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: 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: НnXОm, 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
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 Ka[2], выделяют сильные и слабые кислоты:
HCl → H+ + Cl- (Ka ~ 107)
HNO2 H+ + NO2- (Ka ~ 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 |
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 Кa меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:
H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1 = 7·10-3
H2PO4- H+ + HPO42- Ka2 = 6·10-8
HPO42- H+ + PO43- Ka3 = 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.