Capítulo XXI

SILICIO, TITANIO, BORO

================================================================= SÍMBOLO PESO ATÓMICO DENSIDAD CLORUROS ÓXIDOS Silicio Si 28.4 2.35 SiCl{4} SiO{2} Titanio Ti 48.1 3.5 TiCl{4} TiO{2} Boro B 11.0 2.45 BCl{3} B{2}O{3} =================================================================

~Generalidades.~ Cada uno de los tres elementos, silicio, titanio y boro, pertenece a una familia periódica diferente, pero se encuentran próximos entre sí en el agrupamiento periódico y son muy similares tanto en sus propiedades físicas como químicas. Dado que los otros elementos de sus familias son tan raros que no pueden estudiarse en detalle, o se comprenden mejor en relación con otros elementos, resulta conveniente considerar estos tres juntos en este punto.

Los tres elementos son muy difíciles de obtener en estado libre, debido a su fuerte atracción por otros elementos. Pueden prepararse mediante la acción del aluminio o magnesio sobre sus óxidos y, en estado impuro, por reducción con carbono en un horno eléctrico. Son muy duros y funden solo a las temperaturas más altas. A temperaturas ordinarias no son atacados por el oxígeno, pero cuando se calientan fuertemente arden con gran brillantez. El silicio y el boro no son atacados por los ácidos en condiciones normales; el titanio se disuelve fácilmente en ellos.

SILICIO

~Abundancia.~ Después del oxígeno, el silicio es el elemento más abundante. No se encuentra libre en la naturaleza, pero sus compuestos son muy abundantes y de la mayor importancia. Se presenta casi siempre combinado con oxígeno como dióxido de silicio (SiO{2}), llamado a menudo sílice, o con oxígeno y varios metales en forma de sales de los ácidos silícicos, o silicatos. Estos compuestos constituyen una gran fracción de la corteza terrestre. La mayoría de las plantas absorben pequeñas cantidades de sílice del suelo, y también se encuentra en cantidades mínimas en organismos animales.

~Preparación.~ El elemento se prepara más fácilmente reduciendo cuarzo puro en polvo con polvo de magnesio:

SiO{2} + 2Mg = 2MgO + Si.

~Propiedades.~ Como cabría esperar por su posición en la tabla periódica, el silicio se parece al carbono en muchos aspectos. Puede obtenerse en varias formas alotrópicas, correspondientes a las del carbono. La forma cristalizada es muy dura e inactiva frente a los reactivos. La variedad amorfa tiene, en general, propiedades más similares al carbón vegetal.

~Compuestos del silicio con hidrógeno y los halógenos.~ El hidruro de silicio (SiH{4}) corresponde en fórmula al metano (CH{4}), pero sus propiedades se parecen más a las de la fosfina (PH{3}). Es un gas muy inflamable y de olor desagradable, y, como se prepara habitualmente, se inflama espontáneamente debido a la presencia de impurezas.

El silicio se combina con los elementos de la familia del cloro para formar compuestos como SiCl{4} y SiF{4}. De estos, el fluoruro de silicio es el más conocido e interesante. Como se mencionó en la discusión sobre el flúor, se forma cuando el ácido fluorhídrico actúa sobre el dióxido de silicio o un silicato. Con la sílice la reacción se expresa así:

SiO{2} + 4HF = SiF{4} + 2H{2}O.

Es un gas muy volátil, invisible y venenoso. En contacto con el agua se descompone parcialmente, como muestra la ecuación

SiF{4} + 4H{2}O = 4HF + Si(OH){4}.

El ácido fluorhídrico así formado se combina con una cantidad adicional de fluoruro de silicio, formando el complejo ácido fluosilícico (H{2}SiF{6}), así:

2HF + SiF{4} = H{2}SiF{6}.

~Siliciuros.~ Como indica el nombre, los siliciuros son compuestos binarios formados por silicio y algún otro elemento. Son muy estables a altas temperaturas y suelen prepararse calentando las sustancias adecuadas en un horno eléctrico. El más importante es el carborundo, que es un siliciuro de carbono con la fórmula CSi. Se fabrica calentando coque y arena, que es una forma de dióxido de silicio, en un horno eléctrico, proceso que se realiza extensamente en las Cataratas del Niágara. La siguiente ecuación representa la reacción

SiO{2} + 3C = CSi + 2CO.

La sustancia así obtenida consiste en hermosos cristales de color negro violáceo, que son muy duros. El carborundo se utiliza como abrasivo, es decir, como material para moler y pulir sustancias muy duras. El ferrosilicio es un siliciuro de hierro aleado con un exceso de hierro, que se emplea ampliamente en la fabricación de ciertos tipos de acero.

~Fabricación del carborundo.~ La mezcla de materiales se calienta en un gran horno de resistencia durante unas treinta y seis horas. Una vez completada la reacción, queda un núcleo de grafito G. Alrededor de este núcleo hay una capa de carborundo cristalizado C, de unos 40 cm de grosor. Fuera de esta se encuentra una capa de carborundo amorfo A. Los materiales restantes M no han cambiado y se utilizan para una nueva carga.

~Dióxido de silicio~ (sílice) (SiO{2}). Esta sustancia se encuentra en una gran variedad de formas en la naturaleza, tanto en estado amorfo como cristalino. En forma de cuarzo se presenta en hermosos prismas hexagonales, a veces de gran tamaño. Cuando es puro es perfectamente transparente e incoloro. Algunas variedades coloreadas reciben nombres especiales, como amatista (violeta), cuarzo rosa (rosado pálido), cuarzo ahumado o lechoso (coloreado y opaco). Otras variedades de dióxido de silicio, algunas de las cuales también contienen agua, son la calcedonia, ónix, jaspe, ópalo, ágata y pedernal. La arena y la arenisca son en gran parte dióxido de silicio.

~Propiedades.~ El dióxido de silicio obtenido por procesos químicos es un polvo blanco amorfo. En estado cristalizado es muy duro y tiene una densidad de 2.6. Es insoluble en agua y en la mayoría de los reactivos químicos, y requiere la llama oxihidrógeno más caliente para fundirse. Los ácidos, excepto el ácido fluorhídrico, apenas lo atacan, y se necesitan los agentes reductores más enérgicos para privarlo de oxígeno. Es el anhídrido de un ácido, y en consecuencia se disuelve en álcalis fundidos para formar silicatos. Al ser no volátil, desplaza la mayoría de los otros anhídridos cuando se calienta a alta temperatura con sus sales, especialmente cuando los silicatos así formados son fusibles. Las siguientes ecuaciones ilustran esta propiedad:

Na{2}CO{3} + SiO{2} = Na{2}SiO{3} + CO{2},

Na{2}SO{4} + SiO{2} = Na{2}SiO{3} + SO{3}.

~Ácidos silícicos.~ El silicio forma dos ácidos simples, el ácido ortosilícico (H{4}SiO{4}) y el ácido metasilícico (H{2}SiO{3}). El ácido ortosilícico se forma como una masa gelatinosa cuando los ortosilicatos se tratan con ácidos fuertes como el clorhídrico. Al intentar secar este ácido, pierde agua, pasando a ácido metasilícico o ácido silícico común:

H{4}SiO{4} = H{2}SiO{3} + H{2}O.

El ácido metasilícico, al calentarse, se descompone en sílice y agua, así:

H{2}SiO{3} = H{2}O + SiO{2}.

~Sales de los ácidos silícicos,—silicatos.~ Varias sales de los ácidos ortosilícico y metasilícico se encuentran en la naturaleza. Así, la mica (KAlSiO{4}) es una sal del ácido ortosilícico.

~Ácidos polisilícicos.~ El silicio tiene la capacidad de formar muchos ácidos complejos que pueden considerarse derivados de la unión de varias moléculas del ácido ortosilícico, con la pérdida de agua. Así tenemos

3H{4}SiO{4} = H{4}Si{3}O{8} + 4H{2}O.

Estos ácidos no pueden prepararse en estado puro, pero sus sales forman muchas de las rocas cristalinas de la naturaleza. El feldespato, por ejemplo, tiene la fórmula KAlSi{3}O{8}, y es una sal mixta del ácido H{4}Si{3}O{8}, cuya formación se representa en la ecuación anterior. La caolinita tiene la fórmula Al{2}Si{2}O{7}.2H{2}O. Se encontrarán muchos otros ejemplos en el estudio de los metales.

~Vidrio.~ Cuando los silicatos de sodio y calcio, junto con dióxido de silicio, se calientan a temperatura muy alta, la mezcla se funde lentamente en un líquido transparente, que al enfriarse se convierte en el sólido llamado vidrio. En lugar de partir de silicatos de sodio y calcio, es más conveniente y económico calentar carbonato (o sulfato) de sodio y cal con un exceso de arena limpia, formándose los silicatos durante el calentamiento:

Na{2}CO{3} + SiO{2} = Na{2}SiO{3} + CO{2},

CaO + SiO{2} = CaSiO{3}.

La mezcla se calienta por debajo del punto de fusión durante algún tiempo, para que el dióxido de carbono que escapa no salpique el líquido caliente; luego se aumenta el calor y la mezcla se mantiene en estado de fusión hasta que todos los gases formados en la reacción hayan escapado.

Moldeo y soplado del vidrio. El modo en que se maneja la mezcla fundida en la fábrica de vidrio depende del tipo de artículo que se va a fabricar. Muchos artículos, como botellas, se hacen soplando el vidrio plástico en moldes huecos de la forma deseada. El molde se abre primero, como se muestra en la Fig. 74. Una masa de vidrio plástico A en la varilla hueca B se introduce en el molde, que luego se cierra con las manijas C. Al soplar por el tubo, el vidrio toma la forma del molde. Luego se abre el molde y se extrae la botella. El cuello de la botella debe cortarse en el lugar adecuado y los bordes afilados redondearse en una llama.

Otros objetos, como las chimeneas de lámparas, se fabrican obteniendo una masa de vidrio plástico en el extremo de una varilla de hierro hueca y soplándola hasta darle la forma deseada sin la ayuda de un molde, lo que requiere gran destreza en la manipulación del vidrio. El vidrio para ventanas se fabrica soplando grandes cilindros huecos de aproximadamente 1,80 m de largo y 45 cm de diámetro. Estos se cortan longitudinalmente y luego se colocan en un horno y se calientan hasta que se ablandan, momento en el cual se aplanan en placas (Fig. 75). El vidrio plano se funde en losas planas, que luego se pulen y lijan hasta obtener superficies perfectamente planas.

Variedades de vidrio. Los ingredientes mencionados anteriormente producen un vidrio blando y fácilmente fusible. Si se sustituye el carbonato de potasio por el carbonato de sodio, el vidrio es mucho más duro y menos fusible; aumentar la cantidad de arena tiene un efecto similar. El vidrio de potasio se utiliza en gran medida para fabricar material de vidrio químico, ya que resiste mejor la acción de los reactivos que el vidrio blando de sodio. Si el óxido de plomo sustituye total o parcialmente a la cal, el vidrio es muy blando, pero tiene un alto índice de refracción y es valioso para la fabricación de instrumentos ópticos y joyas artificiales.

Coloración del vidrio. Diversas sustancias fundidas junto con la mezcla de vidrio le confieren colores característicos. El color ámbar de las botellas comunes se debe a compuestos de hierro en el vidrio; en otros casos, el hierro colorea el vidrio de verde. Los compuestos de cobalto lo tiñen de azul intenso; los de manganeso le dan un matiz amatista y los compuestos de uranio le confieren un peculiar color verde amarillento. Dado que el hierro casi siempre está presente en los ingredientes, el vidrio suele ser ligeramente amarillo. Este color puede eliminarse agregando la cantidad adecuada de dióxido de manganeso, ya que el color amatista del manganeso y el amarillo del hierro juntos producen luz blanca.

Naturaleza del vidrio. El vidrio no es un compuesto químico definido y su composición varía dentro de límites muy amplios. El vidrio fundido es en realidad una solución de varios silicatos, como los de calcio y plomo, en silicato de sodio o potasio fundido. También está presente cierta cantidad de dióxido de silicio. Esta solución se deja solidificar bajo condiciones de enfriamiento tales que las sustancias disueltas no se separan del disolvente. Los compuestos que se utilizan para colorear el vidrio a veces se convierten en silicatos, que luego se disuelven en el vidrio, dándole un color uniforme. En otros casos, como en los vidrios lechosos que se asemejan a la porcelana en apariencia, el color o la opacidad se debe al material colorante finamente dividido distribuido uniformemente por todo el vidrio, pero no disuelto en él. El vidrio lechoso se fabrica mezclando fluoruro de calcio, óxido de estaño u otra sustancia insoluble en el vidrio fundido. El cobre o el oro en forma metálica dispersos en el vidrio le dan tonos rojos.

TITANIO

El titanio es un elemento muy ampliamente distribuido en la naturaleza, encontrándose en casi todos los suelos, en muchas rocas e incluso en tejidos vegetales y animales. No es muy abundante en ningún lugar en particular y posee poco valor comercial salvo en relación con la industria del hierro. Su mena más común es el rutilo (TiO{2}), que se asemeja a la sílice en muchos aspectos.

En sus propiedades físicas y químicas el titanio se parece al silicio, aunque es algo más metálico en carácter. Esta semejanza es más notable en los ácidos del titanio. No solo forma ácidos metatitánicos y ortotitánicos, sino también una gran variedad de ácidos polititánicos.

BORO

~Ocurrencia.~ El boro nunca se encuentra libre en la naturaleza. Se presenta como ácido bórico (H{3}BO{3}) y en sales de ácidos polibóricos, que suelen tener fórmulas muy complicadas.

~Preparación y propiedades.~ El boro puede prepararse a partir de su óxido por reducción con magnesio, exactamente igual que en el caso del silicio. Se parece notablemente al silicio en sus propiedades. Se presenta en varias formas alotrópicas, es muy duro cuando está cristalizado y es bastante inerte frente a los reactivos. Forma un hidruro, BH{3}, y se combina directamente con los elementos de la familia del cloro. El fluoruro de boro (BF{3}) es muy similar al fluoruro de silicio en su modo de formación y propiedades químicas.

~Óxido de boro~ (B{2}O{3}). El boro forma un óxido bien conocido, B{2}O{3}, llamado anhídrido bórico. Se forma como una masa vítrea al calentar ácido bórico a alta temperatura. Absorbe agua con mucha facilidad, uniéndose a ella para formar nuevamente ácido bórico:

B{2}O{3} + 3H{2}O = 2H{3}BO{3}.

En este aspecto se diferencia del dióxido de silicio, que no se combina directamente con el agua.

~Ácido bórico~ (H{3}BO{3}). Se encuentra en la naturaleza en cantidades considerables y constituye una de las principales fuentes de compuestos de boro. Se encuentra disuelto en el agua de manantiales termales en algunas localidades, especialmente en Italia. Al ser volátil con el vapor, el vapor que escapa de estos manantiales contiene algo de ácido bórico. Es fácil obtenerlo de estas fuentes por condensación y evaporación, suministrando el calor necesario mediante otros manantiales termales.

El ácido bórico cristaliza en escamas nacaradas, que son grasosas al tacto. En el laboratorio se prepara fácilmente tratando una solución caliente y concentrada de bórax con ácido sulfúrico. Como el ácido bórico es poco soluble en agua, cristaliza al enfriarse:

Na{2}B{4}O{7} + 5H{2}O + H{2}SO{4} = Na{2}SO{4} + 4H{3}BO{3}.

La sustancia es un antiséptico suave y, por ello, se utiliza a menudo en medicina y como conservante para alimentos enlatados y leche.

~Ácidos metabórico y polibóricos.~ Cuando el ácido bórico se calienta suavemente, se convierte en ácido metabórico (HBO{2}):

H{3}BO{3} = HBO{2} + H{2}O.

Al calentar el ácido metabórico a una temperatura algo mayor, se forma ácido tetrabórico (H{2}B{4}O{7}):

4HBO{2} = H{2}B{4}O{7} + H{2}O.

Se conocen muchos otros ácidos complejos del boro.

~Bórax.~ El bórax es la sal de sodio del ácido tetrabórico, con la fórmula Na{2}B{4}O{7}.10 H{2}O. Se encuentra en algunos países áridos, como el sur de California y el Tíbet, pero ahora se produce comercialmente a partir del mineral colemanita, que es la sal cálcica de un ácido bórico complejo. Cuando se trata con una solución de carbonato de sodio, se precipita carbonato de calcio y el bórax cristaliza a partir de la solución.

Cuando se calienta, el bórax primero se hincha mucho debido a la expulsión del agua de cristalización y luego se funde en un vidrio claro. Este vidrio tiene la propiedad de disolver fácilmente muchos óxidos metálicos y, por este motivo, el bórax se utiliza como fundente en la soldadura, con el fin de eliminar de las superficies metálicas a soldar la película de óxido que probablemente las cubra. Estos óxidos a menudo dan un color característico al vidrio claro de bórax, por lo que las perlas de bórax se utilizan frecuentemente para probar la presencia de metales, en lugar de la perla de ácido metafosfórico ya descrita.

La razón por la que los óxidos metálicos se disuelven en bórax es que el bórax contiene un exceso de anhídrido ácido, como puede verse más fácilmente si su fórmula se escribe 2NaBO{2} + B{2}O{3}. El óxido metálico se combina con este exceso de anhídrido ácido, formando una sal mixta de ácido metabórico.

El bórax se usa ampliamente como componente de esmaltes y barnices tanto para objetos metálicos como para cerámica. También se utiliza como fundente en soldadura y brasado, y en el hogar sirve como un álcali suave, como conservante de carnes y en una gran variedad de aplicaciones menos importantes.

EJERCICIOS

1. Explica por qué una solución de bórax en agua es alcalina.

2. ¿Qué peso de agua de cristalización contiene 1 kg de bórax?

3. Cuando una solución concentrada de bórax actúa sobre nitrato de plata se forma un borato de plata. Sin embargo, si la solución de bórax es diluida, se forma un hidróxido de plata. Explica esta diferencia de comportamiento.