Bór-trifluorid
| Bór-trifluorid | |||
2 dimenziós szerkezet |
3 dimenziós szerkezet | ||
| Más nevek | Trifluorborán | ||
| Kémiai azonosítók | |||
| CAS-szám | 7637-07-2 | ||
| PubChem | 6356 | ||
| ChemSpider | 6116 | ||
| EINECS-szám | 231-569-5 | ||
| ChEBI | 33093 | ||
| RTECS szám | ED2275000 | ||
| |||
| |||
| InChIKey | WTEOIRVLGSZEPR-UHFFFAOYSA-N | ||
| Kémiai és fizikai tulajdonságok | |||
| Kémiai képlet | BF3 | ||
| Moláris tömeg | 67,82 g/mol (vízmentes) 103,837 g/mol (dihidrát) | ||
| Megjelenés | színtelen gáz (vízmentes) színtelen folyadék (dihidrát) | ||
| Sűrűség | 0,00276 g/cm³ (vízmentes gáz) 1,64 g/cm³ (dihidrát) | ||
| Olvadáspont | −126,8 °C | ||
| Forráspont | −100,3 °C | ||
| Oldhatóság (vízben) | exoterm bomlás[1] (vízmentes) jól oldódik (dihidrát) | ||
| Oldhatóság | oldódik benzolban, toluolban, hexánban, kloroformban és diklórmetánban | ||
| Gőznyomás | >50 atm (20°C) | ||
| Kristályszerkezet | |||
| Dipólusmomentum | 0 D | ||
| Termokémia | |||
| Std. képződési entalpia ΔfH |
−1137 kJ/mol | ||
| Standard moláris entrópia S |
254,3 J/mol K | ||
| Hőkapacitás, C | 50,46 J/mol K | ||
| Veszélyek | |||
| EU osztályozás | Nagyon mérgező (T+) Maró (C) | ||
| EU Index | 005-001-00-X | ||
| NFPA 704 | 0
3
1
| ||
| R mondatok | R14, R26, R35 | ||
| S mondatok | (S1/2), S9, S26, S28, S36/37/39, S45 | ||
| Lobbanáspont | Nem gyúlékony | ||
| PEL | C 1 ppm (3 mg/m³) | ||
| Rokon vegyületek | |||
| Azonos kation | Bór-triklorid Bór-tribromid Bór-trijodid | ||
| Azonos anion | Alumínium-fluorid Gallium(III)-fluorid Indium(III)-fluorid Tallium(III)-fluorid | ||
| Rokon vegyületek | Bór-monofluorid | ||
| Az infoboxban SI-mértékegységek szerepelnek. Ahol lehetséges, az adatok standardállapotra (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak. Az ezektől való eltérést egyértelműen jelezzük. | |||
A bór-trifluorid a bór fluorral alkotott szervetlen vegyülete, kémiai képlete BF3. Standard nyomáson és hőmérsékleten színtelen, szúrós szagú, mérgező gáz, mely a nedves levegőn fehér füstöt képez. A bór-trifluorid fontos szerepet játszik a szerves szintézisekben, leggyakrabban mint Lewis-savat alkalmazzák, de sokoldalú építőköve más bórvegyületeknek is.
Szerkezet
[szerkesztés]A bór-trifluorid molekula síkháromszög alakú, benne a bór-fluor kötéstávolság mindenhol 131,3 pm. Mivel a molekula tökéletesen szimmetrikus, dipólusmomentuma nulla. A molekula izoelektronos a karbonátionnal (CO32−). A bór-trifluoridra sokszor elektronhiányosként hivatkoznak, amit megerősít az a tény, hogy Lewis-bázisokkal exoterm reakciókat visz végbe.
Előállítás
[szerkesztés]A bór-trifluorid ipari mértékű előállítása bór-oxidok hidrogén-fluoriddal való reakciójával történik:
- B2O3 + 6 HF → 2 BF3 + 3 H2O
A hidrogén-fluoridot jellemzően helyben, kénsav és fluorit (kalcium-fluorid, CaF2) reakciójával állítják elő.[2] Évente megközelítőleg 2300-4500 tonna bór-trifluoridot gyártanak világszerte.[3]
Laboratóriumban legtöbbször benzoldiazónium-tetrafluoroborát hőbontásával állítják elő az előbbi reakció szerint:[4]
- PhN2BF4 → PhF + BF3 + N2
A vegyület előállítható nátrium-tetrafluorborát, bór-trioxid és kénsav reakciójával is:[5]
- 6 NaBF4 + B2O3 + 6 H2SO4 → 8 BF3 + 6 NaHSO4 + 3 H2O
Egy másik mód a fluor-szulfonsav bórsavval való reakciója:[6]
- H3BO3 + 3 HSO3F → BF3 + 3 H2SO4
Reakciók
[szerkesztés]Az alumínium- és gallium-trihalogenidekkel ellentétben a bór-trihalogenidek mind monomerek és sebes halogéncserén mennek keresztül:
- BF3 + BCl3 → BF2Cl + BCl2F
Mivel ez a reakció könnyedén végbemegy, a kevert halogenidek nem kaphatók meg tiszta formában. A bór trifluorid sokoldalú Lewis-sav, Lewis-bázisokkal, például fluoridokkal vagy éterekkel komplexeket alkot:
- CsF + BF3 → CsBF4
- O(C2H5)2 + BF3 → BF3O(C2H5)2
Hidrolízis
[szerkesztés]A bór-trifluorid vízzel reakcióba lép, a reakció során bórsav és fluorobórsav keletkezik. A reakció a H2O-BF3 akvakomplex képződésével kezdődik, amely később hidrogén-fluoridot veszít, a hidrogén-fluorid bór-trifluoriddal reagálva pedig fluorobórsavat alkot.[7]
- 4 BF3 + 3 H2O → 3 HBF4 + "B(OH)3"
A bór nehezebb trihalogenidjei nem visznek végbe hasonló reakciókat, feltehetően a tetraéderes anionjaik kisebb stabilitása miatt. A fluorobórsav erős savasságának köszönhetően a tetrafluorborát-anion elektrofil kationok, például diazónium-ionok kimutatására használható.
Jegyzetek
[szerkesztés]- ↑ http://www.nap.edu/openbook.php?record_id=4911&page=266
- ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E.. Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press (2001). ISBN 0-12-352651-5
- ↑ Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, 2005
- ↑ Flood, D. T. (1933). „Fluorobenzene”. Org. Synth. 13, 46. o.; Coll. Vol. 2: 295
- ↑ Brauer, Georg. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry Vol. 1, 2nd Ed.. Newyork: Academic Press, 220 & 773. o. (1963. november 4.). ISBN 978-0121266011
- ↑ Georg Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2nd edition. Band 1. Academic Press, New York NY u. a. 1963, S. 219–221.
- ↑ Wamser, C. A. (1951). „Equilibria in the System Boron Trifluoride–Water at 25°”. Journal of the American Chemical Society 73 (1), 409–416. o. DOI:10.1021/ja01145a134.
Fordítás
[szerkesztés]Ez a szócikk részben vagy egészben a Boron-trifluoride című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.