Кислоты

Серная кислота
Общие
Систематическое наименование	тетраоксосульфат ​(VI)​ водорода
Хим. формула	H2SO4
Внешний вид	маслянистая жидкость, без ярко выраженного цвета и запаха, не содержащая взвешенных частиц
Физические свойства
Молярная масса	98,079 г/моль
Плотность	1,8356 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	10,4 °C
Химические свойства
Растворимость
• в воде	растворима
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Кисло́ты — класс сложных неорганических веществ, при электролитической диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Имеют общую формулу: H_n A_c, где n — количество атомов водорода Н, A_c — анион кислотного остатка (SO₃^2-, SO₄^2-, NO₃^-  и другие). Атомы в молекулах кислот связаны ковалентной полярной связью. Данный класс неорганических химических соединений способен выделять протоны в растворе, образуя при этом положительные ионы (или катионы) и химически взаимодействовать с основаниями. Кислоты участвуют в химических реакциях и процессах нейтрализации, окисления, восстановления. Применяются в качестве катализаторов в химической промышленности, как сырьё в бытовой химии. Кислоты используют в сельском хозяйстве, энергетике и медицине.

История открытия

История возникновения кислот связана с длительным процессом исследований и открытий в области химии, который привел к более глубокому пониманию их свойств, структуры и применения. Еще античным грекам и египтянам была известна серная кислота. Они не имели представления о кислоте, но уже применяли ее в различных аспектах своей жизни.

В XVII—XVIII веках, со становлением химии как науки, а также с развитием теории флогистона, кислоты начал изучаться более систематически. Например, химики Роберт Бойль и Генри Кавендиш проводили исследования с уксусной и серной кислотами.

В XVIII—XIX веках, Йёнс Якоб Берцелиус выдвинул теорию о существовании кислот в химических соединениях. Он предложил классификацию кислот на основе их химической структуры и свойств.

В XIX—XX веках, с развитием химической промышленности, кислоты стали получать искусственным путем для различных целей: в медицине, пищевой промышленности, производстве материалов и для разработки технологий.

Определение кислоты в теории ученых

Понятие «кислота» в химии трактуется по-разному в зависимости от принятой теории. Рассмотрим три наиболее распространенных подхода к трактованию.

Теория Брёнстеда-Лоури

Кислота — это донор протона, то есть вещество, способное отдавать водородный ион. Соответственно, основание представляет собой акцептор протона — вещество, которое может присоединить водородный ион. При взаимодействии кислоты с основанием происходит обмен протоном. Образуется сопряженная кислота и сопряженное основание. Заряд сопряженной кислоты всегда на единицу меньше, чем заряд сопряженного основания.

Теория Льюиса

В 1923 году Льюис Гилберт Ньютон расширил понятие кислоты. Он определил ее как акцептор электронной пары, то есть вещество, способное присоединить к себе пару электронов от другого вещества, образуя ковалентную связь. Такое вещество является электрофилом. Теория Льюиса охватывает более широкий спектр веществ, чем теория Брёнстеда-Лоури.

Теория Усановича

Михаил Ильич Усанович предложил более широкую и обобщенную теорию кислотности, включающую в себя как протоны, так и другие частицы. Согласно данной теории, кислота — вещество-донор, способное отдавать катионы (включая протоны) в химических реакциях.

Классификация

По наличию атомов кислорода различают:

Молекула сероводородной кислоты H₂S

• кислородосодержащие (например, метакремниевая кислота ${\ce {H2SiO3}}$);
• бескислородные (вещества, в которых водород соединён с неметаллическим элементом, например, сероводородная кислота ${\ce {H2S}}$).

По количеству содержащихся катионов водорода (H⁺):

• одноосновные (содержат один катион водорода, например, соляная кислота ${\ce {HCl}}$;
• многоосновные (содержат два и более катионов водорода, например, серная кислота ${\ce {H2SO4}}$).

По силе (степени диссоциации):

• 

  Структурная формула азотной кислоты HNO₃
  сильные имеют большое содержание катионов водорода, например, азотная кислота ${\ce {HNO3}}$;
• слабые (имеют наименьшее содержание катионов водорода, например, сернистая кислота ${\ce {H2SO3}}$.

По летучести (способность переходить в газообразное состояние):

• летучие (например, бромоводородная кислота ${\ce {HBr}}$);
• нелетучие (например, ортофосфорная кислота ${\ce {H3PO4}}$).

По растворимости в воде:

• растворимые (например, соляная кислота ${\ce {HCl}}$);
• нерастворимые (например, кремниевая кислота ${\ce {H2SiO3}}$).

По принадлежности к классам химических соединений:

• органические (например, лимонная кислота ${\ce {C6H8O7}}$);
• неорганические или минеральные (например, азотистая кислота ${\ce {HNO2}}$).

Молекула угольной кислоты Н₂СО₃

По устойчивости:

• устойчивые (не распадаются при реакции на составные элементы, например, серная кислота ${\ce {H2SO4}}$);
• неустойчивые (не существуют в свободном виде, распадаются на газ и воду, например, угольная кислота ${\ce {H2CO3}}$).

По содержанию атомов металла:

• металлосодержащие (например, марганцевая кислота ${\ce {HMnO4}}$);
• не металлосодержащие (например, сероводородная кислота ${\ce {H2S}}$).

Свойства кислот

Физические свойства

По агрегатному состоянию различают твердые (например, ортофосфорная кислота ${\ce {H3PO4}}$) и жидкие кислоты (например, серная кислота ${\ce {H2SO4}}$).

Структурная формула борной кислоты Н₃ВО₃

По запаху кислоты обладают резким и раздражающим запахом (например, сероводородная кислота ${\ce {H2S}}$).

По окраске — бесцветные (например, азотная кислота ${\ce {HNO3}}$) и имеющие цвет (например, хромовая кислота ${\ce {H2CrO4}}$).

По растворимости в воде — растворимые (например, азотная кислота ${\ce {HNO3}}$), малорастворимые (например, борная кислота ${\ce {H3BO3}}$), нерастворимые (например, кремниевая кислота ${\ce {H2SIO3}}$).

По способности проводить ток:

• высокая (например, серная кислота ${\ce {H2SO4}}$);
• низкая (например, уксусная кислота ${\ce {CH 3 COOH}}$ ).

Взаимодействие с индикаторами

Кислоты способны изменить окраску индикаторов. С помощью этого свойства можно отличить кислую среду от щелочной или нейтральной.

Изменение окраски индикатора в различны растворах

Индикаторы представляют собой вещества, способные изменить свой цвет под воздействием определенных веществ.

Для идентификации кислоты используют индикаторы:

• лакмус;
• фенолфталеин;
• метилоранж.

Цвет индикатора в различных средах меняется.

Лакмус:

• в кислой среде — красный,
• в нейтральной среде — фиолетовым,
• в щелочной — синий.

Шкала уровня pH (кислотности среды)

Фенолфталеин:

• в кислой и нейтральной среде — обесцвечивается,
• в щелочной становится — малиновый.

Метилоранж:

• в кислой среде — красный,
• в нейтральной среде — оранжевый,
• в щелочной среде — желтый.

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие (для всех кислот), и специфические (характерные для определенных кислот).

Общие свойства

Электронная формула соляной кислоты HCl

1. Взаимодействие с металлами: ${\ce {Mg + 2HCl = MgCl2 + H2}}$↑ с выделением водорода.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами: ${\ce {CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O}}$3. Взаимодействие с солями: ${\ce {H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + HCl}}$ с выпадением осадка BaSO₄ .

4. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами: ${\ce {NaOH + HCl = NaCl + H2O}}$.

5. Разложение на составляющие элементы:

• 

  Электронная формула серной кислоты H₂SO₄
  при нагревании: ${\ce {H2SiO3 -> H2O +SiO2}}$;l
• без нагревания: ${\ce {H2CO3-> CO2 + H2O}}$.

6. Взаимодействие с щёлочью: ${\ce {NaOH + HCl = NaCl + H2O}}$.

7. Реакция вытеснения более слабых кислот из их солей: ${\ce {H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2 +H2O}}$ с выделением газа СО₂.

8. Взаимодействие с нерастворимыми основаниями: ${\ce {Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O}}$.

Специфические свойства

1. Кислородосодержащие кислоты:

• взаимодействие с металлами: реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода: ${\ce {Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2}}$.
• взаимодействие с основными и амфотерными оксидами: ${\ce {FeO + H2SO 4 = FeSO 4 + H2O}}$.
• взаимодействие с основаниями и с амфотерными гидроксидами: ${\ce {Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O}}$.
• взаимодействие с солями: ${\ce {H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + HCl}}$ с выпадением осадка.
• разложение с образованием кислотного оксида и воды: реакция ${\ce {H2SiO3 -> H2O + SiO2}}$ под воздействием высоких температур.

2. Бескислородные кислоты:

• В водных растворах подвергаются электролитической диссоциации, распадаются на ионы: HCl = H⁺ + Cl^-
• Могут проявлять восстановительные свойства: ${\ce {4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O}}$.

Способы получения

Кислоты можно получить двумя способами: лабораторным и промышленным.

Лабораторный способ

• Взаимодействие оксида неметалла с водой: ${\ce {N2O5 + H2O = 2HNO3}}$.
• Взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов: SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O.

Промышленный способ

• Получение серной кислоты: на первой стадии обжигом железного колчедана (пирита) получают оксид серы (IV) SO₂, затем окисляют оксид серы (IV) SO₂ до оксида серы (VI) SO₃, абсорбцией оксида серы (VI) SO₃ получают серную кислоту H₂SO₄.
• Синтез аммиака: ${\ce {4NH3 + 8O2 = 4HNO3 + 6H2O}}$.

Применение

Кислоты широко применяются в самых разных сферах человеческой жизни.

Промышленность

• Производство удобрений: ортофосфорная (${\ce {H3PO4}}$) и азотная (${\ce {HNO3}}$) кислоты используются для получения удобрений, необходимых для роста растений.
• Производство химикатов: серная (${\ce {H2SO4}}$), азотная (${\ce {HNO3}}$) и соляная (${\ce {HCl}}$) кислоты являются важными компонентами синтеза различных химических веществ, включая пластмассы, красители, взрывчатые вещества и лекарства.
• Обработка металлов: кислоты используются для очистки металлических поверхностей от оксидных пленок и для электрохимической обработки металлов.
• Производство синтетических материалов: широко применяются в производстве синтетических волокон, полимеров и смол.
• Фармацевтическая промышленность: используются для синтеза лекарственных препаратов, например, аспирина.
• Производство батарей: серная кислота (${\ce {H2SO4}}$) является электролитом в свинцово-кислотных аккумуляторах.

Биология и медицина

• Регуляция pH: неорганические кислоты используются в буферных растворах для поддержания определенного pH, что является ключевым аспектом для биологических исследований и медицинских процедур.
• Дезинфекция: соляная кислота (${\ce {HCl}}$) и азотная кислота (${\ce {HNO3}}$) обладают антибактериальными свойствами и используются для дезинфекции поверхностей и инструментов.
• Лекарства: некоторые неорганические кислоты, например, соляная кислота (${\ce {HCl}}$), используется в составе лекарств для лечения заболеваний желудка.

Другие области:

• Кормление животных: фосфорная кислота (${\ce {H3PO4}}$) может добавляться в корма для улучшения пищеварения и роста животных.
• Экология: серная (${\ce {H2SO4}}$) и соляная (${\ce {HCl}}$) кислоты применяются для очистки сточных вод и утилизации отходов.

Токсичность и меры предосторожности

Кислоты могут быть очень опасными, при неправильном обращении с ними. Уровень опасности зависит от их концентрации, типа кислоты и условий окружающей среды.

Средства защиты кожи (специальные костюмы)

Основные риски

• Кислоты могут разъедать различные ткани, металлы (коррозия) и другие материалы.
• Могут вызывать химические ожоги при контакте с концентрированными кислотами — например, серная кислота ${\ce {H2SO4}}$ может вызвать серьезные химические ожоги кожи, которые могут привести к рубцам, инвалидности или даже смерти.
• Токсичность: некоторые кислоты, например, соляная ${\ce {HCl}}$ , азотная ${\ce {HNO3}}$ и ортофосфорная ${\ce {H3PO4}}$ — токсичны и могут вызывать отравление при вдыхании и проглатывании.
• Некоторые кислоты могут реагировать с другими веществами, вызывая взрывы с выделением токсичных газов или образованием опасных соединений.

Меры предосторожности при работе с кислотами

1. Всегда используйте средства индивидуальной защиты (СИЗ):

• очки: защищают глаза от брызг кислот;
• перчатки защищают кожу от контакта с кислотами;
• костюм: защищает одежду от кислотных брызг;
• респиратор: защищает органы дыхания от вдыхания ядовитых паров.

2. Работайте в хорошо вентилируемом помещении: кислоты могут выделять токсичные пары, поэтому очень важно работать в пространстве с хорошей вентиляцией.

Средства индивидуальной защиты (СИЗ) глаз и органов дыхания

3. Никогда не смешивайте кислоты с другими веществами, не зная итога реакции (некоторые кислоты могут реагировать бурно).

4. Храните кислоты в герметичных специальных емкостях с маркировкой.

Действия в экстренной ситуации

• В случае разлива: немедленно удалите разлитую кислоту с помощью специальных материалов (например, нейтрализующего раствора или абсорбента).
• В случае контакта с кислотой немедленно промойте пораженный участок большим количеством воды в течение нескольких минут и обратитесь к врачу.
• При возникновении ожога немедленно обратитесь за помощью в медицинское учреждение.

• Никогда не пробуйте кислоты на вкус, это может быть смертельно.
• Храните кислоты в темном помещении, недоступном для детей месте.

См. также

• Номенклатура кислот

Литература

1. Аболонин Б. Е.,Кузнецова И. М., Харлампиди Х. Э. Основы химических производств:учеб. пособие/ Б. Е. Аболонин, И. М. Кузнецова, Х. Э. Харлампиди.—М.: Химия,2001, ISBN 5-7245-1052-9.-472.-Библиогр.: 471 с.
2. Ахметов Т.Г., Бусыгин В.М., Гайсин Л.Г., Ахметова Р.Т. Химическая технология неорганических веществ: Учебное пособие / под ред. Т. Г. Ахметова. — 2-е изд., стер. — СПб.: М.: Издательство «Лань», 2019 — 452 с.
3. Земирова О.Н. Краткий курс истории и методологии химии / под ред.акад. Лунина В.В. — М.: Анабасис, 2007. — 140 с.
4. Пуховская С.Г., Н.А. Фомина, А.С. Вашурин, Е.В. Румянцев, М.Г. Киселев Общая химия: учеб. пособие / [С.Г. Пуховская, и др.]; Иван. гос. хим. – технол. ун-т. – Иваново, 2017 – 162 с.
5. Соловьёва Г. В., О. А. Неволина, Т. С. Берсенёва, И. А. Мустаева Общая химия. Базовый уровень = General chemistry. Basic level: О-28 учеб. пособие; англ. Перевод Т. С. Берсенёвой. – Екатеринбург: Изд-во Урал. ун-та, 2017 – 182 с.
6. Хомченко Г. П. Пособие по химии для поступающих в вузы.— 4-е изд., испр. и доп. — М.: ООО «Издательство Новая Волна»: Издатель Умеренков, 2002.— С. 131. — 480 с.