Bor

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Der Titel dieses Artikels ist mehrdeutig. Weitere Bedeutungen sind unter Bor (Begriffsklärung) aufgeführt.
Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Bor, B, 5
Serie Halbmetalle
Gruppe, Periode, Block 13, 2, p
Aussehen schwarz
CAS-Nummer 7440-42-8
Massenanteil an der Erdhülle 16 ppm[1]
Atomar [2]
Atommasse 10,81 (10,806 – 10,821)[3] u
Atomradius (berechnet) 85 (84) pm
Kovalenter Radius 82 pm
Van-der-Waals-Radius 192[4] pm
Elektronenkonfiguration [He] 2s2 2p1
Austrittsarbeit 4,45 eV[5]
1. Ionisierungsenergie 800,6 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 2427,1 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie 3659,7 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand fest
Kristallstruktur rhomboedrisch
Dichte 2,460 g/cm3
Mohshärte 9,3
Magnetismus diamagnetisch (\chi_{m} = −1,9 · 10−5)[6]
Schmelzpunkt 2349 K (2076 °C)
Siedepunkt 4203 K[7] (3930 °C)
Molares Volumen 4,39 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme 508 kJ/mol[7]
Schmelzwärme 50 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit 16.200 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität 1260 [1] J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit 1,0 · 10−4 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit 27 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszustände 3
Oxide (Basizität) B2O3 (leicht sauer)
Elektronegativität 2,04 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
8B

{syn.}

770 ms ε 17,979 8Be
9B

{syn.}

8,465 · 10−19 s p 0,185 8Be
10B

19,9 %

Stabil
11B

80,1 %

Stabil
12B

{syn.}

20,20 ms β 13,369 12C
13B

{syn.}

17,36 ms β 13,437 13C
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin γ in
rad·T−1·s−1
Er(1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
10B 3[8] 2,875 · 107[8] 21,5[8]
11B 3/2[8] 8,584 · 107[8] 64,2[8]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [9]
keine GHS-Piktogramme
H- und P-Sätze H: keine H-Sätze
P: keine P-Sätze [9]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Bor ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol B und der Ordnungszahl 5. Im Periodensystem steht es in der 3. Hauptgruppe oder Borgruppe sowie der zweiten Periode. Das dreiwertige, seltene Halbmetall kommt in Form seiner Sauerstoffverbindungen als Borax und Kernit angereichert in einigen abbauwürdigen Lagerstätten vor. Bor existiert in mehreren Modifikationen. Amorphes Bor ist ein braunes Pulver. Vom kristallinen Bor sind mehrere allotrope Modifikationen bekannt. Der (spätere) englische Name Boron für Bor weist auf seine Ähnlichkeiten mit Kohlenstoff, engl. Carbon hin.

Borverbindungen finden vielfältige Anwendungen in verschiedenen Industriezweigen. Die Waschmittelindustrie verwendet Borverbindungen wie Natriumperborat im großtechnischen Maßstab als Bleichmittel, die Glasindustrie nutzt Bor in Form seiner Boraxverbindungen für die Produktion von Gläsern und Keramiken mit hoher Chemikalienresistenz und Temperaturwechselbeständigkeit. Elementares Bor wird in der Halbleiterindustrie zur Dotierung verwendet. Borpolymere und -keramiken spielen eine Rolle für die Herstellung hochfester Leichtbau- und feuerfester Materialien. Als Borcarbid weist es eine hohe Härte auf und wird als Schleifmittel verwendet, zum Hartlöten werden Borverbindungen als Flussmittel genutzt. In der Hydroborierung dienen Borreagenzien der Synthese organischer Feinchemikalien. Natürliches Bor besteht aus zwei stabilen Isotopen, von denen 10Bor für Neutroneneinfangreaktionen geeignet ist.

Borate weisen eine geringe Toxizität gegenüber Säugetieren auf, sind aber giftig für Gliederfüßer und werden als Insektizide verwendet. Borsäure wirkt schwach antimikrobiell und es sind natürliche, Bor enthaltenden Antibiotika bekannt. Bor ist ein möglicherweise essentielles Spurenelement. In der Landwirtschaft verbessert die Bordüngung die Stabilisierung der pflanzlichen Zellwände und spielt eine wichtige Funktion bei der Zellteilung, Zelldifferenzierung, Zellstreckung und Gewebebildung der Pflanzen sowie im Nukleinsäurestoffwechsel, der Eiweißsynthese und beim Energiestoffwechsel.

Geschichte[Bearbeiten]

Entdecker des Bors Entdecker des Bors
Joseph Louis Gay-Lussac
Louis Jacques Thénard

Borverbindungen (von persisch ‏بورهburah über arabisch ‏ بورقburaq und griech. βοραχου bzw. lat. borax „borsaures Natron“, „Borax“) sind seit Jahrtausenden bekannt. Im alten Ägypten nutzte man zur Mumifikation das Mineral Natron, das neben anderen Verbindungen auch Borate enthält. Seit dem 4. Jahrhundert wird Boraxglas im Kaiserreich China verwendet. Borverbindungen wurden im antiken Rom zur Glasherstellung verwendet.

Erst 1808 stellten Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard Bor durch Reduktion von Bortrioxid mit Kalium, unabhängig hiervon etwas später Sir Humphry Davy durch Elektrolyse von Borsäure her. 1824 erkannte Jöns Jakob Berzelius den elementaren Charakter des Stoffes. Die Darstellung von reinem kristallisiertem Bor gelang dem amerikanischen Chemiker W. Weintraub im Jahre 1909 durch Reduktion von Bortrioxid mit Wasserstoff im Lichtbogen.

Vorkommen[Bearbeiten]

Bor kommt in der Natur nur in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in Bigadiç, einem Landkreis der Provinz Balıkesir im Westen der Türkei, an der Mojave-Wüste in den USA und in Argentinien. Staßfurter Kalisalze enthalten geringe Mengen vergesellschafteten Boracit.

Die größten Boratminen befinden sich bei Boron (Kalifornien) (die Kramer-Lagerstätte) und in Kırka (Türkei).[10] Abgebaut werden die Mineralien Borax, Kernit und Colemanit.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Amorphes Bor wird durch die Reduktion von Bortrioxid, B2O3, mit Magnesiumpulver hergestellt:

\mathrm{B_{2}O_{3} + 3 \ Mg \rightarrow 2 \ B + 3 \ MgO}

Kristallines Bor erhält man durch

Modifikationen[Bearbeiten]

Die vermutlich thermodynamisch stabilste Form ist die β-rhomboedrische Modifikation (β-Bor). Sie hat eine komplizierte Struktur mit mindestens 105 Boratomen pro Elementarzelle, wobei hier noch Boratome hinzukommen, die sich auf teilbesetzten Lagen befinden. Die Anzahl der Boratome pro Elementarzelle wird mit 114 bis 121 Atomen angegeben. Die Struktur dieser Modifikation kann man mit einem 60-Ecken-Polyeder beschreiben.

Die einfachste allotrope Modifikation ist die α-rhomboedrische Form des Bors (α-Bor). Die in dieser Modifikation des Bors dominierende Struktureinheit ist das B12-Ikosaeder mit 12 Boratomen im Ikosaeder. Diese sind in Schichten angeordnet ähnlich wie in einer kubisch flächenzentrierten Packung. Die Ikosaeder einer Schicht sind durch Dreizentrenbindungen und die Ikosaeder benachbarter Schichten durch Zweizentrenbindungen miteinander verknüpft.

α-tetragonales Bor (auch als γ-Bor bezeichnet), die als erstes dargestellte kristalline Form des Bors, enthält 50 Bor-Atome in der Elementarzelle (gemäß der Formel (B12)4B2), kann beispielsweise aber auch, abhängig von den Herstellungsbedingungen, als Einschlussverbindung B50C2 oder B50N2 vorliegen. Im fremdatomfreien α-tetragonalen Bor verbindet ein einzelnes Boratom immer vier B12-Ikosaeder miteinander. Jedes Ikosaeder hat Verbindungen zu je zwei einzelnen Boratomen und zehn anderen Ikosaedern. Seit der ersten Beschreibung dieser Struktur ist es nie wieder gelungen diese Modifikation rein herzustellen. Man geht mittlerweile davon aus, dass reines α-tetragonales Bor in der beschriebenen Struktur nicht existiert.

Das elementare Bor ist schwarz, sehr hart und bei Raumtemperatur ein schlechter Leiter. Es kommt nicht in der Natur vor.

Forscher an der ETH in Zürich stellten aus äußerst reinem Bor einen ionischen Kristall her. Dazu musste das Material einem Druck von bis zu 30 Gigapascal und einer Temperatur von 1500 Grad Celsius ausgesetzt werden.[11] Dieselbe Arbeitsgruppe veröffentlichte mittlerweile ein Addendum, wonach sie die Bindungssituation in dieser Modifikation als kovalent bezeichnen.

Einem Forschungsteam an der Universität Bayreuth ist es 2011 gelungen, α-rhomboedrisches Bor eindeutig als thermodynamisch stabile Phase von Bor zu identifizieren. In Hochdrucklaboratorien wurde eine Serie unterschiedlicher Borkristalle bei Temperaturen bis zu 2300 Kelvin und Drücken bis zu 15 Gigapascal synthetisiert. Von besonderem Interesse für die Forschung und für industrielle Anwendungen, wie die Halbleitertechnik, sind hierbei α-Bor-Einkristalle.[12]

Eigenschaften[Bearbeiten]

Borstücke

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Wegen der hohen Ionisierungsenergie sind von Bor keine B3+-Kationen bekannt. Die komplizierten Strukturen in vielen Borverbindungen und deren Eigenschaften zeigen, dass die Beschreibung der Bindungsverhältnisse als kovalent, metallisch oder ionisch stark vereinfachend sind und durch einen Molekülorbital(MO)-Ansatz ersetzt werden müssen.

Die Elektronenkonfiguration 1s22s22p1 des Bors zeigt, dass nur die drei Elektronen der zweiten Schale für die Ausbildung von kovalenten Bindungen mit s, px, py und pz-Orbitalen zur Verfügung stehen. Dieser Elektronenmangel wird durch Ausbildung von Mehrzentrenbindungen, insbesondere einer Dreizentrenbindung, und Elektronenakzeptorverhalten (Lewis-Acidität) kompensiert. Es ist gelungen, eine Borverbindung mit einer Bor-Bor-Dreifachbindung herzustellen.[13]

Bor ist durchlässig für Infrarotlicht. Bei Raumtemperatur zeigt es eine geringe elektrische Leitfähigkeit, die bei höheren Temperaturen stark ansteigt.

Bor besitzt die höchste Zugfestigkeit aller bekannten Elemente sowie die zweithöchste Härte, nur übertroffen von der Kohlenstoffmodifikation Diamant. Bormodifikationen haben physikalische und chemische Ähnlichkeit mit Hartkeramiken wie Siliciumcarbid oder Wolframcarbid.

Die Fähigkeit des Bors, über kovalente Bindungen stabile räumliche Netzwerke auszubilden, sind ein weiterer Hinweis auf die chemische Ähnlichkeit des Bors mit seinen Periodennachbarn Kohlenstoff und Silicium.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Bis 400 °C ist Bor reaktionsträge, bei höheren Temperaturen wird es zu einem starken Reduktionsmittel. Bei Temperaturen über 700 °C verbrennt es in Luft zu Bortrioxid B2O3. Von siedender Salz- und Fluorwasserstoffsäure wird Bor nicht angegriffen. Oxidierend wirkende, konzentrierte Schwefelsäure greift Bor erst bei Temperaturen über 200 °C an, konzentrierte Phosphorsäure hingegen erst bei Temperaturen über 600 °C.

Löst man B2O3 in Wasser, so entsteht die sehr schwache Borsäure. Deren flüchtige Ester, am deutlichsten Borsäuretrimethylester, färben Flammen kräftig grün.

Eine wichtige Forschungsdisziplin der heutigen anorganischen Chemie ist die der Verbindungen des Bors mit Wasserstoff (Borane), sowie mit Wasserstoff und Stickstoff, die den Kohlenwasserstoffen ähneln (isoelektronisch), z. B. Borazol B3N3H6 („anorganisches Benzol“). Eine Reihe organischer Borverbindungen sind bekannt, beispielsweise Boronsäuren.

Verwendung[Bearbeiten]

Die wirtschaftlich wichtigste Verbindung ist Borax (Natriumtetraborat-Decahydrat, Na2B4O7 · 10 H2O) zur Herstellung von Isolierstoffen und Bleichstoffen (Perborate). Weitere Anwendungen:

Elementares Bor[Bearbeiten]

Borverbindungen[Bearbeiten]

Physiologie[Bearbeiten]

Bor ist möglicherweise ein essentielles Spurenelement, das unter anderem Einfluss auf Knochenstoffwechsel und Gehirnfunktion hat. Dosen über 100 mg/Tag können Vergiftungserscheinungen hervorrufen. Pflanzen reagieren zum Teil sehr empfindlich auf Bor, so dass bestimmte sensible Pflanzen (Weiden, Obstbäume, Artischocken) bei Konzentrationen von mehr als 1 mg/l Bor zu Borchlorosen neigen (Krankheitsbild gekennzeichnet durch vermehrte Bildung von braunen Flecken) und schließlich absterben können. Pflanzen reagieren aber auch empfindlich auf zu wenig Bor.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Elementares Bor in geringen Dosen ist nicht giftig. Einige Borverbindungen wie die Borane (Borwasserstoffverbindungen) sind hochgradig toxisch und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden. Bortrioxid, Borsäure und Borate werden mit der 30. ATP in der EU seit Sommer 2009 als fortpflanzungsgefährdend eingestuft.

Nachweis[Bearbeiten]

Bor lässt sich in der analytischen Chemie mit der Curcumin-Methode quantitativ in Form des rot gefärbten Komplexes Rosocyanin nachweisen. Hierzu wird eine Probe des Bor-haltigen Materials oxidativ aufgeschlossen. Die durch den Aufschluss gebildete Borsäure kann anschließend kolorimetrisch bestimmt werden.

Literatur[Bearbeiten]

  • Peter Paetzold: Neues vom Bor und seinen Verbindungen, Chemie in unserer Zeit, 9. Jahrg. 1975, Nr. 3, S. 67–78.
  • Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

Weblinks[Bearbeiten]

 Commons: Bor – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Bor – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Bor – Lern- und Lehrmaterialien

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Bor) entnommen.
  3. Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). In: Pure and Applied Chemistry. 2010, S. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14.
  4. Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 2009, 113, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
  5. Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.
  6. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-142 – 4-147. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  7. a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  8. a b c d e f M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002
  9. a b c Eintrag zu Bor in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. September 2012 (JavaScript erforderlich).
  10. Mineralienatlas: Bor-Vorkommen, abgerufen am 27. Mai 2013.
  11. Bericht an der ETH Zürich
  12. IDW-Online 28. September 2011.
  13. Holger Braunschweig, Rian D. Dewhurst, Kai Hammond, Jan Mies, Krzysztof Radacki and Alfredo Vargas: Ambient-Temperature Isolation of a Compound with a Boron-Boron Triple Bond, Science, 15. Juni 2012, Vol. 336 no. 6087 pp. 1420-1422, doi:10.1126/science.1221138.
  14. a b Ulrich Baudis, Rudolf Fichte: Boron and Boron Alloys in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2012 Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a04_281
  15. Martin, James E: Physics for Radiation Protection: A Handbook 2008, ISBN 978-3-527-61880-4, S. 660–661.