Periodiek systeem/Boorgroep, chemische eigenschappen

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---

Chemische eigenschappen van de boorgroep

De voornaamste valentie van de boorgroep is +3. Alle elementen hebben verbindingen met deze valentie. Voor de twee hoogste stabiele elementen (Indium en Thallium) is ook valentie +1 bekend. Van indium zijn een aantal verbindingen bekend waarbij de brutoformule de indruk wekt dat het om indium(II)verbindingen gaat, of dat er zelfs gebroken getallen voor de lading van de ionen optreden. Nadere bestudering van deze stoffen leert dat het gaat om stoffen waarbij indium(I) als kation voorkomt, terwijl samengestelde ionen met een indium(III)-centrum, een heel enkele keer een In(I)-centrum (tweede regel in onderstaande tabel), het anion vormen. Voorbeelden zijn:

Indiumverbindingen met schijnbaar andere valenties dan +1 en +3

Brutoformule	"Echte" formule
${\ce {In2Cl3}}$	${\ce {In^{I}3[In^{III}Cl6]}}$
${\ce {In4Br7}}$	${\ce {In^{I}5[In^{I}Br4]2[In^{III}Br6]}}$
${\ce {In5Cl9}}$	${\ce {In^{I}3[In^{III}2Cl9]}}$
${\ce {In7Cl9}}$	${\ce {In^{I}6[In^{III}Cl6]Cl3}}$
${\ce {In7Br9}}$	${\ce {In^{I}6[In^{III}Br6]Br3}}$

Dimeren en polymeren

Veel elementen uit deze groep vormen ogenschijnlijk driewaardige verbindingen als elektronen worden afgestaan of (polair-)covalente verbindingen gevormd worden. De praktijk is, vooral met waterstof en de halogenen, dat heel makkelijk stabiele oligo- en polymeren ontstaan. Centraal thema in de chemie van de waterstofverbindingen in deze groep is het gegeven dat het element zelf slechts drie elektronen in zijn valentieschil heeft en dus ook maar drie waterstof-atomen kan binden. Dit resulteert onveranderlijk in een sp²-gehybridiseerd centraal-atoom met een vlakke structuur. Het gevolg is echter wel een lege p-orbitaal met een relatief lage energie. Dit is de voorwaarde voor een sterk Lewiszuur. Standaard Lewisbasen als amines en fosfines, en ook hydride reageren hier mee tot adducten.

In tegenstelling tot de verbindingen zelf zijn de adducten vaak wel stabiel bij hogere concentraties en temperaturen.

Negatieve ionen

De elektronegativiteit van deze groep elementen is vrij laag, dus negatieve ionen komen weinig voor. Daarnaast geldt ook dat, wil een volle valentieschil bereikt worden, er een lading van -5 ontstaat. Uitzonderingen zijn alleen mogelijk naast zeer elektropositieve elementen uit de groepen 1 en 2. Een voorbeeld uit deze groep wordt gevormd door pentamagnesiumdigallide ${\ce {Mg5Ga2}}$. Gallium is hier duidelijk elektronegatiever dan magnesium (1,8 tegenover 1,2), al is het verschil maar weinig groter dan de grens van 0,4 voor de covalente binding zodat sprake is van een . Hoewel dat betekent dat het formeel om ${\ce {Ga^{5-}}}$ gaat, geeft het kleine verschil in elektronegativiteit aan dat hier sprake is van een polair covalente binding en de werkelijke lading een stuk lager is en de elektronen zeker niet volledig aan gallium kunnen worden toebedeeld.

Hydrides

Speciaal bij deze groep elementen treden vaak 3-centra-2-elektronbindingen op. Hierbij worden vaak dimeren gevormd waarbij twee waterstof-atomen een brug vormen tussen twee atomen van het element.

Boor

Diboraan met de bruggende waterstofatomen tussen beide boor-atomen.

Hoewel boraan beschreven is als intermediair bij sommige reacties (pyrolyse van diboraan)Is het vooral een van de hierboven genoemde dimeren, diboraan ${\ce {B2H6}}$ fdat 'het bekende voorbeeld in de boorwaterstofchemie en de dimeren in deze groep van het periodiek systeem. Om de speciale status van de bruggende waterstof-atomen aan te geven wordt de Griekse letter ${\ce {\mu}}$ voor het symbool geplaatst en de formule, met nadruk op de structuur ervan genoteerd, als: ${\ce {H2B( \mu H)2BH2}}$. Naast het al genoemde diboraan vormt boor met waterstof een heel scala aan verbindingen die als boranen bekend staan. Het eenvoudigste boraan is diboraan, ${\ce {(B2H6)}}$, het dimeer van het niet stabiele monoboraan ${\ce {(BH3)}}$. Een voorbeeld uit deze groep is ${\ce {B10H14}}$, decaboraan.

Aluminium

Van aluminium zijn zowel een monomer, een dimeer als een polymere vorm bekend, allemaal met de verhoudingsformule ${\ce {AlH3}}$. In analogie met de silanen worden deze verbindingen ook wel aangeduid als 'alaan, en het dimeer als dialaan. Zowel in dialaan als in het polymeer zijn de aluminium-atomen aan elkaar gekoppeld via waterstof in een 3-centra-2-elektronbindingen.

Gallium

gallium, vormt minder stabiele hydrides dan de eerste twee leden van de boorgroep. De monomere verbinding galaan, ${\ce {GaH3}}$ is wel beschreven, maar alleen stabiel bij lage temeperatuur of verdunde oplossingen. Bij hogere concentraties dimeriseert het snel tot digallaan:

${\ce {2GaH3\ ->\ Ga2H6}}$

Bij hogere temperatuur dan 0 °C ontleedt het digallaan vervolgens naar de elementen. Met andere kiganden dan hydride worden zowel vier- als vijf-gecoördineerde adducten gevormd.

Structuur van het adduct van indium(III)hydride en tricyclohexylfosfine.

Indium

${\ce {InH3}}$ is alleen bekend bij zeer lage temperatuur, -90 °C. Wordt de stof warmer dan ontleed hij. Beneden deze temperatuur kan wel een polymeer gevormd worden. Dit polymeer is wel stabiel bij hogere tenmperaturen. Ook adfducten, met name met fosfines, zijn stabiel bij hogere temperaturen zoals het hiernaast weergegeven adduct met tricyclyhexylfosfine.

Thallium

Thalium(III)hydride is pas zeer recent, in 2004 voor het eerst beschreven. Het kon aangetoond worden vai zijn infraroodspectrum in de vaste waterstofmatrix waarin het gevormd was.

Een tot poeder vermalen monster boortrioxide ${\ce {(B2O3)}}$, een van de oxides van boor

Oxides

Alle elementen van de boorgroep vormen trivalente oxides waarbij twee atomen van het element covalent gebonden zijn aan drie zuurstof-atomen. De oxides vertonen in contact met water een toenemend basisch karakter. Boor(III)oxide ${\ce {(B2O3)}}$ reageert met water tot het zwakke boorzuur.

aluminiumoxide ${\ce {(Al2O3)}}$ en gallium(III)oxide ${\ce {(Ga2O3)}}$ zijn amfoteer, wat wil zeggen dat ze in waterige zuren oplossen onder vorming van respectivelijk ${\ce {Al^{3+}}}$- en ${\ce {Ga^{3+}}}$-zouten, terwijl met waterige basisische oplossingen anionen van het type ${\ce {AlO2^{-}}}$ en ${\ce {GaO2^{-}}}$ gevormd worden.

indium(III) oxide| ${\ce {(In2O3)}}$ is is bijna amfoteer en thallium(III)oxide ${\ce {(Tl2O3)}}$ is een basisch oxide, het lost op in zuren waarbij zouten gevormd worden van ${\ce {Tl^{3+}}}$.

Alle oxides zijn stabiel, maar thallium(III)oxide ontleedt bij temperaturen groter dan 875 °C.

Halogenides

Net als bijna alle andere elementen, helium en neon zijn de uitzonderingen, vormen ook de elementen in de boorgroep stabiele verbindingen met de halogenen, doorgaans met de formule ${\ce {MX3}}$ (M is het element uit de boorgroep, X het halogeen).

Net als de trihydrides hebben ook de trihalogenides een vlakke structuur met dezelfde concequentie: de lege p-orbitaal maakt de verbindingen tot sterke Lewiszuren. Net als de waterstof-verbindingen makkelijk een extra hydride opnemen geldt dat ook voor de halogenides: boortrifluoride neemt een fluoride-ion op waarmee het tetrafluorboraat-anion ontstaat. Voor de andere boor-halogenides reageren

Fluor in combinatie met de elementen uit de boorgroep vormt daarop dus geen uitzondering. Er wordt zelfs gespeculeerd dat nihonium een verbinding met fluor kan aangaan ${\ce {(NhF3)}}$ voordat het atoom door spontaan verval weer verdwijnt.

Chloor vormt ook met alle elementen, inclusief thallium, stabiele verbindingen en ook over de mogelijkheid van een nihonium-verbinding wordt gedacht.

Onder de juiste condities zullen ook alle elementen met broom reageren, al is de reactie minder heftig dan met fluor en chloor.

Jood reageert met alle elementen, met uitzondering van de edelgassen, en staat bekend om zijn explosieve reactie met metallisch aluminium waarbij ${\ce {AlI3}}$ gevormd wordt.

Van astaat, het zwaarste halogeen dat bestudeerd kan worden, zijn slechts enkele verbindingen bekend, voornamelijk door de radioactiviteit en de korte halfwaardetijd van astaat. Een daarvan is boorastatide ${\ce {(BAt3)}}$.

Enkele veel voorkomende verbindingen van de elementen uit de Boor-groep
Element	Oxides	Hydrides	Fluorides	Chlorides	Sulfides
Boor	${\ce {( \alpha / \beta / \gamma ) B2O3}}$ Boortrioxide	${\ce {B2H6}}$ Diboraan	${\ce {BF3}}$ Boortrifluoride	${\ce {BCl3}}$ Boortrichloride	${\ce {B2S3}}$ Boorsulfide
	${\ce {B2O}}$	${\ce {B10H14}}$ Decaboraan	${\ce {BF4^{-}}}$ Tetrafluorboraat
	${\ce {B6O}}$	${\ce {BH3}}$	${\ce {B2F4}}$
		${\ce {B5H9}}$	${\ce {BF}}$
		${\ce {B6H12}}$
		${\ce {B4H10}}$
		${\ce {B6H6^{2-}}}$
		${\ce {B12H12^{2-}}}$
		${\ce {B20H26}}$
Aluminium	${\ce {( \gamma / \delta / \eta / \theta / \chi ) Al2O3}}$ Aluminiumoxide	${\ce {( \alpha / \alpha ' / \beta / \gamma / \delta / \epsilon / \theta ) AlH3}}$ Aluminiumhydride	${\ce {AlF3}}$ Aluminiumfluoride	${\ce {AlCl3}}$ Aluminiumchloride	${\ce {( \alpha / \beta / \gamma ) Al2S3}}$ Aluminiumsulfide
	${\ce {Al2O}}$	${\ce {Al2H6}}$
	${\ce {AlO}}$	${\ce {AlH4}}$
		${\ce {AlH4^{-}}}$
Gallium	${\ce {( \alpha / \beta / \delta / \gamma / \epsilon) Ga2O3}}$ Gallium(III)oxide	${\ce {Ga2H6}}$	${\ce {GaF3}}$	${\ce {GaCl3}}$	${\ce {GaS}}$
	${\ce {Ga2O}}$ Gallium(I)oxide	${\ce {GaH4}}$	${\ce {}}$	${\ce {GaCl2}}$
		${\ce {GaH3}}$	${\ce {}}$	${\ce {Ga2Cl4}}$
		${\ce {}}$	${\ce {}}$	${\ce {Ga2Cl6}}$
		${\ce {}}$	${\ce {}}$	${\ce {GaCl4^{-}}}$
		${\ce {}}$	${\ce {}}$	${\ce {Ga2Cl7^{-}}}$
Indium	${\ce {In2O3}}$	${\ce {InH3}}$	${\ce {InF3}}$	${\ce {InCl3}}$	${\ce {( \alpha / \beta / \gamma ) In2S3}}$
	${\ce {In2O}}$	${\ce {}}$	${\ce {}}$
Thallium	${\ce {Tl2O3}}$	${\ce {TlH3}}$	${\ce {TlF}}$	${\ce {TlCl}}$
	${\ce {Tl2O}}$	${\ce {TlH}}$	${\ce {TlF3}}$	${\ce {TlCl3}}$
	${\ce {TlO2}}$	${\ce {}}$	${\ce {TlF4^{3-}}}$	${\ce {TlCl2}}$
	${\ce {Tl4O3}}$	${\ce {}}$	${\ce {TlF3^{2-}}}$	${\ce {Tl2Cl3}}$
Nihonium	${\ce {(Nh2O)}}$	${\ce {(NhH)}}$	${\ce {(NhF)}}$	${\ce {(NhCl)}}$	${\ce {NhOH}}$
	${\ce {(Nh2O3)}}$	${\ce {(NhH3)}}$	${\ce {(NhF3)}}$	${\ce {(NhCl3)}}$
			${\ce {(NhF6^{-})}}$

Verwijzingen in de tekst

Referenties

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---