Кислоты Неорганические

Неорг. В-ва, молекулы к-рых при электролитич. Диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в р-ре образуются гидроксоний-катионы Н 3 О + и анионы кислотных остатков А -. НА+Н 2 ОDН 3 О ++А (1) Исключение составляет борная к-та В(ОН)3, к-рая акцептирует ионы ОН -, в результате чего в водном р-ре создается избыток гидроксоний-катионов. В(ОН)3+2Н 2 ОD[В(ОН)4]-+Н 3 О + Число отщепляемых от молекулы к-ты протонов наз. Основностью к-ты. Теории к-т и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к к-там мн. Иные соед. (см. Кислоты и основания). Общее св-во к-т - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, напр. HNO3+NaOH:NaNO3+Н 2 О 2НСl+CaO:CaCl2+H2O К.

Н. Подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н n ЭО m, где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные Н n Х, 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 РЧН в Н 3 РО 2), то они не отщепляются в водном р-ре с образованием Н 3 О + и не принимают участия в р-ции к-т с основаниями. Нек-рые к-ты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, напр. Молекулы мн. К-т содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э.

Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты ЧЭЧОЧЭЧ могут образовать как открытые цепи (напр., в Н 4 Р 2 О 7), так и циклич. Структуры [напр., в (HPO3)n]. В нек-рых к-тах содержатся цепи из одинаковых атомов, напр., цепи ЧSЧSЧ в политионовых к-тах Н 2Sn О 6 и сульфанах Н 2Sn. Известны гетерополикислоты (см. Гетерополисоединения), имеющие фрагменты ЧЭЧОЧЭ'Ч, где Э и Э' - атомы двух разных элементов, напр. H4[SiW12O40].14H2O. Существует множество комплексных к-т, напр. H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6]. К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. Тиокислотами, напр. H2S2O3, H3AsS3. Пероксокислоты, напр. H2S2O8, имеют пероксогруппы ЧОЧОЧ (см.

Пероксидные соединения неорганические). Константу равновесия р-ции (1) называют константой кислотности К а. Многоосновные к-ты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К а, причем всегда Ka(1)>>K а(2). Ориентировочно каждая послед. К а меньше предыдущей на 5 порядков. По значению pK1=-lgKa(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 n ЭО 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 НЧО к связям Э=О (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

Для характеристики кислотности в-в в неводных средах используют ф-цию кислотности Гаммета H0 (см. Корреляционные соотношения). Известны жидкости, для к-рых H0 более отрицательна, чем для конц. Водных р-ров очень сильных к-т, таких, как HNO3, H2SO4. Эти жидкости наз. Сверхкислотами. Примеры. 100%-ная H2SO4 (H0=-12), безводная фторсульфоновая к-та HSO3F (H0=-15), смесь HF и SbF5 (H0=-17), 7%-ный р-р SbF5 в HSO3F (H0=-19,4). Эквимолярную смесь HSO3F и SbF5 называют "магической к-той". Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимод. С протоном соответствующих анионов (HSO-4, SbF-6 и др.). В среде сверхкислот протонируются в-ва, обычно не проявляющие основных св-в, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преим.

В орг. Синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.). Мн. Оксокислоты (HNO3, HMnO4, Н 2 Сr2 О 7, НСlO и др.) - сильные окислители. Окислит. Активность этих к-т в водном р-ре 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.). Нек-рые К. Н. (Н 2 СО 3, H2SO3, НСlO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соед., эти К. Н. Существуют только в р-ре. Общие методы получения К. Н. Взаимод. Оксидов (ангидридов) с водой, напр. Р 2 О 5+Н 2 О:Н 3 РО 4 вытеснение более летучей К. Н. Из ее соли менее летучей К. Н., напр. действие H2SO4 на р-р бариевой соли данной К. Н., напр. Ва(Н 2 РО 2)2+H2SO4:BaSO4+2Н 3 РО 2 гидролиз галогенидов или солей, напр.

Рl3+ЗН 2O:Н 3 РO3+3HI Аl2Sе 3+6Н 2O: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 пром-сти 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.