Diborane

Diborane
Général
N CAS	19287-45-7
N EINECS	242-940-6
SMILES
InChI
Apparence	gaz comprime, incolore, d'odeur caractéristique.
Propriétés chimiques
Formule brute	H6B2B2H6
Masse molaire	27,67 ± 0,014 g·mol
Propriétés physiques
T° fusion	-165 °C
T° ébullition	-92 °C
Solubilité	dans l'eau : hydrolysé en dihydrogène et en acide borique
Masse volumique	1,18 kg/m à 15 °C
T° d’auto-inflammation	40 à 50 °C
Point d’éclair	38 °C
Limites d’explosivité dans l’air	0,8–88 %vol
Point critique	40,5 bar, 16,65 °C
Thermochimie
ΔH°	14,28 kJ·mol (1 atm, -92,49 °C)
Précautions
Transport

NFPA 704
4 4 3 W
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 1,8 ppm haut : 3,5 ppm
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le diborane est un composé chimique de bore et d'hydrogène de formule B₂H₆. C'est la combinaison de deux molécules de borane BH₃ liées par deux de leurs atomes d'hydrogène. A température ambiante, c'est un gaz incolore avec une odeur douçâtre 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. Il est endothermique, présentant une enthalpie libre de formation positive (36 kJ.mol). Il tend donc à se décomposer en libérant du dihydrogène H₂, mais avec une cinétique assez lente.

Le diborane est un gaz incolore plus léger que l’air qui se condense à -92,5 °C sous 101,3 kPa avec une masse volumique de 421 g.m et une chaleur latente de 515,39 kJ.mol. Il gèle à -165 °C. À 15 °C, sa tension de vapeur est de 3,94 MPa et son rapport de volumes gazeux/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 dès la température ambiante en dihydrogène et en hydrures de bore supérieurs. Cette décomposition s’accélère avec l’accroissement de la température. Il est notamment très sensible à l’humidité et s’hydrolyse instantanément en dihydrogène et acide borique HBO en une réaction très 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, excepté par exemple le polytétrafluoroéthylène [CF₂-CF₂]_n et le polychlorotrifluoroéthylène [CClF-CF₂]_n.

Le diborane a une structure D_2h avec deux atomes d'hydrogène liants et quatre 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.

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 préparation 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

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 fluorure d'oxygène OF₂), 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.