18.3: La estructura y las propiedades generales de los metaloides
Habilidades para desarrollar
- Describir la preparación general, las propiedades y los usos de los metaloides
- Describir la preparación, las propiedades y los compuestos de boro y silicio
Una serie de seis elementos, llamados los metaloides separan los metales de los no metales en la tabla periódica. Los metaloides son el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio. Estos elementos parecen ser metálicos, pero no conducen la electricidad tan bien como los metales, por eso se llaman semiconductores. Son semiconductores porque sus electrones están más unidos a sus núcleos que los de los conductores metálicos. Su comportamiento químico se encuentra entre el de los metales y el de los no metales. Por ejemplo, los metaloides puros forman cristales covalentes como los no metales, pero al igual que los metales, generalmente no forman aniones monoatómicos. Este comportamiento intermedio se debe en parte a sus valores de electronegatividad intermedios. En esta sección, discutiremos brevemente el comportamiento químico de los metaloides y platicaremos de estos elementos, el boro y el silicio, con más detalle.
El boro metaloide presenta muchas similitudes con su vecino el carbono y su vecino diagonal, el silicio. Los tres elementos forman compuestos covalentes. El boro es diferente porque tiene una estructura electrónica externa de 2s 2 2p 1 que le da un electrón de valencia menos que los orbitales de valencia. Aunque el boro exhibe un estado de oxidación de 3+ en la mayoría de sus compuestos estables, esta deficiencia de electrones le da al boro la capacidad de formar otros estados de oxidación, a veces fraccionados, que se producen, por ejemplo, en los hidruros de boro.
El silicio tiene la configuración electrónica de la capa de valencia de 3s 2 3p 2 , y comúnmente forma estructuras tetraédricas en las que se hibrida sp 3 con un estado de oxidación formal de 4+. Las principales diferencias entre la química del carbono y del silicio se deben a la fuerza relativa del enlace carbono-carbono, la capacidad del carbono para formar enlaces estables consigo mismo y la presencia de los orbitales de capa de valencia 3d vacíos en el silicio. Los orbitales d vacíos del silicio y el orbital p vacío del boro permiten que los compuestos tetraédricos de silicio y los compuestos de boro planos trigonales actúen como ácidos de Lewis. Al contrario, el carbono tiene orbitales de capa de valencia disponibles; los compuestos de carbono tetraédricos no pueden actuar como ácidos de Lewis. El germanio es muy similar al silicio en su comportamiento químico. El arsénico y el antimonio generalmente forman compuestos en los que se exhibe un estado de oxidación de 3+ o 5+; sin embargo, el arsénico puede formar arseniuros con un estado de oxidación de 3−. Estos elementos se deslustran solo un poco con el aire seco, pero se oxidan fácilmente cuando se calientan.
El telurio se combina directamente con la mayoría de los elementos. Los compuestos de telurio más estables son los telururos, las sales de Te 2- , formadas con los metales activos y los lantánidos, y los compuestos conteniendo el oxígeno, el flúor y el cloro, en los que el telurio normalmente presenta un estado de oxidación de 2+ o 4+. Aunque se conocen los compuestos de telurio (VI) (por ejemplo, TeF 6 ), existe una marcada resistencia a la oxidación a este estado máximo de oxidación del grupo.
Las estructuras de los metaloides
Un enlace covalente es la clave de las estructuras cristalinas de los metaloides. En este sentido, estos elementos se parecen a los no metales en su comportamiento.
Figure \(\PageIndex{1}\): (a) El arsénico y (b) el antimonio tienen una estructura en capas similar a la del (c) grafito, excepto que las capas están fruncidas en lugar de planas. (d) El telurio elemental forma cadenas espirales.
El silicio elemental, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio son sólidos brillantes que se ven como metales. El silicio y el germanio se cristalizan en una estructura de diamante. Cada átomo dentro del cristal tiene enlaces covalentes a cuatro átomos vecinos en las esquinas de un tetraedro regular. Los monocristales de silicio y germanio son moléculas tridimensionales muy grandes. Hay varios alótropos de arsénico, el más estable tiene una estructura con capas y que contiene hojas fruncidas de átomos de arsénico. Cada átomo de arsénico forma enlaces covalentes con otros tres átomos dentro de la hoja. La estructura cristalina del antimonio es similar a la del arsénico, ambos se muestran en la Figura \(\PageIndex{1}\). Las estructuras del arsénico y el antimonio son similares a la estructura del grafito, que se discuten con más detalle en un capítulo posterior. El telurio forma cristales que contienen infinitas cadenas espirales de átomos de telurio. Cada átomo de la cadena se une a otros dos átomos.
Video \(\PageIndex{1}\) : Examine un diamante cúbico con una estructura de cristal.
El boro cristalino puro es transparente. Los cristales consisten en icosaedros, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{2}\), con un átomo de boro en cada esquina. En la forma más común de boro, los icosaedros se empaquetan de una manera similar al empaque cúbico más cercano de las esferas. Todos los enlaces de boro-boro dentro de cada icosaedro son idénticos y miden aproximadamente 176 µm de longitud. En las diferentes formas de boro, existen diferentes arreglos y conexiones entre los icosaedros.
Figura\(\PageIndex{2}\): Un icosaedro es una forma sólida y simétrica con 20 caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero. Las caras se encuentran en 12 esquinas.
El nombre de silicio se deriva de la palabra latina para pedernal, silex . El silicio metaloide fácilmente forma compuestos que contienen enlaces de Si-O-Si, que son de importancia primordial en el mundo de los minerales. Esta capacidad de hacer enlaces contrasta con el carbono no metálico, cuya capacidad para formar enlaces de carbono-carbono le da una importancia primordial en el mundo de los vegetales y animales.
La ocurrencia, preparación y compuestos de boro y silicio
El boro constituye menos del 0.001% en peso de la corteza terrestre. En la naturaleza, solo ocurre en compuestos con oxígeno. El boro se distribuye en varias regiones volcánicas como el ácido bórico, B(OH) 3 , y en regiones de lagos secos, incluidas las áreas desérticas de California, como los boratos y sales de oxiácidos de boro, como bórax, Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O.
El boro elemental es químicamente inerte a temperatura ambiente, reacciona solo con el flúor y el oxígeno para formar el trifluoruro de boro, BF 3 , y óxido bórico, B 2 O 3 , respectivamente. A temperaturas más altas, el boro reacciona con todos los no metales, excepto el telurio y los gases nobles, y con casi todos los metales; se oxida a B 2 O 3 cuando se calienta con el ácido nítrico o sulfúrico concentrado. El boro no reacciona con ácidos no oxidantes. Muchos compuestos de boro reaccionan fácilmente con el agua para formar el ácido bórico, B(OH) 3 (a veces escrito como H 3 BO 3 ).
La reducción del óxido bórico con el polvo de magnesio forma el boro (95 a 98.5% de pureza) como un polvo amorfo de color marrón:
\[\ce{B2O3}(s)+\ce{3Mg}(s)⟶\ce{2B}(s)+\ce{3MgO}(s)\]
Una sustancia amorfa es un material que parece ser sólido, pero no tiene un orden de largo alcance como un sólido verdadero. El tratamiento con ácido clorhídrico elimina el óxido de magnesio. La purificación adicional del boro comienza con la conversión del boro impuro en el tricloruro de boro. El siguiente paso es calentar una mezcla de tricloruro de boro e hidrógeno:
\[\ce{2BCl3}(g)+\ce{3H2}(g)\:\mathrm{\xrightarrow{1500\:°C}}\:\ce{2B}(s)+\ce{6HCl}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{253.7\: kJ}\]
El silicio constituye casi una cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, el segundo elemento en abundancia después del oxígeno. La corteza está casi totalmente compuesta por minerales en los que los átomos de silicio están en el centro del tetraedro silicio-oxígeno, que se conectan de varias formas para producir, entre otras cosas, cadenas, capas y estructuras tridimensionales. Estos minerales constituyen la mayor parte de las rocas, suelos y arcillas más comunes. Adicionalmente, materiales como ladrillos, cerámica y vidrios contienen compuestos de silicio. Es posible producir silicio usando la reducción a alta temperatura del dióxido de silicio con agentes reductores fuertes, como el carbono y magnesio:
\[\ce{SiO2}(s)+\ce{2C}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Si}(s)+\ce{2CO}(g)\]
\[\ce{SiO2}(s)+\ce{2Mg}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Si}(s)+\ce{2MgO}(s)\]
El silicio extremadamente puro se necesita para la fabricación de los dispositivos electrónicos semiconductores. Este proceso comienza con la conversión del silicio impuro en tetrahaluros de silicio o silano (SiH4), seguido por la descomposición a altas temperaturas. El refinamiento de la zona, ilustrado en la Figura \(\PageIndex{3}\), completa la purificación. En este método, una barra de silicio se calienta en un extremo por una fuente de calor que produce una sección transversal delgada de silicio fundido. Al bajar lentamente la varilla a través de la fuente de calor, se mueve la zona fundida de un extremo a otro de la varilla. A medida que esta región delgada y fundida se mueve, las impurezas del silicio se disuelven en el silicio líquido y se mueven con la región fundida. Finalmente, las impurezas se mueven a un extremo de la varilla, que luego se corta.
Figura \(\PageIndex{3}\): Un aparato de refinación de zonas que se utiliza para la purificación del silicio.
Este silicio que está altamente purificado y que no contiene más de una parte de impureza por millón de partes de silicio, es el elemento más importante en la industria informática. El silicio puro se necesita en los dispositivos electrónicos semiconductores como los transistores, los chips de computadora y las células solares.
Como algunos metales, la pasivación del silicio ocurre debido a la formación de una capa muy fina de óxido (principalmente dióxido de silicio, SiO 2 ). El dióxido de silicio es soluble en una base acuosa caliente; en consecuencia, las bases fuertes destruyen la pasivación. La eliminación de la capa de pasivación permite que la base disuelva el silicio, esto forma el gas hidrógeno y los aniones de silicato. Por ejemplo:
\[\ce{Si}(s)+\ce{4OH-}(aq)⟶\ce{SiO4^4-}(aq)+\ce{2H2}(g)\]
El silicio reacciona con los halógenos a altas temperaturas y forman los tetrahaluros volátiles, como el SiF 4 .
Diferente al carbono, el silicio no puede formar enlaces dobles o triples fácilmente. Los compuestos de silicio de fórmula general SiX 4 , donde X es un grupo muy electronegativo, pueden actuar como ácidos de Lewis para formar silicio con seis coordenadas. Por ejemplo, el tetrafluoruro de silicio, SiF 4 , reacciona con el fluoruro de sodio para producir Na 2 [SiF 6 ], que contiene el ión octaédrico \(\ce{[SiF6]^2-}\) en el que el silicio se hibrida a sp 3 d 2 :
\[\ce{2NaF}(s)+\ce{SiF4}(g)⟶\ce{Na2SiF6}(s)\]
El antimonio reacciona fácilmente con cantidades estequiométricas del flúor, cloro, bromo o yodo, produciendo los trihaluros o, con exceso de flúor o cloro, formando los pentahaluros SbF 5 y SbCl 5 . Dependiendo de la estequiometría, forma el sulfuro de antimonio (III), Sb 2 S 3 o el sulfuro de antimonio (V) cuando se calienta con el azufre. Como se espera, el carácter metálico del elemento es mayor que del arsénico, que se encuentra inmediatamente por encima del antimonio en el grupo 15.
Los haluros de boro y silicio
Los trihaluros de boro (BF 3 , BCl 3 , BBr 3 y BI 3 ) se pueden preparar mediante la reacción directa de los elementos. Estas moléculas apolares contienen el boro con hibridación sp 2 y una geometría molecular plana trigonal. Los compuestos de fluoruro y cloruro son gases incoloros, el bromuro es un líquido y el yoduro es un sólido cristalino de color blanco.
Excepto por el trifluoruro de boro, los trihaluros de boro se hidrolizan fácilmente en el agua para formar el ácido bórico y el correspondiente ácido hidrohálico. El tricloruro de boro reacciona según la ecuación:
\[\ce{BCl3}(g)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{B(OH)3}(aq)+\ce{3HCl}(aq)\]
El trifluoruro de boro reacciona con el ácido fluorhídrico para producir una solución de ácido fluorobórico, HBF 4 :
\[\ce{BF3}(aq)+\ce{HF}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{H3O+}(aq)+\ce{BF4-}(aq)\]
En esta reacción, la molécula BF 3 actúa como el ácido de Lewis (aceptor de pares de electrones) y acepta un par de electrones de un ion fluoruro:
Se han preparado todos los tetrahaluros de silicio, SiX 4 . El tetracloruro de silicio se puede preparar usando la cloración directa a temperaturas elevadas o por calentando el dióxido de silicio con el cloro y el carbono:
\[\ce{SiO2}(s)+\ce{2C}(s)+\ce{2Cl2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{SiCl4}(g)+\ce{2CO}(g)\]
El tetracloruro de silicio es una molécula tetraédrica covalente, que es un líquido incoloro no polar con un punto de ebullición bajo (57 °C). Es posible preparar tetrafluoruro de silicio mediante la reacción del dióxido de silicio con el ácido fluorhídrico:
\[\ce{SiO2}(s)+\ce{4HF}(g)⟶\ce{SiF4}(g)+\ce{2H2O}(l) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{−191.2\: kJ}\]
El ácido fluorhídrico es el único ácido común que reacciona con el dióxido de silicio o con los silicatos. Esta reacción ocurre porque el enlace de silicio-flúor es el único enlace que puede formar silicio que es más fuerte que en el enlace de silicio-oxígeno. Por esta razón, es posible almacenar todos los ácidos comunes, excepto el ácido fluorhídrico, en recipientes de vidrio.
Excepto por el tetrafluoruro de silicio, los haluros de silicio son extremadamente sensibles al agua. Al exponer lo al agua, el SiCl 4 reacciona rápidamente con los grupos hidróxido, reemplazando los cuatro átomos de cloro para producir el ácido ortosilícico inestable, Si(OH) 4 o H 4 SiO 4 , que se descompone lentamente en SiO 2 .
Los óxidos y derivados de boro y silicio
El boro se quema a 700 °C en el oxígeno y forma el óxido bórico, B 2 O 3 . El óxido bórico es necesario para la producción de vidrio de borosilicato resistente al calor, como el que se muestra en la Figura \(\PageIndex{4}\) y ciertos vidrios ópticos. El óxido bórico se disuelve en el agua caliente para formar el ácido bórico, B(OH) 3 :
\[\ce{B2O3}(s)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{2B(OH)3}(aq)\]
Figura \(\PageIndex{4}\) : Los materiales de vidrio de laboratorio, como el Pyrex y el Kimax, están hechos de vidrio de borosilicato porque no se quebran cuando se calienta. La inclusión de boratos en el vidrio ayuda a mediar los efectos de la expansión y contracción térmica. Esto reduce la probabilidad de choque térmico, que hace que el vidrio de silicato se agriete al calentarse o enfriarse rápidamente. (crédito: "Tweenk"/Wikimedia Commons)
El átomo de boro en B(OH) 3 tiene hibridación de sp 2 y está ubicado en el centro de un triángulo equilátero con átomos de oxígeno en las esquinas. En el B(OH) 3 sólido, los enlaces de hidrógeno mantienen unidas estos enlaces triangulares. El ácido bórico, mostrado en la Figura \(\PageIndex{5}\), es un ácido muy débil que no actúa como donante de protones sino como un ácido de Lewis, aceptando un par de electrones de la base de Lewis OH − :
\[\ce{B(OH)3}(aq)+\ce{2H2O}(l)⇌\ce{B(OH)4-}(aq)+\ce{H3O+}(aq) \hspace{20px} K_\ce{a}=5.8×10^{−10}\]
Figura \(\PageIndex{5}\): El ácido bórico tiene una estructura plana con tres grupos –OH extendidos en ángulos de 120° por grupo.
Calentar el ácido bórico a 100 °C causa que las moléculas de agua se dividan entre pares de grupos –OH adyacentes para formar el ácido metabórico, HBO 2 . Aproximadamente a 150 °C, se forman enlaces B-O-B adicionales, que conectan los grupos BO 3 junto con átomos de oxígeno compartidos para formar el ácido tetrabórico, H 2 B 4 O 7 . La pérdida completa del agua, a temperaturas aún más altas forma el óxido bórico.
Los boratos son sales de los oxiácidos del boro. Los boratos se forman mediante las reacciones de una base con un oxiácido o por la fusión del ácido bórico u óxido bórico con un óxido o hidróxido metálico. Los aniones de borato varían desde el ion plano trigonal simple \(\ce{BO3^3-}\) hasta las especies complejas que contienen cadenas y anillos de átomos de boro con coordinaciones de tres o cuatro. Las estructuras de los aniones que se encuentran en CaB 2 O 4 , K[B 5 O 6 (OH) 4 ]⋅2H 2 O (comúnmente escrito como (KB 5 O 8 ⋅4H 2 O) y Na 2 [B 4 O 5 (OH) 4 ] ⋅8H 2 O (comúnmente escrito como Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O) se muestran en la Figura \(\PageIndex{6}\). Comercialmente, el borato más importante es el bórax, Na 2 [B 4 O 5 (OH) 4 ] ⋅8H 2 O, que es un componente importante de algunos detergentes para la ropa. La mayor parte del suministro del bórax proviene directamente de los lagos secos, como el lago Searles en California, o se prepara a partir de la kernita, Na 2 B 4 O 7 ⋅4H 2 O.
Figura \(\PageIndex{6}\) : Los aniones de borato son (a) CaB 2 O 4 , (b) KB 5 O 8 ⋅4H 2 O y (c) Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O. El anión en CaB 2 O 4 es una cadena "infinita".
El dióxido de silicio o la sílice, se presenta tanto en forma cristalina como amorfa. La forma cristalina común del dióxido de silicio es el cuarzo, un sólido duro, frágil, transparente e incoloro. Es útil de muchas maneras: para decoraciones arquitectónicas, joyas semipreciosas y control de frecuencia en transmisores de radio. La sílice adopta muchas formas cristalinas o polimorfos en la naturaleza. Las cantidades reastrables de Fe 3+ en el cuarzo le dan a la amatista su característico color púrpura. El término cuarzo también se usa para artículos como tubos y lentes que se fabrican a partir de la sílice amorfa. El ópalo es una forma natural de la sílice amorfa.
El contraste de estructura y propiedades físicas entre el dióxido de silicio y el dióxido de carbono es interesante, como se ilustra en la Figura \(\PageIndex{7}\). El dióxido de carbono sólido (hielo seco) contiene moléculas individuales de CO 2 con cada uno de los dos átomos de oxígeno unidos al átomo de carbono mediante dobles enlaces. Fuerzas intermoleculares muy débiles mantienen las moléculas en el cristal unidas. La volatilidad del hielo seco refleja las fuerzas débiles entre las moléculas. Contrariamente, el dióxido de silicio es un sólido de red covalente. En el dióxido de silicio, cada átomo de silicio se une a cuatro átomos de oxígeno mediante enlaces simples dirigidos hacia las esquinas de un tetraedro regular, y los tetraedros de SiO 4 comparten átomos de oxígeno. Esta disposición resulta en una red tridimensional, continua, de silicio-oxígeno. Un cristal de cuarzo es una macromolécula de dióxido de silicio. La diferencia entre estos dos compuestos es la capacidad de los elementos del grupo 14 para formar fuertes enlaces π. Los elementos del segundo período, como el carbono, forman enlaces π muy fuertes, por eso el dióxido de carbono forma moléculas pequeñas con dobles enlaces fuertes. Los elementos por debajo del segundo período, como el silicio, no forman enlaces π tan fácilmente como los elementos del segundo período, y cuando se forman, los enlaces π son más débiles que los enlaces formados por los elementos del segundo período. Por esta razón, el dióxido de silicio no contiene enlaces π sino solo enlaces σ.
Figura \(\PageIndex{7}\): Debido a que el carbono tiende a formar enlaces dobles y triples y el silicio no hace esto, (a) el dióxido de carbono es una molécula discreta con dos enlaces dobles C=O y (b) el dióxido de silicio es una red infinita de átomos de oxígeno que forman puentes entre los átomos de silicio con cada silicio átomo que posee cuatro enlaces simples Si-O. (crédito de una foto: modificación del trabajo de Erica Gerdes; crédito b foto: modificación del trabajo de Didier Descouens)
A 1600 °C, el cuarzo se funde para producir un líquido viscoso. Cuando el líquido se enfría, no se cristaliza fácilmente, generalmente se sobreenfría y forma un vidrio, también llamado la sílice. Los tetraedros de SiO4 en la sílice vidriosa tienen una disposición aleatoria característica de los líquidos sobreenfriados, y el vidrio tiene algunas propiedades muy útiles. La sílice es muy transparente tanto a la luz visible como a la luz ultravioleta. Por esta razón, es importante en la fabricación de lámparas que dan radiación con mucha luz ultravioleta y en ciertos instrumentos ópticos que operan con luz ultravioleta. El coeficiente de expansión del vidrio de la sílice es muy bajo; por eso los cambios abruptos de temperatura no provocan su fractura. CorningWare y otros utensilios de cocina de cerámica contienen la sílice amorfa.
Los silicatos son sales que contienen aniones hechos de silicio y oxígeno. En casi todos los silicatos, los átomos de silicio con hibridación de sp3 se encuentran en los centros de los tetraedros con el oxígeno en las esquinas. Existe una variación en la relación del silicio al oxígeno que se produce porque los tetraedros de silicio y oxígeno pueden existir como unidades discretas e independientes o pueden compartir átomos de oxígeno en las esquinas en varias maneras. Además, la presencia de una variedad de cationes forma una gran cantidad de minerales de silicato. Muchas cerámicas están compuestas de silicatos. Incluyendo pequeñas cantidades de otros compuestos, es posible modificar las propiedades físicas de los materiales de silicato para producir cerámicas con características útiles.
Resumen
Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio separan los metales de los no metales en la tabla periódica. Estos elementos, llamados los metaloides o, a veces, los semimetales, exhiben propiedades características tanto de metales como de no metales. Las estructuras de estos elementos son similares en muchos aspectos a las de los no metales, pero los elementos son semiconductores eléctricos.
Glosario
- amorfo
- material sólido como un vidrio que no tiene un patrón repetitivo en su estructura tridimensional; un sólido pero no un cristal
- el borato
- un compuesto que contiene enlaces de boro-oxígeno, generalmente con grupos o cadenas como parte de la estructura química
- polimorfo
- variación en la estructura cristalina que da como resultado diferentes propiedades físicas para el compuesto resultante
- el silicato
- un compuesto que contiene enlaces de silicio-oxígeno, con tetraedros de silicato conectados en anillos, hojas o redes tridimensionales, dependiendo de los otros elementos involucrados en la formación de los compuestos
Contribuyentes y atribuciones
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Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
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Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.