Bor

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
Atomar
Atommasse	10,81 (10,806 – 10,821) u
Atomradius (berechnet)	85 (84) pm
Kovalenter Radius	82 pm
Van-der-Waals-Radius	192 pm
Elektronenkonfiguration	[He] 2s2 2p1
Austrittsarbeit	4,45 eV
1. Ionisierungsenergie	800,6 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	2427,1 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie	3659,7 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	rhomboedrisch
Dichte	2,460 g/cm3
Mohshärte	9,3
Magnetismus	diamagnetisch ( = −1,9 · 10−5)
Schmelzpunkt	2349 K (2076 °C)
Siedepunkt	4203 K (3930 °C)
Molares Volumen	4,39 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	508 kJ/mol
Schmelzwärme	50 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit	16.200 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1260 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	1,0 · 10−4 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit	27 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände	3
Oxide (Basizität)	B2O3 (leicht sauer)
Elektronegativität	2,04 (Pauling-Skala)
Isotope
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung	keine GHS-Piktogramme
	keine GHS-Piktogramme
H- und P-Sätze	H: keine H-Sätze
	P: keine P-Sätze
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. ; Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Der Titel dieses Artikels ist mehrdeutig. Weitere Bedeutungen sind unter Bor (Begriffsklärung) aufgeführt.

Bor ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol B und der Ordnungszahl 5. Im Periodensystem steht es in der 3. Hauptgruppe, bzw. der 13. IUPAC-Gruppe, der 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.

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 enthaltende Antibiotika bekannt. Bor ist ein möglicherweise essentielles Spurenelement. In der Landwirtschaft verbessert die Bordüngung die Stabilisierung der pflanzlichen Zellwände und hat eine wichtige Funktion bei der Zellteilung, Zelldifferenzierung, Zellstreckung und Gewebebildung der Pflanzen sowie im Nukleinsäurestoffwechsel, der Eiweißsynthese und beim Energiestoffwechsel.

Geschichte


Joseph Louis Gay-Lussac		Louis Jacques Thénard

Borverbindungen (von persisch بوره bura^h über arabisch بورق buraq 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 gasförmigem Bortrichlorid mit Wasserstoff im Lichtbogen.^[11]

Vorkommen

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).^[12] Abgebaut werden die Mineralien Borax, Kernit und Colemanit.

Gewinnung und Darstellung

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

Erhitzen von amorphem Bor auf über 1400 °C
Reduktion von Bortrichlorid durch Wasserstoff am heißen Wolframdraht
thermische Zersetzung des Hydrids Diboran
Schmelzflusselektrolyse von Borsäure

Modifikationen

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 °C ausgesetzt werden.^[13] 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.^[14]

Eigenschaften

Borstücke

Physikalische Eigenschaften

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, p_x, p_y und p_z-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.^[15]

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.

Chemische Eigenschaften

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.

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.

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

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

Elementares Bor

Additiv für Raketentreibstoffe
Ferrobor und Bor als Legierungszusatz für Feinkornbaustähle und Nickelbasislegierungen
Reduktionsmittel bei der Herstellung von reinem Kupfer, um Sauerstoff zu entfernen^[16]
Bor als Kornfeinungsmittel für Messing-Gusslegierungen
Bor-Nitrat-Gemische als Zünder für Airbags
Kristallines Bor und Borfasern für Anwendungen mit extrem hoher Festigkeit und Steifigkeit: Bauteile für Helikopterrotoren, Tennisrackets, Golfschläger, Angelruten, Panzerungen und schusssichere Westen^[17]^[18]; wegen des geringen Radarechos findet es Verwendung in den Stealth-Jagdbombern F-117 und B-2.
Feuerwerksartikel und Leuchtspurmunition (wegen intensiv grüner Flamme)
p-Dotierung in Silicium
Thermochemische Randschichtverhärtung, siehe Borieren

Borverbindungen

Waschmittel (Perborate)
Lichtwellenleiter
Organische Synthesen
Feuerfestes Borosilikatglas
Glasfritten
Keramikglasuren
Pflanzenschutzmittel
Schleifmittel und Schneidstoff zur Bearbeitung von Stahl (Borcarbid, Bornitrid); weitere Anwendungen siehe dort
Neodym-Eisen-Borverbindungen zur Herstellung stärkster Magnete. Sie werden genutzt für Kernspintomographen, Mikromotoren und Festplatten (Positionierung der Schreib-/Leseköpfe), Dauermagnet-Rotoren (z. B. Schritt- und Servomotoren), Linearmotoren für Positionierachsen, hochwertige Lautsprecher und Kopfhörer. Gegenüber den Cobalt-Samarium-Magneten sind sie wesentlich preiswerter.
Abtastnadelträger bei hochwertigen Tonabnehmern für Schallplatten
Brems- und Kupplungsbeläge
Panzerungen, kugelsichere Westen
Nuklearanwendungen von Bor:
- Neutronenabschirmung aufgrund des sehr hohen Wirkungsquerschnitts für thermische Neutronen bei der Kernreaktion ¹⁰B(n, $\alpha$ $\alpha$ )⁷Li (3837 Barn);^[16] für Bor mit natürlicher Isotopenzusammensetzung gelten demnach 764 Barn. Bei der Reaktion entsteht keine Gammastrahlung, sondern nur Alphastrahlung, die infolge ihrer kurzen Reichweite im Material bleibt.^[19] Borverbindungen werden deshalb Strahlenschutzkleidung und -wänden, Stählen für Lagergefäße von Kernbrennstoffen und der dem Strahlenschutz dienenden Betonhülle hinzugefügt.
  - Steuerstäbe zur Regelung und zum Abschalten der Kettenreaktion in Kernreaktoren.
  - Bei Druckwasserreaktoren wird dafür dem Kühlwasser eine variable Menge von Borsäure zugemischt.
- Detektion von Neutronen auf Basis der gleichen Reaktion
- Neutronenquelle durch die Kernreaktion ¹¹B( $\alpha$ ,n)¹⁴N
Flussmittel zum Löten (Borsäure)
Boraxperle als grobe chemische Analysemethode für Metallionen
Kühlschmierstoffe in der Zerspanung
Holzschutzmittel (wegen geringer Giftigkeit)
Flammschutzmittel für Platinen
Kosmetikindustrie
Düngemittel
Borane
Diboran
Boroxin Herstellung von Elektrolyten
Boride
Bornitrid
Borhalogenide
Nachweis von niederen Alkoholen mit Borsäure (s. Borsäuretrimethylester)
BNCT (Boron Neutron Capture Therapy)
Magnesiumdiborid (MgB₂)
Rheniumdiborid (ReB₂) ist ein Feststoff härter als Diamant
Strontiumborid (SrB₆)wird in Steuerstäben für Kernreaktoren eingesetzt
Lanthanhexaborid (LaB₆) wird in hochergiebigen Kathoden als Elektronenemitter genutzt

Physiologie

Bor ist möglicherweise ein essentielles Spurenelement, das unter anderem positiven Einfluss auf Knochenstoffwechsel und Gehirnfunktion hat.^[20] 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

Für Bor gibt es keine Hinweise auf genotoxische oder kanzerogene Wirkungen; von der Deutschen Gesellschaft für Ernährung ist kein Referenzwert für Bor als Zufuhrempfehlung aufgeführt.^[21] 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

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

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

Commons: Bor – Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien

Wiktionary: Bor – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Bor – Lern- und Lehrmaterialien

Boron

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Bor) entnommen.
↑ 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.
↑ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.
↑ 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.
↑ 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.
↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (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.
↑ ^8,0 ^8,1 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.
↑ ^9,0 ^9,1 ^9,2 ^9,3 ^9,4 ^9,5 M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002.
↑ ^10,0 ^10,1 ^10,2 Eintrag zu Bor in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. September 2012 (JavaScript erforderlich).
↑ E. Pilgrim: Entdeckung der Elemente, Mundus Verlag, Stuttgart 1950, Seite 190.
↑ Mineralienatlas: Bor-Vorkommen, abgerufen am 27. Mai 2013.
↑ Bericht an der ETH Zürich.
↑ IDW-Online 28. September 2011.
↑ 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.
↑ ^16,0 ^16,1 Ulrich Baudis, Rudolf Fichte: Boron and Boron Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim 2012, doi:10.1002/14356007.a04_281.
↑ Herstellung und Zertifizierung von 3 Bor-Isotopenreferenz- materialien … Bundesanstalt für Materialforschung und -prüfung (BAM), PDF, S. 5, abgerufen am 7. Dezember 2015.
↑ Nanotechnologie. Starke Bor-Baumwolle. Eidgenössische Technische Hochschule Zürich, 13. April 2010, abgerufen am 7. Dezember 2015.
↑ Martin, James E: Physics for Radiation Protection: A Handbook, S. 660–661 2008, ISBN 978-3-527-61880-4
↑ E Mastromatteo and F Sullivan (1994): “Summary: International Symposium on the Health Effects of Boron and its Compounds.” Environ Health Perspect. Nov 1994; 102(Suppl 7): 139–141. PMC 1566638 (freier Volltext)
↑ Stellungnahme Nr. 024/2006 des Bundesinstitut für Risikobewertung (BfR) vom 7. Februar 2006; http://www.bfr.bund.de/cm/343/hoechstmengen_fuer_bor_und_fluorid_in_natuerlichen_mineralwaessern_sollten_sich_an_trinkwasserregelungen_orientieren.pdf.