W09s-Amfoterycznosc, chemia, szkolka

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 BrÆnsteda, 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 e