Просмотр кода страницы Неорганические кислоты

{{Главная|Кислота}}
'''Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты''' — [[Неорганическое вещество|неорганические вещества]], обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи [[кислота]]м. Вещества кислотной природы известны для большинства [[Химический элемент|химических элементов]] за исключением [[Щелочные металлы|щелочных]] и [[Щёлочноземельные металлы|щёлочноземельных]] металлов.

== Свойства и классификация неорганических кислот ==
=== Формы существования и агрегатное состояние ===
Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии ([[Ортофосфорная кислота|ортофосфорная]], [[Борная кислота|борная]], [[Вольфрамовая кислота|вольфрамовая]], [[Кремниевые кислоты|поликремниевые]] (гидраты SiO<sub>2</sub>) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений ([[галогеноводороды|галогеноводородов]], [[сероводород]]а H<sub>2</sub>S, [[оксид азота(IV)|диоксида азота]] NO<sub>2</sub>, [[Оксид углерода(IV)|диоксида углерода]] CO<sub>2</sub> и др.). Некоторые кислоты (например, [[угольная кислота|угольную]] Н<sub>2</sub>СО<sub>3</sub>, [[сернистая кислота|сернистую]] Н<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>, [[хлорноватистая кислота|хлорноватистую]] HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H<sub>2</sub>S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>)<ref>[dic.academic.ru/dic.nsf/enc_chemistry/2052/%D0%9A%D0%98%D0%A1%D0%9B%D0%9E%D0%A2%D0%AB Кислоты неорганические / Химическая энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия. Под ред. И. Л. Кнунянца. 1988]</ref>. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H<sub>n</sub>Х, где Х — химический элемент, образующий кислоту ([[галоген]], [[халькогены|халькоген]]) или бескислородный радикал: например, [[бромоводород]]ная HBr, [[Синильная кислота|циановодородная]] HCN, [[Азотистоводородная кислота|азидоводородная]] HN<sub>3</sub> кислоты.
В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н<sub>n</sub>XО<sub>m</sub>, где X — химический элемент, образующий кислоту.
[[Файл:Thiocyanic Acid Tautomerism V.1.svg|thumb|Таутомерные формы родановодородной кислоты]]
[[Файл:Phosphorous acid tautomers.svg|thumb|Таутомерные формы фосфористой кислоты]]
Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной [[Ковалентная связь|ковалентной связью]]. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) [[Таутомерия|таутомерными]] или [[Изомерия|изомерными]] формами, которые различаются положением атома водорода:

Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. [[Изополикислоты]] — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода ([[кислородный мостик]]). Примерами выступают полисерные H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>7</sub> и H<sub>2</sub>S<sub>3</sub>O<sub>10</sub> и полихромовые кислоты H<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub> и H<sub>2</sub>Cr<sub>3</sub>O<sub>10</sub>. Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются [[Гетерополикислоты|гетерополикислотами]]. Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой  одинаковых кислотообразующих атомов, например в [[Политионовые кислоты|политионовых кислотах]] H<sub>2</sub>S<sub>n</sub>O<sub>6</sub> или в [[Сульфаны|сульфанах]] H<sub>2</sub>S<sub>n</sub>, где n≥2.

Отдельно выделяют [[пероксокислоты]] — кислоты, содержащие [[пероксогруппа|пероксогруппы]] [–O–O–], например [[Кислота Каро|пероксомоносерная]] H<sub>2</sub>SO<sub>5</sub> и [[Пероксодисерная кислота|пероксодисерная]] H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>8</sub> кислоты. [[Тиокислоты|Тиокислотами]] называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>S. Существуют и комплексные кислоты, например: H<sub>2</sub>[SiF<sub>6</sub>], H[AuCl<sub>4</sub>], H<sub>4</sub>[Fe(CN)<sub>6</sub>] и др.

=== Равновесные процессы в водных растворах ===
{{Также|Теории кислот и оснований}}
Химические свойства кислот определяются способностью их молекул [[электролитическая диссоциация|диссоциировать]] в водной среде с образованием [[гидроксоний|гидратированных ионов]] H<sup>+</sup> и анионов [[Кислотный остаток|кислотных остатков]] А<sup>–</sup>:
:: <math>\mathsf{HA + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + A^-}</math>

:: <math>\mathsf{HA \rightarrow H^+ + A^-}</math> (упрощённая запись)

В зависимости от значения [[Константа равновесия|константы химического равновесия]], также называемой константой кислотности K<sub>a</sub><ref>Подстрочный индекс ''a'' произведён от {{lang-en|{{без курсива|acid}}}} — кислота. Также используется кислотный показатель рК<sub>1</sub> = -lgK<sub>a(1)</sub></ref>, выделяют сильные и слабые кислоты:
:: <math>\mathsf{HCl \rightarrow H^+ + Cl^- \  \ K_a ~ 10^7}</math>

:: <math>\mathsf{HNO_2 \rightarrow H^+ + NO_2^- \  \  K_a ~ 10^{-5}}</math>

Из числа распространённых кислот к сильным относятся [[Хлорная кислота|хлорная]], [[Азотная кислота|азотная]], [[Серная кислота|серная]] и [[Соляная кислота|хлороводородная]]. Азотистая HNO<sub>2</sub>, угольная H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> (CO<sub>2</sub>·H<sub>2</sub>O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению K<sub>a</sub> на очень слабые (≤10<sup>−7</sup>), слабые (~10<sup>−2</sup>), средней силы (~10<sup>−1</sup>), сильные (~10<sup>3</sup>), очень сильные (≥10<sup>8</sup>).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида H<sub>n</sub>XO<sub>m</sub> известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 - слабая, при 2 - сильная, и, наконец, при 3 - кислота очень сильная<ref name="Korol">Равновесные процессы в водных растворах электролитов / Корольков Д. В. [http://reslib.com/book/Osnovi_neorganicheskoj_himii/185 Основы неорганической химии]. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с. (С. 180)</ref>:
<center>
{| border="1" cellspacing="0" cellpadding="3" class="sortable" style="background: #fff; border-collapse: collapse; margin: 0.5em auto 0.5em auto;"
|- bgcolor="#ffdead" align="center"
! class="unsortable" |Кислота
! Значение<br />(m – n)
! K<sub>a</sub>
!pK<sub>a</sub>
|- align="center"
| HClO || 0 || 10<sup>−8</sup>
|7,497
|- align="center"
| H<sub>3</sub>AsO<sub>3</sub> || 0 || 10<sup>−10</sup>
|10
|- align="center"
| Н<sub>2</sub>SО<sub>3</sub> || 1 || 10<sup>−2</sup>
|1,81
|- align="center"
| Н<sub>3</sub>РО<sub>4</sub> || 1 || 10<sup>−2</sup>
|2,12
|- align="center"
| HNO<sub>3</sub> || 2 || 10<sup>1</sup>
|−1,64
|- align="center"
| H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> || 2 || 10<sup>3</sup>
| -3
|- align="center"
| HClO<sub>4</sub> || 3 || 10<sup>10</sup>
|−10
|}
</center>

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи  к [[электроотрицательность|электроотрицательному]] атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и [[делокализация|делокализацией]]  [[Электронная плотность|электронной плотности]] в [[анион]]е.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание [[Химические индикаторы|индикаторов]], растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO<sub>3</sub>), способность реагировать с основаниями и основными [[Оксиды|оксидами]] с образованием солей, например:
:: <math>\mathsf{2HCl + Mg \rightarrow MgCl_2 + H_2\uparrow}</math>

:: <math>\mathsf{HNO_3 + NaOH \rightarrow NaNO_3 + H_2O}</math>

:: <math>\mathsf{2HCl + CaO \rightarrow CaCl_2 + H_2O}</math>

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется [[основность]]ю кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Одноосновными являются многие неорганические кислоты: [[Галогеноводороды|галогеноводородные]] вида HHal, азотная HNO<sub>3</sub>, хлорная HClO<sub>4</sub>, [[Роданистоводородная кислота|роданистоводородная]] HSCN и др. Серная H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, хромовая H<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub>, сероводородная H<sub>2</sub>S служат примерами двухосновных кислот и т. д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая К<sub>a</sub> меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:
:: <math>\mathsf{H_3PO_4 \rightleftarrows H^+ + H_2PO_4^- \ \ K_{a1} = 7\cdot 10^{-3}}</math>

:: <math>\mathsf{H_2PO_4^- \rightleftarrows H^+ + HPO_4^{2-} \ \ K_{a2} = 6\cdot 10^{-8}}</math>

:: <math>\mathsf{HPO_4^{2-} \rightleftarrows H^+ + PO_4^{3-} \ \ K_{a3} = 1\cdot 10^{-12}}</math>

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты<ref name="Glinka">{{книга
 |автор         = Глинка Н. Л.
 |часть         = 
 |ссылка часть  = 
 |заглавие      = Общая химия
 |оригинал      = 
 |ссылка        = 
 |викитека      = 
 |ответственный = Под редакцией канд. хим. наук Рабиновича В. А.
 |издание       = двадцать второе
 |место         = Ленинград
 |издательство  = Химия
 |год           = 1982
 |том           = 
 |страницы      = 42
 |страниц       = 720
 |серия         = Учебное пособие для ВУЗов
 |isbn          = 
 |тираж         = 70000
}}</ref>.

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> образует средние соли - [[фосфаты]] вида Na<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub> и дигидрофосфаты NaH<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>. Тогда как, у [[Фосфористая кислота|фосфористой кислоты]] H<sub>2</sub>(HPO<sub>3</sub>) только два ряда − [[фосфиты]] и гидрофосфиты, а у [[Фосфорноватистая кислота|фосфорноватистой кислоты]] H(H<sub>2</sub>PO<sub>2</sub>) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет [[борная кислота]] H<sub>3</sub>BO<sub>3</sub>, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

:: <math>\mathsf{H_3BO_3 + 2H_2O \rightleftarrows H_3O^+ [B(OH)_4]^-}</math>

Современные [[теории кислот и оснований]] значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, [[кислота Льюиса]] — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag<sup>+</sup>, Fe<sup>3+</sup>), ряд [[Бинарные соединения|бинарных соединений]] (AlCl<sub>3</sub>, BF<sub>3</sub>, Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, SO<sub>3</sub>, SiO<sub>2</sub>). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

=== Окислительно-восстановительные свойства ===
{{дополнить раздел|дата=2011-10-11}}
Все [[пероксокислоты]] и многие кислородсодержащие кислоты ([[Азотная кислота|азотная]] HNO<sub>3</sub>, [[Серная кислота|серная]] H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, [[Марганцовая кислота|марганцовая]] HMnO<sub>4</sub>, [[Хромовая кислота|хромовая]] Н<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub>, [[Хлорноватистая кислота|хлорноватистая]] HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO<sub>3</sub>.

== Номенклатура ==
{{Также|Химическая номенклатура}}
Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и [[Тривиальное название|тривиальные]]. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, [[Соляная кислота|водный раствор HCl]] может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента [[Морфема|морфем]] ''-ная'' или ''-овая'' (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется ''-истая'' для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы ''-новатая'' и ''-новатистая'' (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:
<center>
{| border="1" cellspacing="0" cellpadding="3" class="sortable" style="background: #fff; border-collapse: collapse; margin: 0.5em auto 0.5em auto;"
|- bgcolor="#ffdead" align="center"
! class="unsortable" |Формула кислоты
! Традиционное название
! Тривиальное название
! Название соли
|- align="center"
| H<sub>3</sub>AsO<sub>4</sub> || Мышьяковая || || Арсенаты
|- align="center"
| H<sub>3</sub>ВO<sub>3</sub> || Борная || || Бораты
|- align="center"
| Н<sub>2</sub>СО<sub>3</sub> <small>(CO<sub>2</sub>•H<sub>2</sub>O)</small>|| Угольная || || Карбонаты
|- align="center"
| НCN || Циановодородная || Синильная || Цианиды
|- align="center"
| Н<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub> || Хромовая || || Хроматы
|- align="center"
| НМnO<sub>4</sub> || Марганцовая || || Перманганаты
|- align="center"
| HNO<sub>3</sub> || Азотная || || Нитраты
|- align="center"
| HNO<sub>2</sub> || Азотистая || || Нитриты
|- align="center"
| Н<sub>3</sub>РО<sub>4</sub> || Ортофосфорная|| Фосфорная ||Ортофосфаты
|- align="center"
| H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> || Серная || || Сульфаты
|- align="center"
| Н<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub> <small>(SiO<sub>2</sub>•H<sub>2</sub>О)</small>
| [[Метакремниевая кислота|Метакремниевая]] 
| rowspan="2" | [[Кремниевая кислота|Кремниевая]]
| Метасиликаты
|- align="center"
| H<sub>4</sub>SiO<sub>4</sub> <small>(SiO<sub>2</sub>•2H<sub>2</sub>O)</small> || [[Ортокремниевая кислота|Ортокремниевая]] || Ортосиликаты
|- align="center"
| H<sub>2</sub>S || Сероводородная || || Сульфиды
|- align="center"
| HF || Фтороводородная || Плавиковая || Фториды
|- align="center"
| НCl || Хлороводородная || Соляная || Хлориды
|- align="center"
| НВr || Бромоводородная || || Бромиды
|- align="center"
| HI || Иодоводородная || || Иодиды
|- align="center"
|}
</center>

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс ''-ат'', а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода<ref>Неорганическая химия / Б. Д. Степин, А. А. Цветков ; Под ред. Б. Д. Степина. — М.: Высш. шк., 1994. — С. 18-19</ref>. Например (в скобках традиционные названия):
: HClO<sub>4</sub> — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)
: HClO<sub>3</sub> — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)
: HClO<sub>2</sub> — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)
: HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)
: H<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub> — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)
: H<sub>2</sub>S<sub>4</sub>O<sub>6</sub> — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота) 
: Н<sub>2</sub>В<sub>4</sub>О<sub>6</sub> — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)
: HAuCl<sub>4</sub> — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота)
: H[Sb(OH)<sub>6</sub>] — гексагидроксостибат(V) водорода

Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H<sub>3</sub>PO<sub>3</sub>S — [[тиофосфорная кислота]], H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>S — [[Неорганические тиосульфаты|тиосерная кислота]].

== Общие методы получения кислот ==
Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

* Взаимодействие кислотных оксидов ([[ангидрид]]ов) с водой, например:
:: <math>\mathsf{P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4}</math>

:: <math>\mathsf{2CrO_3 + H_2O \rightarrow H_2Cr_2O_7}</math>

* Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:

:: <math>\mathsf{CaF_2 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + 2HF\uparrow}</math>

:: <math>\mathsf{KNO_3 + H_2SO_4 \rightarrow KHSO_4 + HNO_3\uparrow}</math>

* Гидролиз галогенидов или солей, например:
:: <math>\mathsf{PCl_5 + 4H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5HCl}</math>

:: <math>\mathsf{Al_2Se_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 + 3H_2Se}</math>

* Синтез бескислородных кислот из простых веществ:
:: <math>\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}</math>

* Реакции ионного обмена на поверхности [[Ионообменные смолы|ионообменных смол]]: [[Адсорбция|хемосорбция]] катионов растворенных солей и замена их на Н<sup>+</sup>.

== Применение ==

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся [[Серная кислота|серная]], [[азотная кислота|азотная]], [[фосфорная кислота|фосфорная]], [[соляная кислота|соляная]] кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед [[Сварка|сваркой]], [[Металлизация|металлизацией]], [[Окраска|окраской]] или [[Гальванотехника|гальванической обработкой]].

[[Серная кислота]], метко названная [[Менделеев, Дмитрий Иванович|Д. И. Менделеевым]] «''хлебом промышленности''», применяется в производстве [[Минеральные удобрения|минеральных удобрений]], для получения других минеральных кислот и солей, в производстве [[Химические волокна|химических волокон]], [[Красители|красителей]], дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

[[Соляная кислота]] применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства [[Патока|патоки]] из [[крахмал]]а, для удаления [[Накипь|накипи]] с котлов и теплообменного оборудования [[ТЭЦ]]. Она также используется в качестве [[Дубильные вещества|дубильного вещества]] в кожевенной промышленности. 
     
[[Азотная кислота]] применяется при получении [[Нитрат аммония|аммонийной селитры]], использующейся в качестве удобрения и в производстве [[Взрывчатые вещества|взрывчатых веществ]]. Кроме того, она применяется в процессах [[Органический синтез|органического синтеза]], в металлургии, при [[Флотация|флотации]] руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

[[Ортофосфорная кислота|Ортофосфорную кислоту]] широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве [[Флюс (пайка)|флюса]] (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав [[ингибитор]]ов [[Коррозия|коррозии]]. Также применяется в составе [[Фреоны|фреонов]] в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

[[Пероксокислоты]], кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.

== Литература ==
# Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
# Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
# Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
# Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

== См. также ==
* [[Кислота]]
* [[Царская водка]]

== Примечания ==
{{примечания}}
{{clear}}
{{Неорганические кислоты}}

[[Категория:Неорганические кислоты|*]]

{{спам-ссылки|1=
* dic.academic.ru
}}