Амфотерность

В химии амфотерное соединение (от греч. amphoteros «оба») — это молекула или ион , которые могут реагировать как как кислота , так и как основание . ^{[1] Что именно это может означать}, зависит от того, какие определения кислот и оснований используются.

Одним из типов амфотерных видов являются амфипротные молекулы, которые могут либо отдавать , либо принимать протон ( H ⁺ ). Это то, что означает «амфотерный» в _{кислотно} -основной теории Бренстеда–Лоури . Например, аминокислоты и белки являются амфипротными молекулами из-за их аминных ( −NH2 ) и карбоксильных ( −COOH ) групп. Самоионизирующиеся соединения, такие как вода, также являются амфипротными.

Амфолиты — это амфотерные молекулы, которые содержат как кислотные, так и основные функциональные группы . Например, аминокислота H ₂ N−RCH−CO ₂ H имеет как основную группу −NH ₂ , так и кислотную группу −COOH и существует в виде нескольких структур в химическом равновесии :

{\ce {H2N-RCH-CO2H + H2O}}

{\ce {<=> H2N-RCH-COO- + H3O+}}

{\ce {<=> H3N+-RCH-COOH + OH-}}

{\ce {<=> H3N+-RCH-COO- + H2O}}

В приблизительно нейтральном водном растворе (pH ≅ 7) основная аминогруппа в основном протонирована, а карбоновая кислота в основном депротонирована, так что преобладающим видом является цвиттер -ион H ₃ N ⁺ −RCH−COO ^{− . Значение pH, при котором средний заряд равен нулю, известно как}изоэлектрическая точка молекулы . Амфолиты используются для установления стабильного градиента pH для использования в изоэлектрической фокусировке .

Оксиды металлов , которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли и воду, известны как амфотерные оксиды. Многие металлы (такие как цинк _{, олово, свинец, алюминий и бериллий) образуют амфотерные оксиды или гидроксиды. Оксид алюминия (Al2O3} ) является примером амфотерного оксида . Амфотерность зависит от степени окисления оксида . Амфотерные оксиды включают _оксид свинца(II) и оксид цинка , среди многих других. ^[2]

Этимология

Амфотерный происходит от греческого слова amphoteroi ( ἀμφότεροι ), что означает «оба». Родственные слова в кислотно-щелочной химии — амфихроматический и амфихромный , оба описывают вещества, такие как кислотно-щелочные индикаторы , которые дают один цвет при реакции с кислотой и другой цвет при реакции с основанием. ^[3]

Амфипротические молекулы

Согласно теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури , кислоты являются донорами протонов, а основания — акцепторами протонов. ^[4] Амфипротная молекула (или ион) может либо отдавать, либо принимать протон , таким образом действуя либо как кислота , либо как основание . Вода , аминокислоты , ион гидрокарбоната (или ион бикарбоната) HCO−3, дигидрофосфат ион H ₂ PO−4и гидросульфат -ион (или бисульфат-ион) HSO−4являются распространенными примерами амфипротных видов. Поскольку они могут отдавать протон, все амфипротные вещества содержат атом водорода. Кроме того, поскольку они могут действовать как кислота или основание, они амфотерны.

Примеры

Молекула воды амфотерна в водном растворе. Она может либо получить протон, образуя ион гидроксония H ₃ O ⁺ , либо потерять протон, образуя ион гидроксида OH ⁻ . ^[5]

Другая возможность — молекулярная реакция автоионизации между двумя молекулами воды, в которой одна молекула воды действует как кислота, а другая — как основание.

{\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}

Ион бикарбоната , HCO−3, является амфотерным, поскольку может действовать как кислота или основание:

Как кислота, теряя протон:

{\ce {HCO3- + OH- <=> CO3^2- + H2O}}

В качестве основания принимается протон:

{\ce {HCO3- + H+ <=> H2CO3}}

Примечание: в разбавленном водном растворе образование иона гидроксония , H ₃ O ⁺ (aq) , фактически завершено, поэтому гидратацию протона можно игнорировать по отношению к равновесию.

Другие примеры неорганических полипротонных кислот включают анионы серной кислоты , фосфорной кислоты и сероводорода , которые потеряли один или несколько протонов. В органической химии и биохимии важными примерами являются аминокислоты и производные лимонной кислоты .

Хотя амфипротные виды должны быть амфотерными, обратное неверно. Например, оксид металла, такой как оксид цинка , ZnO, не содержит водорода и поэтому не может отдавать протон. Тем не менее, он может действовать как кислота, реагируя с гидроксид-ионом, основанием:

{\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2OH- + H2O -> Zn(OH)_{4(aq)}^2-}}

Эта реакция не охватывается теорией кислотно-основных отношений Бренстеда-Лоури . Поскольку оксид цинка также может выступать в качестве основания:

{\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2H+ -> Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}}

его классифицируют как амфотерный, а не амфипротный.

Оксиды

Оксид цинка (ZnO) реагирует как с кислотами, так и с основаниями:

${\ce {ZnO + {\overset {acid}{H2SO4}}-> ZnSO4 + H2O}}$
${\ce {ZnO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Zn(OH)4]}}$

Эту реакционную способность можно использовать для разделения различных катионов , например, цинка (II), который растворяется в основании, от марганца (II), который не растворяется в основании.

Оксид свинца (PbO):

${\ce {PbO + {\overset {acid}{2 HCl}}-> PbCl2 + H2O}}$
${\ce {PbO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Pb(OH)4]}}$

Оксид свинца ₍ PbO2 ) :

${\ce {PbO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}-> PbCl4 + 2H2O}}$
${\ce {PbO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 2H2O -> Na2[Pb(OH)6]}}$

Оксид _{алюминия} ( Al2O3 ) :

${\ce {Al2O3 + {\overset {acid}{6 HCl}}-> 2 AlCl3 + 3 H2O}}$
${\ce {Al2O3 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4]}}$ (гидратированный алюминат натрия )

Оксид олова (SnO):

${\ce {SnO + {\overset {acid}{2 HCl}}<=> SnCl2 + H2O}}$
${\ce {SnO + {\overset {base}{4 NaOH}}+ H2O <=> Na4[Sn(OH)6]}}$

Оксид олова ( SnO2 ₎ :

${\ce {SnO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}<=> SnCl4 + 2H2O}}$
${\ce {SnO2 + {\overset {base}{4 NaOH}}+ 2H2O <=> Na4[Sn(OH)8]}}$

Диоксид ванадия ( VO2 ₎ :

${\ce {VO2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> VOCl2 + H2O}}$
${\ce {4 VO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2V4O9 + H2O}}$

Другие элементы, образующие амфотерные оксиды: галлий , индий , скандий , титан , цирконий , хром , железо , кобальт , медь , серебро , золото , германий , сурьма , висмут , бериллий и теллур .

Гидроксиды

Гидроксид алюминия также является амфотерным:

${\ce {Al(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> AlCl3 + 3 H2O}}$
${\ce {Al(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Al(OH)4]}}$

Гидроксид бериллия :

${\ce {Be(OH)2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> BeCl2 + 2 H2O}}$
${\ce {Be(OH)2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2[Be(OH)4]}}$ ^[6]

Гидроксид хрома :

${\ce {Cr(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> CrCl3 + 3H2O}}$
${\ce {Cr(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Cr(OH)4]}}$

Смотрите также

На Викискладе есть медиафайлы по теме Амфотерные оксиды .

Ссылки

^ IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «амфотерный». doi :10.1351/goldbook.A00306
^ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Prentice Hall. стр. 173–4. ISBN 978-0-13-039913-7.
^ Научный словарь Penguin 1994, Penguin Books
^ Петруччи, Ральф Х.; Харвуд, Уильям С.; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Верхняя Сэддл-Ривер, Нью-Джерси: Prentice Hall. стр. 669. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
^ Скуг, Дуглас А.; Уэст, Дональд М.; Холлер, Ф. Джеймс; Крауч, Стэнли Р. (2014). Основы аналитической химии (девятое изд.). Белмонт, Калифорния. стр. 200. ISBN 978-0-495-55828-6. OCLC 824171785.{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)
^ CHEMIX School & Lab — программное обеспечение для изучения химии, Арне Станднес (требуется загрузка программы)