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Sesquioxyde de bore

composé chimique
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Le sesquioxyde de bore, ou par adaptation de l'anglais ou de l'allemand scientifique, le trioxyde de dibore simplifié en trioxyde de bore, est un composé chimique de formule B2O3 et donc faisant partie des oxydes du bore. Le sesquioxyde de bore se présente sous la forme d'un cristal blanc, de maille orthorhombique. Il est très peu soluble dans l'eau à 0 °C, mais plus soluble dans l'eau chaude.

Sesquioxyde de bore
Image illustrative de l’article Sesquioxyde de bore
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__ B3+      __ O2−
Identification
Synonymes

oxyde de bore, trioxyde de dibore, sesquioxyde de bore, oxyde borique, anhydride borique

No CAS 1303-86-2
No ECHA 100.013.751
No CE 215-125-8
PubChem 518682
SMILES
InChI
Apparence cristaux incolores à blancs[1], forme cristal pur blanche.
Propriétés chimiques
Formule B2O3  [Isomères]
Masse molaire[2] 69,62 ± 0,015 g/mol
B 31,06 %, O 68,94 %,
Propriétés physiques
T° fusion 450 °C[1], 460 °C
T° ébullition 1 860 °C[1]
Solubilité 36 g l−1 (eau, 25 °C)[1]
Masse volumique 2,46 g cm−3[1]
Cristallographie
Système cristallin Orthorhombique
Propriétés optiques
Indice de réfraction 1,64 1,61
Précautions
SGH[3]
SGH08 : Sensibilisant, mutagène, cancérogène, reprotoxique
H360FD, P201 et P308+P313
NFPA 704[3]

Symbole NFPA 704.

 
Transport[1]
non-soumis à régulation
Écotoxicologie
DL50 1 868 m^p g/kg (souris, intrapéritonéal)[4]

3 163 mg/kg (souris, oral)[4]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Il existe une seconde forme polymorphique, qui est la plus commune : il s'agit d'une matière vitreuse, soit un solide de forme amorphe translucide, incolore à blanc vitreux. Cependant il est possible de le faire cristalliser en totalité ou en partie après un lourd processus de recuit. La forme vitreuse qui possède une température de transition vitreuse entre 577 °C et 450 °C est plus légère, avec une masse volumique de 1,85 g/cm3, elle n'a pas les mêmes propriétés optiques (indice de réfraction biaxe de 1,459 et 1,481) et montre une solubilité plus faible dans l'eau : 1,1 g pour 100 g d'eau à 0 °C mais 15,7 g pour 100 g d'eau à 100 °C. Elle est toutefois soluble dans l'acide, l'alcool à 95° et la glycérine ou glycérol.

Cette matière vitreuse incolore se retrouve dans la composition de certains verres spéciaux.

Structure

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Le sesquioxyde de bore vitreux ou γ-B2O3 est supposément composé de boroxol cyclique qui sont des cycles de six éléments alternés entre bore trivalents et oxygène divalents. Cette théorie est controversée étant donné qu'aucun modèle n'a encore été fait de trioxyde de bore vitreux contenant ce genre de cycles et qui soit de la densité correcte. Les cycles formeraient quelques triangles de BO3 mais se polymérisent essentiellement sous forme de rubans ou de couches stratifiées[5],[6].

La forme cristalline du trioxyde de bore ou α-B2O3[7] est exclusivement composée de triangles de BO3. Cette structure trigonale similaire à la configuration trapézoédrique du quartz subit une transformation du type de la coésite vers une configuration monoclinique en β-B2O3 lorsque soumise à plusieurs gigapascals (9,5 GPa)[8].

La cristallisation de l'α-B2O3 à température ambiante est cinétiquement très défavorable, les conditions limites pour la cristallisation du solide amorphe sont de 10 kbar et 200 °C[9].

L'appartenance de sa structure aux groupes d'énantiomorphes P31 (#144) ; P32 (#145)[7],[10] (comme la γ-glycine) a été révisée a posteriori, sa structure appartenant en fait aux groupes d'énantiomorphes P3121 (#152) ; P3221 (#154)[11](comme le quartz α).

Préparation

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Le trioxyde de bore est produit en traitant le borax avec de l'acide sulfurique dans un four à fusion à des températures supérieures à 750 °C, où il y a séparation de phase entre l'oxyde de bore fondu et le sulfate de sodium. Le composé obtenu, une fois décanté et refroidi, est d'une pureté avoisinant les 96 à 97 %[12].

Une méthode alternative consiste à chauffer de l'acide borique à plus de 300 °C. L'acide borique se décompose en eau et en acide métaborique (HBO2) à 170 °C puis en eau et trioxyde de bore à 300 °C selon les réactions suivantes :

H3BO3 → HBO2 + H2O
2HBO2 → B2O3 + H2O

L'acide borique permet la création de B2O3 anhydre sous forme microcristalline lorsqu'on utilise un séchoir en lit fluidisé à chauffage indirect[13].

Dureté

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Le module d'élasticité isostatique du β-B2O3 est de 180 GPa, ce qui est assez élevé, sa dureté Vickers ainsi que celle du γ-B2O3 s'élevant à 16 GPa[14].

Réactivité

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Le trioxyde de bore est un acide ; il est hygroscopique et se transforme en acide borique au contact de l'eau. Par réduction avec le magnésium, le potassium ou le dihydrogène il est possible d'obtenir du bore.

B2O3 + 3 Mg → 2 B + 3 MgO (ΔH = −533 kJ)

C'est d'ailleurs de cette façon que fut synthétisé pour la première fois le bore. En 1808, les chimistes français Louis Joseph Gay-Lussac et Louis Jacques Thénard réussissent à obtenir du bore impur par réduction du trioxyde de bore par le potassium[15]. Le premier échantillon de bore à haute pureté fut, lui, obtenu en 1909 par le chimiste américain Ezekiel Weintraub, par réduction du trioxyde de bore par le dihydrogène sous arc électrique[16].

B2O3 peut être considéré comme l'équivalent d'un anhydride d'acide. Il réagit à chaud avec les oxydes métalliques, par exemple :

B2O3 + CaO → Ca (BO2)2 métaborate coloré

Cette réaction qui génère avec des oxydes métalliques des (méta)borates diversement colorés est l'équivalent du test à la perle de borax[17]. On comprend son rôle comme flux de brasage, par cette capacité à incorporer les métaux dans une structure métaborate ou de borates souvent très complexes.

Il présente aussi un caractère basique avec des oxydes très acides, du type P2O5 ou As2O5

B2O3 + P2O5 → 2 BPO4

Applications

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Notes et références

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  1. ↑ a b c d e et f Entrée « Boron oxide » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 1er octobre 2012 (JavaScript nécessaire)
  2. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. ↑ a b et c Fiche Sigma-Aldrich du composé Boric anhydride, consultée le 1er octobre 2012.
  4. ↑ a et b Toxicometric Parameters of Industrial Toxic Chemicals Under Single Exposure, Izmerov, N.F. et al., Moscow, Centre of International Projects, GKNT, 1982, vol. -, p. 27, 1982.
  5. ↑ (en) H. Eckert, « Structural characterization of noncrystalline solids and glasses using solid state NMR », Prog. Nucl. Magn. Reson. Spectrosc., vol. 24, no 3,‎ , p. 159–293 (DOI 10.1016/0079-6565(92)80001-V).
  6. ↑ (en) S.-J. Hwang, C. Fernandez et al., « Quantitative study of the short range order in B2O3 and B2S3 by MAS and two-dimensional triple-quantum MAS 11B NMR », Solid State Nucl. Magn. Reson., vol. 8, no 2,‎ , p. 109–121 (PMID 9203284, DOI 10.1016/S0926-2040(96)01280-5).
  7. ↑ a et b (en) G. E. Gurr, P. W. Montgomery et al., « The Crystal Structure of Trigonal Diboron Trioxide », Acta Crystallogr. Sect. B, vol. 26, no 7,‎ , p. 906–915 (DOI 10.1107/S0567740870003369).
  8. ↑ (en) V. V. Brazhkin, Y. Katayama et al., « Structural transformations in liquid, crystalline and glassy B2O3 under high pressure », JETP Lett., vol. 78, no 6,‎ , p. 393–397 (DOI 10.1134/1.1630134, lire en ligne).
  9. ↑ (en) M. J. Aziz, E. Nygren et al., « Crystal growth kinetics of boron oxide under pressure », J. Appl. Phys., vol. 57, no 6,‎ , p. 2233-2242 (DOI 10.1063/1.334368, lire en ligne).
  10. ↑ (en) S. L. Strong, A. F. Wells et al., « On the crystal structure of B2O3 », Acta Crystallogr. Sect. B, vol. 27, no 8,‎ , p. 1662–1663 (DOI 10.1107/S0567740871004515).
  11. ↑ (en) H. Effenberger, C. L. Lengauer et al., « Trigonal B2O3 with higher space-group symmetry: results of a reevaluation », Monatsh. Chem., vol. 132, no 12,‎ , p. 1515-1517 (DOI 10.1007/s007060170008).
  12. ↑ (en) P. Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, McGraw-Hill, , 1086 p. (ISBN 978-0-07-049439-8, présentation en ligne), p. 119.
  13. ↑ (en) S. Kocakuşak, K. Akçay et al., « Production of anhydrous, crystalline boron oxide in fluidized bed reactor », Chem. Eng. Process., vol. 35, no 4,‎ , p. 311–317 (DOI 10.1016/0255-2701(95)04142-7).
  14. ↑ (en) V. A. Mukhanov, O. O. Kurakevich et al., « On the hardness of boron (III) oxide », J. Superhard Mater., vol. 30, no 1,‎ , p. 71-72 (DOI 10.1007/s11961-008-1009-6)
  15. ↑ J. L. Gay-Lussac et L. J. Thénard, « Sur la décomposition et la recomposition de l'acide boracique », Annal. Chim., vol. 68,‎ , p. 169–174 (lire en ligne).
  16. ↑ (en) E. Weintraub, « Preparation and properties of pure boron », T. Am. Electrochem. Soc., vol. 16,‎ , p. 165–184.
  17. ↑ L'oxyde de cobalt donne un bleu intense.

Voir aussi

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Articles connexes

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Liens externes

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