Неорганические кислоты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Неоргани́ческие кисло́ты — неорганические вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н₃О⁺ и анионы кислотных остатков А:

НА + Н₂O ↔ Н₃О⁺ + 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 + 2Н₂O ↔ [B(OH)₄]^- + H₃O⁺

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам многие иные соединения. Общее свойство кислот — способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

[править] Классификация кислот

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы Н_nЭО_m, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные H_nХ, где Х — галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N₃ и др.). Оксокислоты характерны для многих химических 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 (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н₃РО₂), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н₃O⁺ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

Молекулы многих 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 (например, в Н₄Р₂О₇), так и циклические структуры [например, в (НРО₃)_n]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, например, цепи -S-S- в политионовых кислотах H₂S_nO₆ или сульфанах H₂S_n. Известны гетерополикислоты, 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]. Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н₂S₂O₃, Н₃АsS₃. Пероксокислоты, например H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы -О-О-.

Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Кa. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К_a, причем всегда K_a(1)"K_a(2) ориентировочно каждая последующая Кa меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК₁ = -lgK_a(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные. Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m — n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

[править] Характеристики кислот

Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н₀. Известны жидкости, для которых Н₀ более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как НNO₃, Н₂SO₄. Эти жидкости называются сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H₂SO₄ (H₀ = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO₃F (H₀ = −15), смесь HF и SbF₅, (H₀ = −17), 7%-ный раствор SbF₅ в НSO₃F (Н₀ = −19,4). Эквимолярную смесь HSO₃F и SbF₅ называют «магической кислотой». Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO₄^-, SbF₆^- и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю — Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

Многие оксокислоты (НNO₃, НMnO₄, Н₂Сr₂O₇, НСlO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты — сильные окислители. Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н₂СО₃, Н₂SO₃, НClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

[править] Общие методы получения кислот

1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р₂O₅ + Н₂O → Н₃РO₄

2. вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HF

3. действие H₂SO₄ на раствор бариевой соли данной кислоты, например:

Ва(Н₂РО₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2Н₃РО₂;

4. гидролиз галогенидов или солей, например:

PI₃ + 3Н₂O → Н₃РО₃ + 3HI

Аl₂Se₃ + 6H₂O → 2Аl(ОН)₃ + 3H₂Se

замена катионов растворенных солей на Н⁺ с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

[править] Применение

Кислоты применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др.

[править] Литература

1. Некрасов Б. В., Основы обшей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.