Амфотерность

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

Амфоте́рность (от др.-греч. (ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Понятие амфоте́рность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 гг.) определил амфоте́рность как «способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя»[1].

Амфотерные гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер[2].

Амфотерность как химическое свойство[править | править вики-текст]

Амфотерное поведение фторхинолонов

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H+ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами[3]. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

\mathsf{H^+ + XO^- \rightleftarrows XOH \rightleftarrows X^+ + OH^-}

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

\mathsf{HNO_2 \rightleftarrows H^+ + NO_2^- \ \ K_a \approx 10^{-5}}
\mathsf{HNO_2 \rightleftarrows NO^+ + OH^- \ \ K_b \approx 10^{-7}}

Идеальным амфолитом будет вода:

\mathsf{H_2O \rightleftarrows H^+ + OH^-}

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы[2].

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз[4]:

\mathsf{2H_2O \rightarrow H_3O^+ + OH^-}

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH2. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

\mathsf{H_2N\text{-}CH(R)\text{-}COOH + H_2O \rightleftarrows H_2N\text{-}CH(R)\text{-}COO^- + H_3O^+}
\mathsf{H_2N\text{-}CH(R)\text{-}COOH + H_2O \rightleftarrows [H_3N\text{-}CH(R)\text{-}COOH]^+ + OH^-}

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH3+ являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO и R–NH2 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов[3]. Например, для соединений хрома (III) известны реакции[5]:

\mathsf{Cr(OH)_3 + 3HCl \rightarrow CrCl_3 + 3H_2O}
\mathsf{Cr(OH)_3 + 3NaOH \rightarrow Na_3[Cr(OH)_6]}
\mathsf{Cr_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 6H_2O}
\mathsf{Cr_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow[]{^ot} 2NaCrO_2 + H_2O}

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам[2]. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH. Например, для Al(OH3) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

\mathsf{[Al(OH)_3(H_2O)_3] + 3H_3O^+ \rightleftarrows [Al(H_2O)_6]^{3+} + 3H_2O}
\mathsf{[Al(OH)_3(H_2O)_3] + 3OH^- \rightleftarrows [Al(OH)_6]^{3-} + 3H_2O}

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа[6]. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(H2O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

См. также[править | править вики-текст]

Ссылки[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

  • Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
  • Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Танганов Б.Б. Химические методы анализа. - Улан-Удэ, 2005.- 550 с.
  2. 1 2 3 Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
  3. 1 2 Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1997. - 527 с.
  4. Автопротолиз воды / Жуков С. Т. Химия. 8-9 класс
  5. Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ. – М.: Химия, 2000. – 480 с.: ил.
  6. Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с .