КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

неорг. в-ва, молекулы к-рых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в р-ре образуются гидроксоний-катионы Н ₃ О ⁺ и анионы кислотных остатков А ^-:
НА+Н ₂ ОDН ₃ О ⁺+А (1)
Исключение составляет борная к-та В(ОН)₃, к-рая акцептирует ионы ОН ^-, в результате чего в водном р-ре создается избыток гидроксоний-катионов:
В(ОН)₃+2Н ₂ ОD[В(ОН)₄]^-+Н ₃ О ⁺
Число отщепляемых от молекулы к-ты протонов наз. основностью к-ты. Теории к-т и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к к-там мн. иные соед. (см. Кислоты и основания). Общее св-во к-т - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, напр.:
HNO₃+NaOH:NaNO₃+Н ₂ О 2НСl+CaO:CaCl₂+H₂O
К. н. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н _n ЭО _m, где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные Н _n Х, где X - галоген, халькоген или неорг. бескислородный радикал (CN, NCS, N₃ и др.). Оксокислоты характерны для мн. хим. 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 (напр., два атома Н, образующие связи РЧН в Н ₃ РО ₂), то они не отщепляются в водном р-ре с образованием Н ₃ О ⁺ и не принимают участия в р-ции к-т с основаниями. Нек-рые к-ты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, напр.:

Молекулы мн. к-т содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты ЧЭЧОЧЭЧ могут образовать как открытые цепи (напр., в Н ₄ Р ₂ О ₇), так и циклич. структуры [напр., в (HPO₃)_n]. В нек-рых к-тах содержатся цепи из одинаковых атомов, напр., цепи ЧSЧSЧ в политионовых к-тах Н ₂S_n О ₆ и сульфанах Н ₂S_n. Известны гетерополикислоты (см. Гетерополисоединения), имеющие фрагменты ЧЭЧОЧЭ'Ч, где Э и Э' - атомы двух разных элементов, напр.: H₄[SiW₁₂O₄₀].14H₂O. Существует множество комплексных к-т, напр.: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆]. К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, напр. H₂S₂O₃, H₃AsS₃. Пероксокислоты, напр. H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы ЧОЧОЧ (см. Пероксидные соединения неорганические). Константу равновесия р-ции (1) называют константой кислотности К _а. Многоосновные к-ты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К _а, причем всегда K_a(1)>>K _а(2)...; ориентировочно каждая послед. К _а меньше предыдущей на 5 порядков. По значению pK₁=-lgK_a(1) К. н. подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные (см. Кислоты и основания). Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот Н _n ЭО _m разность m-n=0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соотв. 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи НЧО к связям Э=О (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе. Для характеристики кислотности в-в в неводных средах используют ф-цию кислотности Гаммета H₀ (см. Корреляционные соотношения). Известны жидкости, для к-рых H₀ более отрицательна, чем для конц. водных р-ров очень сильных к-т, таких, как HNO₃, H₂SO₄. Эти жидкости наз. сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H₂SO₄ (H₀=-12), безводная фторсульфоновая к-та HSO₃F (H₀=-15), смесь HF и SbF₅ (H₀=-17), 7%-ный р-р SbF₅ в HSO₃F (H₀=-19,4). Эквимолярную смесь HSO₃F и SbF₅ называют "магической к-той". Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимод. с протоном соответствующих анионов (HSO^-₄, SbF^-₆ и др.). В среде сверхкислот протонируются в-ва, обычно не проявляющие основных св-в, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преим. в орг. синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.). Мн. оксокислоты (HNO₃, HMnO₄, Н ₂ Сr₂ О ₇, НСlO и др.) - сильные окислители. окислит. активность этих к-т в водном р-ре выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты - сильные окислители. К. н. всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Нек-рые К. н. (Н ₂ СО ₃, H₂SO₃, НСlO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соед., эти К. н. существуют только в р-ре. Общие методы получения К. н.: взаимод. оксидов (ангидридов) с водой, напр.:
Р ₂ О ₅+Н ₂ О:Н ₃ РО ₄
вытеснение более летучей К. н. из ее соли менее летучей К. н., напр.:

действие H₂SO₄ на р-р бариевой соли данной К. н., напр.:
Ва(Н ₂ РО ₂)₂+H₂SO₄:BaSO₄+2Н ₃ РО ₂
гидролиз галогенидов или солей, напр.:
Рl₃+ЗН ₂O:Н ₃ РO₃+3HI Аl₂Sе ₃+6Н ₂O:2Аl(ОН)₃+3H₂Se
замена катионов растворенных солей на Н с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения К. н. К. н. применяют в пром-сти и в научных исследованиях. В больших кол-вах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др. Лит.: Некрасов Б. В., Основы обшей химии, 3 изд., т. 1-2, М., 1973; Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1-3, М., 1975; Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977; Хьюи Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987. С. И. Дракин.