Amfoteryczność

Amfoteryczność – zdolność związku chemicznego do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolność związków chemicznych do bycia w jednych reakcjach kwasami, a w innych zasadami^[1].

Chemia organiczna

W chemii organicznej amfoteryczność wykazują amfolity, zawierające w cząsteczce odrębne grupy o charakterze kwasowym i zasadowym, np. aminokwasy białkowe.

Chemia nieorganiczna

Niemal każdy związek chemiczny jest w jakimś stopniu amfoteryczny. Ze związków nieorganicznych największą amfoteryczność przejawiają połączenia pierwiastków ze środkowych grup układu okresowego. Jest to typowe zachowanie dla wodorotlenków metali o średniej elektroujemności, np. glinu, cynku i berylu, oraz półmetali, np. arsenu i antymonu. Skłonność pierwiastków do tworzenia związków amfoterycznych jest związana ze zdolnością tworzenia przez jego związki w roztworze wodnym zarówno kationów, jak i anionów.

Np. jon glinu Al³⁺ w silnie kwasowych roztworach tworzy sole, np. AlCl₃ (przy nadmiarze chlorków tworzy kompleksy), w środowisku słabo kwasowym i obojętnym strąca się słabo rozpuszczalny wodorotlenek Al(OH)₃, który w alkalicznym środowisku roztwarza się z wytworzeniem jonów glinianowych, [Al(OH)₄]⁻ (tetrahydroksyglinian) i [Al(OH)₆]³⁻ (heksahydroksyglinian)^[2]:

Al³⁺ + 3OH⁻ ⇄ Al(OH)₃

Al(OH)₃ + OH⁻ ⇄ [Al(OH)₄]⁻

[Al(OH)₄]⁻ + 2OH⁻ ⇄ [Al(OH)₆]³⁻

Podobnie roztwarzane w roztworach zasadowych związki cynku tworzą tetrahydroksocynkany [Zn(OH)₄]²⁻, berylu – tetrahydroksoberylany [Be(OH)₄]²⁻, etc.

W przypadku związków pierwiastków o skłonnościach amfoterycznych, a występujących na kilku stopniach utlenienia, kwasowość takich związków rośnie wraz ze stopniem utlenienia:

tlenki arsenu(III) i antymonu(III) (o wspólnym wzorze ogólnym M₂O₃) roztwarzają się w silnie kwasowym środowisku z wytworzeniem kationów M³⁺, w alkalicznym środowisku tworzą się jony arseninowe i antymoninowe o ogólnych wzorach MO₃³⁻ (orto) lub MO₂⁻ (meta) – aniony reszt kwasu arsenawego i antymonawego. W przypadku arsenu(V) i antymonu(V) ich związki mają właściwości znacznie bardziej kwasowe – ich wolne kationy M⁵⁺ w roztworze praktycznie nie występują – hydrolizują z utworzeniem jonów arsenianowych i antymonianowych, czyli anionów odpowiednich kwasów tlenowych, MO₄³⁻ lub MO₃⁻, podobnych do reszt kwasu ortofosforowego i metafosforowego.
jony manganu na różnych stopniach utlenienia:
- Mn(II) i Mn(III) występują praktycznie tylko jako kationy
- Mn(IV) jest amfoteryczny i może tworzyć kationy Mn⁴⁺ oraz aniony manganianowe(IV) MnO₃²⁻
- Mn(VI) i Mn(VII) tworzą tylko aniony tlenowe, manganiany MnO₄²⁻ i nadmanganiany MnO₄⁻ (np. nadmanganian potasu, KMnO₄).

Zobacz też

Przypisy

↑ Encyklopedia Biologia, AgnieszkaA. Nawrot (red.), Kraków: Wydawnictwo GREG, s. 21, ISBN 978-83-7327-756-4 .
↑ AdamA. Bielański AdamA., Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2002, s. 790, ISBN 83-01-13654-5 .

[eb-1] Encyklopedia Biologia, AgnieszkaA. Nawrot (red.), Kraków: Wydawnictwo GREG, s. 21, ISBN 978-83-7327-756-4 .

[Bielanski_2002-2] AdamA. Bielański AdamA., Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2002, s. 790, ISBN 83-01-13654-5 .

[1]

[2]