Silaani
| Silaani | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| Muut nimet |
monosilaani, piitetrahydridi, silikaani |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | SiH4 |
| Moolimassa | 32,118 g/mol |
| Ulkomuoto | väritön kaasu |
| Sulamispiste | −185 °C (88 K) |
| Kiehumispiste | −112 °C (161 K) |
| Tiheys | 1,313 g/dm3 (kaasu) |
| Liukoisuus veteen | ei liukene |
Silaani (SiH4) on kaasumainen piin yhdiste. Se on yksinkertaisin silaaniyhdiste samalla tavalla kuin metaani (CH4) on alkaaneista yksinkertaisin.
Ominaisuudet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Silaani on erittäin helposti syttyvä kaasu. Se syttyy, jos sen pitoisuus ilmassa on yli 1,4 tilavuusprosenttia. Silaani on ilmaa raskaampaa, ja sillä on tunnusomainen haju. Silaani on voimakas pelkistin.[2]
Silaani ei hajoa vedessä eikä laimeissa happoliuoksissa. Sen sijaan pienikin määrä emästä riittää hydrolysoimaan sen. Reaktiossa syntyy vetyä. Silaani reagoi halogeenien kanssa räjähdysmäisesti huoneenlämmössä, mutta esimerkiksi alumiinikloridin (AlCl3) avulla voidaan silaanista valmistaa kloorisilaania (SiH3Cl).[3]
Silaanin reaktioita voidaan selittää sillä, että piillä on pii-vetysidoksessa elektronegatiivisuuseron vuoksi positiivinen osittaisvaraus. Silaani reagoi esimerkiksi alkeenien kanssa additiomekanismilla, kun reaktioastiaan ohjataan UV-säteilyä:
- SiH4 + H2C=CH2 → C2H5SiH3.
Valmistus
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Silaania voidaan valmistaa laboratoriossa hydrolysoimalla magnesiumsilisidiä (Mg2Si) hapolla. Reaktiossa syntyy eri silaanien seos, josta silaani voidaan erottaa jakotislauksella tai kromatografisilla menetelmillä. Mg2Si voidaan valmistaa kuumentamalla piitä ja magnesiumia ilmattomassa tilassa. Suurempi silaanin saanto saavutetaan kuumentamalla litiumalumiinihydridiä (LiAlH4) piidioksidin (SiO2) tai piitetrakloridin (SiCl4) kanssa 150–170 °C:ssa.[4]
Hyvin puhdasta silaania voidaan tehdä pelkistämällä vedyllä piidioksidia tai alkalisilikaatteja alumiinin ja alumiinikloridin läsnä ollessa 400 ilmakehän paineessa ja 175 °C:ssa. Parhaat tulokset saadaan käyttämällä alumiinikloridin ja natriumkloridin eutektista seosta, jonka sulamispiste on 120 °C.[5]
Käyttö
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Silaania käytetään muun muassa puolijohteiden valmistuksessa. Esimerkiksi aurinkokennoihin voidaan tuottaa monikiteisen piin kerroksia hajottamalla silaania 600–650 °C:ssa seuraavan kokonaisreaktion mukaisesti[6]:
- SiH4 → Si + 2 H2.
Esiintyminen maailmankaikkeudessa
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Silaani havaittiin tähtienvälisessä aineessa infrapunaspektrin perusteella vuonna 1983[7]. Silaania ei esiinny ilmakehässä luonnollisesti, vaan sitä valmistetaan synteettisesti.
Lähteet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]- ↑ Silane PubChem. Viitattu 19.4.2024. (englanniksi)
- ↑ Silaanin kansainvälinen kemikaalikortti
- ↑ Cotton, Wilkinson, Murillo & Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry, 6. painos, s. 269, Wiley-Interscience (1999).
- ↑ F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson: Advanced Inorganic Chemistry, 2. painos, s. 465 (1967).
- ↑ H. L. Jackson, F. D. Marsh & E. L. Muetterties: Inorganic Chemistry, 2, 43 (1963).
- ↑ S. M. Sze: Semiconductor devices – Physics and Technology, s. 362, John Wiley & Sons (1985).
- ↑ D. M. Goldhaber & A. L. Betz, The Astrophysical Journal, 279:L55–L58 (1984).