Bór

Tlak pary
Bór; (borum)
	berýlium ← bór → uhlík
	Periodická tabuľka
	2. perióda, 13. skupina, blok p
	nekovy
Vzhľad
	hnedočierna tuhá látka
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
Iné
Kryštálová sústava	tetragonálna, rombická
Magnetizmus	diamagnetický
Elektrický odpor	15 000 nΩ·m
Tep. vodivosť	27,4 W·m−1·K−1
Tep. rozťažnosť	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)
Commons ponúka multimediálny obsah na tému bór.
	Chemický portál

O iných významoch výrazu Bór pozri Bór (rozlišovacia stránka).

Bór (lat. borum) je chemický prvok v periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku B a protónové číslo 5. Patrí medzi polokovové prvky (ako jediný prvok z 13. skupiny) a vyskytuje sa v dvoch modifikáciách, ako amorfný 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.

História

Bór bol prvýkrát izolovaný v roku 1808 sirom Humphrym Davyom, Josephom Gay-Lussacom a Louisom Thénardom v neveľmi vysokej čistote, ale až v roku 1824 ho Jakob Berzelius označil za samostatný prvok.

Vlastnosti

Fyzikálne vlastnosti

Bór sa vyskytuje v troch modifikáciách, základom ich štruktúry je ikosaéder 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 sírou za vzniku príslušných binárnych zlúčenín. Oxiduje sa aj s kyselinou dusičnou a za tepla aj s koncentrovanou kyselinou sírovou. Tavením s hydroxidmi poskytuje boritany.

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 poväčšine polárna, iónová väzba je vzhľadom na vysoké ionizačné 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_z je 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 borazol existujú 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 tetraedrický komplex, 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 najmenší polčas 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.

Zlúčeniny

Binárne zlúčeniny

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) a kloso- (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 zriedenej kyseliny 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 H₃BO₃ + 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 menej elektronegatívnymi prvkami, najčastejšie s kovmi. 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 prúde chlóru atď.

B₂O₃ + 6 HF → 2 BF₃ + 3 H₂O

B₂O₃ + 3 C + 3 Cl₂ → 2 BCl₃ + 3 CO

Fluorid boritý je bezfarebný plyn, chlorid boritý a bromid boritý sú kvapalné, 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. Pripravuje 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 sklovitá látka, ktorá sa pripravuje priamou syntézou (spaľovaním bóru v kyslíkatom prostredí), alebo žíhaním kyseliny boritej. Veľmi ťažko kryštalizuje a jeho štruktúra je tvorená nepravidelne usporiadanými skupinami BO₃ trojuholníkového 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 štruktúre grafitu. 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.

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

Kyseliny bóru

Kyselina trihydrogenboritá.

Kyselina trihydrogenboritá H₃BO₃ je pomerne slabá jednosýtna kyselina. Je to perleťovo biela kryštalická látka, vo vode dobre rozpustná, pričom so zvyšovaním teploty rozpustnosť prudko vzrastá. Pripravuje sa pôsobením kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej na roztok tetraboritanu disodného (bóraxu).

2 HCl + Na₂[B₄O₅(OH)₄] + 3 H₂O → 2 NaCl + 4 H₃BO₃

Kyselina boritá vo vode ionizuje viacerými spôsobmi

H₃BO₃ + H₂O → H₃O⁺ + BO(OH)₂⁻

H₃BO₃ + 2 H₂O → H₃O⁺ + B(OH)₄⁻

V koncentrovanejších roztokoch dochádza k tvorbe polymérnych iónov

3 H₃BO₃ → H₃O⁺ + B₃O₃(OH)₄⁻ + H₂O

Kyslosť roztoku kyseliny trihydrogenboritej sa môže zvýšiť pridaním glycerolu, alebo iných organických zlúčenín s viacerými hydroxylovými skupinami (cukrov), ktoré vytvárajú k kyselinou trihydrogenboritou cheláty, správajúce sa ako silné kyseliny. Táto vlastnosť sa využíva pri jej titračnom stanovení. Zahrievaním na teplotu 175 °C prechádza na kyselinu hydrogenboritú (HBO₂)_x, ďalším žíhaním dehydratuje až na oxid boritý.

Kyselina trihydrogenboritá je vo veľkom množstve jedovatá, v malých dávkach sa používa ako dezinfekčné činidlo, prípadne v oftalmológii na ošetrovanie očí. V prírode sa vyskytuje ako minerál sassolit.

Kyselina bórnatá (H₄B₂O₄) vzniká reakciou chloridu bórnatého s vodou

B₂Cl₄ + 4 H₂O → H₄B₂O₄ + 4 HCl

Je to tuhá látka s redukčnými vlastnosťami.

Boritany

Bórax

Boritany je všeobecný názov zlúčenín, ktoré obsahujú anióny s väzbami B-O-B. Základnými jednotkami sú zoskupenia BO₃, alebo BO₄, ktoré sa cez atómy kyslíka spájajú a vytvárajú polymérne reťazcové, alebo kruhové útvary. Zriedkavo sa vyskytujú ortoboritany (napr. LaBO₃, ScBO₃), tvorené izolovanými aniónmi BO₃³⁻. Diboritanové anióny (B₂O₅⁴⁻) tvoria dve skupiny BO₃, ktoré zdieľajú jeden atóm kyslíka. Triboritany (B₃O₆³⁻) majú cyklickú štruktúru, tvorenú hexagonálnymi útvarmi s delokalizovanými π-väzbami. Metaboritany sa skladajú z nekonečných reťazcov (BO₂)₂²⁻.

Najznámejšie s celej skupiny sú rozličné hydratované polyboritany, v molekule ktorých sa vyskytujú spoločne skupiny BO₃ aj BO₄. Známy je tetraboritan disodný (bórax) (Na₂[B₄O₅(OH)₄]•8H₂O), alebo pentaboritan draselný (K[B₅O₆(OH)₄]•2H₂O.

Boritany sa často vyskytujú v prírode, v laboratóriu sa pripravujú reakciami kyseliny boritej s hydroxidmi alkalických kovov, prípadne tavením kyseliny boritej s oxidmi, resp. hydroxidmi kovov. Vo vode sú rozpustné iba boritany alkalických kovov a ich vodné roztoky reagujú zásadito.

Ostatné zlúčeniny

Borazol B₃N₃H₆ je bezfarebná kvapalina aromatického zápachu, ktorá je štruktúrne podobná benzénu. No rozdelenie elektrónovej hustoty nie je rovnomerné, preto borazol ochotnejšie poskytuje adičné reakcie.

Výskyt v prírode

Bór sa v prírode vyskytuje len v podobe zlúčenín ako kyselina boritá (sassolit), rozličné boritany (bórax). Celkový obsah bóru v zemskej kôre je 6×10⁻⁴. Celkový počet minerálov bóru je približne 80 a najdôležitejším z nich je kernit – Na₂B₄O₆(OH)₂·3H₂O.

Výroba

Výroba čistého bóru nie je jednoduchá záležitosť. Aj keď redukcia oxidu boritého horčíkom, alebo hliníkom je pomerne jednoduchá, vyredukovaný bór je znečistený príslušnými boridmi. Čistý bór sa pripravuje redukciou prchavých halogenidov vodíkom pri vysokých teplotách a vysoko čistý bór, používaný v polovodičovej technike, sa pripravuje termickým rozkladom diboránu a následnou rekryštalizáciou.

Využitie

Laboratórne sklo z bórsilikátového skla.

Elementárny bór sa používa pri konštrukcii jadrových reaktorov a moderátorových tyčí ako absorbátor neutrónov. Významné miesto patrí zlúčeninám bóru aj v sklárskom a keramickom priemysle. Tzv. borosilikátové sklá sa vyznačujú vysokou tepelnou odolnosťou a pod označením Pyrex sa používajú na výrobu chemického a kuchynského riadu. V keramike sa bór používa predovšetkým ako zložka glazúr. Taktiež sa používa ako dopujúci prvok v polovodičoch.

Borid rénia, rovnako ako nitrid bóru a karbid bóru sa používajú vďaka ich vysokej tvrdosti ako brúsne látky (karbid bóru aj ako zložka nepriestrelných viest). Bórax býva zložkou pracích prostriedkov. Kyselina boritá má využitie ako insekticíd na hubenie mravcov a švábov. Zlúčeniny bóru sa používajú aj v pyrotechnike vďaka svojmu zelenému sfarbeniu plameňa.

Bór v biológii

Bór má dôležitú úlohu v stavbe bunkových stien rastlín. Na druhej strane je zaujímavé, že koncentrácia bóru vyššia ako 1,8 ppm je pre väčšinu rastlín toxická.

V stopových množstvách je bór dôležitý aj pre cicavce, hoci jeho úloha v metabolizme nie je dostatočne preskúmaná.

Bór je taktiež zložkou v boromicíne, prírodnom antibiotiku.

Zdroje

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku boron na anglickej Wikipédii.
Gažo, J. a kol.: Všeobecná a anorganická chémia, 1981, Alfa, Bratislava