Acide borique

L'acide borique est assez faiblement soluble dans l'eau froide.

L'acide borique est beaucoup plus soluble dans l’eau chaude et surtout dans l'eau bouillante. Dans l'eau à température ordinaire il se dissout à la condition d'être finement divisé jusqu'à une teneur en bore proche de 4 000 ppm où un début de cristallisation est observé.

L'acide borique est soluble dans le glycérol (glycérine), soit 22,2 g pour 100 g de solvant à 20 °C et 28 g à 25 °C. Il est soluble aussi dans le méthanol, soit 20,2 g pour 100 g à 25 °C. Il l'est nettement moins dans l'éthanol (5,5 g pour 100 g à 25 °C), dans l'éther éthylique (0,24 g pour 100 g à 25 °C). Il est insoluble dans l'acétone.

L'acide (ortho)borique est fabriqué à partir de (méta)borates en chaîne ou cyclique, en particulier de borax. Ce sont en fait des réactions de dégradation avec l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique qui génèrent l'acide borique.

L'acide borique est aussi le produit de l'hydratation du sesquioxyde de bore, acide monobasique faible soit :

B₂O_{3 solide en poudre} + 3 H₂O → 2 B(OH)_{3 aq}

L'acide borique est un acide de Lewis, il accepte les électrons des ions hydroxyles[10], en conséquence il capte ces derniers en formant des structures ioniques : tétraèdre, structure géométrique pentacoordinée ou bipyramide, structure hexacoordinée, etc.

Ainsi l'acide borique ne se dissocie pas en solution aqueuse, mais son activité acide est due à son interaction avec les molécules d’eau :

B(OH)₃ + H₂O ⇌ B(OH)₄⁻+ H⁺

K_a = 5,8 × 10⁻¹⁰ mol/L ; pK_a = 9,14.

Des anions polyborates se forment lentement à pH 7,10 si la concentration en bore est au-dessus de 0,025 mol/L. Le plus connu de ces derniers est l'ion tétraborate, à structure cyclique, trouvé dans le borax minéral :

4 B(OH)₄⁻ + 2 H⁺ → B₄O₇²⁻ + 9 H₂O

En résumé, l'acide borique est essentiellement un acide faible monobasique. Il est possible d'écrire, avec la convention gommant une molécule d'eau H₂O soit H₂BO₃⁻ _aqueux pour l'ion tétrahydroxyborate B(OH)₄⁻, les équilibres acido-basiques :

H₃BO_{3 aqueux} ⇌ H⁺_aqueux + H₂BO₃⁻_aqueux

H₂BO₃⁻_aqueux ⇌ H₂O + BO₂⁻_aqueux

L'acide borique peut être dosé en étalon par une solution de soude, suivant la réaction produisant le métaborate de sodium, sel de sodium de l'acide métaborique :

H₃BO_{3 aqueux} + NaOH_aqueux → NaBO_{2 aqueux} + 2 H₂O

Ce dosage peut être amélioré en ajoutant à la solution d'acide borique des composés organiques polyhydroxylés (contenant des groupements diols voisins), du type glycérol, mannitol, sucres divers, etc., qui augmentent significativement la force de l'acide borique et permettent en pratique de connaître avec une meilleure précision la fin du dosage.

Portée et maintenue à ébullition à 100 °C, la solution aqueuse d'acide borique donne un dépôt d'acide métaborique, ici écrit avec une formule équivalente simplifiée[11] :

B(OH)_{3 aq à ébullition} → HBO₂ + H₂O_gaz

Par chauffage au rouge, l'acide métaborique se transforme en sesquioxyde de bore, en perdant l'équivalent d'une molécule d'eau.

2 HBO_{2 solide chauffé au rouge} → B₂O_{3 solide} + H₂O_gaz

Les sels de l'acide borique sont complexes.

Du fait d'une transformation de structure par une transition progressive initié entre 169 °C et 171 °C et généralement terminée vers 185 °C, l'acide borique solide sec se déshydrate, formant l’acide métaborique HBO₂. L'acide métaborique est un cristal cubique, blanc et légèrement soluble dans l'eau. Il fond à environ 236 °C et une fois chauffé au-dessus de 300 °C, il se déshydrate en formant l'acide tétraborique ou l’acide pyroborique, H₂B₄O₇. Le terme d’acide borique peut se rapporter à l’un ou l’autre de ces composés. À une température légèrement plus élevée, il se forme du sesquioxyde de bore.

L'acide borique et ses sels sont utilisés comme fertilisants en agriculture conventionnelle et biologique[14]. La carence en bore est la carence en oligoéléments la plus répandue dans le monde et occasionne des pertes de rendement importantes chez les plantes cultivées et les arbres fruitiers[15].

Il peut être utilisé comme antiseptique pour les brûlures ou les coupures et est parfois employé dans les pommades et les onguents ou est utilisé dans une solution très diluée comme bain oculaire (eau boriquée). Comme composé anti-bactérien, l'acide borique peut également être prescrit comme traitement de l’acné. On l'utilise encore comme antiseptique pour l'oreille en plongée scaphandre, à raison d'une goutte d'alcool boriqué à 2 % par oreille. Le borate de sodium, un antiseptique doux, associé à d’autres composants appropriés peut également être proposé en usage externe pour des maladies des yeux, telle que la sécheresse oculaire.

L'acide borique est également souvent utilisé comme insecticide relativement peu toxique, pour l’extermination des cancrelats, termites, fourmis, puces, et beaucoup d'autres insectes. Il peut être employé directement sous la forme de poudre pour les puces et les cancrelats, ou être mélangé avec du sucre ou de la gelée pour les fourmis. C'est également un composant de beaucoup d’insecticides du commerce. Dans cette utilisation, particulièrement dans le cas des cancrelats, l'acide borique sous forme de poudre est appliqué dans les zones fréquentées par les insectes. Les fines particules s'accrochent aux pattes des insectes et causent par la suite des brûlures chimiques mortelles. L'acide borique est commercialisé pour cet usage dans des quartiers résidentiels dans des zones urbaines infestées par les cancrelats.

Le borate de lithium est le sel de lithium de l'acide borique employé en laboratoire comme solution tampon pour le gel couramment employé dans les tampons d'électrophorèse des acides nucléiques (tels que les tampons TBE, SB et LB). Il peut être utilisé pour l’électrophorèse de l'ADN et de l'ARN, en gel de polyacrylamide et en gel d'agarose.

L'acide borique et les borates servent d'agent fondant (flux), notamment pour permettre la dissolution d'échantillons en phase fondue avant analyse, ou pour la préparation de pastilles destinées à l'analyse par spectrométrie de fluorescence des rayons X (XRF). Le bore étant un élément léger, il n'interfère pas avec les autres éléments dans les analyses XRF.

Le bore a une capacité élevée d'absorption des neutrons, mais avec l'inconvénient, au-delà d'un certain seuil, d'augmenter le risque de radiolyse de l'eau.

• En tant qu'absorbeur de neutrons, il est ajouté en solution sous forme d'acide borique à l'eau du circuit primaire qui traverse le réacteur des centrales nucléaires, afin absorber les neutrons excédentaires, pour éviter tout emballement de réaction (les réactions de fission en chaîne sont essentiellement déterminées par la quantité de neutrons en présence ; neutrons issus des fissions précédentes). La maîtrise précise du taux d'acide borique dans l'eau du circuit primaire est le principal moyen pour contrôler la réactivité de base du réacteur en cours de cycle. L'acide borique est ajouté en début de cycle lorsque le réacteur (re)démarre avec du nouveau combustible (capable de produire davantage de fissions) et progressivement retiré du circuit primaire au fur et à mesure que le combustible s'épuise en matière fissile.
• Pour la même raison et sous la même forme, il est injecté dans les piscines de stockage contenant les assemblages de combustible nucléaire usagé, avec une concentration devant être suffisante pour maintenir la piscine en sous-criticité.
• L'acide borique a aussi été utilisé lors de l'accident nucléaire de Tchernobyl (26 avril 1986). 40 tonnes furent larguées par hélicoptère lors des 11 premiers jours suivant la catastrophe, sur le brasier pour limiter la dispersion des radiations.
• Le bore ne doit cependant pas être présent en quantité excessive, car au-delà d'un certain seuil qui varie selon la température, la pression, la composition chimique et la radioactivité de l'eau, il exacerbe la radiolyse de l'eau[16] (même quand cette radiolyse est inhibée par addition d'hydrogène, sachant que cette inhibition est très sensible à la concentration en hydrogène mais aussi à la température de l'eau, à la nature du rayonnement et à la présence éventuelle d'impuretés chimiques par exemple issues de la corrosion qui peut elle-même être exacerbée par la radiolyse[16]).

« Une très faible modification de l'un de ces paramètres lorsqu'on est proche du seuil peut faire brutalement basculer la radiolyse de l'eau »[16].

L'acide borique est classiquement utilisé, mais au-dessus d'une certaine concentration (seuil variant selon divers paramètres dont température et pression) la décomposition de l'eau est brutalement accentuée,

« avec formation d'hydrogène, d'oxygène et d'eau oxygénée. Ce phénomène brutal est dû à l'empoisonnement de la réaction en chaîne recombinant H₂ et H₂O₂. Dans certains cas, on observe un phénomène de saturation : lorsque les concentrations de O₂ et H₂O₂ augmentent trop, la réaction en chaîne s'arrête. Cette saturation fut confirmée par des simulations sur ordinateur »[16] - [17].

Les borates et l'acide borique ont été employés :

• depuis la période de la Grèce antique pour le nettoyage, la conservation des aliments et d'autres activités ;
• dans l'industrie du bijou et de la soudure traditionnelle (plomberie), l'acide borique a été ou est encore employé en combinaison avec l'alcool dénaturé pour réduire l’oxydation de surface et l’importance de l’oxydation sur les métaux pendant les opérations de métallurgie et de soudure ;
• le mastic au silicone a été fabriqué à l'origine en ajoutant de l'acide borique à de l’huile de silicone. Maintenant le mastic commercialisé sous différents noms de marque contient également des quantités significatives de l’élément silicium (le silicium lié au silicone permet d’augmenter de 20 % l’élasticité du produit) ;
• l'acide borique est couramment utilisé par les pyrotechniciens amateurs - en solution dans l’alcool - pour donner à la flamme une couleur vert clair, et pour empêcher la formation d’amide pendant la réaction entre l'aluminium et les nitrates : un peu d'acide borique est ajouté à la composition pour neutraliser les amides alcalines qui peuvent réagir avec l’aluminium ;
• il est également employé en Inde et à travers le monde pour abattre la poussière sur les terrains de sport, pour diminuer le frottement et pour augmenter la vitesse du jeu au billard indien ;
• comme biocide pour le traitement des eaux de piscines où il fait partie de la composition de la grande majorité des galets de chlore.

Depuis 2010, sa commercialisation et son emploi sont réglementés en Europe, en faveur de produits alternatifs, en raison de sa classification CMR - reprotoxique, et de son intégration dans le règlement REACH.