Chémia

 Bór (lat. borum) je chemický prvok v periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku B aprotónové číslo 5. Patrí medzi nekovové prvky (ako jediný prvok z 13. skupiny) a vyskytuje sa v dvoch modifikáciách, akoamorfný a kryštalický. Kryštalický bór je veľmi tvrdý, po uhlíku (diamante) je to druhý najtvrdší prvok periodickej tabuľky.Elektrónová konfigurácia atómu bóru je 1s² 2s² 2p¹, v zlúčeninách sa vyskytuje väčšinou v oxidačnom stupni 3. Bór a jeho zlúčeniny intenzívne sfarbujú plameň dozelena. Tento jav sa využíva na prípravu zmesí pre pyrotechnické účely a v analytickej chémii slúži ako dôkaz prítomnosti bóru v analyzovanej vzorke.

Bór
5 berýlium ← bór → uhlík   ↑ B ↓ Al     B                                                                                                                                                                                                                                                       Periodická tabuľka
Vzhľad
hnedočierna tuhá látka
Všeobecné
Názov (lat.), značka,protónové číslo	bór (bor), B, 5
Umiestnenie v PSP	13. skupina, 2. perióda, blok p
Séria	polokovy
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť	10,811 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia	[He] 2s2 2p1
Atómový polomer	85 pm (vyp.: 87 pm)
Kovalentný polomer	82 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita	2,04 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e)	1: 800,6 kJ.mol−1 2: 2 427,1 kJ.mol−1 3: 3 659,7 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a)	-III, I, II, III
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok) všetky údaje sa vzťahujú na tetragonálny bór
Skupenstvo	pevné
Hustota	2,34 kg·dm−3
Teplota topenia	2 349 K (2 075,85 °C)
Teplota varu	4 200 K (3 926,85 °C)
Sk. teplo topenia	480 kJ·mol−1
Sk. teplo varu	50,2 kJ·mol−1
Tepelná kapacita	11,87 J·mol−1·K−1
Tlak pary p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k pri T(K) 2 348 2 562 2 822 3 141 3 545 4 072
Iné
Kryštálová sústava	tetragonálna, rombická
Magnetizmus	diamagnetický
Elektrický odpor	1,5e4 nΩ·m
Tep. vodivosť	27,4 W·m−1·K−1
Tep. rožťažnosť	5 µm·m−1·K−1
Rýchl. zvuku	16 200 m·s−1
Objemová pružnosť	185 GPa
Tvrdosť (Mohs)	9,5
Reg. číslo CAS	7440-42-8
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er(MeV) Pr 10B 19,9 % stabilný s 5 neutrónmi 11B 80,1 % stabilný s 6 neutrónmi

História

Bór bol prvý krát izolovaný v roku 1808sirom Humphrym Davyom, Josephom Gay-Lussacom a Louisom Thénardom v neveľmi vysokej čistote, ale až v roku1824 ho Jakob Berzelius označil za samostatný prvok.

Fyzikálne vlastnosti

Bór sa vyskytuje v troch modifikáciách, základom ich štruktúry je ikozaéder B₁₂. Atómy bóru sú v ikozaédri pospájané so susedmi piatimi delokalizovanými väzbami. Jednotlivé modifikácie sa líšia usporiadaním ikozaédrov v kryštálovej štruktúre, prípadne aj prítomnosťou iných zoskupení (B₆, B₁₀), prípadne aj prítomnosťou jednotlivých atómov bóru.

Najznámejší je tetragonálny bór, ktorý je mimoriadne tvrdý a má vysoké teploty topenia a varu. Má sivočiernu farbu a kovový lesk. Amorfný bór je hnedá práškovitá tuhá látka, ktorej hustota je nižšia ako hustota kryštalickej formy.

Chemické vlastnosti

Kryštalický bór takmer nereaguje, amorfný je reaktívnejší, pri zvýšenej teplote reaguje s kyslíkom, dusíkom, halogénmi a sírouza vzniku príslušných binárnych zlúčenín.Oxiduje sa aj s kyselinou dusičnou a za tepla aj s koncentrovanou kyselinou sírovou. Tavením s hydroxidmi poskytujeboritany.

Spôsob väzby

V zlúčeninách sa vyskytuje v oxidačnom stupni 3, no známe sú aj zlúčeniny s oxidačnými stupňami 2 a 1 (napr B₂Cl₄, B₄Cl₄). Väzba je poväčšinou polárna,iónová väzba je vzhľadom na vysokéionizačné energie nereálna. Nepolárne väzby sa vyskytujú v elementárnom bóre, ako aj vo viacerých boránoch a boridoch. Bór nemá veľký počet valenčných elektrónov, preto často vytvára delokalizované, elektrónovo deficitné väzby. Takéto väzby sa vyskytujú jednak v elementárnom bóre, v boránoch, ich derivátoch a v hydridoboritanoch.

V hybridnom stave SP², ktorý je pre bór tiež častý, vytvára tri σ-väzby, ležiace v rovine a zvierajúce uhol 120 °. Orbitál 2p_zje voľný a môže sa prekrývať s obsadenými 2p_z orbitálmi väzbových partnerov za vzniku delokalizovanej π-väzby (napr v halogenidoch boritých). V cyklických zlúčeninách ako borazolexistujú aj π-väzby benzénového typu.

V halogenidoch, kde nie sú atómy bóru dostatočne elektrónovo nasýtené, často nastáva prechod z SP² hybridného stavu na SP³, pričom vzniká tetraedrickýkomplex, kde je dosiahnutá maximálna väzbovosť štyroch σ-väzieb (napr. BF₄⁻, BH₄⁻).

Izotopy

bór sa v prírode vyskytuje v dvoch stabilných izotopoch, ¹¹B (80,1 %) a ¹⁰B (19,9 %). Známych je aj ďalších 12 nestabilných izotopov, z nich má najmenšípolčas rozpadu ⁷B - len 3,5×10⁻²² s. Zaujímavosťou je diferenciácia stabilných izotopov vo vodnom roztoku, keď ¹¹B zostáva v roztoku a ¹⁰B prechádza do tuhej fázy. Preto má napr. morská voda vyšší obsah ¹¹B.

Borány

3D molekula dekaboránu.

Borány (alebo borovodíky) sú binárne zlúčeniny bóru s vodíkom. Tvoria, podobne ako uhľovodíky, väčšiu skupinu látok, no na rozdiel od nich sa v boránoch nevyskytujú dlhšie reťazce B-B, ale skôr trojuholníkové zoskupenia, tvorené atómami bóru. Každý atóm takéhoto zoskupenia môže byť zároveň aj členom iného zoskupenia. Atóm bóru sa tak môže chemicky viazať až so šiestimi inými atómami, no na štyri väzbové orbitály má len tri elektróny. Preto sú pre borány charakteristické delokalizované, elektrónovo deficitné väzby, s dvoma, až troma centrami. Rozdeľujú sa podľa štruktúry na nido- (otvorený skelet) akloso- (uzavretý skelet) borány. Borány majú vďaka špecifickosti reakcií význam v organickej syntéze.

Borány s menším počtom atómov bóru (diborán a tetraborán) sú plynné, ostatné sú kvapalné. Niektoré borány sú opticky aktívne. Diborán sa pripravuje syntézou:

3 LiAlH₄ + 7 BF₃(C₂H₅)₂O → 2 B₂H₆ + 3 LiBF₄ + 3 AlF₃ + 7 (C₂H₅)₂O

Viaceré vyššie borány sa vyskytujú v zmesi, ktorá vzniká reakciou zriedenejkyseliny chlorovodíkovej s diboridom horčíka, prípadne sa pripravujú z diboránu. Celkovo je v súčasnoti známych približne dvadsať boránov.

Borány sú veľmi reaktívne látky, viaceré sa na vzduchu samozapaľujú a zhoria na oxid boritý a vodu. Taktiež sa ľahko rozkladajú vo vodnom prostredí.

B₂H₆ + 6 H₂O → 2 H₂BO₃ + 6 H₂

Odtrhnutím jedného alebo viacerých vodíkových katiónov z molekuly boránu vznikaju hydroboráty, ktoré sú stálejšie ako príslušné borány. Najjednoduchší z nich je tetrahydridoboritan (BH₄⁻), ktorý dokonca vytvára iónové zlúčeniny.

2 LiH + B₂H₆ → 2 LiBH₄

Boridy

Boridy sú zlúčeniny bóru s menejelektronegatívnymi prvkami, najčastejšie skovmi. V ich štruktúre sa často vyskytujú izolované atómy bóru, prípadne sú reťazcovo pospájané, alebo vytvárajú trojrozmerné skelety B₆, B₁₂. Väzby v takýchto zlúčeninách sú viaccentrové. Boridy sú veľmi tvrdé, majú vysoké teploty topenia a sú vo všeobecnosti nereaktívne. Niektoré (borid zirkónu ZrB₂ a titánu TiB₂) majú mnohonásobne vyššiu tepelnú a elektrickú vodivosť ako samotné kovy a viaceré sú polovodivé.

 

Halogenidy

Plameň kahana sfarbený do zelena zlúčeninou bóru.

Z halogenidov bóru sú známe zlúčeniny typu BX₃ a B₂X₄. Molekula BX₃ má trojuholníkový tvar s atómom bóru v strede, halogenidovými aniónmi vo vrcholoch a delokalizovanou π-väzbou. Sú to Lewisove kyseliny, čo sa využíva v organickej syntéze. Pripravujú sa reakciou oxidu boritého s kyselinou fluorovodíkovou, redukciou oxidu boritého uhlíkom v prúdechlóru atď.

B₂O₃ + 6 HF → 2 BF₃ + 3 H₂O

B₂O₃ + 3 C + 3 Cl₂ → 2 BCl₃ + 3 CO

Fluorid boritý je bezfarebný plyn, chlorid a bromid sú kvapalné a jodid boritý je tuhá látka.

Známe sú aj tetrafluoroboritany, keď dochádza k zmene hybridizácie atómu bóru z SP² na SP³ Takto vzniknutý anión má tetraedrickú štruktúru a je pomerne stabilný. Samotná kyselina tetrafluoroboritá je silná kyselina, ktorá existuje len v roztoku. Pripravuej sa reakciou kyseliny boritej s fuorovodíkom:

H₃BO₃ + 4 HF → H₃O⁺ + BF₄^- + 2 H₂O

Vzniká aj pri rozpúšťaní fluoridu boritého vo vode. Ostatné halogenidy borité sa vodou rozkladajú za vzniku oxidu boritého a príslušného halogénvodíka (v prípade jodidu boritého dokonca za výbuchu).

Halogenidy bórnaté majú planárnu štruktúru BX₂-BX₂. Chlorid bórnatý sa pripravuje účinkom elektrického výboja na pary chloridu boritého. Je to bezfarebná kvapalina, ktorá sa rozkladá na chloridy so vzorcom B₄Cl₄ a B₈Cl₈ (chloridy bórne). S vodou reaguje za vzniku kyseliny bórnatej H₄B₂O₄.

 

Oxidy

Oxid boritý (B₂O₃) je bezfarebná sklovitálátka, ktorá sa pripravuje priamou syntézou prvkov (spaľovaním bóru v kyslíkatom prostredí), alebo žíhaním kyseliny boritej. Veľmi ťažko kryštalizujea jeho štruktúra je tvorená nepravidelne usporiadanými skupinami BO₃trojuholníkového tvaru, ktoré sú pospájané tak, že každý atóm kyslíka sa viaže s dvoma atómami bóru. V kryštalickom tvare je tvorený špirálovitými reťazcami BO₄. Je to kyselilnotvorný oxid, s vodou reaguje za vzniku kyseliny boritej.

B₂O₃ + 3 H₂O → 2 H₃BO₃

Oxid bórnatý (B₂O₂) je plynná látka s redukčnými vlastnosťami. Známy je aj v tuhom stave ako (BO)_x.

Ostatné binárne zlúčeniny

štruktúra hexagonálneho nitridu bóru.

Nitrid bóru BN sa pripravuje reakciou bóru s dusíkom, prípadne s amoniakom v žiari. Je to chemicky veľmi stály biely prášok, ktorého štruktúra sa podobá štruktúregrafitu. Analogicky ako grafit, aj nitrid bóru pri vysokých teplotách a tlakoch prechádza na kubickú štruktúru diamantu, čím sa stáva veľmi tvrdým.

Veľmi tvrdý materiál je tiež karbid tetrabóru bóru B₄C, používaný na výrobu brúsnych materiálov. Je to čierna, tažko taviteľná látka, ktorá sa pripravuje žíhaním bóru s uhlím v elektrickej peci.

Sufid boritý je bezfarebná kryštalická látka, ktorá vzniká priamou reakciou oboch prvkov za zvýšenej teploty. Vodou sa rozkladá na kyselinu boritú a sírovodík.