Επαμφοτερίζουσα χημική ένωση: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας |
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας |
||
Γραμμή 1:
Στη χημεία, '''επαμφοτερίζουσα ουσία<ref>Στην ελληνική βιβλιογραφία οι επαμφοτερίζουσες ουσίες λέγονται και αμφολύτες ή και αμφιπρωτικές ενώσεις παρόλο το γεγονός ότι στους επίσημους ορισμούς της IUPAC παρατηρούνται κάποιες διαφορές :<br />
Στη χημεία, '''επαμφοτερίζουσα ουσία''' είναι εκείνη που μπορεί να συμπεριφερθεί είτε ως [[οξύ]] είτε ως [[βάση]].<br />▼
[http://www.goldbook.iupac.org/A00304.html Αμφιπρωτικοί διαλύτες]<br />
[http://www.goldbook.iupac.org/A00305.html Αμφολύτες]<br />
▲
Τα [[οξείδιο|οξείδια]] και τα [[υδροξείδιο|υδροξείδια]] πολλών μετάλλων (όπως ο [[ψευδάργυρος]], ο [[κασσίτερος]], ο [[μόλυβδος]], το [[αργίλιο]] και το [[βηρύλιο]]) και των περισσότερων μεταλλοειδών έχουν επαμφοτερίζοντα χαρακτήρα.<br />
Ως επαμφοτερίζοντα σώματα χαρακτηρίζονται επίσης και οι [[αμφολύτης|αμφολύτες]] (όπως π.χ. τα [[αμινοξύ|αμινοξέα]]) αλλά και τα αμφιπρωτικά μόρια (αυτά δηλαδή που μπορούν να αυτοϊονιστούν, όπως π.χ., το [[νερό]] και η [[αμμωνία]]), που μπορούν δηλαδή να δράσουν είτε ως δότες είτε ως δέκτες [[πρωτόνιο|πρωτονίων]].<br />
Γραμμή 5 ⟶ 8 :
Σύμφωνα με τις απόψεις των [[Μπρόνστεντ|Brønsted]] και [[Λόρυ|Lowry]], ως επαμφοτερίζουσες θεωρούνται οι ουσίες που συμπεριφέρονται τόσο σαν πρωτονιοδότες (οξέα) όσο και σαν πρωτονιοδέκτες (βάσεις) γιαυτό και λέγονται και αμφιπρωτικές.<br />
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 />
Γραμμή 20 ⟶ 24 :
*Ως ''οξέα σε βασικό περιβάλλον'' εξουδετερώνοντας τη βάση π.χ.<br />
<div style='text-align: center;'>
Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + 2KOH ⟶ 2KAlO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O (KAlO<sub>2</sub> = μετα-αργιλικό κάλιο)<ref>Μπορεί να γίνει και η αντίδραση : Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + 6KOH ⟶ 2K<sub>3</sub>AlO<sub>3</sub> + 3H<sub>2</sub>O (όπου K<sub>2</sub>AlO<sub>3</sub> = αργιλικό κάλιο)</ref>
</div>
<div style='text-align: center;'>
Γραμμή 26 ⟶ 30 :
</div>
<div style='text-align: center;'>
PbO + Ca(OH)<sub>2</sub> ⟶ CaPbO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O (CaPbO<sub>2</sub> =
</div>
==Επαμφοτερίζοντα υδροξείδια==
Μπορούν να προκύψουν από τα αντίστοιχα οξείδια με επίδραση νερού :<br />
Γραμμή 43 ⟶ 48 :
<div style='text-align: center;'>
Be(OH)<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> ⟶ BeSO<sub>4</sub> + 2H<sub>2</sub>O
</div>
<div style='text-align: center;'>
Pb(OH)<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>S ⟶ PbS + 2H<sub>2</sub>O
</div>
*Ως ''οξέα σε βασικό περιβάλλον'' εξουδετερώνοντας τη βάση. Σ'αυτή την περίπτωση βολεύει η αλλαγή στη συμβατική γραφή του υδροξειδίου για να μοιάζει με "οξύ" π.χ. το Al(OH)<sub>3</sub> μπορεί να γραφεί και ως H<sub>3</sub>AlO<sub>3</sub>. Έτσι θα είναι π.χ. :
Γραμμή 58 ⟶ 66 :
(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==
Ένα αμφιπρωτικό μόριο ή ιόν μπορεί να συμπεριφερθεί και ως δότης (δηλ. ως οξύ) και ως δέκτης (δηλ. ως βάση) ενός πρωτονίου, σύμφωνα με τους ορισμός των Brønsted και Lowry για τα οξέα και τις βάσεις. Το νερό, τα [[αμινοξύ|αμινοξέα]], το όξινο ανθρακικό ανιόν, το όξινο θειικό ανιόν κ.λ.π. είναι μερικά από τα πιό συνηθισμένα παραδείγματα αμφιπρωτικών μορίων ή ιόντων. Εφόσον οι αμφιπρωτικές ουσίες δρουν και ως οξέα, περιέχουν όλες άτομο υδρογόνου. Παραδείγματα :
*Το νερό όταν αντιδρά με υδροχλωρικό οξύ, δρα ως βάση : H<sub>2</sub>O + HCl ⟶ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>-</sup><br />
ενώ όταν αντιδρά με την αμμωνία, δρα ως οξύ : Η<sub>2</sub>Ο + ΝH<sub>3</sub> ⇄ NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + OH<sup>-</sup>
*Το όξινο ανθρακικό ιόν δημιουργείται όταν διαλυθεί στο νερό ένα άλας που το περιέχει π.χ. το όξινο ανθρακικό νάτριο :
==Σημειώσεις==
<references />
| |||