Dibortetrachlorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Dibortetrachlorid
Andere Namen	Tetrachlordiboran
Summenformel	B2Cl4
Kurzbeschreibung	farblose Flüssigkeit[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 13701-67-2 PubChem 139548 Wikidata Q5272281
Eigenschaften
Molare Masse	163,43 g·mol−1
Aggregatzustand	flüssig[1]
Dichte	1,5 g·cm−3 (0 °C)[2]
Schmelzpunkt	−92,6 °C[1]
Siedepunkt	65,5 °C[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[3]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Dibortetrachlorid ist eine chemische Verbindung des Bors aus der Gruppe der Chloride.

Dibortetrachlorid kann durch Reaktion von Bortrichlorid mit Quecksilber oder Kupfer^[4] in einer elektrischen Entladung gewonnen werden.^[1]

${\displaystyle \mathrm {2\ BCl_{3}+2\ Hg\longrightarrow B_{2}Cl_{4}+Hg_{2}Cl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ BCl_{3}+2\ Cu\longrightarrow B_{2}Cl_{4}+2\ CuCl} }$

Dibortetrachlorid ist eine farblose Flüssigkeit, die sich in Wasser unter Bildung von Borsäure und Salzsäure löst.^[2]

${\displaystyle \mathrm {B_{2}Cl_{4}+6\ H_{2}O\longrightarrow 2\ B(OH)_{3}+H_{2}+4\ HCl} }$

Wie auch die anderen Bortetrahalogenide zersetzt sie sich bereits bei Raumtemperatur^[5], wobei die Zersetzungsgeschwindigkeit unter dem katalytischen Einfluss der Zersetzungsprodukte steigt.

${\displaystyle \mathrm {B_{2}Cl_{4}\longrightarrow 1/n(BCl)_{n}+BCl_{3}} }$

An Luft entzündet sich die Verbindung unmittelbar.^[1]

${\displaystyle \mathrm {6\ B_{2}Cl_{4}+3\ O_{2}\longrightarrow 2\ B_{2}O_{3}+8\ BCl_{3}} }$

Im festen Zustand hat sie eine orthorhombische Kristallstruktur mit der Raumgruppe Pbca (Raumgruppen-Nr. 61)Vorlage:Raumgruppe/61.^[2] Dibortetrachlorid bildet mit Donatoren D (z. B. Schwefelwasserstoff) Addukte des Typs B₂Cl₄·2D. Mit Wasserstoff reagiert es unter Bildung von Dichlorboran.^[4]

Die Struktur von Dibortetrachlorid, B₂Cl₄, wurde mittels Gas-Elektronenbeugung bestimmt.^[6] Die Moleküle besitzen D_2d-Symmetrie, d. h. die beiden planaren BBCl₂-Einheiten stehen senkrecht aufeinander (Torsionswinkel Cl-B-B-Cl 90°). Der B-B-Abstand beträgt 1.70(4) Å, der B-Cl-Abstand 1.750(5) Å, der Cl-B-Cl-Winkel 118.7(3)°. Damit unterscheidet sich B₂Cl₄ deutlich von B₂F₄, das insgesamt ein planares Molekül ist.

Dibortetrachlorid kann zur Herstellung von Organoborverbindungen verwendet werden.^[7] Durch Reaktion mit Antimontrifluorid kann Dibortetrafluorid gewonnen werden.^[8]

${\displaystyle \mathrm {3\ B_{2}Cl_{4}+4\ SbF_{3}\longrightarrow 3\ B_{2}F_{4}+4\ SbCl_{3}} }$

1. ↑ ^{a b c d e} Georg Brauer, unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a. (Hrsg.): Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band 1. Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 799. 
2. ↑ ^{a b c d} Jean d’Ans, Ellen Lax, Roger Blachnik: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Springer DE, 1998, ISBN 3-642-58842-5, S. 314 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
3. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
4. ↑ ^{a b} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1033.
5. ↑ Wiley-VCH: Ullmann’s Fine Chemicals. John Wiley & Sons, 2013, ISBN 978-3-527-68357-4, S. 351 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
6. ↑ Robert R. Ryan, Kenneth Hedberg: Effect of Temperature on the Structure of Gaseous Molecules. II. An Electron‐Diffraction Investigation of the Molecular Structures of B₂Cl₄ and SiCl₄. The Potential Function for Internal Rotation in B₂Cl₄. In: The Journal of Chemical Physics. Band 50, Nr. 11, 1. Juni 1969, S. 4986–4995, doi:10.1063/1.1670995. 
7. ↑ Grant Urry, James Kerrigan, Theran D. Parsons, H. I. Schlesinger: Diboron Tetrachloride, B2Cl4, as a Reagent for the Synthesis of Organo-boron Compounds. I. The Reaction of Diboron Tetrachloride with Ethylene. In: Journal of the American Chemical Society. 76, 1954, S. 5299–5301, doi:10.1021/ja01650a011.
8. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1033.