Razlogi: razvrstitev in kemijske lastnosti. Baze: razvrstitev in kemijske lastnosti Tabela kemijskih lastnosti kislinskih soli baz

Po branju članka boste znali ločiti snovi na soli, kisline in baze. Članek opisuje, kaj je pH raztopine in kakšne splošne lastnosti imajo kisline in baze.

Tako kot kovine in nekovine so kisline in baze delitve snovi, ki temeljijo na podobnih lastnostih. Prva teorija o kislinah in bazah je pripadala švedskemu znanstveniku Arrheniusu. Po Arrheniusu je kislina razred snovi, ki pri reakciji z vodo disociirajo (razpadejo) in tvorijo vodikov kation H +. Arrheniusove baze v vodni raztopini tvorijo OH - anione. Naslednjo teorijo sta leta 1923 predlagala znanstvenika Bronsted in Lowry. Brønsted-Lowryjeva teorija opredeljuje kisline kot snovi, ki so sposobne oddati proton v reakciji (vodikov kation se v reakcijah imenuje proton). Baze so torej snovi, ki lahko v reakciji sprejmejo proton. Trenutno relevantna teorija je Lewisova teorija.

Lewisova teorija opredeljuje kisline kot molekule ali ione, ki so sposobni sprejeti elektronske pare, s čimer tvorijo Lewisove adukte (adukt je spojina, ki nastane s kombinacijo dveh reaktantov brez tvorbe stranskih produktov).

V anorganski kemiji s kislino praviloma razumemo Bronsted-Lowryjevo kislino, to je snovi, ki lahko oddajo proton. Če mislijo na definicijo Lewisove kisline, potem se v besedilu taka kislina imenuje Lewisova kislina. Ta pravila veljajo za kisline in baze.

Disociacija

Disociacija je proces razgradnje snovi na ione v raztopinah ali talinah. Na primer, disociacija klorovodikove kisline je razgradnja HCl v H + in Cl -.

Lastnosti kislin in baz

Baze so na otip ponavadi milne, medtem ko so kisline na splošno kislega okusa.

Ko baza reagira s številnimi kationi, nastane oborina. Ko kislina reagira z anioni, se običajno sprosti plin.
Pogosto uporabljene kisline:

H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Pogosto uporabljene baze:

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

Močne in šibke kisline in baze

Močne kisline

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

Primeri močnih kislin: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Seznam močnih kislin

• HCl - klorovodikova kislina
• HBr - vodikov bromid
• HI - vodikov jodid
• HNO 3 - dušikova kislina
• HClO 4 - perklorova kislina
• H 2 SO 4 - žveplova kislina

Šibke kisline

Samo delno raztopljen v vodi, na primer HF:

HF (raztopina) + H2O (l) → H3O + (raztopina) + F - (raztopina) - pri takšni reakciji več kot 90% kisline ne disociira:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Močne in šibke kisline lahko ločimo z merjenjem prevodnosti raztopin: prevodnost je odvisna od števila ionov, močnejša kot je kislina, bolj je disociirana, torej močnejša kot je kislina, večja je prevodnost.

Seznam šibkih kislin

• HF vodikov fluorid
• H 3 PO 4 fosforjeva kislina
• H 2 SO 3 žveplov
• H2S vodikov sulfid
• H 2 CO 3 premog
• H 2 SiO 3 silicij

Močna podlaga

Močne baze popolnoma disociirajo v vodi:

NaOH (raztopina) + H 2 O ↔ NH 4

Močne baze vključujejo kovinske hidrokside prve (alkalije, alkalijske kovine) in druge (alkalinotereni, zemeljskoalkalijske kovine) skupine.

Seznam močnih baz

• NaOH natrijev hidroksid (kavstična soda)
• KOH kalijev hidroksid (kavstična pepelika)
• LiOH litijev hidroksid
• Ba(OH) 2 barijev hidroksid
• Ca(OH) 2 kalcijev hidroksid (gašeno apno)

Šibki temelji

V reverzibilni reakciji v prisotnosti vode tvori OH - ione:

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

Večina šibkih baz so anioni:

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

Seznam šibkih baz

• Mg(OH) 2 magnezijev hidroksid
• Fe(OH) 2 železov(II) hidroksid
• Zn(OH) 2 cinkov hidroksid
• NH4OH amonijev hidroksid
• Fe(OH) 3 železov(III) hidroksid

Reakcije kislin in baz

Močna kislina in močna baza

To reakcijo imenujemo nevtralizacija: ko je količina reagentov zadostna za popolno disociacijo kisline in baze, bo nastala raztopina nevtralna.

primer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Šibka baza in šibka kislina

Splošna vrsta reakcije:
Šibka baza (raztopina) + H 2 O ↔ Šibka kislina (raztopina) + OH - (raztopina)

Močna baza in šibka kislina

Baza popolnoma disociira, kislina delno disociira, nastala raztopina ima šibke lastnosti baze:

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

Močna kislina in šibka baza

Kislina disociira popolnoma, baza pa ne disociira popolnoma:

Disociacija vode

Disociacija je razgradnja snovi na njene sestavne molekule. Lastnosti kisline ali baze so odvisne od ravnovesja, ki je prisotno v vodi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (raztopina) + OH - (raztopina)
K c = / 2
Ravnotežna konstanta vode pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, velja tudi enakost: = 10 -14, ki jo imenujemo disociacijska konstanta vode. Za čisto vodo = = 10 -7, torej -lg = 7,0.

To vrednost (-lg) imenujemo pH – vodikov potencial. Če pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, potem ima snov osnovne lastnosti.

Metode za določanje pH

Instrumentalna metoda

Posebna naprava, pH meter, je naprava, ki pretvori koncentracijo protonov v raztopini v električni signal.

Indikatorji

Snov, ki spreminja barvo v določenem območju pH, odvisno od kislosti raztopine, z uporabo več indikatorjev lahko dosežete dokaj natančen rezultat.

Sol

Sol je ionska spojina, ki jo tvorita kation, ki ni H+, in anion, ki ni O2-.

V šibki vodni raztopini soli popolnoma disociirajo. Določanje kislinsko-bazičnih lastnosti raztopine soli

, je treba ugotoviti, kateri ioni so prisotni v raztopini, in upoštevati njihove lastnosti: nevtralni ioni, ki nastanejo iz močnih kislin in baz, ne vplivajo na pH: v vodi ne sproščajo niti H + niti OH - ionov. Na primer Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Anioni, ki nastanejo iz šibkih kislin, imajo alkalne lastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); kationi z alkalnimi lastnostmi ne obstajajo.

Vsi kationi razen kovin prve in druge skupine imajo kisle lastnosti.

Puferska raztopina

• Raztopine, ki ohranjajo pH, ko dodamo majhno količino močne kisline ali močne baze, so v glavnem sestavljene iz:
• Mešanica šibke kisline, njene ustrezne soli in šibke baze

Šibka baza, ustrezna sol in močna kislina

• Za pripravo pufrske raztopine določene kislosti je potrebno zmešati šibko kislino ali bazo z ustrezno soljo, pri čemer je treba upoštevati:
• območje pH, v katerem bo puferska raztopina učinkovita
• Kapaciteta raztopine - količina močne kisline ali močne baze, ki jo lahko dodamo, ne da bi to vplivalo na pH raztopine

Ne sme priti do neželenih reakcij, ki bi lahko spremenile sestavo raztopine

Test:

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Razlogi.
4. kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto spojin anorganske narave in je pomemben v skoraj vseh strukturah človeške gospodarske in industrijske dejavnosti. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, njihovo pojavljanje v naravi in ​​njihovo proizvodnjo se brez izjeme preučujejo v šolskem tečaju kemije v razredih 8-11.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, ki predstavlja primere vsake snovi in ​​njihovo agregatno stanje ter pojavljanje v naravi. Prikazane so tudi interakcije, ki opisujejo kemijske lastnosti. Bomo pa pogledali vsakega od razredov posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentna voda: tvorba kislin (izjema SiO 2)

CO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

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

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: tvorba soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Imajo dvojne lastnosti in medsebojno delujejo po principu kislinsko-bazične metode (s kislinami, alkalijami, bazičnimi oksidi, kislimi oksidi). Ne delujejo z vodo.

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina = sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: pridobivanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije z OO: tvorba soli, taljenje

MnO + Rb 2 O = dvojna sol Rb 2 MnO 2

5. Fuzijske reakcije z alkalijami in karbonati alkalijskih kovin: nastajanje soli

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

Ne tvorijo kislin ali alkalij. Izkazujejo zelo specifične lastnosti.

Vsak višji oksid, ki ga tvori bodisi kovina bodisi nekovina, daje, kadar se raztopi v vodi, močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

V klasičnem zvoku (na podlagi položajev ED - elektrolitske disociacije - so kisline spojine, ki v vodnem okolju disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An -. Danes pa so kisline skrbno preučene v brezvodnih pogojih, zato obstajajo veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. Organske snovi imajo drugačno teoretično predstavo. Poleg empirične lahko za njih zapišete popolno in skrajšano strukturno formulo, ki bo odražala ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo povezavo med seboj in glavno funkcionalno skupina za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

• brez kisika - HBr, HCN, HCL in drugi;
• ki vsebujejo kisik (oksokisline) - HClO 3 in vse, kjer je kisik.

Anorganske kisline delimo tudi po stabilnosti (stabilne ali stabilne - vse razen ogljikove in žveplove kisline, nestabilne ali nestabilne - ogljikove in žveplove kisline). Po moči so lahko kisline močne: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorova in druge, pa tudi šibke: vodikov sulfid, hipoklorova in druge.

Organska kemija ne ponuja enake raznolikosti. Kisline, ki so po naravi organske, uvrščamo med karboksilne kisline. Njihova skupna značilnost je prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (mravljinčna), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki so še posebej skrbno poudarjene pri obravnavi te teme v šolskem tečaju kemije.

1. Solyanaya.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodikova.
5. Premog.
6. Vodikov jodid.
7. Žveplova.
8. Ocetna ali etanska.
9. Butan ali olje.
10. Benzoin.

Teh 10 kislin v kemiji so temeljne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot na splošno v industriji in sintezah.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti vključujejo predvsem različno agregatno stanje. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki imajo v normalnih pogojih obliko kristalov ali prahu (borova, ortofosforna). Velika večina znanih anorganskih kislin je različnih tekočin. Tudi vrelišča in tališča se razlikujejo.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, saj imajo moč uničiti organsko tkivo in kožo. Za odkrivanje kislin se uporabljajo indikatorji:

• metiloranžna (v normalnem okolju - oranžna, v kislinah - rdeča),
• lakmus (v nevtralnem - vijolično, v kislinah - rdeče) ali nekatere druge.

Najpomembnejše kemijske lastnosti vključujejo sposobnost interakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

Kemijske lastnosti anorganskih kislin

S čim so v interakciji?	Primer reakcije
1. S preprostimi snovmi - kovinami. Pogoj: kovina mora biti v EHRNM pred vodikom, saj je kovine za vodikom ne morejo izpodriniti iz sestave kislin. Pri reakciji vedno nastaneta plin vodik in sol.
2. Z razlogi. Rezultat reakcije sta sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z alkalijami imenujemo nevtralizacijske reakcije.	Katera koli kislina (močna) + topna baza = sol in voda
3. Z amfoternimi hidroksidi. Bistvo: sol in voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. Z bazičnimi oksidi. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = železov (II) klorid + H 2 O
5. Z amfoternimi oksidi. Končni učinek: sol in voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. S solmi, ki jih tvorijo šibkejše kisline. Končni učinek: sol in šibka kislina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Pri interakciji s kovinami vse kisline ne reagirajo enako. Kemija (9. razred) v šoli vključuje zelo plitvo študijo takšnih reakcij, vendar se tudi na tej ravni upoštevajo specifične lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline pri interakciji s kovinami.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemijsko naravo, ki jo pojasnjuje struktura kristalne mreže, pa tudi medsebojni vpliv atomov v molekulah. Vendar, če je bilo mogoče podati zelo specifično definicijo za okside, je to težje narediti za kisline in baze.

Tako kot kisline so baze po teoriji ED snovi, ki lahko v vodni raztopini razpadejo na kovinske katione Me n + in anione hidroksilnih skupin OH - .

• Topne ali alkalije (močne baze, ki se spreminjajo. Tvorijo jih kovine skupin I in II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to pomeni, da se upoštevajo elementi samo glavnih podskupin);
• Rahlo topen ali netopen (srednje jakosti, ne spremeni barve indikatorjev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularne (šibke baze, v vodnem okolju reverzibilno disociirajo na ionske molekule). Primer: N 2 H 4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (kažejo dvojne bazično-kislinske lastnosti). Primer: berilij, cink in tako naprej.

Vsaka predstavljena skupina se preučuje v šolskem tečaju kemije v razdelku "Osnove". Kemija v razredih 8-9 vključuje podrobno študijo alkalij in slabo topnih spojin.

Glavne značilne lastnosti baz

Vse alkalije in slabo topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristalnem stanju. Hkrati so njihove temperature taljenja običajno nizke, slabo topni hidroksidi pa pri segrevanju razpadejo. Barva podstavkov je različna. Če so alkalije bele, so lahko kristali slabo topnih in molekularnih baz zelo različnih barv. Topnost večine spojin tega razreda najdete v tabeli, ki predstavlja formule oksidov, baz, kislin, soli in prikazuje njihovo topnost.

Alkalije lahko spremenijo barvo indikatorjev na naslednji način: fenolftalein - škrlatno, metiloranžno - rumeno. To je zagotovljeno s prosto prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

Kemijske lastnosti
Alkalije	Rahlo topne baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol in voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kislinami (sol in voda): navadne nevtralizacijske reakcije (glej kisline) III. Medsebojno delujejo z AO, da tvorijo hidrokso kompleks soli in vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O ali Na 2 IV. Medsebojno delujejo z amfoternimi hidroksidi in tvorijo hidroksokompleksne soli: Enako kot pri AO, samo brez vode V. Reagirajte s topnimi solmi, da nastanejo netopni hidroksidi in soli: 3CsOH + železov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reagirajte s cinkom in aluminijem v vodni raztopini, da nastanejo soli in vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri segrevanju se lahko razgradijo: netopen hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kislinami (rezultat: sol in voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija z KO: Me +n (OH) n + KO = sol + H 2 O	I. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reagirajte z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To je večina kemijskih lastnosti, ki jih imajo baze. Kemija baz je precej preprosta in sledi splošnim zakonom vseh anorganskih spojin.

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

Na podlagi določb ED lahko soli imenujemo anorganske spojine, ki v vodni raztopini disociirajo na kovinske katione Me +n in anione kislih ostankov An n-. Tako si lahko predstavljate soli. Kemija daje več kot eno definicijo, vendar je ta najbolj natančna.

Poleg tega so vse soli glede na njihovo kemično naravo razdeljene na:

• Kislo (vsebuje vodikov kation). Primer: NaHSO 4.
• Bazične (ki vsebujejo hidrokso skupino). Primer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednje (sestavljeno samo iz kovinskega kationa in kislinskega ostanka). Primer: NaCL, CaSO 4.
• Dvojno (vključuje dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi in drugi). Primer: K 2.

Formule soli odražajo njihovo kemijsko naravo ter kažejo tudi na kakovostno in kvantitativno sestavo molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različne lastnosti topnosti, ki si jih lahko ogledate v ustrezni tabeli.

Če govorimo o stanju agregacije soli, potem moramo opaziti njihovo enotnost. Obstajajo samo v trdnem, kristalnem ali praškastem stanju. Barvna paleta je precej raznolika. Raztopine kompleksnih soli imajo praviloma svetle, nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Imajo podobne kemijske lastnosti kot baze, kisline in soli. Oksidi, kot smo že pregledali, se v tem faktorju od njih nekoliko razlikujejo.

Skupno lahko za srednje velike soli ločimo 4 glavne vrste interakcij.

I. Interakcija s kislinami (samo močna z vidika ED) s tvorbo druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi, pri katerih nastajajo soli in netopne baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topna sol + Cu(OH) 2 netopna baza

III. Reakcija z drugo topno soljo, da nastaneta netopna in topna sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovinami, ki se nahajajo v EHRNM levo od tiste, ki tvori sol. V tem primeru kovina, ki reagira, ne sme delovati z vodo v normalnih pogojih:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule kompleksnih, bazičnih, dvojnih in kislih soli same po sebi govorijo o specifičnosti izkazanih kemijskih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemijsko bistvo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin, poleg tega pa dajejo idejo o imenu snovi in ​​njenih fizikalnih lastnostih. Zato je treba njihovemu pisanju posvetiti posebno pozornost. Ogromno različnih spojin nam ponuja nasploh neverjetna znanost kemija. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del neizmerne raznolikosti.

Preden razpravljamo o kemijskih lastnostih baz in amfoternih hidroksidov, jasno opredelimo, kaj so?

1) Baze ali bazični hidroksidi vključujejo kovinske hidrokside v oksidacijskem stanju +1 ali +2, tj. katerih formule so zapisane kot MeOH ali Me(OH) 2. Vendar obstajajo izjeme. Tako hidroksidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 niso baze.

2) Amfoterni hidroksidi vključujejo kovinske hidrokside v oksidacijskem stanju +3, +4, kot tudi izjemoma hidrokside Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Kovinskih hidroksidov v oksidacijskem stanju +4 v nalogah USE ni, zato jih ne bomo upoštevali.

Kemijske lastnosti baz

Vse podlage so razdeljene na:

Spomnimo se, da berilij in magnezij nista zemeljskoalkalijski kovini.

Poleg tega, da so alkalije topne v vodi, zelo dobro disociirajo tudi v vodnih raztopinah, medtem ko imajo netopne baze nizko stopnjo disociacije.

Ta razlika v topnosti in sposobnosti disociacije med alkalijami in netopnimi hidroksidi vodi do opaznih razlik v njihovih kemijskih lastnostih. Tako so zlasti alkalije bolj kemično aktivne spojine in so pogosto sposobne vstopiti v reakcije kot netopne baze.

Interakcija baz s kislinami

Alkalije reagirajo s popolnoma vsemi kislinami, tudi zelo šibkimi in netopnimi. Na primer:

Netopne baze reagirajo s skoraj vsemi topnimi kislinami, vendar ne reagirajo z netopno silicijevo kislino:

Upoštevati je treba, da lahko tako močne kot šibke baze s splošno formulo oblike Me(OH) 2 tvorijo bazične soli, če primanjkuje kisline, na primer:

Interakcija s kislinskimi oksidi

Alkalije reagirajo z vsemi kislimi oksidi, pri čemer tvorijo soli in pogosto vodo:

Netopne baze lahko reagirajo z vsemi višjimi kislinskimi oksidi, ki ustrezajo stabilnim kislinam, na primer P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, s tvorbo srednjih soli:

Netopne baze tipa Me(OH) 2 reagirajo v prisotnosti vode z ogljikovim dioksidom izključno v bazične soli. Na primer:

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

Zaradi njegove izjemne inertnosti s silicijevim dioksidom reagirajo le najmočnejše baze, alkalije. V tem primeru nastanejo normalne soli. Pri netopnih bazah reakcija ne poteka. Na primer:

Interakcija baz z amfoternimi oksidi in hidroksidi

Vse alkalije reagirajo z amfoternimi oksidi in hidroksidi. Če reakcijo izvedemo s taljenjem amfoternega oksida ali hidroksida s trdno alkalijo, ta reakcija povzroči nastanek soli brez vodika:

Če uporabimo vodne raztopine alkalij, nastanejo hidroksokompleksne soli:

Pri aluminiju pod delovanjem presežka koncentrirane alkalije namesto Na soli nastane Na3 sol:

Interakcija baz s solmi

Vsaka baza reagira s katero koli soljo le, če sta hkrati izpolnjena dva pogoja:

1) topnost izhodnih spojin;

2) prisotnost oborine ali plina med reakcijskimi produkti

Na primer:

Toplotna stabilnost substratov

Vse alkalije, razen Ca(OH) 2, so odporne na vročino in se topijo brez razgradnje.

Vse netopne baze, pa tudi slabo topni Ca(OH) 2, pri segrevanju razpadejo. Najvišja temperatura razgradnje kalcijevega hidroksida je okoli 1000 o C:

Netopni hidroksidi imajo veliko nižje temperature razgradnje. Na primer, bakrov (II) hidroksid se razgradi že pri temperaturah nad 70 o C:

Kemijske lastnosti amfoternih hidroksidov

Interakcija amfoternih hidroksidov s kislinami

Amfoterni hidroksidi reagirajo z močnimi kislinami:

Amfoterni kovinski hidroksidi v oksidacijskem stanju +3, tj. tipa Me(OH) 3, ne reagirajo s kislinami, kot so H 2 S, H 2 SO 3 in H 2 CO 3, ker so soli, ki lahko nastanejo kot posledica takih reakcij, podvržene nepovratni hidrolizi v prvotni amfoterni hidroksid in ustrezna kislina:

Interakcija amfoternih hidroksidov s kislinskimi oksidi

Amfoterni hidroksidi reagirajo z višjimi oksidi, ki ustrezajo stabilnim kislinam (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni kovinski hidroksidi v oksidacijskem stanju +3, tj. tipa Me(OH) 3, ne reagirajo s kislimi oksidi SO 2 in CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksidov z bazami

Od baz amfoterni hidroksidi reagirajo samo z alkalijami. V tem primeru, če uporabimo vodno raztopino alkalije, nastanejo hidroksokompleksne soli:

In ko se amfoterni hidroksidi spojijo s trdnimi alkalijami, dobimo njihove brezvodne analoge:

Interakcija amfoternih hidroksidov z bazičnimi oksidi

Amfoterni hidroksidi reagirajo pri spajanju z oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin:

Termična razgradnja amfoternih hidroksidov

Vsi amfoterni hidroksidi so netopni v vodi in kot vsi netopni hidroksidi razpadejo pri segrevanju na ustrezen oksid in vodo.

Baze (hidroksidi)– kompleksne snovi, katerih molekule vsebujejo eno ali več hidroksi OH skupin. Najpogosteje so baze sestavljene iz kovinskega atoma in OH skupine. Na primer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca(OH) 2 je kalcijev hidroksid itd.

Obstaja baza - amonijev hidroksid, v kateri hidroksi skupina ni vezana na kovino, temveč na ion NH 4 + (amonijev kation). Amonijev hidroksid nastane, ko amoniak raztopimo v vodi (reakcija dodajanja vode k amoniaku):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijev hidroksid).

Valenca hidroksi skupine je 1. Število hidroksilnih skupin v osnovni molekuli je odvisno od valence kovine in ji je enako. Na primer NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.

Vsi razlogi - trdne snovi različnih barv. Nekatere baze so dobro topne v vodi (NaOH, KOH itd.). Vendar jih večina ni topnih v vodi.

V vodi topne baze imenujemo alkalije. Alkalne raztopine so "milne", spolzke na dotik in precej jedke. Alkalije vključujejo hidrokside alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Ostali so netopni.

Netopne baze- to so amfoterni hidroksidi, ki pri interakciji s kislinami delujejo kot baze, z alkalijami pa se obnašajo kot kisline.

Različne baze imajo različne sposobnosti odstranjevanja hidroksilnih skupin, zato jih delimo na močne in šibke baze.

Močne baze v vodnih raztopinah zlahka oddajo svoje hidroksi skupine, šibke baze pa ne.

Kemijske lastnosti baz

Za kemijske lastnosti baz je značilen njihov odnos do kislin, kislinskih anhidridov in soli.

1. Delujte po indikatorjih. Indikatorji spreminjajo barvo glede na interakcijo z različnimi kemikalijami. V nevtralnih raztopinah imajo eno barvo, v kislih pa drugo barvo. Pri interakciji z bazami spremenijo barvo: indikator metiloranžna postane rumen, indikator lakmusa postane moder, fenolftalein pa postane fuksija.

2. Interakcija s kislinskimi oksidi z tvorba soli in vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagira s kislinami, tvori sol in vodo. Reakcijo baze s kislino imenujemo reakcija nevtralizacije, saj po njenem zaključku medij postane nevtralen:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagira s solmi tvorjenje nove soli in baze:

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

5. Pri segrevanju se lahko razgradijo v vodo in glavni oksid:

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

Imate še vprašanja? Želite izvedeti več o temeljih?
Če želite dobiti pomoč od mentorja -.
Prva lekcija je brezplačna!

blog.site, pri celotnem ali delnem kopiranju gradiva je obvezna povezava do izvirnega vira.

Baze, amfoterni hidroksidi

Baze so kompleksne snovi, sestavljene iz kovinskih atomov in ene ali več hidroksilnih skupin (-OH). Splošna formula je Me +y (OH) y, kjer je y število hidrokso skupin, ki je enako oksidacijskemu stanju kovine Me. Tabela prikazuje razvrstitev baz.

Lastnosti alkalij, hidroksidov alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin

1. Vodne raztopine alkalij so milne na dotik in spremenijo barvo indikatorjev: lakmus - modra, fenolftalein - škrlatna.

2. Vodne raztopine disociirajo:

3. Interakcija s kislinami, vstop v reakcijo izmenjave:

Polikislinske baze lahko dajejo srednje in bazične soli:

4. Reagirajte s kislimi oksidi, pri čemer tvorite srednje in kisle soli, odvisno od bazičnosti kisline, ki ustreza temu oksidu:

5. Interakcija z amfoternimi oksidi in hidroksidi:

a) fuzija:

b) v raztopinah:

6. Interakcija z vodotopnimi solmi, če nastane oborina ali plin:

Netopne baze (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 itd.) Medsebojno delujejo s kislinami in pri segrevanju razpadejo:

Amfoterni hidroksidi

Amfoterne spojine so spojine, ki so lahko glede na pogoje donorji vodikovih kationov in imajo kisle lastnosti ter njihovi akceptorji, t.j. kažejo bazične lastnosti.

Kemijske lastnosti amfoternih spojin

1. V interakciji z močnimi kislinami kažejo osnovne lastnosti:

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

2. V interakciji z alkalijami - močnimi bazami kažejo kisle lastnosti:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kompleksna sol)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( kompleksna sol)

Kompleksne spojine so tiste, pri katerih je vsaj ena kovalentna vez tvorjena z donorsko-akceptorskim mehanizmom.

Splošna metoda za pripravo baz temelji na reakcijah izmenjave, s pomočjo katerih lahko dobimo tako netopne kot topne baze.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Ko s to metodo pridobimo topne baze, se obori netopna sol.

Pri pripravi v vodi netopnih baz z amfoternimi lastnostmi se je treba izogibati presežku alkalij, saj lahko pride do raztapljanja amfoterne baze, na primer:

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

V takih primerih se za pridobivanje hidroksidov uporablja amonijev hidroksid, v katerem se amfoterni hidroksidi ne raztopijo:

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

Srebrov in živosrebrov hidroksid se tako zlahka razgradita, da se pri poskusu pridobivanja z reakcijo izmenjave namesto hidroksidov oborijo oksidi:

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

V industriji se alkalije običajno pridobivajo z elektrolizo vodnih raztopin kloridov.

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

Alkalije lahko dobimo tudi z reakcijo alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ali njihovih oksidov z vodo.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

kisline

Kisline so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz vodikovih atomov, ki jih je mogoče nadomestiti s kovinskimi atomi in kislimi ostanki. V normalnih pogojih so kisline lahko trdne (fosforjeva H 3 PO 4; silicij H 2 SiO 3) in tekoče (v svoji čisti obliki bo žveplova kislina H 2 SO 4 tekočina).

Plini, kot so vodikov klorid HCl, vodikov bromid HBr, vodikov sulfid H 2 S, tvorijo ustrezne kisline v vodnih raztopinah. Število vodikovih ionov, ki jih tvori vsaka molekula kisline med disociacijo, določa naboj kislinskega ostanka (aniona) in bazičnost kisline.

Glede na protolitična teorija kislin in baz, sočasno predlagala danski kemik Brønsted in angleški kemik Lowry, je kislina snov odcepitev s to reakcijo protoni, A osnova– snov, ki lahko sprejemajo protone.

kislina → baza + H +

Na podlagi takih idej je jasno osnovne lastnosti amoniaka, ki zaradi prisotnosti osamljenega elektronskega para pri dušikovem atomu pri interakciji s kislinami učinkovito sprejme proton in tvori amonijev ion preko donorske akceptorske vezi.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

acid base kislinska baza

Splošnejša definicija kislin in baz predlagal ameriški kemik G. Lewis. Predlagal je, da so kislinsko-bazične interakcije popolnoma ne pride nujno s prenosom protonov. Pri Lewisovem določanju kislin in baz igra glavno vlogo pri kemijskih reakcijah elektronskih parov

Imenujemo katione, anione ali nevtralne molekule, ki lahko sprejmejo enega ali več parov elektronov Lewisove kisline.

Na primer, aluminijev fluorid AlF 3 je kislina, saj lahko pri interakciji z amoniakom sprejme elektronski par.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationi, anioni ali nevtralne molekule, ki lahko oddajajo elektronske pare, se imenujejo Lewisove baze (amoniak je baza).

Lewisova definicija zajema vse kislinsko-bazične procese, ki so jih upoštevale predhodno predlagane teorije. Tabela primerja trenutno uporabljene definicije kislin in baz.

Nomenklatura kislin

Ker obstajajo različne definicije kislin, sta njihova klasifikacija in nomenklatura precej poljubni.

Glede na število vodikovih atomov, ki se lahko izločijo v vodni raztopini, delimo kisline na enobazični(npr. HF, HNO 2), dvobazični(H 2 CO 3, H 2 SO 4) in triosnovni(H 3 PO 4).

Glede na sestavo kisline jih delimo na brez kisika(HCl, H2S) in ki vsebujejo kisik(HClO 4, HNO 3).

Običajno imena kislin, ki vsebujejo kisik izhajajo iz imena nekovine z dodatkom končnic -kai, -vaya,če je oksidacijsko stanje nekovine enako številu skupine. Ko se stopnja oksidacije zmanjša, se končnice spremenijo (v vrstnem redu padajoče stopnje oksidacije kovine): - neprozoren, zarjavel, - jajčast:

Če upoštevamo polarnost vezi vodik-nekovina znotraj obdobja, lahko zlahka povežemo polarnost te vezi s položajem elementa v periodnem sistemu. Od kovinskih atomov, ki zlahka izgubijo valenčne elektrone, vodikovi atomi sprejmejo te elektrone in tvorijo stabilno dvoelektronsko lupino, kot je lupina atoma helija, in dajejo ionske kovinske hidride.

V vodikovih spojinah elementov skupin III-IV periodnega sistema bor, aluminij, ogljik in silicij tvorijo kovalentne, šibko polarne vezi z vodikovimi atomi, ki niso nagnjeni k disociaciji. Pri elementih skupin V-VII periodnega sistema znotraj periode polarnost vezi nekovina-vodik narašča z nabojem atoma, vendar je porazdelitev nabojev v nastalem dipolu drugačna kot v vodikovih spojinah elementov, ki nagnjeni k oddajanju elektronov. Atomi nekovin, ki potrebujejo več elektronov za dokončanje elektronske lupine, privlačijo (polarizirajo) par veznih elektronov toliko močneje, kolikor večji je naboj jedra. Zato v nizu CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ali SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl vezi z vodikovimi atomi, medtem ko ostanejo kovalentne, postanejo bolj polarne narave in vodikov atom v element-vodikova vez dipol postane bolj elektropozitiven. Če se polarne molekule znajdejo v polarnem topilu, lahko pride do procesa elektrolitske disociacije.

Razpravljajmo o obnašanju kislin, ki vsebujejo kisik, v vodnih raztopinah. Te kisline imajo vez H-O-E in seveda na polarnost vezi H-O vpliva vez O-E. Zato te kisline praviloma lažje disociirajo kot voda.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Poglejmo si nekaj primerov lastnosti kislin, ki vsebujejo kisik, tvorijo elementi, ki lahko kažejo različne stopnje oksidacije. Znano je, da hipoklorova kislina HClO zelo šibka klorova kislina HClO 2 tudi šibek, a močnejša od hipoklorove, hipoklorove kisline HClO 3 močan. Perklorova kislina HClO 4 je ena od najmočnejši anorganske kisline.

Za kislo disociacijo (z eliminacijo H iona) je nujna cepitev O-H vezi. Kako lahko pojasnimo zmanjšanje jakosti te vezi v seriji HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tej seriji se poveča število atomov kisika, povezanih s centralnim atomom klora. Vsakič, ko nastane nova vez kisik-klor, se elektronska gostota črpa iz atoma klora in s tem iz enojne vezi O-Cl. Zaradi tega elektronska gostota delno zapusti vez O-H, ki je zaradi tega oslabljena.

Ta vzorec - krepitev kislih lastnosti z naraščajočo stopnjo oksidacije osrednjega atoma - značilnost ne le klora, ampak tudi drugih elementov. Na primer, dušikova kislina HNO 3, v kateri je oksidacijsko stanje dušika +5, je močnejša od dušikove kisline HNO 2 (oksidacijsko stanje dušika je +3); žveplova kislina H 2 SO 4 (S +6) je močnejša od žveplove kisline H 2 SO 3 (S +4).

Pridobivanje kislin

1. Lahko dobite kisline brez kisika z neposredno kombinacijo nekovin z vodikom.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Nekatere kisline, ki vsebujejo kisik, je mogoče pridobiti interakcija kislinskih oksidov z vodo.

3. Dobimo lahko tako kisline brez kisika kot tiste, ki vsebujejo kisik s presnovnimi reakcijami med solmi in drugimi kislinami.

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 (konc.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Nekatere kisline je mogoče pridobiti z redoks reakcije.

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

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

Kisli okus, učinek na indikatorje, električna prevodnost, interakcija s kovinami, osnovnimi in amfoternimi oksidi, bazami in solmi, tvorba estrov z alkoholi - te lastnosti so skupne anorganskim in organskim kislinam.

lahko razdelimo na dve vrsti reakcij:

1) splošno Za kisline reakcije so povezane s tvorbo hidronijevega iona H 3 O + v vodnih raztopinah;

2) specifična(tj. značilne) reakcije specifične kisline.

Vodikov ion lahko vstopi v redoks reakcija, redukcija do vodika, kot tudi v reakciji spojine z negativno nabitimi ali nevtralnimi delci z osamljenimi pari elektronov, tj kislinsko-bazične reakcije.

Splošne lastnosti kislin vključujejo reakcije kislin s kovinami v napetostnem nizu do vodika, na primer:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Kislinsko-bazične reakcije vključujejo reakcije z bazičnimi oksidi in bazami, pa tudi z vmesnimi, bazičnimi in včasih kislimi solmi.

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

Upoštevajte, da polibazične kisline postopoma disociirajo, pri vsaki naslednji stopnji pa je disociacija težja, zato s presežkom kisline najpogosteje nastanejo kisle soli in ne povprečne.

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

Na prvi pogled se morda zdi nastanek kislih soli presenetljiv enobazni fluorovodikova kislina. Vendar je to dejstvo mogoče pojasniti. Za razliko od vseh drugih halogenovodikovih kislin je fluorovodikova kislina v raztopinah delno polimerizirana (zaradi tvorbe vodikovih vezi) in v njej so lahko prisotni različni delci (HF) X, in sicer H 2 F 2, H 3 F 3 itd.

Poseben primer kislinsko-bazičnega ravnovesja - reakcije kislin in baz z indikatorji, ki spreminjajo barvo glede na kislost raztopine. Indikatorji se uporabljajo v kvalitativni analizi za odkrivanje kislin in baz v rešitvah.

Najpogosteje uporabljeni indikatorji so lakmus(V nevtralen okolju vijolična, V kislo - rdeče, V alkalno - modra), metiloranžna(V kislo okolju rdeče, V nevtralen - oranžna, V alkalno - rumeno), fenolftalein(V visoko alkalna okolju malinasto rdeča, V nevtralno in kislo - brezbarvna).

Posebne lastnosti različne kisline so lahko dveh vrst: prvič, reakcije, ki vodijo do nastanka netopne soli, in drugič, redoks transformacije.Če so reakcije, povezane s prisotnostjo iona H +, skupne vsem kislinam (kvalitativne reakcije za odkrivanje kislin), se kot kvalitativne reakcije za posamezne kisline uporabljajo specifične reakcije:

Ag + + Cl - = AgCl (bela oborina)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (bela oborina)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (rumena oborina)

Nekatere specifične reakcije kislin so posledica njihovih redoks lastnosti.

Anoksične kisline v vodni raztopini lahko samo oksidirajo.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Kisline, ki vsebujejo kisik, se lahko oksidirajo le, če je osrednji atom v njih v nižjem ali vmesnem oksidacijskem stanju, kot na primer v žveplovi kislini:

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

Številne kisline, ki vsebujejo kisik, v katerih ima centralni atom največje oksidacijsko stanje (S +6, N +5, Cr +6), imajo lastnosti močnih oksidantov. Koncentrirana H 2 SO 4 je močan oksidant.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Ne smemo pozabiti, da:

• Raztopine kisline reagirajo s kovinami, ki so levo od vodika v nizu elektrokemičnih napetosti, ob upoštevanju številnih pogojev, od katerih je najpomembnejši nastanek topne soli kot rezultat reakcije. Interakcija HNO 3 in H 2 SO 4 (konc.) s kovinami poteka drugače.

Koncentrirana žveplova kislina na hladnem pasivizira aluminij, železo in krom.

• V vodi kisline disociirajo na vodikove katione in anione kislinskih ostankov, na primer:

• Anorganske in organske kisline reagirajo z bazičnimi in amfoternimi oksidi, če nastane topna sol:

• Obe kislini reagirata z bazami. Polibazične kisline lahko tvorijo vmesne in kisle soli (to so reakcije nevtralizacije):

• Reakcija med kislinami in solmi se pojavi le, če nastane oborina ali plin:

Interakcija H 3 PO 4 z apnencem se bo ustavila zaradi nastanka zadnje netopne oborine Ca 3 (PO 4) 2 na površini.

Posebnosti lastnosti dušikove HNO 3 in koncentrirane žveplove H 2 SO 4 (konc.) kisline so posledica dejstva, da pri interakciji s preprostimi snovmi (kovine in nekovine) oksidanti ne bodo kationi H + , ampak nitratni in sulfatni ioni. Logično je pričakovati, da kot posledica takšnih reakcij ne nastane vodik H2, ampak se pridobijo druge snovi: nujno sol in voda, pa tudi eden od produktov redukcije nitratnih ali sulfatnih ionov, odvisno od koncentracije kislin, položaj kovine v napetostnem nizu in reakcijske pogoje (temperatura, stopnja mletja kovine itd.).

Te značilnosti kemijskega obnašanja HNO 3 in H 2 SO 4 (konc.) jasno ponazarjajo tezo teorije kemijske zgradbe o medsebojnem vplivu atomov v molekulah snovi.

Pojma volatilnost in stabilnost (stabilnost) se pogosto zamenjujeta. Hlapne kisline so kisline, katerih molekule zlahka preidejo v plinasto stanje, torej izhlapijo. Na primer, klorovodikova kislina je hlapljiva, a stabilna kislina. Nemogoče je oceniti hlapnost nestabilnih kislin. Na primer, nehlapna, netopna silicijeva kislina razpade na vodo in SiO 2. Vodne raztopine klorovodikove, dušikove, žveplove, fosforjeve in številnih drugih kislin so brezbarvne. Vodna raztopina kromove kisline H 2 CrO 4 je rumene barve, manganove kisline HMnO 4 pa škrlatne barve.

Referenčni material za opravljanje testa:

Periodni sistem

Tabela topnosti