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.:
HNO
3+NaOH:NaNO
3+Н
2 О 2НСl+CaO:CaCl
2+H
2O
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, N
3 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 (HPO
3)
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.: H
4[SiW
12O
40].14H
2O. Существует множество комплексных к-т, напр.: H
2[SiF
6], H[AuCl
4], H
4[Fe(CN)
6]. К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, напр. H
2S
2O
3, H
3AsS
3. Пероксокислоты, напр. H
2S
2O
8, 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 pK
1=-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 H
0 (см.
Корреляционные соотношения).
Известны жидкости, для к-рых H
0 более отрицательна, чем для конц. водных р-ров очень сильных к-т, таких, как HNO
3, H
2SO
4. Эти жидкости наз. сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H
2SO
4 (H
0=-12), безводная фторсульфоновая к-та HSO
3F (H
0=-15), смесь HF и SbF
5 (H
0=-17), 7%-ный р-р SbF
5 в HSO
3F (H
0=-19,4). Эквимолярную смесь HSO
3F и SbF
5 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 (HNO
3, HMnO
4, Н
2 Сr
2 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, H
2SO
3, 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 H
2SO
4 на р-р бариевой соли данной К. н., напр.:
Ва(Н
2 РО
2)
2+H
2SO
4:BaSO
4+2Н
3 РО
2 гидролиз галогенидов или солей, напр.:
Рl
3+ЗН
2O:Н
3 РO
3+3HI Аl
2Sе
3+6Н
2O:2Аl(ОН)
3+3H
2Se
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.