3. Periodni zakon i periodni sustav kemijski elementi

3.4. Periodične promjene svojstava tvari

Sljedeća svojstva jednostavnih i složene tvari:

• struktura jednostavne tvari(prvo nemolekularni, na primjer od Li do C, a zatim molekularni: N 2 - Ne);
• temperature taljenja i vrenja jednostavnih tvari: kada se pomiču slijeva nadesno duž razdoblja, t pl i t bp u početku se općenito povećavaju (dijamant je najvatrostalnija tvar), a zatim se smanjuju, što je povezano s promjenom struktura jednostavnih tvari (vidi gore);
• metalna i nemetalna svojstva jednostavnih tvari. Tijekom razdoblja, s povećanjem Z, sposobnost atoma da predaju elektron opada (E i raste), sukladno tome, metalna svojstva jednostavnih tvari slabe (nemetalna svojstva se povećavaju, jer E avg atoma raste). Odozgo prema dolje u skupinama A, naprotiv, metalna svojstva jednostavnih tvari rastu, a nemetalna svojstva slabe;
• sastav i kiselinsko-bazna svojstva oksida i hidroksida (tablica 3.1–3.2).

Tablica 3.1

Sastav viših oksida i najjednostavnijih vodikovih spojeva elemenata A-skupine

Kao što se vidi iz tablice. 3.1, sastav viših oksida se glatko mijenja u skladu s postupnim povećanjem kovalencije (oksidacijskog stanja) atoma.

S povećanjem naboja atomske jezgre u razdoblju slabe bazična svojstva oksida i hidroksida, a povećavaju kisela svojstva. Prijelaz s bazičnih oksida i hidroksida na kisele u svakoj se periodi odvija postupno, preko amfoternih oksida i hidroksida. Kao primjer u tablici. Slika 3.2 prikazuje promjenu svojstava oksida i hidroksida elemenata 3. periode.

Tablica 3.2

Oksidi i hidroksidi, formirana od elemenata 3. razdoblje, te njihova klasifikacija

U skupinama A, s povećanjem naboja atomske jezgre, povećavaju se osnovna svojstva oksida i hidroksida. Na primjer, za grupu IIA imamo:

1. BeO, Be(OH) 2 - amfoterni (slabo bazni i svojstva kiselina).

2. MgO, Mg(OH) 2 - slaba, bazična svojstva.

3. CaO, Ca(OH) 2 - izražena bazična svojstva (lužine).

4. SrO, Sr(OH) 2 - izražena bazična svojstva (lužine).

5. BaO, Ba(OH) 2 - izražena bazična svojstva (lužine).

6. RaO, Ra(OH) 2 - izražena bazična svojstva (lužine).

Isti trendovi mogu se pratiti za elemente drugih skupina (za sastav i acidobazna svojstva binarnih vodikovih spojeva, vidi tablicu 3.1). Općenito, s povećanjem atomskog broja tijekom razdoblja, osnovna svojstva vodikovih spojeva slabe, a kisela svojstva njihovih otopina se povećavaju: natrijev hidrid se otapa u vodi i tvori lužinu:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2,

A vodene otopine H 2 S i HCl su kiseline, pri čemu je jača solna kiselina.

1. U skupinama A s povećanjem naboja atomske jezgre raste i jakost kiselina bez kisika.

2. U vodikovim spojevima broj vodikovih atoma u molekuli (ili formulskoj jedinici) prvo raste od 1 do 4 (skupine IA–IVA), a zatim se smanjuje od 4 do 1 (skupine IVA–VIIA).

3. Hlapljivo (plinovito) u uvjetima okoline. su samo vodikovi spojevi elemenata skupina IVA–VIIA (osim H 2 O i HF)

Opisani trendovi promjena svojstava atoma kemijskih elemenata i njihovih spojeva sažeti su u tablici. 3.3

Tablica 3.3

Promjene svojstava atoma elemenata i njihovih spojeva s povećanjem naboja atomske jezgre

Primjer 3.3. Navedite formulu oksida s najizraženijim kiselim svojstvima:

Riješenje. Kisela svojstva oksida rastu slijeva nadesno tijekom perioda, a slabe odozgo prema dolje u skupini A. Uzimajući to u obzir, dolazimo do zaključka da su kisela svojstva najizraženija kod oksida Cl 2 O 7.

Odgovor: 4).

Primjer 3.4. Element anion E 2− ima elektronsku konfiguraciju atoma argona. Navedite formulu najvišeg oksida atoma nekog elementa:

Riješenje. Elektronska konfiguracija atoma argona je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, stoga je elektronska konfiguracija atoma E (atom E sadrži 2 elektrona manje od iona E 2−) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, što odgovara atomu sumpora. Element sumpor je u skupini VIA, formula najvišeg oksida elemenata ove skupine je EO 3.

Odgovor: 1).

Primjer 3.5. Označi simbol elementa čiji atom ima tri elektronska sloja i tvori hlapivi (v.u.) spoj sastava EN 2 (H 2 E):

Riješenje. Vodikovi spojevi sastava EN 2 (H 2 E) tvore atome elemenata skupina IIA i VIA, ali su hlapljivi u nultim uvjetima. su spojevi elemenata skupine VIA, koji uključuju sumpor.

Odgovor: 3).

Karakterizirani trendovi u promjenama kiselo-baznih svojstava oksida i hidroksida mogu se razumjeti na temelju analize sljedećih pojednostavljenih dijagrama strukture oksida i hidroksida (slika 3.1).

Iz pojednostavljene reakcijske sheme

slijedi da se učinkovitost međudjelovanja oksida s vodom za stvaranje baze povećava (prema Coulombovom zakonu) s povećanjem naboja na E n + ionu. Veličina ovog naboja raste kako se povećavaju metalna svojstva elemenata, tj. s desna na lijevo kroz razdoblje i odozgo prema dolje kroz skupinu. Tim redoslijedom rastu osnovna svojstva elemenata.

Riža. 3.1. Shema strukture oksida (a) i hidroksida (b)

Razmotrimo razloge koji stoje u pozadini opisanih promjena kiselinsko-baznih svojstava hidroksida.

S povećanjem oksidacijskog stanja elementa +n i smanjenjem polumjera iona E n + (to je upravo ono što se opaža s povećanjem naboja jezgre atoma elementa slijeva nadesno preko period), E–O veza je ojačana, a O–H veza je oslabljena; proces disocijacije hidroksida prema vrsti kiseline postaje vjerojatniji.

Odozgo prema dolje u skupini, radijus E n + raste, ali se vrijednost n + ne mijenja, kao rezultat toga, snaga E–O veze opada, njezino kidanje postaje lakše, a proces disocijacije hidroksid prema glavnom tipu postaje vjerojatniji.

Opća svojstva glavnih klasa anorganski spojevi. Uvjeti za nastanak "reakcija razmjene".

1. Acidobazna svojstva vodikovih spojeva.

A) Komentirajte sposobnost samoionizacije vode (jednadžba, K W). Na temelju strukture molekula (njihove polarizabilnosti) objasnite obrasce promjene topljivosti u vodi i kiselobaznih svojstava odgovarajućih otopina metana (CH 4), amonijaka (NH 3), fluorovodika (HF) i klorovodika. (HCl). Sastavite potrebne jednadžbe.

b) Koristeći koncept polarizirajućeg učinka kationa na H–O vezu, a također uzimajući u obzir broj hidrokso skupina, objasnite obrazac promjena kiselinsko-baznih svojstava hidroksida LiOH–Be(OH) 2 –H 3 BO 3 –H 2 CO 3 –HNO 3 –H 3 PO 4 –H 2 SO 4 –(H 2 SeO 4)–HClO 4. Napravite jednadžbe disocijacije za predložene tvari.

2. Obavezno i ​​izborno(uključujući posebne) reakcije kiselina i baza.

A) S kojom od navedenih tvari (otopina) mogu reagirati 20% otopine dušične, sumporne i octene kiseline: otopine KOH, NH 3, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl 2 i kristalni Cu, Ca3(PO4)2.

b) S kojom od navedenih tvari (otopina) mogu reagirati 20% otopine kalijevog hidroksida i amonijaka: otopine H 2 SO 4, CH 3 COOH; Zn(OH)2, Al(OH)3; MgCl 2 i kristalni Ag2O, AgCl.

U obje verzije eksperimenta podebljano su označene formule tvari, čija će interakcija zahtijevati pisanje neočitih jednadžbi.

Zadatak uključuje samo teoretsku raspravu, ali... Reakcijske jednadžbe moraju biti osmišljene i napisane unaprijed, uključujući i u ionskom obliku.

3. Uvjeti za reakcije izmjene sa solima.

Koje se reakcije izmjene mogu izvesti pomoću predloženih reagensa: razrijeđene otopine MnSO4, Ba(NO3)2, zasićena riješenje SrSO 4, kristalno CuS I FeS, kao i koncentrirane otopine HCl, CO 2 i NH 3. Razmotrite mogućnost izvođenja reakcija koje zahtijevaju sudjelovanje soli. Obrazložite svoje prijedloge izračunavanjem konstanti odgovarajućih tečajnih ravnoteža. Razmotrite moguće znakove reakcija.

Mora se imati na umu da ako se kao reagens koriste tvari koje su slabo topljive u vodi (u ovom slučaju CuS i FeS), tada reakcije koje uključuju njih moraju nužno biti popraćene otapanjem, tj. proizvodi takvih reakcija sami po sebi ne bi trebali proizvoditi taloženje. Na primjer, nepismeno je razmišljati o reakciji FeS ↓ i H 2 CO 3 u nadi da će se dobiti talog FeCO 3.

Reakcije sa bogati riješenje SrSO 4 predložiti korištenje otopine preko taloga, a ne sam sediment.

4. Ovisnost pH otopina o sastavu soli.

Odredite hidrolizabilnost iona predloženih soli (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4),

· izraditi jednadžbe hidrolize iona (iona, ako u hidrolizi sudjeluju i kation i anion soli); izračunajte konstantu hidrolize ( DO G (Al 3+) uzeti jednak ~10 -5).

napišite jednadžbu u molekularnom obliku

(molekularna jednadžba sastaviti prema prevladavajućoj ionskoj reakciji ).

· Poredaj soli prema rastućoj hidrolizabilnosti.

Eksperimentalno ispitati hidrolizabilnost. Da biste to učinili, ulijte ~1 ml odgovarajuće otopine u čistu epruvetu, navlažite stakleni štapić u ovoj otopini i nanesite otopinu na indikatorski papir. Pomoću ljestvice boja procijenite približnu pH vrijednost otopine. Zašto u dva slučaja pH odgovara neutralno okruženje?

5. Medij u otopinama srednjih i kiselih soli.

Sastavite jednadžbe pretežne ionske reakcije, utjecaj na okoliš u otopinama kalijevog orto-, hidro- i dihidrogenfosfata (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4). Treba imati na umu da se u otopinama kiselih soli, osim reakcija hidrolize, odvija i disocijacija aniona H 2 PO 4 ‒ i HPO 4 2 ‒. Okolina će biti određena prevladavajućom reakcijom. Usporedite konstante konkurentskih reakcija hidrolize i disocijacije aniona i zaključite o pH (više ili manje od 7). Usporedite rezultate preliminarne analize sa stvarnom pH vrijednošću (odredite univerzalnim indikatorom).

Referentni podaci za pripremu za eksperimente 3, 4, 5

Moderna formulacija periodični zakon : svojstva jednostavnih tvari, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, periodički ovise o veličini naboja jezgri njihovih atoma (redni broj).

Periodična svojstva su npr. atomski radijus, energija ionizacije, afinitet prema elektronu, elektronegativnost atoma, kao i neka fizička svojstva elemenata i spojeva (tališta i vrelišta, električna vodljivost itd.).

Izraz Periodnog zakona je

periodni sustav elemenata .

Najčešća opcija kratki oblik periodni sustav elemenata, u kojem su elementi podijeljeni u 7 razdoblja i 8 skupina.

Trenutno su dobivene jezgre atoma elemenata do broja 118. Ime elementa sa serijski broj 104 – ruterfordij (Rf), 105 – dubnij (Db), 106 – seaborgij (Sg), 107 – bohrijum (Bh), 108 – hasij (Hs) ), 109 – meitnerium ( Mt), 110 - darmstadij (Ds), 111 - roentgenij (Rg), 112 - kopernicij (Cn).
24. listopada 2012. u Moskvi, u Središnjem domu znanstvenika Ruske akademije znanosti, održana je svečana ceremonija dodjele naziva "flerovij" (Fl) 114. elementu, a "livermorij" (Lv) 116. element.

Razdoblja 1, 2, 3, 4, 5, 6 sadrže 2, 8, 8, 18, 18, odnosno 32 elementa. Sedmo razdoblje nije dovršeno. Zovu se razdoblja 1, 2 i 3 mali, ostatak - velik.

U razdobljima s lijeva na desno, metalna svojstva postupno slabe, a nemetalna svojstva se povećavaju, jer s povećanjem pozitivnog naboja atomskih jezgri povećava se broj elektrona u vanjskom elektroničkom sloju i opaža se smanjenje atomskih radijusa.

Na dnu tablice nalazi se 14 lantanida i 14 aktinoida. U U zadnje vrijeme Lantan i aktinij počeli su se klasificirati kao lantanidi, odnosno aktinidi.

Grupe su podijeljene u podskupine - glavni, odnosno podskupine A i nuspojave, odnosno podskupina B. Podskupina VIII B – poseban, sadrži trijade elementi koji čine obitelji metala željeza (Fe, Co, Ni) i platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Od vrha prema dolje u glavnim podskupinama, metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva slabe.

Broj grupe obično označava broj elektrona koji mogu sudjelovati u formiranju kemijske veze. Ovo je fizičko značenje grupni brojevi. Elementi bočnih podskupina imaju valentne elektrone ne samo u vanjskim slojevima, već iu pretposljednjim slojevima. Ovo je glavna razlika u svojstvima elemenata glavne i sekundarne podskupine.

Periodni sustav i elektronske formule atoma

Da biste predvidjeli i objasnili svojstva elemenata, morate znati napisati elektronsku formulu atoma.

U atomu koji se nalazi u zemljanom stanju, svaki elektron zauzima praznu orbitalu s najnižom energijom. Energetsko stanje određena prvenstveno temperaturom. Temperatura na površini našeg planeta je takva da su atomi u osnovnom stanju. Pri visokim temperaturama druga stanja atoma, koja su tzv uzbuđen.

Slijed slaganja razine energije prema rastućoj energiji poznata je iz rezultata rješavanja Schrödingerove jednadžbe:

1s< 2s < 2p < 3s < Зр < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 5d 4f < 6p.

Razmotrimo elektroničke konfiguracije atoma nekih elemenata četvrte periode (sl. 6.1).



Riža. 6.1. Raspodjela elektrona po orbitalama nekih elemenata četvrte periode

Treba napomenuti da postoje neke značajke u elektronička struktura atomi elemenata četvrte periode: za atome Cr i C u za 4 s-ljuska ne sadrži dva elektrona, već jedan, tj. "neuspjeh" vanjski s -elektron na prethodni d-ljuska.

Elektronske formule 24 Cr i 29 Cu atoma može se predstaviti na sljedeći način:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Fizički razlog "narušavanja" redoslijeda punjenja povezan je s različitom sposobnošću prodiranja elektrona u unutarnje slojeve, kao i posebnom stabilnošću elektroničkih konfiguracija d 5 i d 10, f 7 i f 14.

Svi elementi su podijeljeni u četiri vrste

:

1. U atomima s-elementi ispunjen s - vanjski sloj ljuske ns . Ovo su prva dva elementa svakog razdoblja.

2. Kod atoma p-elementi elektroni ispunjavaju p-ljuske vanjske np razine . To uključuje zadnjih 6 elemenata svakog razdoblja (osim prvog i sedmog).

3. U d-elementi ispunjen elektronima d -podrazina druge vanjske razine ( n-1)d . To su elementi interkalarnih dekada velikih razdoblja smještenih između s- i p-elementi.

4. U f-elementi ispunjen elektronima f -podrazina treće vanjske razine ( n-2)f . To su lantanidi i aktinoidi.

Promjene kiselinsko-baznih svojstava spojeva elemenata po skupinama i periodima periodnog sustava
(Kosselov dijagram)

Kako bi objasnio prirodu promjene kiselinsko-baznih svojstava spojeva elemenata, Kossel (Njemačka, 1923.) predložio je korištenje jednostavne sheme koja se temelji na pretpostavci da postoji čista ionska veza a između iona postoji Coulombova interakcija. Kosselova shema opisuje kiselinsko-bazna svojstva spojeva koji sadrže E–H i E–O–H veze, ovisno o naboju jezgre i polumjeru elementa koji ih tvori.

Kosselov dijagram za dva metalna hidroksida (za molekule LiOH i KOH ) prikazan je na sl. 6.2. Kao što se može vidjeti iz prikazanog dijagrama, radijus Li iona + manji od radijusa iona K+ i OH Grupa - - čvršće je vezana za litijev ion nego za kalijev ion. Kao rezultat toga, KOH će lakše disocirati u otopini i bit će izraženija osnovna svojstva kalijevog hidroksida.



Riža. 6.2. Kosselov dijagram za molekule LiOH i KOH

Na sličan način možete analizirati Kosselovu shemu za dvije baze CuOH i Cu(OH) 2 . Budući da je radijus iona Cu 2+ manji, a naboj je veći od naboja iona Cu+, OH - - skupinu će čvršće držati Cu 2+ ion .
Kao rezultat toga, baza Cu(OH)2 bit će slabiji od CuOH.

Tako, snaga baza raste kako se povećava radijus kationa, a njegov pozitivni naboj smanjuje .

Kosselov dijagram za dvije kiseline bez kisika HCl i HI prikazano na sl. 6.3.



Riža. 6.3. Kosselov dijagram za molekule HCl i HI

Budući da je radijus kloridnog iona manji od polumjera jodidnog iona, H+ ion je jače vezan za anion u molekuli klorovodične kiseline, što će biti slabije od jodovodične kiseline. Dakle, snaga anoksičnih kiselina raste s povećanjem polumjera negativnog iona.

Jakost kiselina koje sadrže kisik mijenja se na suprotan način. Povećava se kako se radijus iona smanjuje, a njegov pozitivni naboj povećava. Na sl. Slika 6.4 prikazuje Kosselov dijagram za dvije kiseline HClO i HClO 4.



Riža. 6.4. Kosselov dijagram za HClO i HClO 4

Ion C1 7+ je čvrsto vezan za ion kisika, pa će se proton lakše odvojiti u molekuli HC1O 4 . Istovremeno, veza iona C1+ s O 2- ionom manje jak, a u molekuli HC1O proton će jače zadržati O anion 2- . Kao rezultat, HClO 4 je jača kiselina od HClO.

Tako, Povećanje oksidacijskog stanja elementa i smanjenje polumjera iona elementa povećavaju kiselost tvari. Naprotiv, smanjenje oksidacijskog stanja i povećanje ionskog radijusa pojačavaju osnovna svojstva tvari.

Primjeri rješavanja problema

Sastavite elektroničke formule atoma i iona cirkonija O 2– , Al 3+ , Zn 2+ . Odredi kojoj vrsti elemenata pripadaju atomi Zr, O, Zn, Al.

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2,

O 2– 1s 2 2s 2 2p 6,

Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 ,

Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zr – d-element, O – p-element, Zn – d-element, Al – p-element.

Rasporedi atome elemenata prema rastu njihove energije ionizacije: K, Mg, Be, Ca. Obrazloži odgovor.

Riješenje. Energija ionizacije– energija potrebna za uklanjanje elektrona iz atoma u osnovnom stanju. U razdoblju slijeva nadesno energija ionizacije raste s povećanjem nuklearnog naboja; u glavnim podskupinama od vrha prema dolje smanjuje se s povećanjem udaljenosti od elektrona do jezgre.

Dakle, energija ionizacije atoma ovih elemenata raste u nizu K, Ca, Mg, Be.

Rasporedite atome i ione po rastućem redoslijedu njihovih polumjera: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Obrazloži odgovor.

Riješenje. Za ione koji sadrže isti broj elektrona (izoelektronički ioni), radijus iona će se povećati kako se njegov pozitivni naboj smanjuje, a negativni naboj povećava. Posljedično, radijus se povećava redom Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

Odredite kako se mijenjaju radijusi iona i atoma u nizu Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + i Na, Mg, Al, Si, P, S.

Riješenje. U nizu Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + radijus iona raste kako se povećava broj elektronskih slojeva iona istog predznaka sa sličnom elektronskom strukturom.

U nizu Na, Mg, Al, Si, P, S smanjuje se radijus atoma, jer s istim brojem slojeva elektrona u atomima raste naboj jezgre, a time i privlačenje elektrona jezgra se povećava.

Usporedi jakost kiselina H 2 SO 3 i H 2 SeO 3 i baza Fe(OH) 2 i Fe(OH) 3.

Riješenje. Prema Kosselovoj shemi H 2 SO 3 jača kiselina od H 2 SeO 3 , budući da je ionski radijus SE 4+ veći od radijusa iona S 4+, što znači S 4+ – O 2– veza jača je od veze Se 4+ – O 2– .

Prema Kosselovoj shemi Fe(OH)

2 jača baza budući da radijus Fe iona 2+ više od Fe iona 3+ . Osim toga, naboj Fe iona 3+ veći od onog Fe iona 2+ . Kao rezultat, Fe veza 3+ – O 2– je jači od Fe 2+ – O 2– i ION – lakše se odvajaju u molekuli Fe(OH)2.

Problemi koje treba samostalno riješiti

6.1.Sastavite elektroničke formule za elemente s nuklearnim nabojem +19, +47, +33 i one u osnovnom stanju. Označite kojoj vrsti elemenata pripadaju. Koja su oksidacijska stanja karakteristična za element s jezgrinim nabojem +33?




6.2.Napiši elektronsku formulu iona Cl – .

Kisela svojstva su ona koja su najizraženija u određenoj sredini. Ima ih cijeli niz. Potrebno je znati odrediti kisela svojstva alkohola i drugih spojeva, a ne samo odrediti sadržaj odgovarajuće okoline u njima. Ovo je također važno za prepoznavanje tvari koja se proučava.

Postoje mnogi testovi za kisela svojstva. Najelementarnije je uranjanje u supstancu indikatora - lakmus papira, koji na sadržaj vodika reagira tako da postane ružičast ili crven. Štoviše, zasićenija boja pokazuje jaču kiselinu. I obrnuto.

Kisela svojstva se povećavaju s povećanjem polumjera negativnih iona i, posljedično, atoma. To osigurava lakše uklanjanje čestica vodika. Ova kvaliteta je karakteristična značajka jake kiseline.

Tu su najkarakterističnija kisela svojstva. To uključuje:

Disocijacija (eliminacija vodikovog kationa);

Razgradnja (stvaranje vode pod utjecajem temperature i kisika);

Interakcija s hidroksidima (što rezultira stvaranjem vode i soli);

Interakcija s oksidima (kao rezultat također nastaju sol i voda);

Interakcija s metalima koji prethode vodiku u seriji aktivnosti (nastaju sol i voda, ponekad uz oslobađanje plina);

Interakcija sa solima (samo ako je kiselina jača od one koja je stvorila sol).

Kemičari često moraju proizvoditi vlastite kiseline. Postoje dva načina da ih uklonite. Jedan od njih je miješanje kiseli oksid sa vodom. Ova metoda se najčešće koristi. A druga je interakcija jake kiseline sa soli slabije kiseline. Koristi se nešto rjeđe.

Poznato je da se kisela svojstva očituju u mnogim.mogu biti više ili manje izražena ovisno o K. Svojstva alkohola očituju se u sposobnosti apstrakcije vodikovog kationa pri interakciji s alkalijama i metalima.

Alkoholati - soli alkohola - sposobni su hidrolizirati pod utjecajem vode i otpuštati alkohol s metalnim hidroksidom. To dokazuje da su kiselinska svojstva ovih tvari slabija od vode. Posljedično, okolina je u njima jače izražena.

Kisela svojstva fenola mnogo su jača zbog povećane polarnosti OH spoja. Stoga ova tvar također može reagirati s hidroksidima zemnoalkalnih i alkalijski metali. Kao rezultat toga nastaju soli - fenolati. Za identifikaciju fenola najučinkovitije je koristiti s (III), u kojem tvar dobiva plavo-ljubičastu boju.

Dakle, kisela svojstva u različitim spojevima manifestiraju se na isti način, ali različitim intenzitetom, što ovisi o strukturi jezgre i polaritetu vodikove veze. Pomažu u određivanju okoline tvari i njezina sastava. Uz ova svojstva postoje i osnovna, koja se povećavaju slabljenjem prvih.

Sve te karakteristike pojavljuju se u najsloženijim tvarima i čine važan dio svijeta koji nas okružuje. Uostalom, kroz njih se odvijaju mnogi procesi ne samo u prirodi, već iu živim organizmima. Stoga su kisela svojstva izuzetno važna, bez njih bi život na Zemlji bio nemoguć.