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 SiO ₂ ) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений ( галогеноводородов , сероводорода H ₂ S, диоксида азота NO ₂ , диоксида углерода CO ₂ и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н ₂ СО ₃ , сернистую Н ₂ SO ₃ , хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H ₂ S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H ₂ SO ₄ , H ₃ PO ₄ ) . Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H _n Х, где Х — химический элемент, образующий кислоту ( галоген , халькоген ) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN ₃ кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н _n XО _m , где X — химический элемент, образующий кислоту.

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. — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода ( ). Примерами выступают полисерные H ₂ S ₂ O ₇ и H ₂ S ₃ O ₁₀ и полихромовые кислоты H ₂ Cr ₂ O ₇ и H ₂ Cr ₃ O ₁₀ . Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются . Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H ₂ S _n O ₆ или в сульфанах H ₂ S _n , где n≥2.

Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие [–O–O–], например пероксомоносерная H ₂ SO ₅ и пероксодисерная H ₂ S ₂ O ₈ кислоты. называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H ₂ SO ₃ S. Существуют и комплексные кислоты, например: H ₂ [SiF ₆ ], H[AuCl ₄ ], H ₄ [Fe(CN) ₆ ] и др.

Равновесные процессы в водных растворах

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

${\displaystyle {\mathsf {HA+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+A^{-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {HA\rightarrow H^{+}+A^{-}}}}$ (упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия , также называемой константой кислотности K _a , выделяют сильные и слабые кислоты:

${\displaystyle {\mathsf {HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}\ \ K_{a}~10^{7}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightarrow H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}~10^{-5}}}}$

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная , азотная , серная и хлороводородная . Азотистая HNO ₂ , угольная H ₂ CO ₃ (CO ₂ ·H ₂ O), 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 (~10 ³ ), очень сильные (≥10 ⁸ ).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида H _n XO _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 :

Кислота	Значение (m – n)	K a	pK a
HClO	0	10 −8	7,497
H 3 AsO 3	0	10 −10	10
Н 2 SО 3	1	10 −2	1,81
Н 3 РО 4	1	10 −2	2,12
HNO 3	2	10 1	−1,64
H 2 SO 4	2	10 3	-3
HClO 4	3	10 10	−10

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 электронной плотности в анионе .

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов , растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO ₃ ), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

${\displaystyle {\mathsf {2HCl+Mg\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {HNO_{3}+NaOH\rightarrow NaNO_{3}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2HCl+CaO\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}}$

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 HNO ₃ , хлорная HClO ₄ , роданистоводородная HSCN и др. Серная H ₂ SO ₄ , хромовая H ₂ CrO ₄ , сероводородная H ₂ S 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:

${\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}\rightleftarrows H^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}\ \ K_{a1}=7\cdot 10^{-3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}\rightleftarrows H^{+}+HPO_{4}^{2-}\ \ K_{a2}=6\cdot 10^{-8}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}\rightleftarrows H^{+}+PO_{4}^{3-}\ \ K_{a3}=1\cdot 10^{-12}}}}$

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты .

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H ₃ PO ₄ образует средние соли - фосфаты вида Na ₃ PO ₄ , и два ряда кислых − гидрофосфаты Na ₂ HPO ₄ и дигидрофосфаты NaH ₂ PO ₄ . Тогда как, у фосфористой кислоты H ₂ (HPO ₃ ) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H ₂ PO ₂ ) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H ₃ BO ₃ , которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

${\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}[B(OH)_{4}]^{-}}}}$

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 ⁺ , Fe ³⁺ ), ряд бинарных соединений (AlCl ₃ , BF ₃ , Al ₂ O ₃ , SO ₃ , SiO ₂ ). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты ( азотная HNO ₃ , серная H ₂ SO ₄ , марганцовая HMnO ₄ , хромовая Н ₂ CrO ₄ , хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO ₃ .

Номенклатура

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные . Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:

Формула кислоты	Традиционное название	Тривиальное название	Название соли
H 3 AsO 4	Мышьяковая		Арсенаты
H 3 ВO 3	Борная		Бораты
Н 2 СО 3 (CO 2 •H 2 O)	Угольная		Карбонаты
НCN	Циановодородная	Синильная	Цианиды
Н 2 CrO 4	Хромовая		Хроматы
НМnO 4	Марганцовая		Перманганаты
HNO 3	Азотная		Нитраты
HNO 2	Азотистая		Нитриты
Н 3 РО 4	Ортофосфорная	Фосфорная	Ортофосфаты
H 2 SO 4	Серная		Сульфаты
Н 2 SiO 3 (SiO 2 •H 2 О)	Метакремниевая	Кремниевая	Метасиликаты
H 4 SiO 4 (SiO 2 •2H 2 O)	Ортокремниевая		Ортосиликаты
H 2 S	Сероводородная		Сульфиды
HF	Фтороводородная	Плавиковая	Фториды
НCl	Хлороводородная	Соляная	Хлориды
НВr	Бромоводородная		Бромиды
HI	Иодоводородная		Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат , а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода . Например (в скобках традиционные названия):

HClO ₄ — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)

HClO ₃ — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)

HClO ₂ — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)

HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)

H ₂ Cr ₂ O ₇ — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)

H ₂ S ₄ O ₆ — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)

Н ₂ В ₄ О ₆ — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)

HAuCl ₄ — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота)

H[Sb(OH) ₆ ] — гексагидроксостибат(V) водорода

Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H ₃ PO ₃ S — тиофосфорная кислота , H ₂ SO ₃ S — тиосерная кислота .

Общие методы получения кислот

Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

• Взаимодействие кислотных оксидов ( ангидридов ) с водой, например:

${\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}PO_{4}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7}}}}$

• Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:

${\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}}$

• Гидролиз галогенидов или солей, например:

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Al_{2}Se_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}Se}}}$

• Синтез бескислородных кислот из простых веществ:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}$

• Реакции ионного обмена на поверхности ионообменных смол : хемосорбция катионов растворенных солей и замена их на Н ⁺ .

Применение

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная , азотная , фосфорная , соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой , металлизацией , окраской или гальванической обработкой .

Серная кислота , метко названная Д. И. Менделеевым « хлебом промышленности », применяется в производстве минеральных удобрений , для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон , красителей , дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала , для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ . Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.

Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры , использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ . Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза , в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии . Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

Пероксокислоты , кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.

Литература

1. Некрасов Б. В., Основы общей 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.

См. также

• Кислота
• Царская водка

Примечания

Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым). Список проблемных ссылок dic.academic.ru