КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ , неорг. в-ва, молекулы к-рых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в р-ре образуются гидроксоний-катионы Н₃О⁺ и анионы кислотных остатков А^-: 
НА + Н₂О = Н₃О⁺+ А (1) 
Исключение составляет борная к-та В(ОН)₃, к-рая акцептирует ионы ОН^-, в результате чего в водном р-ре создается избыток гидроксоний-катионов: 
В(ОН)₃+2Н₂О = [В(ОН)₄]^-+Н₃О⁺ 
Число отщепляемых от молекулы к-ты протонов наз. основностью к-ты. Теории к-т и оснований (Брёнстеда , Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к к-там мн. иные соед. Общее св-во к-т - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, напр.: 
HNO₃+NaOH = NaNO₃+Н₂О

2НСl+CaO = CaCl₂+H₂O 
К. н. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н_nЭО_m, где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные Н_nХ, где X - галоген, халькоген или неорг. бескислородный радикал (CN, NCS, N₃ и др.). Оксокислоты характерны для мн. хим. элементов, особенно для элементов в высоких ( +3 и выше) степенях окисления. Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (напр., два атома Н, образующие связи Р—Н в Н₃РО₂), то они не отщепляются в водном р-ре с образованием Н₃О⁺ и не принимают участия в р-ции к-т с основаниями. Нек-рые к-ты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н. Молекулы мн. к-т содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты —Э—О—Э— могут образовать как открытые цепи (напр., в Н₄Р₂О₇), так и циклич. структуры [напр., в (HPO₃)_n]. В нек-рых к-тах содержатся цепи из одинаковых атомов, напр., цепи —S—S— в политионовых к-тах Н₂S_nО₆ и сульфанах Н₂S_n. Известны гетерополикислоты (см. Гетерополисоединения), имеющие фрагменты —Э—О—Э'—, где Э и Э' - атомы двух разных элементов, напр.: H₄[SiW₁₂O₄₀].14H₂O. Существует множество комплексных к-т, напр.: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆]. К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, напр. H₂S₂O₃, H₃AsS₃. Пероксокислоты, напр. H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы —О—О— (см. Пероксидные соединения неорганические). Константу равновесия р-ции (1) называют константой кислотности К_а.Многоосновные к-ты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К_а, причем всегда K_a(1)>>K_а(2)...; ориентировочно каждая послед. К_а меньше предыдущей на 5 порядков. По значению pK₁=-lgK_a(1) К. н. подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные. Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот Н_nЭО_m разность m-n=0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соотв. 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н—О к связям Э=О (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе. Для характеристики кислотности в-в в неводных средах используют ф-цию кислотности Гаммета H₀. Известны жидкости, для к-рых H₀ более отрицательна, чем для конц. водных р-ров очень сильных к-т, таких, как HNO₃, H₂SO₄. Эти жидкости наз. сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H₂SO₄ (H₀=-12), безводная фторсульфоновая к-та HSO₃F (H₀=-15), смесь HF и SbF₅ (H₀=-17), 7%-ный р-р SbF₅ в HSO₃F (H₀=-19,4). Эквимолярную смесь HSO₃F и SbF₅ называют "магической к-той". Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимод. с протоном соответствующих анионов (HSO^-₄, SbF^-₆и др.). В среде сверхкислот протонируются в-ва, обычно не проявляющие основных св-в, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преим. в орг. синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.). Мн. оксокислоты (HNO₃, HMnO₄, Н₂Сr₂О₇, НСlO и др.) - сильные окислители. окислит. активность этих к-т в водном р-ре выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты - сильные окислители. К. н. всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Нек-рые К. н. (Н₂СО₃, H₂SO₃, НСlO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соед., эти К. н. существуют только в р-ре. Общие методы получения К. н.: взаимод. оксидов (ангидридов) с водой, напр.: 
Р₂О₅+Н₂О:Н₃РО₄ 
вытеснение более летучей К. н. из ее соли менее летучей К. н., напр.: 

CaF₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2HF

действие H₂SO₄ на р-р бариевой соли данной К. н., напр.: 
Ва(Н₂РО₂)₂+H₂SO₄:BaSO₄+2Н₃РО₂ 
гидролиз галогенидов или солей, напр.: 
Рl₃+ЗН₂O:Н₃РO₃+3HI Аl₂Sе₃+6Н₂O:2Аl(ОН)₃+3H₂Se 
замена катионов растворенных солей на Н с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения К. н. К. н. применяют в пром-сти и в научных исследованиях. В больших кол-вах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др. 

Лит.: Некрасов Б. В., Основы обшей 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; Хьюи Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987. С. И. Дракин.