Bortrioxid

Bortrioxid war Ausgangspunkt zur ersten Darstellung von Bor. Im Jahre 1808 gelang den französischen Chemikern Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard erstmals die Darstellung von unreinem Bor aus Bortrioxid durch Reduktion mit Kalium. Das erste hochreine Bor wurde dann im Jahre 1909 von dem amerikanischen Chemiker W. Weintraub durch die Reduktion von gasförmigem Bortrioxid mit Wasserstoff im Lichtbogen gewonnen.[9]

Glüht man Borsäure, so erhält man eine farblose, glasig-amorphe Masse (Boroxidglas)[2], die schwierig zu kristallisieren ist:

${\displaystyle {\ce {2 H3BO3 + 190,5 kJ <=> B2O3 + 3 H2O}}}$

Durch langsame Dehydratisierung von Borsäure bei 150–250 °C kann kristallines Bortrioxid hergestellt werden.[2]

Im Jahr 2007 wurden weltweit etwa 3,8 Millionen Tonnen Bortrioxid produziert. Hauptproduzenten sind die Türkei, Argentinien und Chile.[10]

Bortrioxid reagiert sauer und bildet Borsäure bei Kontakt mit Wasser. Sowohl die amorphe[11] als auch die kristalline[12] Form sind hygroskopisch. Bei Reduktion mit Magnesium, Kalium, Wasserstoff und anderen entsteht Bor.

${\displaystyle {\ce {B2O3 + 3 Mg <=> 2 B + 3 MgO \; \Delta H = -533 kJ}}}$

Bortrioxid (α-Bortrioxid) kristallisiert trigonal in der Raumgruppe P3₁21 (Raumgruppen-Nr. 152)Vorlage:Raumgruppe/152 bzw. P3₂21 (Nr. 154)Vorlage:Raumgruppe/154 mit den Gitterparametern a = 434 pm und c = 834 pm sowie sechs Formeleinheiten pro Elementarzelle.[13] In der Kristallstruktur ist jedes Boratom von je drei Sauerstoffatomen planar umgeben, die einzelnen [BO₃]³⁻-Einheiten sind über alle drei Sauerstoffatome jeweils mit benachbarten Boratomen verbunden, wodurch sich ein dreidimensionales Netzwerk ergibt. Dieses Netzwerk lässt sich mit der Niggli-Formel ${\displaystyle \mathrm {{}_{\infty }^{3}\lbrace [BO_{3/2}^{e}]} \rbrace }$ beschreiben, wodurch sich ein Bor-Sauerstoff-Verhältnis von 1:1,5 bzw. 2:3 ergibt, was sich in der chemischen Formel B₂O₃ widerspiegelt. Bei der Verbindung B₂O₃ handelt es sich korrekt betrachtet damit nicht um ein Trioxid, sondern um ein Sesquioxid.

Neben der α-Form und der amorphen Form existiert auch eine Hochtemperaturvariante (β-Bortrioxid).[14]

Bortrioxid wird aufgrund seiner Reproduktionstoxizität seit Juni 2012 als „Substance of Very High Concern“ (deutsch: „Besonders besorgniserregende Stoffe“) eingestuft.

Bortrioxid ist ein Ausgangsstoff zur Herstellung weiterer Borverbindungen (z. B. reinem Bor, Borkarbid, Borsäuretrimethylester durch Auflösung in Methanol, Diboran durch Hydrierung). Praktische Verwendung findet es als Flussmittel und Bestandteil (Borsilikatglas, Borphosphatglas) in Emails und Gläsern. In heißgepresster Bornitrid-Keramik ist es in Mengen von 2–6 Prozent Bindemittel. Bortrioxid wird unter anderem auch als Feuerlöschmittel bei Bränden von Metall eingesetzt.[15] Im Labor kann es verwendet werden, um organische Lösungsmittel zu trocknen. Dabei ist es besonders für Aceton geeignet, da hierbei nicht wie mit vielen anderen Trocknungsmitteln Mesityloxid entsteht.[16]

1. Eintrag zu Bortrioxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 17. Juli 2014.
2. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1104.
3. Eintrag zu Dibortrioxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Februar 2017. (JavaScript erforderlich)
4. Eintrag zu Diboron trioxide im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
5. Eintrag in der SVHC-Liste der Europäischen Chemikalienagentur, abgerufen am 17. Juli 2014.
6. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 1303-86-2 bzw. Bortrioxid), abgerufen am 2. November 2015.
7. Datenblatt Bortrioxid bei Alfa Aesar, abgerufen am 3. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar)..
8. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, CODATA Key Values for Thermodynamics, S. 5-1.
9. E. Pilgrim: Entdeckung der Elemente. Mundus Verlag, Stuttgart 1950, S. 190.
10. Boron (PDF; 88 kB). In: U.S. Geological Survey: Mineral Commodity Summaries. 2009, S. 34 f, doi:10.3133/mineral2009.
11. K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger: Taschenbuch der Chemie. 20., überarb. und erw. Auflage. Deutsch, Frankfurt am Main 2005, ISBN 978-3-8171-1760-4, S. 218 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
12. Eberhard Gerdes: Qualitative Anorganische Analyse. Springer DE, 2001, ISBN 3-642-59021-7, S. 230 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
13. Herta Effenberger, Christian L. Lengauer, Erwin Parth: Trigonal B₂O₃ with Higher Space-Group Symmetry: Results of a Reevaluation. In: Monatshefte für Chemie/Chemical Monthly. 132, S. 1515–1517, doi:10.1007/s007060170008.
14. V. A. Mukhanov, O. O. Kurakevych, V. L. Solozhenko: On the hardness of boron (III) oxide: Results of a Reevaluation. In: Journal of Superhard Materials. 30, 2008, S. 71–72, arxiv:1101.2965, doi:10.1007/s11961-008-1009-6 (zurzeit nicht erreichbar) (link.springer.com).
15. Gisbert Rodewald, Alfons Rempe, Kohlhammer: Feuerlöschmittel. 7. Auflage, Kohlhammer, Stuttgart 2005, ISBN 3-17-018492-X.
16. D. R. Burfield, R. H. Smithers: Desiccant efficiency in solvent drying. 3. Dipolar aprotic solvents. In: The Journal of Organic Chemistry. Band 43, Nr. 20, 1978, S. 3966–3968, doi:10.1021/jo00414a038.