compuestos grupo 13

Compuestos del grupo 13 Boratos: El principal es el bórax: Na2B4O7. 10 H2O que contiene el ión B4O72(tetraborato). También existen los BO2- (metaboratos). Son sólidos de color blanco.

Bórax en solución presenta carácter alcalino: B4O72- + 3 H2O

2 BO2- + 2 H3BO3

2 BO2 - + 4 H2O

2 H3BO3 + 2 OH- (alcalino)

Reacciona frente a ácidos fuertes para producir ácido bórico, ya que el ácido correspondiente H2B4O7 es inestable (prácticamente no existe) 2 HCl + Na2B4O7. 10 H2O

4 H3BO3 + 5 H2O + 2 NaCl

Óxido y Ácido Bórico: Los dos son sólidos blancos 1) El óxido puede obtenerse por descomposición térmica del ácido bórico: 100 ºC

2 H3BO3 -2 H2O

rojo

2 HBO2 ácido metabórico

B 2O 3

-H2O

Haluros: PF:

BF3

BCl3

-127 ºC

-107 ºC liq 1 gas

gas

BBr3

BI3

-46 ºC

43 ºC

líquido

sólido

Esta variación de los PF demuestra la unión covalente de boro, ya que está de acuerdo con el aumento de dicha unión al aumentar el tamaño del haluro.

Los más importantes son los dos primeros. Son ácidos de Lewis entre los más potentes que se conocen.

Es interesante analizar la hidrólisis de los mismos 4 BF3

+ 6 H2O

3 H3O+ + 3 (BF4)- + H3BO3 (Parcial) Esta solución se suele llamar “ácido fluorbórico”

BCl3

+ 3 H2O

3 HCl + H3BO3 (Total)

Hidruros: (Boranos) Responden a dos Fórmulas Generales: BnHn+4 y BnHn+6, siendo la primera serie la más estable.

Arden con facilidad al aire y se hidrolizan fácilmente, veamos como ejemplo el caso del diborano.

B 2 H6

+ 3 O2

B 2 H6

+ 6 H2O

-482 Kcal/mol B2O3 + 3 H2O 2 H3BO3 + 6 H2

La estructura del diborano se explica planteando una hibridación no definida entre orbitales s y p del boro y posterior formación de dos orbitales tricéntricos extendidos (con 2 e- cada uno) denominados también enlace “tipo banana”.

Resultan de interés los borohidruros salinos, sobre todo los de sodio y litio utilizados en síntesis orgánica, que contienen el ión [BH4]- (tetraédrico) Química de Aluminio, Galio, Indio y Talio Los elementos: Presentan carácter metálico. Aluminio es maleable y conductor de la electricidad. Es muy reductor dado el Eºred (Al3+/Alº)= -1,67 v. Su superficie se cubre de una capa de óxido inerte que impide el posterior ataque. Galio, indio y talio son metales blancos, blandos y relativamente reactivos que se disuelven en ácidos. Talio, sin embargo, se disuelve lentamente en HCl y H 2SO4, dada la pequeña solubilidad de los sales de Tl (I). Óxidos: Todos los metales reaccionan con el O2 formando los óxidos respectivos. El que más calor desprende ( es el aluminio. Ga, In y Tl tienen ya Hºj menor 4 Al + 3 O2 4 Ga + 3 O2

2 Al2O3 2 Ga2O3

∆Hºf= -400 Kcal/mol ∆Hºf= -258 Kcal/mol

Dado el Hºf del Al2O3, se aprovecha esta reacción para obtener otros metales por el proceso metalúrgico de “aluminiotermia”, para lo cual se debe cumplir que: ∆Hºf (Al2O3) ∆Hºf(M2O3) Mº= metal a obtener Así por ejemplo: Alº + Cr2O3

2 Crº + Al2O3

La formación del Al2O3 implica mayor desprendimiento de calor que la del Cr2O3. ∆Hºf (Al2O3) > ∆Hºf (Cr2O3)

Al2O3 presenta las siguientes formas alotrópicas:

α Al2O3 (Corindón) - Estructura tipo, con Al3+ en huecos octaédricos. Es duro y refractario gAl2O3 (Alumina) - Tipo espinela distorsionada. g Al2O3.nH2O (bauxita)

También existe Al (OH)3, precipitado blanco gelatinoso, que presenta carácter anfótero.

H+

Al(H2O)63+

OH-

Al(OH)4 (H2O)2-

Al(OH)3

Hidruros: A diferencia del boro, Aluminio forma hidruros polímeros (AlH 3)n y también hidruros mixtos como LiAlH4 que poseen carácter reductor (utilizados en síntesis orgánicas).

Los de galio tienen comportamiento similar.

Indio presenta un hidruro mixto: In (AlH4)3.Haluros: Salvo los Fluoruros, los haluros de Al y Ga son covalentes, mientras que los de indio y talio son por lo general iónicos.

No existe el TlI3 como tal, sino que es TlI. I2. Veamos en la tabla siguiente como varía la coordinación (4-6) y el carácter iónico covalente.

F-

Cl-

Br-

I-

Al3+ Ga3+

iónico (6) iónico (6)

covalente (6-4) covalente (4)

covalente (4) covalente (4)

covalente (4) covalente (4)

In3+ Tl3+

iónico (6)

iónico (6)

covalente (6)

ión - covalente (4)

iónico (6)

iónico (6)

covalente (4)

ITl.I2

A medida que avanzamos hacia F- (más electronegativo) y hacia Tl3+ (mayor carácter metálico) aumenta el carácter iónico y la coordinación 6 octaédrica.

A veces estos haluros se presentan como dímeros y las estructuras que pueden presentar son: X

X X

X

M

M X

X

Monómeros (planar) (volátiles - hidrolizables)

M X

X

Dímero (tetraédrico)

X X X

X

X M

X

X

sĂłlidos cristalinos Oxisales: Existen la mayorĂ­a de las oxisales, como compuestos solubles. Son importantes los alumbres: K2SO4. Al2 (SO4)3. 24 H2O cristales octaĂŠdricos y los alumino-silicatos donde Al3+ reemplaza a Si4+ en la red.

El carbonato de aluminio no existe en soluciĂłn debido a que mĂĄs fuerte que H2CO3

Al (H2O)6

3+

es un ĂĄcido

3đ??śđ?‘‚32− + 2[đ??´đ?‘™(đ?‘‚đ??ť)6 ]3+ → 2đ??´đ?‘™(đ?‘‚đ??ť)3 + đ??śđ?‘‚2 + đ??ť2 đ?‘‚ B1

A2

B2

A1

El Al (H2O)63+ ĂĄcido fuerte desplaza al CO32- formando CO2 + H2O (ĂĄcido dĂŠbil) y por lo tanto no puede formarse el Al2 (CO3)3 en soluciĂłn.

Química del talio: Talio presenta el estado Tl+, iónico justificable por la configuración resultante frente a elementos electronegativos: Así frente a cloro.

6 S2 6 p1

3 S 2 3 p5

Tl+

Cl-

La química de Tl+ es más importante que la del Tl3+. Sus sales son tóxicas y por lo general insolubles, debido a su radio iónico se asemejan a las de Ag+ y Pb2+. Las principales reacciones pueden resumirse: Tl2O3

O2

Tlº

H2SO4

XTlX Be(OH)2

Tl2SO4

Tl2S H2S (OH-)

TlCl3

HCl Tl(OH)

H 2O 2 oxidaciรณn

Tl=O OH

H2SO4 Tl2 (SO4)3 CO2 Tl2CO3 (soluble)