Третья группа периодической системы

Третья группа периодической системы

По аналогии с подгруппой титана можно ожидать, что элементы подгруппы скандия будут иметь тенденцию к отдаче не только двух электронов внешнего, но и лишнего против октета электрона следующего слоя, т. е. будут функционировать преимущественно как трёхвалентные металлы. С другой стороны, по аналогии с подгруппой германия можно ожидать, что Ga In и Tl будут способны проявлять в соединениях и более низкую валентность.

К своему ближайшему аналогу — алюминию — бор относится приблизительно так же, как углерод к кремнию. Сходство между обоими элементами ограничивается преимущественно их одинаковой валентностью и непосредственно обусловленными ею свойствами. По многим характеристикам бор существенно отличается от алюминия, и в целом его химия похожа скорее на химию кремния.

Бор

Бура была известна алхимикам и упоминается ещё в сочинениях Гебера. Элементарный бор впервые получен в 1808 г. Природный элемент слагается их двух изотопов, относительное содержание которых подвержено небольшим колебаниям ¹⁰В (19,619,8 %) и ¹¹В (80,480,2 %). Поэтому атомный вес его даётся с точностью  0,003.

В основном состоянии атом бора имеет внешнюю электронную оболочку 2s²2p¹ и одновалентен. Возбуждение его до трёхвалентного состояния (2s¹2p²) требует затраты 343 кДж/моль.

Наибольшие количества бора входят в состав буровых вод нефтяных месторождений и золы многих каменных углей. Наземные растения содержат 10^-410^-2 вес. % бора от сухого вещества (причём в злаках его меньше, а в корнеплодах больше). Животные организмы гораздо беднее бором. Внесение в почву соединений бора часто ведёт к существенному повышению урожайности культурных растений ( в частности льна и сахарной свёклы). Особенно сильно сказывается влияние бора на подзолистых почвах.

В свободном состоянии бор может быть получен из борной кислоты. Нагреванием её переводят в борный ангидрид (В₂О₃), который затем прокаливают с металлическим магнием. Реакция идёт по уравнению:

В₂О₃ + 3 Mg = 3 MgO + 2 B + 531 кДж.

После обработки продуктов реакции соляной кислотой (для удаления MgO) остаётся элементарный бор в виде тёмно-бурого порошка. Очень чистый бор бесцветен. Он имеет плотность 2,3 г/см³, плавится при 2075 и кипит при 3700 °С.

Весьма чистый (99,999 %) элементарный бор был получен восстановлением ВCl₃ водородом при 1200 °С. Он может быть получен также термическим разложением паров ВВr₃ на нагреваемой электрическим током до 1500 °С танталовой проволоке. Образующиеся очень мелкие кристаллы бора по твёрдости лишь немногим уступают алмазу. Они известны в четырёх различных кристаллических формах (имеющих сложное внутреннее строение), обладают металлическим блеском и при обычных условиях довольно плохо проводят электрический ток, но нагревание до 800 °С вызывает повышение электропроводности приблизительно в миллион раз (причём электронный характер низкотемпературной проводимости меняется при высоких температурах на дырочный). Теплота плавления бора оценивается в 22,6, теплота испарения — в 539, а теплота атомизации (при 25 °С) — в 560 кДж/моль. Помимо отдельных атомов пары бора частично содержат молекулы В₂ энергия диссоциации которых оценивается в 276 кДж/моль.

Термическим разложением BI₃ при 900 °С была получена аллотропная форма бора, имеющая красный цвет (вероятно от следов иода) и более простое строение кристаллической решётки. Выше 1500 °С она переходит в обычную форму.

В обычных условиях бор весьма инертен и взаимодействует лишь со фтором. Напротив, при высоких температурах он соединяется не только с кислородом, хлором и бромом, но и с серой, азотом и углеродом. При очень сильном прокаливании бор вытесняет соответствующие свободные элементы даже из таких устойчивых оксидов, как Р₂О₅, СО₂ и SiO₂, а также из оксидов многих металлов. В результате сплавления бора с некоторыми металлами образуются из бориды, например MgB₂.

По отношению к воздуху и воде бор вполне устойчив. Взаимодействие его с водяным паром по схеме:

3 Н₂О + 2 В = В₂О₃ + 3 Н₂ + 548 кДж

идёт лишь при температуре красного каления. В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Концентрированная азотная кислота постепенно окисляет его до борной кислоты:

В + 3 HNO₃ = H₃BO₃ + 3 NO₂.

По отношению к обычно применяемым растворам щелочей бор устойчив. В своих соединениях он трёхвалентен.

Химическая активность бора зависит от степени его дробления. В явно кристаллическом состоянии он гораздо более инертен, чем в обычно получаемом мелко раздробленном (“аморфном”). Например, кристаллический бор устойчив по отношению к крепким растворам щелочей даже при кипячении, тогда как аморфный медленно реагирует с ними по схеме:

2 В + 2 NaOH + 2 H₂O = 2 NaBO₂ + 3 H₂.

Даже расплавленные щёлочи более или менее быстро взаимодействуют с кристаллическим бором лишь в присутствии окислителей.

Подобно нитридам, карбидам и силицидам, некоторые из боридов по своему составу формально отвечают валентностям, известным для соответствующих элементов. Таковы, например, MnB, MnB₂, CrB, CrB₂, MoB₂, WB₂, VB, TiB. В других случаях это не соблюдается: примерами могут служить бориды общей формулы ЭВ₂, где Э —Mg, V, Nb, Ta, Ti, Zr, Hf. Как правило, бориды образуются из элементов с выделением тепла, обладают высокой твёрдостью и хорошей электропроводностью. Многие из них отличаются очень высокими точками плавлению. Например, для ZrB₂ и HfB₂ они лежат соответственно при 3040 и 3250 °С. Кермет из борида циркония с металлическим хромом (как связкой) находит использование в ракетной технике. Устойчивость большинства боридов по отношению к кислотам довольно высока. Для типа ЭВ₂ она возрастает по ряду MgB₂ « VB₂ < CrB₂ < ZrB₂ < TiB₂ < NbB₂ < TaB₂, причём MgB₂ разлагается не только любыми кислотами, но и водой, а на TaB₂ (т. пл. 3200 °С) не действует даже кипящая царская водка.

Наиболее характерны для бора кислородные соединения. При нагревании на воздухе до 700 °С он сгорает красноватым пламенем с образованием борного ангидрида по схеме:

4 В + 3 О₂ = 2 В₂О₃.

Практически В₂О₃ удобнее получать прокаливанием Н₃ВО₃. Борный ангидрид представляет собой бесцветную стекловидную массу.

Теплота образования кристаллической формы В₂О₃ из элементов равна 1275, а обычной стеклообразной — 1254 кДж/моль. Последняя обладает высокой твёрдостью, но начинает размягчаться уже выше 200 °С и не имеет четкой температуры плавления. Кристаллическая форма плавится при 450 (теплота плавления 25 кДж/моль) и кипит при 2200 °С. Пар борного ангидрида состоит из термически устойчивых молекул В₂О₃, строение которых выражается формулой О=ВОВ=О с плоской угловой структурой.

Расплавленный В₂О₃ при высоких температурах хорошо растворяет оксиды многих элементов. Хуже других растворяются в нём ВеО (0,2 вес. %), TiO₂ (0,6), SnO₂ (0,8) Al₂O₃ (1).

При нагревании смеси В₂О₃ с элементарным бором выше 1000 °С в парах преобладают термически устойчивые линейные молекулы О=ВВ=О. Прочность связи ВВ в них превышает 420 кДж/моль, и диссоциация по схеме M_nB = 2 ВО практически не наблюдается. Охлаждение паров сопровождается дисмутацией оксида бора (II) по схеме: 3 В₂О₂ = 2 В₂О₃ + 2 В с образованием коричневой смеси обоих продуктов распада.

Однако “замораживанием” системы путём её быстрого охлаждения ниже 300 °С может быть получен белый твёрдый полимер (В₂О₂)_х. Он не имеет определённой точки плавления, рентгеноаморфен и весьма реакционноспособен, а при нагревании выше 300 °С дисмутирует по приведённому выше уравнению.

Под давлением около 60 тыс. атм и при температуре порядка 1500 °С взаимодействие В₂О₃ с элементарным бором идёт по схеме: В₂О₃ + 4 В = 3 В₂О. Этот низший оксид бора имеет слоистую структуру типа графита. Сообщалось также о получении оксидов состава В₆О и В₇О.

На воздухе В₂О₃ притягивает влагу, а в воде растворяется с образованием борной кислоты по схеме:

В₂О₃ + 3 Н₂О = 2 Н₃ВО₃.

Борная, (точнее, ортоборная) кислота представляет собой бесцветные кристаллы, сравнительно малорастворимые в воде. При нагревании она теряет воду и переходит сначала в метаборную кислоту (НВО₂), а затем в борный ангидрид. Растворение этих веществ в воде сопровождается обратным переходом в Н₃ВО₃.

Пространственная структура иона ВО₃^3 отвечает плоскому равностороннему треугольнику [d(BO) = 136 пм]. Имеющие вид блестящих чешуек пластинчатые кристаллы Н₃ВО₃ строится сочетанием таких ионов друг с другом посредством водородных связей, причём образуются слагающиеся из правильных шестиугольников плоскости с расстоянием 318 пм между ними. Так как эти плоскости лишь слабо связаны друг с другом (за счёт межмолекулярных сил), кристаллы легко делятся на отдельные слои.

Борная кислота (К₁ = 6·10^-10, К₂ = 5·10^-13, К₃ = 4·10^-14) окрашивает пламя в характерный зелёный цвет (обусловленный, по-видимому, электронными переходами в молекуле В₂О₃). Она несколько летуча с водяным паром и содержится в воде некоторых горячих источников. Её насыщенный водный раствор содержит около 4,5 % Н₃ВО₃ при обычных условиях и около 28 % при 100 °С. Весьма вероятно, что в водном растворе молекула борной кислоты образует донорно-акцепторную связь с одной молекулой воды и её первичная диссоциация идёт по схеме:

Н₂ОВ(ОН)₃  Н^ + [B(OH)₄]’.

Это подтверждается, в частности, рентгеновским анализом соли состава NaBO₂·4H₂O, структура которой оказалась отвечающей формуле Na[B(OH)₄]·2H₂O с тетраэдрическим окружением атома бора гидроксильными группами.

Помимо воды, борная кислота хорошо растворима с спирте, хуже растворима она в ацетоне (5 г/л) и почти нерастворима в эфире (0,08 г/л). Взаимодействие с глицерином усиливает кислотные свойства Н₃ВО₃. Они возрастают также по мере повышения концентрации самой кислоты. Так, при переходе от 0,03 к 0,75 М водному раствору рН изменяется от 5,3 до 3,7, что связано с частичным образованием полиборных кислот (предположительно, три- и гексаборной).

Борная кислота непосредственно используется при эмалировании железных сосудов (вводится в состав эмалей) и в медицине (как дезинфицирующее средство), а также служит обычным исходным продуктом для получения остальных соединений бора. Кислота эта является хорошим дезинфицирующим и консервирующим средством, однако применение её в пищевой промышленности недопустимо, так как она вызывает расстройство пищеварения.

Переход Н₃ВО₃ в НВО₂ начинается около 100 °С. Метаборная кислота известна в трёх различных кристаллических формах с температурами плавления 176, 201 и 236 °С. Наиболее тугоплавкая форма растворяется в воде (с переходом в Н₃ВО₃) значительнее медленнее двух других.

При взаимодействии борной кислоты со спиртами в присутствии концентрированной H₂SO₄ (для связывания воды) легко идёт образование эфиров по схеме, например:

3 СН₃ОН + Н₃ВО₃ = 3 Н₂О + В(ОСН₃)₃.

Пары образующегося борнометилового эфира (т. пл. 29, т. кип. 69 °С) при поджигании горят бледно-зелёным пламенем, чем пользуется как качественной реакцией на бораты. На том же принципе может быть основано количественное выделение борной кислоты (с одновременным переводом боратов в сульфаты).

Диссоциация гидроксида В(ОН)₃ идёт по кислотному типу. Однако борная кислота очень слаба и поэтому из растворов её солей легко выделяется большинством других кислот. Соли её (бораты) производятся обычно от различных полиборных кислот общей формулы nB₂O₃·mH₂O, чаще всего — тетраборной (n = 2, m = 1). Последняя является кислотой значительно более сильной, чем ортоборная.

Соли Н₂В₄О₇ образуются при нейтрализации Н₃ВО₃ щелочами, например, по схеме:

2 NaOH + 4 H₃BO₃ = Na₂B₄O₇ + 7 H₂O.

Избытком щёлочи они могут быть переведены в метабораты:

2 NaOH + Na₂B₄O₇ = 4 NaBO₂ + H₂O

C другой стороны, при действии на тетрабораты (или метабораты) сильных кислот выделяется свободная ортоборная кислота:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5 H₂O = Na₂SO₄ + 4 H₃BO₃

В воде из боратов растворимы только соли наиболее активных одновалентных металлов. Вследствие гидролиза растворы их показывают сильнощелочную реакцию.

Важнейшим для практики боратом является натриевая соль тетраборной кислоты — бура. Она выделяется из раствора в виде бесцветных кристаллов состава Na₂B₄O₇·10H₂O, выветривающихся на воздухе и при обычных условиях малорастворимых в воде.

Так как безводные бораты чрезвычайно устойчивы по отношению к нагреванию, при высоких температурах борная кислота выделяет большинство других кислот из их солей. В этом отношении (как и по своей слабости) она похожа на кремневую кислоту.

Метабораты щелочных металлов — LiBO₂ (т. пл. 833 °С), NaBO₂ (т. пл. 966) и КВО₂ (т. пл. 947) — весьма термически устойчивы и при достаточном нагревании испаряются без разложения. В парах молекулы мономерны. В твёрдом состоянии эти соли тримерны, причём анион В₃О₆^3 имеет показанное на рис. плоское циклическое строение. При такой же тройной координации атомов бора кристалл Са(ВО₂)₂ содержит полимерные цепные анионы. Сходное с метаборатом кальция строение имеет Pb(BO₂)₂ (т. пл. 868 °С). Эта нерастворимая в воде и негигроскопичная соль находит использование при изготовлении защитных экранов для ядерных реакторов.







О О



НО В В О В В ОН




О О

Рис. 1. Строение иона В₃О₆^3-. Рис. 2. Структура Н₂В₄О₇.

Неизвестной в свободном состоянии тетраборной кислоте (К₁=2·10^-4, К₂=2·10^-5) может быть придана структурная формула (рис. 2). Для её натриевой соли, помимо обычной буры, характерен также кристаллогидрат Na₂B₄O₇·5H₂O (“ювелирная бура”), осаждающийся из растворов выше 56 °С и на воздухе не выветривающийся. Насыщенный водный раствор буры содержит около 2,5 % тетрабората натрия при обычных условиях (рН = 9,3) и около 33 % при 100 °С. Бура растворима также в спирте и глицерине. Безводный Na₂B₄O₇ (т. пл. 741 °С) может быть получен нагреванием буры выше 400 °С (но образующаяся первоначально аморфная фаза закристаллизовывается лишь при 675 °С).

Бура потребляется рядом различных производств (стекольным, керамическим, кожевенным и др.). Она находит также медицинское использование (как дезинфицирующее средство) и входит в состав некоторых стиральных порошков.

Из солей различных полиборных кислот многие встречаются в природе и служат исходными продуктами для получения соединений бора. Таков, например, минерал гидроборацит — СаМgB₆O₁₁·6H₂O, производящийся от гексаборной кислоты (n = 3, m = 2). Наряду с солями полиборных кислот, являющихся изополикислотами бора, известны также производные некоторых его гетерополикислот, например H₉[B(W₂O₇)₆]. Последняя отвечает неизвестному в свободном состоянии гидрату H₉BO₆ (т. е. B₂O₃·9H₂O).

Перевод солей других кислот в бораты путём их сплавления с избытком H₃BO₃ происходит при различных температурах, например, для KNO₃ при 500, для KCl при 800 и для K₂SO₄ при 1000 °С. Бораты образуются также при сплавлении солей или оксидов с бурой, например, по схеме:

Na₂B₄O₇ + CoO = 2 NaBO₂ + Co(BO₂)₂.

Так как бораты некоторых металлов характерно окрашены, растворы их в расплавленной буре образуют цветные стёкла (например, синее для кобальта или зелёные для хрома). Этим пользуются иногда в аналитический химии для открытия таких металлов. Обычно реакцию проводят в ушке платиновой проволочки, причём получается окрашенная капля борного стекла (“перл буры”).

Помимо буры и борной кислоты некоторое практическое значение имеют также соли надборных кислот (пербораты), образующиеся путём замены атомов кислорода в борате на пероксидные группы ОО. Свободные надборные кислоты не выделены, но в растворах они существуют. На это указывает заметное повышение кислотности растворов Н₃ВО₃ при добавлении к ним Н₂О₂ (для К₁ даётся значение 2·10^-8).

Чаще всего встречается в практике перборат состава NaBO₃·4H₂O может быть получен действием H₂O₂ на раствор метабората натрия и представляет собой бесцветные кристаллы, сравнительно малорастворимые в воде (около 25 г/л при обычных условиях). По данным рентгеноструктурного анализа, строение этой соли отвечает формуле Na₂[(HO)₂B(O₂)₂B(OH)₂]·6H₂O, т. е. она является производным истинной надборной кислоты. Вместе с тем, в отличие от солей других надкислот, она не выделяет иод из раствора KI. На этом основании её обычно трактовали как метаборат натрия, содержащий кристаллизационный пероксид водорода, т. е. NaBO₂₁·H₂O₂·3H₂O. По-видимому, в растворе этой соли имеет место сильно смещённое вправо гидролитическое равновесие по схемам: Na₂[(OH)₂B(O₂)₂B(OH)₂] + 4 H₂O  2 Na[(HO)₂BO₂] + 4 H₂O  2 Na[B(OH)₄] + 2 H₂O₂, чем и обусловлено отсутствие выделения иода. Обезвоживанием тригидрата могут быть получены NaBO₂·H₂O₂·2H₂O и NaBO₂·H₂O₂. Все три соли устойчивы при хранении без доступа воздуха. Они применяются главным образом для отбелки различных материалов и часто вводятся в состав стиральных порошков.

Из растворов соответствующих метаборатов в 30%-ном H₂O₂ могут быть выделены (путём обезвоживания над P₂O₅ под уменьшенным давлением) бесцветные кристаллические соли состава LiBO₄·H₂O, ЭBO₄·1/2H₂O (где Э — Rb, Cs) и KBO₅·H₂O. Соединения эти являются истинными перборатами, причём они производятся от ортонадборной кислоты(т. е. отвечает формуле KH₂BO₆). Были получены также безводные пербораты калия и аммония — KBO₃, KBO₄, NH₄BO₃ и NH₄BO₃·NH₄BO₄.

Хотя основные свойства для B(OH)₃ нехарактерны, однако некоторые солеобразные соединения бора известны. Его фосфорное производное получается в виде белого порошка при взаимодействии растворов B(OH)₃ и HPO₃ в концентрированной CH₃COOH. Соль эта имеет состав (BO)PO₃ и производится не от иона В^3, а от одновалентного радикала борила — BO^, аналогичного титанилу, цирконилу и т. п. Удобнее получать метафосфат борила прокаливанием до 800 °С смеси борной кислоты с фосфатом аммония. Известен и аналогичный фосфату по свойствам арсенат борила — (BO)AsO₃. Встречающимся в природе представителем соединений этого типа может служить минерал датолит —Ca₂(BO)₂(SiO₃)₂(OH)₂. По реакции:

BCl₃ + 3 ClNO₂ = 3 Cl₂ + 2 NO + (BO)NO₃

был получен устойчивый при низких температурах нитрат борила.

Наиболее давно известной солью непосредственно трёхвалентного бора является его ацетат — B(CH₃COO)₃ (т. пл. 149 °С). От него производятся комплексы M[B(CH₃COO)₄] (где M — Cs, Rb, K, Tl). Взаимодействием BCl₃ с безводной HClO₄ был получен кристаллических перхлорат бора — B(ClO₄)₃. Соль эта сама по себе устойчива лишь ниже 5 °С, но может быть стабилизирована присоединением триметиламина. Малоустойчивые смешанные хлористо-хлорнокислые соли — BCl₂(ClO₄) и BCl(ClO₄)₂ — имеют тенденцию к саморазложению на BCl₃ и B(ClO₄)₃.

Нитрат трёхвалентного бора известен в виде комплексной соли тетраметиламмония — [N(CH₃)₄][B(NO₃)₄]. Это белое твёрдое вещество было получено взаимодействием [N(CH₃)₄][BCl₄] с N₂O₄ при температуре 78 °С, но в отсутствии влаги оно устойчиво и при обычной температуре.

Гидросульфат бора — B(HSO₄)₃ — образуется при взаимодействии B(OH)₃ с безводной серной кислотой. Удобнее его получать по реакции:

BCl₃ + 3 H₂SO₄ = 3 HCl + B(HSO₄)₃.

Гидросульфат бора представляет собой гигроскопичный белый порошок ещё не плавящийся при 240 °С. С безводной H₂SO₄ он образует комплексную кислоту H[B(HSO₄)₄], которая также была выделена в твёрдом состоянии. Получены и некоторые соли этой кислоты (с Na, K, NH₄, Sr). Гораздо шире представлены соли серноборной кислоты H[B(SO₄)₂], известные для многих одновалентных и двухвалентных металлов. Образуются они при нагревании H₃BO₃ и соответствующих сульфатов в безводной H₂SO₄.

Бесцветный сульфид бора — B₂S₃ образуется при нагревании бора выше 600 °С в парах серы:

2 B + 3 S = B₂S₃ + 251 кДж.

Более удобным способом его получения является прокаливание аморфного бора в токе сухого H₂S. Сульфид бора может быть перекристаллизован из раствора в PCl₃ и получен в виде белых игл, плавящихся при 310 °С и в токе H₂S легко возгоняющихся. Молекула S=BSB=S имеет плоское угловое строение BSB = 96°. С галогенидами бора и аммиаком сульфид бора образует кристаллические продукты присоединения (в частности, жёлтый B₂S₃·6NH₃), а водой полностью разлагается на борную кислоту и H₂S. Был описан и другой сульфид бора — жёлтый B₂S₅ (но в его индивидуальной природе нет уверенности). Получен также аналогичный сульфиду жёлтый селенид бора — B₂Se₃.

Сплавлением B₂S₃ с фосфором и серой получено (в двух модификациях — бесцветной и коричневой) кристаллическое вещество состава BPS₄, которое можно рассматривать как сернистый аналог метафосфата борила. Действием сероводорода на BBr₃ было получено в виде белых игл сернистой производное бора, отвечающее по составу тиометаборной кислоте. Кристаллы этого соединения образованы тримерными молекулами (HBS₂)₃ имеющими циклическую структуру (из групп BSH и атомов S). Оно отщепляет H₂S уже при обычной температуре, водой тотчас гидролизуется, а в бензоле растворяется без изменения. Отвечающей этой кислоте белые тиометабораты — NaBS₂ (т. пл. 580 °С) и KBS₂ (т. пл. 550 °С) — на воздухе тотчас гидролизуются. Известны также тиопербораты — жёлтые MBS₃ и бледно-желтые M₂B₂S₅ (где M — Na, K).

С азотом бор соединяется только выше 1200 °С. Нитрид бора BN может быть получен также прокаливанием бора (или B₂O₃) в атмосфере аммиака. Он образуется из элементов с выделением тепла (250 кДж/моль) и представляет собой белый, похожий на тальк порошок, плавящийся лишь около 3000 °С (под давлением азота). Плотность частиц этого порошка равна 2,3 г/см³, а по смазочным свойствам он превосходит и графит и MoS₂. В спрессованном состоянии нитрид бора обладает полупроводниковыми свойствами (с шириной запрещённой зоны около 3Э7 эВ), а при наличии небольших примесей С и B₂O₃ сильно фосфоресцирует после предварительного освещения. Выше 1000 °С он начинает разлагаться на элементы (при 1200 °С давление азота составляет 0,3 мм рт. ст.).

При обычных условиях нитрид бора химически инертен — не реагирует с кислородом или хлором, кислотами или щелочами. Однако в токе фтора он самовоспламеняется и сгорает по уравнению:

2 BN + 3 F₂ = 2 BF₃ + N₂,

а фтористоводородная кислота разлагает его с образованием NH₄BF₄. Под действием горячих растворов щелочей (или паров воды при температуре красного каления) BN разлагается с выделением аммиака. Кислород и хлор начинают действовать на него лишь выше 700 °С.

По кристаллической структуре обычная форма BN сходна с графитом [d(BN)­ = 145 пм], но шестиугольники располагаются точно друг над другом с чередованием атомов B и N в соседних слоях, расстояние между которыми составляют 333 пм. В отличие от графита отдельные кристаллики BN прозрачны. По вопросу о возможности образования им продуктов внедрения (аналогичным графитидам) имеются противоречивые данные, но аддукты щелочных металлов существуют. Были получены также смешанные нитриды бора — Li₃ВN₂ и Э₃(BN₂)₂, где Э — Ca, Ba. Водой они разлагаются.

При давлении выше 62 тыс. атм и температурах выше 1350 °С обычная графитоподобная структура BN изменяется на алмазоподобную, в которой половина атомов С замещена на атомы В, а другая половина — на атомы N с расстоянием d(BN) = 157 пм. Хорошим катализатором такого превращения являются щелочные и щелочноземельные металлы. Как и в случае перехода графит  алмаз, оно сопровождается резким изменением свойств нитрида бора.

Алмазоподобная форма этого вещества — “боразон”, или “эльбор”, — получаются обычно в виде мелких кристаллов различной окраски одинаковой с алмазом плотностью и твёрдостью, но сильно превосходит алмаз по термостойкости (до 2000 °С) и ударной прочности. Подобно алмазу, он является электроизолятором, но некоторыми примесями может быть переведён в полупроводниковое состояние как n-типа (S), так и p-типа (Be). Химическая стойкость боразона значительно выше, чем обычной формы нитрида бора.

Важным достоинством эльбора является устойчивость оснащённого им режущего инструмента (резцов, свёрл и др.) при скоростной обработке стали и чугуна. Алмаз для этого мало пригоден, так как контакт с раскалённым железом сильно ускоряет его графитизацию.

Из четырёх валентных связей каждого атома боразона три являются обычными, а четвёртая — донорно-акцепторной BN, что даёт формальные заряды N^ и B^. Между тем оценка фактических эффективных зарядов приводит к обратным по знакам значениям +0,8 для В и 0,8 для N. Последние имеют порядок величин, характерный для атомов в кристаллах типичных солей (например, NaCl). Таким образом, валентную связь в боразоне можно с полным основанием назвать ковалентно-ионной.

С фосфором бор соединяется только около 1000 °С, образуя коричневый фосфид — BP. Последний, подобно боразону, имеет алмазоподобную структуру и высокую твёрдость (большую, чем у кварца). Он устойчив по отношению к нагреванию (переходит в серый B₁₃P₂ лишь выше 1180 °С) и в кристаллическом состоянии при обычных условиях весьма химически инертен. Фосфид бора обладает свойствами полупроводника с большой шириной запрещённой зоны (4,5 эВ). Известен и похожий по свойствам на фосфид арсенид бора — BAs.

Карбид бора B₄C образуется в виде чёрных блестящих кристаллов при прокаливании смеси бора (или B₂O_­3) с углём в электрической печи. Кристаллы эти слагаются по типу решётки NaCl из линейных групп C₃ и группировок В₁₂, в которых атомы бора располагаются по углам икосаэдра. Карбид бора (теплота образования из элементов 71 кДж/моль) имеет плотность 2,5 г/см³, отличается тугоплавкостью (т. пл. 2360 °С), довольно хорошей для неметалла электропроводностью (примерно 0,001 от электропроводности ртути), чрезвычайной твёрдостью (близкой к алмазу) и высокой устойчивостью по отношению к различным химическим воздействиям. Например, ниже 1000 °С на него почти не действуют пи хлор, ни кислород (а взаимодействие с водяным паром при 900 °С идёт по уравнению:

В₄С + 6 Н₂О = 2 В₂О₃ + С + 6 Н₂ и затем В₂О₃ + Н₂О = 2 НВО₂.

Карбид бора находит использование при выработке и обработке различных твёрдых сплавов, а также в атомной промышленности (для улавливания нейтронов). Из силицидов бора известны B₃Si и B₆Si.