Амфотерность

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].

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бор, 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

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 ROH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H⁺ + RO^– ROH R⁺ + OH^–

Амфотерное поведение фторхинолонов

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

HNO₂ H⁺ + NO₂^- (K_a ~ 10⁵)

HNO₂ NO⁺ + OH^- (K_b ~ 10⁷).

Идеальным амфолитом будет вода:

H₂O 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]:

H₂O + H₂O H₃O⁺ + 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:

R–COOH + H₂O R–COO^– + H₃O⁺

R–NH₂ + H₂O R–NH₃⁺ + 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]:

Cr(OH₃) (тв) + 3HCl (р-р) CrCl₃ (р-р) + 3H₂O

Cr(OH₃) (тв) + NaOH (р-р) + 2H₂O Na[Cr(OH)₄(H₂O)₂] (р-р)

Cr₂O₃ (тв) + 6HCl (р-р) 2CrCl₃ (р-р) + 3H₂O

Cr₂O₃ (тв) + Na₂CO₃ (плавл) 2NaCrO₂ + CO₂ (газ)

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:

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3H₃O⁺ Al(H₂O)₆³⁺ + 3H₂O (в кислой среде)

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3OH^- Al(OH)₆^3-. (в щелочной среде)

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

• Амфотерные оксиды
• Амфотерные гидроксиды
• Протолитическая теория кислот и оснований
• Цвиттер-ион
• Электролитическая диссоциация

Ссылки

• Амфотерный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Литература

• 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

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 .