El trifluoruro de boro es el compuesto inorgánico con la fórmula BF 3 . Este gas tóxico incoloro picante forma vapores blancos en el aire húmedo. Es un ácido de Lewis útil y un bloque de construcción versátil para otros compuestos de boro .
Nombres | |||
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Otros nombres Fluoruro de boro, trifluoroborano | |||
Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol ) | |||
CHEBI | |||
ChemSpider | |||
Tarjeta de información ECHA | 100.028.699 | ||
Número CE |
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PubChem CID | |||
Número RTECS |
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UNII | |||
un numero | comprimido: 1008 . trifluoruro de boro dihidrato: 2851 . | ||
Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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Propiedades | |||
BF 3 | |||
Masa molar | 67,82 g / mol (anhidro) 103,837 g / mol (dihidrato) | ||
Apariencia | gas incoloro (anhidro) líquido incoloro (dihidrato) | ||
Densidad | 0,00276 g / cm 3 (gas anhidro) 1,64 g / cm 3 (dihidrato) | ||
Punto de fusion | −126,8 ° C (−196,2 ° F; 146,3 K) | ||
Punto de ebullición | −100,3 ° C (−148,5 ° F; 172,8 K) | ||
descomposición exotérmica [1] (anhidra) muy soluble (dihidrato) | |||
Solubilidad | soluble en benceno , tolueno , hexano , cloroformo y cloruro de metileno | ||
Presión de vapor | > 50 atm (20 ° C) [2] | ||
0 D | |||
Termoquímica | |||
Capacidad calorífica ( C ) | 50,46 J / mol K | ||
Entropía molar estándar ( S | 254,3 J / mol K | ||
-1137 kJ / mol | |||
Energía libre de Gibbs (Δ f G ˚) | -1120 kJ / mol | ||
Peligros [4] [5] | |||
Ficha de datos de seguridad | ICSC | ||
Pictogramas GHS | |||
Palabra de señal GHS | Peligro | ||
Declaraciones de peligro GHS | H280 , H330 , H314 , H335 , H373 | ||
Consejos de prudencia del SGA | P260 , P280 , P303 + 361 + 353 , P304 + 340 , P310 , P305 + 351 + 338 , P403 + 233 | ||
NFPA 704 (diamante de fuego) | 3 0 1 | ||
punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
Dosis o concentración letal (LD, LC): | |||
LC 50 ( concentración media ) | 1227 ppm (ratón, 2 h) 39 ppm (conejillo de indias, 4 h) 418 ppm (rata, 4 h) [3] | ||
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |||
PEL (permitido) | C 1 ppm (3 mg / m 3 ) [2] | ||
REL (recomendado) | C 1 ppm (3 mg / m 3 ) [2] | ||
IDLH (peligro inmediato) | 25 ppm [2] | ||
Compuestos relacionados | |||
Otros aniones | tricloruro de boro tribromuro de boro triyoduro de boro | ||
Otros cationes | fluoruro de aluminio fluoruro de galio (III) fluoruro de indio (III) fluoruro de talio (III) | ||
Compuestos relacionados | monofluoruro de boro | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
verificar ( ¿qué es ?) | |||
Referencias de Infobox | |||
Estructura y vinculación
La geometría de una molécula de BF 3 es trigonal plana . Su simetría D 3h se ajusta a la predicción de la teoría VSEPR . La molécula no tiene momento dipolar debido a su alta simetría. La molécula es isoelectrónica con el anión carbonato, CO2−
3.
BF 3 se denomina comúnmente " deficiente en electrones " , una descripción que se ve reforzada por su reactividad exotérmica hacia las bases de Lewis .
En los trihaluros de boro , BX 3 , la longitud de los enlaces B – X (1,30 Å) es más corta de lo que cabría esperar para los enlaces simples, [7] y esta brevedad puede indicar un enlace B – X π más fuerte en el fluoruro. Una explicación fácil invoca la superposición permitida por la simetría del orbital p en el átomo de boro con la combinación en fase de los tres orbitales p orientados de manera similar en los átomos de flúor. [7] Otros apuntan a la naturaleza iónica de los enlaces en BF 3 . [8]
Síntesis y manipulación
BF 3 se fabrica mediante la reacción de óxidos de boro con fluoruro de hidrógeno :
- B 2 O 3 + 6 HF → 2 BF 3 + 3 H 2 O
Normalmente, el HF se produce in situ a partir de ácido sulfúrico y fluorita (CaF 2 ). [9] Cada año se producen aproximadamente 2300-4500 toneladas de trifluoruro de boro. [10]
Escala de laboratorio
Para reacciones a escala de laboratorio, el BF 3 generalmente se produce in situ utilizando eterato de trifluoruro de boro , que es un líquido disponible comercialmente.
Las rutas de laboratorio a los materiales libres de solventes son numerosas. Una ruta bien documentada implica la descomposición térmica de las sales de diazonio de BF-
4: [11]
- PhN 2 BF 4 → PhF + BF 3 + N 2
Alternativamente, surge de la reacción de tetrafluoroborato de sodio , trióxido de boro y ácido sulfúrico : [12]
- 6 NaBF 4 + B 2 O 3 + 6 H 2 SO 4 → 8 BF 3 + 6 NaHSO 4 + 3 H 2 O
Propiedades
El trifluoruro de boro anhidro tiene un punto de ebullición de -100,3 ° C y una temperatura crítica de -12,3 ° C, por lo que puede almacenarse como líquido refrigerado solo entre esas temperaturas. Los recipientes de almacenamiento o transporte deben estar diseñados para resistir la presión interna, ya que una falla del sistema de refrigeración podría hacer que la presión se eleve a la presión crítica de 49,85 bar (4,985 MPa). [13]
El trifluoruro de boro es corrosivo. Los metales adecuados para equipos que manipulan trifluoruro de boro incluyen acero inoxidable , monel y hastelloy . En presencia de humedad, corroe el acero, incluido el acero inoxidable. Reacciona con poliamidas . El politetrafluoroetileno , el policlorotrifluoroetileno , el fluoruro de polivinilideno y el polipropileno muestran una resistencia satisfactoria. La grasa utilizada en el equipo debe ser a base de fluorocarbonos , ya que el trifluoruro de boro reacciona con los basados en hidrocarburos. [14]
Reacciones
A diferencia de los trihaluros de aluminio y galio, los trihaluros de boro son todos monoméricos. Sufren reacciones rápidas de intercambio de haluros:
- BF 3 + BCl 3 → BF 2 Cl + BCl 2 F
Debido a la facilidad de este proceso de intercambio, los haluros mixtos no se pueden obtener en forma pura.
El trifluoruro de boro es un ácido de Lewis versátil que forma aductos con bases de Lewis como el fluoruro y los éteres :
- CsF + BF 3 → CsBF 4
- O (C 2 H 5 ) 2 + BF 3 → BF 3 · O (C 2 H 5 ) 2
Las sales de tetrafluoroborato se emplean comúnmente como aniones no coordinantes . El aducto con éter dietílico , eterato dietílico de trifluoruro de boro o simplemente eterato de trifluoruro de boro (BF 3 · O (Et) 2 ) es un líquido que se maneja convenientemente y, por lo tanto, se encuentra ampliamente como fuente de laboratorio de BF 3 . [15] Otro aducto común es el aducto con sulfuro de dimetilo (BF 3 · S (Me) 2 ), que puede manipularse como un líquido puro. [dieciséis]
Acidez comparativa de Lewis
Los tres trihaluros de boro más ligeros, BX 3 (X = F, Cl, Br) forman aductos estables con bases de Lewis comunes. Sus acidez de Lewis relativas se pueden evaluar en términos de las exotermicidades relativas de la reacción de formación de aductos. Tales mediciones han revelado la siguiente secuencia para la acidez de Lewis:
- BF 3
3 3 (el ácido de Lewis más fuerte)
Esta tendencia se atribuye comúnmente al grado de enlace π en el trihaluro de boro plano que se perdería tras la piramidalización de la molécula BX 3 . [17] que sigue esta tendencia:
- BF 3 > BCl 3 > BBr 3 (más fácilmente piramidalizado)
Sin embargo, los criterios para evaluar la fuerza relativa de la unión π no están claros. [7] Una sugerencia es que el átomo de F es pequeño en comparación con los átomos de Cl y Br más grandes, y el par de electrones solitarios en p z de F se dona y se superpone fácil y fácilmente al orbital p z vacío del boro. Como resultado, la donación pi de F es mayor que la de Cl o Br.
En una explicación alternativa, la baja acidez de Lewis para BF 3 se atribuye a la relativa debilidad del enlace en los aductos F 3 B − L. [18] [19]
Hidrólisis
El trifluoruro de boro reacciona con el agua para dar ácido bórico y ácido fluorobórico . La reacción comienza con la formación del aducto acuo, H 2 O − BF 3 , que luego pierde HF que da ácido fluorobórico con trifluoruro de boro. [20]
- 4 BF 3 + 3 H 2 O → 3 HBF 4 + B (OH) 3
Los trihaluros más pesados no experimentan reacciones análogas, posiblemente debido a la menor estabilidad de los iones tetraédricos BCl.-
4y BBr-
4. Debido a la alta acidez del ácido fluorobórico, el ión fluoroborato se puede usar para aislar cationes particularmente electrófilos, tales como iones diazonio , que de otro modo serían difíciles de aislar como sólidos.
Usos
Química Orgánica
El trifluoruro de boro se usa de manera más importante como reactivo en síntesis orgánica , típicamente como ácido de Lewis . [10] [21] Los ejemplos incluyen:
- inicia reacciones de polimerización de compuestos insaturados , como poliéteres
- como catalizador en algunas reacciones de isomerización , acilación , [22] alquilación , esterificación , deshidratación , [23] condensación , adición de aldol de Mukaiyama y otras reacciones [24] [ cita requerida ]
Usos de nicho
Otros usos menos comunes del trifluoruro de boro incluyen:
- aplicado como dopante en la implantación de iones
- Dopante tipo p para silicio de crecimiento epitaxial
- utilizado en detectores de neutrones sensibles en cámaras de ionización y dispositivos para monitorear los niveles de radiación en la atmósfera de la Tierra
- en fumigación
- como fundente para soldar magnesio
- para preparar diborano [12]
Descubrimiento
El trifluoruro de boro fue descubierto en 1808 por Joseph Louis Gay-Lussac y Louis Jacques Thénard , quienes intentaban aislar el "ácido fluorhídrico" (es decir, ácido fluorhídrico ) combinando fluoruro cálcico con ácido bórico vitrificado . Los vapores resultantes no pudieron grabar el vidrio, por lo que lo llamaron gas fluobórico . [25] [26]
Ver también
- Lista de gases altamente tóxicos
Referencias
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enlaces externos
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