кислоты неорганические

КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

неорг. вещества, молекулы которых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы H₃O⁺ и анионы кислотных остатков А⁻:

НА+H₂ODH₃O⁺+А (1)

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

В(OH)₃+2H₂OD[В(OH)₄]⁻+H₃O⁺

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, напр.:

HNO₃+NaOH:NaNO₃+H₂O 2HCl+CaO:CaCl₂+H₂O

К. н. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы H_nЭО_m, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные H_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 H₃PO₂), то они не отщепляются в водном растворе с образованием H₃O⁺ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, напр.:

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 H₄P₂O₇), так и циклич. структуры [напр., в (HPO₃)_n]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, напр., цепи —S—S— в политионовых кислотах H₂S_nО₆ и сульфанах H₂S_n. Известны гетерополикислоты (см. гетерополисоединения), имеющие фрагменты —Э—О—Э'—, где Э и Э' — атомы двух разных элементов, напр.: H₄[SiW₁₂O₄₀].14H₂O. Существует множество комплексных кислот, напр.: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆]. Кислоты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, напр. H₂S₂O₃, H₃AsS₃. Пероксокислоты, напр. H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы —O—O— (см. пероксидные соединения неорганические). Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности K_а. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя K_а, причем всегда K_a(1)>K_а(2)...; ориентировочно каждая послед. K_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 H_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 H—O 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 функцию 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, H₂Cr₂O₇, HClO 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. (H₂CO₃, H₂SO₃, HClO 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, напр.:

P₂O₅+H₂O:H₃PO₄

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

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

Ва(H₂PO₂)₂+H₂SO₄:BaSO₄+2H₃PO₂

гидролиз галогенидов или солей, напр.:

Рl₃+ЗH₂O:H₃PO₃+3HI Al₂Se₃+6H₂O:2Al(OH)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 количествах 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}