Bortrifluorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Bortrifluorid
Andere Namen	Trifluorboran Fuman Bor(III)-fluorid
Summenformel	BF3
Kurzbeschreibung	farbloses, stechend riechendes, an feuchter Luft rauchendes Gas[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7637-07-2 13319-75-0 (Dihydrat) EG-Nummer 231-569-5 ECHA-InfoCard 100.028.699 PubChem 6356 Wikidata Q409602
Eigenschaften
Molare Masse	67,81 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig[2]
Dichte	3,1 g·l−1[2] 1,636 g·cm−3 (25 °C, Dihydrat)[3]
Schmelzpunkt	−127,1 °C[2]
Siedepunkt	−100,4 °C[2]
Dampfdruck	28 bar (bei −30 °C)[4]
Löslichkeit	reagiert heftig mit Wasser[2]
Dipolmoment	0[5]
Brechungsindex	1,316 (20 °C, Dihydrat)[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[6] ggf. erweitert[4] Gefahr H- und P-Sätze H: 280​‐​330​‐​314​‐​373 EUH: 014​‐​071 P: 260​‐​280​‐​308+313​‐​303+361+353+315​‐​304+340+315​‐​305+351+338+315​‐​405​‐​403[4]
MAK	2,5 mg·m−3 (Fluorid)[2] Schweiz: 1 ml·m−3 bzw. 3 mg·m−3[7]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−1136,0(8) kJ/mol[8]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Bortrifluorid ist eine chemische Verbindung, bestehend aus den Elementen Bor und Fluor. Es besitzt die Summenformel BF₃ und wird manchmal auch als Trifluorboran bezeichnet.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bortrifluorid kann gewonnen werden durch:

• Reaktion von Bortrioxid mit Flusssäure:

${\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+6\ HF\longrightarrow 2\ BF_{3}+3\ H_{2}O} }$

• im großtechnischen Bereich durch Erhitzen von Dibortrioxid oder Borax mit Calciumfluorid und konzentrierter Schwefelsäure
• im Labor durch Thermolyse von Diazoniumtetrafluoroboraten
• weiter aus Natrium- oder Ammoniumtetrafluoroborat mit Bortrioxid in Schwefelsäure^[9]

${\displaystyle {\ce {6 NaBF4 + B2O3 + 6 H2SO4 -> 8 BF3 + 6 NaHSO4 + 3 H2O}}}$

• oder aus Fluorsulfonsäure und Borsäure:^[10]

${\displaystyle \mathrm {H_{3}BO_{3}+3\ HSO_{3}F\longrightarrow BF_{3}+3\ H_{2}SO_{4}} }$

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bortrifluorid bildet eine trigonal-planare Molekülstruktur aus. Es ist eine sehr giftige, bei Raumtemperatur gasförmige chemische Verbindung, die eine kritische Temperatur von −12,3 °C besitzt.

Bortrifluorid ist eine sehr starke Lewis-Säure (Elektronenpaarakzeptor). Es bildet mit Elektronenpaardonatoren Additionsverbindungen (Lewis-Säure-Base-Addukte).

Mit Wasser reagiert es unter Zersetzung zu Borsäure und Flusssäure. Im Gegensatz zu den anderen Bortrihalogeniden findet keine direkte Hydrolyse statt, sondern eine Abfolge mehrerer Reaktionen. Dabei bildet sich aufgrund der starken BF₃-Bindung zunächst ein Lewis-Säure-Base-Addukt.

${\displaystyle \mathrm {BF_{3}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}O^{+-}BF_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{2}O^{+-}BF_{3}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ [H_{3}O][BF_{3}OH]} }$

${\displaystyle \mathrm {[H_{3}O][BF_{3}OH]+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ B(OH)_{3}+3\ HF} }$

Allerdings ist die Hydrolyse im Gegensatz zu anderen Borhalogeniden nicht vollständig, da sich auch das inerte, tetraedrische Tetrafluoroboration (BF₄⁻) bildet.

${\displaystyle \mathrm {BF_{3}+\ HF\longrightarrow \ HBF_{4}} }$

Auch die Produkte der Hydrolyse reagieren weiter zur Tetrafluorborsäure, die als Oxoniumsalz vorliegt.

${\displaystyle \mathrm {B(OH)_{3}+4\ HF\ \rightleftharpoons \ [H_{3}O][BF_{4}]+2\ H_{2}O} }$

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In der chemischen Industrie kann Bortrifluorid für eine Vielzahl von chemischen Reaktionen als Katalysator bzw. als Ausgangsstoff zur Herstellung verschiedener Borverbindungen eingesetzt werden. Gasförmiges Bortrifluorid und Bortrifluorid-Addukte werden hauptsächlich als Katalysatoren oder Co-Katalysatoren benutzt, zum Beispiel bei der Herstellung von Polymeren, hochwertigen Schmierölen, Pharmazeutika, Aroma- und Duftstoffen und weiteren Feinchemikalien sowie zur Synthese von Borverbindungen wie zum Beispiel Alkylboranen, Aminboranen und Reagenzien für die Suzuki-Kupplung. Weiterhin wird es in der Halbleiterindustrie als Borlieferant für die Ionenimplantation (p-Dotierung), zur Oberflächenbehandlung von Stahl und Glas und in Neutronendetektoren verwendet.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bortrifluorid ist sehr giftig und stark ätzend.

Wichtige BF₃-Addukte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

• BF₃-Methanol
• BF₃-Phenol
• BF₃-Dibutylether
• BF₃-Diethyletherat
• BF₃-Dimethylether
• BF₃-THF (Tetrahydrofuran)
• BF₃-Essigsäure
• BF₃-Acetonitril
• BF₃-Dihydrat
• BF₃-Phosphorsäure

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

1. ↑ Eintrag zu Bortrifluorid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 17. Januar 2014.
2. ↑ ^{a b c d e f} Datenblatt Bortrifluorid bei Alfa Aesar, abgerufen am 22. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
3. ↑ ^{a b} Datenblatt Boron trifluoride dihydrate, 96% bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 8. Februar 2014 (PDF).
4. ↑ ^{a b c} Eintrag zu Bortrifluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
5. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Permittivity (Dielectric Constant) of Gases, S. 6-188.
6. ↑ Eintrag zu Boron trifluoride im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
7. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach Bortrifluorid), abgerufen am 4. März 2020.
8. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, CODATA Key Values for Thermodynamics, S. 5-1.
9. ↑ H. S. Booth and K. S. Willson: Boron trifluoride. In: Harold Simmons Booth (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 1. McGraw-Hill, Inc., 1939, S. 21–24 (englisch). 
10. ↑ Georg Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2nd edition. Band 1. Academic Press, New York NY u. a. 1963, S. 219–221.