Trifluoruro di boro

composto chimico

Il trifluoruro di boro (noto come trifluoro-borano nella vecchia nomenclatura) è il composto chimico di formula . È un gas incolore e tossico, di odore pungente, che forma fumi bianchi in aria umida. È un acido di Lewis e un reagente versatile per la preparazione di altri composti di boro.

Trifluoruro di boro
Nome IUPAC
trifluoruro di boro
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareBF3
Massa molecolare (u)67,81
Aspettogas incolore
Numero CAS7637-07-2
Numero EINECS231-569-5
PubChem6356
SMILES
B(F)(F)F
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/l, in c.s.)2,178
Temperatura di fusione−126 °C (147 K)
Temperatura di ebollizione−100,3 °C (172,9 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)−1137
S0m(J·K−1mol−1)254,12
C0p,m(J·K−1mol−1)50,46
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
gas compresso tossicità acuta corrosivo
pericolo
Frasi H280 - 314 - 330 - EUH014
Consigli P260 - 280 - 284 - 305+351+338 - 310 - 410+403 [1]

Struttura e legami

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I trialogenuri di boro sono composti molecolari monomerici, a differenza dei trialogenuri di alluminio. Miscele di alogenuri diversi scambiano molto rapidamente gli alogeni:

 

La reazione procede presumibilmente attraverso la formazione di dimeri instabili. A causa di questa reazione, i composti con alogeni misti non si possono ottenere in forma pura.

La geometria della molecola   è trigonale planare. La simmetria   è in accordo con le previsioni della teoria VSEPR. Benché contenga tre legami covalenti polari, la molecola ha momento dipolare nullo in virtù dell'alta simmetria.   è una tipica molecola elettron-deficiente, come avvalorato dal fatto che reagisce facilmente con basi di Lewis.

Nei trialogeno composti   la distanza di legame tra boro e alogeno è più piccola di quella che ci si aspetterebbe per un legame singolo;[2] questo è stato interpretato con la presenza di un apprezzabile contributo π al legame. Come mostrato nella figura, è facile invocare una sovrapposizione tra un orbitale   dell'atomo di boro centrale con una combinazione dei tre orbitali   con la stessa orientazione presenti sugli atomi di fluoro.[2]

 

Sintesi

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  è preparato industrialmente trattando a caldo ossido di boro o borati con fluorite e con acido solforico concentrato:[3]

 

In laboratorio si può produrre   per decomposizione termica del tetrafluoroborato di diazonio (reazione di Schiemann):[4]

 

Acidità di Lewis e reazioni collegate

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Il trifluoruro di boro è un acido di Lewis molto versatile e forma addotti con basi di Lewis come fluoruri ed eteri:

 
 

L'anione tetrafluoroborato ( ) è comunemente impiegato come anione non coordinante. L'addotto con l'etere etilico è un liquido comodo da maneggiare e di conseguenza è largamente utilizzato in laboratorio come fonte di  .

Confronti di acidità di Lewis

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Tutti e tre i trialogenuri di boro,   ( ) formano addotti stabili con semplici basi di Lewis. La loro acidità relativa può essere stimata confrontando l'esotermicità delle reazioni di formazione degli addotti. Da queste misure si è ricavato il seguente ordine di acidità di Lewis:

  (acido di Lewis più forte)

Questo andamento è comunemente attribuito alla quantità di contributo π al legame che va perso nel passare dalla forma planare della molecola   alla forma tetraedrica nell'addotto formato,[5] quantità che varia nell'ordine:

  (diventa più facilmente tetraedrico)

I criteri per valutare le forze relative del legame π non sono però del tutto chiari.[2]
Una possibile interpretazione considera che, essendo l'atomo di fluoro più piccolo di quello di bromo, la coppia elettronica dell'orbitale   del fluoro può dare maggiore sovrapposizione con l'orbitale   vuoto del boro. Di conseguenza, in   il contributo   al legame è maggiore rispetto a  .

In un'altra interpretazione, la minor acidità di Lewis di   è attribuita alla relativa debolezza del legame che si forma nell'addotto  .[6][7]

Idrolisi

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Il trifluoruro di boro reagisce con l'acqua in modo incompleto, formando tetrafluoroborati e acido borico.

 

Gli altri alogenuri sono invece completamente idrolizzati in acqua, senza formare lo ione tetraedrico  . Ad esempio:

 

Precauzioni per l'impiego

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Il trifluoruro di boro è corrosivo. I contenitori per il trifluoruro di boro devono essere fatti di metalli adatti come acciaio inossidabile, monel e hastelloy. In presenza di umidità corrode l'acciaio, anche inossidabile. Reagisce con le poliammidi, mentre politetrafluoroetilene, policlorotrifluoroetilene, polivinildenfluoruro e polipropilene resistono in modo soddisfacente. Il grasso usato per lubrificare le apparecchiature deve essere a base di fluorocarburi, dato che   reagisce con i grassi a base idrocarburica.[8]

Nella maggior parte dei casi   è utilizzato come acido di Lewis. Gli usi principali sono:

  • reazioni di acilazione e alchilazione di Friedel-Crafts. Queste reazioni non sono propriamente catalitiche, dato che   viene consumato. Ad esempio:
 
  • reazioni di polimerizzazione di composti insaturi come gli alcheni
  • reazioni di isomerizzazione di idrocarburi saturi e insaturi
  • cracking degli idrocarburi nell'industria petrolifera
  • reazioni di esterificazione e condensazione
  • sintesi di altri composti di boro come borani e borati
  • sintesi di additivi per lubrificanti
  • drogaggio di tipo P nella fabbricazione di semiconduttori
  • rilevazione di neutroni termici usato come gas del contatore proporzionale sfruttando l'alta sezione d'urto di assorbimento del boro con i neutroni a bassa energia.
  1. ^ Sigma Aldrich; rev. del 05.12.2012
  2. ^ a b c Greenwood, N. N.; A. Earnshaw (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  3. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  4. ^ Flood, D. T. (1943). "Fluorobenzene". Org. Synth. 2: 295.
  5. ^ 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.
  6. ^ 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
  7. ^ 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, in Inorg. Chem., vol. 32, n. 12, 1993, pp. 2622–2625, DOI:10.1021/ic00064a008.
  8. ^ Boron trifluoride, in Gas Encyclopedia, Air Liquide. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 6 dicembre 2006).

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