Амфотерность

Амфоте́рность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двоякий, 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».

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

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

${\mathsf{H}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{X}{\mathsf{O}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{X}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{\rightleftarrows }{\mathsf{X}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}$

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

$\mathsf{H}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{\rightleftarrows }{\mathsf{H}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{N}{O}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{-}}{\mathsf{K}}_{\mathsf{a}}\mathsf{\approx }\mathsf{1}{\mathsf{0}}^{\mathsf{-}\mathsf{5}}$

$\mathsf{H}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{N}{\mathsf{O}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}{\mathsf{K}}_{\mathsf{b}}\mathsf{\approx }\mathsf{1}{\mathsf{0}}^{\mathsf{-}\mathsf{7}}$

Идеальным амфолитом будет вода:

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{\rightleftarrows }{\mathsf{H}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}$

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:

$\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{\to }{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{O}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}$

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:

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{N}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{H}\mathsf{(}\mathsf{R}\mathsf{)}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{O}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{\rightleftarrows }{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{N}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{H}\mathsf{(}\mathsf{R}\mathsf{)}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{O}{\mathsf{O}}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{O}}^{\mathsf{+}}$

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{N}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{H}\mathsf{(}\mathsf{R}\mathsf{)}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{O}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{[}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{N}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{H}\mathsf{(}\mathsf{R}\mathsf{)}\text{-}\mathsf{C}\mathsf{O}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{]}}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}$

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:

$\mathsf{C}\mathsf{r}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{\to }\mathsf{C}\mathsf{r}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

$\mathsf{C}\mathsf{r}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{\to }\mathsf{N}{\mathsf{a}}_{\mathsf{3}}\mathsf{[}\mathsf{C}\mathsf{r}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{6}}\mathsf{]}$

$\mathsf{C}{\mathsf{r}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{\to }\mathsf{2}\mathsf{C}\mathsf{r}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

$\mathsf{C}{\mathsf{r}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\underset{}{\overset{{}^{o}t}{\to }}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{r}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

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:

$\mathsf{[}\mathsf{A}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{(}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{]}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{O}}^{\mathsf{+}}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{[}\mathsf{A}\mathsf{l}\mathsf{(}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}{\mathsf{)}}_{\mathsf{6}}{\mathsf{]}}^{\mathsf{3}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

$\mathsf{[}\mathsf{A}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{(}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{]}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{O}{\mathsf{H}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\rightleftarrows }\mathsf{[}\mathsf{A}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{6}}{\mathsf{]}}^{\mathsf{3}\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

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).

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