главная > справочник > химическая энциклопедия:

КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, неорг. вещества, молекулы которых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н₃О⁺ и анионы кислотных остатков А^-:

НА+Н₂ОDН₃О⁺+А (1)

Исключение составляет борная кислота В(ОН)₃, которая акцептирует ионы ОН^-, в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:

В(ОН)₃+2Н₂ОD[В(ОН)₄]^-+Н₃О⁺

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов наз. основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам мн. иные соед. (см. Кислоты и основания). Общее свойство кислот - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

HNO₃+NaOH:NaNO₃+Н₂О 2НСl+CaO:CaCl₂+H₂O

К. н. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н_nЭО_m, где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные Н_nХ, где X - галоген, халькоген или неорг. бескислородный радикал (CN, NCS, N₃ и др.). Оксокислоты характерны для мн. хим. элементов, особенно для элементов в высоких ( +3 и выше) степенях окисления. Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (напр., два атома Н, образующие связи Р—Н в Н₃РО₂), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н₃О⁺ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например:

Молекулы мн. кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты —Э—О—Э— могут образовать как открытые цепи (напр., в Н₄Р₂О₇), так и циклич. структуры [напр., в (HPO₃)_n]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, например, цепи —S—S— в политионовых кислотах Н₂S_nО₆ и сульфанах Н₂S_n. Известны гетерополикислоты (см. Гетерополисоединения), имеющие фрагменты —Э—О—Э'—, где Э и Э' - атомы двух разных элементов, например: H₄[SiW₁₂O₄₀].14H₂O. Существует множество комплексных кислот, например: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆]. К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, например H₂S₂O₃, H₃AsS₃. Пероксокислоты, например H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы —О—О— (см. Пероксидные соединения неорганические). Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности К_а. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К_а, причем всегда K_a(1)>>K_а(2)...; ориентировочно каждая послед. К_а меньше предыдущей на 5 порядков. По значению pK₁=-lgK_a(1) К. н. подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные (см. Кислоты и основания). Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот Н_nЭО_m разность m-n=0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соотв. 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н—О к связям Э=О (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе. Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют ф-цию кислотности Гаммета H₀ (см. Корреляционные соотношения). Известны жидкости, для которых H₀ более отрицательна, чем для конц. водных растворов очень сильных кислот, таких, как HNO₃, H₂SO₄. Эти жидкости наз. сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H₂SO₄ (H₀=-12), безводная фторсульфоновая кислота HSO₃F (H₀=-15), смесь HF и SbF₅ (H₀=-17), 7%-ный раствор SbF₅ в HSO₃F (H₀=-19,4). Эквимолярную смесь HSO₃F и SbF₅ называют "магической кислотой". Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимод. с протоном соответствующих анионов (HSO^-₄, SbF^-₆ и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преим. в орг. синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.). Мн. оксокислоты (HNO₃, HMnO₄, Н₂Сr₂О₇, НСlO и др.) - сильные окислители. окислит. активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты - сильные окислители. К. н. всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые К. н. (Н₂СО₃, H₂SO₃, НСlO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соед., эти К. н. существуют только в растворе. Общие методы получения К. н.: взаимод. оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р₂О₅+Н₂О:Н₃РО₄

вытеснение более летучей К. н. из ее соли менее летучей К. н., например:

действие H₂SO₄ на раствор бариевой соли данной К. н., например:

Ва(Н₂РО₂)₂+H₂SO₄:BaSO₄+2Н₃РО₂

гидролиз галогенидов или солей, например:

Рl₃+ЗН₂O:Н₃РO₃+3HI Аl₂Sе₃+6Н₂O:2Аl(ОН)₃+3H₂Se

замена катионов растворенных солей на Н с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения К. н. К. н. применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших кол-вах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др. Лит.: Некрасов Б. В., Основы обшей химии, 3 изд., т. 1-2, М., 1973; Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1-3, М., 1975; Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977; Хьюи Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987. С. И. Дракин.