Amfoteryczność, amfolity

Termin "amfoteryczność" określa specjalną własność subs­tancji, która polega na jej zacho­wa­niu się jak kwas lub jak zasada, zależnie od warunków. Substancje ta­kie na­­zywamy substancjami amfiprotycznymi (amfolitami).

Zgodnie z teorią Brnsteda, amfolitami są substancje, które w reakcjach w roztworze mogą przyłączać bądź odłączać protony.

Najpospolitszym amfolitem jest woda: H2O + H+ H3O+ ; H2O OH + H+

Szczególnymi amfolitami są uwodnione jony (akwo­jo­ny) metali. Typowym przykładem jest [Zn(OH)2]aq:

Zn(OH)2(H2O)2 + 2H3O+ Zn(H2O)42+ + 2H2O

Zn(OH)2(H2O)2 + 2OH Zn(OH)42 + 2H2O

Amfoteryczność tego (i innych) wodorotlenku objawia sie np. tym, że rozpuszczają się w kwa­sach i w zasa­dach.

Nie wszystkie wodorotlenki metali są amfolitami. Jeśli stała dysocjacji kwasowej wodorotlenku jest zbyt mała, wtedy słabo (lub wcale) nie rozpuszcza się on w zasa­dach. Drugim decy­du­ją­cym parametrem jest stężenie.

Tak więc AgOH (pKa=17.7) jest amfolitem, o ile jego stężenie jest 10-5 (wtedy rozpuszcza się w zasadach). Z kolei Fe(OH)3 (pKa=21.1) w ogóle nie jest zaliczany do amfolitów (rozpuszcza się w kwasach, ale w zasa­dach praktycznie nie).

Zależność logarytmu całkowitego stężenia jonów metalu w równowadze z osadem wodorotlenku od pH roztworu. Zauważmy, że Zn(OH)2 (pKa=17.3) jest zaliczany do amfolitów, zaś Fe(OH)3 (pKa=21.1) nie. Kryterium jest więc tylko ilościowe.

Do amfolitów należą, oprócz wodorotlenków metali przejściowych i niektórych metali grup głównych, także w szczególności:

częściowo sprotonowane aniony kwasów wielo­wo­do­ro­tlenowych, np. jony HCO3:

HCO3 H+ + CO32

(reakcję opisuje stała K=Ka,2 dla H2CO3)

HCO3 + H2O OH + H2CO3

(reakcję opisuje stała K=Kw/Ka,1 dla H2CO3)

aminokwasy:

R.NH2.COOH R.NH2.COO + H+

R.NH2.COOH + H2O R.NH3+.COOH + OH

sole słabych kwasów i słabych zasad.

Zatem każdemu amfolitowi można przypisać dwie sta­łe dysocjacji kwasowej: amfolitu jako kwasu (Ka,1) i kwa­su sprzężonego z amfolitem będącym zasadą (Ka,2).

Wzór (przybliżony) na [H+] roztworu amfolitu:

(nie trzeba pamiętać)

Jeśli c>>Ka,1 i Ka,2.c>>Kw, wtedy

(trzeba pamiętać)

Przykład: oblicz pH 0.1 M roztworu K2HPO4.

(dla H3PO4 pKa,1=2.2, pKa,2=7.2, pKa,3=12.3)

K2HPO4 jest solą, zatem dysocjuje całkowicie. Roztwór zawiera więc (prawie!) 0.1 M jonów HPO42. Jony te są amfolitem, opiywanym stałą pKa,2=7.2 (jako zasada sprzężona z kwasem H2PO4) i stałą pKa,3=12.3 (jako kwas HPO42). Korzystamy ze wzorów:

(pH=9.71)

Mniej dokładne wzory dają:

(pH=9.75)

oraz

(pH=9.75)

Amfolitami są także sole słabego kwasu i słabej zasady.

Np. octan amonowy dysocjuje całkowicie na jony:

CH­3COONH4 CH3COO + NH4

Jony te są, odpowiednio, słabą zasadą i słabym kwasem:

CH3COO + H2O CH3COOH + OH

NH4 + H2O NH3.H2O + H+

Także tutaj można zastosować ogólne wzory na [H+] amfolitów.

Przykład: oblicz pH 0.01M roztworu CH­3COONH4 (pKa,CH3COOH=4.8, pKa,NH4+=9.2)

Korzystamy z najprostszego wzoru (dokładniejszy nie jest tu potrzebny - proszę sprawdzić):

czyli pH=7

(moce kwasu NH4 i zasady CH3COO są jednakowe).

Uwaga:

Jeśli stężenie amfolitu oraz moce jego składników (kwa­su i zasady) nie są zbyt małe, wtedy pH roztworu prak­tycz­nie nie zależy od stężenia amfolitu i od proporcji kwas:zasada. Tak więc amfolity za­cho­wu­ją się podobnie do buforów.

Skale kwasowości w różnych rozpuszczalnikach

Najważniejszymi własnościami rozpuszczalników (z pun­ktu widzenia teorii kwasów i zasad) są ich włas­noś­ci donorowo-akceptorowe oraz stała dielektryczna.

Podział ogólny:

rozpuszczalniki cząsteczkowe (molekularne) - małe przewodnictwo, silna asocjacja: NH3, SO2, woda, acetamid;

rozpuszczalniki zjonizowane - duże przewodnictwo: najczęściej stopione sole;

ciekłe metale.

Ze względu na własności donorowo-akceptorowe:

bierne (aprotyczne) - nie reagują z kwasami lub zasadami (węglowodory i podobne);

czynne (protolityczne) - mogą reagować z kwasami (zasadowe, protonoakceptorowe: pirydyna, ketony, etery) lub z jednymi i drugimi (amfiprotyczne: woda, alkohole, amoniak, kwasy organiczne).

(Zauważmy, że nie są znane rozpuszczalniki, które reagowałyby wyłącznie kwasowo).

Skale kwasowości (zasadowości) są dla danego roz­pusz­czal­nika skalami pH (z pewnymi ograniczeniami). Dla rozpuszczalników aprotycznych skala ta nie jest ograniczona z żadnej strony. Dla rozpuszczalników zasadowych skala pH jest ogra­ni­czo­na jednostronnie, zaś dla amfiprotycznych - obu­stron­nie. Tak więc np. w etanolu skala pH rozciąga się od 0 do 18.9.

Rozpusz­czalnik	kation	anion	iloczyn jono­wy w 25o	stała diele­k­trycz­na 
acetamid	CH3CONH3+	CH3CONH	14.61)	59.21)
acetonitryl	CH3CNH+	CH3CN	19.5	36.2
amoniak	NH4+	NH2	322)	22.42)
dwumety­losulfo­tle­nek (DMSO)	C2H6SOH+	C2H5SO	33.3	48.9
etanol	C2H5OH2+	C2H5O	18.9	24.3
kwas fluo­ro­wo­do­ro­wy	H2F+	F-	10.73)	83.63)
kwas octowy	CH3COOH2+	CH3COO	15.2	6.2
kwas siarkowy	H3SO4+	HSO4	2.9	110
metanol	CH3OH2+	CH3O	16.7	32.6
woda	H3O+	OH	14.0	81.0

1) w 100oC 2) w -60oC 3) w -33oC

© J. Gliński, w. 09, p. 2

---