Кислоты представляют собой обширный класс химических соединений, обладающих рядом общих свойств. Они имеют кислый вкус, изменяют окраску индикаторов, вступают в реакции с основаниями с образованием солей. За кислотными свойствами стоит способность отдавать ионы водорода или протоны. Изучение кислот началось еще в античные времена. Сегодня о кислотах известно многое: разработаны различные теории, объясняющие их природу, предложены способы классификации и номенклатуры.
В данной статье мы подробно рассмотрим основные положения теории кислот и оснований, современные представления о факторах, определяющих силу кислот, а также дадим обзор классификации и номенклатуры кислот и областей их применения в промышленности и науке.
Теории кислот и оснований
Одно из первых определений кислоты было дано Антуаном Лавуазье в 1778 году, который предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в их составе кислорода. Однако позже выяснилось, что это определение неверно, поскольку есть кислоты, не содержащие кислород, а также кислородсодержащие вещества, не проявляющие кислотных свойств. В 1833 году Юстус Либих дал более точное определение: «кислота - это водородсодержащее соединение, в котором водород может быть замещен на металл». Однако и это определение не было универсальным.
В 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус предложил теорию, согласно которой кислота - это вещество, диссоциирующее в водных растворах с образованием ионов водорода H+. Однако данная теория не учитывала влияния растворителя и оказалась неприменимой к неводным системам.
В 1923 году, независимо друг от друга, датчанин Й. Бренстед и англичанин Т. Лоури выдвинули теорию, согласно которой кислота - это вещество, способное отдавать протон другому веществу-основанию. Эта теория более общая и охватывает широкий класс соединений.
В том же 1923 году американский ученый Г. Льюис предложил более широкое определение: кислота - это вещество, способное принимать электронную пару от другого вещества-основания с образованием ковалентной связи. Теория Льюиса в отличие от теории Бренстеда - Лоури применима к неводным системам.
Таким образом, на данный момент принято два основных определения кислот согласно двум теориям - протонной теории Бренстеда - Лоури и электронной теории Льюиса. Первая более применима к водным растворам, а вторая к неводным системам.
Классификация и номенклатура кислот
Существует несколько способов классифицировать кислоты. Во-первых, их можно разделить на неорганические и органические. К неорганическим относятся кислоты, не содержащие углерода, например серная, азотная, соляная. Органические кислоты содержат углерод и чаще всего встречаются в природе как продукты жизнедеятельности организмов, например уксусная, молочная, лимонная.
Другой способ - по количеству кислотных групп в молекуле. Различают одноосновные (содержат одну кислотную группу), двухосновные (две группы), трехосновные и т.д. Пример: лимонная кислота - трехосновная, серная - двухосновная.
По растворимости бывают растворимые в воде (серная, азотная кислоты) и нерастворимые (кремниевая). По силе различают сильные (серная, соляная), слабые (уксусная, муравьиная) и средние (фосфорная).
Существует также классификация по теории Льюиса на мягкие и жесткие кислоты, которая основана на их способности отдавать или принимать электроны. К мягким относят слабые кислоты с высокой поляризуемостью, к жестким - сильные с низкой поляризуемостью.
Для названий кислот используются разные системы. Для неорганических обычно добавляют слово «кислота» к названию кислотообразующего элемента, например серная кислота. Если кислот оказывается несколько, то используют приставки мета-, орто- и др. Для органических часто применяют тривиальные названия (уксусная, молочная) или систематические с окончанием «-овая» (пентановая).
Таким образом, существует множество способов классифицировать кислоты - по происхождению, количеству кислотных групп, растворимости, силе и другим признакам. Каждая классификация полезна для решения определенных задач при работе с кислотами.
Факторы, влияющие на силу кислот
На силу кислоты влияет множество разных факторов. Во-первых, это электроотрицательность кислотного остатка. Чем выше электроотрицательность атомов в молекуле кислоты, тем легче для них притягивать электроны связи с атомом водорода и отщеплять последний в виде протона. Поэтому кислоты с фтором, кислородом и хлором сильнее, чем с серой и азотом.
Второй важный фактор - это заряд кислотного остатка. Чем выше положительный заряд на атоме после отщепления протона, тем легче эта реакция протекает. Например, ионы SO42- и NO3- имеют более высокий положительный заряд по сравнению с нейтральными молекулами H2SO4 и HNO3, поэтому серная и азотная кислоты сильнее сернистой и азотистой.
Также на силу кислот влияет пространственное строение их молекул. Чем компактнее расположены атомы в молекуле, тем меньшее влияние оказывает эффект индуктивного смещения электронной плотности, и тем, соответственно, слабее кислота. Например, орто-фосфорная кислота сильнее мета-фосфорной.
На диссоциацию кислот также влияет используемый растворитель. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью, такие как вода, усиливают диссоциацию нейтральных кислот за счет лучшей сольватации (экранирования заряда) образующихся ионов. В менее полярных растворителях этот эффект ослабевает.
Кроме того, протонодонорные и протоноакцепторные свойства самого растворителя влияют на кислотно-основное равновесие. Чем сильнее эти свойства у растворителя, тем активнее протекает диссоциация кислот. Так, кислоты сильнее диссоциируют в воде, чем в уксусной кислоте, где протоноакцепторные свойства ниже.
На практике зачастую несколько перечисленных факторов действуют одновременно, что затрудняет точный расчет кислотности того или иного соединения. Поэтому были разработаны эмпирические правила для приблизительной оценки силы кислот. Наиболее известны правила Полинга, позволяющие по стехиометрическому составу кислот предсказывать значения их констант диссоциации.
Однако для очень сильных кислот такие оценки неприменимы, поскольку в водных растворах они практически полностью диссоциированы и имеют одинаковые свойства. Для их сравнения используется шкала кислотности Гаммета, основанная на измерении соотношения концентраций кислоты и какого-либо основания. Эта шкала позволяет сравнивать даже суперкислоты – среды с кислотностью выше 100% серной кислоты.
Применение кислот в промышленности и науке
Кислоты широко применяются в различных отраслях промышленности. Например, серная кислота используется при производстве минеральных удобрений, в частности суперфосфата. Суперфосфат получают путем обработки природного фосфата серной кислотой. Также серная кислота применяется при получении титана из ильменита, при производстве пластмасс, красителей, лекарственных препаратов.
Соляная кислота находит широкое применение в металлургии и металлообработке. Ее используют для травления металлов, удаления окалины, а также при получении хлоридов металлов. В пищевой промышленности соляную кислоту добавляют в напитки для придания им кислого вкуса.
Азотная кислота применяется для производства азотных удобрений, взрывчатых веществ, а также в металлургии, например, при получении золота из руды.
Фосфорная кислота используется при получении фосфорных удобрений и моющих средств.
В науке кислоты также находят широкое применение. Например, серная и азотная кислоты используются в аналитической химии для разложения проб.
Соляная и уксусная кислоты применяются в биохимии и молекулярной биологии. Их используют для экстракции белков из тканей и инактивации ферментов. Также органические кислоты, в частности муравьиная и уксусная, широко используются в биотехнологии.
