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• Eliane Arias

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA EAP. INGENIERÍA QUÍMICA QUÍMICA INORGÁNICA

ELEMENTOS DEL GRUPO 13 PROFESOR: ENRIQUE GUZMÁN LEZAMA

Grupo 13

B

No metal

No se encuentra libre en la naturaleza El metal más abundante en la corteza terrestre (7,5%)

Al

Metal

Ga

Metal

Metal blanco

In

Metal

Metal blanco plateado

Tl

Metal

Es importante desde el punto de vista de su toxicidad

• Presentan gran variedad en sus propiedades : Naturaleza de lo elementos, estado de oxidación. • Estado de oxidación M(III) o M(I)

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

Abundancia • Abundancia relativa de los elementos en el grupo 13 de la Tierra. Se representan en escala logarítmica. Unidad de abundancia es igual a la parte por millar.

• Con el estado de oxidación +3, la estabilidad disminuye al descender en el grupo. • Con el estado de oxidación +1, la estabilidad aumenta al descender en el grupo.

• El Boro con estado de oxidación +1 no existe y el Aluminio con estado de oxidación +1existe a partir de la formación de sus compuestos con sulfuros y cloruros a elevadas temperaturas. • El Boro a pesar que tiene una configuración electrónica 1s22s22p1, siempre va a tener un estado de oxidación +3 y nunca +1. esto sucede porque la energía total liberada para formar 3 enlaces en un compuesto BX3 excede a la energía de formación de un enlace en un compuesto BX.

Configuración electrónica: ns2 np1 •Ninguno de los elementos muestra la más mínima tendencia a formar aniones simples.

•El estado de oxidación más importante del grupo es 3+. •Ga, In, Tl pueden existir en el estado de oxidación +1 por pérdida de 2 electrones (efecto par inerte). Para el Ga y el In, el estado de oxidación +1 es menos importante y estable que el estado de oxidación +3. Para el Tl, los compuestos del Tl+ se parecen a los compuestos de los metales del grupo 1.

Efecto del par inerte (I) •Cuando consideremos los iones que pueden formar los elementos del bloque p es necesario tener en cuenta la diferencia de energía de ionización entre los e- s y los e- p de la capa de valencia. •Los e- p se pierden primero y a medida que descendemos en el grupo el par de e- s se comportan como un par inerte. Ejemplo: El Tl forma Tl+ y Tl3+

Efecto del par inerte (II)

Un electrón s puede ser localizado muy cerca del núcleo y puede penetrar los niveles internos.

ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL ELEMENTO

ABUNDANCIA CORTEZA TERRESTRE

Boro

950ppm

Aluminio

7.5%

Galio

18 ppm

Indio

0.0049 ppm

Talio

0.6 ppm

ESTADO NATURAL Na2[B4O5(OH)4].8H2O y kernita Na2[B4O5(OH)4].2H2O bauxita (Al2O3) y criolita (Na3AlF6) Galita [CuGaS2] sohngeita [Ga(OH)3] No existe en forma elemental en la naturaleza Indita [FeIn2S4] requesita [CuInS2] [In2S3]. No existe en forma elemental en la naturaleza. crookesita [TlCu7Se4], hutchinsonita [TlPbAs5S9] [TlAsS2].

Boro • • • •

Abundancia: Desierto de Mojave, California - Na2[B4O5(OH)4].2H2O (Kernita) - Na2[B4O5(OH)4].8H2O (Borax)

Características del Boro • Sólido de gran dureza (cercana al diamante) y alto punto de fusión (2180ºC). • Color muy oscuro y brillo metálico. • Es mal conductor de la electricidad. • Es el único elemento no metálico del grupo 13. • Configuración electrónica B: [He]2s2 2p1 • El B es el único no metal o semimetal que tiene 3 e- en su capa de valencia. • Muchas de sus reacciones químicas son de tipo ácido-base.

Obtención del Boro • Fue aislado por primera vez por Gay-Lussac mediante la siguiente reacción: B2O3 + 6K → 3 K2O + 2B • Industrialmente el boro se obtiene del borax: Na2B4O7 .10H2O + 2 HCl → 4 H3 BO3 + 2 NaCl + 5 H2O H3BO3 → HBO2 + H2O 2 HBO2 → B2O3 + H2O B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO

También:

2BBr3(g) + 3H2(g)  2B(g)+ 6HBr(g) Por reducción, en fase de vapor, de tricloruro o tribromuro de boro con hidrógeno, sobre filamentos de tántalo, a 1300 ºC.

Compuestos de BORO.-Son predominantemente covalentes

1.-BORUROS .-compuestos

de Boro con elementos

menos electronegativos.(metales, no metálicos Y metaloides (P y As ). Son sustancias duras, refractarias, bastante inerte desde el punto de vista químico. No cumplen las reglas comunes de valencia, ni en su composición ni en su estructura. El mas estable es el B2Zn, y el B2Mg es un superconductor convencional cuya temperatura crítica es 39K.

Densidad: 2,57 g/cm³, Punto de fusión: 830 °C 2.-oxocompuestos. El mas importante es el B2O3. Unidades BO3 parcialmente ordenadas, unidas a través de atomos de oxigeno . Reacciona con el agua: B2O3 + H2O H3BO3 acido bórico Obtención : Fusión del acido bórico (deshidratación) 2H3BO3 -H O B2O3 +3 H20 2

2.-ACIDO BORICO o ORTOBORICO H3BO3 ó B(OH)3. acido débil solido blanco, cristalino, soluble en agua en frio. Este ácido y sus sales se forman por hidrolisis de los halogenuros, hidruros de boro, etc.Estructura:Planar cada B hibridación sp2

Cristales blancos, semejantes a agujas que contienen grupos B(OH)3 unidos por átomos de hidrogeno y de simetría hexagonal . A veces al anion BO3 3- se le llama ortoborato .

OBTENCION El ácido bórico (o acido ortoborico) se pueden preparar por reacción de bórax (tetraborato sódico decahidrato) con un ácido inorgánico, como el ácido clorhídrico o sulfurico: Na2B4O7·10H2O + 2 HCl → 4 B(OH)3 [o H3BO3] + 2 NaCl + 5 H2O Na2B4O7· + 2 HCl + 5 H2O

→ 4 H3BO3 + 2 NaCl

También se forma como un subproducto de la hidrólisis de trihaluros de boro y diborano

B2H6 + 6 H2O → 2 B(OH)3 + 6 H2 BX3 + 3 H2O → B(OH)3 + 3 HX (X = Cl, Br, I)

Propiedades -Es un acido muy débil ( Ka= 5,9 x 10 -10 su acidez se debe la coordinación del

agua y no a la ionización de B-OH) - Poco soluble en agua ,pero aumenta con la temperatura. T° = 0 solubilidad 19,5 g/L =20° solubilidad 39,9 g/L.

El ácido bórico es soluble en agua en ebullición. Cuando se calienta por encima de 170 ° C, se deshidrata, formando ácido metabórico (HBO2 ):

H3BO3 → HBO2 + H2O

El ácido metabórico es un sólido blanco, cristalino cúbico y es sólo ligeramente soluble en agua. Funde a aproximadamente 236 ° C, y cuando se calienta por encima de 300 ° C se deshidrata más, formando ácido tetrabórico o ácido pirobórico (H2B4O7):

4 HBO2 → H2B4O7 + H2O El término ácido bórico a veces puede referirse a cualquiera de estos compuestos. Calentamiento adicional conduce a trióxido de boro.

H2B4O7 → 2 B2O3 + H2O

Estos acidos forman una variedad de sales con iones metálicos : H3BO3 + Na + HBO2 + Na +

Na3BO3 NaBO2

Fuente :Quimica Inorganica Basica. Po COTTON –WILKINSON.Ed .Limusa

3.-BORATOS :compuestos que contienen oxoaniones de boro, en estado de oxidacion +3. El ion borato más simple es la plana trigonal, BO33−, En la naturaleza se encuentra hidratados . -Los anhidros se preparan por fusión del acido bórico con óxidos metálicos. -Se hidrolizan y poseen reacción alcalina Na2B4O7 + 3 H2O

NaBO2 + H3BO3

NaBO2+ H2O

NaOH + H3BO3

Caracteristicas

Boratos de metales alcalinos son bastante solubles en agua. -De los otros metales son poco solubles. Con el acido sulfúrico concentrado ,no hay reacción visible, en frio se libera acido orto bórico. Na2B4O7 + H2 SO4 + 5H2O

Na2B4O7 + HCl © + 5H2O

Na 2SO4 + 4H3BO3

2 Na Cl + 4H3BO3

En el Laboratorio: se estudia algunas reacciones de los boratos:

a)

Na2B4O7 + 2 AgNO3 + 3H2O

2 AgBO2 + 2 H3BO3 +2NaNO3

ppblanco,soluble en amoniaco o acido nítrico o acido acético.

2 AgBO2 + 3H2O

Ag2O

+ 2 H3BO3

HNO3 ( Caliente )

b) Con cloruro de bario

Na2B4O7 + BaCl2 +

H2O

Ba(BO2 )2 + 2 H3BO3 +2NaCl

ppblanco,soluble en exceso de reactivo, en acidos diluidos y en soluciones de sales de

amonio. c) Na2B4O7 + fenolftaleína dará color grosella (básico)

Reacción de identificación de los boratos. Con ac. Sulfúrico concentrado y alcohol (ensayo a la llama)

Na2B4O7 + H2 SO4 + 12CH3OH ó

etílico

B(OCH 3 )3 + Na 2SO4 + 4H2O borato de metilo B(OC2H 5 )3

4.-HIDRUROS DE BORO O BORANOS

La denominación es particular,consiste en indicar el numero de boros mediante el prefijo griego correspondiente y La terminación borano.

Ejm B5H9, pentaborano (9) B10H14 decaborano (14) B2H6 solo diborano

Obtencion : a excepción del diborano,se obtienen por acción de un acido sobre el boruro de Mg. 2 Mg3B2 + 12 HCl 6 MgCl2 + B4H10 + H2 El mas elemental BH3 (borina) se transforma en B2H6 El diborano gas toxico se obtiene 2BF3 + 6 NaH B2H6 + 6 NaF se hidroliza espontáneamente +H2O 3NaBH4 + 4 BF3 3LiAlH4 + 4 BF3

2 NaBH4 + H2SO4

2 H3BO3 + 6 H2

3NaBF4 + 2 B2H6 3 LiF + 3 AlF3 + 2 B2H2

B2H6 + 2 H2 + Na2SO4

Por pirolisis forma boranos superiores: 2 B2 H6 -Con el O2

B2H6 + 3O2

∆ B5H9 + H2

B2O3 + 3 H2O

∆ B4H10 H2

Aplicaciones del Boro • El ácido bórico (H3BO3) se usa como gotas para los ojos y antisépticos suaves. • El óxido bórico (B2O3 ) se utiliza comúnmente en la fabricación de vidrio de borosilicato. • Como boro amorfo, sirve como encendedor de combustible de cohete y en bengalas pirotécnicas.

BORO EEUU y Turquia Principales productores, 3 millones de toneladas al año Boratos en momificación, egipcios.

El ácido bórico se emplea en productos textiles.

Incineración electroquímica H2 O CnH2n

OH CO2 + H2O

Electrodo Boro-diamante

NaBH4 Reducción, hidrogenación e H2(g)

Compuestos Boro-Nitrógeno

El nitruro de boro, BN, es un material tan duro como el diamante. aunque es un aislante eléctrico. conduce el calor como los metales.

Aluminio • Abundancia:

• - Arcillas (Al2O3 · 2SiO2 · 2H2O). • - Aluminosilicatos que contiene Al2O3 y SiO2 • - En hidróxidos en la bauxita y en mucha menor abundancia en la criolita Na3[AlF6]

• - Feldespatos, que son constituyentes de rocas correspondientes a un sistema ternario compuesto por ortoclasa (KAlSi3O8), albita (NaAlSi3O8) y anortita (CaAl2Si2O8)

ALUMINIO Empleado en perfiles y herrería, por su resistencia a la corrosión

Efecto de pasivación de Al en perfiles También conocido como anodizado

Aluminio • Extracción: Se obtiene a partir de minerales de alumininosilicato 1. 2NaOH(ac) + Al2O3(s) + 3H2O(ac) → 2NaAl(OH)4(ac)+ Impurezas(s) A altas temperaturas y presiones (35 atm) La bauxita es Al2O3.XH2O con impurezas de GaSb, Fe2O3, SiO2, TlO2 Se pueden encontrar variaciones de esta reacción con productos desde NaAlO3 (el producto deshidratado) hasta Na3Al(OH)6. Estas variaciones dependen de la temperatura y concentración del NaOH.

Características del Aluminio • Es un metal blando ,es por tanto fácilmente moldeable. Sin embargo, algunas de sus aleaciones son más resistentes que el acero. • Funde a temperaturas más elevadas (600ºC) que la mayoría de los demás metales • Muy buen conductor de la electricidad • Buen conductor del calor

Aluminio • NaAl(OH)4(ac) → Al(OH)3(s) + NaOH(ac) • El producto de esta reacción también se representa como Al2O3.3H2O equivalente a 2Al(OH)3. La razón de esta diferencia es que el hidróxido de aluminio originalmente precipitado no tiene esa fórmula, es una simplificación. Y se arregla a una clase de oxido hidratado.

Obtención del Aluminio •El Al2O3 (anhidro)-alúmina- se obtiene por calentamiento. 2Al(OH)3 + calor→Al2O3 + 3H2O • La electrólisis del Al2O3 da Al en el cátodo pero debido al punto de ebullición alto (2345 K) se usa una mezcla de criolita y alúmina como electrolito (1220 K) Al3+ + 3e- →Al 2O-2 →O2+4e• Por las altas cantidades de energía para la extracción del aluminio, estas son realizadas en centrales hidroeléctricas.

Obtención de Aluminio Proceso Hall (1886) Ánodos de grafito -

Al2O3 disuelto en criolita (Na3AlF6) fundida

+

Cátodo de grafito Aluminio fundido

Ánodo (oxidación): 3 [ 2 O2- O2(g) + 4 e- ] Cátodo (reducción): 4 [ Al3+ + 3 e- Al(l) ] Proceso global: 2 Al2O3 4 Al(l) + 3 O2(g)

Carácter anfótero del aluminio •Reacción con ácidos:

2 Al° + 6 HCl

2 AlCl3 + 3 H2

•Reacción con base fuerte:

Al° + NaOH + 3 H2O

NaAl(OH)4 + 3/2 H2

Óxido de aluminio (alúmina) Existen diferentes tipos de alúmina: •Alúmina  (corindón): muy duro y resistente. •Alúmina : menos densa y más reactiva. Se utiliza en cromatografía.

•Reacción con ácidos: Al2O3(s) + 6 H3O+(ac) + 3 H2O(l)

2 Al(H2O)63+(ac)

•Reacción con bases:

Al2O3(s) + 2 OH-(ac) + 3 H2O(l)

2 Al[H2O]4-(ac)

Compuestos.

Al2O3γ (espinela con defectos tipo laguna) menos estable Con propiedades eléctricas y magnéticas de, que son poco comunes, pues son conductores de la corriente eléctrica pero no son conductores térmicos.

Formación del sulfato de aluminio •El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio:

Al2O3(s) + 3 H2SO4(ac)

Al2(SO4)3(ac) + 3 H2O(l)

El sulfato de aluminio se conoce con el nombre de alumbre.

•El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular las fibras de celulosa.

Resumen de reacciones

Reacciones químicas Reactivo

Reacción con el elemento (E) del grupo 13

Oxígeno

4 E (s) + 3 O2 (g) — 2 E2O3 (s)

Nitrógeno

2 E (s) + N2 (g) — 2 EN (s), E = B, Al

Halógeno (X2)

2 B (s) + 3 X2 (g, l, s) —2 BX3 (g) 2 E (s) + 3 X2 (g, l, s) — E2X6 (s) E = Al, Ga, In 2 Tl (s) + X2 (g, l, s) —2 TlX (s)

Agua

2 Tl (s) + 2 H2O (l) — 2 TlOH (ac) + H2 (g)

Ácido

2 E (s) + 6 H3O+ (ac) — E3+ (ac) + 6 H2O (l) + 3 H2 (g), E = Al, Ga, Tl

Base

2 E (s) + 6 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 3 H2(g), E = Al, Ga

Aplicaciones del Aluminio • Aplicaciones: El aluminio está presente en muchas aleaciones • - En la estructura de cohetes (Fe-Al) • - En la estructura de los aviones (Mg-Al) • El acero es una aleación de Fe con 10.5% de Cr y otros metales como Cu, Ti, Mo o Ni. Pesados-

• El galio, el indio y el talio se encuentran en la corteza en trazas como sulfuros en diferentes minerales. • Fosfuros, arseniuros, antimoniuros de galio e indio se utilizan en las luces led y en las calculadoras de bolsillo. La luz que emiten depende de la brecha de la banda de la onda. • GaP, InP, GaAs, InAs, GaSb, InSb

Galio

• El óxido de galio se obtiene como un subproducto de la obtención del aluminio (Impureza Bauxita) • La demanda de Galio aumenta junto a la demanda de (GaAs)-arseniuro de galioque se usa en chips.

Indio • El indio es un subproducto de la obtención de Zn como ZnS es separado por electrolisis. • - El zinc como esfalerita • - En China, Corea y Japón se recicla del • - ITO -óxido de indio y estaño • - El In2O3 reacciona Sn se usa en un recubrimiento conductor transparente en aparatos electrónicos.

Talio • Se encuentra en el polvo de humo que se produce por la combustión de combustibles fósiles. • Se disuelve con ácido sulfúrico y luego se usa ácido clorhídrico para precipitar TlCl. El metal es separado por electrolisis. • Tl2SO4 como veneno para rata → Baneado, los iones Tl+ entran a la membrana junto a los iones K+. Estos iones son mejor absorbidos por las células tumorales.