Доказательство амфотерности

Доказать амфотерность – написать реакции взаимодействия с гидроксидом и кислотой.

MnO₂ + 2H₂SO₄ → Mn(SO₄)₂ + 2H₂O;

Mn⁺⁴O₂ + 2NaOH → Na₂MnO₃ + 2H₂O.

H⁺₂Mn⁺⁴O^–2₃

Кислотами называют соединения, состоящие из одного или нескольких атомов H⁺ и кислотного остатка. Кислоты характеризуются кислым вкусом и способностью изменять фиолетовый цвет лакмуса на красный. Носителем кислотных свойств является гидратированный ион водорода (Н⁺).

HCl → Cl^‾, H₂S → S^2–, HNO₃ → NO₃^‾, H₂SO₄ → SO₄^2– , H₃PO₄ → PO₄^3–, H₄SiO₄ → SiO₄^4–.

Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов H в молекуле кислоты.

Классификация кислот

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HCl, HBr, HI, НNО₃, H₂SО₄, HClO₄, HMnO₄

остальные кислоты

Сила кислоты определяется константой или степенью электролитической диссоциации.

Одноосновные

содержащие один атом H⁺

Многоосновные

содержащие 2 и более атомов Н⁺

НNO₃ ,HCl, HNO₂, HClO₄

Н₂SO₄, Н₂CO₃, H₂S ,H₂SiO₃, Н₃PO₄, H₃AsO₄

Бескислородные (б/к)

Кислородсодержащие (к/с)

HCl, HBr, HI, HF, H₂S

HNO₂, НNО₃, H₂SО₄, HClO₄, HMnO₄, Н₂CO₃, H₂SiO₃, Н₃PO₄,

Кислоты можно разделить на 2 группы:

окислительные и неокислительные.

К неокислительным кислотам относятся

соляная (разбавленная и концентрированная),

серная (разбавленная).

Их окислительные свойства проявляются за счет иона водорода.

Окислительные кислоты –

серная (концентрированная),

азотная (разбавленная и концентрированная).

Особенности взаимодействия кислот с металлами

Кислота

Концентрация

Металлы (в порядке уменьшения активности)

активные Me

Na-Al

средне

активные

Al-Pb

мало

активные Me

Pb-H₂-Ag

Соляная

НСl

разб.

Соль + H₂

Соль + H₂

–

конц.

Соль + H₂

Соль + H₂

–

Серная

H₂SO₄

разб.

Соль + H₂

Соль + H₂

–

конц.

Соль+H₂S+H₂O

Соль+S+H₂O

Соль+SO₂+H₂O

Азотная

HNO₃

разб.

Соль+NH₄NO₃+H₂O

Соль+N₂+H₂O

Соль+NO+H₂O

конц.

Соль+N₂+H₂O

Соль+NO₂+H₂O

Соль+NO₂+H₂O

Фосфор

наяH₃PО₄

разб.

Соль + H₂

Соль + H₂

–

Концентрированная азотная и серная кислоты обладают способностью пассивировать отдельные металлы (Ti, Al, Cr, Be, Mo, Bi, Co, Fe, Mg, Nb). При пассивации на поверхности металлов образуется защитная плёнка оксида, предотвращающая воздействие на них кислот.

Химически активными металлами считаются металлы с электродными потенциалами Е⁰ < –0,4В, а химически малоактивными с Е⁰ > 0. Между указанными металлами находятся металлы средней активности. Значения электродных потенциалов приведены в таблице Приложения Л.

Номенклатура кислот

HСlO – хлорноватистая

ClO^–– гипохлорит-ион

HСlO₂ – хлористая

ClO₂^– – хлорит-ион

HСlO₃ – хлорноватая

ClO₃^– – хлорат-ион

HСlO₄ – хлорная

ClO₄^– – перхлорат-ион

HСl – соляная

Cl^– – хлорид-ион

HBr – бромоводородная

Br^–– бромид-ион

HF – плавиковая

F^– – фторид-ион

HNO₂ – азотистая

NO₂^– – нитрит-ион

HNO₃ – азотная

NO₃^– – нитрат-ион

HCN – синильная

CN^– – цианид-ион

HMnO₄ – марганцовая

MnO₄^– – манганат-ион

H₂MnO₄ – марганцовистая

MnO₄^2– – перманганат-ион

H₂СO₃ – угольная

СO₃^2– – карбонат-ион

H₂SO₃ – сернистая

SO₃^2– – сульфит-ион

H₂SO₄ – серная

SO₄^2– – сульфат-ион

H₂S₂O₇ – пиросерная

S₂O₇^2– – пиросульфат-ион

H₂S₂O₃ – тиосерная

S₂O₃^2– – тиосульфат-ион

HCrO₂ – метахромистая

CrO₂^–– метахромит-ион

H₂CrO₄ – хромовая

CrO₄^2– – хромат-ион

H₂Cr₂O₇ – двухромовая

Cr₂O₇^2– – бихромат-ион

HPO₂ – фосфорноватистая

PO₂^– – гипофосфит-ион

HPO₃ – метафосфорная

PO₃^– – метафосфат-ион

H₃PO₄ – фосфорная

PO₄^3– – фосфат-ион

HBO₂ – метаборная

BO₂^– – метаборат-ион

H₂B₄O₇ –тетраборная

B₄O₇^2– – тетраборат-ион

H₃BO₃ – ортоборная

BO₃^3– – ортоборат-ион

HAlO₂ – метаалюминиевая

AlO₂^– – метаалюминат-ион

H₃AlO₃ – ортоалюминиевая

AlO₃^3– – ортоалюминат-ион

H₂SiO₃ – кремниевая

SiO₃^2– – силикат-ион

H₃AsO₄ – мышьяковая

AsO₄^3– – арсенат-ион

H₂ZnO₂ – цинковая

ZnO₂^2– – цинкат-ион

НСООН – муравьиная

НСОО^– - формиат-ион

CH₃COOH – уксусная

CH₃COO^– – ацетат-ион

H₂C₂O₄ – щавелевая

C₂O₄^2– – оксалат-ион

C₁₇H₃₅COOH – стеариновая

C₁₇H₃₅COO^– – стеарат-ион