Trifluorure de bore

Trifluorure de bore
Identification
Synonymes	Trifluoroborane
No CAS	7637-07-2
No ECHA	100.028.699
No CE	231-569-5
Apparence	gaz comprimé, incolore, d'odeur acre. Forme des fumées blanches en atmosphère humide[1]
Propriétés chimiques
Formule	BF3  [Isomères]
Masse molaire[2]	67,806 ± 0,007 g/mol B 15,94 %, F 84,06 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−127 °C[1]
T° ébullition	−100 °C[1]
Solubilité	3 320 g·l-1 dans l'eau à 0 °C
Masse volumique	2,76 kg/m3 densité 2,4[réf. nécessaire] (air = 1)
T° d'auto-inflammation	ininflammable
Point critique	49,9 bar, −12,35 °C [3]
Thermochimie
ΔvapH°	19,33 kJ·mol-1 (1 atm, −99,9 °C)[4]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	15,7 ± 0,3 eV (gaz)[5]
Précautions
SGH[6]
Danger H314, H330 et EUH014 H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H330 : Mortel par inhalation EUH014 : Réagit violemment au contact de l'eau
SIMDUT[7]
A, D1A, E, A : Gaz comprimé température critique = −12,3 °C D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3 E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
0 4 1
Transport
268    1008    Code Kemler : 268 : gaz toxique et corrosif Numéro ONU : 1008 : TRIFLUORURE DE BORE COMPRIMÉ Classe : 2.3 Code de classification : 2TC : Gaz liquéfié, toxique, corrosif ; Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 8 : Matières corrosives
Inhalation	Toux
Peau	Rougeur, douleur
Yeux	Rougeur, douleur
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 1,5 ppm[8]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le trifluorure de bore est un gaz toxique et incolore de formule chimique BF₃. Il réagit avec l'air humide en formant des fumées blanches composées de fluorure d'hydrogène, d'acide borique et d'acide fluoroborique.

Dans ce composé, le bore est déficitaire en électrons. Au cours des réactions chimiques, BF₃ se comporte donc comme un acide de Lewis. Il réagit par exemple avec les fluorures en formant des sels de tétrafluorure :

CsF + BF₃ → CsBF₄

La configuration spatiale adoptée par cette molécule est conforme à la théorie VSEPR. Elle minimise les interactions entre doublet d'électrons autour de l'atome central. Elle correspond à une structure dans laquelle les quatre atomes sont coplanaires avec des angles de valence égaux à 120°. La molécule est plane, trigonale et trois atomes de fluor forme un triangle équilatéral.

Les liaisons chimiques B-F sont des liaisons simples. Leur force (646 kJ/mol) est supérieure à celle de toutes les liaisons simples connues^[9]. L'origine de cette force ne peut pas être interprétée par une forme de résonance qui mettrait en jeu le caractère donneur des doublets de l'atome de fluor. Son électronégativité (4) très supérieure à celle du bore (2) ne le permet pas. Deux interprétations complémentaires permettent de comprendre la très grande force de liaison.

Une première interprétation est d'ordre orbitalaire. Le système des quatre orbitales p_z (z axe perpendiculaire au plan de la molécule) donne lieu à des recouvrements qui stabilisent l'interaction B-F. Cela indique que cette liaison possède en fait un caractère de double liaison, ce qui justifie sa force.

Une seconde interprétation est due à l'examen simultané de la grande densité électronique entre B et F (la quantité de recouvrement des OA) et de la charge partielle exceptionnellement élevée portée par B (+2,58) et celle de F (-0,86). Ces valeurs ont été trouvées dans le cadre de la théorie AIM (Atoms in Molecules). Souvent, ces deux propriétés sont exclusives, le caractère ionique d'une liaison ne permettant pas un fort recouvrement orbitalaire. Dans le cas du triflurorure de bore, les deux sont simultanément importants, ce qui rend compte de la force importante de la liaison simple B-F^[10].

Il existe une synthèse industrielle et une synthèse de laboratoire bien différentes.

La synthèse industrielle du trifluorure de bore met en jeu des composés facilement accessibles et peut de ce fait se réaliser à l'échelle des milliers de tonnes.

Na₂B₄O₇ + 6 CaF₂ + 8 H₂SO₄ → 2 NaHSO₄ + 6 CaSO₄ + 7 H₂O + 4 BF₃

Les réactifs sont en effet le borax (extrait directement du sol, c'est la source d'élément chimique bore), le flurorure de calcium (fluorite) également présent dans la nature, et l'acide sulfurique produit industriellement en grande quantité.

Au laboratoire, la synthèse de petite quantité de trifluorure de bore se fait par décomposition d'un sel de diazonium.

C₆H₅N₂BF₄ → C₆H₅F + N₂ + BF₃

Le caractère hypovalent du bore (il ne respecte pas la règle de l'octet) confère au trifluorure de bore un caractère d'acide de Lewis fort. Une partie importante de sa réactivité s'explique ainsi. Il peut facilement fixer une base de Lewis telle que les ions halogénures F⁻, Cl⁻, etc. les solvants oxygénés comme l'éther éthylique, etc.

Le trifluore de bore est ainsi commercialisé en solution dans l'éther sous forme de BF₃ éthérate OEt₂-BF₃. Le caractère d'acide de Lewis de BF₃ est alors fortement diminué car la fixation d'une base de Lewis doit être précédée du départ de l'éther.

L'hydrolyse est la destruction des liaisons B-F et à la formation de liaison B-OH. L'hydrolyse du trifluorure de bore conduit à l'acide borique B(OH)₃.

L'hydrolyse s'explique également avec la propriété d'acide de Lewis du trifluorure de bore. La première étape est la fixation par BF₃ d'une molécule d'eau.

BF₃ + H₂O → H₂O-BF₃

Le caractère attracteur de B active un hydrogène de l'eau ainsi fixée, ce qui conduit à

H₂O + H₂O-BF₃ → H₃O⁺ + HOBF₃⁻

puis

HOBF₃⁻ → HOBF₂

et une deuxième addition élimination peut intervenir.

L'alcoolyse est une réaction proche de l'hydrolyse, mais avec les alcools. Elle conduit aux esters boriques B(OR)₃ ou aux alkylborates B(OR)₄⁻.

La liaison B-F peut être alkylée, par exemple avec un organomagnésien. C'est la voie habituelle pour préparer des alkyl(aryl)borate. Par exemple l'ion tétraphénylborate se prépare ainsi, à partir de BF3 ou de BF₄⁻.

La principale utilisation du trifluorure de bore met en jeu son caractère d'acide de Lewis fort. Les synthèses industrielles utilisant la réaction de Friedel-Crafts en sont grosses consommatrices car il faut l'utiliser en quantité stœchiométrique (et non catalytique).

RX + ArH + BF3 = Ar-R + BF3 + HX

Bien que BF3 semble ne pas intervenir dans le bilan, la présence d'ion X⁻ le transforme en ions BF₄⁻ ce qui lui supprime entièrement son caractère d'acide de Lewis.

• BF₃ est également utilisé comme dopant pour l'implantation d'ions dans les semi-conducteurs^[11].
• Il permet aussi d'initier des réactions de polymérisation de composés insaturés.
• Le ¹⁰BF₃ est utilisé dans les détecteurs de neutrons lents (par exemple dans les sondes à neutrons).

Le trifluorure de bore est un composé corrosif. Une inhalation prolongée peut occasionner un œdème pulmonaire. Il réagit violemment avec l'eau. Il doit être manipulé avec précautions.

La valeur limite d'exposition est fixée en France à 1 ppm (2,77 mg·m^-3).

• Fiche internationale de sécurité
• INERIS : fiche de toxicité
• Propriétés physiques des gaz, sécurité, FDS, compatibilité avec les matériaux, équilibre gaz-liquide, enthalpie, masse volumique, viscosité, inflammabilité, propriétés de transport

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