Amfoterní

Amfoterita (z jiného řeckého ἀμφότεροι „dvojitý, dvojí; vzájemný“) – schopnost některých chemikálií a sloučenin vykazovat jak kyselé , tak zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách .

Pojem amfoterie jako charakteristiku dvojího chování látky zavedli v roce 1814 J. Gay-Lussac a L. Tenard . A. Hanch v rámci obecné chemické teorie acidobazických interakcí (1917-1927) definoval amfotericitu jako „ schopnost některých sloučenin vykazovat kyselé i zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách a povaze použitých činidel. v acidobazické interakci, zejména v závislosti na vlastnostech rozpouštědla » [1] .

Amfoterní hydroxidy prvků hlavních podskupin, jako je berylium , hliník , gallium , arsen , antimon , selen atd., prvky sekundárních podskupin, jako je chrom, zinek, molybden, wolfram a mnoho dalších. Obvykle chemickému chování hydroxidů dominuje buď kyselý, nebo zásaditý charakter [2] .

Amfoterita jako chemická vlastnost

Amfoterita jako chemická vlastnost látky se může projevovat různými způsoby:

1. V rámci teorie elektrolytické disociace se jedná o schopnost látky k elektrolytické disociaci jak mechanismem kyselin (s eliminací hydroniových iontů, H + ), tak mechanismem zásad (eliminace hydroxidové ionty, OH- ) . Elektrolyty , které jsou v roztoku ionizovány současně kyselým a zásaditým typem, se nazývají amfolyty [3] . Označíme-li amfoterní elektrolyt vzorcem XOH, lze jeho disociaci popsat schématem:

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

Například acidobazické vlastnosti kyseliny dusité jsou určeny rovnovážnými disociačními procesy s tvorbou dusitanového aniontu a nitrosylového kationtu:

{\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}\cca 10^{{-5))))

{\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows NE^{+}+OH^{-}\ \ K_{b}\cca 10^{{-7))))

Ideálním amfolytem by byla voda:

{\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}

Mezi ideální amfolyty patří také hydroxid gallia Ga(OH) 3 , jehož druhá a třetí disociační konstanta jsou u kyselého i zásaditého typu prakticky stejné [2] .

2. V rámci Bronsted-Lowryho protolytické teorie je projev amfoterice považován za schopnost protolitu působit jako donor a akceptor protonu . Například u vody se amfoterita projevuje jako autoprotolýza [4] :

{\mathsf {2H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+OH^{-}}}

Amfolyty budou také látky, které mají ve svém složení funkční skupiny , které mohou být donory a akceptory protonů. Například amfoterní organické elektrolyty zahrnují proteiny , peptidy a aminokyseliny . Takže aminokyseliny mají ve svém složení alespoň karboxylovou skupinu -COOH a aminoskupinu -NH2 . V roztoku procházejí tyto skupiny částečnou ionizací:

{\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}N{\text{-}}CH( R){\text{-}}COO^{-}+H_{3}O^{+}}}

{\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows [H_{3}N{\text{-}}CH (R){\text{-}}COOH]^{+}+OH^{-}}}

Molekula aminokyseliny je tedy ve dvou rovnovážných formách, nabitá ( zwitterion ) a nenabitá. V těchto kombinacích jsou R–COOH a R–NH 3 + potenciální kyseliny (donory protonů a kationtů) a R–COO– a R–NH 2 jsou konjugované potenciální báze (akceptory protonů a kationtů).

3. Amfoterita se může projevit jako schopnost látky interagovat s kyselinami i zásadami. To je charakteristické pro oxidy , hydroxidy a komplexní sloučeniny některých p-prvků a většiny d-prvků v přechodných oxidačních stavech. Amfoterita do té či oné míry je běžnou vlastností hydroxidů [3] . Například pro sloučeniny chrómu (III) jsou známé reakce [5] :

{\mathsf {Cr(OH)_{3}+3HCl\rightarrow CrCl_{3}+3H_{2}O))

{\mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH\rightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]}}

{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O}}

{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow[ {}]{^{o}t))2NaCrO_{2}+H_{2}O))

Tradiční představy o projevu amfoterice hydroxidů jako disociace podle kyselého a zásaditého typu neodpovídají skutečnosti [2] . Obecně lze amfoterní chování nerozpustných hydroxidů chrómu (III), hliníku, zinku popsat jako iontoměničové reakce středních iontů s ligandy H 2 O a OH - . Například pro Al(OH) 3 lze iontové rovnováhy zapsat následovně:

{\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+}\rightleftarrows [Al(H_{2}O)_{6} ]^{{3+}}+3H_{2}O}}

{\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-}\rightleftarrows [Al(OH)_{6}]^{{3-)) +3H_{2}O}}

4. V některých případech je důležitým nepřímým znakem amfoterie schopnost prvku tvořit dvě řady solí, kationtového a aniontového typu [6] . Například pro zinek: ZnCl2 , [ Zn( H20 ) 4 ]SO4 (kationtový) a Na2Zn02 , Na2 ( Zn (OH) 4 ) (aniontový) .

Odkazy

Amfoterický // Encyklopedický slovník Brockhause a Efrona : v 86 svazcích (82 svazcích a 4 dodatečné). - Petrohrad. , 1890-1907.

Literatura

Amfoterní hydroxidy a jejich chování ve vodných roztocích / Korolkov DV Základy anorganické chemie. - M.: Osvícení, 1982. - 271 s.
Kyselé a zásadité vlastnosti / Obecná chemie. Ed. E. M. Sokolovskaya a L. S. Guzeya. - M .: Moskevské nakladatelství. un-ta, 1989. - 640 s. un-ta, 1989. - 640 s.

Poznámky

↑ Tanganov B.B. Chemické metody analýzy. - Ulan-Ude, 2005. - 550 s.
↑ 1 2 3 Amfoterní hydroxidy a jejich chování ve vodných roztocích / Korolkov DV Základy anorganické chemie . - M.: Osvícení, 1982. - 271 s.
↑ 1 2 Ugay Ya. A. Obecná a anorganická chemie. - M.: Vyšší škola, 1997. - 527 s.
↑ Autoprotolysis of water Archivní kopie z 13. října 2011 na Wayback Machine / Zhukov S. T. Chemistry. třída 8-9
↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Chemické vlastnosti anorganických látek. - M.: Chemie, 2000. - 480 s.: ill.
↑ Kyselé a zásadité vlastnosti / Obecná chemie. Ed. E. M. Sokolovskaya a L. S. Guzeya. - M .: Moskevské nakladatelství. un-ta, 1989. - 640 s. un-ta, 1989. - 640 s.