Tetrafluoroborato

Struttura dell'anione tetrafluoroborato, BF₄⁻

Tetrafluoroborato è il nome dell'anione di formula BF₄⁻. È una specie tetraedrica, isostrutturale con le specie isoelettroniche tetrafluorometano CF₄ e tetrafluoroammonio NF₄⁺, e isostrutturale anche con numerose specie stabili e importanti come gli anioni solfato SO₄²⁻ e perclorato ClO₄⁻, che sono isolettronici rispetto agli elettroni di valenza.

Sintesi

L'anione BF₄⁻ si può sintetizzare per reazione di fluoruri con l'acido di Lewis trifluoruro di boro (BF₃). La reazione va condotta in assenza di solvente o in solventi non acquosi come acido fluoridrico (HF), trifluoruro di bromo (BrF₃), o anidride solforosa (SO₂).

Caratteristiche e utilizzo

BF₄⁻ è un anione molto inerte e con scarsa tendenza alla coordinazione, sia perché la sua singola carica negativa è distribuita sui quattro atomi di fluoro, sia perché la presenza degli atomi di fluoro molto elettronegativi rendono poco basico l'anione. Per queste caratteristiche BF₄⁻ è molto usato in chimica sia organica che inorganica per isolare e precipitare i cationi più disparati. I sali ottenuti con BF₄⁻ hanno anche il vantaggio di essere in genere più solubili in solventi organici rispetto ai corrispondenti alogenuri o nitrati.

L'anione BF₄⁻ è spesso usato per isolare sali di cationi molto reattivi. Alcuni esempi sono:

• Sali di diazonio con formula generale ArN₂⁺ (Ar = arile).
• Reattivi di Meerwein come OEt₃⁺, uno dei più forti agenti alchilanti noti.
• Il nitrosonio NO⁺, ben noto ossidante monoelettronico.
• Il nitronio NO₂⁺, usato nelle reazioni di nitrazione.
• Il ferrocenio [Fe(C₅H₅)₂]⁺.

Esistono tuttavia casi in cui il comportamento di BF₄⁻ non è "innocente": cationi estremamente reattivi come quelli derivati da titanio, zirconio, afnio e silicio riescono ad estrarre fluoruro da BF₄⁻. In tali casi bisogna ricorrere ad anioni ancora meno coordinanti.

L'uso di BF₄⁻ ha contribuito a diminuire l'impiego di perclorato ClO₄⁻ come precipitante, perché BF₄⁻ non ha la tendenza a formare composti esplosivi come ClO₄⁻, anche se ha lo svantaggio di essere più sensibile all'idrolisi.

Bibliografia

• (EN) J. Emri e B. Györi, Boron, in G. Wilkinson, R. D. Gillard e J. A. McCleverty (a cura di), Comprehensive Coordination Chemistry, vol. 3, 1ª ed., Oxford, Pergamon Press, 1987, ISBN 0-08-035946-9.
• (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
• (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.

Voci correlate

• Anioni non coordinanti

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