Trifluoruro di boro

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Trifluoruro di boro
Boron-trifluoride-2D-dimensions.png
Boron-trifluoride-3D-vdW.png
Nome IUPAC
trifluoruro di boro
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare BF3
Massa molecolare (u) 67,81
Aspetto gas incolore
Numero CAS [7637-07-2]
Numero EINECS 231-569-5
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 H 280 - 314 - 330 - EUH014
Consigli P 260 - 280 - 284 - 305+351+338 - 310 - 410+403 [1]

Il trifluoruro di boro è il composto chimico di formula BF3. 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[modifica | modifica sorgente]

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

BF3 + BCl3 ⇄ BF2Cl + BCl2F

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 BF3 è trigonale planare. La simmetria D3h 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. BF3 è una tipica molecola elettron-deficiente, come avvalorato dal fatto che reagisce facilmente con basi di Lewis.

Nei trialogeno composti BX3 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 p dell'atomo di boro centrale con una combinazione dei tre orbitali p con la stessa orientazione presenti sugli atomi di fluoro.[2]

Boron trifluoride pi bonding diagram

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

BF3 è preparato industrialmente trattando a caldo ossido di boro o borati con fluorite e con acido solforico concentrato:[3]

B2O3 + 3 CaF2 + 3 H2SO4 → 2 BF3 + 3 CaSO4 + 3 H2O

In laboratorio si può produrre BF3 per decomposizione termica del tetrafluoroborato di diazonio (reazione di Schiemann):[4]

PhN2BF4 → PhF + BF3 + N2

Acidità di Lewis e reazioni collegate[modifica | modifica sorgente]

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

CsF + BF3 → CsBF4
O(C2H5)2 + BF3 → BF3O(C2H5)2

L'anione tetrafluoroborato (BF4) 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 BF3.

Confronti di acidità di Lewis[modifica | modifica sorgente]

Tutti e tre i trialogenuri di boro, BX3 (X = F, Cl, Br) 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:

BF3 < BCl3 < BBr3 (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 BX3 alla forma tetraedrica nell'addotto formato,[5] quantità che varia nell'ordine:

BF3 > BCl3 > BBr3 (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 pz del fluoro può dare maggiore sovrapposizione con l'orbitale pz vuoto del boro. Di conseguenza, in BF3 il contributo π al legame è maggiore rispetto a BBr3.

In un'altra interpretazione, la minor acidità di Lewis di BF3 è attribuita alla relativa debolezza del legame che si forma nell'addotto F3B-L.[6][7]

Idrolisi[modifica | modifica sorgente]

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

4 BF3 + 3 H2O → 3 H+ + 3 BF4 + B(OH)3

Gli altri alogenuri sono invece completamente idrolizzati in acqua, senza formare lo ione tetraedrico BX4. Ad esempio:

BCl3 + 3 H2O → 3 HCl + B(OH)3

Precauzioni per l'impiego[modifica | modifica sorgente]

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 BF3 reagisce con i grassi a base idrocarburica.[8]

Usi[modifica | modifica sorgente]

Nella maggior parte dei casi BF3 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 BF3 viene consumato. Ad esempio:
PhH + RX + BF3 → Ph-R + H+ + BF3X

Note[modifica | modifica sorgente]

  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, nº 12, 1993, pp. 2622–2625, DOI:10.1021/ic00064a008.
  8. ^ Boron trifluoride in Gas Encyclopedia, Air Liquide.

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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