классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO
3, H
2SO
4, CH
3COOH
и т.д.)
и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н
+ (точнее, ионов гидроксония H
3O
+). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов
кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См.
Индикаторы химические)
. По числу отщепляющихся протонов различают
кислоты одноосновные (например, азотная HNO
3, соляная HCl, уксусная CH
3COOH), двухосновные (серная H
2SO
4, угольная H
2CO
3), трехосновные (ортофосфорная H
3PO
4). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе
кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее.
Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся
кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации
кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10
-5 (уксусная 1,8․10
-5, синильная 7,9․10
-10). Диссоциация многоосновных
кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H
3PO
4 на
Н
+ и H
2PO
-4 7․10
-3, H
2PO
4- на Н
+ и HPO
42- 8․10
-8, HPO
42- на Н+
и PO
43- 4,8․10
-13. Об органических кислотах см. также
Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)
2 и др.]
и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH
-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде
основания называют щелочами (См.
Щёлочи)
. Присутствием ионов OH
- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов.
Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде
основания называются, как
и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)
3. О принципах установления названий К.
и о. см.
Номенклатура неорганических соединений.
Понятия К.
и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств
кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли
и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных
кислот (соляная, синильная, плавиковая
и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810)
и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик
И. Я. Берцелиус (1812-19) видел причину кислотных
и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (
и некоторых металлов - хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов - основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См.
Соли)
. После появления (1884-87) теории электролитической диссоциации (См.
Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н
+, а основаниями - соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH
-. По мере развития теории растворов (См.
Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так
и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н
+ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется)
и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах - иона гидроксония, который
и является носителем кислотных свойств.
Определение понятий К.
и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К.
и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно
и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других - как основание (см.
Амфотерность)
. Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль
кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль
основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве
кислоты или
основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу
кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции - датского физико-химика
И. Н. Брёнстеда
и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу
кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода - протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские,
кислоты), а к классу оснований - вещества, присоединяющие протоны. Функции К.
и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так
и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от
кислоты к основанию: АН+В
- ⇔ А
-+ВН (где АН - кислота, а В
- - основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как
и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К.
и о. (так называемые сопряженные К.
и о.), то есть ВН - кислота, а А
- - основание. Например, в реакции: H
2SO
4 + H
2O ⇔ HSO
-4 + H
3O
+ кислотами являются H
2SO
4,
и H
3O
+, а HSO
-4 и H
2O -
основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий
и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу
и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских,
кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия
и олова, окислы некоторых металлов
и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием - вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы
кислоты за счет электронов
основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом)
и донорно-акцепторной связью, например:
где BF3 - кислота, а NH3 - основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н+, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.
Как брёнстедоские, так
и льюисовские теории К.
и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций
и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного
Катализа
, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские
и льюисовские
кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (
Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов
и т.д.). Многие
кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная
и др.)
и щёлочи (едкое кали, едкий натр
и др.) являются основными продуктами химического производства
и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.
Многообразные - структурные
и динамические - функции К.
и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см.
Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие)
. Направленное воздействие К.
и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной
кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной - для дезинфицирующих
и вяжущих полосканий
и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К.
и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности
и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.
Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.
Я. М. Варшавский.