Bor

Isotop	NH	t_1/2	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	E_r(¹H)	f_L 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

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 Thenard Bor durch Reduktion von Bortrioxid mit Kalium, unabhängig hiervon etwas 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 durch Reduktion von Bortrioxid mit Wasserstoff im Lichtbogen.

Vorkommen

Bor kommt in der Natur nur in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in Bigadiç, ein 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

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 Boratome 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

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.^[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

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 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 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 von Kupfer
Bor als Kornfeinungsmittel für Messing-Gusslegierungen
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 findet es Verwendung im Stealth-Jagdbomber F-117 beziehungsweise B-2
Feuerwerksartikel und Leuchtspurmunition (wegen intensiv grüner Flamme)
p-Dotierung in Silicium
thermochemische Randschichtverhärtung, siehe Borieren
Nuklearanwendungen von ¹⁰B: Steuerstäbe in Kernreaktoren, Detektion von Neutronen, Neutronenabschirmung (Strahlenschutzkleidung und -Wände; in Stählen für Lagergefäße von Kernbrennstoffen) über die Kernreaktion ¹⁰B(n, $\alpha$ )⁷Li aufgrund des sehr hohen Wirkungsquerschnitts für thermische Neutronen mit einem gammastrahlenfreien Reaktionsprodukt; dem Kühlwasser von Druckwasserreaktoren wird zur Steuerung der Kettenreaktion eine variable Menge von Borsäure zugemischt
Neutronenquelle durch die Kernreaktion ¹¹B( $\alpha$ ,n)¹⁴N

Borverbindungen

Waschmittel (Perborate)
Lichtwellenleiter
Organische Synthesen
Feuerfestes Borosilikatglas
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)
Boraxperle als grobe chemische Analysemethode für Metallionen
Kühlschmierstoffe in der Zerspanung
Holzschutzmittel (wegen geringer Giftigkeit)
Flammschutzmittel für Platinen
Kosmetikindustrie
Düngemittel
Entkeimen von Flugbenzin
Borane
Diboran
Boroxin Herstellung von Elektrolyten
Boride
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
Strontiumborid (SrB₆)wird in Steuerstäben für Kernreaktoren eingesetzt

Physiologie

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.

Sicherheitshinweise

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.

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.
↑ 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: CRC Handbook of Chemistry and Physics: A ready-reference book of chemical and physical data, 90. Aufl., CRC Taylor & Francis, Boca Raton Fla. 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, S. 4-142 bis 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.
↑ ^7,0 ^7,1 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.
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 ^8,3 ^8,4 ^8,5 M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002
↑ ^9,0 ^9,1 Eintrag zu Bor in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. September 2012 (JavaScript erforderlich)
↑ http://www.bwbasic.at/offtopic.htm Das Element Bor und seine Verbindungen, Fachbereichsarbeit, Thomas Köpplmayr, 2004
↑ 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

Literatur

Peter Paetzold: Neues vom Bor und seinen Verbindungen, Chemie in unserer Zeit, 9. Jahrg. 1975, Nr. 3, S. 67-78, ISSN 0009-2851
Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.