Бор (елемент)

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Не бива да се бърка с Борий.
Емблема за пояснителна страница Вижте пояснителната страница за други значения на Бор.

Бор
Бор – черно-кафяв (смес от няколко алотропа)
Черно-кафяв (смес от няколко алотропа)
Спектрални линии на бор
БерилийБорВъглерод


B

Al
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Бор, B, 5
Група, период, блок 132p
Химическа серия металоид
Електронна конфигурация [He] 2s2 2p1
e- на енергийно ниво 2, 3
CAS номер 7440-42-8
Свойства на атома
Атомна маса 10,811 u
Атомен радиус 90  pm
Ковалентен радиус 84±3 pm
Радиус на ван дер Ваалс 192 pm
Степен на окисление 3, 2, 1, −1, −5[1][2]
Оксид B2O3 (умерено киселинен)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
2,04
Йонизационна енергия I: 800,6 kJ/mol
II: 2427,1 kJ/mol
III: 3659,7 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояние твърдо вещество
Алотропи α- и β-тригонален бор; α- и β-тетрагонален бор; γ-бор; аморфен бор
Кристална структура тригонална
Кристална структура тетрагонална
Плътност 2080 kg/m3
Температура на топене 2349 K (2076 °C)
Температура на кипене 4200 K (3927 °C)
Специф. топлина на топене 50,2 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 508 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 2348 2562 2822 3141 3545 4072
Скорост на звука 16 200 m/s
при 20 °C
Специф. ел. съпротивление ~106 Ω.mm2/m
Топлопроводимост 27,4 W/(m·K)
Магнетизъм диамагнитен[3]
Твърдост по Моос ~9,5
История
Откритие Луи Жозеф Гей-Люсак и Луи Жак Тенар[4]
(30 юни 1808 г.)
Изолиране Хъмфри Дейви[5]
(9 юли 1808 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
10B 19,1 – 20,3 %[6] стабилен[7]
11B 79,7 – 80,9 %[6] стабилен[7]

Бор е химичен елемент, означаван със символа B, от 2-ри период, 13 (IIIA) група на периодичната система, с атомен номер 5 и атомна маса 10,811.

Веществото бор е металоид с температура на топене 2076 °С и на кипене 3927 °С. Той е и едно от най-твърдите вещества в природата с твърдост 9,5 по скалата на Моос. Изолиран е през 1808 г. от Жозеф-Луи Гей-Люсак и Луи Жак Тенар, но те постигат само 50% чистота и го считат за съединение. Едва през 1824 г. Йонс Берцелиус го разпознава като елемент.

При добавяне в кристалната структура на полупроводник предизвиква недостиг на електрони и т.нар. дупчеста проводимост.

Борът е много активен и се среща само в съединено състояние. В земната кора той се съдържа в малки количества. Влиза в състава на някои силикатни минерали. Съдържа се и в някои горещи минерални води. Във вулканичните местности, в кратерите на вулканите, фумаролите и горещите извори са се образували и чисти боро-съдържащи минерали. Турция притежава 70% от резервите на бор в света. Находища на борни минерали има в Италия, Мала Азия, Тибет, Калифорния и др.

Навярно още римляните, бродейки в областите Тоскана, са намирали късове боракс – бяло трошливо вещество, което се разтваря във вода, а при нагряване се стопява в безцветна течност, която започва да се пени, а след като се охлади застива в стъкловидна маса. Известно е обаче, че в курса по химия на Н. Льомери от 1768 г. има таблица на химически символи и там е даден и символа на боракса.

Да получат неоткрития елемент, който се съдържа в боракса, се заели няколко учени – Ж. Л. Гей-Люсак и Л. Ж. Тенар във Франция и Х. Дейви в Англия. Френските учени получили бора (1808) чрез редукция на борна киселина с калий, а Дейви приложил разработения от него електрохимичен метод и при електролиза на стопена борна киселина получил на анода кафяво-черно кристално вещество – бор.

Най-забележителното съединение на бора с въглерода е тетраборният карбид. Това е едно от най-твърдите вещества на Земята. Близък по твърдост до диаманта и го драска, затова се използва за шлифоване на диаманти и като режещ и абразивен материал.

Борът е важен микроелемент, който регулира протичането на редица биохимични процеси в растителните и в животинските организми. Той е открит в яйчния жълтък и в млякото. Ролята на бора все още не е добре изяснена, но е известно, че той влияе върху правилното развитие и растежа на растенията. Предполага се, че борните съединения са свързани с действията на определени ферменти, но все още механизмите и процесите остават неизяснени. Установено е, че при недеостиг на бор в почвата грахът, цвеклото, люцерната, ленът, тютюнът и други не могат да дават плод и загиват.

Откриване[редактиране | редактиране на кода]

Съединението боракс е известно около 800г. Борната киселина е идентифицирана през 18в.[8]

Първите данни за елементарен бор са от 1808г. и са свързани с имената на французите Гей-Люсак и Луи Тенер и англичанина Хъмфри Дейви. Французите му дават името бора или бор, а англичаните – boron.

Наличие в природата[редактиране | редактиране на кода]

Разпространението на бора в земната кора е 1.10-3% и е на 39-о място сред елементите.

В природата борът се среща само в съединения, най-често с кислорода – борна киселина (сасолин)[9] (H3BO3), боракс (Na2B4O7•10H2O) – натриева сол на тетраборната киселина, ашарит (MgHBO3), кернит (Na2B4O7•4H2O) и в редица сложни минерали. Те земат 75% от борните находища.[9] Колеманитът (Ca2[B4O4(OH)3]2•2H2O) се получава при ветреенето на минерала улексит (NaCa[B5O6(OH)6]•H2O). Освен като минерала сасолин, борната киселина се среща и в парите на вулкани или горещи извори, например около Тоскана. Митералът турмалин съдържа до 10% В. Той е сложна изоморфна смес от борати и силикати на елементите (Na,Al)(Mg,Fe). Неговите природни камъни са полускъпоценни камъни поради високата им твърдост.[9]

Физични свойства[редактиране | редактиране на кода]

Елементът бор е първият елемент от IIIA група, втори период. Има електронната структура 1s22s22p1 (прибавя се един р-електрон спрямо берилия) и проявява само трета валентност. Атомното му тегло е 10,811.

С повишаване на температурата, електропроводимостта на бора расте.[8] При обикновени усмовия е лош порводник на електричен ток и се яввява изолатор, но при температури от 20°С до 600°С проводимостта му се увеличава 100 пъти. Електропроводимостта на бора не се подчинява на закона на Ом и нараства с увеличаване на силата на тока.Големият температурен коефициент на омическо съпротивление позволява той да бъде използван за термистори за високочуствителни прибори при измерване и регулиране на високи температури. Във физическата апаратура и прибори, борът се използва за прзорци, прозрачни на инфрачервено излъчване.

Борът с висока степен на честота се яввява подходящ елемент за легиране на полупроводникови материали, придавайки р-проводимост на силиция и германия.

Определянето на температурата на топене на бора е трудно, защото борът е силно реактивоспособен при високи температури, но е приета за 2075°С, а кипи при 4000°С.

Изотопи[редактиране | редактиране на кода]

Борът съществува в природата със своите два стабилни изотопа – 10B и 11B, съответно по 19,9% и 80,1%. Те са синтезирани при х-процеси както изотопите на берилия и лития. Има 12 радиоактивни изотопа, като всичките са краткоживущи.

Разделянето на изотопите на бора става най-лесно чрез газообразното съединение BF3, тъй като молекулите на 11BF3 се изпаряват преди тези на 10BF3.

Алотропни форми[редактиране | редактиране на кода]

Образуването на повече от 10[8] полиморфни модификации на кристалния бор е свързано с различни фактори впроцеса на получаването им. Най-добре изучени са структурите на тетрагоналната, черната α- и сивата β-ромбоедична модификация на бора.

Кристалните форми на бора все още не са изучени добре, защото са изградени от сложни групи. Борът е единственият елемент с такава сложна структура. Това се определя от малкия му атомен радиус и много горемите стойности на йонизационните енергии. При тези условия металната връзка не може да се усъществи, а за прости ковалентни връзки между атомите той има по-малко електрони, отколкото наличните орбитали за тези връзки. Най-плътната структура има α-ромбоедичната форма, като елементарната клетка е изградена от 12 борни атома. Между тях има празнини, където се настаняватдопълнително борни атоми. Такава структура имат и няколко бориди, при които металните атоми също се намират в тези празнини. Термодинмично по-стабилна е β-ромбоедичната модификация, съдържаща 105 атома в елементарната клетка. Нейната температура на топене е 2180°С, като при неметалите е пониска само от температурата на топене на въглерода. Освен ромбоедричните модификации са намерени още α- и β-тетрагонални форми, които са спорни.[9] Всички тези форми са изградени от икоситетраедри (B12).

Атомите в икоситетраедрите са свързани с 5 съседа, а атомите по върховете на елементарната клетка на β-модификоцията осъществяват това обкръжение с атоми на други икоситетраедри или с борни атоми, вмъкнати межд тях. Това коордитационно число в стрктурата на бора не може да се обясни с Теорията за валентните връзки, тъй като броят на елетроните в атомите е по-малък. Строго описание на природата на химичната връзка в тях може да стане само с Метод на молекулните орбитали. Общо кристалохимията на бора като елемент, намиращ се между металите и неметалите, е много особена.

Икоситетраедричната единица е повтарящ се мотив в химията на бора.[9]

Аморфният бор е черен, а кристалният – тъмночервен, с метален блясък и твърдост, бизка до диамантената. Има полупроводникови свойства.

Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]

При обикновени условия борът има слаба химична активност, на която ѝ влияят алотропната модификация, размерите на частиците и чистотата му.

Кристалният бор е инертен, особено при ниска температура. Аморфният бор беагира при ниска температура само с флуора. При 700°С реагира с O2, а при 1200°С – N2, давайки борен нитрид BN. При 900°С борът се атакува от алкални стопилки, съдържащи окислител – Na2CO3/NaNO3.[9] С металите при загляване дама бориди.

При силно нагряване борът измества съответните елементи дори от стабилни оксиди като P2O5, CO2 и SiO2 и оксидите на много метали, поради много ниската стойтост на изменението на енталпията на образуване на B2O3fH0298 = -1461 kJ/mol):[9]

.

Като се изключат боридите, във всички свои съединения борът е от трета стенен на окисление. Обяснението е, че въпреки че неговите втора и трета йонизационна енергия са много по-високи от тези на останалите елменти, поради крйносиметричната 2р-орбитала и много малкия атомен радиус на бора, един електрон от двойката 2s2-електрони сравнително лесно преминава на свободната 2p-оритала. Енегрията, отделена при двете допълнителни ковалентни връзки, е достатъчна да компенсира този преход и тогава борът функционира като тривалентен. Наличието на 3 електрона при 4 външни орбитали определя и акцепторните свойства на бора. Прост йон B3+ не може да се образува поради много стойност на сумата от йонизационните енергии. Този факт и високата електроотрицателност на бора определят неметалният му характер.[9]

С халогените реагира при нагряване, давайки безцветни летливи BX3 (X = F, Cl, Br, I).[8]

Съединения[редактиране | редактиране на кода]

Двуелемнтни съединения на бора

Бориди[редактиране | редактиране на кода]

Борът дава съединения с всички метали, освен с някои от по-тежките – Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl, Sn, Sb, Pb, Bi. Най-често боридите се получават при взимодействие на бора с металите или техните оксиди:[9]

(полимерни форми).

Известни са и други методи:

  • редукция на борни халогениди с метал, понякога в присъствие на водород:

  • редукция на смес от борен и метален оксид с въглерод:

  • редукция на метален оксид с борен карбид:

и други.

Поради малкия атомен радиус на бора се получават много разнообразни по свойства и стехеометричен състав бориди – от M5B до MB100.[10] Най-често се срещат боридите M4B, M3B, M2B, M3B2, MB, M3B4, MB2, M2B5, MB4, MB6 и MB12.[9]

Видове бориди[9]
Вед борид Елементи, образущи го Строеж
MB ? Първият вид бориди е с изолирани борни атоми, когато броят на металните атоми по-голямот броя на борните.
M3B Tc, Re, Co, Ni, Pd При вторите три вида бориди решетката е изградена от метаните атоми, а борните атоми, или двойката борни атоми, са разположени в междините на решетката
M2B Ta, Mo, W, Mn, Fe, Co, Ni, Be
M3B2 V, Nb, Ta
MB Ti, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mn, Ni, Fe (проста верига) Третият вид бориди са със зигзаговидни вериги от борни атоми в кристалната решетка.
структура на FeB
Структурата с двойни вериги заема междинно положение между едноверижната и слоестата (мрежеста структура)
M3B4 Ti, V, Nb, Ta, Mn, Ni (двойна верига)
MB2 Mg, Al, Sc, Y, Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re, Ru, Os, U, Pu Четвъртият вид бориди са с двумерна, мрежеста стрктура. Тя се състои от редуващи се слоеве метални и борни атоми. Всеки борен атом граничи с 3 метални атома и е свързан с общо 6 метални атома – 3 отгоре и 3 отдолу на слоя от борни атоми. Всеки метален атом е свързан по този начин с 12 борни атома. Затова връзката е много здрава и температурата на топене е много висока.
MB4 ? Четвъртият вид бориди са с по-голям брой борни атоми. Структурата им е кубична, често тип CsCl, при която в центъра се намира металният атом, а върховете на куба представляват октаедри, изградени от 6 борни атома. Така всеки октаевър е свързан с по една връзка с върховете на съседните октаедри. По този начин всеки от тях остава в центъра на куб, ограден от 8 метални атома, разположени по върховете му.

MIIB6 са полупроводници, а MIIIB6 и MIVB6 имат мека проводимост.

Такъв вид бориди образуват металите с голям атомен радиус.Те също кристализират в кубична сингория, но тип NaCl. Местата на хлорнити атоми заемат кубо-октаедрични клъстери, изградени о борни атоми.

MB6+ са едни от най-твърдите известни вещества.[10]

MB6 MIB6 (Na,K); MIIB6 (Ca, Sr, Ba, Eu, Yb, La); MIIIB6 (редкоземни метали); MIVB6 (Th)
MB10 ?
MB12 Sc, Y, Zr, лантаноиди иактиноиди
MB12+ ?

Всички бориди са много твърди, високотопими, химически инертни в широк температурен интервал и някои от тях имат по-голяма електропроводимост, отколкото съответнине метали. Те се използват за парки на турбини, горивми камери, бакетни дюзи, тигли, вани за метални и други стопилки, покримане на метални конструкции, обработване на метали, електроди при индустриални високотемпературни производства и други.[9]

Повечето бориди са инертни спрямо неокисляващи киселини, но Be2B и MgB2 реагират с водни разтвори на киселини, образувайки борани.[10] Силни окисляващи киселини като азотната или гореща сярна реагират с повечето бориди.

Борани[редактиране | редактиране на кода]

Водородът не взаимодейства с бора дори при висока температура, затова бороводородите се получават по косвени начини. Бораните (борните хидриди) са леко окисляващи съединения. Познати са няколко вида. Те са синтезирани и характеризирани от немският химик Алфред Сток в периода 1912г. – 1937г., който също им дал името борани. Като главен хидрид се явява диборанът BH3. Бораните могат да бъдът твърди, течни и газообразни. Първите членове са летливи и затова токсични. При горенето на борани се отделя много повече топлина, отколкото при горенето на въгреводороди.[8]

Халогениди[редактиране | редактиране на кода]

Борът образува халогениди с всички халогени. Те са мономери в твърдо, течно и газообразно състояние за разлика от халгенидите на останалите елементи в IIIA група.Стрктурата на молекулите им е планарна с ъгъл ХВХ = 120°, което показва, че борният атом е в sp2-хибридизация.[9]

Борният трифлуорид се получава при взаимодействие на B2O3 и CaF2 с конц.H2SO4:

.

Връзката B-F в борният трифлуорид е най-здравата позната единична връзка.

При хидролизата му се образува комплексната флуороборна кислина:

.

Нейните соли се получават лесно при взаимодействие на метални фруориди с BF3:

.

H[BF4] е много силна киселина и алкалните тетрафлуороборати са стабилни съединения, разтворите на които не търпяят хидролиза. Тетрахалогенборатите, съдържащи [BCl4]-, [BBr4]- и [BI4]- ,могат да се получават само в неводни разтвори.

Борният трихлорид и BBr3 се получават при директно взаимодействие на хлор или бром с B2O3 в присъствие на въглерод:

.

Борният трийодид се получава при взаимодействие на NaBH4 с йод при нагряване:

.

Кислородсъдържащи съединения[редактиране | редактиране на кода]

Диборен триоксид[редактиране | редактиране на кода]

Кислородсъдържащите съединения на бора са многобройни и разнообразни. Най-простото от тях е борният оксид B2O3. Той се получава при бързо загряване на H3BO3, която най-напред се стапя и след това се обезводнява. Самият оксид при тези условия е в стопено състояние. Той е едно от веществата, които най-трудно кристализират и при охлаждане на стопилка остават във вид на стъкло, подобно на SiO2.[9] Дълго време B2O3 е бил познат само като стъкловидна маса. В стопилката му се разтварят много метални оксиди и дават различно оцветени стъкла. Борният оксид реагира с водата до борна киселина.

Борна киселина[редактиране | редактиране на кода]

В практиката борната киселина се полечава при взаимодействие на боракс със солна киселина:

.

Борната киселина е много по-малко разтворима във вода от NaCl при стайна температура и кристализира във вид на люспести блстящи моноклинни кристали. С повишаване на температурата разтворимостта ѝ нараства. Структурата на H3BO3 е солеста, изградена от {BO3} единици, свързани по между си с несиметрични водородни връзки. Слоевете са свързани по между си със слаби вандерваалсови сили на връзки. Това обяснява малката твърдост и плътност на кристалите на H3BO3 и цепителността ѝ на тънки люспести кристали. Борната киселина е много слаба едносновна Люисова киселина и комплексът, който дава с водата е източник на протони:

.[9]

Много разредети разтвори на борната киселина се използват в медицината. Разредените разтвори на борната киселина се използват в първия охлаждащ контур на ядрените реактори и централи.[9]

Борната киселина може да се представи също с формулата H[B(OH)4]. При взаимодействие с H2O2, една OH група се заменя с една пероксидна група и се получава монопероксоборна киселина. При замяна на OH групите в H[B(OH)4] с флуоридни йони се получава серия от флуороборни киселини – H[BF(OH)3], H[BF2(OH)2], H[BF3(OH)], H[BF4]. Те са познати предимно в разтвор, но някои от тях могат да се синтезират.

При загряване на борната киселина, преди да се получи борният оксид, най-напред се отдуля една молекула вода и се образува метаборна киселина, HBO2. Тя е известна в кубична, моноклинна и ромбоедична полиморфни модификации.

При обезводняване на H3BO3 освен мономерната форма и метаборната киселина, се получават и други форми – пироборна киселина (B2) и метаборни киселини (B3+).

Съединения с азота[редактиране | редактиране на кода]

Борен нитрид[редактиране | редактиране на кода]

Борният нитрид (BN) се получава много трудно. Той е синтетично произведен кристал, който се прави в две кристални форми – хексагонален борен нитрид (h-BN), аналогична на графита,[9] и кубичен борен нитрид (c-BN),[8] аналогичен на диаманта.[9] Изоелектронен е на въглеродната молекула и има аналогични свойства на полимерните форми на въглерода. В малки количества може да се получи при взаимодействие на B с NH3 при температура на бяла жар (1200°С). В по-големи количества се получа, като се стапя карбамид с борна киселина в амонячна атмосфера при висока температура.

Борнит нитрид е бял, има висока температура на топене като графита и се нарича „бял графит“.[9] Той е добър електроизолатор.

h-BN се приготвя по няколко начина, включващи загряване на борен оксид (B2O3) с амоняк. На молекулярно ниво това съединение представлява слоиста пудра, подобна на талка, като слоевете са съставени от един върху друг шесстоъгълници. Връзката между слоевете е много слаба, поради което той лесно се отлага при пипане. Това го прави подобен на графита и затова е мек и мазен. От такава пудра се изработват форми чрез горещо пресоване. Обработва се лесно механически, има високи електрично съпротивление и топлопроводност. Използва се за направата на електрически изолатори, леярски тигли и др.[8]

c-BN се ппроизвежда при много високи налягания (до 6200 atm) и висока температура (1200°С-2000°С). Така произведеният C-BN, наречен боразон, е втори по твърдост след диаманта. Благодарение на неговото високотемпературно окисление (над 1900°С), боразонът има много по-висока работна температура от диаманта, изгарящ до 800°С. Боразонът противодейства на ударни натоварвания и е по-нетрошлшив от диаманта.[8]

Боразини[редактиране | редактиране на кода]

Структура и размери на боразиновата молекула

Един клас от B–N съединения образува цикличният боразин (триборен триимид), B3N3H6, и неговите производни. Той се получава чрез загляване на BCl3 и NH4Cl, при което се отделя HCl и се получава междинният продукт (BClHN)3. Това съединение се рудуцира с NaBH4:

.

Боразинът има аналогична структура и близки физични константи на бензена и се нарича „неорганичен бензен“. Той е по-реакциоспособен от бензена и при обикновена температура реагира с киселини, основи и вода.

Някои физични свойства на боразина и бензена[9]
Свойства B3N3H6 C6H6
Молекулна маса, Mr 80,5 78,1
TT, °C -57 6
TK, °C 55 80
Плътност, тв. (g/cm3) 1,00 1,01
Повърхностно напрежение (dyn/cm) 31,1 31,0

При загряване на боразина се получават полимерни продукти, аналогични на нафталена, бифенила и други.

Карбиди[редактиране | редактиране на кода]

С въглерода над 1300°С образува карбида B4C, представляващ полимер – (B12C3)n. Конструкцията му е трудно разрушима и затова е твърд, здрав, химически инертен и термично устойчив.

История на изследванията[редактиране | редактиране на кода]

Производство[редактиране | редактиране на кода]

Елементарният бор се получава по различни начини – възстановяване от анхидрид с помощта на метали; електролитно редуциране от стопилки; редуциране на борни халогениди с водород. Възможна е и термична дисоциация на борните халогениди и хидриди.[8]

При загряване на боракс се получава H3BO3 вследствие на хидролизни процеси. По-нататък от H3BO3 се получава B2O3, който чрез редукция с Mg или алкални метали дава бор:

.

При тези условия се отделя аморфен бор, който трябва да се очисти от оксида и борида на редуктора.[9]

Друг по-евтин метод за получаване на нечист бор е чрез електролиза на K[BF4], който се разтваря в стопилка на евтекична смес от KCl и KF с температура на топене 800°С. Чист бор се получава чрез термична дисоцияция на боран или чрез редукция на BCl3 или BBr3 с водород:

.[9]

При тези реакции се получава също аморфен бор, който се загрва продължително при висока температура (под температурата на топене), при което се получава компатна кристална маса. Този метод е известен под названието прахова металургия. При нагряване на аморфен бор между 1000-1200°С се получават α- и β-ромбоедичните модификации.[9]

Приложение[редактиране | редактиране на кода]

За регулатор на мощтостта на ядрените реактори се използва 10B, който се характеризира с голямо напречно сечение на залавяне на топлинни неутрони (3836 b).[8] Ако е нужно да се използват материали с малко напречно сечение на залавяне на неутрони е подходящ изотопът 11B. Двата изотопа на бора дават възможност да се измерва потокът на неутроните чрез използване на два термистора – единият с 10B, а другият с 11B. В първият термстор се провежда ядрената реакция:

и отделената енергия повишава температурата на термистора многократно повече в единия, отколкото в другия.Тази разлика в температурите дава възможност чрез съответната градуировка да се определя интензивността на неутронния поток.

Бор-10 се използва и за напарвата на детектори за регистриране на бавни неутрони. Един такъв детектор е пропорционалният брояч, напълнен с BF3 (газ) при налягане под една атмостфера, с който се регистрират сигнали от α-частици. За да се увеличи ефективността на такъв детектор, във вътрешността се нанася твърд 10B.

Висока степен на поглъщане на топлинни топлинни неутрони от 10B се прилага и в медицината за облъчване на тумори. В пациента се инжектират борни съединения, които се нотрупват бързо и за предпочитане в тумора, след което туморнаната област се облъчва с топлинни неутрони.

В сплави на цветни и черни метали, борът повишава тяхната износоустойчивост и повишава температурите им на топене.[8] Борът най-добре очиства медта от разтворените в нея газове. Наситена с бор повъхрост (1-2.10-6 m дълбочина) довежда до образуването на бориди на тези метали, които са твърди и издръжливи на износване. Обикновено нанасянето на бора става чрез имплантация или дифузия при висока температура. Той влиза в състава на корозиоустойчиви и топлоиздръжливи справи, като например феробор. До 10% добавка от бор повишава механичните свойства на стоманата и славите на цветните метали.[8]

Биологични ефекти[редактиране | редактиране на кода]

За много живи организми борът е жизненонеобходим, а заедно с медта, магнезия, молибдена и цинка, е микроелемент.[8] Борът повишава усвояването на калция, магнезия и витамин С в организма.Недостигът на бор се отразява отрицателно на семенните култури, поради което в почвата се вкарват борни торове.

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF. // J. Molecular Spectroscopy 170. 1995. DOI:10.1006/jmsp.1995.1058. p. 82. Архивиран от оригинала на 2012-01-11. Посетен на 2018-01-17. (на английски)
  2. Melanie Schroeder. Eigenschaften von borreichen Boriden und Scandium-Aluminium-Oxid-Carbiden. // S. 139. (на немски)
  3. Lide, David R. (ed.). Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Handbook of Chemistry and Physics. CRC press, 2000. ISBN 0849304814. (на английски)
  4. Sur la décomposition et la recomposition de l'acide boracique. // Annales de chimie 68. 1808. p. 169 – 174. (на френски)
  5. Davy H. An account of some new analytical researches on the nature of certain bodies, particularly the alkalies, phosphorus, sulphur, carbonaceous matter, and the acids hitherto undecomposed: with some general observations on chemical theory. // Philosophical Transactions of the Royal Society of London 99. 1809. DOI:10.1098/rstl.1809.0005. p. 39 – 104. (на английски)
  6. а б Szegedi, S. et al. Determination of boron in glass by neutron transmission method. // Journal of Radioanalytical and Nuclear Chemistry Letters 146 (3). 1990. DOI:10.1007/BF02165219. p. 177. (на английски)
  7. а б Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements. // National Institute of Standards and Technology. (на английски)
  8. а б в г д е ж з и к л м н Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 249-253.
  9. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х ц ч Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 128-151.
  10. а б в King, R.. Encyclopedia of Inorganic Chemistry [10 Volumes] by. с. 417-441.