Чтение онлайн

Неметаллические К. м. подразделяют на органические и неорганические. Среди органических К. м. всё возрастающее применение находят полимерные материалы: фаолит, поливинилхлорид , полиэтилен , полипропилен, поликарбонат, фторопласты и др. Фторопласты отличаются наибольшей химической стойкостью, они не разрушаются даже в сильноокислительных средах. Из указанных материалов изготавливаются листы, трубы, прутки, фасонные изделия. Многие из них хорошо свариваются, склеиваются, армируются стеклянным волокном . В качестве теплопроводящего К. м. применяют графит, в том числе пропитанный различными смолами. К неорганическим К. м. относятся: кислотоупорная керамика, каменное литьё, силикатные и кварцевые стекла , ситаллы , асбест, фарфор, кислотоупорные эмали, замазки, бетон и цемент. См. также Коррозионно-стойкие материалы .

Лит.: Батраков В. П., Коррозия конструкционных материалов в агрессивных средах. М., 1952: Пластмассы и синтетические смолы в противокоррозионной технике, М., 1964; Клинов И. Я., Коррозия химической аппаратуры и коррозионностойкие материалы, 4 изд., М., 1967.

В. П. Батраков.

Кислотоусто'йчивые бакте'рии, виды бактерий, клетки которых после окрашивания карболовым фуксином в красный цвет не обесцвечиваются раствором серной кислоты. Это связано с особенностями химического состава бактериальных клеток. Оптимальная реакция для роста К. б. не кислая, а нейтральная. К ним относятся некоторые виды микобактерий , в том числе болезнетворные, вызывающие проказу, туберкулёз (как животных, так и человека), а также встречающиеся в почве бактерии, фиксирующие молекулярный азот.

Кисло'ты, химические соединения, содержащие водород, способный замещаться металлом с образованием солей, и диссоциирующие при растворении в воде с образованием ионов Н+ (протонов) или, точнее, ионов гидроксония H3 O+ . По современным представлениям, к К. относятся также некоторые соединения, не содержащие водорода (подробнее см. Кислоты и основания ).

Кисло'ты и основа'ния, классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO3 , H2 SO4 , CH3 COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н+ (точнее, ионов гидроксония H3 O+ ). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических . По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO3 , соляная HCl, уксусная CH3 COOH), двухосновные (серная H2 SO4 , угольная H2 CO3 ), трехосновные (ортофосфорная H3 PO4 ). 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 1,8x10– 5 , синильная 7,9x10– 10 ). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H3 PO4 на

Н+ и H2 PO– 4 7x10– 3 , H2 PO4– на Н+ и HPO42- 8x10– 8 , HPO42- на Н+ и PO43- 4,8x10– 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 . 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 . После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации 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 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– ^U 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: H2 SO4+ H2 O ^U HSO– 4 + H3 O+ кислотами являются H2 SO4 , и H3 O+ , а HSO– 4 и H2 O — 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.

Ки'слые поро'ды, магматические горные породы, пересыщенные кремнекислотой (65—70%), т. е. содержащие её в избытке, который выделяется в виде минерала кварца (гранит, диорит и др.) или остаётся растворённым в аморфной основной массе — вулканическом стекле (обсидиан, смоляной камень и др.). См. также Магматические горные породы .