Ионизация борной кислоты уравнение реакции

Борная кислота

2.52 (0 °C)
4.72 (20 °C)
5,74 (25 °C)
19.10 (80 °C)

27.53 (100 °C)
г/100 мл

Борная кислота
Систематическое наименование	Ортоборная кислота
Хим. формула	H3BO3
Состояние	твёрдое
Молярная масса	61,83 г/моль
Плотность	1,435 (15 °C)
Т. плав.	170.9 °C, 444 K, 340 °F
Т. кип.	300 °C, 573 K, 572 °F °C
pKa	9,24 (I), 12,74 (II), 13,80 (III)
Растворимость в воде
ГОСТ	ГОСТ 9656-75 ГОСТ 18704-78
Рег. номер CAS	10043-35-3
PubChem	7628
Рег. номер EINECS	233-139-2
SMILES
Кодекс Алиментариус	E284
RTECS	ED4550000
ChEBI	33118
ChemSpider	7346
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Борная кислота (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 272 пм. Расстояние между соседними слоями — 318 пм.

Метаборная кислота (HBO₂) также представляет собой бесцветные кристаллы. Она существует в трёх модификациях — наиболее устойчивой γ-HBO₂ с кубической решёткой, β-HBO₂ с моноклинной решёткой и α-HBO₂ 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 H_3m-2nВ_mO_3m-n. В природе встречается в виде минерала сассолина.

Содержание

• 1 Нахождение в природе
• 2 Получение
• 3 Свойства
• 4 Борная кислота в медицине
• 5 Применение

Нахождение в природе

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

Получение

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

Также является продуктом гидролиза диборана или тригалогенидов бора:

B₂H₆ + 6H₂O → 2H₃BO₃ + 6H₂ BCl₃ + 3H₂O → H₃BO₃ + 3HCl
Борная кислота ОСЧ

Свойства

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

Она легко вытесняется из растворов своих солей большинством других кислот. Соли её, называемые боратами, производятся обычно от различных полиборных кислот, чаще всего — тетраборной H₂B₄O₇, 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 (BO₃) 3− , поскольку ортобораты гидролизуются практически полностью, вследствие слишком малой константы образования [В(ОН)₄] − . В растворе образуются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот:

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

В подкисленных водных растворах боратов устанавливаются следующие равновесия:

При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов, образуя соли.

Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты образует эфиры:

Образование борнометилового эфира В(OCH₃)₃ является качественной реакцией на H₃BO₃ и соли борных кислот, при поджигании борнометиловый эфир горит красивым ярко-зеленым пламенем.

Борная кислота в медицине

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.

Борная кислота применяется в медицине с 60-х годов XIX века 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».

Тема №3 Протолитическое равновесие в водных растворах слабых кислот, слабых оснований и солей

ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ СЛАБЫХ КИСЛОТ, СЛАБЫХ ОСНОВАНИй И СОЛЕЙ

Типовые задачи по данной теме

1. Расчет степени ионизации и концентрации ионов в водных

растворах слабых электролитов.

2. Расчет рН водных растворов слабых кислот и оснований.

3. Расчет концентрации слабых кислот и оснований по

величине рН раствора.

4. Расчет рН водных растворов солей.

Основные теоретические положения

Кислотно-основные реакции — это частный случай равновесия в гомогенной системе, поэтому расчеты равновесных концентраций компонентов реакции базируются на законе действующих масс и условии материального баланса.

Кислотно-основные реакции осуществляются за счет переноса протона от кислоты к основанию. Согласно протолитической теории Бренстеда-Лоури кислота – это вещество, являющееся донором протонов, а основание — акцептором протонов. Вещества, способные и отдавать, и принимать протоны, называются амфолитами.

Кислоты могут быть молекулярными (HNO2, HCN, H2CO3), катионными (H3O+, NH4+, Al(H2O)63+) и анионными (HC2O4-, HCO3-, H2PO4-).

Основания могут быть молекулярными (NH3, CH3NH2), катионными (AlOH(H2O)5)2+, BaOH+) и анионными (CN-, CO32-, OH-).

Амфолиты могут быть нейтральными (H2O, NH2CH2COOH) и заряженными (HCO3-, HC2O4-, HS-, H2PO4-, AlOH(H2O)52+).

Растворы слабых кислот

Сила слабой монопротонной (одноосновной) кислоты НАn, ионизация которой в водном растворе протекает согласно уравнению

НАn + Н2О Н3О+ + Аn-, (1)

характеризуется константой кислотности Ка(НАn) или силовым показателем рКа(НАn):

(2)

При записи уравнения (1) в виде Н3О+ + Аn- НАn + Н2О термодинамическая константа реакции образования молекулы слабой кислоты НАn из Аn- и Н3О+ называется константой протонирования Кн(Аn–):

(3)

Константа кислотности Ка(НАn) и константа протонирования Кн(Аn–) имеют постоянные значения при постоянной температуре и любой ионной силе раствора.

Обозначим молярную концентрацию слабой монопротонной кислоты НАn, ионизация которой в водном растворе описывается уравнением (1), через Са, а степень ее ионизации как αа. С учетом того, что в растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, будем считать активности ионов равными их концентрациям (Ic = 0, f(An–) = f(H3O+) = 1).

Если кислота НАn не является очень слабой (Ка(НАn) > 10–6), а ее раствор не очень разбавленным (Са(НАn) > 10–4 моль/л), то конкурирующей реакцией автопротолиза воды можно пренебречь.

Тогда при подстановке значений

в формулу (2) получим формулу (4), связывающую Ка, Са и αа:

(4)

Если для раствора кислоты НАn отношение Са/Ка ≥ 400, то степень ее ионизации меньше или равна 5% (αа ≤ 0,05, 1 – α ≈ 1). В этом случае [HAn] = Са, Ка = Са αа2 и справедливы соотношения (5-7):

(5)

а(Н3О+) = (6)

pH = – lg (KaCa) = (pKa + pCa) (7)

Если для раствора кислоты НАn отношение Са/Ка 0,05, 1–α ≠ 1). В этом случае [НАn] ≠ Са и после преобразования формулы (4) получим соотношения (8,9):

(8)

а(Н3О+) = [H3O+] =Саαа= (9)

Выражения (5-9) справедливы для растворов средних солей, образованных остатками слабых оснований (NH4Cl, CuCl2, FeCl3 и т. п.) и для слабых полипротонных кислот (Н3PO4, H2SO3 и т. п.), для которых Ka(HmAn) » Ka(Hm-1An-).

Растворы слабых оснований

Сила слабого основания Аn-, ионизация которого в водном растворе описывается уравнением:

Аn — + Н2О НАn + ОН —

(10)

Как было показано выше, для характеристики силы основания Аn — может использоваться константа протонирования Кн(Аn-):

Кн(Аn-) =

Аналогично предыдущим рассуждениям легко получить формулы для вычисления степени ионизации, равновесных концентраций и рН растворов слабых оснований.

Для слабого однокислотного основания Аn — с молярной концентрацией Сb и степенью ионизации αb ≤ 0,05 (Cb/Kb ≥ 400) в случае, когда ионизацией воды можно пренебречь, получаем:

(11)

a(OH-) = [OH-] = [HAn] = αbCb = (12)

рН = 14 — рОН = 14 – (pKb + pCb) (13)

Если αb > 0,05 (Cb/Kb 400, то αа 5% и для расчета αа и рН воспользуемся формулами (8,9):

=

== 0,233 или 23,3%

рН = – lg [H3O+] = – lg 2,33·10-2 = 1,63

Пример 3. Рассчитайте степень ионизации аммиака, концентрацию ионов аммония и оксония и рН 0,100 моль/л водного раствора аммиака.

Решение: Ионизация аммиака в водном растворе описывается уравнением:

NH3(b) + HOH = NH4+(a) + OH-

Константа основности Кb равна:

= 1,76·10-5

Так как Cb/Kb = 0,100/1,76·10-5 > 400, то степень ионизации аммиака αb

Ионизация борной кислоты уравнение реакции

ЛП неорганической природы

SHAPE \* MERGEFORMAT

Acidum boricum – Кислота борная

Описание. Белые блестящие, слегка жирные на ощупь чешуйки или мелкий кристаллический порошок без запаха. Летуч с парами воды и спирта. При продолжительном нагревании (до 100°С) теряет часть воды, переходя в метаборную кислоту ( HBO ₂ ), при более сильном нагревании образуется стекловидная масса ( H ₂ B ₄ O ₇ ), которая при дальнейшем нагревании, вспучиваясь, теряет всю воду и переходит в борный ангидрид ( B ₂ O ₃ ) бурого цвета. Водный раствор имеет слабокислую реакцию.

Растворимость. Растворим в 25 ч. воды, в 4 ч. кипящей воды, в 25ч. спирта, медленно в 7 частях глицерина.

Получение. Из природных минералов: ашарит ( Mg ₂ B ₂ O ₅ ∙ H ₂ O ), сассолин ( H ₃ BO ₃ ), бура ( Na ₂ B ₄ O ₇ ∙10 H ₂ O ), борокальций ( CaB ₄ O ₇ ∙10 H ₂ O ):

1. Реакция с куркумином (ГФ Х). Куркумовая бумага, смоченная раствором препарата и раствором соляной кислоты, окрашивается при высушивании в розовый или буровато-красный цвет, переходящий от смачивания раствором аммиака в зеленовато-черный:

SHAPE \* MERGEFORMAT

SHAPE \* MERGEFORMAT

Недопустимо присутствие Fe , Mo , W (образуют комплексы подобного цвета).

2. Образование борноэтилового эфира (ГФ Х) , горящего пламенем с зеленой каймой:

Примеси. Допустимые: мышьяк, хлориды, сульфаты, железо, тяжелые металлы, кальций.

Количественное определение (ГФ Х). Прямая алкалиметрия.

Титрант – NaOH , индикатор – фенолфталеин, среда – глицерин.

f _экв ( H ₃ BO ₃ )=1, .