse tipo de silício começa a partir do silício cristalino como matéria-prima. Fazem com que reaja com o cloreto de hidrogênio a uma temperatura em torno de 300 ºC, formando assim o triclorosilano:

Si (s) + 3HCl (g) => SiCl₃H (g) + H₂(g)

E o SiCl₃H reage a 1100 ° C para regenerar o silício, mas agora policristalino:

4SiCl₃H (g) => Si (s) + 3SiCl₄(g) + 2H₂(g)

Basta olhar as equações para ter uma ideia do trabalho e dos rigorosos parâmetros de produção que devem ser considerados.

Isótopos

O silício ocorre naturalmente e principalmente como o isótopo ²⁸Sim, com abundância de 92,23%.

Além disso, existem dois outros isótopos que são estáveis e, portanto, não sofrem decaimento radioativo: ²⁹Sim, com abundância de 4,67%; Y ³⁰Sim, com abundância de 3,10%. Sendo tão abundante o ²⁸Sim, não é surpreendente que o peso atômico do silício seja 28,084 u.

O silício também pode ser encontrado em vários radioisótopos, mais notavelmente o ³¹Sim (t_1/2= 2,62 horas) e ³²Sim (t_1/2= 153 anos). Os demais (²²Sim - ⁴⁴Sim têm t_1/2muito curto ou breve (menos de centésimos de segundo).

Riscos

O silício puro é uma substância relativamente inerte, portanto, geralmente não se acumula em nenhum órgão ou tecido, desde que a exposição a ele seja baixa. Na forma de pó pode irritar os olhos, causando lacrimejamento ou vermelhidão, enquanto o toque pode causar desconforto na pele, coceira e descamação.

Quando a exposição é muito alta, o silício pode causar danos aos pulmões; mas sem sequelas, a menos que a quantidade seja suficiente para causar asfixia. No entanto, esse não é o caso do quartzo, que está associado ao câncer de pulmão e a doenças como bronquite e enfisema.

Além disso, o silício puro é muito raro na natureza e seus compostos, tão abundantes na crosta terrestre, não representam nenhum risco para o meio ambiente.

Agora, com relação ao organossilício, eles podem ser tóxicos; Mas como são muitos, depende de qual deles está sendo considerado, bem como de outros fatores (reatividade, pH, mecanismo de ação, etc.).

Formulários

Indústria de construção

Os minerais de silício constituem a "pedra" com a qual os edifícios, casas ou monumentos são construídos. Por exemplo, cimentos, concretos, estuques e tijolos refratários, consistem em misturas sólidas à base de silicatos. A partir dessa abordagem, pode-se imaginar a utilidade que esse elemento tem nas cidades e na arquitetura.

Vidros e cerâmicas

Os cristais usados em dispositivos ópticos podem ser feitos de sílica, seja como isolantes, células de amostra, espectrofotômetros, cristais piezoelétricos ou meras lentes.

Além disso, quando o material é preparado com múltiplos aditivos, ele acaba se transformando em um sólido amorfo, conhecido como vidro; e montanhas de areia são geralmente a fonte da sílica ou quartzo necessário para sua produção. Por outro lado, com silicatos são fabricados materiais cerâmicos e porcelanas.

Entrelaçando ideias, o silício também está presente no artesanato e na ornamentação.

Ligas

Os átomos de silício podem coalescer e ser miscíveis com uma matriz metálica, tornando-se um aditivo para muitas ligas ou metais; por exemplo, aço, para fazer núcleos magnéticos; bronzes, para a fabricação de cabos telefônicos; e alumínio, na produção da liga alumínio-silício destinada a peças automotivas leves.

Portanto, ela não pode ser encontrada apenas na "pedra" dos edifícios, mas também nos metais de suas colunas.

Dessecantes

A sílica, na forma de gel ou amorfa, permite a fabricação de sólidos que atuam como dessecantes, prendendo as moléculas de água que entram no recipiente e mantendo seu interior seco.

Industria eletronica

Camadas de silício de diferentes espessuras e cores fazem parte dos chips de computador, pois com seus sólidos (cristalinos ou amorfos), foram projetados circuitos integrados e células solares.

Por ser um semicondutor, incorpora átomos com menos (Al, B, Ga) ou mais elétrons (P, As, Sb) para transformá-lo em semicondutores do tipo p ou n, respectivamente. Com as junções de dois silicones, um n e o outro p, são fabricados diodos emissores de luz.

Polímeros de silicone

A famosa cola de silicone consiste em um polímero orgânico suportado pela estabilidade das cadeias de ligações Si-O-Si ... Se essas cadeias forem muito longas, curtas ou reticuladas, as propriedades do polímero de silicone mudam, assim como suas aplicações finais. .

Dentre seus usos, listados a seguir, podem ser citados os seguintes:

-Cha ou adesivo, não só para unir papéis, mas blocos de construção, borrachas, painéis de vidro, pedras, etc.

-Lubrificantes em sistemas de travagem hidráulica

-Fortalece tintas e melhora o brilho e a intensidade de suas cores, permitindo-lhes resistir às mudanças de temperatura sem rachar ou corroer

-São utilizados como sprays repelentes de água, o que mantém algumas superfícies ou objetos secos

- Dão aos produtos de higiene pessoal (cremes dentais, shampoos, géis, cremes de barbear, etc.) a sensação de serem sedosos

- Seus revestimentos protegem os componentes eletrônicos de dispositivos delicados, como microprocessadores, do calor e da umidade

-Com polímeros de silicone, várias das bolas de borracha foram feitas que quicam assim que caem no chão.

Referências

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