Amfoter

Amfoteritás ( más görög ἀμφότεροι "kettős, kettős; kölcsönös") - egyes vegyi anyagok és vegyületek azon képessége, hogy a körülményektől függően savas és bázikus tulajdonságokat is felmutassanak .

Az amfoteritás fogalmát , mint egy anyag kettős viselkedésének jellemzőjét, 1814-ben vezette be J. Gay-Lussac és L. Tenard . A. Hanch a sav-bázis kölcsönhatások általános kémiai elméletének keretein belül (1917-1927) úgy határozta meg az amfoteritást, mint „ egyes vegyületek azon képességét, hogy savas és bázikus tulajdonságokat is felmutassanak, az érintett reagensek körülményeitől és természetétől függően. a sav-bázis kölcsönhatásban, különösen az oldószer tulajdonságaitól függően » [1] .

A fő alcsoportok olyan elemeinek amfoter hidroxidjai, mint a berillium , alumínium , gallium , arzén , antimon , szelén stb., olyan másodlagos alcsoportok elemei, mint a króm, cink, molibdén, volfrám és még sokan mások. A hidroxidok kémiai viselkedését általában a savas vagy bázikus jelleg uralja [2] .

Az amfoteritás mint kémiai tulajdonság

Az amfoteritás, mint egy anyag kémiai tulajdonsága, többféleképpen nyilvánulhat meg:

1. Az elektrolitikus disszociáció elméletének keretein belül ez egy anyag elektrolitikus disszociációs képessége mind a savak (hidronium-ionok eliminációjával, H + ), mind a bázisok mechanizmusa révén (a hidroxidionok, OH - ). Azokat az elektrolitokat , amelyeket oldatban egyszerre ionizálnak savas és bázikus típusok, amfolitoknak nevezzük [3] . Ha az amfoter elektrolitot XOH képlettel jelöljük, akkor disszociációja a következő sémával írható le:

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

Például a salétromsav sav-bázis tulajdonságait egyensúlyi disszociációs folyamatok határozzák meg nitrit-anion és nitrozil-kation képződésével:

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

{\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows NO^{+}+OH^{-}\ \ K_{b}\körülbelül 10^{{-7))))

Az ideális amfolit a víz:

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

A gallium-hidroxid Ga(OH) 3 is az ideális amfolitok közé tartozik , amelynek második és harmadik disszociációs állandója gyakorlatilag megegyezik savas és lúgos típusban [2] .

2. A Bronsted-Lowry protolitikus elmélet keretében az amfoteritás megnyilvánulása a protolit azon képessége, hogy protondonorként és akceptorként működjön . Például a víz esetében az amfoteritás autoprotolízisként nyilvánul meg [4] :

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

Az amfolitok olyan anyagok is lesznek, amelyek összetételükben olyan funkcionális csoportokat tartalmaznak , amelyek protonok donorai és akceptorai lehetnek. Például az amfoter szerves elektrolitok közé tartoznak a fehérjék , peptidek és aminosavak . Tehát az aminosavak összetételében legalább egy -COOH karboxilcsoport és egy -NH2 aminocsoport van . Az oldatban ezek a csoportok részleges ionizáción mennek keresztül:

{\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\jobbra balra [H_{3}N{\text{-}}CH (R){\text{-}}COOH]^{+}+OH^{-}}}

Így az aminosavmolekula két egyensúlyi formában van, töltéssel ( ikerion ) és töltés nélkül. Ezekben a kombinációkban az R–COOH és az R–NH 3 + potenciális savak (protonok és kationok donorai), az R–COO– és R–NH 2 pedig konjugált potenciális bázisok (protonok és kationok akceptorai).

3. Az amfoteritás az anyag azon képességeként nyilvánulhat meg, hogy savakkal és bázisokkal egyaránt kölcsönhatásba lép. Ez jellemző egyes p-elemek oxidjaira , hidroxidjaira és összetett vegyületeire, valamint a legtöbb d-elemre köztes oxidációs állapotban. Az amfoteritás bizonyos fokig a hidroxidok közös tulajdonsága [3] . Például a króm (III)-vegyületek esetében ismertek a reakciók [5] :

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

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

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

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

A hidroxidok amfoteritásának disszociációként való megnyilvánulására vonatkozó hagyományos elképzelések a sav és bázikus típusok szerint nem felelnek meg a valóságnak [2] . Általánosságban elmondható, hogy a króm(III), alumínium, cink oldhatatlan hidroxidok amfoter viselkedése a közepes ionok H 2 O és OH - ligandumokkal való ioncsere reakciójaként írható le . Például Al(OH) 3 esetén az ionos egyensúlyok a következőképpen írhatók fel:

{\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. Egyes esetekben az amfoteritás fontos közvetett jele egy elem azon képessége, hogy két sor sót képez, kationos és anionos típusú [6] . Például a cink esetében: ZnCl 2 , [Zn(H 2 O) 4 ]SO 4 (kationos) és Na 2 ZnO 2 , Na 2 (Zn(OH) 4 ) (anionos).

Linkek

Amfoterikus // Brockhaus és Efron enciklopédikus szótára : 86 kötetben (82 kötet és további 4 kötet). - Szentpétervár. , 1890-1907.

Irodalom

Amfoter hidroxidok és viselkedésük vizes oldatokban / Korolkov DV A szervetlen kémia alapjai. - M.: Felvilágosodás, 1982. - 271 p.
Savas és bázikus tulajdonságok / Általános kémia. Szerk. E. M. Sokolovskaya és L. S. Guzeya. - M .: Moszkvai Kiadó. un-ta, 1989. - 640 p. un-ta, 1989. - 640 p.

Jegyzetek

↑ Tanganov B.B. Kémiai elemzési módszerek. - Ulan-Ude, 2005. - 550 p.
↑ 1 2 3 Amfoter hidroxidok és viselkedésük vizes oldatokban / Korolkov DV A szervetlen kémia alapjai . - M.: Felvilágosodás, 1982. - 271 p.
↑ 1 2 Ugay Ya. A. Általános és szervetlen kémia. - M.: Felsőiskola, 1997. - 527 p.
↑ A víz autoprotolízise A Wayback Machine 2011. október 13-i archív példánya / Zhukov S. T. Chemistry. 8-9 évfolyam
↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Szervetlen anyagok kémiai tulajdonságai. - M.: Kémia, 2000. - 480 p.: ill.
↑ Savas és lúgos tulajdonságok / Általános kémia. Szerk. E. M. Sokolovskaya és L. S. Guzeya. - M .: Moszkvai Kiadó. un-ta, 1989. - 640 p. un-ta, 1989. - 640 p.