Какой гидроксид проявляет более основные свойства

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

<.p>

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Ãèäðîêñèäû – ýòî õèìè÷åñêèå ñîåäèíåíèÿ, ñîñòîÿùèå èç àòîìà ìåòàëëà è ãèäðîêñèëüíîé ãðóïïû (ÎÍ). Íàïðèìåð, ãèäðîêñèä íàòðèÿ – NaOH, ãèäðîêñèä êàëüöèÿ – Ca(OH)2, ãèäðîêñèä áàðèÿ – Ba(OH)2 è ò.ä.

Ïîëó÷åíèå ãèäðîêñèäîâ.

1. Ðåàêöèÿ îáìåíà:

CaSO4 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2SO4,

2. Ýëåêòðîëèç âîäíûõ ðàñòâîðîâ ñîëåé:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 ↑+ Cl2↑,

3. Âçàèìîäåéñòâèå ùåëî÷íûõ è ùåëî÷íî-çåìåëüíûõ ìåòàëëîâ èëè èõ îêñèäîâ ñ âîäîé:

Ê + 2H2O = 2KOH + H2 ↑,

Õèìè÷åñêèå ñâîéñòâà ãèäðîêñèäîâ.

1. Ãèäðîêñèäû èìåþò ùåëî÷íîé õàðàêòåð ñðåäû.

2. Ãèäðîêñèäû ðàñòâîðÿþòñÿ â âîäå (ùåëî÷è) è áûâàþò íåðàñòâîðèìûìè. Íàïðèìåð, KOH – ðàñòâîðÿåòñÿ â âîäå, à Ca(OH)2 – ìàëîðàñòâîðèì, èìååò ðàñòâîð áåëîãî öâåòà. Ìåòàëëû 1-îé ãðóïïû ïåðèîäè÷åñêîé òàáëèöû Ä.È. Ìåíäåëååâà äàþò ðàñòâîðèìûå îñíîâàíèÿ (ãèäðîêñèäû).

3. Ãèäðîêñèäû ðàçëàãàþòñÿ ïðè íàãðåâå:

Cu(OH)2=CuO + H2O.

4. Ùåëî÷è ðåàãèðóþò ñ êèñëîòíûìè è àìôîòåðíûìè îêñèäàìè:

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O.

5. Ùåëî÷è ìîãóò ðåàãèðîâàòü ñ íåêîòîðûìè íåìåòàëëàìè ïðè ðàçëè÷íûõ òåìïåðàòóðàõ ïî-ðàçíîìó:

NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H2O (õîëîä),

NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (íàãðåâ).

6. Âçàèìîäåéñòâóþò ñ êèñëîòàìè:

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O.

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)2 и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H2SO4 + H2O ⇄ HSO4— + H3O+(катион гидроксония)

H2SO4 + CH3COOH ⇄ HSO4— + CH3COOH2+

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)2 — гидроксид кальция
Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH4OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)2, Al(OH)3).
2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH2), Al(OH)3).
3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)2, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)3, Zn(OH)2).
4. По силе (по степени диссоциации) различают:
   а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
   б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты. Для этого используют константу основности Kb — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода. Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pKb. Например, для аммиака NH3 имеем:

Получение

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2

2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO + H2O → Ca(OH)2.

3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2 + CI2

4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. В воде нерастворимы, кроме щелочей.

Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При работе с ними следует соблюдать технику безопасности и пользоваться индивидуальными средствами защиты.

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН—.

1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O,

растворимое

Mg(OH)2 + 2HCI → MgCI2 + 2H2O.

нерастворимое

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI2O3 → 2NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3 → NaAIO2 + 2H2O.

б) в растворе:

2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],

NaOH + AI(OH)3 → Na[AI(OH)4].

5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2 → CaO + H2O,

Cu(OH)2  → CuO  + H2O.

Кислотные гидроксиды – это неорганические соединения гидроксильной группы –ОН и металла или неметалла со степенью окисления +5, +6. Другое название – кислородсодержащие неорганические кислоты. Их особенностью является отщепление протона при диссоциации.

Классификация гидроксидов

Гидроксиды также имеют название гидроокисей и водокисей. Они есть практически у всех химических элементов, некоторые имеют широкое распространение в природе, например, минералы гидраргиллит и брусит – это гидроокиси алюминия и магния соответственно.

Выделяют следующие виды гидроксидов:

• основные;
• амфотерные;
• кислотные.

Классификация основывается на принадлежности оксида, образующего гидроокись, к основному, кислотному или амфотерному типу.

Общие свойства

Наибольший интерес вызывают кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, так как от них зависит возможность протекания реакций. Будет ли гидроокись проявлять кислотные, основные или амфотерные свойства, зависит от прочности связи между кислородом, водородом и элементом.

На прочность влияют ионный потенциал, с увеличением которого ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов.

Высшие гидроксиды

Высшими гидроокисями называют соединения, в которых образующий элемент находится в высшей степени окисления. Такие есть среди всех типов в классе. Пример основания – гидроксид магния. Гидроксид алюминия относится к амфотерным, а хлорная кислота может классифицироваться как кислотный гидроксид.

Изменение характеристик этих веществ в зависимости от образующего элемента можно проследить по периодической системе Д. И. Менделеева. Кислотные свойства высших гидроксидов усиливаются слева направо, а металлические, соответственно, ослабевают в этом направлении.

Основные гидроксиды

В узком смысле этот тип называется основанием, так как при его диссоциации отщепляется анион ОН. Самые известные из таких соединений – щелочи, например:

• Гашеная известь Са(ОН)2, используемая при побелке помещений, дублении кож, для приготовления противогрибковых жидкостей, строительных растворов и бетона, умягчения воды, производства сахара, хлорной извести и удобрений, каустификации карбонатов натрия и калия, нейтрализации кислых растворов, обнаружения углекислого газа, дезинфекции, снижения удельного сопротивления грунта, в качестве пищевой добавки.
• Каустический поташ КОН, применяемый в фотографии, нефтепереработке, пищевом, бумажном и металлургическом производстве, а также как щелочной элемент питания, нейтрализатор кислот, катализатор, газоочиститель, регулятор водородного показателя, электролит, компонент моющих средств, буровых растворов, красителей, удобрений, калийных органических и неорганических веществ, пестицидов, фармацевтических препаратов для лечения бородавок, мыла, синтетического каучука.
• Едкий натр NaOH, необходимый для целлюлозно-бумажной промышленности, омыления жиров при производстве моющих средств, нейтрализации кислот, изготовления биодизельного топлива, растворения засоров, дегазации отравляющих веществ, обработки хлопка и шерсти, мойки пресс-форм, пищевого производства, косметологии, фотографии.

Основные гидроксиды образуются как результат взаимодействия с водой соответствующих оксидов металлов, в подавляющем большинстве случаев со степенью окисления +1 или +2. К таким относятся щелочные, щелочноземельные и переходные элементы.

Кроме того, основания можно получить следующими способами:

• взаимодействием щелочи с солью малоактивного металла;
• реакцией между щелочным либо щелочноземельным элементом и водой;
• электролизом водного раствора соли.

Кислотные и основные гидроксиды взаимодействуют между собой с образованием соли и воды. Такая реакция называется нейтрализацией и имеет большое значение для титриметрического анализа. Кроме того, она используется в быту. При проливе кислоты нейтрализовать опасный реагент можно содой, а для щелочи используют уксус.

Кроме того, основные гидроокиси смещают ионное равновесие при диссоциации в растворе, что проявляется в изменении цветов индикаторов, и вступают в обменные реакции.

При нагревании нерастворимые соединения разлагаются на оксид и воду, а щелочи плавятся. Основный гидроксид и кислотный оксид образуют соль.

Амфотерные гидроксиды

Некоторые элементы в зависимости от условий проявляют то основные, то кислотные свойства. Гидроксиды на их основе называются амфотерными. Их легко определить по входящему в состав металлу, имеющему степень окисления +3, +4. Например, белое студенистое вещество – гидроксид алюминия Al(ОН)3, используемый при очистке воды благодаря его высокой адсорбирующей способности, изготовлении вакцин в качестве вещества, усиливающего иммунный ответ, в медицине для лечения кислотозависимых заболеваний желудочно-кишечного тракта. Также он часто включается в состав пластиков для подавления горения и выступает в качестве носителя для катализаторов.

Но есть и исключения, когда значение степени окисления элемента +2. Это характерно для бериллия, олова, свинца и цинка. Гидроксид последнего металла Zn(ОН)2 находит широкое применение в химических отраслях, в первую очередь, для синтеза различных соединений.

Получить амфотерную гидроокись можно, проведя реакцию между раствором соли переходного металла и разбавленной щелочью.

Амфотерный гидроксид и кислотный оксид, щелочь или кислота образуют соль при взаимодействии. Нагревание гидроокиси приводит к ее разложению на воду и метагидроксид, который при дальнейшем нагревании преобразуется в оксид.

Амфотерные и кислотные гидроксиды одинаково ведут себя в щелочной среде. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроокиси выступают в роли оснований.

Кислотные гидроксиды

Этот тип характеризуется наличием в составе элемента в степени окисления от +4 до +7. В растворе они способны отдавать катион водорода или принимать электронную пару и образовывать ковалентную связь. Чаще всего они имеют агрегатное состояние жидкости, но есть среди них и твердые вещества.

Образует гидроксид кислотный оксид, способный к солеобразованию и содержащий в составе неметалл или переходный металл. Оксид получается в результате окисления неметалла, разложения кислоты или соли.

Кислотные свойства гидроксидов проявляются в их способности окрашивать индикаторы, растворять активные металлы с выделением водорода, реагировать с основаниями и основными оксидами. Их отличительной особенностью является участие в окислительно-восстановительных реакциях. Во время химического процесса они присоединяют к себе отрицательно заряженные элементарные частицы. Способность выступать в качестве акцептора электронов ослабевает при разбавлении и превращении в соли.

Таким образом, можно выделить не только кислотно-основные свойства гидроксидов, но и окислительные.

Азотная кислота

HNO3 считается сильной одноосновной кислотой. Она очень ядовита, оставляет язвы на коже с желтым окрашиванием покровов, а ее пары моментально раздражают слизистую дыхательных путей. Устаревшее название – крепкая водка. Она относится к кислотным гидроксидам, в водных растворах полностью диссоциирует на ионы. Внешне выглядит как бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость. Концентрированным считается водный раствор, в который входит 60 — 70 % вещества, а если содержание превышает 95 %, его называют дымящейся азотной кислотой.

Чем выше концентрация, тем более темной выглядит жидкость. Она может иметь даже бурую окраску из-за разложения на оксид, кислород и воду на свету или при небольшом нагревании, поэтому хранить ее следует в емкости из темного стекла в прохладном месте.

Химические свойства кислотного гидроксида таковы, что перегонять без разложения его можно лишь при пониженном давлении. С ним реагируют все металлы кроме золота, некоторых представителей платиновой группы и тантала, но конечный продукт зависит от концентрации кислоты.

Например, 60%-е вещество при взаимодействии с цинком дает диоксид азота в качестве преобладающего побочного продукта, 30%-е – монооксид, 20%-е – оксид диазота (веселящий газ). Еще меньшие концентрации в 10% и 3% дают простое вещество азот в виде газа и аммонийную селитру соответственно. Таким образом, на основе кислоты можно получать различные нитросоединения. Как видно из примера, чем меньше концентрация, тем глубже восстановление азота. Также на это влияет активность металла.

Растворить золото или платину вещество может только в составе царской водки – смеси из трех частей соляной и одной азотной кислот. Стекло и политетрафторэтилен к нему устойчивы.

Помимо металлов вещество вступает в реакцию с основными и амфотерными оксидами, основаниями, слабыми кислотами. Во всех случаях в результате получаются соли, с неметаллами – кислоты. Не все реакции происходят безопасно, так, амины и скипидар самовоспламеняются при контакте с гидроксидом в концентрированном состоянии.

Соли называются нитратами. При нагревании они разлагаются или проявляют окислительные свойства. На практике используются как удобрения. В природе практически не встречаются из-за высокой растворимости, поэтому все соли кроме калийных и натриевых получают искусственно.

Саму кислоту получают из синтезированного аммиака и в случае необходимости концентрируют несколькими способами:

• смещением равновесия путем повышения давления;
• нагреванием в присутствии серной кислоты;
• дистилляцией.

Далее ее используют в производстве минеральных удобрений, красителей и лекарств, военной промышленности, станковой графике, ювелирном деле, органическом синтезе. Изредка разбавленную кислоту применяют в фотографии для подкисления тонирующих растворов.

Серная кислота

Н2SO4 – сильная двухосновная кислота. Выглядит как бесцветная тяжелая маслянистая жидкость, не обладает запахом. Устаревшее название – купорос (водный раствор) или купоросное масло (смесь с сернистым ангидридом). Такое наименование было присвоено из-за того, что в начале XIX века серу производили на купоросных заводах. В дань традиции кристаллогидраты сульфатов по сей день называют купоросом.

Производство кислоты налажено в промышленных масштабах и составляет около 200 миллионов тонн в год. Ее получают окислением сернистого газа кислородом или диоксидом азота в присутствии воды либо взаимодействием сероводорода с сульфатом меди, серебра, свинца или ртути. Получающееся в итоге концентрированное вещество является сильным окислителем: вытесняет галогены из соответствующих кислот, преобразует углерод и серу в кислотные оксиды. Гидроксид при этом восстанавливается до сернистого газа, сероводорода или серы. Разбавленная кислота обычно не проявляет окислительных свойств и образует средние и кислые соли или эфиры.

Обнаружить и идентифицировать вещество можно по реакции с растворимыми солями бария, в результате которой выпадает белый осадок сульфата.

В дальнейшем кислота используется в обработке руд, производстве минеральных удобрений, химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, различных отраслях промышленности, органическом синтезе, в качестве электролита, для получения минеральных солей.

Но применение сопряжено с определенными опасностями. Едкое вещество вызывает химические ожоги при соприкосновении с кожей или слизистыми оболочками. При вдыхании сначала появляется кашель, а впоследствии — воспалительные заболевания гортани, трахеи, бронхов. Превышение предельно допустимой концентрации в 1 мг на кубический метр смертельно опасно.

Столкнуться с сернокислотными парами можно не только на специализированных производствах, но и в атмосфере города. Такое случается, когда химические и металлургические предприятия осуществляют выбросы оксидов серы, которые затем выпадают в виде кислотных дождей.

Все эти опасности привели к тому, что оборот серной кислоты, содержащей более 45% массовой концентрации, в России ограничен.

Сернистая кислота

Н2SO3 — более слабая кислота по сравнению с серной. Ее формула отличается всего на один атом кислорода, но это делает ее неустойчивой. В свободном состоянии она не выделена, существует только в разбавленных водных растворах. Идентифицировать их можно по специфическому резкому запаху, напоминающему прогоревшую спичку. А подтвердить наличие сульфит-иона — по реакции с перманганатом калия, в результате которой красно-фиолетовый раствор обесцвечивается.

Вещество в разных условиях может выступать в роли восстановителя и окислителя, образовывать кислые и средние соли. Применяется оно для пищевого консервирования, получения целлюлозы из древесины, а также для деликатного отбеливания шерсти, шелка и других материалов.

Ортофосфорная кислота

Н3РО4 – кислота средней силы, которая выглядит как бесцветные кристаллы. Также ортофосфо?