Bor: Stellung, Eigenschaften und Bindungsverhalten
Bor als erstes Element der Gruppe 13: Stellung im Periodensystem, Eigenschaften des Halbmetalls und sein kovalentes, elektronenarmes Bindungsverhalten mit sp²- und sp³-Hybridisierung.
Das Wichtigste in Kürze
- Bor ist das erste Element der Gruppe 13: ein Halbmetall mit drei Valenzelektronen (\(2s^2\,2p^1\)), dessen Chemie vom Elektronenmangel geprägt ist.
- In Gruppe 13 ist nur Bor ein Halbmetall, alle übrigen Elemente sind Metalle; neben Aluminium steht Silicium, neben Gallium Germanium aus Gruppe 14.
- Elementares Bor ist hart und reaktionsträge, sein Grundbaustein ist das \(\ce{B12}\)-Ikosaeder; in der Natur kommt es nur in Sauerstoffverbindungen vor.
- Bor bildet keine \(\ce{B^3+}\)-Ionen, auch nicht in Wasser; es geht kovalente, koordinative und Dreizentren-Zweielektronen-Bindungen ein.
- Mit drei Partnern ist Bor \(sp^2\) und trigonal-planar (\(\ce{B(OH)3}\), \(\ce{BF3}\)), mit vier \(sp^3\) und tetraedrisch (\(\ce{[B(OH)4]-}\), \(\ce{[BF4]-}\)).
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Steckbrief Bor
Bor eröffnet die Gruppe 13 und ist ihr einziges Halbmetall. Sein Elektronenmangel erklärt, warum Borsäure und Bortrifluorid als Lewis-Säuren reagieren.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | Gruppe 13 (Borgruppe, 3. Hauptgruppe), 2. Periode, Ordnungszahl 5 |
| Elektronenkonfiguration | \([\ce{He}]\,2s^2\,2p^1\), drei Valenzelektronen |
| Wichtige Oxidationsstufe | praktisch nur +III |
| Vorkommen und Gewinnung | nur in Sauerstoffverbindungen (Borax \(\ce{Na2B4O7*10H2O}\), Sassolin \(\ce{B(OH)3}\)); Reduktion von \(\ce{B2O3}\) mit Magnesium |
| Eigenschaften des Elements | Halbmetall, sehr hart, reaktionsträge; alle Modifikationen aus \(\ce{B12}\)-Ikosaedern |
| Isotope | \(\ce{^{10}B}\) (ca. 20 %), \(\ce{^{11}B}\) (ca. 80 %) |
| Wichtige Verbindungen | Borsäure, Borax, \(\ce{BF3}\), \(\ce{[BF4]-}\), Diboran \(\ce{B2H6}\), \(\ce{NaBH4}\) |
Die Borgruppe im Überblick
Die Borgruppe umfasst Bor, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium. Alle besitzen die Valenzkonfiguration \(ns^2\,np^1\), also drei Valenzelektronen. Bor steht in der 2. Periode und ist ein Hauptgruppenelement, kein Übergangselement.
In der 3. Periode folgt Aluminium. Rechts neben ihm steht Silicium, rechts neben Gallium Germanium. Beide gehören bereits zur Gruppe 14, wie die Abbildung zeigt.
Nach unten nimmt der Metallcharakter zu. Bor ist ein Halbmetall, ab Aluminium folgen Metalle. Ein Nichtmetall gibt es in Gruppe 13 nicht, anders als in Gruppe 14 mit dem Kohlenstoff. Alle Elemente sind bei Raumtemperatur fest. Gallium schmilzt allerdings schon bei 29,8 °C und verflüssigt sich in der warmen Hand.
Stabile Chloride bilden alle Gruppenmitglieder, etwa \(\ce{BCl3}\) und \(\ce{AlCl3}\). Stabile Hydride bilden dagegen nicht alle, die der schweren Elemente zersetzen sich leicht.
Das Leitmotiv der Borchemie folgt direkt aus den drei Valenzelektronen. Drei Bindungen geben dem Boratom nur sechs Elektronen, zwei weniger als ein Oktett. Diesen Elektronenmangel muss Bor in seinen Verbindungen ausgleichen.
Elementares Bor
Elementares Bor ist ein schwarzgrauer, sehr harter Feststoff. Als Halbmetall leitet es den Strom nur schwach, ähnlich einem Halbleiter. Mit einem typischen Metall hat es wenig gemein.
Grundbaustein aller Bormodifikationen ist das \(\ce{B12}\)-Ikosaeder, ein Zwanzigflächner mit zwölf Boratomen an den Ecken. Die Ikosaeder sind untereinander kovalent verknüpft. Dieses dreidimensionale Netz macht Bor fast so hart wie Diamant.
Dasselbe Netz erklärt die Reaktionsträgheit. Bei Raumtemperatur ist Bor gegen Luft und Wasser beständig. Erst bei hohen Temperaturen reagiert es, etwa mit Sauerstoff zu Bortrioxid:
\[\ce{4 B + 3 O2 -> 2 B2O3}\]
Die B-O-Bindung ist sehr stark. Deshalb kommt Bor in der Natur nicht gediegen vor, sondern nur in Sauerstoffverbindungen. Wichtige Minerale sind Borax und Sassolin, in dem Borsäure frei als Mineral auftritt.
Natürliches Bor ist ein Isotopengemisch aus \(\ce{^{10}B}\) und \(\ce{^{11}B}\). \(\ce{^{10}B}\) besitzt einen großen Neutroneneinfangquerschnitt und zerfällt nach dem Einfang in eine Kernreaktion:
\[\ce{^{10}_5B + ^1_0n -> ^7_3Li + ^4_2He}\]
Daher dient es in Steuerstäben von Kernreaktoren und in der Bor-Neutroneneinfangtherapie der Nuklearmedizin.
Bindungsverhalten
Ein \(\ce{B^3+}\)-Ion wäre winzig und hoch geladen. Die Summe der ersten drei Ionisierungsenergien ist zu groß, um durch Gitter- oder Hydratationsenergie ausgeglichen zu werden. Bor bildet deshalb keine einfachen Kationen und geht bevorzugt kovalente Bindungen ein. Auch Borhalogenide liefern in Wasser keine freien Borionen. Sie hydrolysieren zu Borsäure:
\[\ce{BCl3 + 3 H2O -> B(OH)3 + 3 HCl}\]
In seinen Verbindungen zeigt Bor praktisch nur die Oxidationsstufe +III.
Wird im Examen gerne gefragt: Bor bildet weder \(\ce{B^2+}\)- noch \(\ce{B^3+}\)-Ionen, auch nicht in wässriger Lösung von Borhalogeniden. Stattdessen geht es kovalente, koordinative und Dreizentrenbindungen ein, Vierzentrenbindungen dagegen nicht.
Moleküle wie \(\ce{BF3}\) oder \(\ce{BH3}\) haben am Bor nur ein Elektronensextett.
Eine Verbindung, in der ein Atom weniger Valenzelektronen besitzt, als für ein Oktett oder für lauter Zweizentren-Zweielektronen-Bindungen nötig wären. Solche Verbindungen sind Elektronenpaarakzeptoren, also Lewis-Säuren.
Bor schließt die Lücke auf zwei Wegen. Erstens nimmt es das freie Elektronenpaar einer Lewis-Base auf. So entsteht eine koordinative Bindung, etwa im Addukt \(\ce{F3B-NH3}\) oder im Tetrafluoroborat:
\[\ce{BF3 + F- -> [BF4]-}\]
Zweitens teilen sich drei Atome ein Elektronenpaar in einer Dreizentren-Zweielektronen-Bindung. Diboran \(\ce{B2H6}\) hat nur zwölf Valenzelektronen, eine ethanartige Struktur bräuchte vierzehn. Zwei Wasserstoffatome überbrücken deshalb die Boratome. Man kann sich jede Brücke wie ein Elektronenpaar vorstellen, das zwei Boratome gemeinsam an einem Wasserstoff festhalten. Vierzentrenbindungen bildet Bor nicht. Mehr dazu unter Borane und Diboran.
Hybridisierung und Geometrie
Die Zahl der Bindungspartner bestimmt Hybridisierung und Form (VSEPR-Modell). Mit drei Partnern ist Bor \(sp^2\)-hybridisiert, mit vier \(sp^3\)-hybridisiert.
- drei Bindungspartner, Winkel 120°
- leeres p-Orbital senkrecht zur Ebene, Lewis-Säure
- Beispiele: \(\ce{B(OH)3}\), \(\ce{BF3}\), \(\ce{BCl3}\)
- vier Bindungspartner, Winkel 109,5°
- Oktett erreicht, meist als Anion
- Beispiele: \(\ce{[B(OH)4]-}\), \(\ce{[BF4]-}\), \(\ce{[BH4]-}\)
Der Wechsel geschieht, sobald das leere p-Orbital ein Elektronenpaar aufnimmt. Borsäure lagert so ein Hydroxid-Ion aus Wasser an und setzt dabei ein Proton frei:
\[\ce{B(OH)3 + 2 H2O <=> [B(OH)4]- + H3O+}\]
Die Folgen für die Acidität behandelt die Einheit Borsäure.
Quiz
Aussage 1
Germanium gehört wie Aluminium zur Borgruppe.
Germanium steht in Gruppe 14 rechts neben Gallium. Aluminium gehört dagegen zur Gruppe 13.
Aussage 2
Im Tetrafluoroborat-Ion \(\ce{[BF4]-}\) ist das Boratom \(sp^3\)-hybridisiert und tetraedrisch umgeben.
Durch die koordinative Bindung zum Fluorid hat Bor vier Bindungspartner und erreicht das Oktett.
Aussage 3
Im Diboran \(\ce{B2H6}\) sind die beiden Boratome über Vierzentrenbindungen miteinander verknüpft.
Die Brücken-Wasserstoffatome bilden Dreizentren-Zweielektronen-Bindungen. Vierzentrenbindungen bildet Bor nicht.
Aussage 4
Eine wässrige Lösung von \(\ce{BCl3}\) enthält freie \(\ce{B^3+}\)-Ionen.
\(\ce{BCl3}\) hydrolysiert zu \(\ce{B(OH)3}\) und \(\ce{HCl}\). Freie Borkationen gibt es nicht.
Aussage 5
Bor kommt in der Natur ausschließlich gebunden in Sauerstoffverbindungen vor, Borsäure tritt dabei auch frei als Mineral auf.
Wegen der starken B-O-Bindung gibt es kein gediegenes Bor. Sassolin ist frei vorkommende Borsäure.
Aussage 6
Bor ist das einzige Halbmetall der Gruppe 13, alle übrigen Elemente der Gruppe sind Metalle.
Ab Aluminium folgen nur Metalle, ein Nichtmetall gibt es in Gruppe 13 nicht.
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