Борная кислота

В природе свободная борная кислота встречается в виде минерала сассолина, в горячих источниках и минеральных водах.

Борная кислота — это одноосновная кислота Льюиса, часто используемая в качестве инсектицида, антисептика, огнезащитного состава, поглотителя нейтронов или предшественника для получения иных химических составов.

При нагревании ортоборная кислота теряет воду и сначала переходит в метаборную кислоту, затем в тетраборную H₂B₄O₇. При дальнейшем нагревании обезвоживается до борного ангидрида.

Водные растворы борной кислоты являются смесью полиборных кислот общей формулы Н_3m-2nВ_mО_3m-n. В природе встречается в виде минерала сассолина.

Расстояние между соседними слоями — 318 пм.

Борная кислота проявляет очень слабые кислотные свойства. Она сравнительно мало растворима в воде. Её кислотные свойства обусловлены не отщеплением катиона Н⁺, а присоединением гидроксильного аниона:

${\displaystyle {\mathsf {B(OH)_{3}+H_{2}O\rightarrow H[B(OH)_{4}]}}}$

K_a = 5,8⋅10⁻¹⁰ моль/л; pK_a = 9,24.

Она легко вытесняется из растворов своих солей большинством других кислот. Соли её, называемые боратами, производятся обычно от различных полиборных кислот, чаще всего — тетраборной Н₂В₄О₇, которая является значительно более сильной кислотой, чем ортоборная.

Очень слабые признаки амфотерности B(OH)₃ проявляет, образуя малоустойчивый гидросульфат бора В(HSO₄)₃.

При нейтрализации ортоборной кислоты щелочами в водных растворах не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО₃)³⁻, поскольку ортобораты гидролизуются практически полностью, вследствие слишком малой константы образования [В(ОН)₄]⁻. В растворе образуются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот:

${\displaystyle {\mathsf {2NaOH+4H_{3}BO_{3}\longrightarrow Na_{2}B_{4}O_{7}+7H_{2}O}}}$

Избытком щелочи они могут быть переведены в метабораты:

${\displaystyle {\mathsf {2NaOH+Na_{2}B_{4}O_{7}\longrightarrow 4NaBO_{2}+H_{2}O}}}$

Мета- и тетрабораты гидролизуются, но в меньшей степени (реакции, обратные приведённым).

В подкисленных водных растворах боратов устанавливаются следующие равновесия:

${\displaystyle {\mathsf {3H[B(OH)_{4}]\rightleftarrows H^{+}+[B_{3}O_{3}(OH)_{4}]^{-}+5H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {[B_{3}O_{3}(OH)_{4}]^{-}+OH^{-}\rightleftarrows [B_{3}O_{3}(OH)_{5}]^{2-}}}}$

При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов, образуя соли:

При избытке оксида образуется метаборат кальция:

${\displaystyle {\mathsf {2H_{3}BO_{3}+\ CaO\rightarrow \ 3H_{2}O+\ Ca(BO_{2})_{2}}}}$

При недостатке оксида образуется тетраборат кальция:

${\displaystyle {\mathsf {4H_{3}BO_{3}+\ CaO\rightarrow \ 6H_{2}O+\ CaB_{4}O_{7}}}}$

Взаимодействует с металлами при нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {2Na+\ 2H_{3}BO_{3}\rightarrow \ 2NaBO_{2}+\ 2H_{2}O+\ H_{2}}}}$

Термическое разложение борной кислоты происходит в две стадии при медленном нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}{\xrightarrow[{}]{107,5^{o}C}}HBO_{2}+\ H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2HBO_{2}{\xrightarrow[{}]{150^{o}C}}B_{2}O_{3}+\ H_{2}O}}}$

Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты образует эфиры:

${\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+\ 3CH_{3}OH\longrightarrow \ 3H_{2}O+\ B(OCH_{3})_{3}}}}$

Кислота в данном случае отыгрывает роль водоотбирающего средства, и дополнительно протонирует ортоборатную кислоту для разрушения связей между бором и кислородом.

Образование борнометилового эфира В(ОСН₃)₃ является качественной реакцией на Н₃ВО₃ и соли борных кислот, при поджигании борнометиловый эфир горит красивым ярко-зелёным пламенем.

Борная кислота может быть получена путём смешения буры (тетрабората натрия) с минеральной кислотой, например, соляной:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}B_{4}O_{7}\cdot 10H_{2}O+2HCl\rightarrow 4H_{3}BO_{3}+2NaCl+5H_{2}O}}}$

Является продуктом гидролиза диборана или тригалогенидов бора^[2]:

${\displaystyle {\mathsf {B_{2}H_{6}+6H_{2}O\rightarrow 2H_{3}BO_{3}+6H_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {BCl_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}BO_{3}+3HCl}}}$

Борный спирт (от лат. Solutio Acidi borici spirituosa) — раствор борной кислоты в этиловом спирте (как правило, в 70 % этаноле).

Спиртовые растворы борной кислоты в концентрации 0,5 %, 1 %, 2 %, 3 %, 5 % готовятся на 70 % этиловом спирте и применяются в качестве антисептика и как противозудное средство при обтирании здоровых участков кожи вокруг очагов пиодермии, а также в качестве ушных капель.

Борная кислота может быть опасна только при бесконтрольном приёме внутрь. Опасная концентрация в организме человека (а особенно ребёнка) может возникнуть при регулярном применении. Смертельная доза при отравлении пероральным приёмом для взрослого человека составляет 15-20 г, для детей — 4-5 г^[3].

Борная кислота применяется в медицине с 1860-х годов как антисептическое средство, не раздражающее ран и не имеющее вкуса, запаха и цвета. В современной медицине противомикробная эффективность борной кислоты считается низкой.

Использование борной кислоты в качестве антисептического средства для детей, а также беременных и кормящих женщин было запрещено 2 февраля 1987 года Министерством здравоохранения СССР по рекомендации Фармакологического комитета с формулировкой: «…запретить использование борной кислоты в качестве антисептического средства у детей грудного возраста, а также у женщин в период беременности и лактации в связи с её низкой активностью и высокой токсичностью»^[4].

• В ядерных реакторах в качестве поглотителя нейтронов, растворённого в теплоносителе ядерного реактора.
• Борное удобрение.
• В лабораториях для приготовления буферных растворов.
• В медицине — как самостоятельное дезинфицирующее средство для взрослых, а также в виде 2%-го раствора — для промывки кожи после попадания щелочей.
• На основе борной кислоты производятся различные комбинированные препараты (группа АТХ D08AD), например паста Теймурова.
• В плёночной фотографии — в составе мелкозернистых проявителей и кислых фиксажей для создания слабой кислотной среды.
• В пищевой промышленности зарегистрирована как пищевая добавка E284 (на территории России эта добавка не входит в список разрешённых к применению^[5]).
• В ювелирном деле — как основа флюсов для пайки золотосодержащих сплавов.
• В литейном производстве — связующее при кислой футеровке печей, компонент защиты струи от окисления при разливке магниевых сплавов.
• В быту — уничтожение тараканов, муравьёв, клопов.
• В производстве керамики, оптоволокна, стекловолокна, стекла^[6],
• В качестве антипирена для защиты древесины,
• В составе электролитов для меднения и никелирования.
• Как люминофор или в качестве компонента люминофора для учебных экспериментов по люминесценции веществ^[7][8][9]