Raisons : classification et propriétés chimiques. Bases : classification et propriétés chimiques Tableau des propriétés chimiques des sels acides des bases

Après avoir lu l'article, vous serez en mesure de séparer les substances en sels, acides et bases. L'article décrit le pH d'une solution et les propriétés générales des acides et des bases.

Comme les métaux et les non-métaux, les acides et les bases constituent une division de substances basée sur des propriétés similaires. La première théorie des acides et des bases appartenait au scientifique suédois Arrhenius. Selon Arrhenius, un acide est une classe de substances qui, lorsqu'elles réagissent avec l'eau, se dissocient (se désintègrent), formant le cation hydrogène H +. Les bases d'Arrhenius en solution aqueuse forment des anions OH -. La théorie suivante a été proposée en 1923 par les scientifiques Bronsted et Lowry. La théorie de Brønsted-Lowry définit les acides comme des substances capables de donner un proton dans une réaction (un cation hydrogène est appelé proton dans les réactions). Les bases sont donc des substances capables d’accepter un proton dans une réaction. La théorie actuellement pertinente est la théorie de Lewis.

La théorie de Lewis définit les acides comme des molécules ou des ions capables d'accepter des paires d'électrons, formant ainsi des adduits de Lewis (un adduit est un composé formé en combinant deux réactifs sans former de sous-produits).

En chimie inorganique, en règle générale, par acide, nous entendons l'acide de Bronsted-Lowry, c'est-à-dire les substances capables de donner un proton. S'il s'agit de la définition d'un acide de Lewis, alors dans le texte, un tel acide est appelé acide de Lewis. Ces règles s'appliquent aux acides et aux bases.

Dissociation

La dissociation est le processus de décomposition d'une substance en ions dans des solutions ou des fondus. Par exemple, la dissociation de l'acide chlorhydrique est la décomposition de HCl en H + et Cl -.

Propriétés des acides et des bases

Les bases ont tendance à être savonneuses au toucher, tandis que les acides ont généralement un goût aigre.

Lorsqu’une base réagit avec de nombreux cations, un précipité se forme. Lorsqu'un acide réagit avec des anions, un gaz est généralement libéré.
Acides couramment utilisés :

H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Bases couramment utilisées :

OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Acides et bases forts et faibles

Acides forts

HCl (solution) + H 2 O (l) → H 3 O + (solution) + Cl - (solution)

Exemples d'acides forts : HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste des acides forts

• HCl - acide chlorhydrique
• HBr - bromure d'hydrogène
• HI - iodure d'hydrogène
• HNO 3 - acide nitrique
• HClO 4 - acide perchlorique
• H 2 SO 4 - acide sulfurique

Acides faibles

Seulement partiellement dissous dans l'eau, par exemple HF :

HF (solution) + H2O (l) → H3O + (solution) + F - (solution) - dans une telle réaction plus de 90 % de l'acide ne se dissocie pas :
= < 0,01M для вещества 0,1М

Les acides forts et faibles peuvent être distingués en mesurant la conductivité des solutions : la conductivité dépend du nombre d'ions, plus l'acide est fort, plus il est dissocié, donc plus l'acide est fort, plus la conductivité est élevée.

Liste des acides faibles

• Fluorure d'hydrogène HF
• H 3 PO 4 phosphorique
• H 2 SO 3 sulfureux
• H 2 S sulfure d'hydrogène
• Charbon H 2 CO 3
• Silicium H 2 SiO 3

Des bases solides

Les bases fortes se dissocient complètement dans l'eau :

NaOH (solution) + H 2 O ↔ NH 4

Les bases fortes comprennent les hydroxydes métalliques du premier groupe (alcalins, métaux alcalins) et du second (alcalinotherrènes, métaux alcalino-terreux).

Liste des bases fortes

• NaOH hydroxyde de sodium (soude caustique)
• KOH hydroxyde de potassium (potasse caustique)
• Hydroxyde de lithium LiOH
• Ba(OH) 2 hydroxyde de baryum
• Ca(OH) 2 hydroxyde de calcium (chaux éteinte)

Des fondations fragiles

Dans une réaction réversible en présence d'eau, il forme des ions OH - :

NH 3 (solution) + H 2 O ↔ NH + 4 (solution) + OH - (solution)

Les bases les plus faibles sont les anions :

F - (solution) + H 2 O ↔ HF (solution) + OH - (solution)

Liste des bases faibles

• Mg(OH) 2 hydroxyde de magnésium
• Fe(OH) 2 hydroxyde de fer(II)
• Zn(OH) 2 hydroxyde de zinc
• hydroxyde d'ammonium NH 4 OH
• Fe(OH) 3 hydroxyde de fer(III)

Réactions des acides et des bases

Acide fort et base forte

Cette réaction est appelée neutralisation : lorsque la quantité de réactifs est suffisante pour dissocier complètement l'acide et la base, la solution obtenue sera neutre.

Exemple:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Base faible et acide faible

Type général de réaction :
Base faible (solution) + H 2 O ↔ Acide faible (solution) + OH - (solution)

Base forte et acide faible

La base se dissocie complètement, l'acide se dissocie partiellement, la solution résultante a de faibles propriétés de base :

HX (solution) + OH - (solution) ↔ H 2 O + X - (solution)

Acide fort et base faible

L'acide se dissocie complètement, la base ne se dissocie pas complètement :

Dissociation de l'eau

La dissociation est la décomposition d'une substance en ses molécules constitutives. Les propriétés d'un acide ou d'une base dépendent de l'équilibre présent dans l'eau :

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (solution) + OH - (solution)
K c = / 2
La constante d'équilibre de l'eau à t=25° : K c = 1,83⋅10 -6, l'égalité suivante est également vraie : = 10 -14, qui est appelée constante de dissociation de l'eau. Pour l'eau pure = = 10 -7, donc -lg = 7,0.

Cette valeur (-lg) est appelée pH - potentiel hydrogène. Si le pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, alors la substance a des propriétés fondamentales.

Méthodes de détermination du pH

Méthode instrumentale

Un appareil spécial, un pH-mètre, est un appareil qui transforme la concentration de protons dans une solution en un signal électrique.

Indicateurs

Une substance qui change de couleur dans une certaine plage de pH en fonction de l'acidité de la solution ; en utilisant plusieurs indicateurs, vous pouvez obtenir un résultat assez précis.

Sel

Un sel est un composé ionique formé d'un cation autre que H+ et d'un anion autre que O2-.

Dans une solution aqueuse faible, les sels se dissocient complètement. Déterminer les propriétés acido-basiques d'une solution saline

, il est nécessaire de déterminer quels ions sont présents dans la solution et de considérer leurs propriétés : les ions neutres formés à partir d'acides et de bases forts n'affectent pas le pH : ils ne libèrent ni ions H + ni OH - dans l'eau. Par exemple, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Les anions formés à partir d'acides faibles présentent des propriétés alcalines (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3) ;

Tous les cations, à l'exception des métaux des premier et deuxième groupes, ont des propriétés acides.

Solution tampon

• Les solutions qui maintiennent le pH lorsqu'une petite quantité d'un acide fort ou d'une base forte est ajoutée sont principalement composées de :
• Un mélange d'un acide faible, de son sel correspondant et d'une base faible

Base faible, sel correspondant et acide fort

• Pour préparer une solution tampon d'une certaine acidité, il est nécessaire de mélanger un acide ou une base faible avec le sel approprié en tenant compte :
• Plage de pH dans laquelle la solution tampon sera efficace
• Capacité de la solution - la quantité d'acide fort ou de base forte qui peut être ajoutée sans affecter le pH de la solution

Il ne doit y avoir aucune réaction indésirable susceptible de modifier la composition de la solution.

Test:

Principales catégories de composés inorganiques

Ceux-ci incluent les éléments suivants :

1. Oxydes.
2. Sel.
3. Terrains.
4. Acides.

Chacune des classes est représentée par une grande variété de composés de nature inorganique et est importante dans presque toutes les structures de l'activité économique et industrielle humaine. Toutes les principales propriétés caractéristiques de ces composés, leur présence dans la nature et leur production sont étudiées sans faute dans un cours de chimie scolaire, de la 8e à la 11e année.

Il existe un tableau général des oxydes, sels, bases, acides, qui présente des exemples de chaque substance et leur état d'agrégation et leur présence dans la nature. Les interactions qui décrivent les propriétés chimiques sont également présentées. Cependant, nous examinerons chacune des classes séparément et plus en détail.

Groupe de composés - oxydes

4. Réactions à la suite desquelles les éléments changent de CO

Moi + n O + C = Moi 0 + CO

1. Eau réactive : formation d'acides (exception SiO 2)

CO + eau = acide

2. Réactions avec des bases :

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Réactions avec les oxydes basiques : formation de sels

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Réactions OVR :

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ils présentent des propriétés doubles et interagissent selon le principe de la méthode acide-base (avec les acides, les alcalis, les oxydes basiques, les oxydes d'acide). Ils n'interagissent pas avec l'eau.

1. Avec les acides : formation de sels et d’eau

AO + acide = sel + H 2 O

2. Avec des bases (alcalis) : formation de complexes hydroxo

Al 2 O 3 + LiOH + eau = Li

3. Réactions avec les oxydes d'acide : obtention de sels

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Réactions avec OO : formation de sels, fusion

MnO + Rb 2 O = sel double Rb 2 MnO 2

5. Réactions de fusion avec les alcalis et les carbonates de métaux alcalins : formation de sels

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ils ne forment ni acides ni alcalis. Ils présentent des propriétés très spécifiques.

Chaque oxyde supérieur, formé soit par un métal, soit par un non-métal, lorsqu'il est dissous dans l'eau, donne un acide ou un alcali fort.

Acides organiques et inorganiques

En son classique (basé sur les positions de ED - dissociation électrolytique - les acides sont des composés qui, dans un environnement aqueux, se dissocient en cations H + et en anions de résidus acides An -. Cependant, aujourd'hui, les acides ont été soigneusement étudiés dans des conditions anhydres, il existe donc de nombreuses théories différentes pour les hydroxydes.

Les formules empiriques d'oxydes, de bases, d'acides, de sels sont constituées uniquement de symboles, d'éléments et d'indices indiquant leur quantité dans la substance. Par exemple, les acides inorganiques sont exprimés par la formule H + résidu acide n-. Les substances organiques ont une représentation théorique différente. En plus de la formule empirique, vous pouvez écrire pour eux une formule développée complète et abrégée, qui reflétera non seulement la composition et la quantité de la molécule, mais également l'ordre des atomes, leur connexion les uns avec les autres et les principales fonctions. groupe pour les acides carboxyliques -COOH.

Dans les substances inorganiques, tous les acides sont divisés en deux groupes :

• sans oxygène - HBr, HCN, HCL et autres ;
• contenant de l'oxygène (oxoacides) - HClO 3 et tout ce qui contient de l'oxygène.

Les acides inorganiques sont également classés selon leur stabilité (stables ou stables - tout sauf les acides carbonique et sulfureux, instables ou instables - acides carboniques et sulfureux). En termes de force, les acides peuvent être forts : sulfurique, chlorhydrique, nitrique, perchlorique et autres, ainsi que faibles : sulfure d'hydrogène, hypochloreux et autres.

La chimie organique n'offre pas la même variété. Les acides de nature organique sont classés comme acides carboxyliques. Leur caractéristique commune est la présence du groupe fonctionnel -COOH. Par exemple, HCOOH (formique), CH 3 COOH (acétique), C 17 H 35 COOH (stéarique) et autres.

Il existe un certain nombre d'acides qui sont particulièrement mis en avant lors de l'examen de ce sujet dans un cours de chimie scolaire.

1. Solyanaïa.
2. Azote.
3. Orthophosphorique.
4. Hydrobromique.
5. Charbon.
6. Iodure d'hydrogène.
7. Sulfurique.
8. Acétique ou éthane.
9. Butane ou huile.
10. Benjoin.

Ces 10 acides en chimie sont des substances fondamentales de la classe correspondante aussi bien dans le cursus scolaire qu'en général dans l'industrie et les synthèses.

Propriétés des acides inorganiques

Les principales propriétés physiques comprennent tout d'abord les différents états d'agrégation. Après tout, il existe un certain nombre d'acides qui se présentent sous forme de cristaux ou de poudres (borique, orthophosphorique) dans des conditions normales. La grande majorité des acides inorganiques connus sont des liquides différents. Les points d'ébullition et de fusion varient également.

Les acides peuvent provoquer de graves brûlures, car ils ont le pouvoir de détruire les tissus organiques et la peau. Des indicateurs sont utilisés pour détecter les acides :

• méthylorange (en environnement normal - orange, dans les acides - rouge),
• tournesol (en neutre - violet, en acides - rouge) ou quelques autres.

Les propriétés chimiques les plus importantes incluent la capacité d’interagir avec des substances simples et complexes.

Propriétés chimiques des acides inorganiques

Avec quoi interagissent-ils ?	Exemple de réaction
1. Avec des substances simples - des métaux. Un préalable : le métal doit être dans l'EHRNM avant l'hydrogène, puisque les métaux après l'hydrogène ne sont pas capables de le déplacer de la composition des acides. La réaction produit toujours de l’hydrogène gazeux et du sel.
2. Avec des raisons. Le résultat de la réaction est du sel et de l’eau. De telles réactions d'acides forts avec des alcalis sont appelées réactions de neutralisation.	Tout acide (fort) + base soluble = sel et eau
3. Avec des hydroxydes amphotères. En résumé : du sel et de l’eau.	2HNO 2 + hydroxyde de béryllium = Be(NO 2) 2 (sel moyen) + 2H 2 O
4. Avec des oxydes basiques. Résultat : eau, sel.	2HCL + FeO = chlorure de fer (II) + H 2 O
5. Avec des oxydes amphotères. Effet final : sel et eau.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Avec des sels formés par des acides plus faibles. Effet final : sel et acide faible.	2HBr + MgCO 3 = bromure de magnésium + H 2 O + CO 2

Lorsqu’ils interagissent avec des métaux, tous les acides ne réagissent pas de la même manière. La chimie (9e année) à l'école implique une étude très superficielle de ces réactions, cependant, même à ce niveau, les propriétés spécifiques de l'acide nitrique et sulfurique concentré lors de l'interaction avec les métaux sont prises en compte.

Hydroxydes : alcalis, bases amphotères et insolubles

Oxydes, sels, bases, acides - toutes ces classes de substances ont une nature chimique commune, expliquée par la structure du réseau cristallin, ainsi que par l'influence mutuelle des atomes dans les molécules. Cependant, s’il était possible de donner une définition très précise des oxydes, cela serait plus difficile à faire pour les acides et les bases.

Tout comme les acides, les bases, selon la théorie de l'ED, sont des substances qui peuvent se décomposer dans une solution aqueuse en cations métalliques Me n + et en anions de groupes hydroxyles OH - .

• Solubles ou alcalis (bases fortes qui changent Formé par les métaux des groupes I et II. Exemple : KOH, NaOH, LiOH (c'est-à-dire que les éléments des seuls sous-groupes principaux sont pris en compte) ;
• Légèrement soluble ou insoluble (force moyenne, ne change pas la couleur des indicateurs). Exemple : hydroxyde de magnésium, fer (II), (III) et autres.
• Moléculaire (bases faibles, dans un environnement aqueux elles se dissocient de manière réversible en molécules ioniques). Exemple : N 2 H 4, amines, ammoniac.
• Hydroxydes amphotères (présentent des propriétés doubles basique-acide). Exemple : béryllium, zinc, etc.

Chaque groupe présenté est étudié dans le cours de chimie scolaire dans la section « Fondamentaux ». La chimie de la 8e à la 9e année implique une étude détaillée des alcalis et des composés peu solubles.

Principales propriétés caractéristiques des bases

Tous les alcalis et composés légèrement solubles se trouvent dans la nature à l’état cristallin solide. Dans le même temps, leurs températures de fusion sont généralement basses et les hydroxydes peu solubles se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. La couleur des bases est différente. Si les alcalis sont blancs, les cristaux de bases moléculaires peu solubles peuvent être de couleurs très différentes. La solubilité de la plupart des composés de cette classe peut être consultée dans le tableau, qui présente les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels et montre leur solubilité.

Les alcalis peuvent changer la couleur des indicateurs comme suit : phénolphtaléine - pourpre, méthylorange - jaune. Ceci est assuré par la libre présence de groupes hydroxo dans la solution. C'est pourquoi les bases peu solubles ne donnent pas une telle réaction.

Les propriétés chimiques de chaque groupe de bases sont différentes.

Propriétés chimiques
Alcalis	Bases légèrement solubles	Hydroxydes amphotères
I. Interagir avec le CO (résultat - sel et eau) : 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + eau II. Interagir avec les acides (sel et eau) : réactions de neutralisation ordinaires (voir acides) III. Ils interagissent avec l'AO pour former un complexe hydroxo de sel et d'eau : 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 IV. Ils interagissent avec les hydroxydes amphotères pour former des sels complexes hydroxo : Comme avec AO, mais sans eau V. Réagir avec des sels solubles pour former des hydroxydes et des sels insolubles : 3CsOH + chlorure de fer (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Réagir avec le zinc et l'aluminium dans une solution aqueuse pour former des sels et de l'hydrogène : 2RbOH + 2Al + eau = complexe avec l'ion hydroxyde 2Rb + 3H 2	I. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer : hydroxyde insoluble = oxyde + eau II. Réactions avec les acides (résultat : sel et eau) : Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + eau III. Interagissez avec KO : Me +n (OH) n + KO = sel + H 2 O	I. Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau : (II) + 2HBr = CuBr 2 + eau II. Réagir avec les alcalis : résultat - sel et eau (condition : fusion) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sel + 2H 2 O III. Réagir avec des hydroxydes forts : le résultat est des sels si la réaction se produit en solution aqueuse : Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ce sont la plupart des propriétés chimiques que présentent les bases. La chimie des bases est assez simple et suit les lois générales de tous les composés inorganiques.

Classe de sels inorganiques. Classification, propriétés physiques

Sur la base des dispositions de l'ED, les sels peuvent être appelés composés inorganiques qui se dissocient dans une solution aqueuse en cations métalliques Me +n et en anions de résidus acides An n-. C'est ainsi que vous pouvez imaginer les sels. La chimie donne plus d'une définition, mais celle-ci est la plus précise.

De plus, selon leur nature chimique, tous les sels sont divisés en :

• Acide (contenant un cation hydrogène). Exemple : NaHSO 4.
• Basique (contenant un groupe hydroxo). Exemple : MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Milieu (constitué uniquement d'un cation métallique et d'un résidu acide). Exemple : NaCL, CaSO 4.
• Double (inclure deux cations métalliques différents). Exemple : NaAl(SO 4) 3.
• Complexe (complexes hydroxo, complexes aquatiques et autres). Exemple : K2.

Les formules des sels reflètent leur nature chimique, et indiquent également la composition qualitative et quantitative de la molécule.

Les oxydes, sels, bases, acides ont des propriétés de solubilité différentes, qui peuvent être consultées dans le tableau correspondant.

Si nous parlons de l’état d’agrégation des sels, nous devons alors remarquer leur uniformité. Ils n'existent qu'à l'état solide, cristallin ou poudreux. La gamme de couleurs est assez variée. En règle générale, les solutions de sels complexes ont des couleurs vives et saturées.

Interactions chimiques pour la classe des sels moyens

Ils ont des propriétés chimiques similaires à celles des bases, des acides et des sels. Les oxydes, comme nous l'avons déjà examiné, sont quelque peu différents d'eux sur ce point.

Au total, 4 grands types d’interactions peuvent être distingués pour les sels moyens.

I. Interaction avec les acides (uniquement forts du point de vue de l'ED) avec formation d'un autre sel et d'un acide faible :

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Réactions avec des hydroxydes solubles produisant des sels et des bases insolubles :

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sel soluble + Cu(OH) 2 base insoluble

III. Réaction avec un autre sel soluble pour former un sel insoluble et un sel soluble :

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Réactions avec les métaux situés dans l'EHRNM à gauche de celui qui forme le sel. Dans ce cas, le métal réagissant ne doit pas interagir avec l'eau dans des conditions normales :

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Ce sont les principaux types d’interactions caractéristiques des sels moyens. Les formules de sels complexes, basiques, doubles et acides parlent d'elles-mêmes de la spécificité des propriétés chimiques présentées.

Les formules d'oxydes, de bases, d'acides, de sels reflètent l'essence chimique de tous les représentants de ces classes de composés inorganiques et donnent en outre une idée du nom de la substance et de ses propriétés physiques. Une attention particulière doit donc être portée à leur rédaction. Une grande variété de composés nous est offerte par la science généralement étonnante de la chimie. Oxydes, bases, acides, sels - ce n'est qu'une partie de l'immense diversité.

Avant d’aborder les propriétés chimiques des bases et des hydroxydes amphotères, définissons clairement ce que c’est ?

1) Les bases ou hydroxydes basiques comprennent les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +1 ou +2, c'est-à-dire dont les formules s'écrivent soit MeOH, soit Me(OH) 2. Il existe cependant des exceptions. Ainsi, les hydroxydes Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 ne sont pas des bases.

2) Les hydroxydes amphotères comprennent les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +3, +4, ainsi que, à titre exceptionnel, les hydroxydes Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +4 ne se trouvent pas dans les tâches USE, ils ne seront donc pas pris en compte.

Propriétés chimiques des bases

Tous les terrains sont divisés en :

Rappelons que le béryllium et le magnésium ne sont pas des métaux alcalino-terreux.

En plus d'être solubles dans l'eau, les alcalis se dissocient également très bien dans les solutions aqueuses, tandis que les bases insolubles ont un faible degré de dissociation.

Cette différence de solubilité et de capacité à se dissocier entre les alcalis et les hydroxydes insolubles conduit à son tour à des différences notables dans leurs propriétés chimiques. Ainsi, en particulier, les alcalis sont des composés chimiquement plus actifs et sont souvent capables d'entrer dans des réactions que les bases insolubles ne font pas.

Interaction des bases avec les acides

Les alcalis réagissent avec absolument tous les acides, même les plus faibles et insolubles. Par exemple:

Les bases insolubles réagissent avec presque tous les acides solubles, mais ne réagissent pas avec l'acide silicique insoluble :

Il est à noter que les bases fortes et faibles de formule générale Me(OH) 2 peuvent former des sels basiques en cas de manque d'acide, par exemple :

Interaction avec les oxydes d'acide

Les alcalis réagissent avec tous les oxydes acides, formant des sels et souvent de l'eau :

Les bases insolubles sont capables de réagir avec tous les oxydes d'acides supérieurs correspondant aux acides stables, par exemple P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, avec formation de sels moyens :

Les bases insolubles du type Me(OH) 2 réagissent en présence d'eau avec le dioxyde de carbone exclusivement pour former des sels basiques. Par exemple:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

En raison de son inertie exceptionnelle, seules les bases les plus fortes, les alcalis, réagissent avec le dioxyde de silicium. Dans ce cas, des sels normaux se forment. La réaction ne se produit pas avec les bases insolubles. Par exemple:

Interaction des bases avec les oxydes et hydroxydes amphotères

Tous les alcalis réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères. Si la réaction est réalisée par fusion d'un oxyde ou d'un hydroxyde amphotère avec un alcali solide, cette réaction conduit à la formation de sels sans hydrogène :

Si des solutions aqueuses d'alcalis sont utilisées, des sels complexes hydroxo se forment :

Dans le cas de l'aluminium, sous l'action d'un excès d'alcali concentré, à la place du sel Na, il se forme du sel Na 3 :

Interaction des bases avec les sels

Toute base réagit avec n'importe quel sel uniquement si deux conditions sont remplies simultanément :

1) solubilité des composés de départ ;

2) la présence de précipité ou de gaz parmi les produits de réaction

Par exemple:

Stabilité thermique des substrats

Tous les alcalis, à l'exception du Ca(OH) 2, résistent à la chaleur et fondent sans décomposition.

Toutes les bases insolubles, ainsi que le Ca(OH) 2 légèrement soluble, se décomposent lorsqu'elles sont chauffées. La température de décomposition la plus élevée de l'hydroxyde de calcium est d'environ 1 000 °C :

Les hydroxydes insolubles ont des températures de décomposition beaucoup plus basses. Par exemple, l'hydroxyde de cuivre (II) se décompose déjà à des températures supérieures à 70 °C :

Propriétés chimiques des hydroxydes amphotères

Interaction des hydroxydes amphotères avec les acides

Les hydroxydes amphotères réagissent avec les acides forts :

Hydroxydes métalliques amphotères à l'état d'oxydation +3, c'est-à-dire type Me(OH) 3, ne réagissent pas avec des acides tels que H 2 S, H 2 SO 3 et H 2 CO 3 du fait que les sels qui pourraient se former à la suite de telles réactions sont soumis à une hydrolyse irréversible pour l'hydroxyde amphotère d'origine et l'acide correspondant :

Interaction des hydroxydes amphotères avec les oxydes d'acide

Les hydroxydes amphotères réagissent avec les oxydes supérieurs, qui correspondent aux acides stables (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) :

Hydroxydes métalliques amphotères à l'état d'oxydation +3, c'est-à-dire type Me(OH) 3, ne réagissent pas avec les oxydes acides SO 2 et CO 2.

Interaction des hydroxydes amphotères avec des bases

Parmi les bases, les hydroxydes amphotères ne réagissent qu'avec les alcalis. Dans ce cas, si une solution aqueuse d'alcali est utilisée, des sels complexes hydroxo se forment :

Et lorsque les hydroxydes amphotères sont fusionnés avec des alcalis solides, on obtient leurs analogues anhydres :

Interaction des hydroxydes amphotères avec les oxydes basiques

Les hydroxydes amphotères réagissent lorsqu'ils sont fusionnés avec des oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux :

Décomposition thermique des hydroxydes amphotères

Tous les hydroxydes amphotères sont insolubles dans l'eau et, comme tout hydroxyde insoluble, se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en l'oxyde correspondant et en eau.

Bases (hydroxydes)– les substances complexes dont les molécules contiennent un ou plusieurs groupes hydroxy OH. Le plus souvent, les bases sont constituées d'un atome métallique et d'un groupe OH. Par exemple, NaOH est l'hydroxyde de sodium, Ca(OH) 2 est l'hydroxyde de calcium, etc.

Il existe une base - l'hydroxyde d'ammonium, dans laquelle le groupe hydroxy n'est pas attaché au métal, mais à l'ion NH 4 + (cation ammonium). L'hydroxyde d'ammonium se forme lorsque l'ammoniac est dissous dans l'eau (réaction d'ajout d'eau à l'ammoniac) :

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (hydroxyde d'ammonium).

La valence du groupe hydroxy est de 1. Le nombre de groupes hydroxyle dans la molécule de base dépend de la valence du métal et lui est égal. Par exemple, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.

Toutes les raisons - des solides qui ont des couleurs différentes. Certaines bases sont très solubles dans l'eau (NaOH, KOH...). Cependant, la plupart d’entre eux ne sont pas solubles dans l’eau.

Les bases solubles dans l'eau sont appelées alcalis. Les solutions alcalines sont « savonneuses », glissantes au toucher et assez caustiques. Les alcalis comprennent les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etc.). Le reste est insoluble.

Bases insolubles- ce sont des hydroxydes amphotères, qui agissent comme des bases lorsqu'ils interagissent avec des acides, et se comportent comme des acides avec les alcalis.

Différentes bases ont des capacités différentes à éliminer les groupes hydroxy, elles sont donc divisées en bases fortes et faibles.

Les bases fortes dans les solutions aqueuses abandonnent facilement leurs groupes hydroxy, mais pas les bases faibles.

Propriétés chimiques des bases

Les propriétés chimiques des bases sont caractérisées par leurs relations avec les acides, les anhydrides d'acide et les sels.

1. Agir sur les indicateurs. Les indicateurs changent de couleur en fonction de l'interaction avec différents produits chimiques. Dans les solutions neutres, ils ont une couleur, dans les solutions acides, ils ont une autre couleur. Lorsqu'ils interagissent avec des bases, ils changent de couleur : l'indicateur méthylorange devient jaune, l'indicateur tournesol devient bleu et la phénolphtaléine devient fuchsia.

2. Interagir avec les oxydes d'acide avec formation de sel et d'eau :

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Réagir avec les acides, formant du sel et de l'eau. La réaction d'une base avec un acide est appelée réaction de neutralisation, car une fois terminée, le milieu devient neutre :

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Réagit avec les sels formant un nouveau sel et une nouvelle base :

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer en eau et en oxyde principal :

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

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Bases, hydroxydes amphotères

Les bases sont des substances complexes constituées d'atomes métalliques et d'un ou plusieurs groupes hydroxyle (-OH). La formule générale est Me + y (OH) y, où y est le nombre de groupes hydroxo égal à l'état d'oxydation du métal Me. Le tableau montre la classification des bases.

Propriétés des alcalis, hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux

1. Les solutions aqueuses d'alcalis sont savonneuses au toucher et changent la couleur des indicateurs : tournesol - bleu, phénolphtaléine - cramoisi.

2. Les solutions aqueuses se dissocient :

3. Interagissez avec les acides en entrant dans une réaction d'échange :

Les bases polyacides peuvent donner des sels moyens et basiques :

4. Réagir avec les oxydes acides en formant des sels moyens et acides selon la basicité de l'acide correspondant à cet oxyde :

5. Interagissez avec les oxydes et hydroxydes amphotères :

a) fusion :

b) en solution :

6. Interagissez avec les sels solubles dans l'eau si un précipité ou un gaz se forme :

Les bases insolubles (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) interagissent avec les acides et se décomposent lorsqu'elles sont chauffées :

Hydroxydes amphotères

Les composés amphotères sont des composés qui, selon les conditions, peuvent être à la fois des donneurs de cations hydrogène et présenter des propriétés acides, et leurs accepteurs, c'est-à-dire présenter des propriétés basiques.

Propriétés chimiques des composés amphotères

1. Interagissant avec des acides forts, ils présentent des propriétés basiques :

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Interagissant avec les alcalis - bases fortes, ils présentent des propriétés acides :

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( sel complexe)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sel complexe)

Les composés complexes sont ceux dans lesquels au moins une liaison covalente est formée par un mécanisme donneur-accepteur.

La méthode générale de préparation des bases est basée sur des réactions d'échange, à l'aide desquelles des bases insolubles et solubles peuvent être obtenues.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Lorsque des bases solubles sont obtenues par cette méthode, un sel insoluble précipite.

Lors de la préparation de bases insolubles dans l'eau ayant des propriétés amphotères, un excès d'alcali doit être évité, car une dissolution de la base amphotère peut se produire, par exemple :

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

Dans de tels cas, l'hydroxyde d'ammonium est utilisé pour obtenir des hydroxydes dans lesquels les hydroxydes amphotères ne se dissolvent pas :

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Les hydroxydes d'argent et de mercure se décomposent si facilement qu'en essayant de les obtenir par réaction d'échange, à la place des hydroxydes, des oxydes précipitent :

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Dans l'industrie, les alcalis sont généralement obtenus par électrolyse de solutions aqueuses de chlorures.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Les alcalis peuvent également être obtenus en faisant réagir des métaux alcalins et alcalino-terreux ou leurs oxydes avec de l'eau.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Acides

Les acides sont des substances complexes dont les molécules sont constituées d'atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés par des atomes métalliques et des résidus acides. Dans des conditions normales, les acides peuvent être solides (phosphorique H 3 PO 4 ; silicium H 2 SiO 3) et liquide (sous sa forme pure, l'acide sulfurique H 2 SO 4 sera un liquide).

Des gaz tels que le chlorure d'hydrogène HCl, le bromure d'hydrogène HBr, le sulfure d'hydrogène H 2 S forment les acides correspondants dans les solutions aqueuses. Le nombre d'ions hydrogène formés par chaque molécule d'acide lors de la dissociation détermine la charge du résidu acide (anion) et la basicité de l'acide.

Selon théorie protolytique des acides et des bases, proposé simultanément par le chimiste danois Brønsted et le chimiste anglais Lowry, un acide est une substance se séparer avec cette réaction des protons, UN base- une substance qui peut accepter les protons.

acide → base + H +

Sur la base de telles idées, il est clair propriétés fondamentales de l'ammoniac, qui, en raison de la présence d'une seule paire d'électrons au niveau de l'atome d'azote, accepte efficacement un proton lors de l'interaction avec des acides, formant un ion ammonium via une liaison donneur-accepteur.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NON 3 —

acide base acide base

Définition plus générale des acides et des bases proposé par le chimiste américain G. Lewis. Il a suggéré que les interactions acide-base sont complètement ne se produisent pas nécessairement avec le transfert de protones. Dans la détermination de Lewis des acides et des bases, le rôle principal dans les réactions chimiques est joué par paires d'électrons

Les cations, anions ou molécules neutres capables d'accepter une ou plusieurs paires d'électrons sont appelés Acides de Lewis.

Par exemple, le fluorure d'aluminium AlF 3 est un acide, car il est capable d'accepter une paire d'électrons lorsqu'il interagit avec l'ammoniac.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Les cations, anions ou molécules neutres capables de donner des paires d'électrons sont appelés bases de Lewis (l'ammoniac est une base).

La définition de Lewis couvre tous les processus acido-basiques pris en compte par les théories proposées précédemment. Le tableau compare les définitions des acides et des bases actuellement utilisées.

Nomenclature des acides

Puisqu’il existe différentes définitions des acides, leur classification et leur nomenclature sont plutôt arbitraires.

Selon le nombre d'atomes d'hydrogène capables d'être éliminés dans une solution aqueuse, les acides sont divisés en monobasique(par exemple HF, HNO 2), dibasique(H 2 CO 3, H 2 SO 4) et tribasique(H 3 PO 4).

Selon la composition de l'acide, ils sont divisés en sans oxygène(HCl, H 2 S) et contenant de l'oxygène(HClO 4, HNO 3).

Généralement noms d'acides contenant de l'oxygène sont dérivés du nom du non-métal avec l'ajout des terminaisons -kai, -vaya, si l'état d'oxydation du non-métal est égal au numéro de groupe. À mesure que l'état d'oxydation diminue, les suffixes changent (par ordre décroissant de l'état d'oxydation du métal) : -opaque, rouillé, -ovale :

Si nous considérons la polarité d'une liaison hydrogène-non-métal au cours d'une période, nous pouvons facilement relier la polarité de cette liaison à la position de l'élément dans le tableau périodique. À partir des atomes métalliques, qui perdent facilement des électrons de valence, les atomes d'hydrogène acceptent ces électrons, formant une coque stable à deux électrons comme la coque d'un atome d'hélium, et donnent des hydrures métalliques ioniques.

Dans les composés hydrogènes des éléments des groupes III-IV du tableau périodique, le bore, l'aluminium, le carbone et le silicium forment des liaisons covalentes et faiblement polaires avec des atomes d'hydrogène qui ne sont pas sujets à la dissociation. Pour les éléments des groupes V-VII du tableau périodique, au cours d'une période, la polarité de la liaison non métallique-hydrogène augmente avec la charge de l'atome, mais la répartition des charges dans le dipôle résultant est différente de celle des composés hydrogènes des éléments qui ont tendance à donner des électrons. Les atomes non métalliques, qui nécessitent plusieurs électrons pour compléter la couche électronique, attirent (polarisent) une paire d'électrons de liaison d'autant plus fortement que la charge nucléaire est grande. Par conséquent, dans la série CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ou SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, les liaisons avec les atomes d'hydrogène, tout en restant covalentes, deviennent de nature plus polaire, et l'atome d'hydrogène dans le Le dipôle de liaison élément-hydrogène devient plus électropositif. Si des molécules polaires se retrouvent dans un solvant polaire, un processus de dissociation électrolytique peut se produire.

Discutons du comportement des acides contenant de l'oxygène dans les solutions aqueuses. Ces acides ont une liaison H-O-E et, naturellement, la polarité de la liaison H-O est influencée par la liaison O-E. Par conséquent, ces acides se dissocient généralement plus facilement que l’eau.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NON 3

Regardons quelques exemples propriétés des acides contenant de l'oxygène, formé d'éléments capables de présenter différents degrés d'oxydation. On sait que acide hypochloreux HClO très faible acide chloreux HClO 2 également faible, mais plus fort que l'acide hypochloreux, hypochloreux HClO 3 fort. L'acide perchlorique HClO 4 est l'un des le plus fort acides inorganiques.

Pour la dissociation acide (avec élimination de l'ion H), le clivage de la liaison O-H est nécessaire. Comment expliquer la diminution de la force de cette liaison dans la série HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 ? Dans cette série, le nombre d’atomes d’oxygène associés à l’atome de chlore central augmente. Chaque fois qu’une nouvelle liaison oxygène-chlore se forme, la densité électronique est extraite de l’atome de chlore, et donc de la liaison simple O-Cl. En conséquence, la densité électronique quitte partiellement la liaison O-H, qui s’en trouve affaiblie.

Ce modèle - renforcement des propriétés acides avec un degré croissant d'oxydation de l'atome central - caractéristique non seulement du chlore, mais aussi d'autres éléments. Par exemple, l'acide nitrique HNO 3, dans lequel le degré d'oxydation de l'azote est +5, est plus fort que l'acide nitreux HNO 2 (le degré d'oxydation de l'azote est +3) ; l'acide sulfurique H 2 SO 4 (S +6) est plus fort que l'acide sulfureux H 2 SO 3 (S +4).

Obtention d'acides

1. Des acides sans oxygène peuvent être obtenus par combinaison directe de non-métaux avec de l'hydrogène.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Certains acides contenant de l'oxygène peuvent être obtenus interaction des oxydes d'acide avec l'eau.

3. Des acides sans oxygène et contenant de l'oxygène peuvent être obtenus par des réactions métaboliques entre les sels et les autres acides.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Certains acides peuvent être obtenus en utilisant réactions redox.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Goût aigre, effet sur les indicateurs, conductivité électrique, interaction avec les métaux, les oxydes basiques et amphotères, les bases et les sels, formation d'esters avec les alcools - ces propriétés sont communes aux acides inorganiques et organiques.

peut être divisé en deux types de réactions :

1) général Pour acides les réactions sont associées à la formation d'ions hydronium H 3 O + dans des solutions aqueuses ;

2) spécifique(c'est-à-dire caractéristiques) réactions acides spécifiques.

L'ion hydrogène peut entrer dans rédox réaction, réduction en hydrogène, ainsi que dans une réaction composée avec des particules chargées négativement ou neutres ayant des paires d'électrons libres, c'est-à-dire dans réactions acido-basiques.

Les propriétés générales des acides comprennent les réactions des acides avec des métaux dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène, par exemple :

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Les réactions acide-base comprennent des réactions avec des oxydes et des bases basiques, ainsi qu'avec des sels intermédiaires, basiques et parfois acides.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Notez que les acides polybasiques se dissocient progressivement et qu'à chaque étape suivante, la dissociation est plus difficile. Par conséquent, avec un excès d'acide, des sels acides se forment le plus souvent, plutôt que des sels moyens.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

À première vue, la formation de sels acides peut paraître surprenante monobasique acide fluorhydrique. Cependant, ce fait peut s'expliquer. Contrairement à tous les autres acides halohydriques, l'acide fluorhydrique en solution est partiellement polymérisé (en raison de la formation de liaisons hydrogène) et diverses particules (HF) X peuvent y être présentes, à savoir H 2 F 2, H 3 F 3, etc.

Un cas particulier d'équilibre acido-basique - réactions d'acides et de bases avec des indicateurs qui changent de couleur en fonction de l'acidité de la solution. Les indicateurs sont utilisés dans l'analyse qualitative pour détecter les acides et les bases dans les solutions.

Les indicateurs les plus couramment utilisés sont tournesol(V. neutre environnement violet, V aigre - rouge, V alcalin - bleu), orange de méthyle(V. aigre environnement rouge, V neutre - orange, V alcalin - jaune), phénolphtaléine(V. très alcalin environnement rouge framboise, V neutre et acide - incolore).

Propriétés spécifiques différents acides peuvent être de deux types : d'une part, les réactions conduisant à la formation sels insolubles, et deuxièmement, transformations rédox. Si les réactions liées à la présence de l'ion H + sont communes à tous les acides (réactions qualitatives de détection des acides), des réactions spécifiques sont utilisées comme réactions qualitatives pour les acides individuels :

Ag + + Cl - = AgCl (précipité blanc)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (précipité blanc)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (précipité jaune)

Certaines réactions spécifiques des acides sont dues à leurs propriétés rédox.

Les acides anoxiques dans une solution aqueuse ne peuvent être qu'oxydés.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Les acides contenant de l'oxygène ne peuvent être oxydés que si l'atome central qu'ils contiennent est dans un état d'oxydation inférieur ou intermédiaire, comme, par exemple, dans l'acide sulfureux :

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

De nombreux acides contenant de l'oxygène, dans lesquels l'atome central a l'état d'oxydation maximal (S +6, N +5, Cr +6), présentent les propriétés d'agents oxydants puissants. Le H 2 SO 4 concentré est un agent oxydant puissant.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Il faut rappeler que :

• Les solutions acides réagissent avec les métaux situés à gauche de l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques, sous réserve d'un certain nombre de conditions, dont la plus importante est la formation d'un sel soluble à la suite de la réaction. L'interaction de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) avec les métaux se déroule différemment.

L'acide sulfurique concentré à froid passive l'aluminium, le fer et le chrome.

• Dans l'eau, les acides se dissocient en cations hydrogène et anions de résidus acides, par exemple :

• Les acides inorganiques et organiques réagissent avec les oxydes basiques et amphotères, à condition qu'un sel soluble se forme :

• Les deux acides réagissent avec les bases. Les acides polybasiques peuvent former à la fois des sels intermédiaires et des sels acides (ce sont des réactions de neutralisation) :

• La réaction entre les acides et les sels ne se produit que si un précipité ou un gaz se forme :

L'interaction de H 3 PO 4 avec le calcaire s'arrêtera en raison de la formation du dernier précipité insoluble de Ca 3 (PO 4) 2 à la surface.

Les particularités des propriétés des acides nitrique HNO 3 et sulfurique concentré H 2 SO 4 (conc.) sont dues au fait que lorsqu'ils interagissent avec des substances simples (métaux et non-métaux), les agents oxydants ne seront pas des cations H + , mais des ions nitrate et sulfate. Il est logique de s'attendre à ce qu'à la suite de telles réactions, ce ne soit pas de l'hydrogène H2 qui se forme, mais d'autres substances soient obtenues : nécessairement du sel et de l'eau, ainsi qu'un des produits de la réduction des ions nitrate ou sulfate, selon la concentration des acides, la position du métal dans la série de tensions et les conditions de réaction (température, degré de broyage du métal, etc.).

Ces caractéristiques du comportement chimique de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) illustrent clairement la thèse de la théorie de la structure chimique sur l'influence mutuelle des atomes dans les molécules des substances.

Les notions de volatilité et de stabilité (stabilité) sont souvent confondues. Les acides volatils sont des acides dont les molécules passent facilement à l'état gazeux, c'est-à-dire s'évaporent. Par exemple, l’acide chlorhydrique est un acide volatil mais stable. Il est impossible de juger de la volatilité des acides instables. Par exemple, l'acide silicique non volatil et insoluble se décompose en eau et SiO 2. Les solutions aqueuses d'acides chlorhydrique, nitrique, sulfurique, phosphorique et d'un certain nombre d'autres acides sont incolores. Une solution aqueuse d'acide chromique H 2 CrO 4 est de couleur jaune et l'acide de manganèse HMnO 4 est pourpre.

Matériel de référence pour passer le test :

Tableau périodique

Tableau de solubilité