ثنائي البوران

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
ثنائي البوران
ثنائي البوران

ثنائي البوران

الاسم النظامي (IUPAC)

Diborane

أسماء أخرى

ثنائي البوران

المعرفات
رقم CAS 19287-45-7

كيم سبايدر 17215804  تعديل قيمة خاصية معرف كيم سبايدر (P661) في ويكي بيانات
المكون الفريد BS9K982N24  تعديل قيمة خاصية معرف المكون الفريد (P652) في ويكي بيانات
رقم المفوضية الأوروبية 242-940-6  تعديل قيمة خاصية رقم المفوضية الأوروبية (P232) في ويكي بيانات
ECHA InfoCard ID 100.039.021  تعديل قيمة خاصية ECHA InfoCard ID (P2566) في ويكي بيانات
ZVG number 570112  تعديل قيمة خاصية ZVG number (P679) في ويكي بيانات
الكيانات الكيميائية للأهمية البيولوجية 33590[1]  تعديل قيمة خاصية معرف ChEBI (P683) في ويكي بيانات
رقم RTECS HQ9275000  تعديل قيمة خاصية رقم RTECS (P657) في ويكي بيانات

الخواص
صيغة جزيئية B2H6
الكتلة المولية 27.67 غ/مول
المظهر غاز عديم اللون
الكثافة 1.17 كغ/م3 (عند الدرجة 15 °س وضغط مقداره 1 بار)
نقطة الانصهار −164.85 °س
نقطة الغليان −92.5 °س
الذوبانية في الماء يتفكك
المخاطر
NFPA 704

NFPA 704.svg

4
4
4
 
في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)

ثنائي البوران هو مركب كيميائي مكون من عنصري البورون والهيدروجين، وله الصيغة B2H6، ويكون على شكل غاز عديم اللون، وهو أبسط مركب من مركبات البورانات.

التحضير[عدل]

يحضر ثنائي البوران في المختبر فقط، إذ أنه لا وجود له في الطبيعة. هناك عدة طرق مختلفة من أجل تحضير ثنائي البوران،[2] وذلك إما من:

تفاعل هيدريد الليثيوم مع ثلاثي فلوريد البورون:

أو من تفاعل هيدريد ألومنيوم الليثيوم مع ثلاثي كلوريد البورون في وسط من ثنائي إيثيل الإيثر:

أو من تفاعل بورهيدريد الصوديوم مع ثلاثي فلوريد البورون في وسط من ثنائي ميثوكسي الإيثان:

أو من تفاعل بورهيدريد الصوديوم مع اليود في وسط من ثنائي ميثوكسي الإيثان أو رباعي هيدرو الفوران:[3]

يمكن التحضير على مستوى تقني من هدرجة أكسيد البورون B2O3 وذلك باستخدام حفاز من الألومنيوم وكلوريد الألومنيوم عند درجات حرارة أعلى من 150 °س، وعند ضغط مطبق من الهيدروجين مقداره 750 بار.

الخصائص[عدل]

إن ثنائي البوران عبارة عن غاز سام، عديم اللون، قابل للاشتعال، له رائحة حلوة منبهة. في الشروط العادية يكون المركب شبه مستقر، وفوق 50 °س يبدأ ثنائي البوران بالتفكك إلى البورانات العليا (مثل رباعي البوران وخماسي البوران وعشاري البوران وغيرها) مع إطلاق غاز الهيدروجين. تبلغ درجة حرارة الاشتعال الذاتي لمركب B2H6 النقي عند 145 °س، وعند وجود آثار من البورانات العليا، يمكن أن يحدث اشتعال تلقائي محرراً كمية كبيرة من الحرارة، كما يمكن أن يشكل مزائج انفجارية مع الهواء.

البنية[عدل]

إن المركب البادئ في البورانات هو BH3، وهو مركب غير مستقر، إذ أن ذرة البورون تكون محاطة بست إلكترونات تكافؤ، وبالتالي، لتشكيل ترتيب إلكتروني مستقر قريب من قاعدة الثمانيات، يحدث اشتراك مع رابطة B-H لذرة بورون أخرى، مما يؤدي إلى تشكيل رابطة B-H-B، وهي رابطة ثلاثية المركز ثنائية الإلكترون. في ثنائي البوران هناك رابطتين من هذا النوع، حيث تقوم ذرتا هيدروجين بتشكيل روابط جسرية بين ذرتي البورون، في حين أن ذرتي الهيدروجين المتبقيتين تشكلان روابط B-H نمطية مع كل ذرة بورون.

ينتشر الإلكترونان في المدار الجزيئي الرابط في رابطة B-H-B عبر الفضاءات بين النووية للذرات الثلاث.[4] إن رتبة الرابطة تبلغ 0.5 لكل ارتباط من النوع B-H،[5] بحيث أن الروابط B−H الجسرية أضعف وأطول من الروابط B−H الطرفية.

الروابط الجسرية في ثنائي البوران

التفاعلات الكيميائية[عدل]

إن ثنائي البوران هو أبسط مركبات البورانات، حيث أن المركب الابتدائي البوران غير مستقر، ويميل إلى تشكيل ثنائي البوران. بما أن البورون في ثنائي البوران يعاني من نقص إلكتروني نتيجة تشكيل رابطة ثلاثية المركز ثنائية الإلكترون، فإن B2H6 عبارة عن حمض لويس ويتفاعل من أجل تشكيل روابط تناسقية مع قواعد لويس، مثل الأمونياك.[6]

يتفاعل ثنائي البوران مع الأمينات الثالثية ليشكل معقدات أمينو البوران السائلة.[7]

يمكن من خلال هذا التفاعل تخزين ثنائي البوران دون خطر، إذ أن التفاعل يمكن أن يحرر B2H6 مرة أخرى من خلال التفاعل مع حمض قوي مثل حمض الهيدروكلوريك:

الاستخدامات[عدل]

يعد ثنائي البوران من المركبات المهمة في تفاعلات إضافة البورون الهيدروجينية، حيث تتحول الألكينات إلى ثلاثي ألكيل البورانات:

احتياطات الأمان[عدل]

إن غاز ثنائي البوران غاز سام وقابل للاشتعال، بحيث يمكن أن يشكل مزائج انفجارية مع الهواء بنسب تتفاوت من 0.8 إلى 88 %.

المراجع[عدل]

  1. ^ أ ب ت ث مذكور في : الكيانات الكيميائية للأهمية البيولوجيةمعرف ChEBI: https://www.ebi.ac.uk/chebi/searchId.do?chebiId=CHEBI:33590 — تاريخ الاطلاع: 6 أكتوبر 2016 — العنوان : diborane(6) — الناشر: معهد المعلوماتية الحيوية الأوروبي — الرخصة: CC BY 3.0 Unported
  2. ^ F. A. Cotton, G. Wilkinson: Anorganische Chemie: Eine zusammenfassende Darstellung für Fortgeschrittene. übers. v. Heinz P. Fritz. 4., völlig neu bearb. Auflage. erster Nachdruck. VCH, Weinheim 1985.
  3. ^ A. S. B. Prasad, J. V. B. Kanth, M. Periasamy: Tetrahedron. 1992, 48, S. 4623–4628.
  4. ^ I. Mayer (1989). "Bond orders in three-centre bonds: an analytical investigation into the electronic structure of diborane and the three-centre four-electron bonds of hypervalent sulphur". Journal of Molecular Structure. 186: 43–52. doi:10.1016/0166-1280(89)87037-X. 
  5. ^ F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson and Paul L. Gaus, Basic Inorganic Chemistry, 2nd ed. (Wiley 1987), p.113
  6. ^ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. stark umgearbeitete und verbesserte Auflage. de Gruyter, Berlin u. a. 2007, S. 1066.
  7. ^ James Arthur Campbell: Allgemeine Chemie: Energetik, Dynamik und Struktur chemischer Systeme. 2., durchgesehene Auflage. Verlag Chemie (VCH), Weinheim 1985.