Кислота это в химии – Урок №36. Кислоты: классификация, номенклатура, физические и химические свойства

Константа диссоциации кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

У этого термина существуют и другие значения, см. Константа.

Константа диссоциации кислоты (Ka) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1, Ka2 и т. д. Чем больше значение Ka, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная.

Одноосновная кислота[править | править код]

HA↽−−⇀A−+H+{\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}
Ka=[A−][H+][HA]{\displaystyle K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}}

где A — условное обозначение аниона кислоты, [HA] — равновесная концентрация в растворе частицы HA.

Двухосновная кислота[править | править код]

h3A=H++HA−{\displaystyle H_{2}A=H^{+}+HA^{-}}
Ka1=[H+][HA−][h3A]{\displaystyle K_{a1}={\left[H^{+}\right]\left[HA^{-}\right] \over \left[H_{2}A\right]}}

HA−=H++A2−{\displaystyle HA^{-}=H^{+}+A^{2-}}
Ka2=[H+][A2−][HA−]{\displaystyle K_{a2}={\left[H^{+}\right]\left[A^{2-}\right] \over \left[HA^{-}\right]}}

Фигурирующая в выражениях концентрация [HA] — это равновесная концентрация недиссоциировавшей кислоты, а не изначальная концентрация кислоты до её диссоциации.

Величины pK и pH[править | править код]

Прологарифмируем равенство:

log10⁡Ka=log10⁡([H+][A−][HA]){\displaystyle \log _{10}K_{\mathrm {a} }=\log _{10}\left(\mathrm {\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}} \right)}
log10⁡Ka=log10⁡[H+]+log10⁡([A−][HA]){\displaystyle \log _{10}K_{\mathrm {a} }=\log _{10}[H^{+}]+\log _{10}\left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}

Чаще вместо самой константы диссоциации K используют величину pK, которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы Ka{\displaystyle K_{\mathrm {a} }}, выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH.

pKa=−log10⁡(Ka){\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\log _{10}\left(K_{\mathrm {a} }\right)}
pH=−log10⁡[H+]{\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}[{\ce {H+}}]}, тогда:
−pKa=−pH+log10⁡([A−][HA]){\displaystyle -\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-{\ce {pH}}+\log _{10}\left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}

Преобразованием получим уравнение Гендерсона-Хассельбаха в общем виде:

pH=pKa+log10⁡([A−][HA]){\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log _{10}\left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}

Селенистая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Селе́нистая кислота́ — неорганическое химическое соединение селена, кислота. Химическая формула H2SeO3.

Является аналогом сернистой и теллуристой кислот.

Селенистая кислота — одна из двух основных оксикислот селена (вторая из них — селеновая кислота H2SeO4)

Токсична.

Белые ромбические кристаллы. Очень гигроскопична. Хорошо растворима в воде и этаноле. При растворении происходит сильное поглощение тепла[источник не указан 626 дней]. Неустойчивая кислота, при нагревании выше 70 °C распадается на воду и диоксид селена SeO2.

  • Слабая кислота. Образует два ряда солей — кислые и средние соли — биселениты и селениты в результате реакций нейтрализации щелочей (и кислые, и средние), или сплавления с оксидами металлов (средние).
  • Является окислителем средней силы, проявляет окислительно-восстановительную двойственность:
    • реагирует с концентрированным растворами галогеноводородных кислот (кроме фтороводородной), окисляя их до галогенов. В результате этой реакции элементарный селен выпадает в осадок;
    • может быть окислена сильными окислителями (хлор и бром в щелочной среде, озон в сильнокислой среде, пероксид водорода) до селеновой кислоты.
  • В результате электролиза водного раствора на катоде выделяется водород, а на аноде — селеновая кислота.

Селенистую кислоту получают из оксида селена(IV) SeO2, растворяемого в воде, либо окислением селена разбавленной азотной кислотой.

Селенистую кислоту обычно применяют для травления металлов, например меди или магния, для оксидирования стали в процессе холодного воронения стали, в основном деталей огнестрельного оружия.

Применяется для получения глиоксаля окислением ацетальдегида.

Основной компонент в реактиве на некоторые наркотические вещества

[1].

Также из селенистой кислоты окислением либо электролизом получают селеновую кислоту H2SeO4.

Селенистая кислота как и другие соединения селена H2SeO3 в больших дозах токсична для человека. При попадании на кожу вызывает раздражение и химические ожоги.

Иодная кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Иодная кислота

Periodic acid.svg

Общие

Хим. формула H₅IO₆

Физические свойства

Состояние
бесцветные кристаллы
Молярная масса 227,941 г/моль

Термические свойства

Т. плав. 122 ℃
130–140 ℃

Классификация

Номер CAS 10450-60-9
PubChem 25289
ChemSpider 23622
Номер EINECS 233-937-0
ChEBI 29150

OI(=O)(O)(O)(O)O

1S/H5IO6/c2-1(3,4,5,6)7/h(H5,2,3,4,5,6,7)

Приводятся данные для стандартных условий (25 ℃, 100 кПа), если не указано иное.

Иодная кислота HIO4 (гексаоксоиодат (VII) водорода, периодат Н5IO6)— слабая кислота, гигроскопичное кристаллическое вещество.

Иодная кислота хорошо растворима в воде. В водном растворе Н5IO6 — слабая кислота (Ka1 = 2,45⋅10−2, pKa1=1,61; Ka2 = 4,3⋅10−9,pKa2=8,37; Ka3 = 10−15, pKa3 = 15 ; при температуре 25 ℃)[1].

В растворах существует ряд гидратов состава mHIO4nН2О, которые можно рассматривать как представителей ряда многоосновных кислот H3IO5, H4I2O9, H

5IO6 и т. д. Их устойчивость зависит от концентрации раствора. В ионе IO65− достигается характерное для элементов 5-го периода координационное число по кислороду, равное шести; ион [IO6]5− имеет октаэдрическую структуру (dI-O = 185 нм).

Кислотные свойства НIO4 выражены несравненно слабее, чем у HClO4, в то время, как она проявляет более сильные окислительные свойства(E0(HIO4/HIO3) = 1,64 В.). Отвечающий ей ангидрид неизвестен. При нагревании НIO4 разлагается по уравнению:

2HIO4→h3O+I2O5+O2{\displaystyle {\mathsf {2HIO_{4}\rightarrow H_{2}O+I_{2}O_{5}+O_{2}}}}
2HClO4+I2→2HIO4+Cl2{\displaystyle {\mathsf {2HClO_{4}+I_{2}\rightarrow 2HIO_{4}+Cl_{2}}}}

В зависимости от условий реакции (концентрация, рН) иодная кислота образует ряд солей, содержащих ионы, IO

65−, IO53−, IO4 и I2O94− — соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты.

Соли иодной кислоты (периодаты) являются сильными окислителями, при нагревании разлагаются с выделением кислорода и иодида:

NaIO4→NaI+2O2{\displaystyle {\mathsf {NaIO_{4}\rightarrow NaI+2O_{2}}}}

Периодаты могут быть получены окислением иодатов в щелочной среде сильными окислителями, например хлором:

NaIO3+2NaOH+Cl2→NaIO4+2NaCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaIO_{3}+2NaOH+Cl_{2}\rightarrow NaIO_{4}+2NaCl+H_{2}O}}}

Иодная кислота и её соли применяются в аналитической химии как окислители и при анализе структуры углеводов.

Иодную кислоту или её соли используют для окислительного расщепления вицинальных диолов до альдегидов. Последовательная обработка алкенов OsO4 и NaIO4 (реакция Малапрада) применяется в современном органическом синтезе для окисления алкенов до альдегидов (на первой стадии образуется вицинальный диол, на второй он расщепляется).

  1. И.Т. Гороновский, Ю.П. Назаренко, Е.Ф. Некряч. Краткий справочник по Химии. — Киев, 1987. — С. 348. — 828 с.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Т. 2. — 656 с.

Винная кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Винная кислота
Tartaric acid.svg
({{{картинка}}})
Tartaric-acid-3D-balls.png({{{картинка3D}}}
)
Традиционные названия Винная кислота
Хим. формула НООССН(ОН)СН(ОН)СООH
Молярная масса 150,1 г/моль
Плотность
  • D- и L-энантиомеры[1]: 1,76
  • мезо-форма[1]: 1,666
  • рацемат[1]: 1,788 г/см³
Температура
 • плавления
  • D- и L-энантиомеры: 168–170
  • мезо-форма: 140
  • рацемат: 206 °C
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} при 25 °C:
D,L- pKa1 = 2,95, pKa2=4,25
мезо- pKa1 = 3,22 pKa2=4,85
Растворимость
 • в воде
139,44 г/100 мл
Рег. номер CAS

87-69-4 L-(+),
147-71-7 D-(−),
147-73-9 мезо,

133-37-9 рацемат
PubChem 875
Рег. номер EINECS 610-885-0
SMILES
InChI
ChEBI 15674
ChemSpider 852
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Ви́нная кислота́ (диоксиянтарная кислота, тартаровая кислота, 2,3-дигидроксибутандиовая кислота) HOOC−CH(OH)−CH(OH)−COOH{\displaystyle {\ce {HOOC-CH(OH)-CH(OH)-COOH}}} — двухосновная оксикислота. Соли и анионы винной кислоты называют тартратами.

Известны три стереоизомерные формы винной кислоты: D-(−)-энантиомер (слева вверху), L-(+)-энантиомер (справа вверху) и мезо-форма (мезовинная кислота):

Рацемическая смесь энантиомерных винных кислот известна как виноградная кислота.

Винная кислота — распространённое природное соединение. В значительном количестве она содержится в кислом соке многих фруктов, например, в виноградном соке. D-винную кислоту получают действием минеральных кислот на её кислую калиевую соль (винный камень), образующуюся при брожении виноградного сока. При пиролизе D-винная кислота декарбоксилируется с образованием пировиноградной Ch4(CO)COOH{\displaystyle {\ce {Ch4(CO)COOH}}} и пировинной (метилянтарной) HOOCCH(Ch4)Ch3COOH{\displaystyle {\ce {HOOCCH(Ch4)Ch3COOH}}} кислот. Она восстанавливается до янтарной кислоты, восстанавливает аммиачный раствор AgNO3{\displaystyle {\ce {AgNO3}}} до Ag{\displaystyle {\ce {Ag}}}; в щелочной среде растворяет Cu(OH)2{\displaystyle {\ce {Cu(OH)2}}} с образованием прозрачного ярко-синего раствора — реактива Фелинга.

Применяется в пищевой промышленности (пищевая добавка Е334), в медицине, в аналитической химии для обнаружения альдегидов, сахаров и др., в химической и фармакологической промышленности для разделения рацематов органических веществ на изомеры. Соли винной кислоты (тартраты) используются в медицине, при крашении тканей и др.

  1. 1 2 3 K. Peter C. Vollhardt: Organische Chemie, VCH Weinheim, 1. korrigierter Nachdruck der 1. Auflage, 1990, S. 166, ISBN 3-527-26912-6.

Незаменимые жирные кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Незаменимые жирные кислоты — ряд полиненасыщенных[⇨] жирных кислот, которые принимают значительное участие в метаболизме животных и человека. Организм способен преобразовывать кислоты одного класса в другой, но не способен синтезировать оба класса из более простых веществ[1][2][3][4], поэтому они обязательно должны присутствовать в пище, подобно микроэлементам; это было показано ещё в 1930 году[5].

Существует также условный[6] или устаревший[7] термин «витамин F», под которым понимается общность нескольких незаменимых жирных кислот: олеиновой, арахидоновой[~ 1], линолевой и линоленовой[6][9][8], некоторые авторы[10] включают в эту общность только линолевую и линоленовую кислоту. Эту группу веществ могут относить к витаминоподобным жирорастворимым веществам[9][10] или к веществам с сомнительными витаминными свойствами[11]; используется также термин «эссенциальные жирные кислоты»[9][10][11][8]. Ранее некоторые авторы относили «витамин F» к витаминам[11].

Когда оба семейства полиненасыщенных жирных кислот были впервые обнаружены в 1923 году, они были отнесены к витаминам и названы «витамин F». В 1930 году было показано, что оба семейства относятся к жирам, а вовсе не к витаминам[12][5].

Незаменимые жирные кислоты важны для сердечно-сосудистой системы: препятствуют развитию атеросклероза, улучшают кровообращение, обладают кардиопротекторным и антиаритмическим действием. Полиненасыщенные жирные кислоты уменьшают воспалительные процессы в организме, улучшают питание тканей[13]. Суточная потребность человека оценивается в 5-10 граммов[9].

По данным исследований, употребление эйкозапентаеновой кислоты и докозагексаеновой кислоты предположительно улучшает состояние при клинической депрессии[14]. Полиненасыщенные жирные кислоты участвуют в синаптогенезе и синтезе нейромодуляторов, препятствуют синтезу регуляторных молекул, связанных с болезнью Альцгеймера и шизофренией[15].

Источники[править | править код]

Природными источниками витамина F являются растительные масла из зародышей пшеницы, семени льна, рыжиковое масло, горчичное масло, масло подсолнечника, соевых бобов, арахиса, а также грецкий орех, миндаль, семечки подсолнуха, рыбий жир и рыба жирных и полужирных видов (лосось, макрель, сельдь, сардины, форель, тунец и др.) и моллюски[13].

Жирные кислоты представляют собой длинные цепочки углеродных атомов с кислотной группой (COOH) на конце. Ненасыщенные вещества содержат двойную связь между атомами в цепочке, а «полиненасыщенные» — две или больше таких связей.

Полиненасыщенные жирные кислоты классифицируют по месту нахождения двойной связи в цепочке. При этом используется не химическая система нумерации (от соседнего с кислотной группой альфа-атома α), а обратная — потому что физиологические свойства этих кислот зависят от положения двойных связей относительно противоположного конца молекулы, от омега-атома ω.

Молекула стеаридоновой кислоты. Физиологическая система нумерации атомов показана красным, а химическая — синим цветом.

Омега-3[править | править код]

К Омега-3 кислотам принято относить одиннадцать полиненасыщенных жирных кислот, основными из которых являются:[источник не указан 2341 день]

Омега-6[править | править код]

К Омега-6 кислотам принято относить одиннадцать полиненасыщенных жирных кислот, основными из которых являются:[источник не указан 2341 день]

Комментарии
Источники
  1. Modern Nutrition in Health and Disease 6th Ed. (1980) Robert S. Goodhart and Maurice E. Shils. Lea and Febinger. Philadelphia. ISBN 0-8121-0645-8. pp. 134—138.
  2. ↑ Whitney Ellie and Rolfes SR Understanding Nutrition 11th Ed, California, Thomson Wadsworth, 2008 p.154.
  3. ↑ Enig Mary G. Know your Fats Bethesda Press 2005 p.249
  4. Burr, G.O., Burr, M.M. and Miller, E. «On the nature and role of the fatty acids essential in nutrition» (неопр.). J Biol Chem. Volume 86, Issue 587 (1930). Дата обращения 23 мая 2011. Архивировано 18 октября 2012 года.
  5. 1 2 Burr, G.O., Burr, M.M. and Miller, E. On the nature and role of the fatty acids essential in nutrition (англ.) // J. Biol. Chem. : journal. — 1930. — Vol. 86, no. 587.
  6. 1 2 Овчинников Ю. А. Биоорганическая химия. — М.: Просвещение, 1987. — С. 687. — 815 с.
  7. Gerald F. Combs, Jr. The Vitamins. — 3. — Academic Press, 2007. — С. 517. — P. 608. — ISBN 0080561306, 9780080561301.
  8. 1 2 3 Silke K. Schagen, Vasiliki A. Zampeli, Evgenia Makrantonaki and Christos C. Zouboulis. Discovering the link between nutrition and skin aging (англ.) // Dermatoendocrinol. — 2012. — Iss. 4. — No. 3. — P. 298—307. — DOI:10.4161/derm.22876.
  9. 1 2 3 4 Строев Е. А. Биологическая химия. — М.: Высшая школа, 1986. — С. 340, 352. — 479 с.

    Витамин F представляет собой сумму ненасыщенных жирных кислот, которые не могут быть синтезированы в тканях организма и необходимы для его жизнедеятельности.

  10. 1 2 3 Биологическая химия / Таганович А. Д.. — Минск: БИНОМ, 2008. — С. 126—127. — 688 с. — ISBN 978-5-9518-0261-3.
  11. 1 2 3 Wilhelm Friedrich. Vitamins. — Walter de Gruyter, 1988. — С. 55—56. — 1058 с. — ISBN 3110102447, 9783110102444.

    Compounds with questionable vitamin character.

    Some authors used to include the essential fatty acids («vitamin F»), […] among the vitamins.

  12. Whitney Ellie and Rolfes S. R. Understanding Nutrition (неопр.). — 11th. — California: Thomson Wadsworth (англ.)русск., 2008. — С. 154.
  13. 1 2 Handbook of Essential Fatty Acid Biology Biochemistry, Physiology, and Behavioral Neurobiology // Mostofsky, David I.; Yehuda, Shlomo (Eds.) // 1st ed. Softcover of orig. ed. 1997, 1997, 480 p. // A product of Humana Press ISBN 978-0-89603-365-8
  14. Servan-Schreiber D. The Instinct to Heal: Curing Depression, Anxiety and Stress Without Drugs and Without Talk Therapy (англ.). — Rodale Books (англ.)русск., 2004. — P. 141. — ISBN 1-57954-902-0.
  15. Nabarun Chakraborty, Seid Muhie, Raina Kumar, Aarti Gautam, Seshamalini Srinivasan. Contributions of polyunsaturated fatty acids (PUFA) on cerebral neurobiology: an integrated omics approach with epigenomic focus // The Journal of Nutritional Biochemistry. — 2017-01-05. — Т. 42. — С. 84—94. — ISSN 1873-4847. — DOI:10.1016/j.jnutbio.2016.12.006.

Борная кислота — Википедия

Борная кислота
Boric-acid-2D.png
({{{картинка}}})
Boric-acid-3D-balls.png({{{картинка3D}}})
Boric acid.jpg({{{изображение}}})
Систематическое
наименование
Ортоборная кислота
Хим. формула H3BO3
Состояние твёрдое
Молярная масса 61,83 г/моль
Плотность 1,435 (15 °C)
Температура
 • плавления 170.9 °C, 444 K, 340 °F
 • кипения 300 °C, 573 K, 572 °F °C
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 9,24 (I), 12,74 (II), 13,80 (III)
Растворимость
 • в воде 2.52 (0 °C)

4.72 (20 °C)
5,74 (25 °C)
19.10 (80 °C)

27.53 (100 °C)
 г/100 мл
Рег. номер CAS 10043-35-3
PubChem 7628
Рег. номер EINECS 233-139-2
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E284
RTECS ED4550000
ChEBI 33118
ChemSpider 7346
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе
Commons-logo.svg Структура плоского слоя в ортоборной кислоте

Бо́рная кислота́ (ортоборная кислота или лат. acidum Boricum) — слабая, одноосновная кислота Льюиса, часто используемая в качестве инсектицида, антисептика, огнезащитного состава, поглотителя нейтронов или предшественника для получения иных химических составов. Имеет химическую формулу H3BO3 (или B(OH)3).

Бесцветное кристаллическое вещество в виде чешуек без запаха, имеет слоистую триклинную решётку, в которой молекулы кислоты соединены водородными связями в плоские слои, слои соединены между собой межмолекулярными связями, длина которых составляет 272пм. Расстояние между соседними слоями — 318пм.

Метаборная кислота (HBO2) также представляет собой бесцветные кристаллы. Она существует в трёх модификациях — наиболее устойчивой γ-НВО2 с кубической решёткой, β-НВО2 с моноклинной решёткой и α-НВО2 с ромбической решёткой.

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 Н3m-2nВmО3m-n. В природе встречается в виде минерала сассолина.

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

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

Na2B4O7⋅10h3O+2HCl→4h4BO3+2NaCl+5h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}B_{4}O_{7}\cdot 10H_{2}O+2HCl\rightarrow 4H_{3}BO_{3}+2NaCl+5H_{2}O}}}

Также является продуктом гидролиза диборана или тригалогенидов бора[1]:

B2H6+6h3O→2h4BO3+6h3{\displaystyle {\mathsf {B_{2}H_{6}+6H_{2}O\rightarrow 2H_{3}BO_{3}+6H_{2}}}}
BCl3+3h3O→h4BO3+3HCl{\displaystyle {\mathsf {BCl_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}BO_{3}+3HCl}}}

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

B(OH)3+h3O→H[B(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {B(OH)_{3}+H_{2}O\rightarrow H[B(OH)_{4}]}}}
Ka = 5.8⋅10−10 моль/л; pKa = 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:

2NaOH+4h4BO3⟶Na2B4O7+7h3O{\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:
2NaOH+Na2B4O7⟶4NaBO2+h3O{\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:

3H[B(OH)4]⇄H++[B3O3(OH)4]−+5h3O{\displaystyle {\mathsf {3H[B(OH)_{4}]\rightleftarrows H^{+}+[B_{3}O_{3}(OH)_{4}]^{-}+5H_{2}O}}}
[B3O3(OH)4]−+OH−⇄[B3O3(OH)5]2−{\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.

Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты образует эфиры:

h4BO3+ 3Ch4OH⟶ 3h3O+ B(OCh4)3{\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+\ 3CH_{3}OH\longrightarrow \ 3H_{2}O+\ B(OCH_{3})_{3}}}}

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

Борный спирт (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 через рот для взрослого человека составляет 15-20 г, для детей — 4-5 г [2].

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»[3].

  • В ядерных реакторах в качестве поглотителя нейтронов, растворённого в теплоносителе.
  • Борное удобрение.
  • В лабораториях применяют 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.
  • Также на основе борной кислоты производятся различные комбинированные препараты (группа АТХ D08AD), например паста Теймурова.
  • В 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[4]).
  • 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[5],
  • 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.[6][7][8]
  • Карапетьянц М. Х. Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия 1994
  • Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
  • М. Д. Машковский. Лекарственные средства. — М.: ООО «Новая волна», 2002. — Т. 2. — 608 с. — 25 000 экз. — ISBN 5-7864-0129-4.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *