Επαμφοτερίζουσα χημική ένωση: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας |
|||
Γραμμή 6:
Κατά την άποψη του [[Λιούις|Lewis]] επαμφοτερίζοντα είναι τα σώματα που μπορούν να συμπεριφερθούν είτε ως ηλεκτρονιοδέκτες (οξέα) είτε σαν ηλεκτρονιοδότες (βάσεις).
==Επαμφοτερίζοντα οξείδια==
Τα πιό γνωστά επαμφοτερίζοντα οξείδια είναι : του [[οξείδιο του αργιλίου|αργιλίου]] (Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>), του [[οξείδιο του ψευδαργύρου|ψευδαργύρου]] (ZnO), του [[οξείδιο του μολύβδου|μολύβδου]] (PbO), του [[οξείδιο του κασσιτέρου|κασσιτέρου]] (SnO) και του [[οξείδιο του πυριτίου|πυριτίου]] (SiO<sub>2</sub>). Όταν τα οξείδια αυτά αντιδρούν με το νερό σχηματίζουν επαμφοτερίζοντα υδροξείδια.<br />
Συμπεριφέρονται :
*Ως ''βάσεις σε όξινο περιβάλλον'' εξουδετερώνοντας το οξύ π.χ.
Γραμμή 28:
PbO + Ca(OH)<sub>2</sub> ⟶ CaPbO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O (CaPbO<sub>2</sub> = μολυβδικό ασβέστιο)
</div>
==Επαμφοτερίζοντα υδροξείδια==
Μπορούν να προκύψουν από τα αντίστοιχα οξείδια με επίδραση νερού :<br />
<div style='text-align: center;'>
Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + 3H<sub>2</sub>O ⟶ 2Al(OH)<sub>3</sub><br />
SnO + H<sub>2</sub>O ⟶ Sn(OH)<sub>2</sub><br />
ZnO + H<sub>2</sub>O ⟶ Zn(OH)<sub>2</sub><br />
PbO + H<sub>2</sub>O ⟶ Pb(OH)<sub>2</sub><br />
</div>
Τα υδροξείδια αυτά συμπεριφέρονται :
*Ως ''βάσεις σε όξινο περιβάλλον'' εξουδετερώνοντας το οξύ π.χ.<br />
Γραμμή 45 ⟶ 51 :
H<sub>2</sub>SnO<sub>2</sub> + 2KOH ⟶ K<sub>2</sub>SnO<sub>2</sub> + 2H<sub>2</sub>O (Η<sub>2</sub>SnO<sub>2</sub> = κασσιτερώδες οξύ)
</div>
Σε υδατικό διάλυμα λοιπόν έχουμε τις εξής δράσεις :<br />
<div style='text-align: center;'>
(σαν αργιλικό οξύ) 3H<sup>+</sup> + AlO<sub>3</sub><sup>3-</sup> ⇄ Al(OH)<sub>3</sub> ⇄ Al<sup>3+</sup> + 3OH<sup>-</sup> (σαν υδροξείδιο του αργιλίου)<br />
(σαν ψευδαργυρικό οξύ) 2H<sup>+</sup> + ZnO<sub>2</sub><sup>2-</sup> ⇄ Zn(OH)<sub>2</sub> ⇄ Zn<sup>2+</sup> + 2OH<sup>-</sup> (σαν υδροξείδιο του ψευδαργύρου)<br />
(σαν κασσιτερώδες οξύ) 2H<sup>+</sup> + SnO<sub>2</sub><sup>2-</sup> ⇄ Sn(OH)<sub>2</sub> ⇄ Sn<sup>2+</sup> + 2OH<sup>-</sup> (σαν υδροξείδιο του κασσιτέρου)<br />
(σαν μολυβδώδες οξύ) 2H<sup>+</sup> + PbO<sub>2</sub><sup>2-</sup> ⇄ Pb(OH)<sub>2</sub> ⇄ Pb<sup>2+</sup> + 2OH<sup>-</sup> (σαν υδροξείδιο του μολύβδου)<br />
</div>
==Εξήγηση της επαμφοτερίζουσας συμπεριφοράς==
Ένα οξείδιο του γενικού τύπου ΣΟ <ref>Σ = χημικό στοιχείο, Ο = οξυγόνο</ref>, όταν διαλυθεί στο νερό δίνει την ένωση Σ(ΟΗ)<sub>2</sub> : ΣΟ + Η<sub>2</sub>Ο ⟶ Σ(ΟΗ)<sub>2</sub>. Όταν το στοιχείο Σ είναι πολύ ηλεκτροθετικό, τότε το ηλεκτρονικό νέφος είναι μετατοπισμένο προς το υδρογόνο και ο δεσμός Ο-Η είναι ενισχυμένος, ενώ ο δεσμός Σ-Ο είναι εξασθενημένος. Έτσι στο νερό η ένωση, διίσταται κατά το σχήμα : Σ(ΟΗ)<sub>2</sub> ⟶ Σ<sup>2+</sup> + 2ΟΗ<sup>-</sup> και παρουσιάζει σαφώς βασικό χαρακτήρα.<br />
Όταν όμως το στοιχείο Σ είναι ηλεκτραρνητικό, συμβαίνει το αντίθετο δηλ. το Σ έλκει προς τη μεριά του το νέφος ηλεκτρονίων, ο δεσμός Σ-Ο ενισχύεται και ο δεσμός Ο-Η αποδυναμώνεται οπότε έχουμε : Σ(ΟΗ)<sub>2</sub> ⟶ ΣΟ<sub>2</sub><sup>2-</sup> + 2Η<sup>+</sup>, δηλ. το Η αποδίδεται ως πρωτόνιο οπότε η ένωση έχει σαφώς όξινο χαρακτήρα.<br />
Όταν οι δεσμοί Σ-Ο και Ο-Η είναι εξίσου ισχυροί δηλ. το Σ έχει ενδιάμεση τιμή ηλεκτραρνητικότητας, <ref>Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας για μερικά στοιχεία είναι : F>O>Cl>N>Br>I>S>C>P>As>Sb>B>Bi>H>Si>Al> Μέταλλα</ref> τότε το οξείδιο ΣΟ σε όξινο περιβάλλον δίνει βάση <ref>Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O ⟶ Al(OH)<sub>3</sub></ref> και σε βασικό περιβάλλον δίνει οξύ.<ref>Al<sub>2</sub>O3 + H<sub>2</sub>O ⟶ H<sub>3</sub>AlO<sub>3</sub></ref>
==Αμφιπρωτικά μόρια==▼
▲==Αμφιπρωτικά μόρια==
==Σημειώσεις==
<references />
| |||