Кисло́ты — химические соединения, способные отдавать катион водорода (кислоты Брёнстеда), либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса).
В быту и технике под кислотами обычно подразумеваются кислоты Брёнстеда, образующие в водных растворах избыток ионов гидроксония H3O+. Присутствие этих ионов обуславливает кислый вкус растворов кислот, способность менять окраску индикаторов и, в высоких концентрациях, вызывать раздражающее действие. Подвижные атомы водорода кислот способны замещаться на атомы металлов с образованием солей, содержащих катионы металлов и анионы кислотного остатка.
Определение кислоты
История развития представлений о кислотах
Кислоты как класс химических соединений, обладающих рядом близких свойств, известны с древнейших времён.
В 1778 году французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в их составе кислорода. Эта гипотеза оказалась несостоятельной, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу. В 1833 году немецкий химик Юстус Либих определил кислоту как водородсодержащее соединение, в котором водород может быть замещён на металл.
Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. В его теории, сформулированной в 1887 году, 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.
Согласно сольвентной теории Франклина, созданной в 1924 году, кислотой называлось вещество, при растворении увеличивавшее число тех же катионов, которые образуются при диссоциации растворителя. Данная теория сыграла важную роль в исследовании неводных растворов кислот. Химическая теория кислот и оснований формировалась в работах А. Ганча (1917—1927). По Ганчу, кислотами называются соединения водорода, в которых последний может быть замещён на металл или неметаллический радикал с образованием соли.
В 1923 году появились теория кислот и оснований Брёнстеда — Лоури и теория кислот Льюиса, широко применяемые по настоящее время.
Кислота в теории Брёнстеда — Лоури
В протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо и почти одновременно датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т.-М. Лоури (Лаури), кислотой называется соединение или молекулярный ион, способные отдавать протон другому химическому соединению — основанию. Согласно теории Брёнстеда — Лоури, в химическом взаимодействии кислот и оснований всегда принимают участие кислота — донор протона (кислота Брёнстеда) и сопряженное с ней основание — любое соединение, способное присоединять протон (основание Брёнстеда). Поскольку основание может быть рассмотрено как продукт отщепления протона от кислоты, электрический заряд сопряженной кислоты всегда на единицу меньше, чем заряд сопряженного с ней основания. Так, например, кислоте HCl соответствует сопряженное с ней основание — хлорид-ион Cl−.
Кислота в теории Льюиса
Согласно электронной теории, предложенной в 1923 году американским физикохимиком Г. Н. Льюисом, кислота — это вещество, принимающее электронную пару и образующее связь с основанием Льюиса за счёт этой пары электронов. Кислотами в теории Льюиса могут быть молекулы с незаполненной восьмиэлектронной оболочкой (BF3, SO3), катионы металлов-комплексообразователей (Fe2+, Zn2+), галогениды переходных металлов (TiCl4), молекулы с полярными двойными связями (SO2), карбокатионы. По сравнению с теорией Брёнстеда — Лоури, теория Льюиса является более общей и охватывает более широкий круг кислот.
Ключевым свойством, определяющим способность взаимодействия кислоты Льюиса с основанием Льюиса, является энергетическое соответствие между низшей свободной молекулярной орбиталью, принимающей электронную пару, и высшей занятой молекулярной орбиталью, с которой эта электронная пара уходит. Эта способность была учтена в рамках принципа жёстких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО). Данный принцип устанавливает, что мягкие кислоты наиболее склонны взаимодействовать с мягкими основаниями и жёсткие кислоты — с жёсткими основаниями. При этом под жёсткими кислотами следует понимать кислоты Льюиса, обладающие большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Напротив, мягкие кислоты обладают малым положительным зарядом, низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Поскольку данные свойства изменяются плавно, ряд кислот Льюиса занимает промежуточное положение между жёсткими и мягкими. Принцип ЖМКО не имеет количественного критерия оценки силы кислот, поэтому он не может быть применён для аналитических расчётов.
+ Классификация кислот и оснований в рамках принципа ЖМКОЖёсткие кислотыПромежуточные кислотыМягкие кислотыH+, Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, BF3, B(OR)3, AlR3, AlCl3, SO3, RCO+, CO2, RSO2+Cu2+, Fe2+, Zn2+, SO2, R3C+, C6H5+, NO+Ag+, Cu+, Hg2+, RS+, I+, Br+, Pb2+, BH3, карбеныЖёсткие основанияПромежуточные основанияМягкие основанияOH−, RO−, F−, Cl−, RCOO−, NO3−, NH3, RNH2, H2O, ROH, SO42−, CO32−, R2O, NR2−, NH2−Br−, C6H5NH2, NO2−, C5H5NRS−, RSH, I−, H−, R3C−, алкены, C6H6, R3P, (RO)3P
Кислота в общей теории Усановича В 1939 году М. И. Усанович сформулировал общую теорию кислот и оснований, согласно которой кислотой является частица, которая может отдавать катионы, в том числе протон, или присоединять анионы, в том числе электрон. Таким образом, понятие кислоты, по Усановичу, включает как кислоты Брёнстеда, так и кислоты Льюиса, а также окислители. Кроме того, само понятие кислотности, как и основности, в общей теории Усановича рассматривается не как функция вещества как такового, а как роль, которую оно играет в зависимости от партнёра по реакции.
Классификация кислот
Кроме подразделения на кислоты Льюиса и кислоты Брёнстеда, последние принято классифицировать по различным формальным признакам: По содержанию атомов кислорода: бескислородные (HCl, H2S, HCN) — водные растворы галогенидов, псевдогалогенидов и низших халькогенидов; кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, C6H5COOH). Неорганические кислородсодержащие кислоты являются кислотными гидроксидами. По количеству кислых атомов водорода: одноосновные (HNO3); двухосновные (H2SeO4); трёхосновные (H3PO4, H3BO3, H3PO3S); многоосновные По силе Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1 (HNO3); Слабые — константа диссоциации меньше 1 (уксусная кислота Ka= 1,7). По устойчивости Устойчивые (H2SO4); Неустойчивые (H2CO3). По принадлежности к классам химических соединений Неорганические (HBr, H2SO4); Органические (HCOOH, CH3COOH, C3H2O2); По летучести Летучие (HNO3, H2S); Нелетучие (H2SO4); По растворимости в воде Растворимые (H2SO4); Нерастворимые (H2SiO3); По содержанию атомов металлов Металлосодержащие (HMnO4, H2TiO3); Не металлосодержащие (HNO3, HCN).
Номенклатура кислот
Номенклатура неорганических кислот Названия кислородсодержащих кислот состоят из двух частей: собственного названия кислоты, выраженного прилагательным, и группового слова кислота (серная кислота, фосфорная кислота). Собственное название кислоты образуется от русского названия кислотообразующего элемента путём добавления различных суффиксов: -н-, -ов-, -ев- (если элемент находится в единственной или высшей степени окисления); промежуточная степень окисления +5 обозначается суффиксом -новат- (хлорноватая кислота HClO3, бромноватая кислота HBrO3, иодноватая кислота HIO3); промежуточные степени окисления +3 и +4 обозначаются суффиксом -(ов)ист- (мышьяковистая кислота HAsO2, хлористая кислота HClO2); степень окисления +1 обозначается суффиксом -новатист- (азотноватистая кислота H2N2O2, хлорноватистая кислота HClO).
Если кислотообразующий элемент в двух кислотах находится в одной и той же степени окисления, но кислоты отличаются по «содержанию воды», то для кислоты с меньшим содержанием кислорода к названию добавляют приставку мета-, а для кислоты с большим содержанием кислорода — приставку орто-, например, метафосфорная кислота HPO3 и ортофосфорная кислота H3PO4.
Кислородсодержащие кислоты с несколькими кислотообразующими элементами называются изополикислотами. Их обычно называют традиционными названиями (дифосфорная кислота H4P2O7, дисерная кислота H2S2O7).
Кислоты, в которых атомы кислорода заменены на атомы серы, называются тиокислотами и имеют соответствующую приставку тио- (тиофосфорная кислота H3PO3S). Если гидроксильные группы кислоты или атомы кислорода замещены на атомы галогенов или аминогруппу, то к названию также добавляется соответствующая приставка (амидофосфорная кислота H2PO3NH2), а замещённые серные кислоты по традиции называют сульфоновыми (хлорсульфоновая кислота ClSO3H).
Кислоты с пероксидным мостиком –O–O– относятся к пероксокислотам и имеют приставку пероксо- (пероксомоносерная кислота H2SO5) либо над- (надсерная кислота).
В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе обозначаются приставками. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода: HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота), HAuCl4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота), H[Sb(OH)6] — гексагидроксостибат(V) водорода и т. д.
Номенклатура органических кислот Традиционно для простейших карбоновых кислот наиболее распространены тривиальные названия, некоторые из которых образовались ещё в XVII веке (уксусная кислота, масляная кислота, адипиновая кислота, фталевая кислота). Высшие карбоновые кислоты с чётным числом атомов углерода также имеют тривиальные названия, которые, однако, так сходны, что их употребление может вызывать путаницу (каприловая кислота, каприновая кислота).
Систематические названия карбоновых кислот образуются путём добавления окончания -овая кислота к названию соответствующего кислоте алкана (гексановая кислота, пентакозановая кислота). В случае дикарбоновых кислот используется окончание -диовая кислота (декандиовая кислота). Иногда название более удобно образовывать при помощи окончания -карбоновая кислота, которое означает замену одного атома водорода в соединении на карбоксильную группу. Такой подход применяется в тех случаях, когда карбоксильная группа присоединена к циклической системе (циклопропанкарбоновая кислота).
Если в карбоновой кислоте содержится пероксидный мостик, то к названию таких кислот добавляются приставки перокси-, пер- или над- (надуксусная кислота, пероксибензойная кислота).
Для обозначения серосодержащих органических кислот используют окончания -сульфоновая кислота (RSO3H), -сульфиновая кислота (RSO2H), -сульфеновая кислота (RSOH), аналогичным образом добавляя их к названию родоначального алкана RH.