Fluorid boritý

Fluorid boritý
Obecné
Systematický název	Fluorid boritý
Ostatní názvy	Trifluoroboran
Anglický název	Boron trifluoride
Německý název	Bortrifluorid
Sumární vzorec	BF3
Vzhled	Bezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS	7637-07-2
PubChem	{{{PubChem}}}
ChEBI	{{{ChEBI}}}
Vlastnosti
Molární hmotnost	67,805 g/mol
Teplota tání	-127,1 °C
Teplota varu	-99,9 °C
Hustota	1,98 g/cm3 (-188 °C, pevná látka) 1,589 g/cm3 (-101 °C, kapalina) 0,00299 g/cm3 (20 °C, 1013 hPa, plyn)
Kritická teplota	-12,25 °C
Kritický tlak	4 980 kPa
Rozpustnost ve vodě	Prudká reakce
Tlak páry	1,333 kPa (-142 °C) 13,332 kPa (-124 °C)
Ionizační energie	15,5 eV
Struktura
Koordinační geometrie	Rovnostranný trojúhelník
Tvar molekuly	Rovinný
Dipólový moment	0 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔfH	- 1 137 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt	68,1 J/g
Entalpie varu ΔHv	252 J/g
Standardní molární entropie S	254,3 J K-1 mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔfG	- 1 120 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp	0,744 J K-1 g-1
Bezpečnost
Vysoce toxický (T+) Žíravý (C)
R-věty	R14, R26, R35
S-věty	S1/2, S9, S26, S28, S36/37/39, S45
NFPA 704
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Fluorid boritý je ostře štiplavě páchnoucí, bezbarvý toxický plyn, více než dvakrát (2,37×) těžší než vzduch.

[editovat] Příprava

Fluorid boritý lze připravit přímým slučováním elementárního bóru s plynným fluorem za zvýšené teploty

2 B + 3 F₂ → 2 BF₃;

reakce je značně prudká, proto bývá plynný fluor ředěn dusíkem, který slouží jako inertní plyn. Obvykle se však připravuje reakcí oxidu boritého s fluorovodíkem

B₂O₃ + 6 F₂ → 2 BF₃ + 3 H₂O.

[editovat] Vlastnosti

Molekulární geometrie BF₃

Molekula fluoridu boritého je planární (rovinná) a má trojčetnou symetrii (bodová grupa symetrie D_3h). Vzhledem k této symetrii nemá tato molekula dipólový moment, ačkoliv jednotlivé vazby B—F jsou samy o sobě značně polarizované se záporným nábojem na atomu fluoru a s kladným na atomu bóru.

Vzhledem k tomu, že valenční elektronová slupka atomu bóru v této molekule je neúplně obsazená pouze šesti elektrony (je elektronově deficitní), funguje jako elektron akceptor a v reakcích vystupuje jako Lewisova kyselina. Proto se molekula fluoridu boritého váže s molekulami obsahujícími volný elektronový pár. Např. s fluorovodíkem vytváří kyselinu tetrafluoroboritou

BF₃ + HF → HBF₄;

podobně s fluoridovými solemi, např. fluoridem draselným vytváří komplexní soli

KF + BF₃ → K[BF₄],

v tomto případě tetrafluoroboritan draselný.

S menšími molekulami, jejichž některý atom má volný elektronový pár, tvoří adiční sloučeniny. Např. s vodou vytváří relativně stabilní komplex

BF₃ + H₂ → F₃B^-—O⁺H₂,

který se jen pozvolna za normální teploty rozkládá na kyselinu difluoroboritou a fluorovodík

F₃B^-—O⁺H₂ → HF + HBOF₂.

Tato hydrolýza může proběhnout, byť pomalu a méně snadno, než tomu je u jiných halogenidů boritých (např. u chloridu boritého), sumárně až k rozkladu na kyselinu boritou

BF₃ + 3 H₂O → H₃BO₃ + 3 HF.

V důsledku toho se při styku plynného fluoridu boritého s vlhkým vzduchem vytváří dým, tvořený směsí pevných hydrolytických produktů. Probíhá-li však hydrolýza ve vodném prostředí (např. rozpouštěním BF₃ ve vodě), vzniká jako výsledný produkt směsný roztok, tvořený kyselinou boritou, kyselinou tetrafluoroboritou a kyselinou fluorovodíkovou

2 BF₃ + 3 H₂O → H₃BO₃ + 2 HF + HBF₄.

S amoniakem vytváří fluorid boritý stabilní komplex

BF₃ + NH₃ → F₃B^-—N⁺H₃.

Významná je tvorba komplexu s diethyletherem

BF₃ + CH₃OCH₃ → F₃B^-—O⁺(CH₃)₂.

Tato sloučenina je za normálních podmínek kapalná a používá se při řadě aplikací ke skladování jinak nebezpečného fluoridu boritého nebo při manipulaci s ním.

[editovat] Použití

Fluorid boritý se používá pro vnášení atomů bóru (dopování) do monokrystalických vrstev křemíku pří výrobě polovodičů typu p.

[editovat] Fyziologické působení

Plynný fluorid boritý při nadechnutí uvolňuje působením vody ve sliznicích fluorovodík, který je dráždí. Ve větším množství může způsobit poleptání sliznic nebo kůže, případně až edém plic.

[editovat] Literatura

• VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.