Boro

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Pix.gif Boro Stylised Lithium Atom.svg
BerílioBoroCarbono
  Tetragonal.png
 
5
B
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
B
Al
Tabela completaTabela estendida
Aparência
marrom, preto


Pedaços de boro de 99,7% de pureza.
Informações gerais
Nome, símbolo, número Boro, B, 5
Série química semimetal
Grupo, período, bloco 13 (IIIA), 2, s
Densidade, dureza 2460 kg/m3, 9,3
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica 10,811(7) u
Raio atómico (calculado) 87 pm
Raio covalente 82 pm
Raio de Van der Waals 192 pm
Configuração electrónica 1s2 2s2 2p1
Elétrons (por nível de energia) 2, 3 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação 4, 3, 2, 1 (óxido ligeiramente ácido)
Óxido
Estrutura cristalina tetragonal
Propriedades físicas
Estado da matéria sólido
Ponto de fusão 2348 K
Ponto de ebulição 4273 K
Entalpia de fusão 50,2 kJ/mol
Entalpia de vaporização 489,7 kJ/mol
Temperatura crítica  K
Pressão crítica  Pa
Volume molar 4,85×10-6 m3/mol
Pressão de vapor 0,348
Velocidade do som 16200 m/s a 20 °C
Classe magnética
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie  K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 2,04
Calor específico 1026 J/(kg·K)
Condutividade elétrica S/m
Condutividade térmica 27,4 W/(m·K)
Potencial de ionização 800,6 kJ/mol
2º Potencial de ionização 2427,1 kJ/mol
3º Potencial de ionização 3659,7 kJ/mol
4º Potencial de ionização {{{potencial_ionização4}}} kJ/mol
5º Potencial de ionização {{{potencial_ionização5}}} kJ/mol
6º Potencial de ionização {{{potencial_ionização6}}} kJ/mol
7º Potencial de ionização {{{potencial_ionização7}}} kJ/mol
8º Potencial de ionização {{{potencial_ionização8}}} kJ/mol
9º Potencial de ionização {{{potencial_ionização9}}} kJ/mol
10º Potencial de ionização {{{potencial_ionização10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
10B 19,9% estável com 5 neutrões
11B 80,1% estável com 6 neutrões
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O boro é um elemento químico de símbolo B , número atômico 5 (5 prótons e 5 elétrons) com massa atómica 11 u. É um sólido na temperatura ambiente, classificado como semimetal ou metalóide, semicondutor, tri valente que existe abundantemente no mineral bórax.

Apresenta dois alótropos: boro amorfo que é um pó marrom e boro metálico, cristalino, que é negro.

A forma metálica é dura (9,3 na escala de Mohs) e é um mau condutor à temperatura ambiente. Não foi encontrado boro livre na natureza.

Fibras de boro são usadas em aplicações mecânicas especiais , como no âmbito aeroespacial.

O boro foi identificado como elemento químico por Jöns Jacob Berzelius em 1824.

Possui funções biológicas sendo encontrado em plantas e animais no qual modifica e possivelmente regula o metabolismo de minerais.[1]

História[editar | editar código-fonte]

Mineral Sassolita

O nome tem como origem a palavra árabe بورق buraq ou a persa بوره burah;[2] que são nomes comuns ao mineral bórax.[3] Seus compostos são conhecidos desde a Antiguidade tendo sido utilizados na China, Egito e Babilônia.[4] O bórax é encontrado nos desertos ocidentais do Tibete onde é conhecido como tincal. Vidros com bórax foram utilizados na China no século III e alguns destes objetos chegaram ao Ocidente, durante o qual o alquimista persa Jābir ibn Hayyān parece mencionar no século VII. Marco Polo trouxe outros objetos com bórax para a Itália durante o século XIII. Agricola, por volta de 1600, relatou o uso do bórax na metalurgia e em 1777 o ácido bórico foi reconhecido nas fontes termais próximas a Florença, Itália, e passou a ser conhecido como sal sedativum devido aos seus usos médicos. Um de seus minerais, a Sassolita o qual é encontrado perto de Sasso, Itália, que foi a principal mina de bórax de origem europeia de 1827 a 1872, quando as minas americanas e turcas substituiram os produtores de pequena escala.[4] [5] [6] Os compostos foram relativamente pouco usados na química até o final da década de 1800, quando a Pacific Coast Borax Company de Francis Marion Smith popularizou estes compostos em grandes quantidades e por preços baixos.[7]

O boro não foi reconhecido como um elemento até que fosse isolado por Sir Humphry Davy[8] e por Joseph Louis Gay-Lussac e Louis Jacques Thénard.[9] Em 1808 Davy observou que a corrente elétrica enviada a uma solução de boratos produzia um precipitado marrom em um dos eletrodos. Em experimentos subsequentes ele utilizou potássio para reduzir o ácido bórico ao invés da eletrólise. Ele então produziu boro o suficiente para confirmar um novo elemento que nomeou como boracium.[8] Gay-Lussac e Thénard usaram ferro para reduzir o ácido bórico em altas temperaturas. Eles demonstraram pela oxidação do boro com o ar que o ácido bórico é um produto desta reação.[9] [10] Jöns Jakob Berzelius identificou o boro como um elemento em 1824 e [nota 1] o elemento puro pelo americano Ezekiel Weintraub em 1909.[12] [13] [14] [4]

Abundância e obtenção[editar | editar código-fonte]

Postscript-viewer-blue.svgVer também a categoria: Boratos (minerais)
Cristais de bórax

O boro é um elemento relativamente raro representando somente 0,001% da crosta terrestre com os depósitos comerciais estimados em aproximadamente dez milhões de toneladas.[15] [16] sendo a Turquia, com 63% das reservas mundiais[17] , e os Estados Unidos os maiores produtores.[18] [19] O elemento não é encontrado na forma pura mas combinado com outros elementos como compostos, formando minerais. No solo, os principais depósitos são áreas de antigas formações vulcânicas no qual está presente na forma de boratos e em sistemas de água como oceanos e rios sua concentração é variável sendo da ordem de 4,5 micrograma por litro nos oceanos. Sua assimilação no solo depende de fatores como umidade, lixiviação e acidez, o que pode provocar a deficiência em plantas de regiões tropicais.[1]

O boro é acumulado através de três vias geológicas distintas: óxidos ou silicatos de ferro, óxidos de magnésio sedimentados de fontes marinhas e hidratos de cálcio e sódio acumulados em regiões continentais com atividade vulcânica e que são as mais importantes economicamente que são os minerais bórax ou tincal, kernita, ulexita e a colemanita.[4] O bórax é encontrado no Deserto de Mojave na Califórnia onde está localizada a maior mina a céu aberto do mundo e a maior produtora de bórax, que responde por quase a metade dos boratos mundiais.[20] [21] Entretanto, os maiores depósitos conhecidos permanecem não aproveitados na Turquia Central e Ocidental, nas províncias de Eskişehir, Kütahya e Balıkesir.[22] [23] [24]

Existem mais de 150 compostos contendo boro, sendo os elementos mais comuns em combinações o Cálcio, Sódio e o Magnésio.[4] Fontes antropogênicas incluem a queima de carvão e o despejo em depósitos de lixo. Em vias aquáticas, o elemento pode ser encontrado em efluentes, principalmente em áreas onde seus compostos são utilizados em detergentes. As principais fontes de reciclagem são de fibras de vidro, vidrarias de borosilicato e cerâmicas.[1]

Características[editar | editar código-fonte]

Propriedades físicas[editar | editar código-fonte]

O boro é o quinto elemento da tabela periódica e o único semimetal do grupo III. [1]

O boro arde com chama verde e entre as características ópticas deste elemento, se incluí a transmissão de radiação infravermelha. Na temperatura ambiente sua condutividade elétrica é pequena, porém é bom condutor de eletricidade em temperaturas altas.

Este metaloide tem a maior resistência à tração entre os elementos químicos conhecidos; o material fundido com arco tem uma resistência mecânica entre 1600 e 2400 MPa.

O nitreto de boro é um isolante elétrico, porém conduz o calor tão bem quanto os metais. É empregado na obtenção de materiais tão duros quanto o diamante. O boro tem, também, qualidades lubrificantes similares ao grafite e, comporta-se como o carbono na capacidade de formar redes moleculares através de ligações covalentes estáveis.

Isótopos[editar | editar código-fonte]

Os principais isótopos são o 10B (19,9%) e 11B (80,1%) que são abundantes e estáveis possuindo reatividades diferentes que exploradas para entender a fisiologia de seres vivos e eventos geológicos. O 10B é utilizado como receptor de nêutrons em tratamentos de câncer em tumores cerebrais inoperáveis. As diferentes proporções de cada isótopo também são utilizadas [1] [4]

Propriedades químicas[editar | editar código-fonte]

Teste de chama do boro.

Sua configuração eletrônica possui hibridização sp² no qual os elétrons do orbital inferior 2s ocupam os orbitais 2px e 2py que resulta em uma configuração trigonal plana com ligações químicas de caráter covalente embora também possam ter uma configuração tetragonal. O elemento não ocorre na forma livre e normalmente nem ligado a outros elementos senão o oxigênio. Com este elemento, é possível que forme ligações em cadeia poliméricas a partir do BO3 que podem ter formatos variados.A química dos organoboranos tem papel biológico importante e são definidas por compostos contendo ligações B-O ou B-N com um ou mais átomos de oxigênio. Em animais, a forma inorgânica é basicamente o ácido bórico e sua forma básica B(OH)4- cujas proporções variam conforme pH funcionando como mecanismo regulador de atividades enzimáticas. As ligações covalentes de amino-boranos possivelmente também possuem papel biológico sob a forma de complexos, atuando no sítio ativo de enzimas.[1] [4]

Aplicações[editar | editar código-fonte]

As principais aplicações do boro envolvem a utilização de seus compostos na fabricação de medicamentos, vidros, cerâmicas, fibras de vidro, vidrarias de borossilicato, detergentes e metalurgia. [4]

O composto de boro de maior importância econômica é o bórax, empregado em grandes quantidades para a fabricação de fibras de vidro e perborato de sódio.

O Boro é usado em reatores nucleares com a função de materiais de controle, é usado para controlar e até mesmo finalizar a reação de fissão nuclear em cadeia, pois o Boro é um ótimo absorvente de Nêutrons.

Outros usos:

  • Fibras de boro são usadas em aplicações mecânicas especiais , como no âmbito aeroespacial. Alcançam resistências mecânicas de até 3600 MPa.
  • O boro amorfo é usado em fogos de artifício devido a coloração verde que produz.

Papel biológico[editar | editar código-fonte]

O boro influencia a atividade de pelo menos 26 enzimas como inibidor ou moderador de caminhos metabólicos em plantas.[1] É um nutriente essencial às plantas, necessário para a manutenção das paredes celulares. Todavia, em concentrações superiores a > 1.0 ppm pode provocar a necrose em pontas e margens das folhas assim como um crescimento menor do que o esperado. Níveis tão baixos quanto 0.8 ppm podem causar os mesmos sintomas em plantas sensíveis ao boro no solo. Quase todas as plantas, mesmo aquelas que são tolerantes ao elemento, irão demonstrar alguns dos sintomas da toxidade quando a concentração no solo for superior a 1.8 ppm. Quando esta for superior a 2.0 ppm, poucas plantas conseguirão se desenvolver e podem não sobreviver. Nos tecidos das plantas, os sintomas surgem quando a concentração é superior a 200 ppm.[25] [26] [27]

O elemento tem importância biológica no sistema reprodutor, locomotor e imunológico em algumas espécies de animais e na retenção do mineral do Cálcio pelo corpo humano. Também está presente em funções de membrana celular, no qual prolongam a estrutura em ausência de água.[1]

Nutrição[editar | editar código-fonte]

Em alimentos, está distribuído de forma desigual sendo o consumo diário da ordem de 1 mg assim como para a água ingerida. O boro inorgânico não é absorvido no trato intestinal sendo excretado pelo sistema urinário e pesquisas com animais indicam a existência de um regulador fisiológico que expele qualquer excesso ingerido pela dieta alimentar.[1]

Toxicologia[editar | editar código-fonte]

A dose letal para humanos não foi estabelecida e sinais de intoxicação aguda incluem por exemplo náusea, vômito, dor de cabeça e hipotermia. Intoxicações crônicas podem incluir sintomas como, por exemplo, diminuição de apetite, peso e volume seminal. Os tratamentos variam de lavagens gástricas a diálises, quando a concentração no sangue é elevada.[1]

Notas

  1. Berzelius produziu o boro pela redução do sal fluoreto de boro; especificamente pelo aquecimento do fluoreto de boro potássio com potássio metálico.[11]

Referências

  1. a b c d e f g h i j Hunt, C.D. (2003). Encyclopedia of Food Sciences and Nutrition. Academic Press. 566-574. DOI:10.1016/B0-12-227055-X/00112-7. Consultado em 25/10/2012. }
  2. Shipley, Joseph T.. The Origins of English Words: A Discursive Dictionary of Indo-European Roots. [S.l.]: JHU Press, 2001. ISBN 978-0-8018-6784-2
  3. Etymology of Elements. Innvista. Página visitada em 2009-06-06.
  4. a b c d e f g h Helvaci, C (2005). Encyclopedia of Geology. Elsevier. 510-522. DOI:10.1016/B0-12-369396-9/00279-3. Consultado em 01/11/2012. }
  5. Garrett, Donald E.. Borates: handbook of deposits, processing, properties, and use. [S.l.]: Academic Press, 1998. 102;385–386 p. ISBN 0-12-276060-3
  6. Calvert, J. B.. Boron. University of Denver. Página visitada em 2009-05-05.
  7. Hildebrand, G. H. (1982) "Borax Pioneer: Francis Marion Smith." San Diego: Howell-North Books. p. 267 ISBN 0-8310-7148-6
  8. a b Davy H. (1809). "An account of some new analytical researches on the nature of certain bodies, particularly the alkalies, phosphorus, sulphur, carbonaceous matter, and the acids hitherto undecomposed: with some general observations on chemical theory". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 99: 33–104.
  9. a b Gay Lussac, J.L. and Thenard, L.J. (1808) "Sur la décomposition et la recomposition de l'acide boracique," Annales de chimie [later: Annales de chemie et de physique], vol. 68, pp. 169–174.
  10. Weeks, Mary Elvira. The Discovery of the Elements. Easton, PA: Journal of Chemical Education, 1933. p. 156. ISBN 0-7661-3872-0
  11. Berzelius, J. (1824) "Undersökning af flusspatssyran och dess märkvärdigaste föreningar" (Part 2) (Investigation of hydrofluoric acid and of its most noteworthy compounds), Kongliga Vetenskaps-Academiens Handlingar (Proceedings of the Royal Science Academy), vol. 12, pp. 46–98; see especially pp. 88ff. Reprinted in German as: Berzelius, J. J. (1824) "Untersuchungen über die Flußspathsäure und deren merkwürdigste Verbindungen", Poggendorff's Annalen der Physik und Chemie, vol. 78, pages 113–150.
  12. Weintraub, Ezekiel. (1910). "Preparation and properties of pure boron". Transactions of the American Electrochemical Society 16: 165–184.
  13. Laubengayer, A. W.. (1943). "Boron. I. Preparation and Properties of Pure Crystalline Boron". Journal of the American Chemical Society 65 (10): 1924–1931. DOI:10.1021/ja01250a036.
  14. Borchert, W. ; Dietz, W. ; Koelker, H.. (1970). "Crystal Growth of Beta–Rhombohedrical Boron". Zeitschrift für Angewandte Physik 29.
  15. Argust, Peter. (1998). "Distribution of boron in the environment". Biological Trace Element Research 66 (1–3): 131–143. DOI:10.1007/BF02783133. PMID 10050915.
  16. Woods, William G.. (1994). "An introduction to boron: history, sources, uses, and chemistry". Environmental Health Perspectives 102, Supplement 7 (Suppl 7): 5–11. PMID 7889881.
  17. Developments in the Economic Sector (of Turkey). Turkish government. Arquivado do original em 19 December 2007. Página visitada em 2007-12-21.
  18. Kostick, Dennis S. (2006). Mineral Yearbook: Boron (PDF). United States Geological Survey. Página visitada em 2008-09-20.
  19. Mineral Commodity Summaries: Boron (PDF). United States Geological Survey (2008). Página visitada em 2008-09-20.
  20. The Center for Land Use Interpretation
  21. Rio Tinto
  22. Kistler, R. B.. (1994). "Boron and Borates". Industrial Minerals and Rocks: 171–186. Society of Mining, Metallurgy and Exploration, Inc..
  23. Zbayolu, G.; Poslu, K.. (1992). "Mining and Processing of Borates in Turkey". Mineral Processing and Extractive Metallurgy Review 9 (1–4): 245–254. DOI:10.1080/08827509208952709.
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  25. Mahler, R. L.. "Essential Plant Micronutrients. Boron in Idaho", University of Idaho. Página visitada em 2009-05-05.
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  27. Blevins, Dale G.. (1998). "Functions of Boron in Plant Nutrition". Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 49: 481–500. DOI:10.1146/annurev.arplant.49.1.481. PMID 15012243.

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

Commons
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