ملخص: البورون (B) شبه فلز خامل نسبيًا في الظروف القياسية، لكنه يُكوّن مركبات بالغة الأهمية كالبوراكس وحمض البوريك. يتميز بنظيرين مستقرين، ويُستخدم في صناعة الزجاج المقاوم للحرارة وقضبان التحكم في المفاعلات النووية. هذه المقالة دليل شامل يغطي خصائصه وتفاعلاته ومركباته واستخداماته.
البورون (B) عنصر كيميائي يُصنَّف ضمن أشباه الفلزات، ويقع في الدورة الثانية من الجدول الدوري في أعلى المجموعة الثالثة عشرة. ونظرًا لموقعه الإلكتروني الفريد \(\ce{1s^2 2s^2 2p^1}\)، فإنه يُظهر سلوكًا كيميائيًا مميزًا يجعله محورًا مهمًا في دراسة الكيمياء غير العضوية.
لا يوجد البورون حرًا في الطبيعة بسبب ميله للاتحاد مع الأكسجين. يوجد في حالتين بلوريتين رئيسيتين، ويتميز بخموله النسبي في درجة حرارة الغرفة نتيجة لتكوّن طبقة واقية من أكسيد البورون على سطحه. إلا أن هذا الخمول يزول عند درجات الحرارة المرتفعة، حيث يُظهر نشاطًا كيميائيًا ملحوظًا.
ورغم خموله، يرتبط البورون بوفرة من المركبات المهمة، أبرزها معادن البورات الطبيعية مثل البوراكس، والمركبات الهاليدية مثل ثلاثي بروميد البورون \(\ce{BBr3}\). كما يتميز بوجود نظيرين مستقرين هما البورون-10 والبورون-11، في حين أن بقية نظائره – وعددها 14 – نظائر مشعة ذات أنصاف أعمار قصيرة[1].
في هذه المقالة من "دورق الكيمياء"، سنستعرض خصائصه الفيزيائية والكيميائية، ونتابع رحلته من موقعه في الطبيعة إلى تطبيقاته الصناعية والعلمية المتقدمة.
الخواص الإلكترونية والأساسية
لفهم كيمياء البورون، لا بد من البدء بتركيبه الإلكتروني. يقع البورون في المجموعة الثالثة عشرة، ويمتلك ثلاثة إلكترونات تكافؤ (\(2s^2 2p^1\)). هذا التوزيع يمنحه حالة أكسدة شائعة هي +3، وقابلية لتكوين مركبات تعاني من نقص إلكتروني، مما يفسر سلوك أحماض لويس القوي للعديد من مركباته.
| الخاصية | القيمة |
|---|---|
| التصنيف | شبه فلز. |
| الرمز الكيميائي | B |
| العدد الذري | 5 |
| الوزن الذري | 10.811 جم/مول |
| نصف القطر الذري | 90 بيكومتر |
| السالبية الكهربائية | 2.04 (مقياس لينوس بولينج) |
| التوزيع الإلكتروني | \(\ce{1s^2 2s^2 2p^1}\) |
| أرقام الأكسدة | +3 (الأكثر شيوعًا)، +1 و+2 نادران جدًا |
الخصائص الفيزيائية
| الخاصية | القيمة |
|---|---|
| الطور | صلب |
| اللون | بني (لا بلوري)، أسود (بلوري)[2] |
| الكثافة | 2.34 جم/سم³ |
| نقطة الانصهار | 2350 كلفن (2077 °C) |
| نقطة الغليان | 4273 كلفن (4000 °C) |
| الصلابة | ~9.5 على مقياس موس |
| التوصيل الكهربائي | رديء (منخفض) |
| التوصيل الحراري | 27 واط·م⁻¹·كلفن⁻¹ |
| الذوبانية في الماء | غير قابل للذوبان (البورون النقي)[4] |
الخواص الكيميائية والسلامة
السلوك الكيميائي العام: البورون خامل نسبيًا عند درجة حرارة الغرفة بسبب طبقة الأكسيد الواقية، لكنه يزداد نشاطًا عند التسخين. أكسيده (\(\ce{B2O3}\)) حمضي ضعيف، وهو يتفاعل مع الفلزات عند درجات حرارة مرتفعة ليكوّن البوريدات (مثل بوريد المغنيسيوم \(\ce{MgB2}\)).
| الخاصية | القيمة |
|---|---|
| السمية | تعتمد على الشكل الكيميائي وطريق التعرّض؛ سُمية البورون العنصري منخفضة، بينما تظهر السمية الجهازية لبعض مركباته كحمض البوريك. (انظر التفاصيل أدناه). |
| حرارة الاحتراق | -1273.5 كيلو جول/مول (للصلب، وهي نصف حرارة تكوين \(\ce{B2O3}\)). |
ملاحظة حول سمية البورون ومركباته: تختلف درجة السمية اختلافًا جوهريًا وفقًا للشكل الكيميائي للبورون. فالبورون العنصري النقي يُعتبر منخفض السمية عمومًا، بينما تظهر السمية الجهازية بشكل أوضح في بعض مركباته القابلة للذوبان، وأبرزها حمض البوريك.
وتعتمد الخطورة بشكل حاسم على عاملين: الجرعة المُتناولة، وعمر الفرد. ففي مراجعة واسعة شملت 784 حالة تعرض لحمض البوريك بجرعات كبيرة (10-88 جم)، لم تُسجّل أي وفيات، وظهرت الأعراض في أقلية صغيرة فقط من الحالات. وهذا يوضح أن تناول مركبات البورون بجرعات منخفضة غير مميت في الغالب، لكنه قد يكون خطيرًا عند تجاوز عتبات معينة، خاصة لدى الرضع والأطفال.
الوجود الطبيعي والاستخلاص
لا يوجد البورون في الطبيعة على صورته الحرة، بل يوجد غالبًا في صورة معادن البورات. وتشير التقديرات إلى أن نسبة البورون في القشرة الأرضية تبلغ نحو 10 أجزاء في المليون. يوجد بشكل رئيسي في معادن مثل:
- البوراكس (رباعي بورات الصوديوم) \(\ce{Na2B4O7·10H2O}\)
- الكوليمانيت \(\ce{Ca2B6O11·5H2O}\)
- اليكسايت \(\ce{NaCaB5O9·8H2O}\)
توجد أكبر رواسب معادن البورون في عدة مناطق من العالم، من أهمها الولايات المتحدة وتركيا وأجزاء من أمريكا الجنوبية. كما توجد تراكيز صغيرة من البورون في مياه البحار والتربة وبعض المعادن. لعزل البورون النقي، يُعتمد على اختزال مركباته المتطايرة ككلوريد البورون (\(\ce{BCl3}\)) بغاز الهيدروجين على أسلاك مسخنة، وهي الطريقة التي أتاحت دراسة خواصه النقية لأول مرة.
اقرأ أيضًا: عنصر البريليوم.
نظائر البورون
للبورون خمسة عشر نظيرًا معروفًا، تتراوح أعدادها الكتلية من 7 إلى 21. يمكن تصنيفها إلى فئتين رئيستين: نظائر مستقرة طبيعية، ونظائر مشعة ذات أعمار نصف قصيرة للغاية تُنتج في المختبرات.
| النظير | الرمز | عدد النيوترونات | الكتلة الذرية (u) | الوفرة الطبيعية |
|---|---|---|---|---|
| بورون-10 | \(\ce{^10B}\) | 5 | 10.01293 | 19.9% |
| بورون-11 | \(\ce{^11B}\) | 6 | 11.00930 | 80.1% |
| النظير | الرمز | عدد النيوترونات | الكتلة الذرية (u) | عمر النصف | نمط الاضمحلال |
|---|---|---|---|---|---|
| بورون-7 | \(\ce{^7B}\) | 2 | 7.02992 | 150 يوكتو ثانية | إصدار بروتون (\(p\)) |
| بورون-8 | \(\ce{^8B}\) | 3 | 8.02460 | 770 ملي ثانية | إصدار بوزيترون (\(\beta^+\)) |
| بورون-9 | \(\ce{^9B}\) | 4 | 9.01332 | أقل من 17.35 ملي ثانية | إصدار بروتون (\(p\)) |
| بورون-12 | \(\ce{^12B}\) | 7 | 12.01435 | 20.2 ملي ثانية | إصدار إلكترون (\(\beta^-\)) |
النظائر المستقرة للبورون هما: \(\ce{^10B}\) و \(\ce{^11B}\). يمثل النظير بورون-10 حوالي 19.9% من الوفرة الطبيعية، بينما بورون-11 يمثل النسبة المتبقية وقدرها 80.1%.
النظائر المشعة: تضم أربعة عشر نظيرًا مشعًا، تتميز جميعها بعمر نصف قصير جدًا. وتتفاوت أنماط اضمحلالها تبعًا لكتلها: فالنظائر الأخف من بورون-11 تتحول إلى البريليوم ثم إلى الهيليوم، بينما تضمحل النظائر الأثقل إلى الكربون.
تفاعلات البورون المختارة
كما ذكرنا سابقًا، فإن هذا العنصر ليس لديه نشاط تفاعلي كبير في الظروف العادية بسبب طبقة الأكسيد الواقية. فيما يلي مناقشة بعض تفاعلات البورون:
1. التفاعل مع الأحماض: البورون البلوري لا يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك المسخن أو غير المسخن ولا مع حمض الهيدروفلوريك المغلي. لكن مسحوق البورون يتأكسد ببطء عند معالجته بحمض النيتريك المركز، \(\ce{HNO3}\).
2. التفاعل مع الهواء: لا يتفاعل البورون مع الهواء عند درجة حرارة الغرفة. لكن في درجات الحرارة المرتفعة، يتفاعل مع الأكسجين مكونًا أكسيد البورون (III).
\[\ce{4B(s) + 3O2(g) -> 2B2O3(s)}\]
3. التفاعل مع الهالوجينات (الهلجنة): يتفاعل البورون مع الهالوجينات؛ الفلور والكلور والبروم، مكونًا البورون (III) ثلاثي الهاليدات.
\[\ce{2B(s) + 3F2(g) -> 2BF3(g)}\] \[\ce{2B(s) + 3Cl2(g) -> 2BCl3(l)}\] \[\ce{2B(s) + 3Br2(g) -> 2BBr3(l)}\]
4. التفاعل مع الماء (الإماهة): في الظروف الطبيعية، لا يتفاعل البورون مع الماء. لكن عند درجات حرارة مرتفعة جدًا، يتفاعل مع بخار الماء لإطلاق غاز الهيدروجين وتكوين أكسيد البورون وفق المعادلة:
\[\ce{2B(s) + 3H2O(g) ->[\Delta] B2O3(s) + 3H2(g)}\]
5. التفاعل مع المعادن: عند درجات حرارة عالية، يتحد البورون مباشرة مع العديد من المعادن ليكوّن البوريدات، مثل بوريد المغنيسيوم \(\ce{MgB2}\)، وهو مركب معروف بخصائصه فائقة التوصيل.
مركبات البورون الرئيسية
فيما يلي بعض مركبات البورون الهامة:
1. البوراكس (البورق): تُظهر معادن البورات الصلبة تنوعًا بنائيًا يشمل خمسة أنواع من الهياكل، وتقوم جميعها على وحدات أنيونية من البورون المرتبط بالأكسجين (\(\ce{BO3^{3-}}\)). أكثر هذه المعادن شيوعًا هو رباعي بورات الصوديوم، المعروف علميًا باسم البوراكس \(\ce{Na2B4O7 · 10H2O}\)، والذي يتكون طبيعيًا في طبقات الملح المتبخرة. استُخدم البوراكس تاريخيًا في صناعة الصابون والمطهرات الخفيفة، كما تُستغل قدرته على إذابة الأكاسيد المعدنية في تطبيقات اللحام كعامل تدفق (Flux).
2. حمض البوريك: مادة صلبة بيضاء تُعرف أيضًا بحمض البوراسيك أو حمض الأورثوبوريك، وصيغته الكيميائية \(\ce{H3BO3}\). يُحضّر صناعيًا بمعالجة محلول مركّز من البوراكس مع حمض الكبريتيك أو حمض الهيدروكلوريك. تتعدد تطبيقاته لتشمل: استخدامه كمطهر لطيف للحروق والجروح، وكمكوّن رئيسي في غسول العين، ومثبط للّهب في الأقمشة، وفي محاليل طلاء النيكل بالكهرباء، ودباغة الجلود، إضافة إلى دوره كمحفز في العديد من التفاعلات العضوية.
3. هاليدات البورون: ثلاثي هاليدات البورون هي: البورون ثلاثي فلوريد (\(\ce{BF3}\))، والبورون ثلاثي كلوريد (\(\ce{BCl3}\))، والبورون ثلاثي البروميد (\(\ce{BBr3}\)). وهي مواد كيميائية صناعية مهمة لها استخدام متزايد كمحفزات حمض لويس، وفي عمليات ترسيب البخار الكيميائي (CVD).
تستخدم هاليدات البورون على نطاق واسع في المختبر كمحفزات وكواشف في أنواع عديدة من التفاعلات العضوية، وكمواد أولية للعديد من مركبات البورون العضوية وغير العضوية. تعتبر تفاعلات \(\ce{BCl3}\) (وبدرجة أقل \(\ce{BBr3}\)) مع الغازات في ترسيب البخار الكيميائي (CVD) ذات أهمية تجارية كبيرة.
ثلاثي هاليدات البورون (\(\ce{BX3}\)) عبارة عن جزيئات مستوية ثلاثية الزوايا ذات تهجين \(\ce{sp^2}\)، وزوايا \(\ce{X-B-X}\) تساوي 120 درجة. وهي تعتبر أحماض لويس قوية. ومع ذلك، فإن ترتيب القوة النسبية للحمض (\(BI_3 ≥ BBr_3 > BCl_3 > BF_3\)) يتعارض مع ما هو متوقع بناءً على الكهربية والأحجام الذرية لذرات الهالوجين.
4. كبريتيد البورون: هو مركب كيميائي له الصيغة \(\ce{B2S3}\)، وهو أصفر باهت اللون، كثافته 1.7 جم/سم³، ويتفكك في الماء. يمكن تحضيره بعدة طرق، منها تفاعل بوريدات الحديد أو المغنيسيوم مع كبريتيد الهيدروجين عند درجة حرارة تزيد عن 300°م.
\[\ce{2FeB + 4H2S -> B2S3 + FeS + 4H2}\]
5. مركبات أخرى للبورون: مثل أمين بورانيس، بوروهيدريد، كاربورانيس، ألكيل وأريل بورانيس، أحماض البورينيك والبورونيك، بورازين، واسترات حمض البوريك.
تاريخ اكتشاف البورون [3]
يعود استخدام البشر للبورق (البوراكس) إلى آلاف السنين، حيث استُخدم في صناعة الزجاج والخزف والصابون. ظل المصدر الوحيد لهذا المعدن لقرون طويلة هو الرواسب المتبلورة في بحيرة يامدوك تشو في التبت.
شهد عام 1808 نقطة تحول، حين قام ثلاثة علماء - لويس جاي لوساك ولويس جاك ثينارد في باريس، والسير همفري ديفي في لندن - باستخلاص البورون من البوراكس بشكل مستقل عن بعضهم البعض، وذلك بتسخينه مع معدن البوتاسيوم. لكن العينة الناتجة لم تكن نقية؛ إذ يكاد يكون من المستحيل الحصول على البورون النقي بالطرق البدائية.
في عام 1892، نجح الكيميائي الفرنسي هنري مواسان في عزل صورة أنقى من البورون باستخدام الصوديوم كعامل مختزل. ثم جاء الإنجاز الحاسم عام 1909 على يد الأمريكي إي. وينتراوب، الذي أنتج بورونًا نقيًا تمامًا عبر اختزال كلوريد البورون (\(\ce{BCl3}\)) بغاز الهيدروجين على سلك ساخن. كان لهذا الإنجاز أثر علمي كبير، إذ سمح لأول مرة بدراسة خصائص البورون النقي، والتي كشفت عن مادة صلبة فائقة الصلابة تفوق الألومنيوم.
استخدامات البورون
- يستخدم البورون غير المتبلور في صناعة الألعاب النارية والمشاعل؛ وذلك لأنه يعطي لونًا أخضر زاهيًا عند احتراقه. كما تستخدم الصواريخ هذا المركب كمصدر للاشتعال.
- تُستخدم خيوط البورون في هياكل الطيران نظرًا لقوتها العالية ووزنها الخفيف.
- يتميز النظير بورون-10 بقدرته الفائقة على امتصاص النيوترونات منخفضة الطاقة. لذلك، يُستخدم في قضبان التحكم في المفاعلات النووية للسيطرة على سلسلة التفاعل النووي، وفي أجهزة كشف النيوترونات، وفي تقنية علاج التقاط النيوترون بالبورون (BNCT) لاستهداف الخلايا السرطانية.
- يشيع استخدام حمض البوريك كمبيد حشري لقتل النمل والصراصير عن طريق التدخل في جهازها الهضمي والعصبي. وهو آمن نسبيًا للإنسان بجرعات منخفضة.
- من الاستخدامات الطبية للبورون، تم استخدامه في علاج بعض حالات العدوى الفطرية مثل داء المبيضات.
- في الزراعة، يعتبر البورون من العناصر الغذائية الدقيقة الأساسية لنمو النباتات. لذلك، يُستخدم في الأسمدة في المناطق التي تعاني من نقصه في التربة. لكن يجب الحذر من الإفراط في استخدامه، لأنه يسبب سمية للنباتات.
- يدخل أكسيد البورون (\(\ce{B2O3}\)) في تركيب زجاج البوروسيليكات (مثل زجاج بيركس)، الذي يتميز بمعامل تمدد حراري منخفض جدًا، مما يمنحه مقاومة عالية للصدمات الحرارية ويجعله مثاليًا لأدوات المختبرات وأواني الطهي.
