Trifluoruro di boro

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Il trifluoruro di boro (noto come trifluoro-borano nella vecchia nomenclatura) è il composto chimico di formula $B F_{3}$ . 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.

Struttura e legami

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

B F_{3} + B C l_{3} \overset{- ⇀}{↽ -} B F_{2} C l + B C l_{2} F

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 $B F_{3}$ è trigonale planare. La simmetria $D_{3 h}$ 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. $B F_{3}$ è una tipica molecola elettron-deficiente, come avvalorato dal fatto che reagisce facilmente con basi di Lewis.

Nei trialogeno composti $B X_{3}$ la distanza di legame tra boro e alogeno è più piccola di quella che ci si aspetterebbe per un legame singolo;^[1] 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 $p$ dell'atomo di boro centrale con una combinazione dei tre orbitali $p$ con la stessa orientazione presenti sugli atomi di fluoro.^[1]

Sintesi

$B F_{3}$ è preparato industrialmente trattando a caldo ossido di boro o borati con fluorite e con acido solforico concentrato:^[2]

B_{2} O_{3} + 3 C a F_{2} + 3 H_{2} S O_{4} ⟶ 2 B F_{3} + 3 C a S O_{4} + 3 H_{2} O

In laboratorio si può produrre $B F_{3}$ per decomposizione termica del tetrafluoroborato di diazonio (reazione di Schiemann):^[3]

P h N_{2} B F_{4} ⟶ P h F + B F_{3} + N_{2}

Acidità di Lewis e reazioni collegate

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

C s F + B F_{3} ⟶ C s B F_{4}

O (C_{2} H_{5})_{2} + B F_{3} ⟶ B F_{3} O (C_{2} H_{5})_{2}

L'anione tetrafluoroborato ( $B F_{4}^{-}$ ) 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 $B F_{3}$ .

Confronti di acidità di Lewis

Tutti e tre i trialogenuri di boro, $B X_{3}$ ( $X = F, C l, B r$ ) 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:

B F_{3} < B C l_{3} < B B r_{3}

(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 $B X_{3}$ alla forma tetraedrica nell'addotto formato,^[4] quantità che varia nell'ordine:

B F_{3} > B C l_{3} > B B r_{3}

(diventa più facilmente tetraedrico)

I criteri per valutare le forze relative del legame π non sono però del tutto chiari.^[1]
Una possibile interpretazione considera che, essendo l'atomo di fluoro più piccolo di quello di bromo, la coppia elettronica dell'orbitale $p_{z}$ del fluoro può dare maggiore sovrapposizione con l'orbitale $p_{z}$ vuoto del boro. Di conseguenza, in $B F_{3}$ il contributo $π$ al legame è maggiore rispetto a $B B r_{3}$ .

In un'altra interpretazione, la minor acidità di Lewis di $B F_{3}$ è attribuita alla relativa debolezza del legame che si forma nell'addotto $F_{3} B - L$ .^[5]^[6]

Idrolisi

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

4 B F_{3} + 3 H_{2} O ⟶ 3 H^{+} + 3 B F_{4}^{-} + B (O H)_{3}

Gli altri alogenuri sono invece completamente idrolizzati in acqua, senza formare lo ione tetraedrico $B X_{4}^{-}$ . Ad esempio:

B C l_{3} + 3 H_{2} O ⟶ 3 H C l + B (O H)_{3}

Precauzioni per l'impiego

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 $B F_{3}$ reagisce con i grassi a base idrocarburica.^[7]

Usi

Nella maggior parte dei casi $B F_{3}$ 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 $B F_{3}$ viene consumato. Ad esempio:

P h H + R X + B F_{3} ⟶ P h - R + H^{+} + B F_{3} X^{-}

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.

Note

↑ ^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.
↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
↑ Flood, D. T. (1943). "Fluorobenzene". Org. Synth. 2: 295.
↑ 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.
↑ 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
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[greenwood-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. (1943). "Fluorobenzene". Org. Synth. 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] Template:Cita pubblicazione

[7] Template:Cita web

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Confronti di acidità di Lewis

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