Кислоты

# Общая характеристика кислот

С древнейших времён было известно о таком классе соединений (обладающих общими свойствами) как кислоты. Антуан Лавуазье — французский химик — в 1778 году выдвинул теорию, что именно наличие кислорода в составе кислот обуславливает кислотные свойства. Гипотеза оказалась неверной, ведь многие кислоты не имеют в составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. 

Юстус Либих — немецкий химик — в 1833 году определил кислоту как водородсодержащее соединение, в котором водород может быть замещён на металл.

Впервые создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус в 1887 году. Согласно его теории кислота определялась как соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием ионов водорода H⁺. Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность. 
Во-первых, было выяснено, что невозможно представить существование несольватированного катиона Н⁺ в растворе.
Во-вторых, теория Аррениуса не учитывала влияние растворителя на кислотно-основные равновесия.
Наконец, теория оказалась неприменима к неводным системам.

В 1923 году появились теории кислот и оснований Брёнстеда-Лоури и Льюиса, которые и применяются в настоящее время очень широко.

Все кислоты объединяет общее свойство — наличие атомов водорода, которые способны вступать в реакции (реакционноспособные). Вот несколько определений кислот:

Кислотами называют сложные вещества, состоящие из атомов водорода (способных замещаться металлами) и кислотных остатков.

Кислоты — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H⁺) и аниона кислотного остатка (SO₃)^2-, (SO₄)^2-, (NO₃)^—  и т.д).

Кислоты — электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода.

Кислотным остатком называют часть молекулы кислоты, соединённую с атомами водорода.

Слова «кислота» и «кислый» имеют общий корень — растворы всех кислот на вкус кислые. Но! Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать — ведь среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. 
Именно своим кислым вкусом нам знакомы такие кислоты как: уксусная, яблочная, лимонная, аскорбиновая и щавелевая.

При замещении в кислотах водорода металлами в состав образующихся солей кислотные остатки переходят в неизменном виде. Если кислотный остаток в кислоте соединён с одним атомом водорода, то он одновалентен, если с двумя — двухвалентен, если с тремя — трёхвалентен и т. д.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода, способных замещаться металлами.

# Номенклатура (названия) кислот

1) Бескислородные кислоты

Названия бескислородных кислот строятся так:

Название бескислородной кислоты = название элемента + гласная «о» + «водородная кислота»

например: 

• HF — фтор-о-водородная;
• HCl — хлор-о-водородная,
• H₂S — сер-о-водородная.

2) Оксокислоты (кислородосодержащие)

Названия кислородосодержащих кислот строятся следующим образом: название элемента + суффикс (ная, овая, истая и пр.) кислота. 

Суффикс -ная, -вая характерен для кислот, содержащих элемент в высшей степени окисления. 
По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

Например, H₂S⁺⁶O₄ — серная кислота, но, когда степень окисления понижается — H₂S⁺⁴O₃ сернистая кислота

• HCl⁺⁷O₄ — хлорная кислота,
• HCl⁺⁵O₃ — хлорноватая кислота,
• HCl⁺³O₂ — хлористая кислота,
• HCl⁺¹O — хлорноватистая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при наибольшем числе – приставка орто-. 
Например, HPO₃ метафосфорная кислота и H₃PO₄ ортофосфорная кислота.

Для многих неорганических кислот характерны тривиальные названия:

• HF — плавиковая или фтороводородная кислота,
• HCN — синильная или циановодородная кислота,
• HCl — соляная или хлороводородная кислота.

Таблица названий кислот, кислотных остатков и солей

Представителем органических кислот является уксусная кислота CH₃COOH. Хотя в молекуле этой кислоты — четыре атома водорода, только один из них (входящий в состав группы COOH) может быть замещён металлом. Поэтому кислотный остаток уксусной кислоты является одновалентным.

# Классификация кислот

1. По содержанию кислорода в молекуле кислоты:
   — Кислородсодержащие (оксокислоты): H₂SO₄, H₂SO₃, HNO₂, HNO₃, H₃PO₄, HMnO₄, H₂CO₃, H₂SiO₃, и все органические кислоты, например, CH₃COOH;
   — Бескислородные: HCN, H₂S, HCl, HF, HBr, HI;
   Кислородосодержащие кислоты называются оксокислотами. Оксокислоты являются гидратами кислотных оксидов, то есть продуктами соединения кислотных оксидов с водой. Например:
   SO₃(кислотный оксид) + H₂O = H₂SO₄(оксокислота)
   P₂O₅(кислотный оксид) + 3H₂O = 2H₃PO₄(оксокислота)
   
   Элемент, атомы которого вместе с атомами водорода и кислорода образуют молекулу оксокислоты, называется кислотообразующим элементом. Например, в кислотах HNO₃, H₃PO₄, H₂SO₄ кислотообразующими элементами соответственно N, P и S.
    
2. По количеству атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться металлами:
   — Одноосновные (с одним атомом водорода): HCl, HF, HBr, HI, HNO₃, HNO₂, HMnO₄, HCN;
   — Двухосновные (с двумя атомами водорода): H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂Cr₂O₇;
   — Трехосновные (с тремя атомами водорода): H₃PO₄.
   
   Такую характеристику кислоты называют её основностью.
   
   Термин «одноосновная кислота» возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется «одно основание», то есть одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:
   HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O
   HCl + KOH = KCl + H₂O
   
   Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже «два основания», а трехосновная — «три основания»:
   H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O
   H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O
    
3. По силе (степени диссоциации)
   Кислоты являются электролитами, то есть соединениями, которые распадаются на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы) при растворении в воде. Общие свойства растворов кислот обусловлены наличием в них положительно заряженных ионов водорода H⁺. 
   Если доля диссоциированных молекул кислоты (степень диссоциации) в растворе велика, электролит считают сильным. Электролиты, степень диссоциации которых мала, считают слабыми.
   — Сильные электролиты: H₂SO₄, HCl, HNO₃.
   — Слабые электролиты: H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, CH₃COOH.
    
4. По растворимости в воде
   Определить растворима кислота в воде или нет можно по таблице растворимости кислот.
   — Растворимые в воде: HCl и другие.
   — Нерастворимые в воде: H₂SiO₃ и высшие карбоновые кислоты: С₂₀Н₃₃СООН (Арахидоновая кислота), С₁₇Н₃₁СООН (Линолевая кислота), С₁₇Н₂₉СООН (Линоленовая кислота), С₁₅Н₃₁СООН (Пальмитиновая кислота), С₁₇Н₃₅СООН (Стеариновая кислота).
    
5. По летучести
   Кислоты обладают разной способностью улетучиваться из водных растворов.
   — Летучие: H₂S, HCl, HCOOH, CH₃COOH.
   — Нелетучие: H₃PO₄, H₂SO₄ и высшие карбоновые кислоты: С₂₀Н₃₃СООН (Арахидоновая кислота), С₁₇Н₃₁СООН (Линолевая кислота), С₁₇Н₂₉СООН (Линоленовая кислота), С₁₅Н₃₁СООН (Пальмитиновая кислота), С₁₇Н₃₅СООН (Стеариновая кислота).
    
6. По устойчивости
   — Устойчивые: H₂SO₄, H₃PO₄, HCl, HBr, HF;
   — Неустойчивые: H₂SO₃, H₂CO₃.
    
7. По окисляющим свойствам
   — Слабые окислители. Проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H⁺.
   Примеры: практически все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ (конц.).
   — Сильные окислители. Проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента.
   Примеры: HNO₃ любой концентрации или обязательно концентрированная H₂SO₄.

# Графические формулы кислот

В оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, но не с атомами кислотообразующего элемента. Примеры:

$\mathrm{H}\stackrel{\mathrm{VII}}{\mathrm{Cl}}{\mathrm{O}}_4$
${\mathrm{H}}_2\stackrel{\mathrm{VI}}{\mathrm{S}}{\mathrm{O}}_4$
${\mathrm{H}}_3\stackrel{\mathrm{V}}{\mathrm{P}}{\mathrm{O}}_4$

В оксокислотах, молекулы которых содержат два и более атома кислотообразующего элемента, эти атомы соединяются через атомы кислорода. Например:

${\mathrm{H}}_2{\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7$

# Амфотерные гидроксиды

Молекулярная формула любого амфотерного гидроксида может быть записана в форме основания и в форме кислоты:

Любому амфотерному гидроксиду можно дать название как основанию и как кислоте.

Графическая формула	Амфотерный гидроксид как основание	Амфотерный гидроксид как кислота	Кислотный остаток
	Zn(OH)2 Гидроксид цинка	H2ZnO2 Цинковая кислота	═ ZnO2 Цинкат
	Al(OH)3 Гидроксид алюминия	H3AlO3 Ортоалюминиевая кислота	☰ AlO3 Ортоалюминат
		HAlO2 Метаалюминиевая кислота	━ AlO2 Метаалюминат
	Cr(OH)3 Гидроксид хрома (III)	H3CrO3 Ортохромистая кислота	☰ CrO3 Ортохромит
		HCrO2 Метахромистая кислота	━ CrO2 Метахромит

Примечание: метаформы кислот образуются в результате отщепления воды от ортоформ кислот.

# Физические свойства кислот

# Агрегатное состояние

В нормальных условиях (температура 0°C и давление 101,3 кПа) кислоты могут быть и твёрдыми веществами (например, борная кислота H₃BO₃, йодная кислота HIO₄, ортофосфорная кислота H₃PO₄) и жидкостями (например, азотная кислота HNO₃, серная кислота H₂SO₄, уксусная кислота CH₃COOH — при охлаждении ниже 16,75°C затвердевает), поэтому её называют «ледяная кислота»).
Также существуют кислоты, являющиеся растворами газов в воде (например, сероводородная кислота H₂S, хлороводородная (соляная) кислота HCl, плавиковая HF, бромоводородная HBr, йодоводородная HI).

# Цвет

Бесцветными, как правило, бывают водные растворы кислот.

# Запах

Резкий запах имеют некоторые летучие кислоты в концентрированном виде. Например, резкий характерный запах имеют концентрированная азотная и концентрированная соляная кислота. Уксусная кислота обладает характерным запахом. Специфический запах и у сероводорода — запах тухлых яиц.

# Растворимость

Большинство кислот хорошо растворяются в воде. Кремниевая кислота является практически нерастворимой. Плохо растворяется в воде борная кислота.

# Химические свойства кислот

В кислотах есть ионы водорода H+, именно благодаря им у  кислот есть общие свойства в водных растворах.

$\mathrm{HAc} \rightleftarrows {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{Ac}}^{-}$

# Изменение цвета индикаторов

I) Кислоты изменяют цвет индикаторов одинаково. 

II)