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

Przykładowy organiczny związek amfoteryczny, alanina, zawiera kwasową grupę karboksylową i zasadową grupę aminową

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 MO3−3 (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, MO3−4 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) MnO2−3
    • Mn(VI) i Mn(VII) tworzą tylko aniony tlenowe, manganiany MnO2−4 i nadmanganiany MnO4 (np. nadmanganian potasu, KMnO4).

Zobacz też

Przypisy

  1. Encyklopedia Biologia. Agnieszka Nawrot (red.). Kraków: Wydawnictwo GREG, s. 21. ISBN 978-83-7327-756-4.
  2. Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 790. ISBN 83-01-13654-5.

Media użyte na tej stronie

L-alanine-skeletal.svg
Imagen especular