Elemento químico de número y peso atómicos 5 y 10,81 uma, respectivamente, sólido, no metal, poco reactivo y de color rojo o negro, que no se encuentra aislado en la naturaleza y se clasifica en el grupo de los metales térreos. Elemento químico perteneciente al grupo 13 del sistema periódico, grupo de los metales térreos. Su símbolo químico es B; su número y peso atómicos son 5 y 10,81 uma, respectivamente. Situado entre los metales y no metales; es un semiconductor con propiedades químicas más semejantes al carbono o al silicio que a los restantes elementos de su grupo. Es el único elemento de su grupo que es un no metal. La única propiedad metálica que conserva es el brillo que presentan sus cristales, de color rojo o negro. Su primer potencial de ionización es elevado y los dos siguientes mucho mayores, es decir, el boro es poco reactivo y no tiene tendencia a ceder electrones. Presenta un punto de fusión de 2.300 ºC y un punto de ebullición de 4.002 ºC, además de una densidad de 2,34 g/cm3. Resumen de propiedades físico−químicas Posición en la tabla periódica: grupo 13 (primero de los térreos). Clasificación: térreos. Número atómico: 5. Peso atómico: 10,81 uma. Capas de electrones:2. Configuración:1s1,2s2,2p1. Electrones de valencia: 2s2,2p1. Valencia: +3. Estructura cristalina: romboédrica. Estado en condiciones estándar de presión (760 mmHg) y temperatura (298,15 ºK): sólido. Aspecto: negro o rojo lustroso en estado cristalino puro, polvo de color marrón en estado amorfo. Radio atómico: 1,17 Å. Radio iónico: 0,23 Å. Radio covalente: 0,82 Å. Volumen atómico: 4,6 cm3/mol. Densidad a 300,15 ºK y 1 atm: 2,34 g/cm3. Punto de fusión: 2.300 ºC. Punto de ebullición: 4.002 ºC. Entalpía de fusión: 22,18 kJ/mol. Entalpía de vaporización: 480 kJ/mol. Electronegatividad: 2,04 Pauling. Dureza en la escala de Mohs: 9,3. Primer potencial de ionización: 8,298 eV 1

Conductividad eléctrica: 1,0.10−12 106/(cm.W). Conductividad térmica: 0,274 W/(cm.K).

Descubrimiento Los compuestos que contienen boro se conocen desde la antigüedad, es el caso del bórax (Na2B4O7·10H2O), sustancia a partir de la cual Homberg obtuvo el ácido bórico (B(OH)3) en 1702. No fue posible aislar el boro como elemento hasta 1808, año en el que lo hicieron, de manera independiente, Louis Thenard y Joseph Gay−Lussac, en Francia, y Sir Humphrey Davy, en Gran Bretaña. Para ello calentaron el óxido de boro (B2O3) y lo hicieron reaccionar con potasio metálico. De esta manera obtuvieron un polvo negruzco, amorfo, de escasa pureza que fue la única forma de boro conocida hasta que, en 1909, Weintraub aisló boro puro con estructura cristalina calentando una mezcla de hidrógeno y cloruro de boro en un arco voltaico de alto potencial.

Isótopos Existen dos isótopos estables del boro, el 10B y el 11B, de los cuales el más abundante es el de número másico once. Ambos presentan espín nuclear (rotación del núcleo atómico), lo que hace que se empleen en espectroscopía de resonancia magnética nuclear. Ha sido posible obtener otros isótopos de manera sintética, pero sus tiempos de vida media son muy cortos y decaen rápidamente hacia nucleidos más estables.

Propiedades El boro se enlaza a los restantes elementos covalentemente. Numerosos compuestos del boro tienen deficiencia de electrones, ya que el octeto habitual de electrones no está constituido en torno al átomo de boro. Esto hace que el átomo de boro tenga tendencia a captar electrones y que los compuestos se comporten como ácidos de Lewis. 2

Las estructuras cristalinas consisten en complicadas redes tridimensionales de icosaedros que contienen oquedades lo suficientemente grandes como para albergar átomos externos. Las disoluciones de estas estructuras muestran propiedades que difieren cuantitativamente, e incluso cualitativamente, de la sustancia pura. Las propiedades mecánicas se ven modificadas considerablemente y la ocupación de los intersticios por diferentes átomos hace que varíen las propiedades electrónicas (conductividad). Presenta una baja reactividad a temperatura ambiente, no se ve afectado por el agua, el aire, ni los ácidos y bases diluidos. Sin embargo, al rojo reacciona rápidamente con el nitrógeno para dar el nitruro de boro (BN) y con el oxígeno para formar el óxido de boro (B2O3). Es el único elemento de su grupo que reacciona con el hidrógeno para dar una serie de compuestos que reciben el nombre genérico de boranos, todos ellos tóxicos y de olor muy desagradable; también forma haluros de fórmula general BnXn. El interés de los haluros es que contienen celdas cerradas de átomos de boro. Son especialmente importantes los cloruros de boro (B4Cl4, B8Cl8 y B9Cl9); estos compuestos son vivamente coloreados, en contraste con los derivados típicos del boro, pero su preparación y manipulación son excesivamente complicadas. Es capaz de reducir a todos los óxidos metaloides y a la mayoría de óxidos metálicos. En sus compuestos el boro actúa como un no metal, no obstante en estado puro es un semiconductor. Tiene un gap de energía entre 1,50 y 1,56 eV, superior al del silicio o al del germanio, lo que hace que sus propiedades conductoras aumenten con la temperatura. La forma alotrópica b−romboédrica muestra una apariencia y unas propiedades ópticas semejantes a las del diamante con un dureza sólo ligeramente inferior. En los ensayos a la llama los compuestos de boro presentan una coloración verde característica.

Fuentes El boro es un elemento presente en la naturaleza, aunque no en estado libre, se puede encontrar en 3

forma de boratos alcalinotérreos en los océanos, en las rocas sedimentarias, el carbón, el esquisto y en algunos suelos o como ácido bórico. Ampliamente distribuido en la naturaleza, es posible encontrarlo en concentraciones de alrededor de 10 mg/kg en la corteza terrestre y alrededor de 4,5 mg/l en los océanos. Esto hace que ocupe el 38º lugar en abundancia en la corteza terrestre. Las primeras fuentes de obtención de este elemento fueron el bórax (Na2B4O7.10H2O), abundante en el desierto de Mohave de California, y el ácido bórico (H3BO3) presente en las solfataras (emanaciones volcánicas) de La Toscana. En la actualidad también se extrae boro de los minerales colemanita (Ca2B6O11.H2O), kernita (Na2B4O7.4H2O) y boracita (Mg7Cl2B16O30)

Obtención La obtención de boro elemental en estado puro es terriblemente compleja, debido a su elevado punto de fusión y a lo corrosivo de la disolución. Sólo es posible su preparación en grandes cantidades renunciando a la pureza, que como máximo será de un 95−98%. El boro en estado amorfo puede obtenerse a escala comercial a partir de su óxido (B2O3) por reducción con magnesio metálico, posteriormente se lava energéticamente con un álcali, con ácido clorhídrico y por último con ácido fluorhídrico. El óxido de boro se obtiene por fusión del ácido bórico (B(OH)3), el cual a su vez proviene del bórax (Na2B4O7·10H2O). Reducción de B2O3 con Mg: B2O3 + 3Mg ® 2B + 3MgO El problema aparece a la hora de querer conseguir boro puro cristalizado, aunque se deseen cantidades muy pequeñas con fines de investigación. Cabe la posibilidad de obtener varias formas alotrópicas.

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