Acid boric

Acid boric
	Tinh thể acid boric
Danh pháp IUPAC	Acid boric; Trihydroxidoboron
Tên khác	Orthoboric acid; Boracic acid; Sassolite; Optibor; Borofax
Nhận dạng
Số CAS	10043-35-3
PubChem	7628
Số EINECS	233-139-2
KEGG	D01089
ChEMBL	42403
Ảnh Jmol-3D	ảnh; ảnh 2
SMILES	đầy đủ OB(O)O B(O)(O)O ;
InChI	đầy đủ 1/BH3O3/c2-1(3)4/h2-4H;
ChemSpider	7346
UNII	R57ZHV85D4
Thuộc tính
Công thức phân tử	H3BO3
Khối lượng mol	61,83302 g/mol
Bề ngoài	Chất rắn kết tinh màu trắng
Khối lượng riêng	1,435 g/cm³
Điểm nóng chảy	170,9 °C (444,0 K; 339,6 °F)
Điểm sôi	300 °C (573 K; 572 °F)
Độ hòa tan trong nước	2,52 g/100 mL (0 ℃); 4,72 g/100 mL (20 ℃); 5,7 g/100 mL (25 ℃); 19,10 g/100 mL (80 ℃); 27,53 g/100 mL (100 ℃)
Độ hòa tan trong các dung môi khác	Tan trong rượu mạch ngắn; tan vừa phải trong pyridin; ít tan trong axeton
Độ axit (pKa)	9,24 (xem văn bản)
Cấu trúc
Hình dạng phân tử	Phẳng ba cạnh
Mômen lưỡng cực	0
Các nguy hiểm
Phân loại của EU	Có hại (Xn); Repr. Cat. 2
NFPA 704	0 1 0
Chỉ dẫn R	R60 R61
Chỉ dẫn S	S53 S45
Điểm bắt lửa	Không bắt lửa.
LD50	2660 mg/kg, miệng (chuột cống)
Các hợp chất liên quan
Hợp chất liên quan	Bo trioxide; Borax
	Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa). kiểm chứng (cái gì ?) Tham khảo hộp thông tin

Acid boric, cụ thể hơn là axit orthoboric, là hợp chất của các nguyên tố hóa học gồm bo, oxy và hydro với công thức B(OH)
3. Nó cũng có thể được gọi là hydro orthoborat, trihydroxidoboron hoặc axit boracic.^[1] Nó thường được tìm thấy dưới dạng tinh thể không màu hoặc bột trắng, hòa tan trong nước và tồn tại trong tự nhiên dưới dạng khoáng chất sassolite. Đây là một axit yếu tạo ra nhiều anion borat và muối khác nhau và có thể phản ứng với cồn để tạo thành este borat.

Axit boric thường được sử dụng như một chất khử trùng, thuốc trừ sâu, chất chống cháy, chất hấp thụ neutron hoặc tiền chất của các hợp chất bo khác.

Thuật ngữ "axit boric" cũng được sử dụng rộng rãi cho bất kỳ axit oxo nào của Bo, chẳng hạn như axit metaboric HBO
2 và axit tetraboric H
2B
4O
7.

Phân bố

Acid dạng tự do được tìm thấy trong các vùng có núi lửa nhất định như ở Tuscany, quần đảo Lipari và Nevada, trộn lẫn với hơi nước trong các khe nứt trong đất; nó cũng được tìm thấy ở dạng thành phần cấu tạo trong một số khoáng vật (borax, boracit, boronatrocaicit và colemanit). Acid boric và các muối của nó cũng được ghi nhận trong nước biển. Nó cũng tồn tại trong thực vật và đặc biệt là trong hầu hết trái cây.^[2]

Acid boric được Wilhelm Homberg (1652–1715) điều chế lần đầu tiên từ borax, từ phản ứng của các acid vô cơ, và được đặt theo tên sal sedativum Hombergi ("muối giảm đau của Homberg"). Tuy nhiên, các borat, bao gồm cả acid boric, đã được sử dụng vào thời kỳ Ai Cập cổ đại để lau chùi, bản quản thực phẩm, và các ứng dụng khác.^{[cần dẫn nguồn]}

Điều chế

Acid boric có thể được điều chế khi cho borax (natri tetraborat decahydrat) phản ứng với acid vô cơ, như acid chlorhydric:

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

Tính chất

Acid boric có thể tan trong nước sôi. Khi nung trên 170 ℃, nó tách nước tạo thành acid metaboric (HBO₂):

H₃BO₃ → HBO₂ + H₂O

Acid metaboric là chất rắn kết tinh theo hệ lập phương, có màu trắng và chỉ hòa tan ít trong nước. Acid metaboric nóng chảy ở 236 ℃, và khi nung trên 300 ℃ nó tiếp tục tách nước tạo thành acid tetraboric hay acid pyroboric (H₂B₄O₇):

4HBO₂ → H₂B₄O₇ + H₂O

Thuật ngữ acid boric đôi khi cũng được dùng để chỉ các hợp chất này. Nếu tiếp tục tách nước, nó sẽ tạo ra đibo trioxide:

H₂B₄O₇ → 2B₂O₃ + H₂O

Acid boric không phân ly trong dung môi gốc nước như acid Brønsted, nhưng là một acid Lewis phản ứng với các phân tử nước để tạo thành ion tetrahydroxyborat, và được quan sát dưới quang phổ Raman^[3]:

B(OH)₃ + H₂O ⇌ B(OH)⁻
₄ + H⁺ (K_a = 5.8x10⁻¹⁰ mol/l; pK_a = 9.24)

Các anion polyborat được tạo ra tạo thành dung dịch có pH 7–10 nếu nồng độ bo lớn hơn 0,025 mol/L. Ion phổ biến nhất là tetraborat được tìm thấy trong borax khoáng:

4B(OH)⁻
₄ + 2 H⁺ ⇌ B₄O²⁻
₇ + 9H₂O

Acid boric có vai trò quan trọng trong việc hấp thụ các sóng âm tần số thấp trong nước biển.^[4]

Cấu trúc tinh thể

Acid boric tinh thể bao gồm các lớp phân tử B(OH)₃ liên kết với nhau bởi liên kiết hydro. Khoảng cách giữa hai lớp cạnh nhau là 318 pm.


Ô cơ sở của acid boric	Liên kết hydro (đường đứt nét) cho phép các phân tử acid boric hình thành các lớp song song ở trạng thái rắn

Tham khảo

^ Entry "boracic acid" in the online Merriamm-Webster Dictionary. Gives the first use as 1790. Retrieved 2022-06-24.
^ A. H. Allen; Tankard, Arnold R. (1904). “The determination of boric acid in cider, fruits, etc”. Analyst. 29: 301. doi:10.1039/an9042900301.
^ Jolly, William L. "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill 1984, tr. 198)
^ “Underlying physics and mechanisms for the absorption of sound in seawater”. National Physical Laboratory. Truy cập ngày 21 tháng 4 năm 2008.

Đọc thêm

Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd Edn.). New York: McGraw-Hill. ISBN 0-07-112651-1.
Louis Goodman, Alfred Gilman, Laurence Brunton, John Lazo and Keith Parker (2006). Goodman & Gilman's The Pharmacological Basis of Therapeutics. New York: McGraw Hill.Quản lý CS1: nhiều tên: danh sách tác giả (liên kết)

Liên kết ngoài

[webster-1] Entry "boracic acid" in the online Merriamm-Webster Dictionary. Gives the first use as 1790. Retrieved 2022-06-24.

[2] A. H. Allen; Tankard, Arnold R. (1904). “The determination of boric acid in cider, fruits, etc”. Analyst. 29: 301. doi:10.1039/an9042900301.

[3] Jolly, William L. "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill 1984, tr. 198)

[4] “Underlying physics and mechanisms for the absorption of sound in seawater”. National Physical Laboratory. Truy cập ngày 21 tháng 4 năm 2008.

[1]

[2]

[3]

[4]