# Tetrafluorboraat

Tetrafluorboraat, ook vaak verkort tot fluorboraat, is het anion BF$_4$$^−$. Dit tetraëdrische ion is iso-elektronisch met CF$_4$ en het tetrafluorammonium-ion NF$_4$$^+$. Als iso-elektronisch wordt beperkt tot de valentie-elektronen (en de elektronen in de binnenste schillen buiten beschouwing worden gelaten) vallen hier ook stabiele deeltjes als perchloraat, ClO$_4$$^−$ onder. Het ion ontstaat tijdens de reactie van fluoride-zouten met het lewiszuur BF$_3$, tijdens de reactie van tetrafluorboorzuur met base, of door boorzuur te behandelen met waterstoffluoride. De reactie wordt of zonder oplosmiddel uitgevoerd, of in niet-waterige oplosmiddelen als HF, BrF$_3$ of SO$_2$.

## Anion in de anorganische en organische chemie

Tetrafluorboraat valt onder de zwak coördinerende anionen. De populariteit van BF$_4$$^−$ heeft geleid tot een verminderd gebruik van ClO$_4$$^−$, een vroeger populair zwak coördinerend anion, in het laboratorium. In organische verbindingen, met name amines, geeft ClO$_4$$^−$ aanleiding tot explosieve derivaten. Een nadeel van BF$_4$$^−$ is dat het langzaam hydrolyseert, iets waar ClO$_4$$^−$ geen last van heeft. Veiligheidsoverwegingen geven hier echter de doorslag in het voordeel van BF$_4$$^−$.
De bruikbaarheid van BF$_4$$^−$ in de organische chemie vindt zijn oorsprong in de grotere oplosbaarheid van zijn zouten ten opzichte van nitraten en halogenides. Daarnaast is BF$_4$$^−$ minder nucleofiel en basisch dan nitraat of de halogenides. In reacties van zouten van BF$_4$$^−$ kan doorgaans uitgegaan worden van het kation als reactief deeltje naast een inert anion.
De inertheid van BF$_4$$^−$ is op twee punten gebaseerd:
* de symmetrie van het ion zorgt ervoor dat de lading gelijkelijk over een aantal (vier) atomen verdeeld is.
* de negatieve lading bevindt zich op de zeer elektronegatieve fluoratomen, wat de basesterkte van het anion verlaagt.
In zijn reacties is BF$_4$$^−$ vergelijkbaar met hexafluorfosfaat, PF$_6$$^−$, dat bovendien minder gevoelig is voor hydrolyse en doorgaans zouten geeft die zelfs beter oplossen in organische oplosmiddelen.
Een voorbeeld van een fluorboraat is [Ni(CH$_3$CH$_2$OH)$_6$](BF$_4$)$_2$, een kinetisch labiele, octaëdrisch complex dat gebruikt wordt als bron van Ni$^{2+}$.
Met zeer reactieve kationen, zoals deze van Ti, Zr, Hf of Si kan niet meer van een inert anion uitgegaan worden: deze ionen onttrekken fluoride aan BF$_4$$^−$. In die gevallen is BF$_4$$^−$ geen tribune-ion.
De fluorboraten van overgangs- en zware metalen worden op dezelfde wijze verkregen als andere fluorboraten: geschikte metaalzouten worden toegevoegd aan een mengsel van boorzuur en waterstoffluoride. De fluorboraten van tin, lood, koper en nikkel worden verkregen door elektrolyse van de metalen in een oplossing met HBF$_4$.

## Voorbeelden van zouten

KBF$_4$ wordt verkregen door kaliumcarbonaat te behandelen met boorzuur en waterstoffluoride.
    ${\ce {{B(OH)3}+ 4 HF -> {HBF4}+ 3 H2O}}$
    ${\ce {{2 HBF4}+ K2CO3 -> {2 KBF4}+ H2CO3}}$
De fluorboraten van de alkalimetalen en ammoniumionen kristalliseren als water-oplosbare hydraten met uitzondering van K, Rb en Cs.
Fluoroboraatzouten worden vaak gebruikt in combinatie met zeer reactieve verbindingen:
* Diazonium-zouten van het type ArN$_2$$^+$ worden vaak als hun tetraboraat geïsoleerd. (Ar = aryl group).
* De sterkst alkylerende reagentia, Meerweinzouten als OEt$_3$$^+$ worden slechts als hun BF$_4$$^−$-zout geïsoleerd.
* [NO$^+$]BF$_4$$^−$ is een bekende één-elektron-oxidator.
* [NO$_2$$^+$]BF$_4$$^−$ wordt toegepast als nitrerend reagens.
* Ferrocenium-zouten, [Fe(C$_5$H$_5$)$_2$]$^+$ worden doorgaans toegepast als hun tetrafluorboraat.
* Imidazolium- en formamidinium-zouten vormen ionogene vloeistoffen en de uitgangsstoffen voor stabiele carbenen.
* Een cyclisch elektrochemisch proces, waarbij Fe(BF$_4$)$_2$ en Fe(BF$_4$)$_3$ betrokken zijn, wordt gebruikt als vervanging van het thermische proces in de zuivering van Lood(II)sulfideertsen.
* Dit artikel of een eerdere versie ervan is een (gedeeltelijke) vertaling van het artikel Tetrafluoroborate op de Engelstalige Wikipedia, dat onder de licentie Creative Commons Naamsvermelding/Gelijk delen valt. Zie de bewerkingsgeschiedenis aldaar.
* ↑ C.E. Housecroft, A.G. Sharpe. (2008). GEEN TITEL OPGEGEVEN Inorganic chemistry (3rd ed.) – Pearson Education Limited (Harlow (England)) ISBN 978-0-13-175553-6
* ↑ N.N. Greenwood, A. Earnshaw. (1997). GEEN TITEL OPGEGEVEN Chemistry of the elements (2nd ed.) – Butterworth-Heinemann (Oxford) ISBN 0-7506-3365-4
* ↑ J. Emri, B. Györi. (1987). Boron Ed.: G. Wilkinson, R.D. Gillard, J.A. McCleverty (Comprehensive Coordination Chemistry): Pergamon Press (Oxford) Collective volume 3 ISBN 0-08-035946-9
* ↑ Willem L. Driessen, Jan Reedijk. (1992). Solid Solvates: The Use of Weak Ligands in Coordination Chemistry Inorganic Syntheses. 29 pag.: 111–118 ISBN 978-0-470-13260-9 DOI:10.1002/9780470132609.ch27