Omitir e ir al contenidoIr a la página de accesibilidadMenú de atajos de teclado
Logo de OpenStax
Química: Comenzando con los átomos 2ed

18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides

Química: Comenzando con los átomos 2ed18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides

Menú
Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir la preparación general, las propiedades y los usos de los metaloides
  • Describir la preparación, las propiedades y los compuestos del boro y el silicio

Una serie de seis elementos llamados metaloides separa los metales de los no metales en la tabla periódica. Los metaloides son el boro, el silicio, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio. Estos elementos parecen metálicos; sin embargo, no conducen la electricidad tan bien como los metales, por lo que son semiconductores. Son semiconductores porque sus electrones están más unidos a sus núcleos que los de los conductores metálicos. Su comportamiento químico se sitúa 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 estos, no suelen formar aniones monoatómicos. Este comportamiento intermedio se debe en parte a sus valores intermedios de electronegatividad. En esta sección, discutiremos brevemente el comportamiento químico de los metaloides y trataremos con más detalle dos de estos elementos: el boro y el silicio.

El metaloide boro presenta muchas similitudes con su vecino el carbono y su vecino diagonal el silicio. Los tres elementos forman compuestos covalentes. Sin embargo, el boro tiene una clara diferencia, ya que su estructura electrónica externa 2s22p1 le da un electrón de valencia menos de los orbitales de valencia que tiene. Aunque el boro presenta un estado de oxidación de 3+ en la mayoría de sus compuestos estables, esta deficiencia de electrones proporciona al boro la capacidad de formar otros estados de oxidación, a veces fraccionados, que se dan, por ejemplo, en los hidruros de boro.

El silicio tiene la configuración de electrones 3s23p2 de la capa de valencia, y suele formar estructuras tetraédricas en las que está hibridado sp3 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, a la capacidad del carbono de formar enlaces estables consigo mismo y a la presencia de orbitales 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 trigonales planos de boro actúen como ácidos de Lewis. El carbono, en cambio, no tiene orbitales capa de valencia disponibles; los compuestos tetraédricos de carbono 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 muestra un estado de oxidación de 3+ o 5+; sin embargo, el arsénico puede formar arseniuros con un estado de oxidación de 3-. Estos elementos solo se deslustran ligeramente en 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 (sales de Te2) formados con metales activos y lantánidos, y los compuestos con oxígeno, flúor y cloro, en los que el telurio presenta normalmente un estado de oxidación 2+ o 4+. Aunque se conocen compuestos de telurio(VI) (por ejemplo, TeF6), existe una marcada resistencia a la oxidación hasta este estado de oxidación máximo del grupo.

Estructuras de los metaloides

El enlace covalente es la clave de las estructuras cristalinas de los metaloides. En este sentido, estos elementos se asemejan a los no metales en su comportamiento.

El silicio elemental, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio son sólidos brillantes de aspecto metálico. El silicio y el germanio cristalizan con una estructura de diamante. Cada átomo dentro del cristal tiene enlaces covalentes con cuatro átomos vecinos en las esquinas de un tetraedro regular. Los monocristales de silicio y germanio son moléculas gigantes y tridimensionales. Existen varios alótropos del arsénico, siendo los más estables los que tienen forma de capa y contienen láminas plegadas de átomos de arsénico. Cada átomo de arsénico forma enlaces covalentes con otros tres átomos dentro de la lámina. La estructura cristalina del antimonio es similar a la del arsénico, ambas mostradas en la Figura 18.12. Las estructuras del arsénico y el antimonio son similares a la del grafito, que se trata más adelante en este capítulo. El telurio forma cristales que contienen infinitas cadenas espirales de átomos de telurio. Cada átomo de la cadena se enlaza a otros dos átomos.

Se muestran cuatro imágenes marcadas como "a", "b", "c" y "d". Las imágenes a y b muestran átomos que están unidos por enlaces simples dispuestos en capas en zigzag. La imagen c muestra átomos que están unidos por enlace simple en hexágonos que forman láminas. Estas láminas se muestran superpuestas una sobre otra. La imagen d muestra átomos que están unidos por enlace simple individualmente en cadenas con giros.
Figura 18.12 (a) El arsénico y (b) el antimonio tienen una estructura en capas similar a la del (c) grafito, salvo que las capas son plegadas en lugar de planas. (d) El telurio elemental forma cadenas en espiral.

El boro cristalino puro es transparente. Los cristales consisten en icosaedros, como se muestra en la Figura 18.13, con un átomo de boro en cada esquina. En la forma más común del boro, los icosaedros se empaquetan de forma similar al empaquetamiento cúbico más cercano de las esferas. Todos los enlaces boro-boro dentro de cada icosaedro son idénticos y tienen una longitud de aproximadamente 176 pm. En las diferentes formas de boro, hay diferentes disposiciones y conexiones entre los icosaedros.

Una imagen muestra un grupo de átomos, cada uno de ellos marcado como "B", conectados con enlaces simples en una forma simétrica de veinte lados.
Figura 18.13 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 deriva de la palabra latina silex, que significa sílex. El metaloide silicio forma fácilmente compuestos que contienen enlaces Si-O-Si, que tienen una importancia capital en el mundo mineral. Esta capacidad de enlace contrasta con el carbono no metálico, cuya capacidad de formar enlaces carbono-carbono le confiere una importancia primordial en el mundo vegetal y animal.

Presencia, preparación y compuestos de boro y silicio

El boro constituye menos del 0,001 % en peso de la corteza terrestre. En la naturaleza, solo se da en compuestos con oxígeno. El boro está ampliamente distribuido en las regiones volcánicas en forma de ácido bórico, B(OH)3, y en las regiones lacustres secas, incluidas las áreas desérticas de California, en forma de boratos y sales de oxiácidos de boro, como el bórax, Na2B4O7⋅10H2O.

El boro elemental es químicamente inerte a temperatura ambiente, reaccionando solo con flúor y oxígeno para formar trifluoruro de boro, BF3, y óxido bórico, B2O3, 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 aB2O3 cuando se calienta con ácido nítrico o ácido sulfúrico concentrado. El boro no reacciona con los ácidos no oxidantes. Muchos compuestos de boro reaccionan fácilmente con el agua para producir ácido bórico, B(OH)3 (a veces escrito como H3BO3)).

La reducción del óxido bórico con el polvo de magnesio forma boro (con una pureza del 95 al 98,5 %) en forma de polvo amorfo de color marrón:

B2O3(s)+3Mg(s)2B(s)+3MgO(s).B2O3(s)+3Mg(s)2B(s)+3MgO(s).

Una sustancia amorfa es un material que parece ser un sólido, pero no tiene un orden de largo alcance como un verdadero sólido. El tratamiento con ácido clorhídrico elimina el óxido de magnesio. La purificación posterior del boro comienza con la conversión del boro impuro en tricloruro de boro. El siguiente paso es calentar una mezcla de tricloruro de boro e hidrógeno:

2BCl3(g)+3H2(g)1.500°C2B(s)+6HCl(g)ΔH°=253,7 kJ2BCl3(g)+3H2(g)1.500°C2B(s)+6HCl(g)ΔH°=253,7 kJ

El silicio constituye casi una cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, solo superado por el oxígeno. La corteza está compuesta casi en su totalidad por minerales en los que los átomos de silicio están en el centro del tetraedro de silicio-oxígeno, que se conectan de diversas maneras para producir, entre otras cosas, cadenas, capas y estructuras tridimensionales. Estos minerales constituyen la mayor parte de las rocas, suelos y arcillas más comunes. Además, materiales como los ladrillos, la cerámica y los vidrios contienen compuestos de silicio.

Es posible producir silicio mediante la reducción a alta temperatura del dióxido de silicio con fuertes agentes reductores, como el carbono y el magnesio:

SiO2(s)+2C(s)ΔSi(s)+2CO(g)SiO2(s)+2Mg(s)ΔSi(s)+2MgO(s)SiO2(s)+2C(s)ΔSi(s)+2CO(g)SiO2(s)+2Mg(s)ΔSi(s)+2MgO(s)

El silicio extremadamente puro es necesario para la fabricación de dispositivos electrónicos semiconductores. Este proceso comienza con la conversión del silicio impuro en tetrahaluros de silicio, o silano (SiH4), seguido de una descomposición a altas temperaturas. El refinamiento por zonas, ilustrado en la Figura 18.14, completa la purificación. En este método, se calienta una varilla de silicio en un extremo mediante una fuente de calor que produce una fina sección transversal de silicio fundido. Al bajar lentamente la varilla a través de la fuente de calor, la zona fundida se desplaza de un extremo a otro de la varilla. A medida que esta fina región fundida se desplaza, las impurezas del silicio se disuelven en el silicio líquido y se desplazan con la región fundida. Al final, las impurezas se desplazan a un extremo de la varilla, que se corta.

Se muestra un diagrama de un tubo largo y vertical. El lateral está cortado para mostrar un tubo de vidrio en su interior. En la parte superior del tubo de vidrio hay una sección más oscura marcada como "Silicio impuro", mientras que hacia la mitad del tubo hay una sección más clara marcada como "Silicio fundido", y el fondo del tubo contiene una sustancia blanca marcada como "Silicio puro". En el fondo del tubo se dibuja una flecha hacia abajo.
Figura 18.14 Un aparato de refinado por zonas utilizado para purificar el silicio.

Este silicio altamente purificado, que no contiene más de una parte de impureza por millón de partes de silicio, es el elemento más importante de la industria informática. El silicio puro es necesario en los dispositivos electrónicos semiconductores, como los transistores, los chips de computadora y las celdas solares.

Al igual que algunos metales, la pasivación del silicio se produce por la formación de una película muy fina de óxido (principalmente dióxido de silicio, SiO2). El dióxido de silicio es soluble en bases acuosas calientes, por lo que las bases fuertes destruyen la pasivación. La eliminación de la capa de pasivación permite que la base disuelva el silicio, formando hidrógeno gaseoso y aniones de silicato. Por ejemplo:

Si(s)+4OH(aq)SiO44−(aq)+2H2(g)Si(s)+4OH(aq)SiO44−(aq)+2H2(g)

El silicio reacciona con los halógenos a altas temperaturas, formando tetrahaluros volátiles, como el SiF4.

A diferencia del carbono, el silicio no forma fácilmente dobles o triples enlaces. Los compuestos de silicio de fórmula general SiX4, donde X es un grupo altamente electronegativo, pueden actuar como ácidos de Lewis para formar silicio de seis coordenadas. Por ejemplo, el tetrafluoruro de silicio, SiF4, reacciona con el fluoruro de sodio para producir Na2[SiF6], que contiene el ion octaédrico [ SiF6 ]2−[ SiF6 ]2− en el que el silicio está hibridado sp3d2:

2NaF(s)+SiF4(g)Na2SiF6(s).2NaF(s)+SiF4(g)Na2SiF6(s).

El antimonio reacciona fácilmente con cantidades estequiométricas de flúor, cloro, bromo o yodo, produciendo trihaluros o, con exceso de flúor o cloro, formando los pentahaluros SbF5 y SbCl5. Dependiendo de la estequiometría, forma sulfuro de antimonio(III), Sb2S3, o sulfuro de antimonio(V) cuando se calienta con azufre. Como era de esperar, la naturaleza metálica del elemento es mayor que la del arsénico, que se encuentra inmediatamente por encima de él en el grupo 15.

Haluros de boro y silicio

Los trihaluros de boro (BF3, BCl3, BBr3 y BI3) pueden prepararse por reacción directa de los elementos. Estas moléculas no polares contienen boro con hibridación sp2 y una geometría molecular trigonal plana. Los compuestos de fluoruro y cloruro son gases incoloros, el bromuro es un líquido y el yoduro es un sólido cristalino blanco.

Exceptuando el trifluoruro de boro, los trihaluros de boro se hidrolizan fácilmente en agua para formar ácido bórico y el correspondiente ácido hidrohalico. El tricloruro de boro reacciona según la ecuación:

BCl3(g)+3H2O(l)B(OH)3(aq)+3HCl(aq)BCl3(g)+3H2O(l)B(OH)3(aq)+3HCl(aq)

El trifluoruro de boro reacciona con el ácido fluorhídrico, para producir una solución de ácido fluorobórico, HBF4:

BF3(aq)+HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+BF4(aq)BF3(aq)+HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+BF4(aq)

En esta reacción, la molécula de BF3 actúa como ácido de Lewis (aceptor de pares de electrones) y acepta un par de electrones de un ion de fluoruro:

se dibujan dos estructuras de Lewis conectadas por una flecha hacia la derecha. La estructura de la izquierda muestra un átomo de boro rodeado por cuatro átomos de flúor, cada uno con cuatro pares solitarios de electrones. El átomo de flúor de la izquierda tiene un símbolo positivo y otro negativo dibujados al lado. La segunda imagen es igual que la primera, salvo que faltan los signos positivo y negativo y toda la estructura está rodeada de paréntesis. Hay un signo negativo fuera y superíndice de los corchetes.

Se han preparado todos los tetrahaluros de silicio, SiX4. El tetracloruro de silicio puede prepararse por cloración directa a temperaturas elevadas o por calentamiento del dióxido de silicio con cloro y carbono:

SiO2(s)+2C(s)+2Cl2(g)ΔSiCl4(g)+2CO(g)SiO2(s)+2C(s)+2Cl2(g)ΔSiCl4(g)+2CO(g)

El tetracloruro de silicio es una molécula tetraédrica covalente, que es un líquido no polar, de bajo punto de ebullición (57 °C) e incoloro.

Es posible preparar tetrafluoruro de silicio mediante la reacción del dióxido de silicio con ácido fluorhídrico:

SiO2(s)+4HF(g)SiF4(g)+2H2O(l)ΔH°=-191,2 kJSiO2(s)+4HF(g)SiF4(g)+2H2O(l)ΔH°=-191,2 kJ

El ácido fluorhídrico es el único ácido común que reacciona con el dióxido de silicio o los silicatos. Esta reacción se produce porque el enlace silicio-flúor es el único enlace que forma el silicio que es más fuerte que el enlace silicio-oxígeno. Por esta razón, es posible almacenar todos los ácidos comunes, excepto el ácido fluorhídrico, en recipientes de vidrio.

Exceptuando el tetrafluoruro de silicio, los haluros de silicio son extremadamente sensibles al agua. Al exponerse al agua, el SiCl4 reacciona rápidamente con los grupos de hidróxido, sustituyendo los cuatro átomos de cloro para producir ácido ortosilícico inestable, Si(OH)4 o H4SiO4, que se descompone lentamente en SiO2.

Óxidos de boro y silicio y sus derivados

El boro arde a 700 °C en el oxígeno, formando óxido bórico, B2O3. El óxido bórico es necesario para la producción de vidrio de borosilicato resistente al calor, como el que se muestra en la Figura 18.15 y de ciertos vidrios ópticos. El óxido bórico se disuelve en agua caliente para formar ácido bórico, B(OH)3:

B2O3(s)+3H2O(l)2B(OH)3(aq)B2O3(s)+3H2O(l)2B(OH)3(aq)
Se muestra una foto de vasos de precipitados, matraces y probetas graduadas. Cada pieza de cristalería contiene un líquido de diferente color.
Figura 18.15 La cristalería de laboratorio, como Pyrex y Kimax, está hecha de vidrio de borosilicato porque no se rompe al calentarse. La inclusión de boratos en el vidrio ayuda a mediar los efectos de la expansión y la contracción térmica. Esto reduce la probabilidad de que se produzca un choque térmico, que hace que el vidrio de silicato se agriete al calentarse o enfriarse rápidamente (créditos: "Tweenk" / Wikimedia Commons).

El átomo de boro en el B(OH)3 está hibridado sp2 y se encuentra en el centro de un triángulo equilátero con átomos de oxígeno en las esquinas. En el B(OH)3 sólido, el enlace de hidrógeno mantiene unidas estas unidades triangulares. El ácido bórico, mostrado en la Figura 18.16, es un ácido muy débil que no actúa como donante de protones sino como ácido de Lewis, aceptando un par de electrones no compartidos de la base de Lewis OH-:

B(OH)3(aq)+2H2O(l)B(OH)4(aq)+H3O+(aq)Ka=5,8×10-10B(OH)3(aq)+2H2O(l)B(OH)4(aq)+H3O+(aq)Ka=5,8×10-10
Una estructura de Lewis muestra un átomo de boro unido por enlace simple a tres átomos de oxígeno, cada uno de los cuales está unido por enlace simple a un átomo de hidrógeno. Los átomos de oxígeno están dispuestos en ángulos iguales alrededor del átomo de boro y cada ángulo está marcado como "120 grados".
Figura 18.16 El ácido bórico tiene una estructura planar con tres grupos -OH repartidos equitativamente en ángulos de 120° entre sí.

El calentamiento del ácido bórico a 100 °C hace que las moléculas de agua se separen entre pares de grupos -OH adyacentes para formar el ácido metabórico, HBO2. A unos 150 °C, se forman enlaces B-O-B adicionales que conectan los grupos BO3 con átomos de oxígeno compartidos para formar el ácido tetrabórico, H2B4O7. La pérdida total de agua, a temperaturas aún más elevadas, da lugar al óxido bórico.

Los boratos son sales de los oxiácidos del boro. Los boratos son el resultado de las reacciones de una base con un oxiácido o de la fusión de ácido bórico u óxido bórico con un óxido o hidróxido metálico. Los aniones borato van desde el simple trigonal plano BO33−BO33− a especies complejas que contienen cadenas y anillos de átomos de boro de tres y cuatro coordenadas. Las estructuras de los aniones que se encuentran en el aB2O4, K[B5O6(OH)4]⋅2H2O (comúnmente escrito KB5O8⋅4H2O) y el Na2[B4O5(OH)4]⋅8H2O (comúnmente escrito Na2B4O7⋅10H2O) se muestran en la Figura 18.17. Comercialmente, el borato más importante es el bórax, Na2[B4O5(OH)4]⋅8H2O, que es un componente importante de algunos detergentes para ropa. La mayor parte del suministro de bórax procede directamente de lagos secos, como el lago Searles en California, o se prepara a partir de la kernita, Na2B4O7⋅4H2O.

Se muestran tres estructuras de Lewis marcadas como "a", "b" y "c". La estructura a muestra un átomo de boro unido por enlace simple a dos átomos de oxígeno. Un átomo de oxígeno tiene carga negativa y el otro está unido por enlace simple a un segundo átomo de boro. Este átomo de boro está unido por enlace simple a átomos de oxígeno, al igual que el primero, para crear una cadena repetitiva de estas unidades. Los dos primeros átomos de boro y sus átomos de oxígeno adjuntos están rodeados por un recuadro de línea punteada y marcados, "unidad de B subíndice 2 O subíndice 4 superíndice 2 signo negativo" La estructura b muestra dos estructuras anulares hexagonales, unidas en el centro por un átomo de boro. Cada anillo está formado por átomos de boro y oxígeno alternados, con cuatro grupos hidroxilos situados en las esquinas superiores e inferiores de toda la estructura. Los corchetes y el signo negativo en superíndice rodean la estructura. La estructura c muestra una estructura de anillo de ocho lados formada por átomos de boro y oxígeno alternados. Cada átomo de boro está unido a un grupo hidroxilo y un átomo de oxígeno está unido por enlace simple al primer y tercer átomo de boro. Este átomo de oxígeno se encuentra en el centro del anillo. Toda la estructura está rodeada de corchetes y tiene en superíndice 2 signo negativo.
Figura 18.17 Los aniones borato son (a) CaB2O4, (b) KB5O8⋅4H2O, y (c) Na2B4O7⋅10H2O. El anión en el CaB2O4 es una cadena "infinita".

El dióxido de silicio, la sílice, se presenta tanto en forma cristalina como amorfa. La forma cristalina habitual del dióxido de silicio es el cuarzo, un sólido duro, quebradizo, transparente e incoloro. Es útil de muchas maneras: en decoraciones arquitectónicas, en joyas semipreciosas y en el control de la frecuencia en transmisores de radio. La sílice adopta muchas formas cristalinas, o polimorfos, en la naturaleza. Trazas de Fe3+ en el cuarzo dan a la amatista su característico color púrpura. El término cuarzo también se utiliza para artículos como tubos y lentes que se fabrican con sílice amorfa. El ópalo es una forma natural de sílice amorfa.

El contraste en la estructura y las propiedades físicas entre el dióxido de silicio y el dióxido de carbono es interesante, como se ilustra en la Figura 18.18. El dióxido de carbono sólido (hielo seco) contiene moléculas individuales de CO2 con cada uno de los dos átomos de oxígeno unidos al átomo de carbono por dobles enlaces. Fuerzas intermoleculares muy débiles mantienen las moléculas unidas en el cristal. La volatilidad del hielo seco refleja estas fuerzas débiles entre las moléculas. En cambio, 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 SiO4 comparten átomos de oxígeno. Esta disposición da lugar a una red tridimensional y 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 periodo, como el carbono, forman enlaces π muy fuertes, por lo que el dióxido de carbono forma pequeñas moléculas con fuertes dobles enlaces. Los elementos por debajo del segundo periodo, como el silicio, no forman enlaces π tan fácilmente como los elementos del segundo periodo, y cuando se forman, los enlaces π son más débiles que los formados por los elementos del segundo periodo. Por esta razón, el dióxido de silicio no contiene enlaces π sino solo enlaces σ.

Se muestran dos imágenes y dos fotos marcadas como "a" y "b". La imagen a muestra un modelo de bolas y palos de un átomo de carbono unido por enlace simple a dos átomos de oxígeno. El modelo de bolas y palos está marcado como "C O subíndice 2". Encima de este modelo hay una foto de hielo seco en un tarro de cristal con un líquido claro. El hielo seco se está sublimando. La foto está marcada como "hielo seco". La imagen b muestra cuatro estructuras anulares conectadas formadas por átomos de silicio y oxígeno alternados y unidos por enlace simple entre sí. El modelo está marcado como "S i O subíndice 2". Encima del modelo hay una foto etiquetada como "cuarzo". Muestra un cristal sólido.
Figura 18.18 Dado que el carbono tiende a formar dobles y triples enlaces y el silicio no, (a) el dióxido de carbono es una molécula discreta con dos dobles enlaces C=O y (b) el dióxido de silicio es una red infinita de átomos de oxígeno que hacen de puente entre los átomos de silicio y cada átomo de silicio posee cuatro enlaces simples Si-O (créditos: foto a: modificación del trabajo de Erica Gerdes; foto b: modificación del trabajo de Didier Descouens).

A 1.600 °C, el cuarzo se funde para dar lugar a un líquido viscoso. Cuando el líquido se enfría, no cristaliza fácilmente, sino que suele sobreenfriarse y formar un vidrio, también llamado sílice. Los tetraedros de SiO4 de la sílice vítrea tienen una disposición aleatoria característica de los líquidos superenfriados, y el vidrio tiene algunas propiedades muy útiles. La sílice es muy transparente a la luz visible y ultravioleta. Por ello, es importante en la fabricación de lámparas que emiten radiación rica en luz ultravioleta y en ciertos instrumentos ópticos que funcionan con luz ultravioleta. El coeficiente de dilatación del vidrio de sílice es muy bajo, por lo que los cambios rápidos de temperatura no provocan su fractura. CorningWare y otros utensilios de cocina de cerámica contienen sílice amorfa.

Los silicatos son sales que contienen aniones compuestos de silicio y oxígeno. En casi todos los silicatos, los átomos de silicio con hibridación sp3 se encuentran en los centros de los tetraedros con oxígeno en las esquinas. Hay una variación en la relación silicio-oxígeno que se produce porque los tetraedros de silicio-oxígeno pueden existir como unidades discretas e independientes o pueden compartir átomos de oxígeno en las esquinas de diversas maneras. Además, la presencia de una variedad de cationes da lugar al gran número de minerales de silicato.

Muchas cerámicas están compuestas por silicatos. Al incluir pequeñas cantidades de otros compuestos, es posible modificar las propiedades físicas de los materiales de silicato para producir cerámicas con características útiles.

Cita/Atribución

¿Desea citar, compartir o modificar este libro? Este libro utiliza la Creative Commons Attribution License y debe atribuir a OpenStax.

Información de atribución
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato impreso, debe incluir en cada página física la siguiente atribución:
    Acceso gratis en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato digital, debe incluir en cada vista de la página digital la siguiente atribución:
    Acceso gratuito en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
Información sobre citas

© 19 may. 2022 OpenStax. El contenido de los libros de texto que produce OpenStax tiene una licencia de Creative Commons Attribution License . El nombre de OpenStax, el logotipo de OpenStax, las portadas de libros de OpenStax, el nombre de OpenStax CNX y el logotipo de OpenStax CNX no están sujetos a la licencia de Creative Commons y no se pueden reproducir sin el previo y expreso consentimiento por escrito de Rice University.