Bor

Eigenschaften
He 2s2 2p1 5 B Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Bor, B, 5
Serie	Halbmetalle
Gruppe, Periode, Block	13, 2, p
Aussehen	schwarz
Massenanteil an der Erdhülle	1 · 10−3 %
Atomar
Atommasse	10,811 u
Atomradius (berechnet)	85 (87) pm
Kovalenter Radius	82 pm
Van-der-Waals-Radius	pm
Elektronenkonfiguration	He 2s2 2p1
Elektronen pro Energieniveau	2, 3
1. Ionisierungsenergie	800,6 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	2427,1 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie	3659,7 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Modifikationen
Kristallstruktur	rhomboedrisch
Dichte	2,460 g/cm3
Mohshärte	9,3
Magnetismus
Schmelzpunkt	2349 K (2076 °C)
Siedepunkt	4200 K (3927 °C)
Molares Volumen	4,39 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	489,7 kJ/mol
Schmelzwärme	50,2 kJ/mol
Dampfdruck	0,348 Pa bei 2573 K
Schallgeschwindigkeit	16200 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1026 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	1,0 · 10−4 S/m
Wärmeleitfähigkeit	27,4 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände	3
Oxide (Basizität)	B2O3 (leicht sauer)
Normalpotential
Elektronegativität	2,04 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM 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
NMR-Eigenschaften
Spin γ in rad·T−1·s−1 E fL bei B = 4,7 T in MHz 10B 3[2] 2,875 · 107[2] 21,5[2] 11B 3/2[2] 8,584 · 107[2] 64,2[2]
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung
Xn Gesundheits- schädlich
R- und S-Sätze	R: 22[1]
	S: 22[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Bor ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol B und der Ordnungszahl 5. Das dreiwertige, seltene Halbmetall kommt 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.

Weiteres empfehlenswertes Fachwissen

Wie erhalten Sie Tag für Tag genaue Wägeresultate?

Was ist der richtige Weg, um die Wiederholbarkeit bei Waagen zu überprüfen?

Leitfaden für die Waagenreinigung: 8 einfache Schritte

Geschichte

Borverbindungen (von persisch bura^h über arabisch Buraq und 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 Thenard Bor durch Reduktion mit Kalium und zeitgleich unabhängig hiervon später Sir Humphry Davy durch Elektrolyse von Borsäure her. 1824 erkannte Jöns Jacob Berzelius den elementaren Charakter des Stoffes. Die Darstellung von reinem kristallisiertem Bor gelang dem amerikanischen Chemiker W. Weintraub im Jahre 1909.

Die Umsetzung von B₂H₆ mit Sauerstoff zu B₂O₃ ist eine der stärksten exothermen Reaktionen, die bekannt ist. Dies weckte vor allem Interesse beim Militär (Raketentreibstoff), so dass in diesem Bereich intensive Grundlagenforschung betrieben wurde, an der sich die Chemie heute erfreut. Nach 15 Jahren wurde die militärische Forschung wegen unterschiedlicher Eigenschaften eingestellt: die an der Reaktion beteiligten Stoffe sind unstabil, geruchsintensiv, giftig und vor allem klebrig, was eine Verwendung in Triebwerken ausschließt.

Vorkommen

Bor kommt natürlich nur in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in der Türkei, den USA (Mojave-Wüste) und Argentinien. Staßfurter Kalisalze enthalten geringe Mengen vergesellschaftetes Borazit.

Die größten Boratminen befinden sich in der Türkei (ca. 72 % des weltweiten Vorkommens) außerdem in der Nähe von Boron (Kramerlagerstätte) in Kalifornien und Kırka. Abgebaut werden die Mineralien Borax, Kernit und Colemanit.

Gewinnung und Darstellung

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

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 thermodynamisch stabilste Form ist die β-rhomboedrische Modifikation. Sie hat eine komplizierte Struktur mit 105 Boratomen pro Elementarzelle. Die einfachste allotrope Modifikation ist die α-rhomboedrische Form des Bors. Sie enthält 12 Boratome pro Elementarzelle.

α-tetragonales Bor, die als erstes dargestellte kristalline Form des Bors, ist tatsächlich abhängig von den Herstellungsbedingungen als B₅₀C₂ oder als B₅₀N₂ anzusprechen. Die in den Modifikationen des Bors dominierende Struktureinheit ist der B₁₂-Ikosaeder. Das metallische Bor ist schwarz, sehr hart und bei Raumtemperatur ein schlechter Leiter. Es kommt nicht in der Natur vor.

Eigenschaften

Wegen der hohen Ionisierungsenergie sind vom 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 und Elektronenakzeptorverhalten (Lewis-Acidität) kompensiert.

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 Hart-Keramiken wie Siliciumcarbid oder Wolframcarbid.

Bor besitzt ähnlich wie Graphit gute Schmiereigenschaften. Die Fähigkeit, über kovalente Bindungen stabile räumliche Netzwerke auszubilden, sind ein weiterer Hinweis auf die chemische Ähnlichkeit des Bors mit seinen Periodennachbarn Kohlenstoff und Silicium.  

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. Auch oxidierend wirkende, heiße, konzentrierte Schwefelsäure greift Bor erst bei Temperaturen über 200 °C an, heiße konzentrierte Phosphorsäure erst bei Temperaturen über 600 °C.

Löst man B₂O₃ in Wasser, so entsteht die sehr schwache Borsäure. Deren flüchtige Ester, am deutlichsten Trimethylborat, 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 überraschend den Kohlenwasserstoffen ähneln (isoelektronisch), z. B. Borazol B₃N₃H₆ („anorganisches Benzol“). Auch eine ganze 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,
• Desoxidation von Kupfer,
• Bor-Nitrat Gemische als Zünder für Airbags,
• Hartstoffherstellung (Borcarbid, Bornitrid; weitere Anwendungen siehe dort),
• Kristallines Bor und Borfasern für Anwendungen mit extrem hoher Festigkeit und Steifigkeit: Bauteile für Helikopterrotoren, Tennisracks, Golfschläger und Angelruten. Wegen des geringen Radarechos auch im Stealth-Jagdbomber F-117 bzw. B-2,
• Feuerwerksartikel und Leuchtmunition (wegen intensiv grüner Flamme),
• p-Dotierung in Silicium,
• thermochemische Randschichtverhärtung, siehe Borieren,
• Nuklearanwendungen von ¹⁰B: Steuerstäbe in Nuklearreaktoren, Detektion von Neutronen, Neutronenabschirmung (Strahlenschutzkleidung und -Wände; in Stählen für Lagergefäße von Kernbrennstoffen) über die Kernreaktion ¹⁰B(n,α)⁷Li aufgrund des sehr hohen Wirkungsquerschnitts für Neutronen mit einem gammastrahlenfreien Reaktionsprodukt. Außerdem wird dem Kühlwasser von Leichtwasserreaktoren eine bestimmte, variable Menge von Borsäure zugemischt. Dies dient zur Steuerung der Kettenreaktion.

Borverbindungen

• Waschmittel (Perborat),
• Bor-Silikat-Fasern zur thermischen Isolierung (Steinwolle?),
• Lichtwellenleiter,
• Organische Synthesen,
• Herstellung von feuerfesten Borsilikatgläsern (Pyrex, Duran) und Glasfritten,
• Keramikglasuren,
• Pflanzenschutzmittel,
• 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.
• Brems- und Kupplungsbeläge,
• Panzerungen, kugelsichere Westen,
• Flussmittel zum Löten (Borsäure),
• Kühlschmierstoffe in der Zerpanung,
• Holzschutzmittel (wegen geringer Giftigkeit),
• Flammschutzmittel für Platinen,
• Kosmetikindustrie,
• Düngemittel,
• Entkeimen von Flugbenzin,
• Borane,
• Diboran,
• Bornitrid,
• Borhalogenide,
• Nachweis von niederen Alkoholen mit Borsäure (s. Trimethylborat),
• BNCT (Boron Neutron Capture Therapy),
• Magnesiumdiborid (MgB₂),
• Rheniumdiborid (ReB₂) ist ein Feststoff härter als Diamant.

Physiologie

Bor ist ein essentielles Spurenelement, das offenbar vielfältige Funktionen im Körper hat, die aber bis jetzt nicht gut verstanden sind. Der menschliche Bedarf beträgt etwa 0,2 mg/Tag. 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.

Sicherheitshinweise

Elementares Bor in geringen Dosen ist nicht giftig. Einige Borverbindungen wie die Borane (Borwasserstoffverbindungen) sind allerdings hochgradig toxisch und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden.

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 sich durch den Aufschluss gebildete Borsäure kann anschließend kolorimetrisch bestimmt werden.

Quellen

1. ↑ ^{a b} Sicherheitsdatenblatt (Merck)
2. ↑ ^{a b c d e f} M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002

• EnvironmentalChemistry.com - Boron
• Boron