Boro

O boro é un elemento químico da táboa periódica que ten o símbolo B e número atómico 5. É un elemento metaloide, semicondutor, trivalente que existe abundantemente no mineral bórax. Hai dous alótropos do boro; o boro amorfo é un po marrón, pero o boro metálico é negro. A forma metálica é dura (9,3 na escala de Mohs) e é un mal condutor a temperatura ambiente.

Para outras páxinas con títulos homónimos véxase: B (homónimos).

Boro
-     5 B                                                                                                                                                                                                                                           B Al Berilio ← Boro → Carbono Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{{{espectro}}}|300px|center]]
Liñas espectrais do Boro
Información xeral
Nome, símbolo, número	Boro, B, 5
Serie química	Metaloides
Grupo, período, bloque	13, 2, p
Densidade	2460 kg/m3
Dureza	{{{dureza}}}
Aparencia	Negro
N° CAS	{{{CAS}}}
N° EINECS	{{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica	10,806 – 10,821[1] u
Raio medio	85 pm
Raio atómico (calc)	87 pm
Raio covalente	82 pm
Raio de van der Waals	{{{radio_van_der_waals}}} pm
Configuración electrónica	[He]2s22p1
Electróns por nivel de enerxía	2, 3
Estado(s) de oxidación	3 (levemente ácido)
Óxido
Estrutura cristalina	romboédrica
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido (non magnético)
Punto de fusión	2349 K
Punto de ebulición	4200 K
Punto de inflamabilidade	{{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización	489,7 kJ/mol
Entalpía de fusión	50,2 kJ/mol
Presión de vapor	0,348
Temperatura crítica	K
Presión crítica	Pa
Volume molar	m3/mol
Velocidade do son	16200 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling)	2,04
Calor específica	1026 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica	1,0 × 10-4 m-1 S/m
Condutividade térmica	27,4 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización	800,6 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización	2427,1 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización	3659,7 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización	25025,8 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización	32826,7 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización	{{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD MeV 10B 19,9% estable con 5 neutróns 11B 80,1% estable con 6 neutróns
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

Características principais

O boro é un elemento con vacantes electrónicas no orbital p; por iso presenta unha acusada apetencia de electróns, de modo que os seus compostos compórtanse a miúdo como ácidos de Lewis, reaccionando con rapidez con substancias ricas en electróns.

Entre as características ópticas deste elemento, inclúese a transmisión de radiación infravermella. A temperatura ambiente, a súa condutividade eléctrica é pequena, pero é bo condutor da electricidade a alta temperatura.

Este metaloide ten a máis alta resistencia á tracción entre os elementos químicos coñecidos; o material fundido con arco ten unha resistencia mecánica entre 1600 e 2400 MPa.

O nitruro de boro, un illante eléctrico que conduce a calor tan ben como os metales, emprégase na obtención de materiais tan duros como o diamante. O boro ten ademais calidades lubricantes similares ao grafito e comparte co carbono a capacidade de formar redes moleculares mediante enlaces covalentes estables.

Aplicacións

O composto de boro de maior importancia económica é o bórax que se emprega en grandes cantidades na fabricación de fibra de vidro illante e perborato de sodio. Outros usos inclúen:

• As fibras de boro usadas en aplicacións mecánicas especiais, no ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de ata 3600 MPa.
• O boro amorfo úsase en lumes artificiais pola súa cor verde.
• O ácido bórico emprégase en produtos téxtiles.
• Os compostos de boro teñen moitas aplicacións na síntese orgánica e na fabricación de cristais de borosilicato.
• Algúns compostos empréganse como conservantes da madeira, sendo de grande interese o seu uso pola súa baixa toxicidade.
• O B-10 úsase no control dos reactores nucleares, como escudo fronte ás radiacións e na detección de neutróns.
• Os hidruros de boro se oxidan con facilidade liberando gran cantidade de enerxía polo que se estudou o seu uso como combustible.

Formación

Atendendo á teoría do big-bang, na orixe o Universo atopamos como elementos H (hidróxeno), Hei (helio) e Li-7 (litio-7), pero o B, o quinto elemento da táboa periódica non ten presenza apreciable. Polo tanto na condensación das primeiras nebulosas, fórmanse estrelas fundamentalmente de H cunha porción de Hei (helio) e Li-7 (litio-7), nas que se dan os distintos procesos de formación de elementos (Cadea protón-protón, proceso triplo a e ciclo CNO). Pero en ningunha delas fórmase boro como produto, xa que a tales temperaturas (da orde de 107-108k) reacciona a un ritmo maior do que se forma. Tampouco se forma boro durante o proceso de captura de neutróns, que dá como resultado átomos de gran masa atómica. O B fórmase nun proceso denominado estelamento (spallation), que consiste na rotura de núcleos máis pesados que o boro a causa do bombardeo de raios cósmicos. Ao ser tan pouco frecuente este proceso, a abundancia cósmica do boro é moi pequena.

Historia

Os compostos de boro (do árabe buraq e este do persa burah) coñécense desde hai miles de anos. No antigo Exipto a momificación dependía do natrón, un mineral que contiña boratos e outros sales comúns. Na China usábanse xa cristais de bórax cara ao 300 adC, e na Roma antiga compostos de boro na fabricación de cristal. A partir do século VIII os boratos foron usados en procesos de refinaría de ouro e prata.

En 1808 Humphry Davy, Gay-Lussac e L. J. Thenard obtiveron boro cunha pureza do 50% aproximadamente, aínda que ningún deles recoñeceu a substancia como un novo elemento, cousa que faría Jöns Jacob Berzelius en 1824. O boro puro foi producido por primeira vez polo químico estadounidense W. Weintraub en 1909.

Obtención

O boro na súa forma elemental non se atopa na natureza. A maior fonte de boro son os boratos de depósitos evaporíticos, como o bórax e, con menos importancia, a colemanita. O boro tamén precipita como ácido ortobórico H3BO3 ao redor dalgunhas fontes e fumes volcánicos, dando sasolitas. Tamén se forman menas de boro naturais no proceso de solidificación de magmas silicatados; estes depósitos son as pegmatitas.

Os xacementos máis importantes destas menas son os seguintes: xacementos do bórax atópanse en California (EEUU), Tincalayu (Arxentina) e Kirka (Turquía). De colemanita en Turquía e no Val da Morte (EEUU). Sasolitas en lugares xeoloxicamente activos da rexión de Lardarello (Italia). Se expende no comercio como Na2B4Ou7.10 H2Ou ou pentahidratado, coñéceselle como Bórax.

O boro puro é difícil de preparar; os primeiros métodos usados requirían a redución do óxido con metais como o magnesio ou aluminio, pero o produto resultante case sempre se contaminaba. Pode obterse por redución de haloxenuros de boro volátiles con hidróxeno a alta temperatura.

Abundancia no universo

A abundancia do boro no universo foi estimada en 0,001 ppm, abundancia moi pequena que xunto coas abundancias do litio e o berilio forma o trío de elementos "lixeiros" máis escasos no universo, o resto de elementos dos catro primeiros períodos - exceptuando o arsénico- son cando menos dez veces máis abundantes que o boro (exceptuando o escandio e o galio, que son aproximadamente cinco veces máis abundantes que o boro).

Isótopos

Na natureza atópanse dúas isótopos de boro, B-11 (80,1%) e B-10 (19,9%).

Precaucións

Nin o boro nin os boratos son tóxicos; con todo algúns dos máis exóticos compostos de boro e hidróxenos son tóxicos e han de manipularse con coidado.^{[Cómpre referencia]}

Notas

1. CIAAW

Véxase tamén

Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría:  Boro

Bibliografía

• "Táboa periódica dos elementos" (PDF). Consello da Cultura Galega, Xunta de Galicia, Real Academia Galega de Ciencias, Real Academia Galega e Ciencia Nosa. 2019.
• Bermejo, M. R.; González, A.; Vázquez, M. (2006). O nome e o símbolo dos elementos químicos (PDF). Xunta, Secretaría Xeral de Política Lingüística e CRPIH. ISBN 978-84-453-4325-8.
• Bermejo, M. R.; González, A.; Maneiro, M. (2018). Guía dos elementos químicos. Historia, propiedades e aplicacións. Xunta de Galicia e CRPIH. ISBN 978-84-453-5297-7.

Ligazóns externas

• ATSDR en Español - ToxFAQs™: boro