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composé chimique De Wikipédia, l'encyclopédie libre
L'acide borique, aussi appelé acide boracique ou acide orthoborique, est un composé chimique de formule brute H3BO3 ou structurelle B(OH)3, nommé autrefois sassoline en Italie centrale, où il jaillit à l'état naturel dans les fumerolles brûlantes et se dépose avec les autres vapeurs condensées dans les lagoni de Toscane[6]. Ce solide blanc, parfois légèrement coloré, cristallise dans un réseau triclinique. Il se présente sous forme d'un solide cristallisé en paillettes nacrées.
| Acide borique | |
  Représentations de la molécule d'acide borique |
|
| Identification | |
|---|---|
| Nom UICPA | acide borique borate d'hydrogène |
| Synonymes |
acide boracique |
| No CAS | |
| No ECHA | 100.030.114 |
| No CE | 233-139-2 |
| Code ATC | S02 |
| PubChem | 7628 |
| ChEBI | 33118 |
| No E | E284 |
| SMILES | |
| InChI | |
| Apparence | cristaux incolores ou poudre blanche sans odeur[1] |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | H3BO3 [Isomères] |
| Masse molaire[2] | 61,833 ± 0,008 g/mol H 4,89 %, B 17,48 %, O 77,63 %, |
| pKa | 9,28 à 24,85 °C pour B(OH)3 / B(OH)4−, puis 10,7 et 13,8 pour les deux derniers couples acide-base |
| Propriétés physiques | |
| T° fusion | transformation par transition d'ordre 2 entre 169 °C et 171 °C en acide métaborique HBO2, décomposition à 185 °C, formation de B2O3 à 300 °C |
| Solubilité | 47,2 g·l-1 (eau, 20 °C)[3] |
| Masse volumique | 1,435 g·cm-3 à 15 °C[4] |
| Pression de vapeur saturante | 2,7 mbar à 20 °C[3] |
| Thermochimie | |
| S0gaz, 1 bar | 295,23 J mol−1 K |
| S0solide | 88,7 J mol−1 K |
| ΔfH0gaz | -992,28 kJ mol−1 |
| ΔfH0solide | -1 093,99 kJ mol−1 |
| Cristallographie | |
| Système cristallin | Triclinique |
| Propriétés optiques | |
| Indice de réfraction | cristaux polyaxes, soit 1,337, 1,461 et 1,462 |
| Précautions | |
| SGH[3] | |
 Danger |
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| SIMDUT[5] | |
 D2A, |
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| Peau | irritations possibles |
| Yeux | irritations possibles |
| Ingestion | Toxique. Vomissements et diarrhée à petites doses, fatal à hautes doses |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
modifier  |
|
Assez peu soluble dans l'eau, c'est un acide faible. Il est souvent employé comme antiseptique bien que toxique, insecticide, absorbeur de neutrons dans les centrales nucléaires pour contrôler le taux de fission de l'uranium, et comme précurseur d'autres composés chimiques. Cet acide de Lewis tire son nom de l'un de ses composants, le bore, sa formule brute est H3BO3 ou en respectant mieux la structure à liaisons covalentes B(OH)3.
L'acide borique moléculaire peut provenir de la simple décomposition du minéral naturel nommée sassolite qui, décrit par sa formule B(OH)3, n'est qu'un assemblage de plans d'acide borique stabilisés par des liaisons hydrogène[7]. Il existe sous forme de cristaux incolores ou de poudre blanche se dissolvant dans l'eau.
L'acide borique est produit principalement à partir de minerai de borate par sa réaction avec l’acide sulfurique. La plus grande source de borates dans le monde est une mine à ciel ouvert située à Boron.
L'acide borique a été produit pour la première fois par Wilhelm Homberg (1652-1715) à partir du borax, sous l'action d’acides minéraux, et a reçu le nom de « sal sedativum Hombergi ».
L'acide libre est présent sous forme native ou régénérée dans certaines zones possédant des batholithes granitiques proches de la surface telles que la Toscane, les îles Lipari et au Nevada, ses effluents sont mélangés à la vapeur issue des fissures de la croûte terrestre. En Toscane, on récupère l'acide borique dans des jets de vapeur d'eau surchauffée (100 à 215 °C) d'origine volcanique, exploités comme source d'énergie ; la vapeur, hydrolysant des borates dans les profondeurs du sol de cette région, contient en effet de l'acide borique et divers sels minéraux. Celle qui s'échappe librement des fissures du sol (soffioni) est simplement condensée dans des bassins (lagoni).
La présence de l'acide borique ou de ses sels a été décelée dans l’eau de mer, et existerait également dans les végétaux et plus particulièrement dans presque tous les fruits[8] où il pourrait jouer un certain rôle d'insecticide naturel.
L'acide borique est le produit de dégradation ultime (souvent à l'aide d'un acide fort) de nombreux borates : borax, boracite, boronatrocalcite, colemanite, borocalcite, ascharite, kaliborite, kernite, kurnakovite, pinnaïte, pandermite, tunellite, larderellite, probertite, inderite, hydroboracite, etc., mais aussi howlite et bakérite, en plus des minéraux qui peuvent contenir l'acide borique en partie comme la harkérite ou la sassolite.
Dilué dans l'eau, l'acide borique, acide très faible, se nomme l'eau borée.
L'acide borique est assez faiblement soluble dans l'eau froide.
| Masse dissoute (g) pour 100 g d'eau | Température |
|---|---|
| 2,66 | 0 °C |
| 3,57 | 10 °C |
| 5,04 | 20 °C |
| 6,6 | 30 °C |
| 8,72 | 40 °C |
| 11,54 | 50 °C |
| 14,81 | 60 °C |
| 16,73 | 70 °C |
| 23,75 | 80 °C |
| 30,38 | 90 °C |
| 40,25 | 100 °C |
L'acide borique est beaucoup plus soluble dans l’eau chaude et surtout dans l'eau bouillante. Dans l'eau à température ordinaire il se dissout à la condition d'être finement divisé jusqu'à une teneur en bore proche de 4 000 ppm où un début de cristallisation est observé.
L'acide borique est soluble dans le glycérol (glycérine), soit 22,2 g pour 100 g de solvant à 20 °C et 28 g à 25 °C. Il est soluble aussi dans le méthanol, soit 20,2 g pour 100 g à 25 °C. Il l'est nettement moins dans l'éthanol (5,5 g pour 100 g à 25 °C), dans l'éther éthylique (0,24 g pour 100 g à 25 °C). Il est insoluble dans l'acétone.
L'acide (ortho)borique est fabriqué à partir de (méta)borates en chaîne ou cyclique, en particulier de borax. Ce sont en fait des réactions de dégradation avec l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique qui génèrent l'acide borique.
L'acide borique est aussi le produit de l'hydratation du sesquioxyde de bore, acide monobasique faible soit :
L'acide borique est un acide de Lewis, il accepte les électrons des ions hydroxyles[10], en conséquence il capte ces derniers en formant des structures ioniques : tétraèdre, structure géométrique pentacoordinée ou bipyramide, structure hexacoordinée, etc.
Ainsi l'acide borique ne se dissocie pas en solution aqueuse, mais son activité acide est due à son interaction avec les molécules d’eau :
Des anions polyborates se forment lentement à pH 7,10 si la concentration en bore est au-dessus de 0,025 mol/L. Le plus connu de ces derniers est l'ion tétraborate, à structure cyclique, trouvé dans le borax minéral :
En résumé, l'acide borique est essentiellement un acide faible monobasique. Il est possible d'écrire, avec la convention gommant une molécule d'eau H2O soit H2BO3− aqueux pour l'ion tétrahydroxyborate B(OH)4−, les équilibres acido-basiques :
L'acide borique peut être dosé en étalon par une solution de soude, suivant la réaction produisant le métaborate de sodium, sel de sodium de l'acide métaborique :
Ce dosage peut être amélioré en ajoutant à la solution d'acide borique des composés organiques polyhydroxylés (contenant des groupements diols voisins), du type glycérol, mannitol, sucres divers, etc., qui augmentent significativement la force de l'acide borique et permettent en pratique de connaître avec une meilleure précision la fin du dosage.
Portée et maintenue à ébullition à 100 °C, la solution aqueuse d'acide borique donne un dépôt d'acide métaborique, ici écrit avec une formule équivalente simplifiée[11] :
Par chauffage au rouge, l'acide métaborique se transforme en sesquioxyde de bore, en perdant l'équivalent d'une molécule d'eau.
Les sels de l'acide borique sont complexes.
Du fait d'une transformation de structure par une transition progressive initié entre 169 °C et 171 °C et généralement terminée vers 185 °C, l'acide borique solide sec se déshydrate, formant l’acide métaborique HBO2. L'acide métaborique est un cristal cubique, blanc et légèrement soluble dans l'eau. Il fond à environ 236 °C et une fois chauffé au-dessus de 300 °C, il se déshydrate en formant l'acide tétraborique ou l’acide pyroborique, H2B4O7. Le terme d’acide borique peut se rapporter à l’un ou l’autre de ces composés. À une température légèrement plus élevée, il se forme du sesquioxyde de bore.
On connaît mal sa toxicité environnementale, sauf pour les insectes contre lesquels il est utilisé comme insecticide autorisé pour certains usages dans certains pays. Les insectes se contaminent en se nettoyant après un contact avec ce produit. Il agit sur leur estomac, conduisant à la mort de l'insecte en une dizaine de jours. Son efficacité persiste plusieurs années dans les endroits secs.
L'acide borique et ses sels sont utilisés comme fertilisants en agriculture conventionnelle et biologique[14]. La carence en bore est la carence en oligoéléments la plus répandue dans le monde et occasionne des pertes de rendement importantes chez les plantes cultivées et les arbres fruitiers[15].
Il peut être utilisé comme antiseptique pour les brûlures ou les coupures et est parfois employé dans les pommades et les onguents ou est utilisé dans une solution très diluée comme bain oculaire (eau boriquée). Comme composé anti-bactérien, l'acide borique peut également être prescrit comme traitement de l’acné. On l'utilise encore comme antiseptique pour l'oreille en plongée scaphandre, à raison d'une goutte d'alcool boriqué à 2 % par oreille.[réf. nécessaire] Le borate de sodium, un antiseptique doux, associé à d’autres composants appropriés peut également être proposé en usage externe pour des maladies des yeux, telle que la sécheresse oculaire.
L'acide borique est également souvent utilisé comme insecticide relativement peu toxique, pour l’extermination des cancrelats, termites, fourmis, puces, et beaucoup d'autres insectes. Il peut être employé directement sous la forme de poudre pour les puces et les cancrelats, ou être mélangé avec du sucre ou de la gelée pour les fourmis. C'est également un composant de beaucoup d’insecticides du commerce. Dans cette utilisation, particulièrement dans le cas des cancrelats, l'acide borique sous forme de poudre est appliqué dans les zones fréquentées par les insectes. Les fines particules s'accrochent aux pattes des insectes et causent par la suite des brûlures chimiques mortelles. L'acide borique est commercialisé pour cet usage dans des quartiers résidentiels dans des zones urbaines infestées par les cancrelats.
Le borate de lithium est le sel de lithium de l'acide borique employé en laboratoire comme solution tampon pour le gel couramment employé dans les tampons d'électrophorèse des acides nucléiques (tels que les tampons TBE, SB et LB). Il peut être utilisé pour l’électrophorèse de l'ADN et de l'ARN, en gel de polyacrylamide et en gel d'agarose.
L'acide borique et les borates servent d'agent fondant (flux), notamment pour permettre la dissolution d'échantillons en phase fondue avant analyse, ou pour la préparation de pastilles destinées à l'analyse par spectrométrie de fluorescence des rayons X (XRF). Le bore étant un élément léger, il n'interfère pas avec les autres éléments dans les analyses XRF.
Le bore a une capacité élevée d'absorption des neutrons, mais avec l'inconvénient, au-delà d'un certain seuil, d'augmenter le risque de radiolyse de l'eau.
« Une très faible modification de l'un de ces paramètres lorsqu'on est proche du seuil peut faire brutalement basculer la radiolyse de l'eau »[16].
« avec formation d'hydrogène, d'oxygène et d'eau oxygénée. Ce phénomène brutal est dû à l'empoisonnement de la réaction en chaîne recombinant H2 et H2O2. Dans certains cas, on observe un phénomène de saturation : lorsque les concentrations de O2 et H2O2 augmentent trop, la réaction en chaîne s'arrête. Cette saturation fut confirmée par des simulations sur ordinateur »[16],[17].
Les borates et l'acide borique ont été employés :
Depuis 2010, sa commercialisation et son emploi sont réglementés en Europe, en faveur de produits alternatifs, en raison de sa classification CMR - reprotoxique, et de son intégration dans le règlement REACH.
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