* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

723 КИСЛОТЫ 724 характерно присутствие О , давно изменено после открытия бескислородных к-т (HCN— Berthollet, 1787; НС1—Davy, 1810).—Но­ менклатуру кислот б . ч . производят от того элемента или комплекса элементов, к-рый, не считая водорода (и кислорода), входит в их состав (напр. азотная, серная, угольная, этил-серная); иногда обозначения условны: соляная, муравьиная, сахарная и т. д. При образовании данным элементом нескольких К. с неодинаковым числом кислородных атомов, кислота с наименьшим числом кис­ лородных атомов обозначается—оватистая, с наибольшим -—ная; промежуточные —атая, —истая (например: НС10—хлорноватистая; Н С Ю — хлористая; Н С Ю — хлорноватая; НСЮ — хлорная). Характерными х и м . свойствами К. являются кислый вкус, способность пе­ реводить синее растительное вещество— лакмус в красный цвет и наличие в молеку­ ле К. одного или нескольких атомов водо­ рода, способных обмениваться на металл с образованием соли. Со времени теории элек­ тролитической диссоциации (или «иониза­ ции»—Clausius; 1857), разработанной осо­ бенно Аррениусом (Arrhenius; 1884) и дру­ гими выдающимися физико-химиками (Ostwald, V a n & t Hoff, Nernst), к-тами называ­ ются соединения, водные растворы к-рых содержат водородные ионы. Упомянутые выше и все другие свойства К. объясняют­ с я наличием катионов водорода (Н*) в дан­ ном растворе (см. Активная реакция, Буфер­ ные свойства). Различают К. одно- и много­ основные. В одноосновных К. лишь один атом водорода в молекуле К. способен пе­ реходить в ионную форму; пример: Н С 1 ^ ^ Н & + С Г ; в многоосновных К. несколько атомов водорода в молекуле К. связаны ионогенно; пример: H S 0 ; при этом иони­ зация многоосновных К. происходит посте­ пенно в зависимости от концентрации рас­ твора; так, в концентрированных растворах H S 0 распадается на ионы Н& и H S O / , т. е. H S 0 ^ t H*-f-HS0 &; по мере дальней­ шего разбавления водой начинается иони­ зация аниона H S 0 & ^ H " + S 0 & , и только в очень разведенных растворах наблюдается почти полное отсутствие ионов H S 0 & и почти полная ионизация H S 0 $ 2 H * + S 0 " . Способность К . обменивать водород на ме­ талл согласно теории электролитической диссоциации проявляется напр. для цинка и серной К. по уравнению: Zn + 2H"+ + S 0 " 5 t Z n " + S 0 " + H , т. е. цинк двумя ионами водорода переводится в ион цин­ ка с выделением частицы водорода (не иони­ зированной). Характерное для К. свойство образовывать с основаниями соли выра­ жается напр .для НС1и едкого натра уравне­ нием H " + C l + N a * + O H " Na& + C l & + H g O , т . е. ионы водорода и гидроксила теряют свои электрические заряды и образуют во­ ду.—С и л а К. пропорциональна степени их электролитической диссоциации, resp. ионизации; чем больше молекул данной К . при одном и том же разведении распадается на ионы, тем она «сильней»; так напр. уста­ новлено, что более сильная соляная К. в концентрации V32 грамм-молекулы («моля») на 1 л почти нацело распадается на ионы, а а 3 4 2 4 2 4 2 4 4 4 4 4 2 4 4 4 4 2 тогда как более слабая уксусная кислота ионизирована при этих условиях лишь на 2,4% (Thorns). К и с л о т н о с т ь истинная («активная») данного раствора пропорциональна концен­ трации имеющихся в нем водородных ионов. Кислотность данного раствора, определяе­ мая путем обычного титрования—титруе­ мая («потенциальная») кислотность,—не яв­ ляется мерой «активной», «истинной» кис­ лотности, так как по мере происходящего титрования, связывания свободных водород­ ных ионов, имеет место новое их образова­ ние из еще недиссоциированных частиц К. Другими словами, обычными методами ти­ трования определяется общая («тотальная») кислотность, равняющаяся активной + по­ тенциальная. Поэтому для суждения об активной кислотности данного раствора ока­ зались необходимыми другие методы иссле­ дования; наиболее важные из них: электро­ метрический метод, индикаторный метод (см.), метод инверсии тростникового саха­ ра и омыления сложных эфиров (основан­ ный на принципе ускоряющего влияния во­ дородных ионов на ход этих процессов). Для иллюстрации приводится краткая таблица сравнительной силы нек-рых К. (пропор­ циональной концентрации Н"-ионов), из­ меренной по методу инверсии и омыления с одной стороны (а), по методу электропровод­ ности—с другой (б). Сила НС1 условно при­ нята за 100 (Macleod). К и с л о т ы а б " 100 27 4,8 1,6 0,40 100 25 4,» 1,7 0,42 Разница в силе кислот сказывается гл. обр. в концентрированных растворах; при этом «слабые» К. очень мало диссоциированы на ионы. По мере разбавления раствора сте­ пень диссоциации увеличивается, и разница в силе К. постепенно начинает сглаживать­ ся (см. Диссоциация электролитическая). Уксусная К. при разбавлении 1 моля на 32 л диссоциирована на 2,4%; на 128 л — н а 4,7%; на 512 л—на 9 , 1 % . Наиболее сильны­ ми между одноосновными неорганич. К. яв­ ляются соляная, бромистоводородная, иодистоводородная, азотная, хлорная; из орга­ нических К. сильные—сульфоновые; из дву­ основных наиболее сильна—серная. Сте­ пень ионизации (диссоциации) Vjo нормаль­ ного раствора азотной к-ты равна 0,93, соляной—0,93, хлорной—0,90, серной—0,62, угольной—0,0017. М. Грямеинцкпц. Кислоты органические. Среди них первое место занимают к а р б о н о в ы е К . , пред­ ставляющие конечный продукт окисления первичных алкоголей: R . C H (ОН) (пер­ вичный алкоголь) -+ R.CH:0 (альдегид) -+ R.C(OH):0 (к-та). При сухой перегонке их солей с гидроокисью натрия получаются vглeвoдopoды и углекислая соль натрия (сода); напр. СН .С (ONa):0 + NaOH = CH (метан) + ЖО.СО.ОЫа (сода). Это говорит 2 3 4