BORO

Enciclopedia Italiana (1930)

BORO

Umberto SBORGI
Giacomo TELLERA

. Elemento chimico avente simbolo B; peso atomico 10,82; numero atomico 5. Allo stato libero lo si conobbe solo ai primi del sec. XIX; ma da gran tempo erano noti alcuni suoi composti: nel Medioevo il borace giungeva in Europa dall'Asia per il tramite di Venezia: fu detto borach, baurach, bauracon, bauratium (nomi che servirono confusamente a indicare anche altre sostanze), dall'arabo būraq o bauraq. Nel 1702 G. Homberg ricavò dal borace l'acido borico (sale sedativo: v. borico, acido).

Nello spettro del sole i10n è stato constatato il boro: nella crosta terrestre se ne trova circa il 0,001%.

Oltre all'acido borico, contenuto nel vapore dei soffioni e nelle acque della regione boracifera toscana ed anche in varî prodotti dell'attività vulcanica, esiste in natura una larga serie di minerali boriferi, tra i quali quelli che si originarono dalle sorgenti calde (principalmente acido borico, borati di calcio e, per formazione secondaria, borace); quelli provenienti dal magma (borosilicati, ecc.); quelli delle deposizioni marine (sali di Stassfurt.). Vi sono poi alcuni borati di metalli pesanti, delle terre rare (generalmente poco abbondanti). Piccole quantità di composti del boro si trovano poi diffuse in acque minerali, in acque dei laghi e del mare, in organi vegetali ed animali (forse in tutti gli organismi).

L'elemento libero. - a) Boro amorfo. Nell'ottobre del 1807 H. Davy, elettrolizzando l'acido borico fuso, ottenne piccole quantità di una sostanza nera che ritenne essere boro amorfo: nel marzo 1808 lo ottenne da H3BO3 per azione del potassio. Nel giugno 1808 Gay-Lussac e Thénard lo ottennero, indipendentemente dal Davy, con lo stesso metodo. Tutti i metodi di preparazione portarono ad un prodotto impuro: solo negli ultimi anni si è ottenuto boro puro o quasi. Si forma e si prepara coi metodi seguenti:1. da ossidi o composti ossigenati per riduzione con metalli alcalini ad alta temperatura; 2. per elettrolisi di borati alcalini fusi, metodo che si riattacca al precedente perché il boro si separa al catodo per azione del metallo separato primariamente; 3. da fluoborati o da ossidi o da borati per riduzione con magnesio; 4. per riduzione di composti alogenati ad alta o altissima temperatura (con idrogeno nell'arco, con metalli alcalini, con magnesio, alluminio, varî metalli pesanti ecc.); 5. per dissociazione termica.

Di tutti i metodi ora indicati, solo quello con idrogeno o quello per dissociazione termica forniscono boro puro o quasi: in tutti gli altri casi esso è impuro o per metalli alcalini o per magnesio o per alluminio (boruri) o per ossigeno (sottossidi): si hanno anche altre impurezze. Dai boruri o dai sottossidi si può liberare più o meno completamente portandolo a temperature altissime.

b) Boro cristallino. - I cristalli che Wöhler e Sainte-Claire-Deville ottennero nel 1857 da B2O3 e Al, ad alta temperatura, non sono boro cristallino, come dapprima si credette. Neanche si è potuto controllare se i cristalli ettenuti, assai recentemente, sciogliendo boro amorfo in CaF o BaF, fusi, siano costituiti da boro in cristalli: in conclusione non si è ancora sicuramente riusciti a preparare il boro cristallino.

c) Boro colloidale. - Lavando il boro ottenuto per riduzione con metalli si hanno idrosoli, di maggiore o minore stabilità, di colore o giallo o fulvo o bruno: sono elettronegativi: i prodotti di flocculazione si possono peptizzare.

Proprietà fisiche. - Tutte le vecchie determinazioni o si riferiscono al boro amorfo impuro o al cosiddetto boro cristallino e sono quindi soltanto orientative. Il boro è nero polverulento. Fuso su certi corpi compatti somiglia al diamante nero. All'aria si altera: si fa scuro formando un sottossido. Densità, D20 2,34 (per alcuni preparati D20 = 2,45). È duro; riga tutto, eccetto il diamante e il carborundum. Fonde e sublima tra 2000° e 2500° a temperature assai vicine. Il calore specifico che è o,0212 tra −253° e −196°, è 0,2518 tra 0° e 100°, tra 100° e 900° è dato da Cr, (cal. atom.) = 2,3658 + 7,908010 • 10-3 t −4,9023 • 10-6 t3: costituisce un'eccezione alla legge di Dulong e Petit.

La conducibilità elettrica specifica a °0 è circa 10 volte più piccola di quella del rame. Il coefficiente di temperatura della resistività è negativo. Lo spettro di fiamma del boro presenta bande molto diffuse nel verde: quello di scintilla doppiette e triplette nel verde e nel bleu. Il Millikan ha studiato recentemente il primo ed il secondo spettro di scintilla e questi confermano tutte le previsioni teoriche che erano state íatte in base alla struttura dell'atomo del boro. Lo spettro d'arco presenta una doppia riga caratteristica che fu considerata la più sensibile per il boro e ne rivela tracce minime.

Il boro è diamagnetico (suscettività atomica −7,30 • 10,82).

Proprietà chimiche. - Il peso adottato recentemente (1921-1923) è 10,82: esso varia con la provenienza da 10,79 a 10,84 circa. Il boro della regione boracifera toscana ha il peso atomico 10,823. Il volume atomico è 4,62. Il boro è costituito da due isotopi di pesi atomicì 10 e 11. Secondo Bohr e Stoner, la distribuzione elettronica sarebbe di due elettroni sull'orbita 11, due sulla 21, uno sulla 22. Bombardato con particelle del RaC o del ThC, il boro dà nuclei d'idrogeno. Il boro è trivalente, ma per l'interpretazione di certi composti è stata sostenuta l'ipotesi della valenza cinque o della valenza coordinativa quattro. La grandezza molecolare è ignota: nel vapore si hanno certe molecole poliatomiche.

Comportamento chimico. - Il boro ricorda nel comportamento il carbonio ed il silicio. All'aria si ossida lentamente (sottossido). Scaldato alla soffieria può dare o azoturo o ossido (B2O3), a seconda di come si opera; brucia con fiamma verde. Scaldato in presenza di vapor d'acqua dà H3BO3 e H2. Reagisce col fluoro anche a freddo con fenomeno luminoso, col cloro verso 400°, col bromo verso 700°, con lo iodio verso 1200° (boro impuro per boruri), col solfo comincia a reagire verso 600°. Si combina con l'azoto ad alta temperatura dando BN; col carbonio nel forno elettrico dando due carburi di cui B6C è stabile; col silicio, pure nel forno elettrico, dando SiB3 e SiB6. Coi metalli reagisce meno facilmente che coi metalloidi e occorrono quasi sempre altissime temperature. In molti casi poi per arrivare ai boruri metallici occorre una via indiretta. Molti acidi forti attaccano il boro (così HNO3, H2SO4, che viene ridotto a SO2). HF al rosso dà H2 e BF3. Vengono ridotti dal boro H2S, SO2, P2O6, As2O3, SiO2. Gli alcali fusi lo attaccano con sviluppo d'idrogeno. Molti ossidi vengono ridotti con formazione di boruri; molti fluoruri reagiscono. I sali degli acidi ossigenati e specialmente quelli dei metalli pesanti vengono ridotti. Il boro è pertanto uno dei più energici riducenti che si conoscano. Ma si noti che il boro puro è, in generale, meno riducente di quello impuro (per Mg., ecc.).

Composti del boro. - 1. Composti idrogenati. - Attaccando varî boruri (di solito quelli di magnesio) con un acido, si sviluppano composti volatili del boro con l'idrogeno, dotati di un disgustoso odore caratteristico, che bruciano con fiamma intensamente verde e si sciolgono, almeno in parte, in acqua dalla quale vengono poi decomposti. La soluzione acquosa ha proprietà fortemente riducenti. Si deve a Stock e collaboratori una magnifica serie di ricerche compiute nell'ultimo venticinquennio intorno a questi idruri di boro. L'attacco del boruro di magnesio è stato compiuto dallo Stock in apparecchi di vetro tutti formati da pezzi saldati, senza rubinetti e muniti invece di valvole di mercurio. Nell'apparecchio era fatto dapprima il vuoto. Il miscuglio di idruri svolgentesi dall'attacco del boruro veniva lavato rapidamente, asciugato, poi condensato con aria liquida. Quindi veniva fatta la distillazione frazionata. Lo Stock ha dimostrato l'esistenza di B2H8 (gas incoloro), B6H10 (liquido incoloro), B5H11 (liquido incoloro), forse B6H10 (liquido incoloro), B5H11 (liquido incoloro), B5H10 (liquido incoloro), B10H14 (cristalli incolori); esiste poi un idruro con forse 12 atomi di boro (cristallino, incoloro), uno solido giallo (rapporto B : H = 1 : 0,8), un altro cristallino giallo (rapporto B; H = 1 : 1,4) ed altri ancora meno studiati. Questi idruri possono trasformarsi gli uni negli altri per riscaldamento, ecc. Alcuni sono auto-infiammabili. Si conoscono derivati alogeno-sostituiti. Non si può parlare di serie come si fa per gl'idrocarburi o gl'idruri di silicio: anche la nomenclatura è molto malsicura: si chiamano borani gl'idruri della formula Bn, H2n + 2, boreni quelli BnH2n. Questi idruri di boro richiederebbero ulteriori ricerche, ma si tratta di indagini faticose, difficilissime. Il problema della valenza del boro in questi composti è assai arduo: si può pensare alla valenza coordinativa quattro, o anche a boro trivalente e boro pentavalente; sono state fatte anche altre ipotesi e la questione è. lungi dall'essere risolta.

2. Composti alogenati. - Il floruro BF3 si può ottenere direttamente (calore form. 234800 cal.), ma si prepara facendo reagire B2O3 con HF o anche per azione di F su BCl3, ecc.: gas incoloro (punto di ebollizione −101°, punto di fusione −127°) con H2O dà HF, HBF4 e H3BO3: perciò fuma all'aria umida; si può conservare sul mercurio; reagisce e si addiziona con cloruri e ossicloruri, colla fosfina, con ammoniaca. Oltre a HBF4 (HF•HF3) esiste anche H3BF6 (3HF•BF3) e poi HBO2•3HF, ecc. Di composti clorurati (oltre, forse, un sottocloruro incerto ed oltre B2Cl4) esiste, ed è un composto molto importante del boro, il tricloruro BCl3, che si prepara direttamente dagli elementi (calore form. BCl3 gass. 89100 cal.), o per azione del cloro su B2O3 (o borati) e carbone, al rosso, ecc. È un liquido incoloro che fuma all'aria, bolle a 12,5°; solidifica a −107°. Con acqua si idrolizza; reagisce con H2, con varî metalli, con anidridi, con acidi, con composti organici ecc. I derivati BOCl e BOCl3 sono dubbî. Il tribromuro di boro BBr3, che si prepara anche per via indiretta ma specialmente dagli elementì (calore di formazione Br gass. 73100 cal.) o anche da bromo, anidride borica e carbone, è un liquido incoloro, mobilissimo, di odore pungente, che fuma all'aria; bolle a 95°,5 solidifica a −46°. È enormemente reattivo; l'acqua lo decompone con esplosione. Lo ioduro di boro (BI3) si ottiene per azione HI (o anche I) ad alta temperatura sul boro (impuro): cristalli incolori, madreperlacei, igroscopici; fonde a 43°, bolle a 210° (densità del liquido circa 3,3 a 50°): solubili in CS2, CCl4, ecc. E assai reattivo. Riassumendo, i composti alogenati del boro corrispondono alla formola BX3: presentano regolarità nelle proprietà fisiche e chimiche in rapporto al peso atomico dell'alogeno combinato.

3. Composti ossigenati. - Sono stati descritti varî sottossidi (B6O, B2O, B2O2, B3O), a taluni dei quali corrisponderebbero anche acidi, conosciuti sotto forma di sali (ipoborati, ecc.). Ma l'ossido più importante e sicuramente noto del boro è l'anidride borica, B2O3. Si forma per combustione del boro (calore form. circa 310.000 cal.) e di derivati alogenati, ecc. del boro.

Si prepara per disidratazione dell'acido borico (questa disidratazione si ottiene scaldandolo oltre 200°) e forma una massa incolora e vetrosa di sapore amaro, igroscopicissima. È amorfa, ma, per la presenza di sostanze cristalline, può cristallizzare.

Si può preparare (su P2O5) anche sotto forma di una massa nevosa facilmente polverizzabile. A fusione diventa pastosa, può essere tirata in fili, prende la tempra come il vetro. La sua durezza è compresa tra 4 e 5: la densità è 1,85 circa a temperatura ambiente, 1,50 circa a 100°; fonde a 580° circa, bolle a 1500° circa. Il peso molecolare in H2SO4 è 140 (B4O6). In acqua prima si frantuma poi si scioglie. Il fluoro l'attacca; il carbonio la riduce ad altissima temperatura e si forma poi carburo. È ridotto dai metalli alcalini e alcalino-terrosi. Gli idracidi non reagiscono, eccetto HF: con gli acidi ossigenati reagisce. Si combina con gli idrati alcalini e alcalino terrosi. Degli ossidi metallici, alcuni non sono miscibili, o quasi, con anidride borica fusa, altri vi si sciolgono con riduzione, altri dànno fusioni di varia sorta, cioè o omogenee ad ogni temperatura, o suddivise in due strati per certi intervalli di concentrazione, o omogenee a temperatura alta e poi emulsionate durante il raffreddamento. La B2O3 fusa scioglie anche varî sali (fosfati, silicati, ecc.).

4. Acidi borici e borati. - Gli acidi borici liberi conosciuti con sicurezza sono l'acido borico (o ortoborico) H3BO3; l'acido metaborico HBO2 (B2O3 • H2O) e l'acido tetraborico o piroborico H2B4O, (2B2O3 • H2O). ll metaborico si forma come primo prodotto di idratazione di B2O3, ma si prepara per disidratazione di H3BO3 (punto di trasformazione: 107°-108°). Per volatilizzazione di H3BO3, in corrente di vapore, a 130°-140°, nei punti di condensazione si formano cristalli (bianchi) di HBO2. In acqua si idrata lentamente a H3BO3. L'acido tetraborico si ottiene da H3B3O (per trasf. 138°-140): è una massa vetrosa. L'acido ortoborico risulta dalla idratazione completa di B2O3, (16.800 cal.). Si trova in natura come minerale (sassolino): è contenuto nel vapore dei soffioni; si ricava però anche da borati naturali (di calcio, di magnesio, ecc.). Per la storia dell'estrazione e per l'industria dell'acido borico, vedi borico, Acido. L'acido ortoborico cristallizza nel sistema triclino. Ha una densità di circa 1,50 a 15°. La sua durezza è 1 nella scala di Mohs. A seconda del modo di cristallizzazione, si ottiene in minuti cristalli pseudo-esagonali oppure in larghe lamine madreperlacee untuose (pagliette). È solubile in acqua: a 0°, 2,59%; a 21°, 4,59%; a 90°, 23,94%. La solubilità in acqua è influenzata dalla presenza di acidi e di sali (l'influenza di questi è positiva o negativa). È solubile in molti alcoli monovalenti e molto in glicerina; assai nell'acetone, nella piridina, nella formamide; poco nell'etere. La grandezza molecolare in soluzione acquosa è stata trovata quasi normale; la soluzione acquosa satura bolle a 103°12 a 760 millimetri; la conducibilità elettrica nelle soluzioni acquose è estremamente piccola: la costante di dissociazione (per il primo H) è circa 6,6 • 10-10: perciò H3BO3 è un acido debolissimo che sta tra H2S e HCN: ma naturalmente, come più fisso, sposta questi ed anche acidi forti, dai sali, quando si evapori a secco. La formula di costituzione fu ritenuta per lungo tempo

recentemente è stata espressa l'ipotesi che sia

dove il boro ha il numero di coordinazione 4; in soluzione si avrebbero in equilibrio le due forme tautomere, con prevalenza della prima che costituirebbe uno pseudo-acido. L'acido borico è volatile nel vapor d'acqua: la volatilità varia con la temperatura e con la concentrazione e raggiunge circa il 0,4% per la soluzione satura bollente (con corpo di fondo). Il vapore surriscaldato trasporta notevoli quantità di H3BO3. Scaldando l'acido cristallizzato, esso perde, insieme con l'acqua, 10-12% di B2O3. Si è molto discusso, senza giungere a un risultato sicuro, intorno alla forma sotto cui passa l'acido borico nel vapor d'acqua. Esso passa anche nel vapore di altri solventi; in certi casi formando composti ben noti, per esempio borati alchilici. Le soluzioni acquose di H3BO3 sciolgono all'ebollizione alcuni ossidi e idrati, anche metalli pesanti. Per i borati si hanno varî aggruppamenti molecolari: più sicuramente noti sono: i monoborati (ortoborati e metaborati) RII3 (B2O3)2, RI2H2BO3, RIBO2, i diborati RI4B2O5, i triborati RIB3O5, i tetraborati RI2B4O7, i pentaborati RIB5O8, gli ottoborati RI2B8O13, Per via secca questi borati si ottengono per fusione di B2O3 o di H3BO3 con carbonati e cloruri (per gli alcalini), ma poi in generale per fusione di B2O3, o di H3BO3, o di borace con ossidi metallici. Quelli dei metalli pesanti sono vetri talvolta bellissimi, colorati, e si fa uso di ciò anche in chimica analitica (perle al borace). Dalle soluzioni acquose i borati cristallizzano di solito con varie molecole di acqua. Naturalmente i borati sono idrolizzabili. Fra i borati alcalini, notissimo e usatissimo il comune borace, tetraborato sodico, Na2B4O7 • 10 H2O (prismatico) e Na2B2O7 • 5H2O (ottaedrico). Sono importanti anche varî eteropoliborati, tra i quali i borosilicati. Si conoscono complessi dell'acido borico con composti inorganici e organici. Particolare importanza hanno questi ultimi. È infatti noto da gran tempo che l'aggiunta di alcuni composti poliossidrilati organici aumenta molto l'acidità delle soluzioni di acido borico. La glicerina, la mannite, l'eritrite, la dulcite, il fruttosio, il galattosio esercitano l'influenza suddetta in vario grado; altri composti poliossidrilici (così il lattosio, l'arabinosio, il saccaroslo, ecc.) non hanno influenza o quasi. Il fenomeno, che è stato studiato largamente anche dal punto di vista chimico-fisico, è da portarsi alla formazioni di complessi, ed una delle più recenti ipotesi è che a tale formazione contribuiscano fattori sterici nel senso che gli ossidrili che entrano in giuoco (di solito in posizione 1,2 e 1,3) debbono avere anche una particolare orientazione favorevole. Si tende ad ascrivere al boro, in questi complessi, la valenza coordinativa quattro. Con criteri analoghi si interpretano anche i complessi con gli acidi organici poliossidrilici ed anche i composti del tipo dell'acido borodisalicilico e suoi sali (qui si ha anche un caso di attività ottica). Aggiunta di piccole quantità di alcune sostanze adatte (specialmente composti aromatici) impartiscono all'H3BO3 e ai suoi prodotti di disidratazione fosforescenza e fluorescenza: in molti casi c'è una zona di concentrazione optimum per ottenere il fenomeno.

Riconoscimento e dosaggio. - L'acido borico colora la fiamma in verdegiallo. L'alcool (etilico o metilico) contenente acido borico brucia con fiamma verde. La carta di curcuma immersa in una soluzione di acido borico e seccata (verso 100°) si colora in rosso (umettando poi con alcali il rosso passa a blu-nero). Questi fatti sono utilizzati per la ricerca qualitativa (vedi sopra anche ricerca spettroscopica). Le soluzioni concentrate di acido borico colorano in rosso la tintura di tornasole. Il metilarancio non è sensibile all'acido borico. Aggiungendo alcoli polivalenti (v. sopra) si può titolare l'H3BO usando la fenolftaleina come indicatore. L'acido borico si può poi determinare anche per via gravimetrica come borato di calcio, di bario, come fluoborato potassico, ecc. In molti composti del boro occorre, per il dosaggio, passare per la formazione di fluoruro di boro o di borato alchilico, ecc.

5. Perborati. - L'acido borico si scioglie in una soluzione di H2O2, ma non è stato mai isolato un acido perborico. Fra i perborati è stato descritto un perborace Na2B4O8 • 10H2O(Na2B4O11 • 6H2O) e poi i perborati di Na, K, NH4 (e anche alcalino-terrosi, ecc.) della formula bruta RBO3; più importante di tutti quello sodico che cristallizza con 4H2O. Si prepara o per via chimica (da H2O2 o da Na2O2), o per elettrolisi di una soluzione contenente carbonato e borace (anodo Pt, catodo Fe, Ni, ecc.). Esiste il vero persale della formula NaBO3 •4H2O e lo pseudopersale NaBO2H2O2 • 3HO. Le soluzioni dei perborati sono poi sempre sistemi in equilibrio che contengono H2O2 libera.

6. Composti azotati. - Esitono una borimmide B2(NH)3 e una borammide B(NH2)3 che si preparano da derivati alogenati del boro e NH, in condizioni adatte, esistono varî derivati amminici degli idruri ecc. Ma un composto azotato altamente interessante è l'azoturo BN che si forma per azione di N2 (anche NO e N2O) sul boro ad elevata temperatura, ma meglio per azione dell'azoto su un miscuglio di composti ossigenati del boro e carbone. Si prepara anche per azione di NH3 o di composti del cianogeno su B2O3 o borati o per decomposizione, in fondizioni appropriate, di composti ammoniacali dei derivati alogenati del boro, ecc. una polvere bianca, leggerissima, amorfa, che fonde o sublima verso 3000°: ha una grandissima resistenza elettrica anche ad altissima temperatura; in contatto con una fiamma a gas assume una luminescenza verde bluastra. La sua reattività varia col modo di preparazione e con la temperatura a cui si ottiene. Reagisce con l'acqua o con vapor d'acqua ad alta temperatura dando NH3, e H3BO3. Con gli alcali soecialmente a fusione dà NHa: reagisce con acidi, anidridi, ossidi metallici e sali. Con varî ossidi metallici dà NO e NO2.

7. Composti solforati, seleniati, fosforati. - Il composto B4 S è dubbio. È notissimo, invece, il composto B2S3, che si ottiene per fusione di zolfo con boro, o per azione di vapori di zolfo, di H2S, di CS2, di solfuri, su boro (o B2O3 e carbone), ecc. a temperature appropriate. Si otttene in masse amorfe, o vetrose, o in aghi bianchi lucenti a seconda del modo di preparazione. Fonde a 500°; all'aria umida si decompone; reagisce violentemente con l'acqua. Esiste anche un composto della formula bruta B2S5 che si ottiene scaldando BI3 con zolfo sciolti in CS2: è una polvere bianca che diviene rosa, seccandosi. Si conoscono anche derivati idrogenati (acidi tioborici: HBS3; H3BS3) e anche composti di SO3 e B2O (così B2O3 • SO3; B2O3 • 2SO3, ecc.). Dei composti seleniati ci limitiamo a citare B2Se3, dei fosforati BP e B5P3.

Farmacologia. - Il boro elementare ha poca o nessuna importanza chimica farmaceutica. Largamente usato invece è l'acido borico (v.), disinfettante abbastanza attivo e in genere poco tossico; però casi di intossicaziotie con sintomi di gastro-enterite, eritema e collasso si sono non di rado verificati. All'interno si prescrive raramente (gr. 0,5-1), all'esterno si usa in soluzione al 3-4% (in acqua precedentemente bollita) per lozioni, gargarismi, collutorî, in soluzione all'1% per collirî; si prescrive anche in polvere (puro o mescolato con amido), in pomate, in ovuli vaginali (1%). Vi è un'incompatibilità chimica fra borato sodico e sostanze mucillaginose, sali di metalli ed alcaloidi.

I sali di acido borico più usati sono i borati di calcio, di manganese, di sodio e il perborato di sodio, che hanno tutti azione antisettica e sedativa. Il borato di calcio si usa anche come astringente nelle diarree dei bambini. Il borato di magnesia è considerato come un ottimo agente di conservazione delle sostanze alimentari, però sembra che quantità anche piccole di questo sale per un lungo uso facciano diminuire l'utilizzazione delle sostanze albuminoidi nell'intestino. Il borato di sodio è stato proposto per uso interno nell'epilessia e nelle altre malattie croniche convulsive; inoltre aumenta la diuresi e diminuisce l'acidità urinaria. Il perborato di sodio serve nel trattamento delle piaghe al posto dell'acido borico e dell'acqua ossigenata. Uno dei piu interessanti preparati dell'acido borico è il borogliceride o boroglicerina, che serve in farmacia per preparare estemporaneamente gargarismi, collutorî, ecc. ed è un ottimo antifermentativo.

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