Неорганические кислоты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

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[править | править исходный текст]

Формы существования и агрегатное состояние[править | править исходный текст]

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: HnХ, 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: Нnm, 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 H2SnO6 или в сульфанах H2Sn, 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[править | править исходный текст]

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

\mathsf{HA + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + A^-}
\mathsf{HA \rightarrow H^+ + A^-} (упрощённая запись)

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

\mathsf{HCl \rightarrow H^+ + Cl^- \  \ K_a ~ 10^7}
\mathsf{HNO_2 \rightarrow H^+ + NO_2^- \  \  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 Ka на очень слабые (≤10-7), слабые (~10-2), средней силы (~10-1), сильные (~103), очень сильные (≥108).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm 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
Н23 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:

\mathsf{2HCl + Mg \rightarrow MgCl_2 + H_2\uparrow}
\mathsf{HNO_3 + NaOH \rightarrow NaNO_3 + H_2O}
\mathsf{2HCl + CaO \rightarrow CaCl_2 + H_2O}

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 Кa меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

\mathsf{H_3PO_4 \rightleftarrows H^+ + H_2PO_4^- \ \ K_{a1} = 7\cdot 10^{-3}}
\mathsf{H_2PO_4^- \rightleftarrows H^+ + HPO_4^{2-} \ \ K_{a2} = 6\cdot 10^{-8}}
\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[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:

\mathsf{H_3BO_3 + 2H_2O \rightleftarrows H_3O^+ [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+, Fe3+), ряд бинарных соединений (AlCl3, BF3, Al2O3, SO3, SiO2). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства[править | править исходный текст]

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO3, серная H2SO4, марганцовая HMnO4, хромовая Н2CrO4, 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 HNO3.

Номенклатура[править | править исходный текст]

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
H3AsO4 Мышьяковая Арсенаты
H3ВO3 Борная Бораты
Н2СО3 (CO2•H2O) Угольная Карбонаты
НCN Циановодородная Синильная Цианиды
Н2CrO4 Хромовая Хроматы
НМnO4 Марганцовая Перманганаты
HNO3 Азотная Нитраты
HNO2 Азотистая Нитриты
Н3РО4 Ортофосфорная Фосфорная Ортофосфаты
H2SO4 Серная Сульфаты
Н2SiO3 (SiO2•H2О) Метакремниевая Кремниевая Метасиликаты
H4SiO4 (SiO2•2H2O) Ортокремниевая Ортосиликаты
H2S 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[5]. Например (в скобках традиционные названия):

HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)
HClO3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)
HClO2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)
HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)
H2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)
H2S4O6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)
Н2В4О6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)
HAuCl4 — 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: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.

Общие методы получения кислот[править | править исходный текст]

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:
\mathsf{P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4}
\mathsf{2CrO_3 + H_2O \rightarrow H_2Cr_2O_7}
  • Вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:
\mathsf{CaF_2 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + 2HF\uparrow}
\mathsf{KNO_3 + H_2SO_4 \rightarrow KHSO_4 + HNO_3\uparrow}
  • Гидролиз галогенидов или солей, например:
\mathsf{PCl_5 + 4H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5HCl}
\mathsf{Al_2Se_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 + 3H_2Se}
  • Синтез бескислородных кислот из простых веществ
\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}

Применение[править | править исходный текст]

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[править | править исходный текст]

  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[править | править исходный текст]

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Кислоты неорганические / Химическая энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия. Под ред. И. Л. Кнунянца. 1988
  2. Подстрочный индекс a произведён от англ. acid — кислота. Также используется кислотный показатель рК1 = -lgKa(1)
  3. Равновесные процессы в водных растворах электролитов / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с. (С. 180)
  4. Глинка Н. Л. Общая химия / Под редакцией канд. хим. наук Рабиновича В. А.. — двадцать второе. — Ленинград: Химия, 1982. — С. 42. — 720 с. — (Учебное пособие для ВУЗов). — 70 000 экз.
  5. Неорганическая химия / Б. Д. Степин, А. А. Цветков ; Под ред. Б. Д. Степина. — М.: Высш. шк., 1994. — С. 18-19