Амфоте́рность (от др.-греч. (ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых химических веществ и 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 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
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:
Например, кислотно-основные свойства
азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:
Идеальным амфолитом будет вода:
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] :
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 –NH 2 . В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:
Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион ) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH 3 + являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO – и R–NH 2 – 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] :
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 H2 O и OH– . Например, для Al(OH 3 ) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:
4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа[6] . Например, для цинка: ZnCl 2 , [Zn(H 2 O)4 ]SO 4 (катионные) и Na 2 ZnO 2 , Na 2 (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 т. (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