Δισιλανόλη

Η δισιλανόλη ή υδροξυδισιλάνιο (αγγλ. disilanol) είναι ανόργανη χημική ένωση, που περιέχει πυρίτιο, υδρογόνο και οξυγόνο, με μοριακό τύπο Si₂H₆O, αν και συνήθως παριστάνεται πιο αναλυτικά με τον ημισυντακτικό τύπο SiH₃SiH₂OH. Είναι το πυριτιούχο ανάλογο της αιθανόλης. Ο όρος επεκτείνεται και πέραν της «μητρικής» ένωσης και σε μια σειρά από ανόργανα και οργανικά «θυγατρικά» παράγωγα αυτής, με γενικό τύπο Si₂R₅OH, όπου τα όχι απαραίτητα ίδια R μπορεί να είναι υδρογόνα, αλογόνα ή διάφορες μονοσθενείς ανόργανες ή οργανικές ρίζες. Επίσης, δύο (2) ή τρία (3) R μαζί μπορεί να παριστάνουν δισθενείς ή και τρισθενείς ρίζες, σχηματίζοντας έτσι και ετεροκυκλικές δισιλανόλες.

Δομή

Η μοριακή δομή της δισιλανόλης ομοιάζει γεωμετρικά με αυτήν της αιθανόλης. Ωστόσο οι δεσμοί Si-Η είναι πολωμένοι κατά την έννοια Si^δ+-H^δ-, γιατί το πυρίτιο έχει μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα (1,90 κατά Pauling) και από τον άνθρακα (2,55 κατά Paouling) και από το υδρογόνο (2,20 κατά Pauling). Επίσης, η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ πυριτίου και οξυγόνου (3,44 κατά Pauling) είναι πολύ μεγαλύτερη από την αντίστοιχη άνθρακα - οξυγόνου. Το γεγονός αυτό δίνει μεγάλο ποσοστό ετεροπολικότητας (44,6%) στο δεσμό Si-Ο, δηλαδή έχουμε σε μεγάλο ποσοστό μια ένωση της μορφής [Si₂H₅]⁺OH^-.

Παραγωγή

Από αλοσιλάνια και παράγωγά τους

Οι σιλανόλες, γενικά, συνθέτονται με υδρόλυση αλοσιλανίων, αλκοξυσιλανίων, ακυλοσιλανίων ή αμινοσιλανίων. Τα χλωροσιλάνια είναι τα πιο συνηθισμένα αντιδραστήρια, που χρησιμοποιούνται για το σκοπό αυτό. Έτσι, για την ίδια τη δισιλανόλη έχουμε αντίστοιχα:

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{X}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{X}$

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{R}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{R}\mathrm{O}\mathrm{H}$

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{R}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{R}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{O}$

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}$

Η υδρόλυση των φθοροδισιλανίων απαιτεί πιο δραστικά αντιδραστήρια, όπως τη χρήση βάσης. Τα αλκοξυδισιλάνια (ή δισιλυλαιθέρες του γενικού τύπου SiR₃SiR₂OR΄, όπου R υδρογόνο ή κάποιος μονονσθενής υποκαταστάτης του και R΄ μονονσθενής οργανική ομάδα) υδρολύονται αργά. Σε σύγκριση με τους δισιλυλαιθέρες, οι οξικοί δισιλυλεστέρες υδρολύονται ταχύτερα, με το πλεονέκτημα που έχουν να απελευθερώνουν αιθανικό οξύ, που είναι λιγότερο «επιθετικό». Για το λόγο αυτόν μερικές φορές οι οξικοί δισιλυλεστέρες προτιμούνται για ορισμένες εφαρμογές.

Από σιλάνιο

Μια εναλλακτική παραγωγική οδός περιλαμβάνει την οξυγόνωση διιλανίου. Ένα μεγάλο εύρος οξειδωτικών μπορούν να αξιοποιηθούν, που περιλαμβάνουν ατμοσφαιρικό αέρα (περιέχει οξυγόνο), υπεροξέα (RCO₃H), διοξιράνια και υπερμαγγανικό κάλιο (KMnO₄). Με την παρουσία μεταλλικών καταλυτών ή τριφθοριούχου βορίου (και πάλι ως καταλύτη), το σιλάνιο υδρολύεται:

$\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{}{\to }\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}$

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\mathrm{+}\mathrm{R}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{H}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{R}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{H}$

$\mathrm{+}\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{O}$

$\mathrm{5}\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\stackrel{}{\to }\mathrm{5}\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{6}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{B{F}_3}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{H}}_{\mathrm{5}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

Οξεοβασική συμπεριφορά

Η δισιλανόλη είναι πιο όξινη από τη αντίστοιχη αιθανόλη. Η αποπροτωνίωση της δισιλανόλης δίνει ως συζυγή βάση ένα ανιόν τύπου Si₂H₅O^-, το οποίο μπορεί να λειτουργήσει ως συναρμωτής που χρησιμοποιείται για να υποστηρίξει καταλύτες. Παρόλη τη (συγκριτικά) αυξημένη της οξύτητα, η σιλανόλη φαίνεται να είναι (ταυτόχρονα) σχεδόν το ίδιο βασική όπως και η αιθανόλη.

Πηγές

• Γ. Βάρβογλη, Ν. Αλεξάνδρου, Οργανική Χημεία, Αθήνα 1972
• Α. Βάρβογλη, «Χημεία Οργανικών Ενώσεων», παρατηρητής, Θεσσαλονίκη 1991
• SCHAUM'S OUTLINE SERIES: ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ, μετφ. Α. Βάρβογλη, 1999
• Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν.Α. Πετάση 1982

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές

Πρότυπο:Ενώσεις πυριτίου Πρότυπο:Ανόργανες ενώσεις υδρογόνου Πρότυπο:Ανόργανες ενώσεις οξυγόνου