Axit boric

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Buớc tưới chuyển hướng Bước tới tìm kiếm
Axit boric
Boric-acid-2D.png
Boric-acid-3D-vdW.png
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
InChI
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

NFPA 704.svg

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).
Có  kiểm chứng (cái gì Có KhôngN ?)

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 H3BO3, 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 cân bằng với B(OH)−4 + H+ (Ka = 5.8x10−10 mol/l; pKa = 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+ cân bằng với 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.

Boric-acid-unit-cell-3D-balls.png
Boric-acid-layer-3D-balls.png
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]

  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. 

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]

Lấy từ “https://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=Axit_boric&oldid=26785273”