Σιλανοδιόλη

Η σιλανοδιόλη ή διυδροξυσιλάνιο (αγγλικά: silanediol) είναι ανόργανη χημική ένωση, που περιέχει πυρίτιο, υδρογόνο και οξυγόνο, με μοριακό τύπο SiH₄O₂, αν και συνήθως παριστάνεται πιο αναλυτικά με τον ημισυντακτικό τύπο SiH₂(OH)₂. Είναι το πυριτιούχο ανάλογο της μεθανοδιόλης. Εκτός από τη «μητρική» σιλανοδιόλη, ο όρος επεκτείνεται και σε μια ευρύτερη ομάδα ανόργανων και οργανικών «θυγατρικών» ενώσεων, που περιέχουν πυρίτιο και δύο (2) ομάδες υδροξυλίου άμεσα ενωμένες με άτομο πυριτίου.

Δομή

Η μοριακή δομή της δισιλανόλης ομοιάζει γεωμετρικά με αυτήν της μεθανοδιόλης. 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 [SiH₃]⁺OH^-.

Δεσμοί
Δεσμός	τύπος δεσμού	ηλεκτρονική δομή	Μήκος δεσμού	Ιονισμός
Si-O	σ	3sp³ -2sp³	163 pm	44,6% Si+ O-
O-H	σ	2sp³ -1s	96 pm	32% H+ O-
Si-H	σ	3sp³-1s	148 pm	3% Si+ H-
Γωνίες
HSiΗ	109° 28'
HSiO	109° 28'
SiOH	104,45°
Στατιστικό ηλεκτρικό φορτίο
Ο	-0,766
Η (H-Si)	-0,03
Η (H-O)	+0,32
Si	+1,272

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 τη σιλανοδιόλη έχουμε αντίστοιχα:

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

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

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

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

Η υδρόλυση των διφθοροσιλανίων απαιτεί πιο δραστικά αντιδραστήρια, όπως τη χρήση βάσης. Τα διαλκοξυσιλάνια (ή σιλυλαιθέρες του γενικού τύπου R₂Si(OR)₂, όπου τα όχι απαραίτητα ίδια R μπορεί να είναι κάποιος μονονσθενής υποκαταστάτης, υδρολύονται αργά. Σε σύγκριση με τους υπόλοιπους σιλυλοδιαιθέρες, 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 σιλυλοδιεστέρες προτιμούνται για ορισμένες εφαρμογές.

Από σιλάνιο

Μια εναλλακτική παραγωγική οδός περιλαμβάνει την οξυγόνωση σιλανίου. 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:

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{R}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{H}\stackrel{}{\to }\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{R}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{H}$

$\mathrm{+}\frac{1}{2}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\stackrel{}{\to }\frac{1}{2}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{H}\mathrm{O}$

$\mathrm{5}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\stackrel{}{\to }\mathrm{5}\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{B{F}_3}{\to }\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$

Οξεοβασική συμπεριφορά

Η σιλανοδιόλη είναι πιο όξινη από τη αντίστοιχη μεθανοδιόλη. Η αποπροτωνίωση της σιλανοδιόλης δίνει ως συζυγή βάση ένα ανιόν τύπου SiH₂(OH)O^-, το οποίο μπορεί να λειτουργήσει ως συναρμωτής που χρησιμοποιείται για να υποστηρίξει καταλύτες. Παρόλη τη (συγκριτικά) αυξημένη της οξύτητα, η σιλανοδιόλη φαίνεται να είναι (ταυτόχρονα) σχεδόν το ίδιο βασική όπως και η μεθανοδιόλη.

Πηγές

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