Borov trifluorid
| |||
| Identifikatorji | |||
|---|---|---|---|
| |||
3D model (JSmol)
|
|||
| ChEBI | |||
| ChemSpider | |||
| ECHA InfoCard | 100.028.699 | ||
| EC število |
| ||
PubChem CID
|
|||
| RTECS število |
| ||
| UN število | komprimiran: 1008, borov trifluorid dihidrat: 2851 | ||
CompTox Dashboard (EPA)
|
|||
| |||
| |||
| Lastnosti | |||
| BF3 | |||
| Molska masa | 67,82 g/mol (brezvoden), 103,837 g/mol (dihidrat) | ||
| Videz | brezbarvem plin (brezvoden), brezbarvna tekočina (dihidrat) | ||
| Gostota | 0,00276 g/cm3 (brezvoden plin), 1,64 g/cm3 (dihidrat) | ||
| Tališče | −126,8 °C (−196,2 °F; 146,3 K) | ||
| Vrelišče | −100,3 °C (−148,5 °F; 172,8 K) | ||
| eksotermno razpade[1] (brezvoden), zelo topen (dihidrat) | |||
| Topnost | topen v benzenu, toluenu, heksanu, kloroformu in metilen kloridu | ||
| Dipolni moment | 0 D | ||
| Termokemija | |||
| Specifična toplota, C | 50,46 J/mol K | ||
| Standardna molarna entropija S |
254,3 J/mol K | ||
Std tvorbena
entalpija (ΔfH⦵298) |
-1137 kJ/mol | ||
Gibbsova prosta energija (ΔfG˚)
|
-1120 kJ/mol | ||
| Nevarnosti | |||
| GHS piktogrami |   
| ||
| Opozorilna beseda | Pozor | ||
| H330, H314 [note 1] | |||
| NFPA 704 (diamant ognja) | |||
| Plamenišče | ni vnetljiv | ||
| Sorodne snovi | |||
| Drugi anioni | borov triklorid borov tribromid borov trijodid | ||
| Drugi kationi | aluminijev trifluorid galijev trifluorid indijev trifluorid talijev trtfluorid | ||
| Sorodne snovi | borov monofluorid | ||
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa). | |||
| Sklici infopolja | |||
Borov trifluorid je kemijska spojina s formulo BF3. Spojina je jedek strupen plin, ki v vlažnem zraku tvori bele pare. Je uporabna Lewisova kislina in surovina za druge borove spojine.
Odkritje
[uredi | uredi kodo]Borov trifluorid sta leta 1808 odkrila Joseph Louis Gay-Lussac in Louis Jacques Thénard, ko sta poskušala pridobiti »fluorovo kislino« (fluorovodikovo kislino) iz kalcijevega fluorida in zasteklene borove kisline. Nastale pare niso najedale stekla, zato sta jih imenovala "fluoroborov plin".[4][5]
Zgradba in vezi
[uredi | uredi kodo]
Molekula BF3 je ima obliko ploskega trikotnika. Njena simetrija D3h je skladna s teorijo o odboju orbitale valenčnih elektronov (VSEPR). Molekula zaradi svoje visoke simetrije nima dipolnega momenta. Molekula je izoelektronska s karbonatnim anionom CO2−
3.
BF3 se običajno obravnava kot elektronsko deficitaren, kar potrjuje njegova eksotermna reaktivnost proti Lewisovim bazam.
Dolžina vezi B-X v borovih trihalidih (BX3) je približno 1,30 Å, kar je manj kot bi pričakovali za enojno vez.[6] Krajša vez bi lahko pomenila močnejše π vezi B-X v fluoridu.[6] Poenostavljena razlaga se sklicuje na simetrijo molekule, ki dovoljuje prekrivanje p orbitale borovega atoma s kombinacijo treh podobno orientiranih p orbital atomov fluora.[6]
Sinteze in rokovanje
[uredi | uredi kodo]BF3 se proizvaja z reakcijo borovih oksidov z vodikovim fluoridom:
- B2O3 + 6 HF → 2 BF3 + 3 H2O
HF se običajno proizvaja in situ iz žveplove kisline in kalcijevega fluorida (CaF2).[7] Letna proizvodnja borovega trifluorida je 2300-4500 ton.[8]
V laboratoriju se pridobiva s termičnim razpadom diazonijevih soli:[9]
- PhN2BF4 → PhF + BF3 + N2
Druga možnost je sinteza iz natrijevega tetrafluoroborata, borovega trioksida in žveplove kisline:[10]
- 6 NaBF4 + B2O3 + 6 H2SO4 → 8 BF3 + 6 NaHSO4 + 3 H2O
Brezvoden borov trifluorid ima vrelišče −100.3 °C in kritično temperaturo −12.3 °C, zato se lahko v tekočem stanju skladišči samo med tema temperaturama. Posode za skladiščenje in transport morajo vzdržati notranji tlak, ki se zaradi okvare hladilnega sistema lahko dvigne do kritičnega tlaka 49,85 bar (4,985 MPa).[11]
Borov fluorid je jedek, zato morajo biti posode za njegovo skladiščenje izdelane iz nerjavnega jekla, monela ali hasteloja. V prisotnosti vlage korodira tudi nerjavni jeklo. S poliamidi reagira. Zadovoljivo odporni materiali so politetraflouroetilen (teflon), poliklorotrifluoroetilen, poliviniliden fluorid in polipropilen. Masti, ki se uporabljajo na opremi, morajo biti izdelane na osnovi fluoroogljikov, ker z mastmi iz ogljikovodikov reagira.[12]
Reakcije
[uredi | uredi kodo]Za razliko od aluminijevih in galijevih trihalidov so vsi borovi trihalidi monomerni in med seboj reagirajo:
- BF3 + BCl3 → BF2Cl + BCl2F
Ker substitucija poteka zlahka, se mešanih halidov ne more pridobiti v čisti obliki.
Borov trifluorid je vsestranska Lewisova kislina, ki tvori adukte z Lewisovimi bazami kot so fluoridi in etri:
- CsF + BF3 → CsBF4
- O(C2H5)2 + BF3 → BF3O(C2H5)2
Tetrafluoroborati se pogosto uporabljajo kot nekoordinirajoči anioni. Adukta z dietil etrom (borov trifluorid dietil eterat ali samo borov trifluorid eterat (BF3•O(Et)2)) sta tekočini, s katerima je lahko rokovati, zato se pogosto uporabljata kot vir BF3 v laboratorijih. BF3 je stabilen tudi v raztopini v etru, ki ni stehiometrična. Drug pomemben adukt je adukt z dimetil sulfidom (BF3•S(Me)2), katerega se lahko obravnava kot čisto tekočino.
Primerjalna Lewisova kislost
[uredi | uredi kodo]Vsi trije lažji borovi trihalidi (BF3, CCl3 in BBr3) tvorijo stabilne adukte z običajnimi Lewisovomi bazami. Njihove relativne kislosti se lahko ovrednotijo z relativnimi eksotermnostmi tvorbe njihovih aduktov. Meritve so pokazale naslednje razmerje Lewisove kislosti:
- BF3 < BCl3 < BBr3,
se pravi, da je BBr3 najmočneja Lewisova kislina. Takšen trend se običajno pripisuje obsegu π vezi v planarnem borovem trihalidu, ki se pri prehodu v piramidasto obliko izgubi. Za prehod velja naslednji trend:[13]
- BF3 > BCl3 > BBr3,
se pravi, da bi se BF3 najlaže prešel v piramidasto obliko, sicer pa kriteriji za ovrednotenje relativne jakosti π vezi niso jasni.[6] Ena od razlag trdi, da je fluorov atom majhen v primerjavi z večjima atomoma klora in broma, zato se osamljen elektronski par v pz orbirali fluora hitro in enostavno donira in prekrije s prazno pz orbitalo bora. π donacija fluora je večja kot donacija klora ali broma.
Alternativna razlaga nižjo Lewisovo kislost BF3 pripisuje relativni šibkosti vezi v aduktih F3B-L.[14][15]
Hidroliza
[uredi | uredi kodo]Borov trifluorid reagira z vodo in tvori borovo in fluoroborovo kislino. Reakcija se začne s tvorbo vodnega adukta, H2O-BF3, iz katerega se nato odcepi HF, ki z borovim trifluoridom tvori fluoroborovo kislino:[16]
- 4 BF3 + 3 H2O → 3 HBF4 + B(OH)3
Težji halidi ne reagirajo enako, morda zaradi manjše stabilnosti tetraedičnih ionov BX−
4 (X = Cl, Br). Zaradi visoke kislosti fluoroborove kisline se fluoroboratni ion uporablja za izoliranje izredno elektrofilnih kationov, na primer diazonijevih ionov, ki jih je sicer težko izolirati v trdnem stanju.
Uporaba
[uredi | uredi kodo]Borov trifluorid ima pomembno vlogo v organski kemiji, kjer običajno deluje kot Lewisova kislina. Uporablja se na primer[8][17]
- kot iniciator polimerizacijskih reakcij nenasičenih spojin, na primer polietrov,
- kot katalizator v nekaterih izomerizacijah, alkilacijah, esterifikacijah, kondenzacijah, aldolnih adicijah in drugih reakcijah.[17]
Drugo
[uredi | uredi kodo]Uporablja se tudi
- kot dopant v ionskih implantacijah,
- kot p-dopant za epitaksialno rast silicija,
- v občutljivih nevtronskih detektorjih v ionizacijskih komorah in napravah za opazovanje sevanja v Zemljini atmosferi,
- za fumigacijo,
- kot talilo pri spajkanju magnezija
- za pripravo diborana.[10][17]
Opombe
[uredi | uredi kodo]- ↑ Within the European Union, the following additional hazard statement (EUH014) must also be displayed on labelling: Reacts violently with water.
Sklici
[uredi | uredi kodo]- ↑ Laboratory Chemical Safety Summary: Boron Trifluoride. Open Book. The National Academiesa Press.
- ↑ Predloga:CLP Regulation
- ↑ Predloga:PGCH-ref.
- ↑ J.L. Gay-Lussac, L.J. Thénard (1809). Sur l’acide fluorique. Annales de Chimie 69: 204–220.
- ↑ J.L. Gay-Lussac, L.J. Thénard (1809). Des propriétés de l’acide fluorique et sur-tout de son action sur le métal de la potasse. Mémoires de Physique et de Chimie de la Société d’Arcueil 2: 317–331.
- ↑ 6,0 6,1 6,2 6,3 N.N. Greenwood, A. Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements. 2. izdaja. Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- ↑ Holleman, A. F.; in sod. (2001). Inorganic Chemistry (1 izd.). San Diego [etc.] : Academic Press ; Berlin ; New York : De Gruyter, cop. COBISS 24318981. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ 8,0 8,1 R.J. Brotherton, C.J. Weber, C.R. Guibert, J.L. Little (2005). Boron Compounds. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi: 10.1002/14356007.a04_309.
- ↑ D.T. Flood (1933). Fluorobenzene. Org. Synth. 13: 46.
- ↑ 10,0 10,1 G. Brauer (1963). Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 1. 2. Izdaja. Newyork: Academic Press. str. 220, 773. ISBN 978-0121266011.
- ↑ C. L. Yaws, urednik (1999). Chemical Properties Handbook. McGraw-Hill. str. 25.
- ↑ Boron trifluoride Arhivirano 2006-12-06 na Wayback Machine.. Gas Encyclopedia. Air Liquide.
- ↑ F.A. Cotton, G. Wilkinson, C.A. Murillo, M. Bochmann (1999). Advanced Inorganic Chemistry. 6. izdaja. New York: Wiley-Interscience, ISBN 0-471-19957-5.
- ↑ P.M. Boorman, D. Potts (1974). Group V Chalcogenide Complexes of Boron Trihalides. Canadian Journal of Chemistry 52 (11): 2016–2020. doi: 10.1139/v74-291.
- ↑ T. Brinck, J.S. Murray, P. Politzer (1993). A Computational Analysis of the Bonding in Boron Trifluoride and Boron Trichloride and their Complexes with Ammonia. Inorganic Chemistry 32 (12): 2622–2625. doi: 10.1021/ic00064a008.
- ↑ C.A. Wamser (1951). Equilibria in the System Boron Trifluoride–Water at 25 °C. Journal of the American Chemical Society 73(1): 409–416. doi: 10.1021/ja01145a134.
- ↑ 17,0 17,1 17,2 Boron Trifluoride (BF3) Applications. Honeywell.