Главная
Новости
Строительство
Ремонт
Дизайн и интерьер




26.10.2021


24.10.2021


24.10.2021


22.10.2021


22.10.2021





Яндекс.Метрика





Амфотерность

17.09.2021

Амфотерность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двоякий, двойственный; обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Понятие амфотерность 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 амфотерность 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».

Амфотерны 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.

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. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H + + X O − ⇄ X O H ⇄ X + + O H − {displaystyle {mathsf {H^{+}+XO^{-} ightleftarrows XOH ightleftarrows X^{+}+OH^{-}}}}

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

H N O 2 ⇄ H + + N O 2 −     K a ≈ 10 − 5 {displaystyle {mathsf {HNO_{2} ightleftarrows H^{+}+NO_{2}^{-} K_{a}approx 10^{-5}}}} H N O 2 ⇄ N O + + O H −     K b ≈ 10 − 7 {displaystyle {mathsf {HNO_{2} ightleftarrows NO^{+}+OH^{-} K_{b}approx 10^{-7}}}}

Идеальным амфолитом будет вода:

H 2 O ⇄ H + + O H − {displaystyle {mathsf {H_{2}O ightleftarrows 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. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз:

2 H 2 O → H 3 O + + O H − {displaystyle {mathsf {2H_{2}O ightarrow H_{3}O^{+}+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:

H 2 N - C H ( R ) - C O O H + H 2 O ⇄ H 2 N - C H ( R ) - C O O − + H 3 O + {displaystyle {mathsf {H_{2}N{ ext{-}}CH(R){ ext{-}}COOH+H_{2}O ightleftarrows H_{2}N{ ext{-}}CH(R){ ext{-}}COO^{-}+H_{3}O^{+}}}} H 2 N - C H ( R ) - C O O H + H 2 O ⇄ [ H 3 N - C H ( R ) - C O O H ] + + O H − {displaystyle {mathsf {H_{2}N{ ext{-}}CH(R){ ext{-}}COOH+H_{2}O ightleftarrows [H_{3}N{ ext{-}}CH(R){ ext{-}}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. Например, для соединений хрома (III) известны реакции:

C r ( O H ) 3 + 3 H C l → C r C l 3 + 3 H 2 O {displaystyle {mathsf {Cr(OH)_{3}+3HCl ightarrow CrCl_{3}+3H_{2}O}}} C r ( O H ) 3 + 3 N a O H → N a 3 [ C r ( O H ) 6 ] {displaystyle {mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH ightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]}}} C r 2 O 3 + 6 H C l → 2 C r C l 3 + 3 H 2 O {displaystyle {mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl ightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O}}} C r 2 O 3 + 2 N a O H → o t 2 N a C r O 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{xrightarrow[{}]{^{o}t}}2NaCrO_{2}+H_{2}O}}}

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может быть описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH–. Например, для Al(OH)3 ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

[ A l ( O H ) 3 ( H 2 O ) 3 ] + 3 H 3 O + ⇄ [ A l ( H 2 O ) 6 ] 3 + + 3 H 2 O {displaystyle {mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+} ightleftarrows [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+}+3H_{2}O}}} [ A l ( O H ) 3 ( H 2 O ) 3 ] + 3 O H − ⇄ [ A l ( O H ) 6 ] 3 − + 3 H 2 O {displaystyle {mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-} ightleftarrows [Al(OH)_{6}]^{3-}+3H_{2}O}}}

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