Неорганические кислоты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Основная статья: Кислота

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Свойства и классификация неорганических кислот Формы существования и агрегатное состояние

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO₂) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H₂S, диоксида азота NO₂, диоксида углерода CO₂ и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н₂СО₃, сернистую Н₂SO₃, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H₂SO₄, H₃PO₄)^[1]. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H_nХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN₃ кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н_nXО_m, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Таутомерные формы родановодородной кислоты

Таутомерные формы фосфористой кислоты

Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода:

Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. Изополикислоты — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода (кислородный мостик). Примерами выступают полисерные H₂S₂O₇ и H₂S₃O₁₀ и полихромовые кислоты H₂Cr₂O₇ и H₂Cr₃O₁₀. Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются гетерополикислотами. Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H₂S_nO₆ или в сульфанах H₂S_n, где n≥2.

Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие пероксогруппы [–O–O–], например пероксомоносерная H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ кислоты. Тиокислотами называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H₂SO₃S. Существуют и комплексные кислоты, например: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆] и др.

Равновесные процессы в водных растворах

См. также статью: Теории кислот и оснований.

Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H⁺ и анионов кислотных остатков А^–:

НА + Н₂O Н₃О⁺ + А^-

НА Н⁺ + А^- (упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности K_a^[2], выделяют сильные и слабые кислоты:

HCl → H⁺ + Cl^- (K_a ~ 10⁷)

HNO₂ H⁺ + NO₂^- (K_a ~ 10^-5).

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO₂, угольная H₂CO₃ (CO₂·H₂O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению K_a на очень слабые (≤10^-7), слабые (~10^-2), средней силы (~10^-1), сильные (~10³), очень сильные (≥10⁸).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида H_nXO_m известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 - слабая, при 2 - сильная, и, наконец, при 3 - кислота очень сильная^[3]:

Кислота	Значение (m – n)	Ka
HClO	0	10-8
H3AsO3	0	10-10
Н2SО3	1	10-2
Н3РО4	1	10-2
HNO3	2	101
H2SO4	2	103
HClO4	3	1010

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO₃), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

2HCl + Mg → MgCl₂ + H₂

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Одноосновными являются многие неорганические кислоты: галогеноводородные вида HHal, азотная HNO₃, хлорная HClO₄, роданистоводородная HSCN и др. Серная H₂SO₄, хромовая H₂CrO₄, сероводородная H₂S служат примерами двухосновных кислот и т. д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая К_a меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

1. H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^- K_a1 = 7·10^-3

2. H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2- K_a2 = 6·10^-8

3. HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3- K_a3 = 1·10^-12.

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты^[4].

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H₃PO₄ образует средние соли - фосфаты вида Na₃PO₄, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты NaH₂PO₄. Тогда как, у фосфористой кислоты H₂(HPO₃) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H₂PO₂) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H₃BO₃, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

H₃BO₃ + 2Н₂O [B(OH)₄]⁻ + H₃O⁺.

Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag⁺, Fe³⁺), ряд бинарных соединений (AlCl₃, BF₃, Al₂O₃, SO₃, SiO₂). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.