Кислоти

У сучасній хімії зазвичай використовується інше, хоча й подібне визначення Бренстеда і Лоурі, за яким кислоти означаються як хімічні сполуки, що є донорами протонів і приймають електрони для утворення іонних зв'язків. Кислоти вступають у реакції з основами, утворюючи солі, а також діють як розчинники. Сильні кислоти корозійні, розбавлені кислоти мають кислий або гострий смак, хоча в деяких органічних кислотах цей смак частково схований за іншими смаковими характеристиками.

Прикладами дисоціації кислот у водному розчині з утворенням Н⁺ є такі:

HCl H⁺ + Cl^-

HNO₃ H⁺ + NO-3

H₂SO₄ 2H⁺ + SO2-4

Атоми водню, що входять до складу молекул кислот і можуть відщеплюватись від молекул кислот при їх дисоціації у вигляді катіонів водню Н⁺, називаються кислотними атомами водню. Кислотні атоми водню в молекулах кислот можуть заміщатися атомами металів (або металоподібних груп, як NH₄) з утворенням солей.

Атоми або групи атомів, що сполучені з кислотними атомами водню в молекулах кислот, називаються кислотними залишками. Так, атом хлору в хлоридній кислоті (точніше, аніон хлору Cl^-) називається кислотним залишком хлоридної кислоти, група атомів NO₃ в нітратній кислоті (точніше аніон NO-3) є кислотним залишком нітратної кислоти, а група атомів SO₄ (точніше аніон SO2-4) — в сульфатній кислоті.

Залежно від того, входить кисень до складу кислотного залишку чи не входить, кислоти поділяються на кисневі і безкисневі.

До найбільш вживаних кисневих кислот належать сульфатна (сірчана) кислота H₂SO₄, нітратна (азотна) кислота HNO₃ і фосфатна (фосфорна) кислота H₃PO₄.

Кисневі кислоти можна розглядати також як гідроксиди (найчастіше неповні, або оксиди-гідроксиди) кислотних оксидів, тобто як продукти приєднання води до кислотних оксидів (ангідридів). їх зображають такою загальною формулою: n R_xO_y • m Н₂О, де x і y залежать від валентності кислотоутворюючого елементу, а n і m — від типу кислоти. Наприклад:

SO₃ + Н₂О → SO₃·Н₂О, або SO₂(ОН)₂ (Сульфатна кислота Н₂SO₄)

Р₂О₅ + Н₂О → Р₂О₅·Н₂О, або 2РО₂(ОН) (Метафосфатна кислота НРО₃)

Р₂О₅ + 3Н₂О → Р₂О₅·3Н₂О, або 2РО(ОН)₃ (Ортофосфатна кислота Н₃РО₄).

Однак гідроксидами (чи оксидами-гідроксидами) кислоти звичайно не називають, а терміном гідроксид користуються тільки для назв основ (гідроксидів металів) і амфотерних гідроксидів. Прикладом найбільш вживаних безкисневих кислот можуть бути хлоридна (хлороводнева, або соляна) кислота HCl, бромідна кислота HBr, сульфідна (сірководнева) Н₂S і інші кислоти.

Залежно від кількості кислотних атомів водню молекули кислот поділяються на одноосновні, двоосновні, триосновні тощо. Наприклад, хлоридна кислота HCl — одноосновна, сульфатна кислота H₂SO₄ — двоосновна, фосфатна кислота H₃PO₄ — триосновна тощо.

При складанні структурних формул кислот слід мати на увазі, що кислотні атоми водню в молекулах кисневих кислот зв'язані не безпосередньо з атомом кислотоутворюючого елементу, а через кисень. Це треба пам'ятати, бо є чимало кислот, основність яких не збігається з кількістю атомів водню у складі їх молекул. Так, до складу ацетатної кислоти (оцтової кислоти) входять чотири атоми водню, хоч вона одноосновна. Останнє пояснюється тим, що в молекулі цієї кислоти тільки один атом водню сполучений з атомом вуглецю через кисень, а три атоми зв'язані безпосередньо з атомом вуглецю. Тому при дисоціації молекула ацетатної кислоти відщеплює лише один катіон водню, який може заміщатися катіоном металу з утворенням солі:

${\displaystyle \mathrm {CH_{3}COOH\leftrightarrows CH_{3}COO^{-}+H^{+}} }$

На відміну від кисневих, у молекулах безкисневих кислот кислотні атоми водню зв'язані безпосередньо з атомами кислотоутворюючого елементу. Зазвичай кислотоутворюючий елемент належить до галогенів чи халькогенів, але можливі галогензамінні групи (HCN — синильна кислота). Для прикладу наведемо структурні формули деяких кислот:

     Н2S               Н2SO4            H3PO4               СН3СООН

                        Н—О   О           Н—О                   Н  О
      H- S                 \ //              \                  | //
         |                  S	          Н—О—Р → О           Н—С—С
         H                 / \\              /                  |  \
                        H—O   O           H—O                   H   O—H
Сульфідна кислота	Сульфатна кислота Фосфатна кислота Ацетатна кислота

Назви кислот найкраще виводити від міжнародних назв кислотних залишків. При цьому для кисневих кислот у випадку проявлення кислотоутворюючим елементом найвищої можливої валентності назва кислоти має закінчення -атна, наприклад:

HNO₃ — нітратна кислота (азотна)

Н₂SO₄ — сульфатна кислота (сірчана)

Н₃РО₄ — ортофосфатна кислота (фосфорна)

НРО₃ — метафосфатна кислота

Н₂СО₃ — карбонатна кислота (вугільна)

Н₃ВО₃ — боратна кислота (борна)

Якщо ж кислотоутворюючий елемент проявляє в молекулі даної кислоти нижчу позитивну валентність, то назва кислоти має закінчення -итна або -ітна. Наприклад:

HNO₂ — нітритна кислота (азотиста): Н₂SO₃ — сульфітна кислота (сірчиста)

Назви безкисневих кислот у таких випадках мають закінчення -идна або -ідна. Наприклад:

HCl — хлоридна кислота (хлороводнева, або соляна): HI — йодидна кислота (йодоводнева): HBr — бромідна кислота (бромоводнева): H₂S — сульфідна кислота (сірководнева)

Деякі кислоти при звичайних умовах являють собою рідини, наприклад нітратна HNO₃ і сульфатна Н₂SO₄ кислоти, а деякі — тверді речовини, як фосфатна кислота Н₃РО₄, боратна Н₃ВО₃ і ін. Більшість кислот добре розчиняється у воді, але деякі практично не розчиняються (наприклад, силікатна кислота H₂SiO₃). Водні розчини кислот відзначаються кислим смаком, руйнують рослинні і тваринні тканини і змінюють забарвлення індикаторів, зокрема забарвлюють лакмус у червоний колір. Ці спільні властивості усіх кислот обумовлюються наявністю в їх розчинах іонів водню.

Хімічні властивості кислот визначаються їх відношенням до основ і основних оксидів. Найхарактернішою властивістю їх є здатність вступати з основами в реакції нейтралізації.

Наприклад:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О

З основними і амфотерними оксидами кислоти теж утворюють солі:

2HNO₃ + MgO → Mg(NO₃)₂ + H₂O

3H₂SO₄ + Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Крім того, кислоти взаємодіють і з активними металами (що стоять в електрохімічному ряду напружень лівіше від водню) з утворенням солі і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється). Наприклад:

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂ ↑

3H₂SO_{4(розбавлена)} + 2Al → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

Кислоти, як і основи, можна добувати різними способами.

1. Безпосереднім сполученням ангідридів з водою:

SO₃ + Н₂О → Н₂SO₄

N₂O₅ + Н₂О → 2HNO₃

Цим способом можна одержувати кислоти тільки в тому випадку, коли ангідрид безпосередньо взаємодіє з водою. При цьому слід мати на увазі, що при одержанні деяких кислот залежно від умов одна молекула ангідриду може реагувати з одною, двома і більше молекулами води. Внаслідок цього молекула утворюваної кислоти може містити різну кількість атомів водню і кисню, хоч валентність кислотоутворюючого елементу залишається тою ж самою. Якщо кислота утворюється внаслідок взаємодії одної молекули ангідриду з одною молекулою води, то до назви кислоти додається префікс мета-, а коли на одну молекулу ангідриду припадає дві або три молекули води, то додається префікс орто-.

Наприклад:

Р₂О₅ + H₂O → 2НРО₃ метафосфатна кислота: Р₂О₅ + 3Н₂О → 2Н₃РО₄ ортофосфатна кислота

2. Взаємодією кислот з солями. Цим способом можна користуватися тоді, коли одержувана кислота є леткою або нерозчинною. Наприклад:

Н₂SO₄ + 2NaCl → Na₂SO₄ + 2HCl ↑ (при нагріванні): H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓

3. Безкисневі кислоти можна одержувати як їх витісненням з солей іншими кислотами, так і безпосереднім сполученням елементів з наступним розчиненням одержуваних кислот у воді.

Наприклад:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S ↑

Н₂ + Cl₂ → 2HCl

В техніці для добування хлоридної кислоти користуються останнім способом.

• Кислота Бренстеда
• Кислота Льюїса
• Псевдокислота

• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.

• Кислоти // ЕСУ