Der Grund, warum Kohlendioxid ein Gas und Siliziumdioxid ein Feststoff ist, liegt darin, dass ihre chemischen Strukturen unterschiedlich sind.

Kohlendioxid ist a lineare Struktur mit zwei Doppelbindungen zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff. Es ist ein kleines Molekül und unpolar mit nur schwachen Bindungen zwischen den Molekülen. Daher ist es ein Gas.

Siliziumdioxid wird nicht aus kleinen Molekülen gebildet. Es besteht aus einer unendlichen Anordnung von Silikonen, wobei jedes Silizium an vier separate Sauerstoffatome gebunden ist (und jeder Sauerstoff zwischen zwei Silikonen geteilt wird). Dies erzeugt einen starken feuerfesten Feststoff (Glas und Sand sind meistens Siliziumdioxid, auch bekannt als Siliciumdioxid). Die gleiche scheinbare Gesamtformel beschreibt also überhaupt nicht die tatsächliche Struktur der Verbindungen. Aber die Strukturen erklären den Unterschied im Verhalten.

Natürlich erklärt dies nicht , warum Silizium es bevorzugt, sich mit vier Sauerstoffatomen zu verbinden, wenn Kohlenstoff nur zwei bevorzugt . Dies ist nicht ganz einfach und ergibt sich aus den relativen Bindungsstärken von Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungen, Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindungen und den äquivalenten Bindungen für Silizium und Sauerstoff. Die einfache Version ist, dass Silizium-Sauerstoffbindungen im Verhältnis zu ihren Doppelbindungsäquivalenten stark sind, während Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindungen im Verhältnis zu ihren Einfachbindungsäquivalenten stark sind. Genauer gesagt, wenn wir ein Kohlenstoff-Sauerstoff-Netzwerk mit der äquivalenten Struktur zu Kieselsäure fest machen könnten, würde es dazu neigen, in Kohlendioxid zu zerfallen. Wenn wir Siliziumdioxidmoleküle herstellen könnten, würden sie unter Freisetzung von Energie zu Kieselsäure reagieren.

Bei tieferen Erklärungen müsste untersucht werden, warum sich die relativen Stärken von Doppel- und Einfachbindungen so entwickeln, aber dies würde in die molekulare Quantenmechanik einfließen und wäre als Erklärung nicht viel nützlicher.

Die einfachste Erklärung ist die Tatsache, dass die Strukturen unterschiedlich sind.

Wenn Sie sich die Kristallstruktur von Siliziumdioxid ($ \ ce {SiO2} $) ansehen, werden Sie feststellen, dass es aus Tetraedern besteht (ein Silizium ist von 4 Sauerstoffatomen umgeben) und diese Tetraeder wiederum miteinander verbunden sind und bilden anschließend ein zweidimensionales Netzwerk, das groß genug ist, um diese Substanz zu einem Feststoff zu machen.

Auch der Faktor 2,5 in der Masse macht einen großen Unterschied, ist aber für diese Diskussion nicht relevant. Ich würde empfehlen, jedes Buch über anorganische Chemie zu lesen, in dem solche Themen ausführlich behandelt werden. Van-der-Vaals-Kräfte spielen nur in langkettigen Kohlenhydraten wie Fetten eine bedeutende Rolle und werden in "anorganischen" Molekülen nicht wirklich beobachtet.

$ \ ce {CO_2} $ -Moleküle können im Kristall keinen Kristall bilden So wie es $ \ ce {SiO2} $ -Einheiten tun, und ich glaube nicht, dass ich erklären muss, warum. Es hat auch kein Dipolmoment und keine Van-der-Waals-Kräfte zwischen den Molekülen

Elemente der Antwort sind hier auch in anderen Antworten enthalten, dies muss jedoch noch weiter herausgearbeitet werden. Es hat mit den Bindungsenergien von C-O, Si-O, C = O und Si = O zu tun. Ich habe die Zahlen nicht zur Hand, aber arbeiten Sie es aus und es wird Ihnen zeigen, dass Kohlenstoff in Form von $ \ ce {CO2} $ am stabilsten ist und Silizium als tetraedrisches Netzwerk am stabilsten ist (ähnlich wie Diamant). )

Der Grund, warum $ \ ce {CO2} $ ein Gas ist, kann leicht anhand intermolekularer Bindungsprinzipien erklärt werden, die Sie leicht nachschlagen können.

Dies liegt an der Struktur des $ \ ce {CO2} $. Zwei der Valenzelektronen des Kohlenstoffs hybridisieren zu zwei $ sp $ -Hybridorbitalen. Infolgedessen ist das Molekül eindimensional mit einem Winkel von 180 $ ^ \ circ $ zwischen Bindungen und vollständig unpolar. Das $ \ ce {Si} $ bildet andererseits keine solchen Bindungen und der Winkel ist weit von 180 ° entfernt, was es in Verbindung mit Sauerstoff mit hoher Elektronegativität ziemlich polar macht. Daher ist die Wechselwirkung zwischen benachbarten $ \ ce {Si} $ - und $ \ ce {O} $ -Atomen verschiedener $ \ ce {SiO2} $ -Moleküle viel höher, und infolgedessen benötigen Sie viel mehr Energie, um den Feststoff zu brechen und ihn zu geben ein erhöhter Schmelzpunkt.

Die Masse (wie in verschiedenen Kommentaren diskutiert) spielt hier keine Rolle, da es sich um Wechselwirkungen oder Kräfte handelt. Die Anziehungskraft einzelner Atome oder Moleküle ist lächerlich gering und findet bei solchen Berechnungen keine Überlegungen (wie es sollte!).

Silica ($ \ ce {SiO_2} $) hat eine dreidimensionale Struktur. Es hat sehr starke Si-O-Bindungen und einen hohen Schmelzpunkt.

In $ \ ce {CO2} $ (das eine lineare Form hat) gibt es jedoch schwache CO-Bindungen ohne Dipolmoment und es hat sp Hybridisierung. Aufgrund dieser Art der Bindung und großer Lücken im $ \ ce {CO2} $ -Molekül ist $ \ ce {CO2} $ ein Gas.