Axit boric

Axit boric
	150px Tinh thể axit boric
Danh pháp IUPAC	Axit 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
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;
Thuộc tính
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 °C) ; 4,72 g/100 mL (20 °C) ; 5,7 g/100 mL (25 °C) ; 19,10 g/100 mL (80 °C) ; 27,53 g/100 mL (100 °C)
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 trioxit; 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

Axit boric là một axit yếu của bo, thường được dùng làm chất sát trùng, thuốc trừ sâu, chữa lửa, dùng trong các nhà máy hạt nhân để khống chế tốc độ phân hạch của urani, và là chất ban đầu để chế ra các hợp chất hóa học khác. Nó tồn tại ở dạng các tinh thể không màu hoặc bột màu trắng và có thể hòa tan trong nước. Công thức hóa học của nó là H₃B O₃, đôi khi viết là B(OH)₃. Khi ở dạng khoáng vật, nó được gọi là sassolit.

Phân bố[sửa | sửa mã nguồn]

Axit 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). Axit 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.^[1]

Axit boric được Wilhelm Homberg (1652–1715) điều chế lần đầu tiên từ borax, từ phản ứng của các axit vô cơ, và được đặt theo tên sal sedativum Hombergi ("muối giảm đau của Homberg"). Tuy nhiên, các borat, bao gồm cả axit 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[sửa | sửa mã nguồn]

Axit boric có thể được điều chế khi cho borax (natri tetraborat decahydrat) phản ứng với axit vô cơ, như axit clohidric:

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

Tính chất[sửa | sửa mã nguồn]

Axit boric có thể tan trong nước sôi. Khi nung trên 170 °C, nó tách nước tạo thành axit metaboric (HBO₂):

H₃BO₃ → HBO₂ + H₂O

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

4 HBO₂ → H₂B₄O₇ + H₂O

Thuật ngữ axit boric đôi khi cũng được dùng để chỉ các hợp chất này. Nếu tiếp tục tách nước, nó sẽ tạo ra boron trioxit.

H₂B₄O₇ → 2 B₂O₃ + H₂O

Axit boric không phân ly trong dung môi gốc nước như axit Brønsted, nhưng là một axit Lewis phản ứng với các phân tử nước để tạo thành ion tetrahydroxyborat, và được quan sát dưới quang phổ Raman^[2]:

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:

4 B(OH)⁻
₄ + 2 H⁺ ⇌ B₄O²⁻
₇ + 9 H₂O

Axit boric có vai trò quan trọng trong việc hấp thụ các sóng âm tần số thấp trong nước biển.^[3]

Cấu trúc tinh thể[sửa | sửa mã nguồn]

Axit 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 axit boric	Liên kết hydro (đường đứt nét) cho phép các phân tử axit boric hình thành các lớp song song ở trạng thái rắn

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

^ 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, p.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[sửa | sửa mã nguồn]

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.

Liên kết ngoài[sửa | sửa mã nguồn]

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

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

[3] “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]