Кислоты. 
Общая и неорганическая химия для фармацевтов

По составу кислоты подразделяют на бескислородные (НО, H₂S и др.), являющиеся растворами в воде водородных соединений неметаллов, и кислородсодержащие (H₂S0₄, HN0₃) — гидроксиды кислотных оксидов.

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делят на одноосновные (НС1), двухосновные (H₂S0₄), трехосновные (Н3РО4) и т. д.

По способности диссоциировать в водном растворе кислоты делят на сильные, которые диссоциируют практически полностью, и слабые, которые диссоциируют в малой степени.

Существует правило, согласно которому силу кислородсодержащей кислоты часто можно качественно оценить, представив ее в виде ЭО_ш(ОН)_м. При значениях т больше или равных двум — кислота сильная.

Иногда отдельно выделяют кислоты-окислители: HN0₃, H₂S0₄/_KOllU4 и кислоты-восстановители: HI, H₂S, в которых окислителем или восстановителем является кислотообразующий элемент.

Названия бескислородных кислот составляют из названия элемента, образующего кислоту, с добавлением суффикса «-о» и слова «водородная»: HF — фтороводородная кислота, H₂S — сероводородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот образуются от названия элемента с добавлением суффиксов «-н», «-ов» или «-ев», если элемент имеет высшую степень окисления: H₂S0₄ — серная кислота, Н₂Сг0₄ — хромовая кислота, НМп0₄ — марганцевая кислота. По мере понижения степени окисления центрального атома меняется суффикс в названии: «-оват», «-ист», «-оватист», например, НСЮ₄ — хлорная, НСЮ₃ — хлорноватая, НСЮ₂ — хлористая, НСЮ — хлорноватистая кислота. Нетрудно заметить, что с понижением степени окисления элемента сила кислоты убывает.

Названия кислот, содержащих в своем составе разное число молекул воды, приходящихся на одну молекулу оксида, получают добавлением приставок «мета-» (меньшее) или «орто-» (большее), а являющихся димерами, Некоторые кислоты, кислотные остатки и их названия.

т.е. образованных двумя спаренными молекулами кислоты, — приставку «пиро-». Например, НР0₃ — метафосфорная, Н₃Р0₄ — ортофосфорная, Н₄Р₂0₇ — пирофосфорная (дифосфориая) кислота.

Для получения кислот могут быть использованы следующие реакции.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены реакцией простых веществ с водородом с последующим растворением продукта в воде:

2. Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотного оксида с водой:

3. Вытеснением из солей более сильной или менее летучей кислотой получают более слабые или более летучие кислоты:

4. Некоторые кислоты получают в результате обменных реакций в растворе, приводящих к выпадению осадка:

5. Ряд кислот (H₂S0₄, Н₃Р0₄) можно получить окислением простых веществ кислотами-окислителями:

Рассмотрим химические свойства кислот.

• 1. Наличие ионов водорода в растворах кислот обусловливает их кислый вкус и изменение окраски индикаторов: лакмус краснеет, метиловый оранжевый становится розовым.
• 2. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей:

3. С основаниями и амфотерными гидроксидами кислоты реагируют с образованием солей (при недостатке кислоты могут образовываться основные соли, а при избытке кислоты — кислые соли):

НС1 + NaOH —? NaCl + Н₂0 — образование средних солей.

3H₂S0₄ + 2А1(ОН)₃ — A1₂(S0₄)₃ + 6Н₂0.

НС1 + Са (ОН)₂/_избч —⁵? Са (ОН)С1 + Н₂0 — образование основной соли.

H2^S03(it36) ⁺ NaOH —* NaHS0₃ + Н₂0 — образование кислой соли.

4. Кислоты могут реагировать с солями при условии, что при этом образуется более слабая кислота, выделяется газообразное вещество или выпадает осадок:

При взаимодействии кислот с основными солями образуются средние соли, а при взаимодействии со средними солями многоосновных кислот могут образовываться кислые соли:

5. Растворы кислот реагируют, выделяя водород, с металлами, восстановительный потенциал которых ниже восстановительного потенциала ионов водорода:

В ряде случаев характер такого взаимодействия зависит от природы кислоты и ее концентрации. Например, из азотной кислоты любой концентрации, а также из концентрированной серной кислоты ни один металл не вытесняет водород, так как окислителями в них являются атомы азота и серы соответственно. При этом некоторые металлы (Al, Fe) покрываются плотной защитной пленкой соответствующего оксида (пассивируются), предохраняющего их от дальнейшей реакции. (Более подробно об этом говорится далее в свойствах азотной и серной кислот.).

6. Кислоты-окислители могут взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду активности после водорода, и с некоторыми неметаллами:

7. Некоторые кислоты неустойчивы и разлагаются либо при попытке выделения, либо при нагревании, либо при длительном стоянии на свету:

8. С водой некоторые кислоты образуют гидраты, например

9. Многие кислоты реагируют со спиртами (при реакции галогеноводородных кислот образуются галогенопроизводные, из кислородсодержащих кислот — сложные эфиры):

С₂Н₅ОН + НВг — С₂Н₅Вг + н₂о С₂Н₅ОН + H₂S0₄ ^ c₂h₅oso₃h + н₂о.