Diborane

Pour le composé chimique de formule B₂H₄, voir Diborane(4).

Diborane
Structure du diborane
Identification
Nom UICPA	diborane(6)
Synonymes	boranylidyneborane
No CAS	19287-45-7
No ECHA	100.039.021
No CE	242-940-6
No RTECS	HQ9275000
PubChem	6328200
ChEBI	33590
SMILES	[BH2]1[H][BH2][H]1 PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/B2H6/c1-2/h1-2H3 Std. InChI : vue 3D InChI=1S/B2/c1-2 Std. InChIKey : ZOCHARZZJNPSEU-UHFFFAOYSA-N
Apparence	gaz comprime, incolore, d'odeur caractéristique[1].
Propriétés chimiques
Formule	H6B2B2H6
Masse molaire[2]	27,67 ± 0,014 g/mol H 21,86 %, B 78,14 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−165 °C[1]
T° ébullition	−92 °C[1]
Solubilité	dans l'eau : hydrolysé en dihydrogène et en acide borique[1]
Masse volumique	1,18 kg·m-3 à 15 °C
T° d'auto-inflammation	40 à 50 °C[1]
Point d’éclair	38 °C
Limites d’explosivité dans l’air	0,8–88 %vol[1]
Point critique	40,5 bar, 289,8 K [3]
Thermochimie
ΔvapH°	14,28 kJ·mol-1 (1 atm, −92,49 °C)[4]
Précautions
SGH[5]
Danger H220, H280, H330, P210, P260, P304, P315, P340, P377, P381, P403 et P405 H220 : Gaz extrêmement inflammable H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur H330 : Mortel par inhalation P210 : Tenir à l’écart de la chaleur/des étincelles/des flammes nues/des surfaces chaudes. — Ne pas fumer. P260 : Ne pas respirer les poussières/fumées/gaz/brouillards/vapeurs/aérosols. P304 : En cas d'inhalation : P315 : Consulter immédiatement un médecin. P340 : Transporter la victime à l'extérieur et la maintenir au repos dans une position où elle peut confortablement respirer. P377 : Fuite de gaz enflammé : Ne pas éteindre si la fuite ne peut pas être arrêtée sans danger. P381 : Éliminer toutes les sources d’ignition si cela est faisable sans danger. P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé. P405 : Garder sous clef.
NFPA 704
4 4 3 W
Transport[5]
263    1911    Code Kemler : 263 : gaz toxique, inflammable Numéro ONU : 1911 : DIBORANE COMPRIMÉ Classe : 2.3 Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule) ;
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 1,8 ppm haut : 3,5 ppm[6]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le diborane est un composé chimique de formule B₂H₆. Cette molécule, constituée de bore et d'hydrogène, résulte de l'union de deux groupes borane BH₃ liés par deux de leurs atomes d'hydrogène. Il ne doit pas être confondu avec le diborane(4), de formule B₂H₄, dans lequel les deux atomes de bore sont liés par une liaison covalente ; le diborane est parfois appelé diborane(6) pour le distinguer de ce composé.

À température ambiante, il s'agit d'un gaz incolore à l'odeur douceâtre qui s'enflamme facilement en présence d'humidité. Il forme avec l'air des mélanges hautement explosifs. C'est un composé clef du bore, aux applications variées. Sa formation est endothermique et l'enthalpie libre de formation est positive (36 kJ·mol^-1). Le diborane tend donc à se décomposer en libérant de l'hydrogène H₂, mais avec une cinétique assez lente.

Propriétés et structure

Le diborane est un gaz incolore plus léger que l’air ; il se condense à −92,5 °C sous 101,3 kPa ; sa masse volumique est 421 g·m^-3 et sa chaleur latente de vaporisation est 515,39 kJ·mol^-1. Il se solidifie à −165 °C. À 15 °C, sa pression de vapeur saturante est de 3,94 MPa et le rapport entre les volumes de gaz et de liquide est égal à 362. Gazeux, il est très inflammable et peut provoquer spontanément de violentes explosions dans l’air. Son point critique se trouve à 16,6 °C et 4,053 MPa.

Le diborane se décompose lentement, même à température ambiante, en dihydrogène et en hydrures de bore supérieurs. Cette décomposition s’accélère avec l’accroissement de la température. Le diborane est sensible à l’humidité et s’hydrolyse instantanément en dihydrogène et en acide borique H₃BO₃ suivant la réaction exothermique :

B₂H₆ + 6 H₂O → 2 H₃BO₃ + 6 H₂.

Au contact du lithium et de l’aluminium, le diborane donne des hydrures qui peuvent s’enflammer spontanément. Il n’exerce pas d’action corrosive sur les métaux usuels mais attaque la plupart des caoutchoucs et des matières plastiques, hormis par exemple le polytétrafluoroéthylène [CF₂-CF₂]_n et le polychlorotrifluoroéthylène [CClF-CF₂]_n.

Le diborane présente une géométrie D_2h avec deux atomes d'hydrogène liants et quatre atomes d'hydrogène terminaux. Les liaisons entre les atomes de bore et les hydrogènes terminaux sont conventionnelles (une paire d'électrons impliquée dans chaque liaison B-H, formant une liaison covalente), mais celles entre les atomes de bore et les hydrogènes liants sont d'une nature différente (une paire d'électrons impliquée dans chaque pont B-H-B, formant une liaison à trois centres et deux électrons). La longueur de ces liaisons est par conséquent différente : 119 pm pour les B-H terminaux, mais 133 pm pour les liaisons B-H des ponts B-H-B, ce qui signifie que la force de ces liaisons est également différente (plus faible dans le pont B-H-B que dans la liaison B-H terminale).

Le gallium forme un composé de structure semblable : le digallane Ga₂H₆.

Préparation du diborane

Le diborane est un composé central de la chimie du bore et a donc été particulièrement étudié, de sorte que de nombreuses synthèses existent. La plupart des préparations mettent en œuvre des hydrures avec des halogénures ou des alcoolates. La production industrielle utilise le trifluorure de bore BF₃ :

2 BF₃ + 6 NaH → B₂H₆ + 6 NaF

Deux préparations de laboratoire utilisent du trichlorure de bore BCl₃ avec du tétrahydruroaluminate de lithium LiAlH₄, ou du trifluorure de bore BF₃ avec du borohydrure de sodium NaBH₄ ; ces deux méthodes ont un rendement de 30 % en diborane :

4 BCl₃ + 3 LiAlH₄ → 2 B₂H₆ + 3 LiAlCl₄

4 BF₃ + 3 NaBH₄ → 2 B₂H₆ + 3 NaBF₄

L'oxydation de sels de borohydrures peut être utilisée pour préparer de petites quantités :

2 NaBH₄ + I₂ → 2 NaI + B₂H₆ + H₂

Réactions et utilisation

Le diborane est un réactif qui trouve un grand nombre d'applications. Les réactions dans lesquelles il intervient font souvent intervenir des bases de Lewis pour donner de nouvelles molécules. Il réagit avec l'ammoniac pour former du borazane BH₃NH₃ ou de la borazine B₃N₃H₆ selon les conditions opératoires.

Il a été étudié comme ergol dans la propulsion des fusées (avec des oxydants fluorés tels que le fluor F₂ et le difluorure d'oxygène OF₂)^[7], pour la vulcanisation des élastomères, comme catalyseur dans la polymérisation des monomères organiques, pour accroître la vitesse de flamme, comme dopant dans l'industrie des semi-conducteurs et comme réactif pour la production de silicium ultrapur destiné aux circuits électroniques.

Notes et références

Articles connexes

• Liaison à trois centres et deux électrons
• Borazine
• Borazane

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