Amfoterisk
Amfotericitet (fra andet græsk ἀμφότεροι "dobbelt, dobbelt; gensidigt") - nogle kemikaliers og forbindelsers evne til at udvise både sure og basiske egenskaber afhængigt af forholdene .
Begrebet amfotericitet som karakteristisk for et stofs dobbelte adfærd blev introduceret i 1814 af J. Gay-Lussac og L. Tenard . A. Hanch , inden for rammerne af den generelle kemiske teori om syre-base-interaktioner (1917-1927), definerede amfotericitet som " nogle forbindelsers evne til at udvise både sure og basiske egenskaber, afhængigt af betingelserne og arten af de involverede reagenser i syre-base interaktionen, især afhængig af opløsningsmidlets egenskaber » [1] .
Amfotere hydroxider af sådanne elementer i hovedundergrupperne som beryllium , aluminium , gallium , arsen , antimon , selen osv., sådanne elementer af sekundære undergrupper som krom, zink, molybdæn, wolfram og mange andre. Normalt er den kemiske opførsel af hydroxider domineret af enten sur eller basisk karakter [2] .
Amfotericitet som en kemisk egenskab
Amfotericitet som en kemisk egenskab ved et stof kan manifestere sig på forskellige måder:
1. Inden for rammerne af teorien om elektrolytisk dissociation er dette et stofs evne til elektrolytisk dissociation både ved mekanismen af syrer (med eliminering af hydroniumioner, H + ), og ved mekanismen af baser (eliminering af hydroxidioner, OH- ) . Elektrolytter , som i opløsning ioniseres samtidigt af sure og basiske typer, kaldes amfolytter [3] . Hvis vi betegner den amfotere elektrolyt med formlen XOH, kan dens dissociation beskrives ved hjælp af skemaet:
For eksempel bestemmes salpetersyrens syre-base egenskaber af ligevægtsdissociationsprocesser med dannelsen af en nitritanion og en nitrosylkation:
Den ideelle amfolyt ville være vand:
Galliumhydroxid Ga(OH) 3 er også blandt de ideelle amfolytter , hvis anden og tredje dissociationskonstanter er praktisk talt ens i syre- og basistyper [2] .
2. Inden for rammerne af Bronsted-Lowrys protolytiske teori betragtes manifestationen af amfotericitet som protolittens evne til at fungere som en protondonor og -acceptor . For eksempel, for vand, manifesterer amfotericitet sig som autoprotolyse [4] :
Amfolytter vil også være stoffer, der i deres sammensætning har funktionelle grupper , der kan være donorer og acceptorer af protoner. For eksempel omfatter amfotere organiske elektrolytter proteiner , peptider og aminosyrer . Så aminosyrer har mindst en carboxylgruppe -COOH og en aminogruppe -NH2 i deres sammensætning . I opløsning gennemgår disse grupper delvis ionisering:
![{\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\højrevenstrepile [H_{3}N{\text{-}}CH (R){\text{-}}COOH]^{+}+OH^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6560c9779c0151e38468609d680cce17c09b5aec)
Aminosyremolekylet er således i to ligevægtsformer, ladet ( zwitterion ) og uladet. I disse kombinationer er R-COOH og R-NH 3 + potentielle syrer (donorer af protoner og kationer), og R-COO- og R-NH 2 er konjugerede potentielle baser (acceptorer af protoner og kationer).
3. Amfotericitet kan vise sig som et stofs evne til at interagere med både syrer og baser. Dette er karakteristisk for oxider , hydroxider og komplekse forbindelser af nogle p-elementer og de fleste d-elementer i mellemliggende oxidationstilstande. Amfotericitet i en eller anden grad er en fælles egenskab for hydroxider [3] . For eksempel kendes reaktioner for chrom (III) forbindelser [5] :
![{\mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH\rightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dec2c40000ec9290f591073f3abce87f6dc82854)
![{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow[ {}]{^{o}t))2NaCrO_{2}+H_{2}O))](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/30fb0c2af546eb92d64d396daeacb7b3e7ed998b)
Traditionelle ideer om manifestationen af amfotericitet af hydroxider som dissociation efter syre- og basistyper svarer ikke til virkeligheden [2] . Generelt kan den amfotere opførsel af uopløselige hydroxider af chrom (III), aluminium, zink beskrives som ionbytterreaktioner af medium ioner med ligander H 2 O og OH - . For eksempel kan for Al(OH) 3 ioniske ligevægte skrives som følger:
![{\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+}\højrevenstrepile [Al(H_{2}O)_{6} ]^{{3+}}+3H_{2}O}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5ea315ed0adc828c32124497c1eb071ff6176129)
![{\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-}\højrevenstrepile [Al(OH)_{6}]^{{3-)) +3H_{2}O}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e3786a07f6660518a28dbe89ea8f81ed224632f7)
4. I nogle tilfælde er et vigtigt indirekte tegn på amfotericitet et grundstofs evne til at danne to rækker af salte, kationiske og anioniske typer [6] . For eksempel for zink: ZnCl2 , [Zn( H2O ) 4 ]SO4 ( kationisk) og Na2ZnO2 , Na2 ( Zn (OH) 4 ) (anionisk) .
Links
- Amfoterisk // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Litteratur
- Amfotere hydroxider og deres adfærd i vandige opløsninger / Korolkov DV Fundamentals of uorganisk kemi. - M.: Oplysning, 1982. - 271 s.
- Syre- og basisegenskaber / Generel kemi. Ed. E. M. Sokolovskaya og L. S. Guzeya. - M .: Forlag i Moskva. un-ta, 1989. - 640 s. un-ta, 1989. - 640 s.
Noter
- ↑ Tanganov B.B. Kemiske analysemetoder. - Ulan-Ude, 2005. - 550 s.
- ↑ 1 2 3 Amfotere hydroxider og deres adfærd i vandige opløsninger / Korolkov DV Fundamentals of uorganisk kemi . - M.: Oplysning, 1982. - 271 s.
- ↑ 1 2 Ugay Ya. A. Generel og uorganisk kemi. - M.: Højere skole, 1997. - 527 s.
- ↑ Autoprotolyse af vand Arkivkopi af 13. oktober 2011 på Wayback Machine / Zhukov S. T. Chemistry. 8-9 klasse
- ↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Uorganiske stoffers kemiske egenskaber. - M.: Kemi, 2000. - 480 s.: ill.
- ↑ Syre og grundlæggende egenskaber / Generel kemi. Ed. E. M. Sokolovskaya og L. S. Guzeya. - M .: Forlag i Moskva. un-ta, 1989. - 640 s. un-ta, 1989. - 640 s.