Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

• Введение
• 1. Литературная часть
• 1.1 Бор
• 1.1.1 Нахождение в природе и получение
• 1.1.2 Физический свойства
• 1.1.3 Химические свойства
• 1.1.4 Применение
• 1.2 Соединения бора
• 1.2.1 Бориды
• 1.2.2 Бораны
• 1.2.3 Боранаты
• 1.2.4 Галогениды бора
• 1.2.5 Нитрид бора
• 1.2.6 Боразол
• 1.2.7 Борный ангидрид
• 1.3 Борная кислота
• 1.3.1 Физические свойства
• 1.3.2 Получение
• 1.3.3 Химические свойства
• 1.3.4 Бораты
• 1.3.5 Применение
• 2. Экспериментальная часть
• 2.1 Приборы и реактивы
• 2.2 Методика эксперимента
• 2.3 Предварительные расчеты
• 2.4 Проведение эксперимента
• 2.5 Расчет выхода
• 2.6 Идентификация
• 2.7 Изучение свойств
• Выводы
• Список литературы
• Введение

Ортоборная кислота как и многие другое соединения бора играют огромную роль в жизни человека. Объемы её производства составляют около 160 тонн в год. Большая часть расходуется в производственной сфере: для изготовления жаропрочных стёкл, увеличения прочности пластмасс, в качестве антикоррозийного средства и т.д. Эта кислота обладает антисептическим свойством, благодаря чему обусловлено её применение в медицине и в борьбе с бактериями и грибками. Ортоборная кислота также широко применяется в быту, в сельском хозяйстве, а сейчас уже и в ядерной энергетике. Она была открыта ещё в 1802 году, но изучение её свойств актуально и по сей день.

Целью данной работы является получение и изучение свойств ортоборной кислоты.

Глава 1. Литературная часть

1.1 Бор

1.1.1 Нахождение в природе и получение

Бор сравнительно мало распространен во Вселенной. Его содержание в горных породах составляет 9·10^?4 % по массе. Скопления бора встречаются исключительно в виде кислородных соединений: борной кислоты (H₃BO₃), буры (Na₂B₄O₇·10H₂O), ашарита (MgHBO₃) и ряда других более сложных минералов. Промышленные месторождения редки, но могут быть очень обширны (Калифорния, Турция, Россия). Ежегодная мировая добыча соединений бора исчисляется сотнями тысяч тонн.

Для получения бора из природных соединений его переводят в оксид B₂O₃, в галогениды или в бороводороды. Существует четыре основных способа выделения бора из его соединений:

1) восстановление металлами при высокой температуре, например экзотермическая реакция (бор Муассана, чистота 95-96%):

B₂O₃+3Mg>2B+3MgO. (1)

Используют и другие электроположительные элементы (например, Li, Na, K, Be, Ca, Al, Fe), однако продукт обычно получается в аморфном состоянии и загрязнен тугоплавкими примесями, например боридами металла. Крупнокристаллический бор (96%) получают восстановлением BCl₃ цинком в проточном реакторе при 900 °С.

2) электролитическое восстановление расплавленных боратов или тетрафторборатов, например KBF₄, в расплаве KCl/KF при 800 °C. Процесс относительно дешевый, однако дает только порошкообразный бор 95%-ной чистоты.

3) восстановление летучих соединений бора водородом на нагретой танталовой нити:

2BBr₃+3H₂>2B+6HBr. (2)

Несомненно, это наиболее эффективный метод получения бора высокой чистоты (более 99,9%). Возможна замена BBr₃ на BCl₃, однако использовать BI₃ нельзя, так как он дорог и тяжело повергается очистке

4) термическое разложение гидридов и галогенидов бора:

B₂H₆>2B+3H₂. (3)

Бораны разлагаются с образованием аморфного бора при нагревании до 900 °C [1].

1.1.2 Физический свойства

Кристаллический бор построен из икосаэдров-- двадцатигранников, образованных двенадцатью атомами бора. Бор образует более 10 аллотропических модификаций, которые отличаются способами пространственного расположения и сочленения икосаэдров [2].

Бор-- очень твёрдое, чрезвычайно тугоплавкое вещество с низкой плотностью и очень низкой электропроводностью. Кристаллические формы тёмно-красные в проходящем свете, а порошкообразные формы-- черные. Наиболее устойчивая модификация плавится при 2092 °С, кипит около 4000 °C, имеет плотность 2,35 г·см^-3, электропроводность при комнатной температуре составляет 1,5·10^-6Ом^-1·см^-1 [1, 3].

1.1.3 Химические свойства

Химическая природа бора в первую очередь определяется малыми размерами атома и высокой энергией ионизации. Электронная конфигурация 2s²2p¹ проявляется в том, что бор, как правило, трехвалентный.

В обычных условиях бор весьма инертен и взаимодействует лишь со фтором:

2B+3F₂>2BF₃. (4)

При нагревании на воздухе до 700°C он сгорает красноватым пламенем с образованием борного ангидрида:

4B+3O₂>2B₂O₃. (5)

Если же его сжигать в струе кислорода, то достигается более высокая температура; бор в незначительной степени улетучивается и окрашивает пламя в зелёный цвет.

При нагревании бор соединяется непосредственно с хлором, бромом и серой, но заметно не реагирует с водородом. Начиная с температуры 900°С, он соединяется также и с азотом, образуя нитрид BN, который поэтому также образуется в качестве побочного продукта при горении бора на воздухе. Равным образом и с аммиаком при высокой температуре образует нитрид бора BN.

Концентрированной азотной кислотой или царской водкой, а также при сплавлении со щелочами бор окисляется с образованием борной кислоты или боратов щелочных металлов:

B+HNO_3(конц)>H₃BO₃+NO₂+H₂O. (6)

Однако расплавленная селитра при 400° на него ещё не оказывает заметного действия. Концентрированная серная кислота действует на бор лишь при 250°; фосфорная кислота восстанавливается им до свободного фосфора только при 800°. Водяным паром при температуре красного каления бор окисляется с выделением свободного водорода:

2B+3H₂O>B₂O₃+3H₂. (7)

С оксидом азота бор взаимодействует при температуре красного каления, образуя трехокись и нитрид бора. При очень высоких температурах бор оказывается в состоянии восстанавливать также оксид углерода и диоксид кремния. Благодаря своему сильному сродству к кислороду и к другим электроотрицательным элементам бор может в свободном состоянии восстанавливать металлы из их оксидов, сульфидов и хлоридов [3.].

1.1.4 Применение

Элементарный бор применяют в ограниченных количествах в качестве антиокислителя при медном литье. Он находит также применение в металлургии стали (большей частью в виде ферробора, т.е. сплава с железом с 10-20 % В). Добавка уже 0,001-0,003 % бора значительно повышает твердость стали. «Тетрагональный бор» вследствие исключительной твердости, почти равной твердости алмаза, был предложен в качестве шлифовального материала. Также бор и его соединения применяются в производстве терморезисторов, полупроводниковых счетчиков тепловых нейронов. Бор является основой нейтронопоглощающих материалов, входит в состав абразивов, стёкол, эмалей, керамики [4].

1.2 Соединения бора

1.2.1 Бориды

При взаимодействии бора с металлами образуются разнообразные бориды, в которых бор имеет формально отрицательные степени окисления.

В зависимости от условий один и тот же элемент образует бориды разного состава, например: Cr₄B, Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₂. По мере увеличения содержания бора структура боридов существенно усложняется. В боридах типа М₄В и М₂В атомы бора изолированы друг от друга. В боридах типа М₃В₂ атомы бора связаны попарно, в МВ- в цепи, в М₃В₄- в сдвоенные цепи, в МВ₂- в сетки из шестичленных колец и, наконец, в боридах состава МВ₆ и МВ₁₂- в трехмерные каркасы соответственно в виде октаэдрических и икосаэдрических группировок атомов.

Бориды -- исключительно твердые, химически инертные огнеупорные материалы с температурой плавления и электропроводностью, часто превышающими аналогичные свойства исходных металлов. Например, диборид циркония ZrB₂ плавится выше 3000°С, тогда как температура плавления циркония равна 1670°С. По электропроводности борид TiB₂ в пять раз превосходит титан. Твердость карбида бора В₂С выше твердости карбида кремния и приближается к твердости алмаза.

Бориды металлов используют для создания высокотемпературных реакторов, защитных покрытий реактивных двигателей и лопаток газовых турбин. Карбид бора в виде волокон используется для упрочнения различных материалов. Такие волокна получают взаимодействием смеси BCl₃ и H₂ с углеродными волокнами при 1630°С:

4BCl₃+6H₂+C=B₄C+12HCl. (8)

Бориды металлов синтезируют восстановлением смеси B₂O₃ с оксидами металлов углеродом при 2000°С:

V₂O₅+B₂O₃+8C=2VB+8CO. (9)

Взаимодействием простых веществ, а также восстановлением смесей летучих галогенидов металлов и бора водородом:

TiCl₄2BCl₃+5H₂=TiB₂+10HCl. (10)

Некоторые бориды активных металлов (MgB₂. AlB₂) разлагаются водой. Образуя смесь различных боранов. Большинство боридов (AlB₁₂, CaB₆, ZnB₂ и др.) водой не разлагаются [4].

1.2.2 Бораны

Непосредственно с водородом бор не реагирует, однако известно большое число соединений с общей формулой B_xH_y. Во многих отношениях бораны являются необычными соединениями: для понимания их природы представления классической валентности недостаточно. Все они электронодефицитны и у них наблюдаются многоцентровые химические связи. Выделяют два ряда боранов с общей формулой B_nH_n+2 и B_nH_n+6 [5].

Все бораны-- ядовитые, неустойчивые молекулярные соединения с крайне неприятным запахом (вдыхание их паров вызывает головную боль и рвоту), хорошо растворимы в органических растворителях. С увеличением молекулярной массы растут их температуры плавления и кипения: при комнатной температуре диборан B₂H₆-- газ, пентаборан B₅H₉-- жидкость, а декаборан B₁₀H₁₄-- твёрдое вещество [4].

Обычно смесь боранов с водородом получается при действии кослот на некоторые химически активные бориды, например [5]:

6MgB₂+12HCl=H₂+B₄H₁₀+6MgCl₂+8B. (11)

Простейшее соединение бора с водородом BH₃ неустойчиво. Из-за наличия трёх связей B-H и четырёх орбиталей атом бора BH₃ координационно ненасыщен, и молекула BH₃ легко присоединяет молекулы или ионы с неподелёнными электронными парами, например молекулу аммиака, образуя прочные молекулярные соединения [4]:

H₃B+NH₃=H₃B:NH₃. (12)

Моноборан выделен конденсацией паров таких соединений при температуре жидкого азота.

Диборан B₂H₆ занимает особое место, так как все остальным бораны можно получить из него прямыми или непрямыми методами. Его синтезируют восстановлением соединений бора гидридом натрия при нагревании (175°С) или алюмогидратом лития в эфирном растворе [4]:

2BF_3(г.)+6NaH_(тв.)=B₂H_6(г.)+6NaF_(тв.); (13)

4BCl₃+3LiAlH₄=2B₂H₆+3LiCl+3AlCl₃. (14)

Бораны - чрезвычайно реакционноспособные соединения, некоторые из них самопроизвольно воспламеняются на воздухе, при горении выделяется огромное количество тепла, что создает возможность их эффективного использования в качестве реактивного топлива. При обычных условиях они бурно реагируют с водой и галогенами [6]:

B₂H₆+3O₂=B₂O₃+3H₂O; (15)

B₄H₁₀+11Cl₂=4BCl₃+10HCl; (16)

B₂H₆+6H₂O=2H₃BO₃+6H₂. (17)

При взаимодействии с аммиаком бораны склонны к образованию циклического тримера: боразола (B₃H₆N₃)[4].

Нагревание боранов свыше 250°С заканчивается, как правило, полным их разложением на водород и бор. Регулируя температуру и давление, удается целенаправленно проводить процесс в сторону образования желаемого продукта [5].

Ненасыщенный характер боранов, в частности диборана, также проявляется в его способности присоединять гидриды щелочных металлов. При этом возникают солеобразные соединения - борановые соли:

B₂H₆+2NaH=2Na[BH₄]. (18)

Если вместо гидрида щелочного металла подействовать гидроксидом щелочного или щелочноземельного металла, то с отщеплением водорода образуются дигидроксоборановые соли (гипобораты):

B₂H₆+2NaOH=Na₂[B₂H₄(OH)₂]+H₂. (19)

В этом случае происходит не присоединение, а замещение двух электронейтральных атомов H двумя отрицательно заряженными группами OH. Галогеноводороды также действуют на бороводороды замещающим образом:

B₂H₆+HCl=B₂H₅Cl+H₂; (20)

B₂H₅Cl+HCl= B₂H₄Cl₂+H₂. (21)

Частично замещенные бороводороды легко диспропорционируют с обратным восстановлением бороводорода и образованием галогенида бора [3]:

6B₂H₅Cl=5B₂H₆+2BCl₃. (22)

1.2.3 Боранаты

Соединения типа Me^I[BH₄] называются боранатами или гидроборатами. Гидробораты известны для щелочных, щелочно-земельных и некоторых других металлов.

Боранаты представляют собой бесцветные кристаллические вещества, растворимые в воде, жидком аммиаке, аминах, а борогидрид лития- в эфире. LiBH₄ термически распадается выше 380°С, остальные выдерживают нагревание до 580°С [4].

Боранаты можно получить прямым взаимодействием MH с B₂H₆ или с галогенидом бора при комнатной температуре [1].

Все боранаты являются сильными восстановителями, а концентрированная серная кислота их разлагает:

2Na[BH₄]+2H₂SO₄=2NaHSO₄+B₂H₆+2H₂. (23)

Реакция протекает настолько энергично, что реакционная смесь часто воспламеняется.

Важное значение имеет NaBH₄. Это ионное соединение, плавящееся без разложения при 505°С. Его применяют в целлюлозно-бумажном производстве для отбеливания бумажной массы благодаря тому, что при взаимодействии с сернистым газом в щелочной среде образует сильный отбеливающий реагент-- дитионит натрия Na₂S₂O₄:

Na[BH₄]+8NaOH+8SO₂= 4Na₂S₂O₄+NaBO₂+6H₂O. (24)

Щелочные боранаты используются для нанесения металлических покрытий и создания контактов в электронных приборах [4].

1.2.4 Галогениды бора

Известны четыре высших галогенида бора. Все они состоят из молекул ВГ₃, имеющих форму правильного треугольника, в центре которого расположен атом бора в состоянии sp²-гибридизации.

В ряду галогенидов бора от фторида к иодиду межмолекулярные взаимодействия усиливаются, благодаря чему растут температуры плавления и кипения. BF₃ представляет собой газ, BCl₃ и BBr₃ при обычных условиях- жидкости, а BI₃- летучее твёрдое вещество.

Трифторид BF₃ получают фторированием боратов (25), борной кислоты или её ангидрида (26), а BCl₃ и BBr₃- прямым синтезом, галогенированием смеси оксида бора с углеродной сажей (27) или пропусканием трифторида бора над галогенидом алюминия (28).

6CaF₂+Na₂B₄O₇+8H₂SO_4(конц.)=4BF₃+2NaHSO₄+6CaSO₄+7H₂O (25)

B₂O₃+6NaBF₄+3H₂SO_4(конц.)=8BF₃+3Na₂SO₄+3H₂O (26)

B₂O₃+3C+3Cl₂=3CO+2BCl₃ (27)

AlBr₃+BF₃=BBr₃+AlF₃ (28)

Трииодид BI₃ образуется при взаимодействии борогидрида лития с иодом при -78°С [4]:

LiBH₄+4I₂=BI₃+4HI+LiI. (29)

Вследствие наличия вакантной 2p-орбитали у атома бора его галогениды склонны к реакциям присоединения. В качестве доноров электронной пары могут выступать молекулы аммиака, воды, фосфина, спиртов, эфиров и др. в продуктах присоединния координационное число бора равно 4, а геометрия первой координационной сферы отвечает sp³-гибридизации атома.

Из производных BF₃ наибольшее значение имеет комплексная тетрафтороборная кислота H[BF₄] и её соли- тетрафторобораты. В водном растворе H[BF₄] практически полностью ионизирована и поэтому является сильной одноосновной кислотой. Большинство солей H[BF₄] бесцветны и хорошо растворимы в воде [5].

Кислоту H[BF₄] и её соли используют в качестве компонентов антикоррозионных покрытий, для нанесения защитных металлических пленок, в производстве ионообменных и ионоселективных мембран, в металлургии для получения сплавов Al-B и нержавеющей стали. Некоторые тетрафторобораты активны в качестве катализаторов органических реакций [4].

Тетрагалогенобораты для хлора и брома малоустойчивы и известны только для тяжелых щелочных металлов [5].

1.2.5 Нитрид бора

Для бинарного соединения бора с азотом- нитрида бора- известны в основном две модификации. Одна из них может быть получена синтезом из элементов. Однако синтез осуществляется трудно, требуется температура выше 1200°С. Поэтому так называемый гексагональный нитрид бора получают из соединений, например:

B₂O₃+3NH₃=BN+3H₂O; (30)

4H₃NBF₃>BN+3NH₄[BF₄]. (31)

Полученный таким образом нитрид бора представляет собой белый, похожий на тальк порошок. Его часто называют «белым графитом». Во-первых, его кристаллохимическое строение аналогично таковому графита. Кроме того, в плоскости слоев осуществляется дополнительное р-связывание за счет пустой p-орбитали атома бора и неподеленной электронной пары атома азота. Отдельные слои между собой связаны силами Ван-дер-Вальса. Во-вторых, «белый графит» обладает высокой огнеупорностью (t_пл.? 3000°С), химически инертен даже при высоких температурах, расслаивается на чешуйки как графит.

Другая модификация нитрида бора имеет кубическую алмазоподобную структуру. В ней атомы бора и азота находятся в sp³-гибридном состоянии. При к.ч. 4 три связи образованы по обменному механизму, а одна- по донорно-акцепторному, причем атом бора является акцептором электронной пары, а атом азота- донором. Алмазоподобная форма нитрида бора называется боразоном или эльбором. В условиях высокой температуры (1400°С ) и давления (62000 атм.) эльбор можно получит из белого графита подобно тому, как алмаз получается из черного графита:

BN_(гекс)>BN_(куб) . (32)

Другой способ получения боразона- азотирование фисфида бора:

BP+NH₃=BN+PH₃. (33)

По химической инертности и твердости боразон не уступает алмазу, но в отличие от алмаза эти ценные качества сохраняет и при высоких температурах (до 2000°С). Подобно алмазу, боразон является изолятором [5].

1.2.6 Боразол

При взаимодействии гидробората лития с хлоридом аммония образуется боразол B₃N₃H₆- бесцветная подвижная жидкость с ароматическим запахом (t_кип.= 55°С, t_пл.= -58°С), горючая и растворяющая жиры. Изоэлектронен бензолу [3].

3Li[BH₄]+3NH₄Cl=B₃N₃H₆+3LiCl+9H₂ (34)

Аналогично бензолу, в молекуле боразола атомы азота и бора находятся в состоянии sp²-гибридизации, образуя шестичленный цикл. Атомы бора и азота связаны друг с другом у- и делокализованными р-связями за счет шести электронов от трех атомов азота по донорно-акцепторному механизму; атомы бора- акцепторы.

По сравнению с бензолом боразол более реакционноспособен: медленно окисляется на воздухе, склонен к реакциям замещения и присоединения [5].

1.2.7 Борный ангидрид

С кислородом бор реагирует только при нагревании, образуя единственный оксид B₂O₃, который существует в виде нескольких модификаций.

Кристаллический B₂O₃ (t_пл=450°С, t_кип=2200°С) состоит из трехмерной сетки, образованной треугольными группами BO₃, которые объединяются через атомы кислорода. В стеклообразном B₂O₃ существует сетка из беспорядочно ориентированных групп BO₃. Последняя обладает высокой твердостью, но начинает размягчаться уже выше 200°С и не имеет четкой температуры плавления. Борный ангидрид не проводит электрического тока, на вкус горьковат [6].

Получают окислением бора кислородом (t= 630°С):

4B+3O₂=2B₂O₃. (35)

Или тщательным обезвоживанием расплавленной H₃BO₃ (t= 250°С):

2H₃BO₃> B₂O₃+3H₂O. (36)

В расплавленном B₂O₃ легко растворяются оксиды многих металлов, что используют для получения окрашенных стекол (например, синих с СоО), а также при пайке для очистки поверхности металлов от их оксидов. Боратные стекла часто используют в качестве слоев и покрытий, защищающих поверхность изделий от окисления. При нагревании выше 1450 °С оксид бора испаряется в виде мономерных молекул.

При повышенных температурах B₂O₃ восстанавливается до бора щелочными металлами, магнием, алюминием (1), а также углеродом [4].

Оксид бора легко и обратимо реагирует с водой, образуя борную кислоту [7]:

B₂O₃+3H₂O= 2H₃BO₃. (37)

1.3 Борная кислота

1.3.1 Физические свойства

Обычная борная кислота или ортоборная кислота H₃BO₃ представляет собой чешуйчатые, белые, прозрачные шестигранные пластинки сравнительно небольшого размера, жирные на ощупь. Структура пластинок состоит из молекул B(OH)₃, которые связаны в плоские слои за счет водородных связей- OH???O. Отдельные слои соединены друг с другом слабыми межмолекулярными связями и находятся на значительном расстоянии друг от друга [4].

Растворимость при 0° составляет 19,47, при 20°-39,92 и при температуре кипения насыщенного раствора (102°) - 291,2 г. H₃BO₃ на 1 л. Сильное увеличение растворимости в зависимости от температуры объясняется большой отрицательной теплотой растворения.

С водными парами борная кислота летуча. Этим объясняется её содержание в водяных парах, которые в смеси с разными газами вырываются из земли в вулканических местностях [3].

Также борная кислота содержится в минеральных водах, а в незначительных количествах - в ягодах, фруктах, хмеле, а иногда и в вине.

1.3.2 Получение

Ортоборную кислоту получают обычно при добавлении соляной или серной кислоты к раствору боратов или чаще всего буры, а также при гидролизе растворимых соединений бора: буры, галогенидов, боранов и др.:

Na₂B₄O₇+2HCl+5H₂O=4H₃BO₃+2NaCl; (38)

Na₂B₄O₇?10H₂O+H₂SO₄=4 H₃BO₃+Na₂SO₄+5H₂, (39)

1.3.3 Химические свойства

Борная кислота является слабой одноосновной кислотой. В отличие от обычных кислот её кислотные свойства обусловлены не отщеплением иона водорода, а присоединением гидроксильной группы молекулы воды, выступающей в роли основания Льюиса:

B(OH)₃+H-OH=[B(OH)₄]^-+H⁺. (40)

Кислотные свойства H₃BO₃ проявляется в том, что в присутствии концентрированной H₂SO₄ (в качестве водоотнимающего средства) со спиртами она образует эфиры:

H₃BO₃+3CH₃OH=(CH₃O)₃B+3H₂O. (41)

Благодаря высокой прочности ковалентной связи В-О внутри молекулы и, наоборот, слабому межмолекулярному взаимодействию эти эфиры летучи. Их пары при поджигании на воздухе сгорают зеленым пламенем. Эта реакция служит для качественного обнаружения соединений бора [4].

При нагревании борная кислота, так же как и расплавленный борный ангидрид, легко растворяет оксиды металлов с образованием солей. Летучие кислоты вытесняются ею из солей. С кремниевой кислотой она образует комплексные силикаты (боросиликаты), разлагающиеся соляной кислотой. Поэтому её используют в аналитической химии для определения силикатов [3].

При нагревании борная кислота теряет воду и переходит в метаборную кислоту HBO₂. При растворении в воде метаборная кислота сразу же переходит в ортоборную. Дальнейшее отщепление воды при нагревании приводит к стеклообразному, содержащему воду B₂O₃, без образования в качестве промежуточной ступени тетраборной кислоты H₂B₄O₇, которая известна только в виде своих солей [3].

При действии щелочей на борную кислоту получаются соли тетраборной кислоты [8]:

4H₃BO₃+2NaOH=Na₂B₄O₇+7H₂O. (42)

1.3.3 Бораты

Соли борной кислоты-- бораты большей частью производятся не от нормальной борной кислоты, а от полиборных кислот nB₂O₃?mH₂O. Существование боратов в свободном состоянии не может быть доказано. Примерами таких соединений служат минералы бора.

Бораты щелочных металлов довольно легко растворимы в воде, причем растворы вследствие проходящего гидролиза обладают сильно щелочной реакцией. Остальные бораты в воде трудно растворимы [3].

При действии кислот на бораты образуется борная кислота (38) [8].

Бораты используют для умягчения воды, вводят в состав стиральных порошков, применяют в стекольной промышленности. В лабораторной практике с помощью боратов готовят буферные системы, а также используют бораты как плавни и для качественного определения оксидов металлов. Метаборат свинца Pb(BO₂)₂ применяют при изготовлении экранов, защищающих от радиоактивного излучения [1].

1.3.4 Применение

Борная кислота непосредственно используется при эмалировании железных сосудов (вводится в состав эмалей) и в медицине (как дезинфицирующее средство), а также служит обычным исходным продуктом для получения остальных соединений бора. Кислота эта является хорошим дезинфицирующим и консервирующим средством, однако применение её в пищевой промышленности недопустимо, так как она вызывает расстройство пищеварения [7].

Глава 2. Экспериментальная часть

2.1 Приборы и реактивы

· Na₂B₄O₇?10H₂O (ч.д.а.);

· HCl (х.ч.);

· KOH (ч.д.а.);

· C₂H₅OH (ч.д.а.);

· весы Госметр BT-300;

· плитка электрическая Супра ЭП42;

· термостойкий стакан 50 мл;

· фильтр обеззоленный «синяя лента».

2.2 Методика эксперимента

Эксперимент выполнили по методике [9]:

H₃BO₃ можно получить разложением натрия тетраборнокослого (буры) соляной кислотой (реакция 38).

К раствору 100 г Na₂B₄O₇?10H₂O в 250 мл кипящей воды прибавляют 115 мл HCl (пл. 1.12) и оставляют на сутки. Выпавшие кристаллы борной кислоты отсасывают, промывают их небольшим количеством воды и дважды перекристаллизовывают из кипящей воды (350 мл воды на 100 г H₃BO₃). Препарат сушат между листами фильтровальной бумаги и при комнатной температуре или в сушильном шкафу при температуре не выше 70°С.

2.3 Предварительные расчеты

Исходя из того, что надо приготовить 2 г H₃BO_3, рассчитали необходимое количество исходных веществ по реакции 38.

m(H₃BO₃) = 2 г.

,

,

.

.

Так как нам известна масса чистого вещества, находим массу раствора. Из табличных данных: при с=1.12 г/см³ щ=24.25%.

.

По табличным данным находим необходимую концентрацию кислоты исходя из известной плотности (с=1.12 г/см³): С = 7.6М.

Из имеющейся 13М соляной кислоты, нужно приготовить 10 мл 7.6М.

По закону эквивалентов : .

--столько потребуется взять исходной кислоты и разбавить её до 10 мл водой.

2.4 Проведение эксперимента

Проводилось три параллели синтеза.

Растворили 3.1 г Na₂B₄O₇?10H₂O в горячей воде и прилили 2.1 мл HCl. На дне стакана начали выпадать белые тонкие пластинки. Оставили раствор на сутки, после отсосали жидкость. На фильтре остались белые чашуйки с перломутловым блеском. Перекристаллизовали кислоту два раза из воды и высушили. Взвесили, получившиеся кристаллы:

m₁=1.7 г;

m₂=2 г;

m₃=2 г.

2.5 Расчет выхода

Выход получился достаточно большим.

2.6 Идентификация

Идентификацию проводили по реакции взаимодействия борной кислоты с этиловым спиртом в присутствии серной кислоты как водоотнимающего средства. При поджигании продукта пламя имело ярко зелёную окраску, так как образовывался борный ангидрид:

H₃BO₃+3C₂H₅OH=(C₂H₅O)₃B+3H₂O; (43)

2(C₂H₅O)₃B+18O₂=B₂O₃+12CO₂+15H₂O. (44)

2.7 Изучение свойств

1. При нагревании борная кислота постепенно теряет воду, выделяется пар. При длительном нагревании образовывается бесцветный, имеющий стекловидную структуру борный ангидрид (реакция 36).

2. При растворении кислоты в спиртах, образуются соответствующие эфиры (реакции 41 и 44).

3. При растворении щелочи в ортоборной кислоте, раствор сначала помутнел, затем вновь стал прозрачным, образовался тетраборат:

4H₃BO₃+2KOH=K₂B₄O₇+7H₂O. (45)

4. С помощью универсальной индикаторной бумаги проверили pH раствора борной кислоты: pH=4. Среда раствора свидетельствует о том, что кислота является слабой (реакция 40): K_a=5.8?10^-10.

бор химический галогенид кислота соль

Выводы

1. Получили и изучили свойства ортоборной кислоты. Выход продукта составил 95%.

2. Соединение идентифицировано по реакции с этиловым спиртом

3. Борная кислота является слабой кислотой, а также способна растворять щелочи и спирты.

Список литературы

1 Гринвуд, Н. Химия элементов Т. 1. / Н. Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. --М: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008. -- 607 с.

2 Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов,- 3-е изд./ Н.С. Ахметов. - М.: Высшая школа, 1998. -- 743 с.

3 Реми Г. Курс неорганической химии, Т. 1/ Г. Реми - М.: Издательство иностранной литературы, 1963. - 929 с.

4 Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия Т. 2: Физико-химические основы неорганической химии: учебник для студ. высш. учеб. заведений/ М.Е. Тамм, Ю.Д. Третьяков. -- М.: Академия, 2004. -- 240 с.

5 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А. Угай. -- М.: Высшая школа, 1997. -- С. 432--435.

6 Никольский А.Б. Химия: учебник для вузов/ А.Б. Никольский, А.В Суворов - СПб: Химиздат, 2001. -- 512 с.

7 Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 2./ Б.В. Некрасов -- М: Химия, 1973. -- 688 с.

8 Павлов Б.А. Неорганическая химия -- 2-е изд./ Б.А. Павлов -- М: Государственное научно-техническое издательство химической литературы, 1950. --336 с.

9 Карякин, Ю.В., Чистые химические вещества/ Ю.В. Карякин, И.И. Ангелов -- М: Химия, 1974. -- 408 с.

Размещено на Allbest.ru

...