Для чого використовують борну кислоту?

Показання для застосування. Борну кислоту призначають при кон'юнктивітах, дерматитах, екземах, у тому числі мокнучій екземі, попрілостях, піодермії, гострих і хронічних отитах, кольпітах.

Що можна поливати борною кислотою?

Борна кислота – універсальний засіб, який застосовується для всіх видів городніх та садових, квітучих, кімнатних культур, ягідних чагарників та плодових дерев. Можна застосовувати для передпосадкової обробки насіння, бульб та коріння, а також позакореневого підживлення (обприскування).

Як впливає борна кислота на організм людини?

Фармакодинаміка. Борна кислота має антисептичну і фунгістатичну активність, а також чинить в'яжучу дію. Коагулює білки (у тому числі ферментні) мікробної клітини, порушує проникність клітинної оболонки. 5 % водний розчин інгібує процеси фагоцитозу, 2—4 % розчин затримує ріст і розвиток бактерій. Кеш

Кислоти

Кисло́ти, у класичному визначенні — електроліти, які при розчиненні в йонізуючому розчиннику (наприклад, у воді), дисоціюють з утворенням іонів водню (або протона Н + ), таким чином знижуючи кислотність розчину до величини менше ніж pH 7,0.

Зміст

Загальний опис [ ред. | ред. код ]

У сучасній хімії зазвичай використовується інше, хоча й подібне визначення Бренстеда і Лоурі, за яким кислоти означаються як хімічні сполуки, що є донорами протонів і приймають електрони для утворення іонних зв'язків. Кислоти вступають у реакції з основами, утворюючи солі, а також діють як розчинники. Сильні кислоти корозійні, розбавлені кислоти мають кислий або гострий смак, хоча в деяких органічних кислотах цей смак частково схований за іншими смаковими характеристиками.

Прикладами дисоціації кислот у водному розчині з утворенням Н + є такі:

HCl H + + Cl - HNO₃ H + + NO -
₃ H₂SO₄ 2H + + SO 2-
₄

Атоми водню, що входять до складу молекул кислот і можуть відщеплюватись від молекул кислот при їх дисоціації у вигляді катіонів водню Н + , називаються кислотними атомами водню. Кислотні атоми водню в молекулах кислот можуть заміщатися атомами металів (або металоподібних груп, як NH₄) з утворенням солей.

Атоми або групи атомів, що сполучені з кислотними атомами водню в молекулах кислот, називаються кислотними залишками. Так, атом хлору в хлоридній кислоті (точніше, аніон хлору Cl - ) називається кислотним залишком хлоридної кислоти, група атомів NO₃ в нітратній кислоті (точніше аніон NO -
₃ ) є кислотним залишком нітратної кислоти, а група атомів SO₄ (точніше аніон SO 2-
₄ ) — в сульфатній кислоті.

Оксигеновмісні та безоксигенові кислоти [ ред. | ред. код ]

Залежно від того, входить кисень до складу кислотного залишку чи не входить, кислоти поділяються на кисневі і безкисневі.

До найбільш вживаних кисневих кислот належать сульфатна (сірчана) кислота H₂SO₄, нітратна (азотна) кислота HNO₃ і фосфатна (фосфорна) кислота H₃PO₄.

Кисневі кислоти можна розглядати також як гідроксиди (найчастіше неповні, або оксиди-гідроксиди) кислотних оксидів, тобто як продукти приєднання води до кислотних оксидів (ангідридів). їх зображають такою загальною формулою: n R_xO_y • m Н₂О, де x і y залежать від валентності кислотоутворюючого елементу, а n і m — від типу кислоти. Наприклад:

Однак гідроксидами (чи оксидами-гідроксидами) кислоти звичайно не називають, а терміном гідроксид користуються тільки для назв основ (гідроксидів металів) і амфотерних гідроксидів. Прикладом найбільш вживаних безкисневих кислот можуть бути хлоридна (хлороводнева, або соляна) кислота HCl, бромідна кислота HBr, сульфідна (сірководнева) Н₂S і інші кислоти.

Основність кислот [ ред. | ред. код ]

Залежно від кількості кислотних атомів водню молекули кислот поділяються на одноосновні, двоосновні, триосновні тощо. Наприклад, хлоридна кислота HCl — одноосновна, сульфатна кислота H₂SO₄ — двоосновна, фосфатна кислота H₃PO₄ — триосновна тощо.

Структурні формули [ ред. | ред. код ]

При складанні структурних формул кислот слід мати на увазі, що кислотні атоми водню в молекулах кисневих кислот зв'язані не безпосередньо з атомом кислотоутворюючого елементу, а через кисень. Це треба пам'ятати, бо є чимало кислот, основність яких не збігається з кількістю атомів водню у складі їх молекул. Так, до складу ацетатної кислоти (оцтової кислоти) входять чотири атоми водню, хоч вона одноосновна. Останнє пояснюється тим, що в молекулі цієї кислоти тільки один атом водню сполучений з атомом вуглецю через кисень, а три атоми зв'язані безпосередньо з атомом вуглецю. Тому при дисоціації молекула ацетатної кислоти відщеплює лише один катіон водню, який може заміщатися катіоном металу з утворенням солі:

C H 3 C O O H ⇆ C H 3 C O O − + H + COOH\leftrightarrows CH_COO^+H^> >

На відміну від кисневих, у молекулах безкисневих кислот кислотні атоми водню зв'язані безпосередньо з атомами кислотоутворюючого елементу. Зазвичай кислотоутворюючий елемент належить до галогенів чи халькогенів, але можливі галогензамінні групи (HCN — синильна кислота). Для прикладу наведемо структурні формули деяких кислот:

Н—О О Н—О Н О H- S \ // \ | // | S Н—О—Р → О Н—С—С H / \\ / | \ H—O O H—O H O—H Сульфідна кислота Сульфатна кислота Фосфатна кислота Ацетатна кислота

Номенклатура [ ред. | ред. код ]

Назви кислот найкраще виводити від міжнародних назв кислотних залишків. При цьому для кисневих кислот у випадку проявлення кислотоутворюючим елементом найвищої можливої валентності назва кислоти має закінчення -атна, наприклад:

Якщо ж кислотоутворюючий елемент проявляє в молекулі даної кислоти нижчу позитивну валентність, то назва кислоти має закінчення -итна або -ітна. Наприклад:

Назви безкисневих кислот у таких випадках мають закінчення -идна або -ідна. Наприклад:

HCl — хлоридна кислота (хлороводнева, або соляна): HI — йодидна кислота (йодоводнева): HBr — бромідна кислота (бромоводнева): H₂S — сульфідна кислота (сірководнева)

Властивості [ ред. | ред. код ]

Деякі кислоти при звичайних умовах являють собою рідини, наприклад нітратна HNO₃ і сульфатна Н₂SO₄ кислоти, а деякі — тверді речовини, як фосфатна кислота Н₃РО₄, боратна Н₃ВО₃ і ін. Більшість кислот добре розчиняється у воді, але деякі практично не розчиняються (наприклад, силікатна кислота H₂SiO₃). Водні розчини кислот відзначаються кислим смаком, руйнують рослинні і тваринні тканини і змінюють забарвлення індикаторів, зокрема забарвлюють лакмус у червоний колір. Ці спільні властивості усіх кислот обумовлюються наявністю в їх розчинах іонів водню.

Хімічні властивості кислот визначаються їх відношенням до основ і основних оксидів. Найхарактернішою властивістю їх є здатність вступати з основами в реакції нейтралізації.

З основними і амфотерними оксидами кислоти теж утворюють солі:

Крім того, кислоти взаємодіють і з активними металами (що стоять в електрохімічному ряду напружень лівіше від водню) з утворенням солі і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється). Наприклад:

Одержання [ ред. | ред. код ]

Кислоти, як і основи, можна добувати різними способами.

1. Безпосереднім сполученням ангідридів з водою:

Цим способом можна одержувати кислоти тільки в тому випадку, коли ангідрид безпосередньо взаємодіє з водою. При цьому слід мати на увазі, що при одержанні деяких кислот залежно від умов одна молекула ангідриду може реагувати з одною, двома і більше молекулами води. Внаслідок цього молекула утворюваної кислоти може містити різну кількість атомів водню і кисню, хоч валентність кислотоутворюючого елементу залишається тою ж самою. Якщо кислота утворюється внаслідок взаємодії одної молекули ангідриду з одною молекулою води, то до назви кислоти додається префікс мета-, а коли на одну молекулу ангідриду припадає дві або три молекули води, то додається префікс орто-.

2. Взаємодією кислот з солями. Цим способом можна користуватися тоді, коли одержувана кислота є леткою або нерозчинною. Наприклад:

3. Безкисневі кислоти можна одержувати як їх витісненням з солей іншими кислотами, так і безпосереднім сполученням елементів з наступним розчиненням одержуваних кислот у воді.

В техніці для добування хлоридної кислоти користуються останнім способом.

Див. також [ ред. | ред. код ]

Джерела [ ред. | ред. код ]

• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.

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.

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

Зміст

Поширення у природі [ ред. | ред. код ]

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 [ ред. | ред. код ]

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 [ ред. | ред. код ]

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):

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] :

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:

Надлишком лугу тетраборати можуть бути переведені в метаборати:

Піроліз [ ред. | ред. код ]

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

Потім, при нагріванні вище 180 °С у тетраборну.

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]

Естерифікація [ ред. | ред. код ]

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]

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 [ ред. | ред. код ]

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

При нестачі оксиду утворюється тетраборат кальцію:

Взаємодіє з металами при нагріванні:

Отримання [ ред. | ред. код ]

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»).

Застосування [ ред. | ред. код ]

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. Також кислоту в порошку часто (особливо в студентських гуртожитках) використовують в суміші з жовтками з двох круто зварених яєць з метою травлі тарганів, хоча є й рецепт суміші кислоти з сирим жовтком.

Використання в ядерних реакторах [ ред. | ред. код ]

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 — В 10 (20 % вмісту) та В 11 (80 % вмісту). Для поглинання нейтронів потрібен високий абсорбційний коефіцієнт і тому, як поглинач нейтронів краще використовувати ізотоп В 10 для управління ядерною реакцією та її потужністю у реакторі. При цьому проходять наступні ядерні перетворення (реакції):

5 10 B + 0 1 n → 5 11 B → 3 7 L i + 2 4 H e ^B+_^n\rightarrow _^B\rightarrow _^Li+_^He> >

Примітки [ ред. | ред. код ]

1. ↑ аб П. О. Безуглий, 2008, С.100
2. ↑ аб 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.) 134 (1). с. 347–359. ISSN1878-5190. doi:10.1007/s11144-021-02084-8 . 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.) 131 (3). с. 2443–2455. ISSN1388-6150. doi:10.1007/s10973-017-6740-3 . 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.) 78 (15). с. 3613–3614. ISSN0002-7863. doi:10.1021/ja01596a015 . 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 [ ред. | ред. код ]

• Фармацевтична хімія : [ арх. 11 березня 2021 ] : підручник / ред. П. О. Безуглий. — Вінниця : Нова Книга, 2008. — 560 с. — ISBN 978-966-382-113-9. — С.100-102
• (рос.) Ткачев К. В., Плышевский Ю. С. (1983). Технология неорганических соединений бора. Л: Химия. с. 19–20
• 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 [ ред. | ред. код ]

• 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 [ ред. | ред. код ]