Univ. Wilfredo céspedes

UNIVERSIDAD TÉCNICA DE ORUROFACULTAD TÉCNICA

CARRERA DE QUÍMICA INDUSTRIAL

PROYECTO DE INVESTIGACIÓN

TEMARIO: TABLA PERIÓDICA DE LOS NO METALES;

BORATOS.

DISERTANTE: UNIV. WILFREDO CÉSPEDES AGUILAR

ASIGNATURA: QUÍMICA GEOLÓGICA

SIGLA: QMC “112”

DOCENTE: ING. LUIS VALENCIA CH.

FECHA DE ENTREGA: 30 DE OCTUBRE 1008

ORURO BOLIVIA

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INTRODUCCIÓN

Toda la materia está formada a partir de unas unidades elementales que existen en un número limitado. Estas unidades no pueden ser divididas en partes más sencillas mediante los métodos físicos o químicos usuales. En la naturaleza existen 92 elementos químicos, aunque los físicos han creado 20 elementos más mediante procesos que implican reacciones nucleares. Los elementos químicos

fueron clasificados por primera vez por Mendelejev siguiendo unas pautas determinadas.

Estos elementos están divididos en tres categorías: metales, no metales y metaloides, aquí destacaremos los elementos metálicos y no metálicos.

De los 112 elementos que se conocen, sólo 25 son no metálicos; su química diferencia de los no metales, es muy diversa, a pesar de que representa un número muy reducido, la mayoría de ellos son esenciales para los sistemas biológicos (O, C, H, N, P y S). En el grupo de los no metales se incluyen los menos reactivos: los gases nobles. Las propiedades únicas del H lo apartan del resto de los elementos en la tabla periódica.

Los metales en su mayoría provienen de los minerales. Los metales más abundantes en la corteza terrestre que existen en forma mineral son: aluminio, hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, titanio, y manganeso. El agua de mar es una rica fuente de iones metálicos como Na+, Mg+ y

Contenido[ocultar]

1 Características principales 2 Aplicaciones 3 Formación 4 Historia 5 Obtención 6 Formas alotrópicas 7 Abundancia en el universo 8 Distribución del boro en el Sistema Solar 9 Distribución del boro en los meteoritos 10 El boro en la corteza terrestre 11 El boro en la hidrósfera 12 El boro en la atmósfera 13 El boro en las plantas 14 Isótopos 15 Precauciones 16 Véase también

17 Enlaces externos

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Ca+. La obtención del elemento puro como el hierro, aluminio, entre otros se logra mediante procesos metalúrgicos.

A continuación se desarrollaran algunos aspectos importantes que engloban los elementos químicos: metales y no metales.

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleyev propuso por primera vez que los elementos químicos exhibían una “propiedad periódica”. Mendeleyev había tratado de organizar los elementos químicos de acuerdo a su peso atómico, asumiendo que las propiedades de los elementos cambiarían gradualmente a medida que aumentaba su peso atómico. Lo que descubrió, sin embargo, fue que las propiedades químicas y físicas de los elementos aumentaban gradualmente y que repentinamente cambiaban en ciertos momentos o períodos. Para explicar estas repetitivas tendencias, Mendeleyev agrupó los elementos en una tabla con hileras y columnas. La tabla moderna de los elementos se basa en las observaciones de Mendeleyev.

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Tabla periódica de los elementos según Mendeleyev

Sin embargo, en vez de estar organizada por el peso atómico, la tabla moderna está organizada por el número atómico (z). A medida que se va de izquierda a derecha en una hilera de la tabla periódica, las propiedades de los elementos cambian gradualmente. Al final de cada hilera, ocurre un cambio drástico en las propiedades químicas y el próximo elemento de acuerdo al número atómico es más similar (químicamente hablando) al primer elemento en la hilera. De esta manera empieza una nueva hilera en la tabla.

Por ejemplo, el oxígeno(O), el flúor (F) y el neón (Ne) (z = 8, 9 y 10, respectivamente) son todos gases estables, no-metales a temperatura ambiente. Sin embargo el sodio (Na, z = 11), es un metal plateado sólido a temperatura ambiente, tal como el litio (z = 3). Por consiguiente, el sodio empieza una nueva hilera en la tabla periódica y se ubica justo debajo del litio, resaltando de esta manera sus similitudes químicas. Las hileras en la tabla periódica se denominan períodos. A medida que se va de izquierda a derecha en cierto período, las propiedades químicas de los elementos cambian pausadamente. Las columnas en la tabla periódica se denominan grupos. Los elementos en cierto grupo de la tabla periódica comparten muchas propiedades químicas y físicas similares. El siguiente enlace lleva una copia interactiva de la tabla periódica de elementos. La Configuración de los Electrones y la TablaLa naturaleza ‘periódica’ de los elementos se debe a su configuración de los electrones. Dicho en otras palabras, la manera en la cual los átomos de los electrones se organizan alrededor de su núcleo, afecta las propiedades del átomo.

La teoría del átomo de Bohr postula que los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que ellos se organizan en envolturas de electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad limitada de electrones. A medida que las envolturas más internas se llenan, electrones adicionales residen en envolturas más distantes.

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La capacidad de la primera envoltura del electrón es de dos electrones y la de la segunda envoltura es de ocho. Por consiguiente, en el ejemplo discutido con anterioridad, el oxígeno, con ocho protones y ocho electrones, contiene dos electrones en su primera envoltura y seis en su segunda envoltura. El flúor, con nueve electrones, contiene dos en su primera envoltura y siete en la segunda. El neón, con diez electrones, contiene dos en la primera envoltura y ocho en la segunda. Ya que el número de electrones en la segunda envoltura aumenta, podemos deducir por qué las propiedades químicas cambian gradualmente a medida que se va del oxígeno hacia el flúor y hacia el neón. El sodio tiene once electrones. Dos están en la primera envoltura, pero recordemos que la segunda envoltura sólo puede contener ocho electrones. El undécimo electrón del sodio no cabe ni en su primera envoltura ni en la segunda. Este electrón reside en una tercera envoltura del sodio. La razón por la cual hay un cambio drástico en las propiedades químicas cuando se va del neón al sodio, se debe a que hay un cambio dramático en la configuración de los electrones entre estos dos elementos.

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Tal como se puede apreciar en esta tabla, mientras que el sodio tiene tres envolturas de electrones y el litio dos, lo que tienen en común es que ambos tienen un electrón en su envoltura más externa. Estas envolturas externas de electrones (denominadas valencia de electrones) son importantes al determinar las propiedades químicas de los elementos.

Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por la manera en la cual sus átomos interactúan con otros átomos. Si imaginamos la envoltura externa (valencia) de un átomo como una esfera abarcando todo lo que está adentro, entonces es sólo la envoltura de valencia que puede interactuar con otros átomos - tal como sólo la pintura del exterior de una casa puede ‘interactuar’ con el agua de la lluvia y mojarse.

Por consiguiente la valencia de la envoltura de los electrones de un átomo determina su interacción con los átomos cercanos y, por consiguiente de sus propiedades químicas. Ya que ambos el sodio y el litio tienen un electrón de valencia, ellos comparten propiedades químicas similares.

La Configuración Taquigráfica de los Electrones: Para los elementos del grupo A de la tabla periódica, el número de la valencia de electrones corresponde al número de grupo. Por consiguiente, Li, Na y otros elementos del grupo IA tienen un electrón de valencia Be, Mg y otros elementos el grupo IIA tienen dos electrones de. B, Al y otros elementos del grupo IIIA tienen tres electrones de valencia, y así sucesivamente. El número del período, que ocupa un elemento en la tabla es igual al número total de las envolturas que contienen los electrones dentro del átomo. Normalmente H y He en el primer período, tienen electrones sólo en la primera envoltura; Li, Be, B y otros elementos del período dos ocupan dos envolturas. Los científicos usualmente usan taquigrafía para escribir la configuración de los electrones de los elementos.

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CARÁCTER GENERAL DE LOS NO METALES NO METALES

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

Comparación DE LOS METALES Y NO METALES

Metales no metales

Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados.

Los sólidos son maleables y dúctiles

Buenos conductores del calor y la electricidad

Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.

Tienden a formar cationes en solución acuosa.

Las capas externas contienen poco

No tienen lustre; diversos colores.

Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.

Malos conductores del calor y la electricidad

La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas

Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.

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electrones habitualmente tres o menos. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.

* Excepto hidrógeno y helio

LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

El segundo grupo es el de los No Metales.

Ejemplos de elementos metálicos son el Oro, la Plata, el Cobre, el Zinc, el Hierro, el Aluminio y el Magnesio.

OroPlata

Cobre

Zinc

Hierro Aluminio Magnesio

No metales son el Azufre, el Oxígeno, el Hidrógeno, el Nitrógeno, el Fósforo. Debe notarse que todos los elementos que son gases en estado natural como el Oxígeno, son no metales; pues no son brillantes, ni duros, ni dúctiles, ni maleables; además son malos conductores de la corriente eléctrica; es decir, son aislantes.

Azufre Fósforo

Como decíamos antes, aún en nuestros días seguimos haciendo uso de esta división para describir a los elementos; pero esta clasificación tiene dos defectos fundamentales: 1)

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existen elementos que no pueden ser clasificados como metales o no metales; v.g. el Carbono. El Carbono en su forma de grafito es quebradizo, por lo tanto no es dúctil, ni maleable; pero es un buen conductor de la corriente eléctrica. Algunos autores llaman a este tipo de elementos metaloides. 2) la división de los elementos en sólo dos tipos sigue dejando grupos muy grandes, lo cual no facilita su estudio.

Grafito

Para tratar de resolver este segundo problema, los químicos comenzaron a fijarse en las propiedades químicas y se hicieron algunas subdivisiones, como la muy conocida para los metales al clasificarlos en bajos: muy reactivos, y nobles: poco reactivos (no se rozan con la plebe). Desde este punto de vista los metales como el Hierro o el Cobre son bajos; pues reaccionan con facilidad y con un gran número de sustancias. Todos sabemos que el Hierro se oxida fácilmente en contacto con el aire o con el agua, y que las pulseras de Cobre ponen verde la piel al reaccionar con las secreciones corporales. El Oro es un metal noble, por ello se utiliza en joyería pues no pone verde la piel, no se "ensucia" y no cambia de color (además se usa porque es uno de los metales más dúctiles y más maleables).

Aún con esta subclasificación, los grupos de elementos siguen siendo grandes. Pronto se hizo evidente que la mejor manera de clasificar a los elementos era a través de sus propiedades químicas. Así, hacia 1829 el químico alemán Johann W. Döbereiner (1780-1849) formó grupos de tres elementos con propiedades químicas semejantes a los que llamó triadas. Por ejemplo, el Cloro, el Bromo y el Iodo constituyen una triada; pues forman el mismo tipo de sales, el mismo tipo de ácidos; en fin, reaccionan de manera similar ante la misma sustancia. Johann W. Döbereiner

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Döbereiner advirtió además que si se disponían los elementos de la triada en orden creciente de peso atómico, el promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Iodo los pesos atómicos son respectivamente 35.5, 80 y 127; si sumamos 35.5 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81.25, que es aproximadamente 80 (el peso del Bromo).

Otras triadas de Döbereiner son: Litio, Sodio, Potasio; Calcio, Estroncio, Bario; y Azufre, Selenio, Teluro (ver Tabla 2).

Elemento Símbolo Peso Atómico Promedios para la Triada

Cloro Cl 35.5Bromo Br 80 (127+35.5)/2=81.25Iodo I 127Litio Li 7Sodio Na 23 (7+39)/2=23Potasio K 39Azufre S 32Selenio Se 79 (32+126.7)/2=79.35Teluro Te 126.7

Tabla 2. Algunas triadas de Döbereiner.

No Metales

Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas

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verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.

ESTADO FÍSICO DE LOS NO METALES MÁS IMPORTANTE

Grupo 1 A: Hidrógeno

Grupo 4A: Carbono

Grupo 5A: Nitrógeno, fósforo

Grupo 6A: Oxígeno, azufre,

Grupo 7A: Flúor, cloro, bromo, yodo.

Hidrógeno

Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua (2,5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy polar. Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. Es relativamente inerte, pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos, alcalinotérreos (excepto berilio), algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos; con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco, fosfina; con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno.

Carbono

El carbono es un no metal inodoro e insípido, Es insoluble en la mayoría de los disolventes. Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos, fullerenos, grafito y diamante.

El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs), aunque es quebradizo. Es incoloro. Su conductividad térmica es alta. No conduce la corriente. Es insoluble en disolventes líquidos.

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El grafito es muy blando y quebradizo, de tacto resbaladizo. Su color va del gris mate al acerado. Es la forma más abundante. Es insoluble en disolventes líquidos.

Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. Realmente es la única forma de carbono puro.

Los nanotubos son materiales frágiles, dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no; semiconductor o metal según la geometría. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.

Nitrógeno

A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético, en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas.

Fósforo

Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta.

El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5).

El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable.

El fósforo rojo, es insoluble en agua. Por encima de 700 ºC aparece la forma P2, es muy venenoso.

El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso.

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El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.

Oxigeno

El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. El oxígeno es incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura.

El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro.

Azufre

El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas o modificaciones; éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas.

La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad.

Flúor

Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas.

Cloro

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Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante, muy tóxico. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno, oxígeno y carbono). En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente, pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. Húmedo ataca a todos los metales (excepto tántalo) dando cloruros. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. Es soluble en agua.

Bromo

Es el único no metal líquido. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro.

En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC.

Yodo

Es un sólido cristalino, escamoso, de color negro violeta, de brillo metálico, que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles, azufre y selenio), aunque es menos activo que los otros halógenos, que lo desplazan de los yoduros. Es un oxidante moderado. En estado líquido es marrón.

ELECTRONEGATIVIDAD, VALENCIA, TIPO DE ENLACE DE LOS NO METALES EN FUNCIÓN DE SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Elemento Electronegatividad

Valencia Tipo de enlace según su configuración electrónica

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Hidrógeno (H)

2.1 1 1s1 Enlace covalente e iónico

Carbono (C)

2.5 2-4 1s22s2p2 Enlace covalente

Nitrógeno (N)

3 3-5 1s22s2p3 Enlace covalente

Fósforo (P)

2.1 3-5 1s22s2p63s2p3 Enlace covalente

Oxígeno (O)

3.5 2 1s22s2p4 Enlace covalente

Azufre (S) 2.5 2-4-6 1s22s2p63s2p4 Enlace covalente

Selenio (Se)

2.4 2-4-6 1s22s2p63s2p6d104s2p4

Enlace covalente

Flúor (F) 4 1 1s22s2p5 , Enlace covalente

Cloro (Cl) 3 1-3-5-7 1s22s2p63s2p5 Enlace covalente

Bromo (Br)

2.8 1-3-5-7 1s22s2p63s2p6d104s2p5 Enlace covalente

Yodo (I) 2.5 1-3-5-7 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5

Enlace covalente

Helio (He) *

- 0 1s2 No hay enlace

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Neón (Ne) *

- 0 1s22s2p6 No hay enlace

Argón (Ar) *

- 0 1s22s2p63s2p6 No hay enlace

Criptón (Kr) *

- 0 1s22s2p63s2p6d104s2p6 No hay enlace

Xenón (Xe) *

- 0 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6

No hay enlace

Radón (Rn) *

- 0 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6

No hay enlace

*Gases nobles, no se incluye en la escala de electronegatividad

CONCLUSIÓN

La clasificación más fundamental de los elementos químicos es en metales y no metales.

La mayoría de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla.

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Los metales se caracterizan por ser buenos conductores del calor y la electricidad, mientras los no metales carecen de esa propiedad. Los no metales forman enlacen covalentes, con excepción del hidrógeno que puede formar enlace covalente e iónico.

Una parte importante de la metalurgia es la producción de metales a partir de sus memas, y consta de tres etapas tratamiento preliminar, reducción y refinado.

Los elementos químicos metálicos y no metálicos son los constituyentes básicos de la vida del humano.

Los cuatro elementos químicos más abundantes en el cuerpo humano son el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, que constituyen el 96% de la masa corporal. Además del calcio (2%), elementos como el fósforo, el potasio, el azufre y el sodio, entre otros, forman también parte del cuerpo humano, aunque en un porcentaje mucho menor.

La corteza terrestre está compuesta en su mayor parte por oxígeno y silicio. Estos elementos químicos, junto con el aluminio, el hierro, el calcio, el sodio, el potasio y el magnesio, constituyen el 98,5% de la corteza terrestre.

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ANEXOS: Algunos elementos metálicos

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 Algunos elementos no metálicos

GLOSARIO

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Elemento: son sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples mediante cambios químicos.

Metales: Elementos que son buenos conductores del calor y la electricidad y tienen tendencia a formar iones positivos en los compuestos iónicos.

No metales: Elemento que por lo general son malos conductores del calor y la electricidad.

Compuesto: son sustancias puras formadas por dos o más elementos diferentes, combinados en una proporción constante.

Enlace químico: Es la fuerza de unión que existe entre dos átomos, para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.

Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él en enlace químico.

Regla de Hund: la distribución más estable de electrones en los subniveles es la que corresponde al máximo número de espines paralelos.

Valencia: la valencia de un elemento es el número de átomos de hidrógeno que pueden combinarse o ser sustituidos, por un átomo de dicho elemento.

Configuración electrónica: Es la forma como están distribuidos los electrones entre los distintos orbítales atómicos.

BoroSaltar a navegación, búsqueda

Berilio - Boro - Carbono

 

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BAl    

Tabla completa

General

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Nombre, símbolo, número Boro, B, 5

Serie química Metaloides

Grupo, periodo, bloque 13, 2, p

Densidad, dureza Mohs 2460 kg/m 3 , 9,3

Apariencia

Negro

Propiedades atómicas

Masa atómica 10,811(7) u

Radio medio† 85 pm

Radio atómico calculado 87 pm

Radio covalente 82 pm

Radio de Van der Waals Sin datos

Configuración electrónica [He]2s22p1

Estado de oxidación (óxido) 3 (levemente ácido)

Estructura cristalina Romboédrica

Propiedades físicas

Estado de la materia Solido (no magnético)

Punto de fusión 2349 K

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Punto de ebullición 4200 K

Entalpía de vaporización 489,7 kJ/mol

Entalpía de fusión 50,2 kJ/mol

Presión de vapor 0,348 Pa a 2573 K

Velocidad del sonido 16200 m/s a 293,15 K

Información diversa

Electronegatividad 2,04 (Pauling)2,0 (Allred y Rochow)

Calor específico 1026 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica 1,0 × 10-4 m-1·Ω-1

Conductividad térmica 27,4 W/(m·K)

1er potencial de ionización 800,6 kJ/mol

2° potencial de ionización 2427,1 kJ/mol

3er potencial de ionización 3659,7 kJ/mol

4° potencial de ionización 25025,8 kJ/mol

5° potencial de ionización 32826,7 kJ/mol

Isótopos más estables

iso. AN Periodo de semidesintegración MD ED M eV PD10B 19,9% B es estable con 5 neutrones11B 80,1% B es estable con 6 neutrones

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.†Calculado a partir de distintas longitudesde enlace covalente, metálico o iónico.

El boro es un elemento químico de la tabla periódica que tiene el símbolo B y número atómico 5. Es un elemento metaloide, semiconductor, trivalente que existe abundantemente en el mineral bórax. Hay dos alótropos del boro; el boro amorfo es un polvo marrón, pero 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.

Características principales [editar]

El boro es un elemento con vacantes electrónicas en el orbital; por ello presenta una acusada apetencia de electrones, de modo que sus compuestos se comportan a menudo como ácidos de Lewis, reaccionando con rapidez con sustancias ricas en electrones.

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Entre las características ópticas de este elemento, se incluye la transmisión de radiación infrarroja. A temperatura ambiente, su conductividad eléctrica es pequeña, pero es buen conductor de la electricidad a alta temperatura.

Este metaloide tiene la más alta resistencia a la tracción entre los elementos químicos conocidos; el material fundido con arco tiene una resistencia mecánica entre 1600 y 2400 MPa.

El nitruro de boro, un aislante eléctrico que conduce el calor tan bien como los metales, se emplea en la obtención de materiales tan duros como el diamante. El boro tiene además cualidades lubricantes similares al grafito y comparte con el carbono la capacidad de formar redes moleculares mediante enlaces covalentes estables.

Aplicaciones [editar]

El compuesto de boro de mayor importancia económica es el bórax que se emplea en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio aislante y perborato de sodio. Otros usos incluyen:

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 boro silicato. 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

Formación [editar]

Atendiendo a la teoría del Big Bang, en el origen el Universo encontramos como elementos H (hidrógeno), He (helio) y Li-7 (litio-7), pero el B, el quinto elemento de la tabla periódica no tiene presencia apreciable. Por lo tanto en la condensación de las primeras nebulosas, se forman estrellas fundamentalmente de H con una porción de He (helio) y Li-7 (litio-7), en las que se dan los distintos procesos de formación de elementos (Cadena protón-protón, proceso triple a y ciclo CNO). Pero en ninguna de ellas se forma boro como producto, ya que a tales temperaturas (del orden de 107-108k) reacciona a un ritmo mayor del que se forma. Tampoco se forma boro durante el proceso de captura de neutrones, que da como resultado átomos de gran masa atómica. El B se forma en un proceso denominado astillamiento (spallation), que consiste en la rotura de núcleos más pesados que el boro a

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causa del bombardeo de rayos cósmicos. Al ser tan poco frecuente este proceso, la abundancia cósmica del boro es muy pequeña.

Historia [editar]

Los compuestos de boro (del árabe buraq y éste del persa burah) se conocen desde hace miles de años. En el antiguo Egipto la momificación dependía del natrón, un mineral que contenía boratos y otras sales comunes. En China se usaban ya cristales de bórax hacia el 300   a.   C. , y en la antigua Roma compuestos de boro en la fabricación de cristal. A partir del siglo VIII los boratos fueron usados en procesos de refinería de oro y plata.

En 1808 Humphry Davy, Gay-Lussac y L. J. Thenard obtuvieron boro con una pureza del 50% aproximadamente, aunque ninguno de ellos reconoció la sustancia como un nuevo elemento, cosa que haría Jöns Jacob Berzelius en 1824. El boro puro fue producido por primera vez por el químico estadounidense W. Weintraub en 1909.

Obtención [El boro en su forma circular no se encuentra en la naturaleza. La mayor fuente de boro son los boratos de depósitos evaporíticos, como el bórax y, con menos importancia, la colemanita. El boro también precipita como ácido ortobórico H3BO3 alrededor de algunas fuentes y humos volcánicos, dando sasolitas. También se forman menas de boro naturales en el proceso de solidificación de magmas silicatados; estos depósitos son las pegmatitas.

Los yacimientos más importantes de estas menas son los siguientes: yacimientos del bórax se encuentran en California (EE. UU.), Tincalayu (Argentina) y Kirka (Turquía). De colemanita en Turquía y en el Valle de la Muerte (EE. UU.). Sasolitas en lugares geológicamente activos de la región de Lardarello (Italia). Se expende en el comercio como Na2B4O7·10 H2O o pentahidratado, se le conoce como Bórax.

El boro puro es difícil de preparar; los primeros métodos usados requerían la reducción del óxido con metales como el magnesio o aluminio, pero el producto resultante casi siempre se contaminaba. Puede obtenerse por reducción de halogenuros de boro volátiles con hidrógeno a alta temperatura.

Formas alotrópicas [El boro presenta multitud de formas alotrópicas que tienen como elemento estructural común un icosaedro regular. La ordenación de los icosaedros puede ser de dos formas distintas:

Unión de dos icosaedros por dos vértices, mediante enlaces covalentes normales B - B (figura 1).

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Unión de tres icosaedros por tres vértices, mediante un enlace de tres centros con dos electrones (figura 2).

Figura 1.

Figura 2.

Dentro de estas posibles uniones, en el boro cristalino los icosaedros pueden asociarse de varias maneras para originar los alótropos correspondientes:

Boro tetragonal (T - 50): formado por 50 átomos de boro por celdilla unidad, que son cuatro unidades icosaédricas unidas entre sí por algunos enlaces B - B y de dos boros elementales que actúan como unión tetraédrica entre icosaedros. Posee una densidad de 2,31 g/cm3.

Boro romboédrico alfa (R - 12): está formado por láminas de icosaedros unidas paralelamente. Las uniones intralaminares se efectúan por medio de enlaces de tres centros, mientras que las uniones interlaminares se producen mediante enlaces de dos centros. La densidad de este tipo de boro es de 2,46 g/cm3, y presenta un color rojo claro.

Boro romboédrico beta (R - 105): formado por doce icosaedros B12 ordenados en forma icosaédrica en torno a una unidad central de B12, es decir, B12(B12)12. Presenta una densidad de 2,35 g/cm3.

Abundancia en el universo [editar]

La abundancia del boro en el universo ha sido estimada en 0,001 ppm, abundancia muy pequeña que junto con las abundancias del litio, el molibdeno y el berilio forma el cuarteto de elementos "ligeros" más escasos en el universo, el resto de elementos de los cuatro primeros periodos —hasta y exceptuando el arsénico— son cuando menos diez veces más

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abundantes que el boro (exceptuando el escandio y el galio, que son aproximadamente cinco veces más abundantes que el boro).

Distribución del boro en el Sistema Solar [editar]

El boro posee un elevado punto de fusión (2348 K), por lo tanto es un elemento refractario que condensa y se acreciona en las primeras fases de la condensación de una nebulosa. Este hecho lo sitúa en el Sistema Solar Interno, ya que durante la fase del Sol conocida como T-Tauri (fase inicial de la vida de una estrella, durante la cual emite viento solar con una gran intensidad) el viento solar produce un efecto de arrastre sobre las masas de partículas que orbitan alrededor, arrastrando las menos densas hacia el exterior (elementos volátiles) y permaneciendo las más densas (elementos refractarios). Es decir que encontraremos boro en los planetas rocosos que forman el Sistema Solar Interno, pero la abundancia descenderá mucho en los planetas gaseosos del Sistema Solar Externo.

Distribución del boro en los meteoritos [editar]

Los meteoritos (condritas y acondritas) muestran concentraciones de boro alrededor de 0,4 y 1,4 ppm respectivamente. Estas concentraciones son substancialmente mayores que las del universo, ya que otros elementos más volátiles que el boro se encuentran dispersos por el espacio en fase gaseosa (elementos atmófilos cómo el hidrógeno y el helio, que no se encuentran en forma de sólidos ni condensan), o formando "nubes" de gas alrededor de sólidos a causa de un campo gravitatorio, o en forma de fluido atmosférico. La abundancia de estos elementos en fase gaseosa representa una buena parte de la abundancia de materia en el universo, y si consideramos que los meteoritos (ya sean condritas o acondritas), al ser sólidos, no disponen de estos elementos, o no disponen de ellos en abundancia, entonces la abundancia de los otros elementos se verá aumentada. La diferencia entre las abundancias de condritas y acondritas se entiende en el hecho de que el boro es un elemento exclusivamente litófilo, es decir que tiene preferencia a incorporarse a las fases líquidas silicatadas. Las condritas son rocas o muestras de roca extraterrestre que no ha pasado por un proceso de diferenciación, es decir que no ha llegado a fundirse ni a separarse en silicatos, metales y sulfuros. Las acondritas en cambio son muestras de roca silicatada, procedentes de masas diferenciadas, por ello su abundancia de boro es mayor que en las condritas.

El boro en la corteza terrestre [editar]

La concentración estimada del boro en la corteza terrestre es de 10 ppm, y su masa de 2,4 × 1017 kg. Actualmente se sabe que el boro es mucho más abundante en rocas sedimentarias (300 ppm) que en rocas ígneas (3ppm), esta diferencia es consecuencia de tres características: el boro es sublimable, la no preferencia del boro por las fases fundidas (elemento incompatible), su alta movilidad en la fase acuosa y su fuerte afinidad por minerales arcillosos (elemento liófilo).

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El boro llega a la corteza terrestre a través de diferentes vías, y éstas son la precipitación atmosférica, que contiene pequeñas cantidades de boro en disolución; y el vulcanismo y la actividad geológica análoga, que liberan roca fundida con concentraciones variables de boro. También hay flujos del océano a la corteza oceánica en forma de sedimentación y diagénesis. Las vías de salida del boro curtical son la erosión y los procesos de subducción de placas.

El boro tiende a concentrarse en las fases residuales de la parte fundida, los elementos que componen la masa de magma solidifican en función de su punto de fusión y de su compatibilidad con la fase sólida, de esta forma, en los sucesivos estadios de la solidificación, la concentración de los elementos incompatibles (entre ellos el boro) va aumentando en el magma, hasta que finalmente tenemos un líquido formado por elementos incompatibles que acaban solidificándose. Estos depósitos de elementos incompatibles son los que conocemos por el nombre de pegmatitas. Obedeciendo a este hecho las concentraciones del boro son relativamente bajas en basaltos (6-0,1ppm) y más altas en rocas más cristalizadas como el granito (85ppm) aunque también se encuentran altas concentraciones de boro en granitos derivados de rocas sedimentarias ricas en boro. Las pegmatitas pueden contener concentraciones de boro de 1360ppm.

Durante el deterioro de rocas submarinas, las rocas ígneas se degradan y forman minerales arcillosos que adsorben boro del agua marina, de esta forma se enriquece en boro la masa de roca.

Los basaltos de las islas magmáticas tienden a estar enriquecidos en boro; este enriquecimiento se atribuye a la deshidratación de los bloques rocosos subducidos, ricos en boro adsorbido por minerales arcillosos. Las fracciones ricas en boro toman parte en el proceso de fusión y las rocas volcánicas resultantes (andesitas y dioritas) están consecuentemente enriquecidas en boro. Minerales arcillosos (tales como ilitas, esmectitas y montmorillonitas) incorporan boro del agua tanto por adsorción como en forma de elemento de sustitución en la estructura. Las rocas sedimentarias de los océanos tienden a contener más boro que las rocas sedimentarias fluviales ya que el agua marina contiene mayor concentración de boro que las aguas continentales. El boro es adsorbido sólo a temperaturas inferiores a 40°C, a más altas temperaturas (>150°C) puede ser liberado del mineral, por ello, durante el metamorfismo de rocas sedimentarias mucho del boro adsorbido es liberado en el agua, y si se incrementa aún más el metamorfismo el boro como elemento sustituyente es también liberado, por lo tanto los sedimentos metamorfizados tienden a contener concentraciones de boro ampliamente menores que las equivalentes rocas sedimentarias sin metamorfizar.

Los minerales principales en lo que encontramos boro son en su mayoría rocas evaporíticas, como el bórax, altamente soluble en agua; la colemanita; la kernita (una forma parcialmente deshidratada del bórax) y la ulexita. También existen importantes minerales del boro en forma de yacimientos de rocas ígneas, la datolita, el chorlo y la elbanita, estos minerales se clasifican en el grupo de los boratos (sales inorgánicas compuestas por boro y otros iones), exceptuando los dos últimos minerales mencionados, los cuales pertenecen al grupo de las turmalinas, que aparecen especialmente en filones del tipo pegmatítico.

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El boro en la hidrosfera El boro se encuentra en el agua marina en concentraciones estimadas en 4,6 ppm y en una masa de 5,4 × 1015 kg. Se encuentra como componente de dos moléculas hidratadas; el B(OH)3 trigonal y el B(OH)4- tetraédrico. La proporción de las dos formas depende del pH del agua de mar y el equilibrio entre las concentraciones de las dos formas se encuentra en pH de 8,7-8,8, en medios más básicos predomina la forma tetraédrica y en medios más ácidos la trigonal. Debido al gran tiempo de residencia del boro en el agua de mar (25 millones de años), las concentraciones de B(OH)3 y B(OH)4- no varían significativamente en los distintos océanos. El boro llega a la hidrosfera desde los continentes mediante el ciclo del agua y por procesos de erosión de rocas, y desde la corteza oceánica por circulación hidrotermal, además también procede de la precipitación atmosférica

El boro en la atmósfera [editar]

La atmósfera contiene unos 2,7 × 108 kg de boro. Éste se encuentra en la troposfera en estado gaseoso en un 97%, el 3% restante se encuentra en estado sólido en forma de partículas. Los tiempos de residencia que se consideran para el boro troposférico en su forma gaseosa son de 19 a 36 días, para el boro particulado son de 2 a 6 días. Debido a estos tiempos de residencia tan bajos las concentraciones de boro son variables en distintos puntos de la atmósfera. El boro llega a la atmósfera a través de la evaporación del agua marina, entonces puede volver a los océanos o a los continentes por precipitación.

El boro en las plantas Para las plantas el boro es un nutriente esencial. Parece tener un papel fundamental en el mantenimiento de la estructura de la pared celular (mediante formación de grupos cisdiol) y de las membranas. Es un elemento poco móvil en el floema, por ello los síntomas de deficiencia suelen aparecer en las hojas jóvenes y los de toxicidad en las hojas maduras. Un exceso de boro es perjudicial para algunas plantas poco tolerantes al boro, pudiendo actuar en sus nervaduras debilitándolas

Isótopos En la naturaleza se encuentran dos isótopos de boro, 11B (80,1%) y 10B (19,9%).

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Precauciones Ni el boro ni los boratos son tóxicos; sin embargo algunos de los más exóticos compuestos de boro e hidrógenos son tóxicos y han de manipularse con cuidado.

Véase también

Los metaloides

Boro ⚫ Silicio ⚫ Germanio ⚫ Arsénico ⚫ Antimonio ⚫ Telurio ⚫ Polonio

Borazano

BIBLIOGRAFÍA

BROWN, T. L., H.E. Y BURS TEN, B.E. (1993). Química la ciencia central. México: Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición.

Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición.

Ebbing, Darrell D. (1996). Química General. México. McGraw-Hill. Quinta edición

White, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General. España: McGraw-Hill. Quinta edición

Retrucó, R. H. (1977). Química general. México: Fondo Educativo Interamericano

Páginas Web:

www. Lafacu. Com

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www. ciencianet. com

Laya Crispina

laya-crespina [arroba] cantv.net

Comentarios MUY UTIL

Me sirvió de mucho este trabajo, exactamente lo que yo necesitaba, súper bien todo.

Aniuska  |  2007-12-20 05:41:20

Al Autormuy bueno el trabajo, me fue muy útil. mil gracias

alvarocura21  |  2008-09-24 11:17:11

EXCELENTEMe salvaste la vida con este trabajo de verdad que te quedó bien. Gracias y sigue así!!!!!!!!!!!!!!

Bob-1234  |  2008-10-05 19:38:59