Константа диссоциации кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

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

Константа диссоциации кислоты (K_a) — 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 K_a1, K_a2 и т. д. Чем больше значение K_a, 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
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 (K_a1 = 2,45⋅10⁻², pK_a1=1,61; K_a2 = 4,3⋅10⁻⁹,pK_a2=8,37; K_a3 = 10⁻¹⁵, pK_a3 = 15 ; при температуре 25 ℃)^[1].

В растворах существует ряд гидратов состава mHIO₄•nН₂О, 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
({{{картинка}}}) ({{{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.
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.

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
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
({{{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
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

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 Н_3m-2nВ_mО_3m-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}]}}}

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:

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.