Diboran

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Diboran
Diborane-2D.png
Cấu trúc 2D của điboran và thông số liên kết
Diborane-elpot-transparent-3D-balls.png
Cấu trúc 3D của điboran
Danh pháp IUPACDiborane(6)
Nhận dạng
Số CAS19287-45-7
Số EINECS242-940-6
ChEBI33590
Số RTECSHQ9275000
Ảnh Jmol-3Dảnh
SMILES
InChI
ChemSpider17215804
Thuộc tính
Công thức phân tửB2H6
Khối lượng mol27,66964 g/mol
Bề ngoàiKhí không màu
Khối lượng riêng1,216 g/dm³
Điểm nóng chảy −164,85 °C (108,30 K; −264,73 °F)
Điểm sôi −92,5 °C (180,7 K; −134,5 °F)
Cấu trúc
Tọa độTứ diện (đối với bo)
Hình dạng phân tửxem văn bản
Mômen lưỡng cực0 D
Các nguy hiểm
NFPA 704

NFPA 704.svg

4
4
3
 
Nhiệt độ tự cháy38 ℃
Các hợp chất liên quan
hợp chất bo liên quanDecaborane
Bo triflorua
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).
☑Y kiểm chứng (cái gì ☑YKhôngN ?)

Điboran là một hợp chất vô cơcông thức hóa họcB2H6. Nó tồn tại dưới dạng khí không màu ở nhiệt độ phòng và có mùi thơm gây khó chịu.

Lịch sử[sửa | sửa mã nguồn]

Diborane lần đầu tiên được tổng hợp vào thế kỷ 19 bằng cách thủy phân các borua kim loại, nhưng nó chưa bao giờ được phân tích. Từ năm 1912 đến năm 1936, Alfred Stock, nhà tiên phong lớn trong lĩnh vực hóa học của boron hydride, đã thực hiện nghiên cứu của mình nhằm đưa ra các phương pháp tổng hợp và xử lý các hydride bo có phản ứng cao, dễ bay hơi và thường độc hại. Ông đã đề xuất cấu trúc giống etan đầu tiên của diborane.[1] Phép đo nhiễu xạ điện tử của S. H. Bauer ban đầu xuất hiện để hỗ trợ cấu trúc đề xuất của ông.[2][3]

Do có giao tiếp cá nhân với L. Pauling (người ủng hộ cấu trúc giống etan), H. I. Schlessinger và A. B. Burg đã không thảo luận cụ thể về liên kết 3-trung tâm-2-electron trong bài đánh giá kinh điển của họ vào đầu những năm 1940.[4] Tuy nhiên, tổng quan thảo luận sâu về cấu trúc D2h bắc cầu, "Cần phải công nhận rằng công thức này dễ dàng giải thích cho nhiều đặc tính hóa học của diborane…"

Năm 1943, Longuet-Higgins, khi vẫn còn là sinh viên đại học tại Oxford, là người đầu tiên giải thích cấu trúc và liên kết của các hydride boron. Bài báo cáo công việc, được viết với gia sư R. P. Bell,[5] cũng đánh giá lịch sử chủ đề bắt đầu với nghiên cứu của Dilthey.[6] Ngay sau đó, công trình lý thuyết của Longuet-Higgins đã được xác nhận trong một nghiên cứu hồng ngoại về diborane của Price.[7] Cấu trúc được xác nhận lại bằng phép đo nhiễu xạ điện tử vào năm 1951 bởi K. Hedberg và V. Schomaker, với sự xác nhận cấu trúc được hiển thị trong các sơ đồ trên trang này.[8]

William Nunn Lipscomb, Jr. đã xác nhận thêm cấu trúc phân tử của boranes bằng phương pháp tinh thể học tia X vào những năm 1950, và phát triển lý thuyết để giải thích liên kết của chúng. Sau đó, ông áp dụng cùng một phương pháp cho những vấn đề liên quan, bao gồm cả cấu trúc của carboranes trên mà ông chỉ đạo các nghiên cứu trong tương lai 1981 giải Nobel chiến thắng Roald Hoffmann. Giải Nobel Hóa học năm 1976 được trao cho Lipscomb "vì những nghiên cứu của ông về cấu trúc của boranes làm sáng tỏ các vấn đề về liên kết hóa học".[9]

Theo truyền thống, diborane thường được mô tả là thiếu điện tử, vì 12 điện hóa trị chỉ có thể hình thành 6 liên kết 2 điện tử 2 tâm thông thường không đủ để liên kết với cả 8 nguyên tử.[10][11] Tuy nhiên, mô tả chính xác hơn khi sử dụng liên kết 3 tâm cho thấy rằng diborane thực sự chính xác về điện tử, vì chỉ có đủ điện tử hóa trị để lấp đầy 6 obitan phân tử liên kết.[12] Tuy nhiên, một số sách giáo khoa hàng đầu vẫn sử dụng thuật ngữ thiếu điện tử.[13]

Cấu trúc và liên kết[sửa | sửa mã nguồn]

Cấu trúc của diborane có đối xứng D2h. Bốn hydride nằm ở đầu và cuối, trong khi hai hydride làm cầu nối giữa các tâm bo. Độ dài của liên kết cầu B–H và liên kết đầu cuối B–H lần lượt là 1,33 và 1,19 Å. Sự khác biệt về độ dài liên kết phản ánh sự khác biệt về độ mạnh của chúng, các liên kết cầu B–H tương đối yếu hơn. Điểm yếu của liên kết cầu B–H so với liên kết đầu cuối B–H được chỉ ra bởi dấu hiệu dao động của chúng trong phổ hồng ngoại, tương ứng là ≈ 2100 và 2500 cm−1.[14]

Mô hình được xác định bởi lý thuyết quỹ đạo phân tử mô tả các liên kết giữa bo và các nguyên tử hydro ở đầu cuối là liên kết cộng hóa trị 2 tâm, 2 electron thông thường. Tuy nhiên, liên kết giữa các nguyên tử bo và các nguyên tử hydro bắc cầu khác với liên kết trong các phân tử như hydrocarbon. Mỗi bo sử dụng hai điện tử để liên kết với các nguyên tử hydro cuối cùng và có một điện tử hóa trị còn lại để tạo liên kết bổ sung. Các nguyên tử hydro bắc cầu cung cấp mỗi nguyên tử một electron. Vòng B2H2 được giữ với nhau bởi bốn điện tử tạo thành hai liên kết 3 tâm 2 điện tử. Loại liên kết này đôi khi được gọi là ‘liên kết chuỗi’.

B2H6 isoelectronic với C2H62+, phát sinh từ việc diprotonation của phân tử phẳng ethylene.[15] Diborane là một trong nhiều hợp chất có liên kết bất thường như vậy.[16]

Trong số các nguyên tố khác trong Nhóm IIIA, gali được biết là tạo thành một hợp chất tương tự, digallan, Ga2H6. Nhôm tạo thành một hydride dạng polyme, (AlH3)n, mặc dù Al2H6 không bền đã được phân lập trong hydro rắn và đồng cấu trúc với diboran.[17]

Tổng hợp[sửa | sửa mã nguồn]

Phản ứng[sửa | sửa mã nguồn]

Xem thêm[sửa | sửa mã nguồn]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ Stock, A. (1933). The Hydrides of Boron and Silicon. New York: Cornell University Press.
  2. ^ Bauer, S. H. (1937). “The Structure of Diborane”. Journal of the American Chemical Society. 59 (6): 1096–1103. doi:10.1021/ja01285a041.
  3. ^ Bauer, S. H. (1942). “Structures and Physical Properties of the Hydrides of Boron and of their Derivatives”. Chemical Reviews. 31 (1): 43–75. doi:10.1021/cr60098a002.
  4. ^ Schlesinger, H. I.; Burg, A. B. (1942). “Recent Developments in the Chemistry of the Boron Hydrides”. Chemical Reviews. 31 (1): 1–41. doi:10.1021/cr60098a001.
  5. ^ Longuet-Higgins, H. C.; Bell, R. P. (1943). “64. The Structure of the Boron Hydrides”. Journal of the Chemical Society (Resumed). 1943: 250–255. doi:10.1039/JR9430000250.
  6. ^ Dilthey, W. (1921). “Über die Konstitution des Wassers”. Angewandte Chemie. 34 (95): 596. doi:10.1002/ange.19210349509.
  7. ^ Price, W. C. (1948). “The absorption spectrum of diborane”. J. Chem. Phys. 16 (9): 894. Bibcode:1948JChPh..16..894P. doi:10.1063/1.1747028.
  8. ^ Hedberg, K.; Schomaker, V. (1951). “A Reinvestigation of the Structures of Diborane and Ethane by Electron Diffraction”. Journal of the American Chemical Society. 73 (4): 1482–1487. doi:10.1021/ja01148a022.
  9. ^ “The Nobel Prize in Chemistry 1976”. Nobelprize.org. Truy cập ngày 1 tháng 2 năm 2012.
  10. ^ Longuet-Higgins, H. C. (1957). “The structures of electron-deficient molecules”. Quarterly Reviews, Chemical Society. 11 (2): 121–133. doi:10.1039/qr9571100121. Truy cập ngày 15 tháng 7 năm 2020.
  11. ^ Murrell, J. N.; Kettle, S. F. A.; Tedder, J. M. (1965). Valence theory. John Wiley and Sons. tr. 243.
  12. ^ Lipscomb, William N. (ngày 11 tháng 12 năm 1976). “The Boranes and their relatives (Nobel lecture)” (PDF). nobelprize.org. Nobel Foundation. tr. 224–245. Truy cập ngày 16 tháng 7 năm 2020. One of the simple consequences of these studies was that electron deficient molecules, defined as having more valence orbitals than electrons, are not really electron deficient.
  13. ^ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (ấn bản 2). Pearson Prentice-Hall. tr. 326. ISBN 0130-39913-2. An electron-deficient species possesses fewer valence electrons than are required for a localized bonding scheme.
  14. ^ Cooper, C. B., III; Shriver, D. F.; Onaka, S. (1978). “Ch. 17. Vibrational spectroscopy of hydride-bridged transition metal compounds”. Transition Metal Hydrides. Advances in Chemistry. 167. tr. 232–247. doi:10.1021/ba-1978-0167.ch017. ISBN 9780841203907.Quản lý CS1: nhiều tên: danh sách tác giả (liên kết)
  15. ^ Rasul, G.; Prakash, G. K. S.; Olah, G. A. (2005). “Comparative ab initio Study of the Structures and Stabilities of the Ethane Dication C2H62+ and Its Silicon Analogues Si2H62+ and CSiH62+”. Journal of Physical Chemistry A. 109 (5): 798–801. Bibcode:2005JPCA..109..798R. doi:10.1021/jp0404652. PMID 16838949.
  16. ^ Laszlo, P. (2000). “A Diborane Story”. Angewandte Chemie International Edition. 39 (12): 2071–2072. doi:10.1002/1521-3773(20000616)39:12<2071::AID-ANIE2071>3.0.CO;2-C. PMID 10941018.
  17. ^ Andrews, L.; Wang, X. (2003). “The Infrared Spectrum of Al2H6 in Solid Hydrogen”. Science. 299 (5615): 2049–2052. Bibcode:2003Sci...299.2049A. doi:10.1126/science.1082456. PMID 12663923. S2CID 45856199.