Trifluoruro di boro

Trifluoruro di boro
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
PubChem	6356
SMILES	B(F)(F)F
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
	pericolo
Frasi H	280 - 314 - 330 - EUH014
Consigli P	260 - 280 - 284 - 305+351+338 - 310 - 410+403
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Il trifluoruro di boro (noto come trifluoro-borano nella vecchia nomenclatura) è il composto chimico di formula ${\ce {BF3}}$ . 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

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

{\ce {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 ${\ce {BF_3}}$ è trigonale planare. La simmetria ${\ce {D_{3h}}}$ 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. ${\ce {BF3}}$ è una tipica molecola elettron-deficiente, come avvalorato dal fatto che reagisce facilmente con basi di Lewis.

Nei trialogeno composti ${\ce {BX3}}$ 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]

Sintesi

${\ce {BF3}}$ è preparato industrialmente trattando a caldo ossido di boro o borati con fluorite e con acido solforico concentrato:^[3]

{\ce {B2O3 + 3 CaF2 + 3 H2SO4 -> 2 BF3 + 3 CaSO4 + 3 H2O}}

In laboratorio si può produrre ${\ce {BF3}}$ per decomposizione termica del tetrafluoroborato di diazonio (reazione di Schiemann):^[4]

{\ce {PhN2BF4 -> PhF + BF3 + N2}}

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:

{\ce {CsF + BF3 -> CsBF4}}

{\ce {O(C2H5)2 + BF3 -> BF3O(C2H5)2}}

L'anione tetrafluoroborato ( ${\ce {BF4^-}}$ ) 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 ${\ce {BF3}}$ .

Confronti di acidità di Lewis

Tutti e tre i trialogenuri di boro, ${\ce {BX_3}}$ ( ${\ce {X = F, Cl, Br}}$ ) 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:

{\ce {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 ${\ce {BX3}}$ alla forma tetraedrica nell'addotto formato,^[5] quantità che varia nell'ordine:

{\ce {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 $p_{z}$ del fluoro può dare maggiore sovrapposizione con l'orbitale $p_{z}$ vuoto del boro. Di conseguenza, in ${\ce {BF3}}$ il contributo $\pi$ al legame è maggiore rispetto a ${\ce {BBr3}}$ .

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

Idrolisi

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

{\ce {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 ${\ce {BX4^-}}$ . Ad esempio:

{\ce {BCl3 + 3 H2O -> 3 HCl + B(OH)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 ${\ce {BF3}}$ reagisce con i grassi a base idrocarburica.^[8]

Usi

Nella maggior parte dei casi ${\ce {BF3}}$ 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 ${\ce {BF3}}$ viene consumato. Ad esempio:

{\ce {PhH + RX + BF3 -> Ph-R + H+ + BF3X-}}

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

^ Sigma Aldrich; rev. del 05.12.2012
^ ^a ^b ^c 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
^ 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, n. 12, 1993, pp. 2622–2625, DOI:10.1021/ic00064a008.
^ Boron trifluoride, in Gas Encyclopedia, Air Liquide. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 6 dicembre 2006).

Altri progetti

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Collegamenti esterni

https://www.osha.gov/dts/chemicalsampling/data/CH_221700.html
https://web.archive.org/web/20090310182250/http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng0231.html
National Pollutant Inventory - Boron and compounds fact sheet, su npi.gov.au. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 9 febbraio 2006).
National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet, su npi.gov.au. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 16 gennaio 2006).
WebBook page for BF3, su webbook.nist.gov. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 13 dicembre 2020).

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[1] Sigma Aldrich; rev. del 05.12.2012

[greenwood-2] 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, n. 12, 1993, pp. 2622–2625, DOI:10.1021/ic00064a008.

[8] Boron trifluoride, in Gas Encyclopedia, Air Liquide. URL consultato il 4 marzo 2009 (archiviato dall'url originale il 6 dicembre 2006).

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