Bor

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Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Bor, B, 5
Elementkategorie Halbmetalle
Gruppe, Periode, Block 13, 2, p
Aussehen schwarz
CAS-Nummer 7440-42-8
Massenanteil an der Erdhülle 16 ppm[1]
Atomar [2]
Atommasse 10,81 (10,806–10,821)[3][4] u
Atomradius (berechnet) 85 (84) pm
Kovalenter Radius 82 pm
Van-der-Waals-Radius 192[5] pm
Elektronenkonfiguration [He] 2s2 2p1
1. Ionisierungsenergie 800,6 kJ·mol−1
2. Ionisierungsenergie 2427,1 kJ·mol−1
3. Ionisierungsenergie 3659,7 kJ·mol−1
Physikalisch [2]
Aggregatzustand fest
Kristallstruktur rhomboedrisch
Dichte 2,460 g/cm3
Mohshärte 9,3
Magnetismus diamagnetisch (Χm = −1,9 · 10−5)[6]
Schmelzpunkt 2349 K (2076 °C)
Siedepunkt 4203 K[7] (3930 °C)
Molares Volumen 4,39 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungswärme 508 kJ/mol[7]
Schmelzwärme 50 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit 16.200 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität 1260[1] J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit 4,45 eV[8]
Elektrische Leitfähigkeit 1,0 · 10−4 A·V−1·m−1
Wärmeleitfähigkeit 27 W·m−1·K−1
Chemisch [2]
Oxidationszustände +3, +2, +1
Oxide (Basizität) B2O3 (leicht sauer)
Elektronegativität 2,04 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
8B {syn.} 770 ms ε 17,979 8Be
9B {syn.} 8,465 · 10−19 s p 0,185 8Be
10B 19,9 % Stabil
11B 80,1 % Stabil
12B {syn.} 20,20 ms β− 13,369 12C
13B {syn.} 17,36 ms β− 13,437 13C
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin-
Quanten-
zahl I 		γ in
rad·T−1·s−1 		Er (1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
10B 3[9] 0+2,875 · 107 [9] 0,020 021,5[9]
11B 3/2[9] 0+8,584 · 107 [9] 0,165 064,2[9]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [10]
keine GHS-Piktogramme
H- und P-Sätze H: keine H-Sätze
P: keine P-Sätze [10]
Toxikologische Daten

650 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[10]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Bor ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol B und der Ordnungszahl 5. Im Periodensystem steht es in der 3. Hauptgruppe, bzw. der 13. IUPAC-Gruppe, der Borgruppe, sowie der zweiten Periode. Das dreiwertige, seltene Halbmetall kommt in Form seiner Sauerstoffverbindungen als Borax und Kernit angereichert in einigen abbauwürdigen Lagerstätten vor. Bor existiert in mehreren Modifikationen. Amorphes Bor ist ein braunes Pulver. Vom kristallinen Bor sind mehrere allotrope Modifikationen bekannt.

Borverbindungen finden vielfältige Anwendungen in verschiedenen Industriezweigen. Die Waschmittelindustrie verwendet Borverbindungen wie Natriumperborat im großtechnischen Maßstab als Bleichmittel. Die Glasindustrie nutzt Bor in Form seiner Boraxverbindungen für die Produktion von Gläsern und Keramiken mit hoher Chemikalienresistenz und Temperaturwechselbeständigkeit. Elementares Bor wird in der Halbleiterindustrie zur Dotierung verwendet. Borpolymere und -keramiken spielen eine Rolle für die Herstellung hochfester Leichtbau- und feuerfester Materialien. Borcarbid weist eine hohe Härte auf und wird als Schleifmittel verwendet. Zum Hartlöten werden Borverbindungen als Flussmittel genutzt. In der Hydroborierung dienen Borreagenzien der Synthese organischer Feinchemikalien. Natürliches Bor besteht aus zwei stabilen Isotopen, von denen 10Bor als Neutronenabsorber geeignet ist.

Borate haben geringe Toxizität für Säugetiere, sind aber giftig für Gliederfüßer und werden als Insektizide verwendet. Borsäure wirkt schwach antimikrobiell; es sind natürliche, Bor enthaltende Antibiotika bekannt. Bor ist möglicherweise ein essentielles Spurenelement. In der Landwirtschaft verbessert Bordüngung die Stabilisierung der pflanzlichen Zellwände und hat eine wichtige Funktion bei der Zellteilung, Zelldifferenzierung, Zellstreckung und Gewebebildung der Pflanzen sowie im Nukleinsäurestoffwechsel, der Eiweißsynthese und beim Energiestoffwechsel.

Geschichte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Entdecker des Bors Entdecker des Bors
Joseph Louis Gay-Lussac
Louis Jacques Thénard

Borverbindungen (von persisch بوره burah über arabisch بورق buraq und griech. βοραχου bzw. lat. borax „borsaures Natron“, „Borax“) sind seit Jahrtausenden bekannt. Im alten Ägypten nutzte man zur Mumifikation das Mineral Natron, das neben anderen Verbindungen auch Borate enthält. Seit dem 4. Jahrhundert wird Boraxglas im Kaiserreich China verwendet. Borverbindungen wurden im antiken Rom zur Glasherstellung verwendet.

Erst 1808 stellten Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard Bor durch Reduktion von Bortrioxid mit Kalium, unabhängig hiervon etwas später Sir Humphry Davy durch Elektrolyse von Borsäure her. 1824 erkannte Jöns Jakob Berzelius den elementaren Charakter des Stoffes. Die Darstellung von reinem kristallisiertem Bor gelang dem amerikanischen Chemiker W. Weintraub im Jahre 1909 durch Reduktion von gasförmigem Bortrichlorid mit Wasserstoff im Lichtbogen.[11]

Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Wie die beiden im Periodensystem vorangehenden Elemente Lithium und Beryllium ist auch Bor ein im Sonnensystem auffallend seltenes Element. Die Seltenheit dieser drei Elemente erklärt sich daraus, dass sie keine Produkte der stellaren Kernfusionen sind, die zur Elemententstehung (Nukleosynthese) führen. Das Wasserstoffbrennen führt zu Heliumatomen, das darauffolgende Heliumbrennen (der Drei-Alpha-Prozess) schon zu Kohlenstoffatomen. Bor entsteht ausschließlich bei der Spallation schwerer Atomkerne durch kosmische Strahlung.

Bor kommt auf der Erde nur in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in Bigadiç, einem Landkreis der Provinz Balıkesir im Westen der Türkei, an der Mojave-Wüste in den USA und in Argentinien. Staßfurter Kalisalze enthalten geringe Mengen vergesellschafteten Boracit.

Die größten Boratminen befinden sich bei Boron (Kalifornien) (die Kramer-Lagerstätte) und in Kırka (Türkei).[12] Abgebaut werden die Mineralien Borax, Kernit und Colemanit.

In Wasser kommt Bor überwiegend als undissoziierte Borsäure vor.[13]

Bor kommt im Meerwasser in einer Konzentration von 4–5 mg/l vor.[14][13] In Meeresluft wurden 0,17 μg/m3 gemessen (WHO, 1996).[13]

In Mineralwässern wurden durchschnittlich 500 μg/l Bor gemessen, mit einem Wertespektrum zwischen weniger als 20 μg/l und 3,23 mg/l.[13]

Der Gehalt im Grundwasser sowie in Binnengewässern liegt in Deutschland im Bereich von 10 bis 50 μg/l, wobei in Baden-Württemberg von einem Hintergrundwert (ohne anthropogene Beeinflussung) im Grundwasser von 50 μg/l ausgegangen wird.[13]

In der Außenluft sind in Deutschland im Durchschnitt 16 ng/m³ und im Trinkwasser Werte von 10 bis 210 μg/l gemessen worden. Im Boden liegt die Konzentration an Borax zwischen 88 und 177 mg/kg bezogen auf das Trockengewicht.[15]

In der Schweiz wird von natürlichen Borgehalten im Flusswasser von rund 10 μg/l und im Grundwasser von bis zu 40 μg/l ausgegangen, während die tatsächlichen Werte in Flüssen und Seen bis über 200 μg/l betragen können und das Trinkwasser durchschnittlich rund 20 μg/l und höchstens 60 μg/l Bor enthält.[14]

Pflanzen benötigen Bor und der Gehalt in der Trockenmasse beträgt 30–75 ppm. Menschen nehmen Bor über Trinkwasser und Nahrung auf. Im Körper liegt ein Gehalt von etwa 0,7 ppm vor.[14]

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Amorphes Bor wird durch die Reduktion von Bortrioxid, B2O3, mit Magnesiumpulver hergestellt:

Derartig gewonnenes Bor besitzt nach Abtrennen der Beimengungen eine Reinheit von 98 %. Die Reinheit des Stoffes kann erhöht werden, indem das Bor als Reinstoff aus einer Platinschmelze bei 800–1200 °C auskristallisiert wird.

Kristallines Bor lässt sich auch durch andere Verfahren darstellen: Das Element lässt sich meist aus seinen Halogeniden als Reinstoff gewinnen. Mittels eines 1000–1400 °C heißen Wolfram- oder Tantaldrahts kann durch Reduktion von Bortrichlorid oder Bortribromid mit Wasserstoff das Element in sehr hoher Reinheit dargestellt werden. Um Bortrifluorid mit Wasserstoff zu reduzieren, wären Reaktionstemperaturen von 2000 °C erforderlich, sodass diese Verbindung nicht als Ausgangsstoff zur Darstellung genutzt wird.

Eine weitere Möglichkeit stellt die thermische Zersetzung von Diboran bei 600–800 °C bzw. von Bortriiodid bei 800–1000 °C an einer Tantal-, Wolfram-, oder Bornitrid-Oberfläche dar.[16]

Modifikationen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die vermutlich thermodynamisch stabilste Form ist die β-rhomboedrische Modifikation (β-Bor). Sie hat eine komplizierte Struktur mit mindestens 105 Boratomen pro Elementarzelle, wobei hier noch Boratome hinzukommen, die sich auf teilbesetzten Lagen befinden. Die Anzahl der Boratome pro Elementarzelle wird mit 114 bis 121 Atomen angegeben. Die Struktur dieser Modifikation kann man mit einem 60-Ecken-Polyeder beschreiben.

Die einfachste allotrope Modifikation ist die α-rhomboedrische Form des Bors (α-Bor). Die in dieser Modifikation des Bors dominierende Struktureinheit ist das B12-Ikosaeder mit 12 Boratomen im Ikosaeder. Diese sind in Schichten angeordnet ähnlich wie in einer kubisch flächenzentrierten Packung. Die Ikosaeder einer Schicht sind durch Dreizentrenbindungen und die Ikosaeder benachbarter Schichten durch Zweizentrenbindungen miteinander verknüpft.

α-tetragonales Bor (auch als γ-Bor bezeichnet), die als erstes dargestellte kristalline Form des Bors, enthält 50 Bor-Atome in der Elementarzelle (gemäß der Formel (B12)4B2), kann beispielsweise aber auch, abhängig von den Herstellungsbedingungen, als Einschlussverbindung B50C2 oder B50N2 vorliegen. Im fremdatomfreien α-tetragonalen Bor verbindet ein einzelnes Boratom immer vier B12-Ikosaeder miteinander. Jedes Ikosaeder hat Verbindungen zu je zwei einzelnen Boratomen und zehn anderen Ikosaedern. Seit der ersten Beschreibung dieser Struktur ist es nie wieder gelungen, diese Modifikation rein herzustellen. Man geht mittlerweile davon aus, dass reines α-tetragonales Bor in der beschriebenen Struktur nicht existiert.

Das elementare Bor ist schwarz, sehr hart und bei Raumtemperatur ein schlechter Leiter. Es kommt nicht in der Natur vor.

Forscher an der ETH in Zürich stellten aus äußerst reinem Bor einen ionischen Kristall her. Dazu musste das Material einem Druck von bis zu 30 Gigapascal und einer Temperatur von 1500 °C ausgesetzt werden.[17] Dieselbe Arbeitsgruppe veröffentlichte mittlerweile ein Addendum, wonach sie die Bindungssituation in dieser Modifikation als kovalent bezeichnen.

Einem Forschungsteam an der Universität Bayreuth ist es 2011 gelungen, α-rhomboedrisches Bor eindeutig als thermodynamisch stabile Phase von Bor zu identifizieren. In Hochdrucklaboratorien wurde eine Serie unterschiedlicher Borkristalle bei Temperaturen bis zu 2300 Kelvin und Drücken bis zu 15 Gigapascal synthetisiert. Von besonderem Interesse für die Forschung und für industrielle Anwendungen, wie die Halbleitertechnik, sind hierbei α-Bor-Einkristalle.[18]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Borstücke

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Wegen der hohen Ionisierungsenergie sind von Bor keine B3+-Kationen bekannt. Die komplizierten Strukturen in vielen Borverbindungen und deren Eigenschaften zeigen, dass die Beschreibung der Bindungsverhältnisse als kovalent, metallisch oder ionisch stark vereinfachend sind und durch einen Molekülorbital(MO)-Ansatz ersetzt werden müssen.

Die Elektronenkonfiguration 1s22s22p1 des Bors zeigt, dass nur die drei Elektronen der zweiten Schale für die Ausbildung von kovalenten Bindungen mit s-, px-, py- und pz-Orbitalen zur Verfügung stehen. Dieser Elektronenmangel wird durch Ausbildung von Mehrzentrenbindungen, insbesondere einer Dreizentrenbindung, und Elektronenakzeptorverhalten (Lewis-Acidität) kompensiert. Es ist gelungen, eine Borverbindung mit einer Bor-Bor-Dreifachbindung herzustellen.[19]

Bor ist durchlässig für Infrarotlicht. Bei Raumtemperatur zeigt es eine geringe elektrische Leitfähigkeit, die bei höheren Temperaturen stark ansteigt.

Bor besitzt die höchste Zugfestigkeit aller bekannten Elemente sowie die zweithöchste Härte, nur übertroffen von der Kohlenstoffmodifikation Diamant. Bormodifikationen haben physikalische und chemische Ähnlichkeit mit Hartkeramiken wie Siliciumcarbid oder Wolframcarbid.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bis 400 °C ist Bor reaktionsträge, bei höheren Temperaturen wird es zu einem starken Reduktionsmittel. Bei Temperaturen über 700 °C verbrennt es in Luft zu Bortrioxid B2O3. Von siedender Salz- und Fluorwasserstoffsäure wird Bor nicht angegriffen. Oxidierend wirkende, konzentrierte Schwefelsäure greift Bor erst bei Temperaturen über 200 °C an, konzentrierte Phosphorsäure hingegen erst bei Temperaturen über 600 °C.

Löst man B2O3 in Wasser, so entsteht die sehr schwache Borsäure. Deren flüchtige Ester, am deutlichsten Borsäuretrimethylester, färben Flammen kräftig grün.

Die Fähigkeit des Bors, über kovalente Bindungen stabile räumliche Netzwerke auszubilden, sind ein weiterer Hinweis auf die chemische Ähnlichkeit des Bors mit seinen Periodennachbarn Kohlenstoff und Silicium.

Eine wichtige Forschungsdisziplin der heutigen anorganischen Chemie ist die der Verbindungen des Bors mit Wasserstoff (Borane) sowie mit Wasserstoff und Stickstoff, die den Kohlenwasserstoffen ähneln (isoelektronisch), z. B. Borazol B3N3H6 („anorganisches Benzol“). Eine Reihe organischer Borverbindungen sind bekannt, beispielsweise Boronsäuren.

Isotope[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Es sind insgesamt 13 Isotope zwischen 6B und 19B des Bors bekannt. Von diesen sind zwei, die Isotope 10B und 11B, stabil und kommen in der Natur vor. Das Isotop mit dem größeren Anteil an der natürlichen Isotopenzusammensetzung ist 11B mit 80,1 %, 10B hat einen Anteil von 19,9 %. Alle künstlichen Isotope haben sehr kurze Halbwertszeiten maximal im Millisekundenbereich.[20]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die wirtschaftlich wichtigste Verbindung ist Borax (Natriumtetraborat-Decahydrat, Na2B4O7 · 10 H2O) zur Herstellung von Isolier- und Dämmstoffen sowie Bleichstoffen (Perborate). Weitere Anwendungen:

Elementares Bor[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  • Additiv für Raketentreibstoffe
  • Ferrobor und Bor als Legierungszusatz für Feinkornbaustähle und Nickelbasislegierungen
  • Reduktionsmittel bei der Herstellung von reinem Kupfer, um Sauerstoff zu entfernen[21]
  • Bor als Kornfeinungsmittel für Messing-Gusslegierungen
  • Bor-Nitrat-Gemische als Zünder für Airbags
  • Kristallines Bor und Borfasern für Anwendungen mit extrem hoher Festigkeit und Steifigkeit: Bauteile für Helikopterrotoren, Tennisrackets, Golfschläger, Angelruten, Panzerungen und schusssichere Westen;[22][23] wegen des geringen Radarechos findet es Verwendung in den Stealth-Kampfflugzeugen F-117 und B-2.
  • Feuerwerksartikel und Leuchtspurmunition (wegen intensiv grüner Flamme)
  • p-Dotierung in Silicium
  • Thermochemische Randschichtverhärtung, siehe Borieren
  • Nadelträger bei sehr hochwertigen Tonabnehmersystemen von Plattenspielern, als Ersatz für Aluminium
  • Die Kernfusion von 11B-Atomkernen mit Protonen wäre eine – technisch noch sehr ferne – Möglichkeit zur Energiegewinnung.

Borverbindungen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Physiologie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bor ist möglicherweise ein essentielles Spurenelement, das unter anderem positiven Einfluss auf Knochenstoffwechsel und Gehirnfunktion hat.[24]

Menschen nehmen Bor über Trinkwasser und Nahrung auf. Im Körper liegt ein Gehalt von etwa 0,7 ppm vor. Die World Health Organization (WHO) stellte 1998 in einer Studie fest, dass weltweit von einer durchschnittlichen Aufnahme von 1–2 mg Bor pro Tag ausgegangen werden kann, und empfiehlt einen Richtwert (Guideline value) von 2,4 mg/l Trinkwasser.[14]

Pflanzen reagieren zum Teil sehr empfindlich auf Bor, so dass bestimmte sensible Pflanzen (Weiden, Obstbäume, Artischocken) bei Konzentrationen von mehr als 1 mg/l Bor zu Borchlorosen neigen (Krankheitsbild gekennzeichnet durch vermehrte Bildung von braunen Flecken) und schließlich absterben können. Pflanzen reagieren aber auch empfindlich auf zu wenig Bor, der Gehalt in der Trockenmasse liegt meist zwischen 30 und 75 ppm.

Pharmakologie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bortezomib ist das erste Arzneimittel, das Bor enthält. Es ist der erste verfügbare Proteasom-Inhibitor, der seit 2008 zur Behandlung des Multiplen Myeloms zugelassen ist. Über das Bor erfolgt die hochspezifische und hochaffine Bindung an die katalytische Stelle des 26S-Proteasoms.[25]

Sicherheitshinweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Elementares Bor ist in geringen Dosen nicht giftig. Für Bor gibt es keine Hinweise auf genotoxische oder kanzerogene Wirkungen; von der Deutschen Gesellschaft für Ernährung ist kein Referenzwert für Bor als Zufuhrempfehlung aufgeführt.[26]

Dosen über 100 mg/Tag können jedoch Vergiftungserscheinungen hervorrufen. Die US-amerikanische Behörde EPA gibt einen täglichen Grenzwert (RfD – Reference Dose) von 0,2 mg pro Kilogramm Körpergewicht für Bor und Borate an, geht jedoch nicht von einer Karzinogenität aus.[14]

Bortrioxid, Borsäure und Borate werden mit der 30. ATP in der EU seit Sommer 2009 als fortpflanzungsgefährdend eingestuft. Bei Borsäure und Borax wurde dieser Effekt bislang jedoch lediglich bei der Verabreichung von höheren Dosen an Mäuse beobachtet.[27][14]

Einige Borverbindungen wie die Borane (Borwasserstoffverbindungen) sind hochgradig toxisch und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden.

Nachweis[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bor lässt sich in der analytischen Chemie mit der Curcumin-Methode quantitativ in Form des rot gefärbten Komplexes Rosocyanin nachweisen. Hierzu wird eine Probe des Bor-haltigen Materials oxidativ aufgeschlossen. Die durch den Aufschluss gebildete Borsäure kann anschließend kolorimetrisch bestimmt werden.

Literatur[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Commons: Bor – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
Wiktionary: Bor – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Bor – Lern- und Lehrmaterialien
  • J. B. Calvert: Boron, private Webseite in englischer Sprache, 2004

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. ↑ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Bor) entnommen.
  3. ↑ Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). In: Pure and Applied Chemistry. 2010, S. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14.
  4. ↑ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.
  5. ↑ Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 113, 2009, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
  6. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-142 – 4-147. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  7. ↑ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  8. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.
  9. ↑ a b c d e f M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie. Thieme Verlag, 2002.
  10. ↑ a b c Eintrag zu Bor in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. April 2017 (JavaScript erforderlich).
  11. ↑ E. Pilgrim: Entdeckung der Elemente. Mundus Verlag, Stuttgart 1950, S. 190.
  12. ↑ Mineralienatlas: Bor-Vorkommen, abgerufen am 27. Mai 2013.
  13. ↑ a b c d e Broschüre Bor - Ableitung einer Geringfügigkeitsschwelle zur Beurteilung von Grundwasserverunreinigungen der Landesanstalt für Umwelt, Messungen und Naturschutz Baden-Württemberg LUBW, Stand Februar 2012.
  14. ↑ a b c d e f BMG Engineering AG: Studie vom 22. Januar 2013 zum Umgang mit Bor bei der Altlastenbeurteilung im Auftrag des Kantons Aargau, Schweiz; abgerufen im September 2016.
  15. ↑ André Leisewitz, Hermann Kruse, Engelbert Schramm, Öko-Recherche Büro für Umweltforschung und -beratung GmbH, Frankfurt/M. - Erarbeitung von Bewertungsgrundlagen zur Substitution umweltrelevanter Flammschutzmittel, Forschungsbericht 204 08 542 (alt) 297 44 542 (neu), Band I: Ergebnisse und zusammenfassende Übersicht, Umweltforschungsplan des Bundesministers für Umwelt, Naturschutz und Reaktorsicherheit, im Auftrag des Umweltbundesamtes, Dezember 2000.
  16. ↑ Hollemann/Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. Band 1. de Gruyter, New York/Berlin 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, Kap. 16, S. 1217–1218.
  17. ↑ Bericht an der ETH Zürich.
  18. ↑ IDW-Online 28. September 2011.
  19. ↑ Holger Braunschweig, Rian D. Dewhurst, Kai Hammond, Jan Mies, Krzysztof Radacki, Alfredo Vargas: Ambient-Temperature Isolation of a Compound with a Boron-Boron Triple Bond. In: Science. Vol. 336, no. 6087, 15. Juni 2012, S. 1420–1422, doi:10.1126/science.1221138.
  20. ↑ G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties. In: Chinese Physics C. 41, 2017, S. 030001, doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001 (Volltext).
  21. ↑ a b Ulrich Baudis, Rudolf Fichte: Boron and Boron Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH Verlag, Weinheim 2012, doi:10.1002/14356007.a04_281.
  22. ↑ Herstellung und Zertifizierung von 3 Bor-Isotopenreferenz- materialien … (Memento des Originals vom 20. Dezember 2015 im Internet Archive)  Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.@1@2Vorlage:Webachiv/IABot/www.bam.de Bundesanstalt für Materialforschung und -prüfung (BAM), PDF, S. 5, abgerufen am 7. Dezember 2015.
  23. ↑ Nanotechnologie. Starke Bor-Baumwolle. Eidgenössische Technische Hochschule Zürich, 13. April 2010, abgerufen am 7. Dezember 2015.
  24. ↑ E. Mastromatteo, F. Sullivan: Summary: International Symposium on the Health Effects of Boron and its Compounds. In: Environ Health Perspect. Nov 102(Suppl 7), 1994, S. 139–141. PMC 1566638 (freier Volltext)
  25. ↑ P. Bonvini, E. Zorzi, G. Basso, A. Rosolen: Bortezomib-mediated 26S proteasome inhibition causes cell-cycle arrest and induces apoptosis in CD-30+ anaplastic large cell lymphoma Leukemia 2007, Band 21, Ausgabe 4, Seiten 838–42, pmid:17268529, doi:10.1038/sj.leu.2404528
  26. ↑ Stellungnahme Nr. 024/2006 des Bundesinstitut für Risikobewertung (BfR) vom 7. Februar 2006; http://www.bfr.bund.de/cm/343/hoechstmengen_fuer_bor_und_fluorid_in_natuerlichen_mineralwaessern_sollten_sich_an_trinkwasserregelungen_orientieren.pdf
  27. ↑ HERA - Human and Environmental Risk Assessment on ingredients of Household Cleaning Products,Substance: Boric Acid (CAS No 10043-35-3)- Edition 1.0 - 2005.
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