La respuesta más fácil es que la sílice, o dióxido de silicio, es la forma natural de silicio en nuestro medio ambiente terrestre, ya que ha sido “reducida” por el contacto natural con el oxígeno para formar minerales de sílice como el cuarzo, que luego son degradados por procesos ambientales como la erosión y ciclo de congelación-descongelación para producir arena. Parte de esta arena fue pisoteada, prácticamente sin cambios, por las primeras criaturas que salieron de los océanos y caminaron por tierra. Para convertirlo en vidrio, todo lo que realmente hacemos a la sílice es cambiar su forma física fundiéndola y volviéndola a formar.
Sin embargo, eso realmente no explica “por qué” el dióxido de silicio y otros óxidos son tan estables. Para entender eso, debes entender un poco sobre el oxígeno mismo. El oxígeno es un elemento relativamente liviano (solo en la segunda fila de la tabla periódica después del hidrógeno y el helio), y solo le faltan 2 electrones para llenar su “capa de valencia” (en la tercera columna de la derecha). Sin entrar en tres semestres de química introductoria de secundaria y universidad, esta ubicación en la tabla periódica indica que el oxígeno tiene una alta afinidad por los electrones; está en su forma más estable cuando ha adquirido dos electrones adicionales, ya sea robándolos o compartiéndolos con otro átomo, para llenar su capa de valencia. Debido a que es tan liviano, los electrones de valencia están relativamente cerca del núcleo del átomo y, por lo tanto, están más unidos a él.
El oxígeno, por lo tanto, es altamente “electronegativo”; reaccionará, con bastante entusiasmo, con casi cualquier cosa que sea menos electronegativa que sí misma y, por lo tanto, más dispuesta a abandonar un electrón. Este proceso de robar o compartir electrones en una reacción química se llama “oxidación-reducción” o “redox”; la mitad de “oxidación”, que describe la pérdida de electrones de un elemento a otro elemento con una mayor afinidad (que se “reduce” al obtener el electrón), tiene ese nombre porque hasta que el flúor se aisló e identificó como un elemento en el medio 1800, el oxígeno tenía la mayor afinidad por los electrones de cualquier sustancia conocida por el hombre, y también lo era el “oxidante” más fuerte. Sigue siendo un respetable # 2 detrás del flúor.
Una vez que un elemento menos electronegativo reacciona con oxígeno, la molécula resultante tiende a ser muy estable; Se requiere una gran cantidad de energía para que el oxígeno libere los electrones que está compartiendo y, en su lugar, se una con otra cosa al tomar sus electrones. La única forma en que esto suele ocurrir es cuando se le da al oxígeno algo aún menos electronegativo para compartir, junto con suficiente calor para romper los enlaces existentes. Algunas de las sustancias químicamente más inertes del planeta son los óxidos, especialmente los óxidos de metales y “metaloides” que ocupan el centro relativo tanto de la tabla periódica como del espectro de electronegatividad. La “reacción termita” entre el óxido y el aluminio finamente en polvo es un ejemplo; El óxido libera el oxígeno, volviendo al hierro elemental, y el oxígeno forma un enlace aún más estable con el aluminio. Sin embargo, esta reacción requiere romper un enlace ya muy estable; normalmente se necesita un fusible de alambre de magnesio, que se quema a 2000 grados Fahrenheit (otra reacción de oxidación con un producto estable), para iniciar la reacción.
Ahora, el silicio está muy cerca de ser un metal; Es solo una columna a la derecha del aluminio, y una fila sobre el germanio, ambos considerados “metales sin transición”. También está en la misma columna que el carbono, y al igual que el carbono, su caparazón de valencia está exactamente medio lleno, por lo que busca llenar su capa compartiendo. Es un partido hecho en el cielo; cada uno de los dos átomos de oxígeno comparte dos electrones con el silicio y los mantiene relativamente cerca de su propio núcleo; sin embargo, a diferencia de otros elementos “electropositivos” en el extremo izquierdo de la tabla periódica que buscan deshacerse de uno o dos electrones por completo, el silicio todavía está muy interesado en mantener una capa de valencia completa, por lo que los orbitales que contienen los electrones compartidos se superponen significativamente con los del oxígeno, creando un doble enlace altamente estable entre el silicio y cada oxígeno.
El dióxido de silicio es un ejemplo de un compuesto “completamente oxidado”; agregar más oxígeno no hace nada porque el silicio está completamente “saturado” a nivel molecular y no tiene más electrones para compartir. Por lo tanto, no se “quemará” incluso en oxígeno puro (la combustión es una forma de reacción redox), y al igual que su dióxido de carbono relativo, a menudo se usa para sofocar incendios al desplazar el oxígeno. Debido a que los enlaces son tan fuertes, casi nada puede romper la molécula.
… Casi nada. Mencioné flúor, y que era aún más reactivo que el oxígeno. Los compuestos de flúor, especialmente los compuestos donde el flúor se une al hidrógeno, formando un ácido u otro “halógeno” como el bromo o un “calcógeno” como el oxígeno, son la clase más grande de compuestos que pueden reemplazar fácilmente el oxígeno en enlaces químicos, simplemente irrumpiendo y robando el electrón del enlace directamente. El ácido fluorhídrico (HF) se grabará y eventualmente se comerá a través de un recipiente de vidrio. El trifluoruro de cloro, que combina el flúor reactivo con el elemento electronegativo n. ° 3, el cloro, literalmente incendiará la arena (y eso sin mencionar lo que hace a los compuestos orgánicos como la carne humana). Un homólogo, el trifluoruro de bromo, es solo un poco más fácil de manejar. La reactividad del flúor es una de las razones por las que fue tan difícil de aislar, y la razón por la que tantos científicos fueron envenenados o explotaron al intentar hacerlo.
