Борна кислота

Бо́рна кислота́ (лат. acidum boricum, о́ртобо́рна, о́ртобора́тна, бора́тна кислота́) Н₃ВО₃^[1], B(OH)₃ — це слабка неорганічна кислота. Виглядає як лускаті, безбарвні, жирні на дотик кристали малорозчинні у воді при кімнатній температурі і значно більше розчинні у гарячій воді.

Борна кислота
Структурна формула
Кристали борної кислоти
Назва за IUPAC	Борна кислота
Ідентифікатори
Номер CAS	10043-35-3
PubChem	7628
Номер EINECS	233-139-2
DrugBank	DB11326
KEGG	D01089
ChEBI	33118
RTECS	ED4550000
Код ATC	S02AA03 і D08AD
SMILES	B(O)(O)O
InChI	1/BH3O3/c2-1(3)4/h2-4H
Номер Гмеліна	1585
Властивості
Молекулярна формула	H3BO3
Молярна маса	61,83 г/моль
Зовнішній вигляд	Біла кристалічна речовина
Густина	1,435 г/см3
Тпл	170,9 °C
Ткип	300 °C
Розчинність (вода)	2,52 г/100 мл (0 °C) 4,72 г/100 мл (20 °C) 5,7 г/100 мл (25 °C) 19,10 г/100 мл (80 °C) 27,53 г/100 мл (100 °C)
Кислотність (pKa)	9,24
Структура
Геометрія	Рівносторонній трикутник
Небезпеки
ЛД50	2660 мг/кг, орально (криса)
Класифікація ЄС	Xn
R-фрази	R60 R61
S-фрази	S53 S45
NFPA 704	0 2 0
Температура спалаху	не запалюється
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Термін «борна кислота» також використовується для будь-якої оксокислоти бору, такий як метаборна кислота HBO₂ і тетраборна кислота H₂B₄O₇.

Поширення у природі

На незв'язану кислоту можна натрапити в деяких вулканічних місцевостях таких, як Тоскана, Ліпарські острови і Невада. Її також можна виявити в складі багатьох мінералів (бура, борацит і колеманіт). Наявність борної кислоти та її солей знайдено в морській воді. Вона також є в рослинах і майже у всіх овочах (яблука, сливи, груші і т. д.).

Фізичні властивості

Кристали білого кольору або безбарвні, блискучі, жирні на дотик пластинки. Розчинна у воді та 96 % спирті, легкорозчинна у киплячій воді і гліцерині — 85 %.^[1] Водні розчини борної кислоти є сумішшю поліборних кислот загальної формули Н_3m-2nВ_mО_3m-n. У природі зустрічається у вигляді мінералу сасоліну.

Відстань між сусідніми шарами — 318 пм.

Хімічні властивості

Борна кислота виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Вона порівняно мало розчинна у воді. Її кислотні властивості обумовлені не відщепленням катіона Н⁺, а приєднанням гідроксильного аніона (поведінка характерна кислотам Льюїса):

Н₃ВО₃ + Н₂О ⇄ Н[B(OH)₄]: Н[B(OH)₄] ⇄ [B(OH)₄]^- + H⁺

K_a = 5,8⋅10⁻¹⁰ моль/л; pK_a = 9,24.

Також особливістю борної кислоти є те, що при збільшенні її концентрації вище 0,1 моль/л зростає її сила у зв'язку з утворенням поліборних кислот^[2]:

3B(OH)₃ = B₃O₃(OH)₄^- + H⁺ + 2H₂O

5B(OH)₃ = B₅O₆(OH)₄^- + H⁺ + 5H₂O

Вона легко витісняється із розчинів своїх солей більшістю інших кислот. Її солі, борати, отримуються зазвичай від різних поліборних кислот, найчастіше тетраборної H₂B₄O₇, яка є значно сильнішою кислотою, ніж ортоборна.

Дуже слабкі ознаки амфотерності B(OH)₃ проявлює, утворюючи малостійкий гідросульфат бору В(HSO₄)₃.

При нейтралізації ортоборної кислоти лугами, у водних розчинах, не утворюються сполуки, що містять іон (ВО₃)³⁻, оскільки ортоборати гідролізуються практично повністю, внаслідок занадто малої константи утворення [В(ОН)₄]⁻ — утворюються тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:

4H₃BO₃ + 2NaOH → Na₂B₄O₇ + 7H₂O

Надлишком лугу тетраборати можуть бути переведені в метаборати:

H₃BO₃ + NaOH → NaBO₂ + 2H₂O

Піроліз

При нагріванні ортоборної кислоти вище 140 °С втрачає воду і переходить у метаборну кислоту.^[3][4]

B(OH)₃ → HBO₂ + H₂O

Потім, при нагріванні вище 180 °С у тетраборну.

4HBO₂ → H₂B₄O₇ + H₂O

При подальшому нагріванні до 530 °C зневоднюється до борного ангідриду (B₂O₃). Однак повної дегідратації досягти дуже важко, навіть при температурі 500 °С у розплаві міститься 5 % води.^[2]

H₂B₄O₇ → 2B₂O₃ + H₂O

Естерифікація

Борна кислота естерифікується, в присутності концентрованої сульфатної кислоти, зі спиртами утворюючи естери борної кислоти B(OR)₃, де R це алкільна або арильна група.^[5]

B(OH)₃ + 3ROH → B(OR)₃ + 3H₂O

Утворення брометилового естеру В(ОСН₃)₃ являє собою якісну реакцію на Н₃ВО₃ та солі борних кислот. При підпалюванні борний естер горить яскраво-зеленим полум'ям.^[6]

Взаємодія з металами та їх оксидами

При нагріванні борна кислота розчиняє оксиди металів, утворюючи солі: При надлишку оксиду утворюється метаборат кальцію:

2H₃BO₃ + CaO → Ca(BO₂)₂ + 3H₂O

При нестачі оксиду утворюється тетраборат кальцію:

4H₃BO₃ + CaO → CaB₄O₇ + 6H₂O

Взаємодіє з металами при нагріванні:

2Na + 2H₃BO₃ → NaBO₂ + 2H₂O + H₂

Отримання

Борна кислота була вперше виготовлена Вільгельмом Гомбергом^[en] (1652–1715) з бури, під дією неорганічних кислот, і він назвав її sal sedativum Hombergi («заспокійлива сіль Хомберга»).

Na₂B₄O₇·10H₂O + 2 HCl → 4 B(OH)₃ (або H₃BO₃) + 2 NaCl + 5 H₂O

Застосування

Борну кислоту широко використовують в медицині як слабкий антисептичний засіб: у вигляді 1–2 %-вого водного розчину — для промивання ран та слизових оболонок статевих органів; у порошку — для лікування носа й вуха; у спиртових розчинах і мазях — для лікування шкіри. Крім того, борну кислоту застосовують для дублення шкіри, у виробництві скла, виготовленні деяких фарб та емалей.

Використання в ядерних реакторах

Борну кислоту у вигляді водного розчину використовують у ядерних реакторах з водою під тиском (водно-водяні реактори). У цьому типі реакторів водний розчин борної кислоти використовують, як поглинач нейтронів внаслідок вмісту у кислоті елементу бору. У природі елемент бор має два ізотопи — ¹⁰В (20 % вмісту) та ¹¹В (80 % вмісту). Для поглинання нейтронів потрібен високий абсорбційний коефіцієнт і тому, як поглинач нейтронів краще використовувати ізотоп ¹⁰В для управління ядерною реакцією та її потужністю у реакторі. При цьому проходять наступні ядерні перетворення (реакції):

${\displaystyle \mathrm {_{5}^{10}B+_{0}^{1}n\rightarrow _{5}^{11}B\rightarrow _{3}^{7}Li+_{2}^{4}He} }$

Примітки

1. П. О. Безуглий, 2008, С.100
2. Ткачев К. В., Плышевский Ю. С., 1983, С.19-20
3. Kaur, Gurwinder; Kainth, Shagun; Kumar, Rohit; Sharma, Piyush; Pandey, O. P. (2021-10). Reaction kinetics during non-isothermal solid-state synthesis of boron trioxide via boric acid dehydration. Reaction Kinetics, Mechanisms and Catalysis (англ.). Т. 134, № 1. с. 347—359. doi:10.1007/s11144-021-02084-8. ISSN 1878-5190. Процитовано 31 травня 2023.
4. Aghili, Siavash; Panjepour, Masoud; Meratian, Mahmood (2018-03). Kinetic analysis of formation of boron trioxide from thermal decomposition of boric acid under non-isothermal conditions. Journal of Thermal Analysis and Calorimetry (англ.). Т. 131, № 3. с. 2443—2455. doi:10.1007/s10973-017-6740-3. ISSN 1388-6150. Процитовано 31 травня 2023.
5. Brown, Herbert C.; Mead, Edward J.; Shoaf, Charles J. (1956-08). Convenient Procedures for the Preparation of Alkyl Borate Esters 1-3. Journal of the American Chemical Society (англ.). Т. 78, № 15. с. 3613—3614. doi:10.1021/ja01596a015. ISSN 0002-7863. Процитовано 31 травня 2023.
6. Кійко С. М., Ніколайчук О. Г., Уржунцева В. В. (2012). Лабораторний практикум з неорганічного синтезу: навчальний посібник. Харків: ХНУ імені В. Н. Каразіна. с. 56—57.

Джерела

• Фармацевтична хімія : [арх. 11 березня 2021] : підручник / ред. П. О. Безуглий. — Вінниця : Нова Книга, 2008. — С. 100—102. — 560 с. — ISBN 978-966-382-113-9.
• Ткачев К. В., Плышевский Ю. С. (1983). Технология неорганических соединений бора. Л: Химия. с. 19–20 (рос.)
• Українська радянська енциклопедія : у 12 т. / гол. ред. М. П. Бажан ; редкол.: О. К. Антонов та ін. — 2-ге вид. — К. : Головна редакція УРЕ, 1974–1985. — ^{[сторінка?]}

Література

• Фармакологія: підручник (ВНЗ І—ІІІ р. а.) / І. В. Нековаль, Т. В. Казанюк. — 7-е вид., переробл. і допов. — «Медицина», 2016 — 552 с. ISBN 978-617-505-507-6. — ^{[сторінка?]}

Посилання

• КИСЛОТА БОРНА [Архівовано 9 червня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія