Лайнус Полінг, Пітер Полінг — Хімія
Відповідно до простої теорії валентності реакція між магній боридом Mg3B2 і водою мала б призводити до утворення молекул борану BH3. Проте замість цієї сполуки утворюється диборан B2H6
Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6 (г.)
За звичайних умов диборан — газ (т. пл. −165,5 °C, т. кип. −92,5 °C).
Відомо безліч інших боранів; найкраще вивчено сполуки, що мають формули B4H10, B5H9, B5H10 і B10H14. Вони знаходять застосування як ракетне паливо.
Молекула B2H6 має таку структуру:
Кожен атом Бору має координаційне число 5, а два атоми Гідрогену мають координаційне число 2. Довжини зв'язків B—B дорівнюють 177 пм, а B—H — 133 пм (для місткових атомів Гідрогену) і 119 пм (для зовнішніх атомів Гідрогену), а це свідчить про частковий характер зв'язків, коли кожен зв'язок потребує менше від однієї електронної пари. У розглядуваній молекулі є шість пар валентних електронів і дев'ять зв'язків; отже, у середньому кожен зв'язок відповідає $\frac{2}{3}$ одинарного зв'язку. Довжини зв'язків указують на те, що шість електронних пар резонують між дев'ятьма положеннями так, що п'ять центральних зв'язків потребують близько п'яти валентних електронів, а чотири зовнішні зв'язки — близько семи валентних електронів.
Відомі також деякі боран-іони, наприклад B4H102− у Na2B4H10 і B12H122− у K2B12H12. Цікаву структуру має іон B12H122−, в якому дванадцять атомів Бору розташовуються у вершинах правильного ікосаедра (двадцятигранника), як показано на рис. 18.5, і при цьому кожен атом Бору утворює шість зв'язків: п'ять зв'язків із сусідніми атомами Бору в цьому ікосаедрі й один зв'язок, спрямований радіально до зовнішнього атома Гідрогену. Довжини зв'язків показують, що для тридцяти зв'язків B—B частковий характер зв'язків відповідає величині близько 0,5, а для дванадцяти зв'язків B—H — приблизно 0,83.
Установлено, що B10H14 та деякі інші молекули боранів мають структури, в основі яких лежить ікосаедр з кількома вершинами, не зайнятими атомами Бору, і з кількома місковими атомами Гідрогену, як у діборані. Ікосаедр B12 характерний також для елементарного бору і для твердої сполуки B4C.
Такого роду сполуки можна описати як електронодефіцитні, в яких деякі або всі атоми мають стійкіші орбіталі, ніж орбіталі, що їх займають електрони у валентній оболонці. Атом Бору має чотири орбіталі у валентній оболонці і три валентні електрони.
Характерною особливістю структури найбільш електронодефіцитних сполук є те, що їхні атоми мають координаційне число, яке перевищує не лише число валентних електронів, а й число стійких орбіталей. Так, більшість атомів Бору в тетрагональній формі кристала бору мають координаційне число 6. Літій і Берилій, що мають по чотири стійкі орбіталі і лише по одному або по два валентні електрони відповідно, також мають структури, в яких атоми мають координаційне число 8 або 12. Можна вважати, що всі метали є електронодефіцитними речовинами.
Рис. 18.5. Структура ікосаедра додекаборан-іона B12H122−.
Ще одне узагальнення, що заслуговує на назву структурного принципу, полягає в тому, що електронодефіцитний атом спричиняє збільшення координаційного числа в сусідніх атомів до значення, що перевищує число орбіталей. Так, у боранах деякі атоми Гідрогену, розташовані по сусідству з електронодефіцитними атомами Бору, мають координаційне число 2.
Довжини зв'язків B—B (що дорівнюють 180 пм) на 18 пм більші за значення для одинарного зв'язку (що дорівнює 162 пм); можна сказати, що при тетрагональному розташуванні кожен атом Бору з координаційним числом 6 використовує свої три електрони для утворення шести напівзв'язків, а не трьох зв'язків, створюваних електронними парами.