Siliciumdioxid

Siliciumdioxid (häufig auch: Siliziumdioxid) ist der Sammelbegriff für chemische Verbindungen mit der Summenformel SiO₂. Im Deutschen wird für Siliciumdioxid fälschlich auch die Bezeichnung Kieselsäure benutzt, obwohl Siliciumdioxid nur das Anhydrid der ortho-Kieselsäure Si(OH)₄ oder H₄SiO₄ ist, die sich aus Siliciumdioxid durch Anlagerung von zwei Molekülen Wasser bildet.

Siliciumdioxid ist der Hauptbestandteil aller Glassorten.

Weiteres empfehlenswertes Fachwissen

Leitfaden für die Waagenreinigung: 8 einfache Schritte

Wie kann man Pipetten schnell überprüfen?

Leitfaden zu den grundlegenden Laborkenntnissen

Mineralogie und Vorkommen

Nichtkristallines (amorphes) SiO₂ kommt natürlich in weitgehend reiner Form – auch in vulkanischen Gläsern und Tektiten – vor, die in ihrer Zusammensetzung sehr inhomogen und uneinheitlich sind:

• biogen: Skelette von Radiolarien, Diatomeen und Schwämmen aus Opal, diagenetisch zu Gestein verfestigt, zum Beispiel zu Kieselschiefer
• Geyserit: amorphe Sinterprodukte heißer Quellen
• Tachylit: vulkanisches Glas basaltischer Zusammensetzung, das neben SiO₂ größere Gehalte an FeO, MgO, CaO und Al₂O₃ enthält
• Obsidian: vulkanisches Glas granitischer Zusammensetzung
• Tektit: Gesteinsgläser entstanden durch Schmelzen von Gestein infolge von Meteoriteneinschlägen
• Lechatelierit: reines natürliches SiO₂-Glas wie es z. B. in Tektiten vorkommt oder bei Blitzeinschlägen in Quarzsande entsteht (Fulgurit)
• Opal
• SiO₂-Schmelze: bei Temperaturen oberhalb von 1727 °C (bei 1 bar)

Im Gegensatz zum amorphen SiO₂ haben die kristallinen Formen nur eine sehr geringe Toleranz gegenüber Verunreinigungen. Sie unterscheiden sich nur in ihrer Struktur.

• Moganit (Chalcedon):
• α-Quarz (Tiefquarz): Bildungsbedingungen: Temperatur T < 573 °C, Druck p < 20 kbar
• β-Quarz (Hochquarz): 573 °C < T < 867 °C, p < 30 kbar
• Tridymit: 867 °C < 1470 °C, p < 5 kbar
• Cristobalit: 1470 °C < 1727 °C
• Coesit: 20 kbar < p < 75 kbar
• Stishovit: 75 kbar < p < ? kbar

Siliciumdioxid bildet als Teil von Silikaten wie z. B. Feldspat, Tonmineralen oder in freier Form als Quarz den Hauptbestandteil der Erdkruste und somit auch die häufigste Siliciumverbindung.

Chemische Eigenschaften

Wasser und Säuren vermögen SiO₂ praktisch nicht aufzulösen, ausgenommen Flusssäure (HF), von der es unter Bildung von gasförmigem Siliciumtetrafluorid (SiF₄) angegriffen wird. Alkalischmelzen und – in schwächerem Ausmaß – auch wässrige Alkalilaugen lösen besonderes amorphes Siliciumdioxid.

Technische Herstellung

Synthetisches SiO₂, das meist amorph vorliegt, wird großtechnisch in unterschiedlichen Prozessen in großen Mengen erzeugt.

Die großtechnische Herstellung von synthetischem SiO₂ erfolgt hauptsächlich über Fällungsprozesse ausgehend von Wasserglas, das durch Aufschließen von Quarzsand mit Natriumcarbonat oder Kaliumcarbonat erhältlich ist. So erzeugtes SiO₂ nennt man je nach Prozessbedingungen Fällungskieselsäuren oder Kieselgele. Eine weitere wichtige Herstellungsvariante ist die Erzeugung von so genanntem pyrogenen SiO₂ in einer Knallgasflamme, ausgehend von flüssigen Chlorsilanen wie Siliciumtetrachlorid (SiCl₄). Wichtige Hersteller von synthetischen Kieselsäuren sind Degussa, Wacker-Chemie, Rhodia, Grace und andere.

Technische Anwendung

Synthetisches SiO₂ spielt im Alltag meist unbemerkt eine große Rolle. In Farben und Lacken, Kunst- und Klebstoffen ist es ebenso wichtig wie in modernen Fertigungsprozessen in der Halbleitertechnik oder als Pigment in Inkjetpapier-Beschichtungen. Als ungiftige Substanz ist es in pharmazeutischen Artikeln genauso vertreten wie in kosmetischen Produkten, wird in Lebensmittelprozessen (z. B. Bierklärung) und als Putzhilfe in Zahnpasta verwendet. Mengenmäßig zu den Hauptanwendungen zählen der Einsatz als Füllstoff für Kunststoffe und Dichtmassen, insbesondere in Gummiartikeln. Moderne Autoreifen profitieren von der Verstärkung durch ein spezielles SiO₂-System und sparen dabei gegenüber den traditionell nur mit Ruß gefüllten Gummimischungen ca. 5 % Treibstoff bei gleichzeitig verbesserten Sicherheitsleistungen.

Die mengenmäßig größte Bedeutung kommt Siliciumdioxid natürlich in Form von Glas zu. Meistens wird es mit Stoffen wie Aluminiumoxid, Boroxid, Calcium- und Natriumoxid vermischt, um die Schmelztemperatur zu senken, die Verarbeitung zu erleichtern oder die Eigenschaften des Endprodukts zu verbessern. Reines Siliciumdioxid ist schwer schmelzbares Quarzglas, das dafür aber besonders robust ist.

Quarzglas wird in der Optik in Form von Linsen, Prismen, etc. verwendet. In der Mikrosystemtechnik oder Nanotechnologie häufig auch als Maskenträger, als Gate-Oxid im MOSFET und als Isolierschichten in ICs (integrierten Schaltkreisen). Im chemischen Labor wird Quarzglas als Geräteglas eingesetzt, sobald besonders hohe Temperatur-Wechsel-Beständigkeit, chemische Beständigkeit bzw. UV-Durchlässigkeit gefordert werden. Üblicherweise verwendet man im Labor das ebenfalls relativ beständige Borosilikatglas.

Auch wird SiO₂ zunehmend in der Lebensmittelindustrie eingesetzt. So findet man es z. B. in Gewürzen und Gewürzmischungen (meist Paprikamischungen).

Eine weitere Verwendungsmöglichkeit für Siliziumdioxid findet sich in der Pyrotechnik, wo es verwendet wird, um z. B. Brandgels herzustellen. Oder auch als Bekämpfungsmittel gegen den Kornkäfer (der das Korn aushöhlt,Wärme erzeugt und so den Befall durch Schimmelpilze (etc.) fördert).

Siehe auch

• Quarz