Boro

Este es el único elemento de la familia 3A no metálico. Hay dos alótropos del boro; el boro amorfo es un polvo marrón mientras que el boro metálico es negro. La forma metálica es dura (9,3 en la escala de Mohs) y es un mal conductor a temperatura ambiente. No se ha encontrado libre en la naturaleza.

ObtenciónLa mayor fuente de boro son los boratos de depósitos evaporíticos, como el bórax (Na2B4O7·8H2O, Borato de sodio o Tetraborato de sodio) que se obtiene por reducción con manganeso y, con menos importancia, la colemanita (Ca2B6O11·5H2O Borato de calcio pentahídratado).

Precipita como ácido ortobórico H3BO3 alrededor de algunas fuentes y humos volcánicos, dando sasolitas. Se forman menas de boro naturales en el proceso de solidificación de magmas silicatados; estos depósitos son las pegmatitas.

Compuestos con elementos electronegativos

El boro se combina con:

• Halógenos, dando lugar a los haluros de boro. Estos se usan como catalizadores ácidos de Lewis

• Oxígeno, produciendo ácido bórico, y ésteres de borato

• Nitrógeno, obteniéndose nitruros de boro, amino-boranos y compuestos análogos a los aminoácidos

Trihaluros de boroObtención:

B2O3 (S) + 3CaF2 (S) + 6H2SO4 (ac) → 2BF3 (g) + 3(H3O)(HSO4) (ac) + 3CaSO4 (S)

Estructura:

Los trihaluros de boro constan de moléculas de BX3 planas trigonales.

Características físicas:

El trifluoruro y el tricloruro de boro son gases, el tribromuro es un líquido volátil y el triioduro es sólido.

Ácido base:

Los trihaluros son ácidos de Lewis, el orden de su fuerza ácida es el siguiente:

BF3 < BCl3 < BBr3

Reacciones de los trihaluros

• BF3 (g) NH3 (g) → F3B-NH3

• BCl3 (g) + 3H2O (l) → B(OH)3 (ac) + 3HCl (ac)

• BF3 (g) + F-(ac) → (BF4)-

(ac)

• BCl3 (g) + 3H2O (l) → B(OH)3 (ac) + 3HCl (ac)

• BBr3 (g) + 3NH(CH3)2 → B(N(CH3)2)3 + 3HBr (g)

Compuestos con nitrógenoEl nitruro de boro se prepara calentando óxido de boro con amoniaco a altas temperaturas.

B2O3 (l) + 2NH3 (g) 2BN (s) + 3H2O (g)

Características físicas:

La estructura del nitruro de boro es laminar, por lo que es una sustancia resbaladiza usada como lubricante. A presiones altas cambia a una estructura cùbica.

La preparaciòn de amino-boranos se lleva a cabo a partir de la reacciòn entre una base nitrogenada de Lewis y un ácido de Lewis que contenga boro:

½ B2H6 + N(CH3)3 H3B-N(CH3)3

Los amino-boranos se usan en la preparación de compuestos análogos a los aminoácidos. Dichos compuestos exhiben actividad fisiològica significativa como la inhibiciòn tumoral y la reducciòn del colesterol.

Estructura del nitruro de boro

Cuando se calienta, el ácido bórico pierde agua proceso descrito por la reacción siguiente:

4H3BO3 (s) → H2B4O7(s) + 5H2O (g)

El ácido diprótico H2B4O7, se llama ácido tetrabórico. Su sal de sodio hidratada Na2B4O7*8H2O es el bórax. Las soluciones de bórax son alcalinas, y la sustancia se emplea frecuentemente en productos para lavandería y limpieza.

El óxido de boro más importante es el óxido bórico (B2O3). Esta sustancia es el anhídrido del ácido bórico H3BO3 o B(OH)3. El ácido bórico es un ácido tan débil (Ka = 5.8 x 10-10) que se emplean soluciones de este ácido para lavados oculares.

Compuestos con oxígeno

Boranos

BH3 + BH3 → B2H6

El diborano es una molécula altamente reactiva, que se inflama espontáneamente en el aire. La reacción es muy exotérmica .

El diborano es usado en propulsores de cohetes, como agente reductor, vulcanizador de caucho, catalizador en la polimerización de hidrocarburos y acelerador de llamas.También es usado en la industria electrónica para conferir propiedades eléctricas a cristales puros.

B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g)

ΔHº = -2030KJ

Son numerosas las moléculas que contiene únicamente boro e hidrogeno, una familia de compuestos llamados boranos. El borano más sencillo es: BH3, este compuesto reacciona consigo mismo para formar diborano (B2H6) . La consecuencia de esto es que le diborano es una molécula poco usual en cuanto a que los átomos de hidrogeno parecen formar dos enlaces.

• Otros boranos, por ejemplo el B5H9 (pentaborano), también son muy reactivos. El B10H14 (decaborano), es estable en el aire a temperatura ambiente, pero sufre una reacción muy exotérmica con O2 a temperaturas altas. Se ha investigado la posibilidad de usar los boranos como combustibles sólidos para cohetes .

El boro y el hidrogeno forman además una serie de aniones, llamados aniones boranicos . Las sales de ión borhidruro (BH4

-) se usan extensamente como agentes reductores. El borhidruro de sodio ( NaBH4) es un agente reductor ampliamente utilizado con ciertos compuestos orgánicos.

La acidez de Brönsted de los hidruros de boro o boranos aumenta , aproximadamente, con el tamaño:

B4H10 < B5H9 < B10H14

Esta variación esta relacionada con la mayor deslocalización de la carga en los clusters de mayor tamaño.

Aplicaciones • Las fibras de boro usadas en aplicaciones

mecánicas especiales, en el ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de hasta 3600 MPa.

• El boro amorfo se usa en fuegos artificiales por su color verde.

• El ácido bórico se emplea en productos textiles.

• El boro es usado como semiconductor • Los compuestos de boro tienen muchas

aplicaciones en la síntesis orgánica y en la fabricación de cristales de borosilicato.

• Algunos compuestos se emplean como conservantes de la madera, siendo de gran interés su uso por su baja toxicidad.

• El B-10 se usa en el control de los reactores nucleares, como escudo frente a las radiaciones y en la detección de neutrones.

• Los hidruros de boro se oxidan con facilidad liberando gran cantidad de energía por lo que se ha estudiado su uso como combustible

Propiedades Físicas• Gran potencial estándar de reducción

negativo

• Reacciona con el O2 y forma una capa fina de Al2O3

• Magnesio(1.7 g/cm3) Aluminio(2.7 g/cm3) Hierro(7.9 g/cm3) Oro(19.3 g/cm3)

• Buen conductor del calor• Buen conductor de la corriente eléctrica

Propiedades Químicas• 4 Al(s) + 3O2 (g) 2 Al2O3(s)

• 2 Al(s) + 3 Cl2 (g) 2 AlCl3(s)

• 2 Al(s) + 6H+(ac) 2 Al3+

(ac) +3H2 (g)

• 2 Al(s) + 2 OH-(ac) + 6 H2O(l) 2 [Al(OH)4]-

(ac) +3H2 (g)

• [Al(OH2)6]3+(ac) +H2O(l) [Al(OH2)5(OH)]2+

(ac) + H3O+(ac)

• [Al(OH2)5(OH)]2+(ac) + H2O(l) [Al(OH2)4(OH)]+

(ac) + H3O+(ac)

• [Al(OH2)6]3+(ac) OH- Al(OH)3(s) OH- [Al(OH)4]-

(ac)

• Al(OH)3 (s) + 3H+(ac) Al3+

(ac) + 3H2O(l)

ProducciónArcilla

LixiviaciónBauxita

(óxido de Aluminio hidratado impuro)

Al2O3(s) + 2OH-(ac) + 3 H2O(l) 2 [Al(OH)4]

-(ac)

“Lodo Rojo”

Fe2O3

2 [Al(OH)4]-(ac) Al2O3*3H2O(s) + 2OH-

(ac) + Imp(ac)

Al2O3*3H2O(s) ∆ Al2O3(s) + 3 H2O(g)

Es el metal más abundante en la Tierra (8.1%)

3SiF4 (g) + 2 H2O(l) 2 H2SiF6 (ac) + SiO2 (s)

2 H2SiF6 (ac) + 6 NH3 (ac) + 2 H2O(l) 6 NH4F(ac) + SiO2 (s)

6 NH4F(ac) + Na[Al(OH)4](ac) + 2 NaOH(ac) Na3AlF6 (s) + 6 NH3 (ac) + 6 H2O(l)

HF(g)

CO(g) + CO2 (g)

CFC(g)

Al2O3(s) + 6 HF(g) 2AlF3(s)+3 H2O(g)

Al3+ (Na3AlF6) + 3 e- Al(l)

O2- (Al2O3) + C(s) CO(g) + 2 e-

DATOS

Producir:• 1 Kg de Aluminio

Consume:

• 2 Kg Al2O3

• 0.6 Kg de carbono• 0.1 Kg Criolita• 16 kWh de

electricidad

La obtención de:• 1 Tonelada de

aluminio

Produce:

• 1 Kg CF4

• 0.1 Kg C2F6

Halogenuros de aluminio

AlCl3(s) + 3H2O(l) Al(OH)3(s) + 3HCl(g)

Reacción de Friedel-Crafts

R-Cl + AlCl3 R+ + [AlCl4]

-

Ar-H + R+ Ar-R + H+

H+ + [AlCl4]- HCl + AlCl3

Sulfato de Aluminio y Potasio (Alumbre)

• Único mineral de aluminio común soluble en agua

USOS• Permite la absorción permanente de un

colorante sobre una tela• Detiene hemorragias (causa la

coagulación de las proteínas en la superficie de las células sin matar las células)

GALIOEl galio es el más abundante que los elementos litio, boro, plomo, etc.

Es un elemento caro por que se encuentra muy disperso en los minerales de aluminio y de hierro.

El galio, que se encuentra en cantidades de trazas en la bauxita (Al2O3 . xH2O), se obtiene como subproducto en la refinación del aluminio.

El galio es difícil de recuperar, por que las propiedades químicas de Ga3+, Al3+ y Fe3+ son semejantes, debido a que tienen radios y

propiedades ácido- base semejantes.

Se parece al aluminio al formar óxidos y sales trivalentes, pero también unos pocos compuestos monovalentes y divalentes. Se

oxida en el aire y en el agua, reacciona con los ácidos clorhídrico y nítrico y se disuelven en las soluciones alcalinas desprendiendo

hidrógeno.

La reacción directa del galio con los halógenos da el haluro, este metalelectropositivo reaccionan también con HCl o HBr gaseosos.

2 Ga (S) + 6 HCl (g) 2 AlCl3 (s) + 3 H2 (g)

Los haluros del Ga(I) y Ga (II), como GaCl y GaCl2, se pueden preparar mediante una reacción de comproporción en la que los haluros de Ga (III)

se calienta con Ga metalico:

2 GaX3 + Ga 3 GaX2 X = Cl, Br, o I pero no F

El estado de oxidación +1 es mas frecuente para el elemento más pesado galio em compuestos sólidos tales como GaI y Ga(AlCl4) el galio (I) tiene

mucho en común com el indio (I):

3 MX (s) 2 M (s) + M3+ (aq) + 3 X- (aq) M = Ga, In

USOS

La principal aplicación del galio (arseniuro de galio) es la construcción de circuitos integrados.

El Ga72 se emplea en el diagnóstico y terapia de tumores óseos.

Se utiliza en aleaciones con bajo puno de fusión.

Con hierro, litio, magnesio y gadolinio forma metales magnéticos.

El galio se utiliza para la detección de neutrinos solares.

INDIO

Metal blanco plateado, muy blando

El nombre proviene de la línea de color azul "índigo" característica de este elemento en un espectro

Fácilmente fundible

Descubierto en 1863

Ferdinand Reich y Theodor Richter

3+

Producción principal a partir de residuos de cinc

Se obtiene mediante la electrolisis de sus sales

Principal productor

OBTENCION

USOS

Fosfuro de Indio:

Trasmite la luz en una mezcla Indio-Fosforo

Trasmisión de luz laser

Mejoró el azul en las pantallas

Anti reflejante

TlTalio

Obtención

• Elemento escaso; puede ser recuperado de las cenizas de chimeneas resultantes de la combustión de piritas y otros minerales sulfatados.

TlI – TlIII

• Tl+ ese presenta en disolución

• Disolución única y lenta en H2SO4 y HCl

• Óxidos: sólo da lugar Tl2O3; se descompone en Tl2O a 100oC

Reacciones

• 2Tl(s) + O2(g) → Tl2O(s)

• 2Tl(s) + 2H2O(l) → 2TlOH(aq) + H2(g)

• 2Tl(s) + 3F2(g) → 2TlF3(s) []

• 2Tl(s) + 3Cl2(g) → 2TlCl3(s) []

• 2Tl(s) + 3Br2(l) → 2TlBr3(s) []

Algunas tiosales

• -Tl2SO4

• -Tl2CO3

• -TlCO2CH3

Usos

• Se utiliza en raras ocasiones, excepto para la fabricación de calidades especiales de vidrio. En el pasado, los compuestos de talio encontraron aplicaciones tan diversas como veneno o golosina para ratas, lociones capilares, insecticidas.

• Aleado con mercurio forma una aleación líquida que congela a -60°C y se utiliza para termómetros de bajas temperaturas. El sulfato de talio, que es inodoro, insípido y muy venenoso, se usa para exterminar roedores e insectos.

• El sulfuro de talio se emplea en la fabricación de células fotoeléctricas sensibles a las radiaciones infrarrojas. En algunos sistemas militares de comunicación se han utilizado los cristales de bromoyoduro de talio como transmisores de la radiación infrarroja y los cristales de oxisulfuro de talio como receptores de la misma.

• En algunos equipos portátiles de escintilación se usan cristales de yoduro de sodio activados con talio para detectar radiación gamma. Las sales de talio se utilizan también para dar color verde a los fuegos de artificio.