Trifluorur de bor

compost químic

El florur de bor és un compost químic amb la fórmula BF3. Aquest gas incolor tòxic forma fums blancs en l'aire húmit. És un àcid de Lewis molt útil, i un bloc de construcció versàtil pels altres composts de bor.

Infotaula de compost químicTrifluorur de bor
Substància químicacompost químic i àcid Modifica el valor a Wikidata
Massa molecular68,005 u Modifica el valor a Wikidata
Estructura química
Fórmula químicaBF₃ Modifica el valor a Wikidata
Boron trifluoride 2D.svg
SMILES canònic
Model 2D
B(F)(F)F Modifica el valor a Wikidata
Identificador InChIModel 3D Modifica el valor a Wikidata
Propietat
Solubilitat106 g/100 g (aigua, 20 °C) Modifica el valor a Wikidata
Punt de fusió-127 °C Modifica el valor a Wikidata
Punt d'ebullició-100 °C (a 760 Torr) Modifica el valor a Wikidata
Entropia molar estàndard254 J/(mol K) Modifica el valor a Wikidata
Pressió de vapor50 atm (a 20 °C) Modifica el valor a Wikidata
Perill
Límit d'exposició sostre3 mg/m³ (Estats Units d'Amèrica) Modifica el valor a Wikidata
IDLH69,25 mg/m³ Modifica el valor a Wikidata
NFPA 704.svg
0
3
1
 
Modifica el valor a Wikidata

Estructura i enllaçModifica

A diferència dels trihalogenurs d'alumini, els trihalogenurs de bor són tots monomèrics. Pateixen dimerització ràpida reversible, com ho indica l'alta velocitat de les reaccions d'intercanvi dels halògens:

BF3 + BCl3 → BF2Cl + BCl2F

A causa de la facilitat d'aquest procés d'intercanvi, els halogenurs barrejats no es poden obtenir en forma pura.

La geometria d'una molècula de BF3 està descrita com trigonal plana. La simetria D3h és coherent amb la predicció de la teoria RPECV. Encara que mostra tres enllaços covalents polars, la molècula no té moment dipolar net en virtut de la seva alta simetria. Tot i que és isoelectrònic amb l'anió carbonat, el BF3 sol ser referit com "deficient en electrons", una descripció que està reforçada per la seva alta reactivitat exotèrmica cap a les bases de Lewis.

En els trihalogenurs de bor, BX3, la longitud dels enllaços B - F ( 1,30 Å ) és més curt del que s'esperaria per als enllaços simples,[1] i aquest escurçament pot indicar un

enllaç π B-X més fort en el fluorur. Una explicació fàcil involucra la superposició d'un orbital p en l'àtom de bor, amb la combinació dels tres orbitals p similars dels àtoms de fluor, el que està permès per la simetria.[1]

 

SíntesiModifica

El BF3 és fabricat per la reacció dels òxids de bor amb el fluorur d'hidrogen:

B2O3 + 6 HF → 2 BF3 + 3 H2O

Típicament, el HF és produït in situ a partir d'àcid sulfúric i fluorita (CaF2).[2]

A escala de laboratori, el BF3 és produït per la descomposició tèrmica de sals de diazoni:[3]

PhN2BF4PhF + BF3 + N2

Acidesa de Lewis i reaccions relacionadesModifica

El fluorur de bor és un àcid de Lewis versàtil que forma Adductes amb bases de Lewis tals com l'anió fluorur i els èters:

CsF + BF3 → CsBF4
O(C2H5)2 + BF3 → BF3O(C2H5)2

Les sals tetrafluorurborat són emprades comunament com anió no coordinant. L'adducte amb l'èter dietílic, (BF3·O(Et)2, és un líquid i, conseqüentment, se li troba àmpliament com una font de laboratori de BF3. Un altre adducte comú és l'adducte amb sulfur de dimetil (BF3·S(Me)2).

Acidesa de Lewis comparativaModifica

Els tres trihalogenurs de bor lleugers, BX3 (X = F, Cl, Br) formen adductes estables amb bases de Lewis comuns. La seva acidesa relativa pot ser avaluada en termes de la exotermicitat relativa de les reaccions de formació de l'adducte. Tals mesures han revelat la següent seqüència per a l'acidesa de Lewis:

BF3< BCl3< BBr3 (àcid de Lewis més fort)

Aquesta tendència és comunament atribuïda al grau d'enllaç π al trihalogenur de bor planar, que es perdria amb la piramidalització del la molècula de BX3,[4] que segueix la següent tendència:

BF3 > BCl3 > BBr3 (més fàcilment piramidable)

No obstant això, el criteri per avaluar la força relativa de l'enllaç π no està clar.[1] Un dels suggeriments és que l'àtom de fluor és petit comparat amb l'àtom de iode, el parell electrònic lliure en l'orbital p del fluor és fàcilment donat en superposició amb l'orbital p buit del bor, a causa de la similitud de mida i simetria. Com a resultat, la retrodonació del fluor és més gran que la del iode

Una explicació alternativa seria que la baixa acidesa de Lewis del BF3 és atribuïda a la feblesa relativa de l'enllaç en els adductes F3B-L.[5][6]

HidròlisiModifica

El trifluorur de bor reacciona amb l'aigua per produir àcid bòric i àcid fluorurbòric. La reacció comença amb la formació del H2O-BF3,que després perd HF per produir àcid fluorurbòric amb trifluorur de bor.

4 BF3 + 3 H2O → 3 HBF4 + B(OH)3

Els trihalurs superiors no pateixen reaccions anàlogues, possiblement a causa de la menor estabilitat dels ions tetraèdrics BX4- (X = Cl, Br). A causa de l'alta acidesa de l'àcid fluorurbòric, l'anió fluorurborat pot ser usat per aïllar cations particularment electrofílics, com els ions diazoni, que d'una altra manera són difícils d'aïllar com sòlids.

ManeigModifica

El trifluorur de bor és corrosiu. Els metalls aptes per a equip de maneig de trifluorur de bor inclouen l'acer inoxidable, monel, i hastelloy. En presència d'humitat, corroeix a l'acer, incloent l'acer inoxidable. Reacciona amb poliamides. El politetrafluoroetilè, policlorotrifluoroetilè, fluorur de polivinilidè i polipropilè mostren resistència satisfactòria. El greix utilitzat en l'equipament hauria de ser basat en fluorocarboni, ja que el trifluorur de bor reacciona amb el greix basat en hidrocarburs.[7]

S'utilitza perModifica

ReferènciesModifica

  1. 1,0 1,1 1,2 Greenwood, N. N.; A. Earnshaw (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4
  2. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5
  3. Flood, D. T.. "Fluorobenzene". Org. Synth.; Coll. Vol. 2: 295. 
  4. Cotton, F. A.; Wilkinson, G.; Murillo, C. A.; Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic Chemistry (6th Edn.) New York: Wiley-Interscience. ISBN 0-471-19957-5
  5. Group V Chalcogenide Complexes of Boron Trihalides Boorman, P. M.; Potts, D. Canadian. Journal of Chemistry (Rev. can. chim.) volume 52, (1974) pp 2016-2020
  6. T. Brinck, J. S. Murray and P. Politzer «A computational analysis of the bonding in boron trifluoride and boron trichloride and their complexes with ammonia». Inorg. Chem., 32, 12, 1993, pàg. 2622–2625. DOI: 10.1021/ic00064a008.
  7. «Boron trifluoride». Gas Encyclopedia. Air Liquide.

Enllaços externsModifica