Bor (element)

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Za druga značenja pojma Bor pogledajte Bor (čvor).
Bor
He 2s2 2p1 5B
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Bor, B, 5
Serija Polumetali
Grupa, Perioda, Blok 13, 2, p
Izgled crni polumetal
Zastupljenost 1,6 · 10−3[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 10,81 (10,806 – 10,821)[2] u
Atomski radijus (izračunat) 85 (84) pm
Kovalentni radijus 82 pm
Van der Waalsov radijus 192[3] pm
Elektronska konfiguracija He 2s2 2p1
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 3[4]
1. energija ionizacije 800,6 kJ/mol
2. energija ionizacije 2427,1 kJ/mol
3. energija ionizacije 3659,7 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Mohsova skala tvrdoće 9,3
Kristalna struktura romboedarska
Gustoća 2340 (na 20°C)[4] - 2460 kg/m3
Magnetizam dijamagnetičan
(\chi_{m} = −1,9 · 10−5)[5]
Tačka topljenja 2349 K (2076 °C)
Tačka ključanja 4203[6] K (3930 °C)
Molarni volumen 4,39 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja 508[6] kJ/mol
Toplota topljenja 50 kJ/mol
Pritisak pare 10 Pa kod 2562 K
Brzina zvuka 16200 m/s kod 293,15 K
Specifična toplota 1260[1] J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 1,0 · 10−4 S/m
Toplotna provodljivost 27 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje 3, 2, 1[7]
Oksidi B2O3
Elektronegativnost 2,04 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
8B

sin

770 ms ε 17,979 8Be
9B

sin

8,465 · 10−19 s p 0,185 8Be
10B

19,9 %

Stabilan
11B

80,1 %

Stabilan
12B

sin

20,20 ms β- 13,369 12C
13B

sin

17,36 ms β- 13,437 13C
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja
Simbol nepoznat

Obavještenja o riziku i sigurnosti R: /
S: /
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Bor (latinski- borum) jeste hemijski element sa simbolom B i rednim brojem 5. U periodnom sistemu nalazi se u III glavnoj grupi (po njemu nazvanu grupa bora), kao i u drugoj periodi. Ima osobine nemetala, trovalentan je i relativno rijedak. U prirodi se javlja u obliku spojeva sa kisikom, često kao boraks i kernit, dok se na nekim nalazištima nalazi u količinama isplativim za eksploataciju. Bor postoji u nekoliko alotropskih modifikacija. Amorfni bor je smeđi prah. Od kristalnih oblika bora poznate su mnoge modifikacije. Današnji engleski naziv boron za bor upućuje na njegovu sličnost sa ugljikom, engl. carbon.

Spojevi bora imaju brojne primjene u različitim industrijskim oblastima. Industrija deterdženata i sredstava za pranje koristi spojeve bora poput natrij perborata u velikim količinama kao sredstvo za izbjeljivanje, dok industrija stakla koristi bor u obliku boraksovih spojeva za pravljenje čaša i keramike sa dobrom otpornošću na hemikalije i velike promjene temperature. Elementarni bor se upotrebljava u industriji poluprovodnika za dotiranje. Polimeri bora i keramika igraju značajnu ulogu za proizvodnju lahkih ali čvrstih materijala i materijala otpornih na vatru. Bor karbid ima izuzetno veliku tvrdoću i koristi se kao sredstvo za brušenje, a za lemljenje spojevi bora se koriste kao katalizator. Pri hidroboriranju reagensi bora služe za sintezu organskih finih hemikalija. Prirodni bor se sastoji iz dva stabilna izotopa, od kojih je 10Bor pogodan za reakcije neutronskog zahvata.

Historija[uredi | uredi izvor]

Komadići bora
Joseph Louis Gay-Lussac, zajedno sa Thénardom, otkrio bor

Spojevi bora (iz farsi jezika بوره burah preko arapski: بورق burak i grčkog βοραχου odnosno latinskog borax) poznati su hiljadama godina. U starom Egiptu za mumificiranje se koristio mineral natron (soda), koji je pored drugih spojeva sadržavao i borate. Od 4. vijeka, boraks staklo se koristilo u Kineskom carstvu. Spojevi bora su se koristili u antičkom Rimu za proizvodnju stakla.

Tek 1808. godine Joseph Louis Gay-Lussac i Louis Jacques Thénard dobili su elementarni bor reakcijom bor trioksida sa kalijem, dok je kasnije i Humphry Davy putem elektrolize borne kiseline također, nezavisno od prve dvojice, dobio bor. Jacob Berzelius je 1824. godine utvrdio da je novodobijena supstanca zapravo novi hemijski element. Dobijanje čistog kristaliziranog bora uspjelo je američkom hemičaru W. Weintraubu 1909. godine reakcijom redukcije bor trioksida sa vodikom pomoću električnog luka.

Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]

Bor je rijedak element u svemiru i Sunčevom sistemu zbog količinski vrlo slabog nastajanja tokom Velikog praska i unutar zvijezda. U vrlo malim količinama formira se putem nukleosinteze materije raspadnute djelovanjem kosmičkih zraka, a može se pronaći nepovezan u kosmičkoj prašini i meteoroidnim materijalima. U okolini bogatoj kisikom na Zemlji, bor se uvijek nalazi u obliku potpuno oksidiranih borata.

Veća nalazišta nalaze se u zapadnoj Turskoj u provinciji Balıkesir, u pustinji Mojave u SAD i u Argentini. Najveći rudnik borata nalazi se u Boronu (Kalifornija), poznato kao Kramerovo nalazište, kao i u Kırki (Turska).[8] Koriste se minerali boraks, kernit i colemanit. Najznačajnija ruda bora je: Na2B4O7.10H2O. Bogatim izvorom bora u ishrani je i povrće i voće (među voćem bora najviše ima u orašastim plodovima lješnjacima i bademima, te suhim šljivama i grožđicama).[9]

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

Amorfni bor se dobija redukcijom bor trioksida, B2O3, sa prahom magnezija:

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

Kristalizirani bor se može dobiti na nekoliko načina

  • zagrijavanjem amorfnog bora na temperaturama iznad 1400 °C
  • redukcijom bor trihlorida sa vodikom na usijanoj žici od volframa kao katalizatorom
  • termičkim raspadanjem hidrida diborana
  • elektrolizom istopljenog rastvora borne kiseline

Modifikacije[uredi | uredi izvor]

Vjerovatno termodinamički najstabilnija forma bora je β-romboedarska modifikacija (β-bor). Ona ima dosta složenu strukturu sa najmanje 105 borovih atoma po elementarnoj ćeliji, pri čemu treba ubrojati i neke atome bora, koji se nalaze na djelimično zauzetim položajima. Broj atoma bora po elementarnoj ćeliji se u raznim izvorima navodi od 114 do 121 atom. Strukturu ove modifikacije se može opisati kao poliedar sa 60 uglova.

Najjednostavnija alotropska modifikacija je α-romboedarska forma bora (α-bor). U ovoj modifikaciji dominira strukturna jedinica B12-ikosaedar sa dvanaest atoma bora u ikosaedru. Oni su posloženi u slojeve slično kao kod kubičnog plošnocentriranog sistema. Ikosaedri su povezani u jedan sloj putem spoja sa tri centra dok su ikosaedri susjednih slojeva međusobno spojeni sa dva centra.

α-tetragonalni bor (poznat i kao γ-bor), koji je zapravo prvi proučavani kristalni oblik bora, sadrži 50 atoma bora po elementarnoj ćeliji (u skladu sa formulom (B12)4B2), a može se naprimjer, u zavisnosti od uslova dobijanja, pojaviti i u obliku uključnih veza B50C2 ili B50N2. U α-tetragonalnom boru, bez drugih atoma, svaki atom bora je povezan uvijek sa četiri B12-ikosaedra. Svaki ikosaedar ima veze sa po dva pojedinačna atoma bora i deset susjednih ikosaedara. Od kako je prvi put opisana ova struktura, naučnicima nikad nije pošlo za rukom sačiniti ovu modifikaciju u potpuno čistom obliku. Zbog toga, često se polazi od pretpostavke, da čisti α-tetragonalni bor u opisanoj strukturi zapravo ne postoji.

Elementarni bor je crn, veoma tvrd, a pri sobnoj temperaturi je vrlo slab provodnik. U prirodi se ne pojavljuje u takvom elementarnom stanju.

Naučnici sa ETH Zürich predstavili su ionske kristale sačinjene od izrazito čistog bora. Pri tome je neophodno materijal izložiti pritisku od oko 30 GPa i temperaturi od oko 1500 stepeni Celzija.[10] Ista radna grupa je u međuvremenu objavila i nastavak ovih istraživanja, u kojima se situacija veze u ovoj modifikaciji opisuje kao kovalentna.

U jednoj studiji na njemačkom Univerzitetu u Bayreuthu grupi naučnika je 2011. godine uspjelo da identificiraju α-romboedarski bor kao, bez sumnje, termodinamički najstabilniju fazu bora. U laboratoriji visokog pritiska sintetizirana je serija različitih kristala bora pri temperaturama do 2300 K i pritiscima do 15 GPa. Od posebnog zanimanja za istražuivanje i industrijsku primjenu, kao što je poluprovodnička tehnologija, su monokristali α-bora.[11]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Zbog visoke energije ionizacije, nisu poznati kationi bora B3+. Složene strukture u mnogim spojevima bora i njihove osobine pokazuju da se odnosi međuatomskih veza u njima ne mogu isuviše pojednostavljeno opisivati kao kovalentne, metalne ili ionske, nego se one moraju zamijeniti sa teorijom molekularnih orbitala.

Elektronska konfiguracija bora 1s22s22p1 pokazuje da su dostupna samo tri elektrona u drugoj ljusci za građenje kovalentnih veza sa s, px, py i pz orbitalama. Ovaj nedostatak elektrona se kompenzira kroz višecentrične veze, naročito veze sa tri centra i ponašanje akceptora elektrona (koncept Lewisovih kiselina-baza). Naučnicima je 2012. godine uspjelo dobiti spoj bora sa jednom trostrukom vezom između dva atoma bora.[12] Bor propušta infracrveno svjetlo. Na sobnoj temperaturi iskazuje vrlo slabu električnu provodljivost, međutim ona znatno raste pri višim temperaturama.[13] Bor ima najviši otpor na izvlačenje među svim poznatim elementima, kao i drugu najveću tvrdoću, manju samo od modifikacije ugljika - dijamanta. Borove modifikacije imaju velike fizičke i hemijske slučnosti sa tvrdom keramikom poput silicij karbida i volfram karbida. Sposobnosti bora da napravi stabilne kovalentne veze u prostornoj mreži je također određena indikacija na hemijske sličnosti bora sa svojim susjedima iz periodnog sistema, ugljikom i silicijem.

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Do 400 °C bor vrlo slabo reagira, tek na višim temperaturama reagira kao snažno redukcijsko sredstvo. Na temperaturama preko 700 °C zapaljen u zraku sagorijeva do bor trioksida B2O3. Bor ne napadaju ključala hlorovodonična niti fluoridna kiselina. Koncentrirana sumporna kiselina napada bor tek na temperaturi preko 200 °C, oksidirajući ga, dok ga koncentrirana fosfatna kiselina napada na temperaturama iznad 600 °C.

Kada se B2O3 rastvori u vodi nastaje vrlo slaba borna kiselina. Njen isparljivi ester, a najuočljivije trimetilester borne kiseline, boji plamen u snažnu zelenu boju.

Jedna od važnih istraživačkih disciplina današnje neorganske hemije su spojevi bora sa vodikom (borani), kao i sa vodikom i dušikom koji imaju određene sličnosti sa ugljikovodicima (izoelektrički), naprimjer borazin B3N3H6 (neorganski benzen). Poznat je cijeli niz organskih spojeva bora, poput boronskih kiselina.

Spojevi[uredi | uredi izvor]

U svojim najčešćim i najrasprostranjenijim spojevima, bor se javlja u formalnom oksidacijskom stanju 3. Ti spojevi obuhvataju okside, sulfide, nitride i halide.[14]

Trihalidi formiraju planarnu trigonalnu strukturu. Ovi spojevi su Lewisove kiseline u kojima one lahko formiraju adukte sa donorima elektronskog para, koji se nazivaju Lewisove baze. Naprimjer fluorid (F) i bor trifluorid (BF3) se kombiniraju dajući anion tetrafluoroborata BF4. Bor trifluorid se koristi u petrohemijskoj industriji kao katalizator. Halidi reagiraju sa vodom dajući bornu kiselinu.[14]

Bor se nalazi u prirodi isključivo kao različiti oksidi B(III), često povezani sa drugim elementima. Poznato je više od stotinu minerala bora, u čijim strukturama je bor u oksidacijskom stanju +3. Ovi minerali slični su silikatima u nekim aspektima, mada se bor češće nalazi, ne samo u tetrahedralnoj koordinaciji sa kisikom, nego i u trigonalnoj planarnoj konfiguraciji. Za razliku od silikata, minerali bora nikad ne sadrže bor sa koordinacijskim brojem većim od četiri. Tipični motiv je pojednostavljen tetrabornim anionima u uobičajenom mineralu boraksu. Formalni negativni naboj tetrahedralnog bora u centru je balansiran metalnim kationima u mineralima, poput iona natrija (Na+) u boraksu.[14]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Postoji 11 izotopa sa masenim brojevima između 7 i 17. Prirodni bor je smjesa dva stabilna izotopa 10B i 11B u omjeru 19,9% (10B) prema 80,1% (11B). Izotop 10B se koristi u nuklearnim reaktorima kao supstanca za hvatanje neutrona.

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Ekonomski najznačajniji spoj bora je boraks (natrij tetraborat dekahidat, Na2B4O7 · 10 H2O) koji se koristi u proizvodnji materijala za izolaciju i izbjeljivanje (perborati). Ostali načini korištenja bora su:

  • aditiv za raketno gorivo
  • ferobor i bor kao dodatak legurama za sitnozrne čelike i legure na bazi nikla,
  • redukcijsko sredstvo u proizvodnji čistog bakra, da bi se uklonio kisik.[15]
  • bor kao sredstvo za Hall-Petchovo ojačavanje lijevanih mesinganih legura
  • smjese bora i nitrata kao upaljač za zračne jastuke (airbag)
  • sastojak vatrometa i svjetleće municije (zbog intenzivnog zelenog plamena)
  • p-dotiranje silicija
  • izrada izuzetno tvrdih materijala (bor karbid, bor nitrid i slične)
  • zaštita od neutrona zbog svojog vrlo velikog nuklearnog udarnog presjeka za termičke neutrone u atomskoj reakciji 10B(n,\alpha)7Li (3837 barn[15]); za bor sa prirodnom smjesom izotopa površina udarnog presjeka iznosi 764 barna.[16]

Spojevi bora se koriste u vrlo raznolike svrhe, kao što su:

  • sastojak sredstava za pranje (perborat)
  • provodnik svjetlosnih valova
  • brojne organske sinteze
  • borosilikatno staklo otporno na vatru
  • keramičke glazure
  • sredstva za zaštitu bilja
  • spojevi bora, željeza i neodija za proizvodnju najsnažnijih magneta. Ovakvi magneti se koriste za tomografiju magnetnom rezonansom, mikromotore i hard diskove (pozicioniranje glave čitača/pisača), stalnih magneta u rotorima (npr. u servo motorima), lineranim motorima za osovinu za pozicioniranje, vrlo kvalitetne zvučnike i mikrofone i slično. Za razliku od magneta kobalt-samarij su mnogo skuplji.
  • obloge za kočnice i mjenjače
  • pancir oklopi i neprobojni prsluci

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Bor je vjerovatno esencijalni mikroelement za čovjeka, koji, između ostalog, utiče na razmjenu materija u kostima i funkcije mozga. Količine iznad 100mg/dnevno mogu izazvati simptome trovanja. Pretpostavlja se da je neophodan za ravnomjerno raspoređivanje kalcija u organizmu. Zajedno sa kalcijem, magnezijem i vitaminom D reguliše metabolizam, rast i razvoj koštanog tkiva. Njegov nedostatak izaziva gubitak kalcija i demineralizaciju kostiju. Neke biljke vrlo osjetljivo reagiraju na bor, tako da određene osjetljive vrste (artičoke, neke vrste voća i vrbe) već pri koncentraciji bora višoj od 1 mg/l mogu pokazivati simptome borhloroze (bolesti koju karakterizira pojava većeg broja smeđih mrlja na biljci). Kod još većih koncentracija bora, te vrste biljaka mogu i odumrijeti. Međutim, postoje i neke biljke koje vrlo osjetljivo reagiraju i na premalu količinu bora.

Bor je neophodan za pravilan razvoj biljaka, jer potpomaže transport organskih spojeva kroz biljku (najviše šećera), utiče na stvaranje spojeva za razmnožavanje kod biljaka.

Prisustvo bora se u analitičkoj hemiji može kvantitativno dokazati pomoću kurkumin-metode u obliku crveno obojenih kompleksa (rozocijanin). Pri takvoj analizi uzorak materijala koji sadrži bor se oksidativno razloži. Razlaganjem nastaje borna kiselina koja se može odrediti kolorimetrijski.

Sigurnost[uredi | uredi izvor]

Elementarni bor u malim dozama nije otrovan. Neki spojevi bora poput borana (spojevi bora i vodika) su veoma otrovni i s njima se mora oprezno rukovati. Bor trioksid, borna kiselina i borati, 30. izdanjem prilagođavanja tehničkom napretku koje izdaje EU, od ljeta 2009. godine proglašeni su supstancama opasnim za proces razmnožavanja.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). u: Pure and Applied Chemistry. 2010, str. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14.
  3. ^ Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. u: J. Phys. Chem. A. 2009, 113, str. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
  4. ^ a b "Boron." na Chemicool Periodic Table. Chemicool.com. 15.10.2012. Pristupljeno 21.5.2014.
  5. ^ David R. Lide (ur.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izd. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor i Francis, Boca Raton, FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, str. 4-142 – 4-147
  6. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  7. ^ Zhang, K.Q.; Guo, B.; Braun, V.; Dulick, M.; Bernath, P.F. (1995). Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF. J. Molecular Spectroscopy 170: 82. doi:10.1006/jmsp.1995.1058.
  8. ^ Mineralienatlas: Bor-Vorkommen, pristupljeno 27. maja 2013.
  9. ^ Boron content in food na stranici greenfacts.org
  10. ^ Bericht an der ETH Zürich
  11. ^ IDW-Online 28. septembar 2011.
  12. ^ Holger Braunschweig, Rian D. Dewhurst, Kai Hammond, Jan Mies, Krzysztof Radacki, Alfredo Vargas: Ambient-Temperature Isolation of a Compound with a Boron-Boron Triple Bond, Science, 15. juni 2012, Vol. 336 br. 6087 str. 1420-1422, doi:10.1126/science.1221138.
  13. ^ William C. Shaw, D. E. Hudson, G. C. Danielson (1957): Electrical Properties of Boron Single Crystals , Phys. Rev. 107, 419, juli 1957., doi:10.1103/PhysRev.107.419
  14. ^ a b c Holleman, Arnold F et.al. (1985). Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91–100 (na njemačkom), 814–864, Walter de Gruyter ISBN 3-11-007511-3.
  15. ^ a b Ulrich Baudis, Rudolf Fichte: Boron and Boron Alloys u Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2012 Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a04_281
  16. ^ G. von Dardel i N. G. Sjöstrand (1957.): Absorption Cross Section of Boron for Thermal Neutrons Phys. Rev. 96, 1566, doi:10.1103/PhysRev.96.1566
Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: