Кислоты.

Кислоты — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов и кислотных остатков. Они получили своё название из-за кислого вкуса большинства кислот. В водных растворах они диссоциируют на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка.
По определению Льюиса, кислота — это электролит (вещество, участвующее в реакциях с переходом электрона), принимающий электронную пару в реакции с основанием, то есть веществом, отдающим электронную пару (см. кислота Льюиса). В теории Бренстеда-Лоури, кислота — вещество, отдающее протон (основание — вещество, принимающее протон).
В рамках теории электролитической диссоциации кислота — это электролит, при электролитической диссоциации которого из катионов образуются лишь катионы водорода.

Определение кислоты

Полная статья теории кислот и оснований.
В 1778 французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в молекуле атомов кислорода. Эта гипотеза быстро доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу.
В 1839 немецкий химик Юстус Либих дал такое определение кислотам: кислота — это водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл с образованием соли.
Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота — это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H+). Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение.
В настоящее время наиболее распространены три теории кислоты и оснований. Они не противоречат друг другу, а дополняют.
По теории сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина, опубликованные в 1896—1905 гг., кислота — такое соединение, которое даёт в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя (Н3О+, NH4+). Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

•По протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, кислоты — водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты.
•По электронной теории, предложенной в 1923 г. американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар. Таким образом, в теории Льюиса кислотой могут быть как молекула, так и катион, обладающие низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью.
•Пирсон модифицировал теорию Льюиса с учётом характеристик орбиталей-акцепторов, введя понятие жёстких и мягких кислот и оснований (принцип Пирсона или принцип ЖМКО). Жёсткие кислоты характеризуются высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь, мягкие кислоты, соответственно, характеризуются низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь.
Следует также отметить, что многие вещества проявляют амфотерные свойства, то есть ведут себя как кислоты в реакциях с основаниями и как основания — в реакциях с более сильной кислотой.
Классификация кислот
•По содержанию кислорода
oбескислородные (HCl, H2S);
oкислородосодержащие (HNO3).
•По основности — количество кислых атомов водорода
oОдноосновные (HPO3);
oДвухосновные (H2SeO4, Азелаиновая кислота);
oТрёхосновные (H3PO4).
oЧетырёхосновные (H4СO4).
•По силе
oСильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1•10−3 (HNO3);
oСлабые — константа диссоциации меньше 1•10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7•10−5).
•По устойчивости
oУстойчивые (H2SO4);
oНеустойчивые (H2CO3).
•По принадлежности к классам химических соединений
oНеорганические (HBr);
oОрганические (HCOOH);
•По летучести
oЛетучие (H2S, HCl);
oНелетучие (H2SO4) ;
•По растворимости в воде
oРастворимые (H2SO4);
Нерастворимые (H2SiO3);

Химические свойства кислот

•Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды:
•Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
•Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
•Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:
•Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
•Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
(в данном случае образуется непрочная угольная кислота  , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)
•Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты  любой концентрации и концентрированной серной кислоты  ), если образующаяся соль растворима:
•С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
•Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):