Anfoterismo

Propiedad química de reaccionar con un ácido o una base.

En química , un compuesto anfótero (del griego amphoteros 'ambos') es una molécula o ion que puede reaccionar tanto como ácido como base . ^[1] Lo que esto puede significar exactamente depende de qué definiciones de ácidos y bases se utilicen.

Un tipo de especies anfóteras son las moléculas anfipróticas , que pueden donar o aceptar un protón ( H ⁺ ). Esto es lo que significa "anfótero" en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry . Por ejemplo, los aminoácidos y las proteínas son moléculas anfipróticas debido a sus grupos amina ( −NH ₂ ) y ácido carboxílico ( −COOH ). Los compuestos autoionizables como el agua también son anfipróticos.

Los anfolitos son moléculas anfóteras que contienen grupos funcionales tanto ácidos como básicos . Por ejemplo, un aminoácido H ₂ N−RCH−CO ₂ H tiene tanto un grupo básico −NH ₂ como un grupo ácido −COOH y existe como varias estructuras en equilibrio químico :

{\ce {H2N-RCH-CO2H + H2O}}

{\ce {<=> H2N-RCH-COO- + H3O+}}

{\ce {<=> H3N+-RCH-COOH + OH-}}

{\ce {<=> H3N+-RCH-COO- + H2O}}

En una solución acuosa aproximadamente neutra (pH ≅ 7), el grupo amino básico está mayoritariamente protonado y el ácido carboxílico está mayoritariamente desprotonado, de modo que la especie predominante es el zwitterión H ₃ N ⁺ −RCH−COO ^{− . El pH en el que la carga media es cero se conoce como}punto isoeléctrico de la molécula . Los anfolitos se utilizan para establecer un gradiente de pH estable para su uso en el enfoque isoeléctrico .

Los óxidos metálicos que reaccionan tanto con ácidos como con bases para producir sales y agua se conocen como óxidos anfóteros. Muchos metales (como el cinc , el estaño , el plomo , el aluminio y _el berilio ) forman óxidos o hidróxidos anfóteros. El óxido de aluminio ( Al2O3 ) es un ejemplo de óxido anfótero. El anfoterismo depende de los estados de oxidación del óxido. Los óxidos anfóteros incluyen _el óxido de plomo(II) y el óxido de cinc , entre muchos otros. ^[2]

Etimología

Anfótero se deriva de la palabra griega amphoteroi ( ἀμφότεροι ) que significa "ambos". Palabras relacionadas en la química ácido-base son anficromático y anficroico , ambas describen sustancias como indicadores ácido-base que dan un color en la reacción con un ácido y otro color en la reacción con una base. ^[3]

Moléculas anfipróticas

Según la teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry , los ácidos son donantes de protones y las bases son aceptores de protones. ^[4] Una molécula (o ion) anfiprótica puede donar o aceptar un protón , actuando así como un ácido o una base . Agua , aminoácidos , ion hidrogenocarbonato (o ion bicarbonato) HCO−3, ion fosfato de dihidrógeno H ₂ PO−4, y el ion hidrogenosulfato (o ion bisulfato) HSO−4Son ejemplos comunes de especies anfipróticas. Dado que pueden donar un protón, todas las sustancias anfipróticas contienen un átomo de hidrógeno. Además, dado que pueden actuar como un ácido o una base, son anfóteras.

Ejemplos

La molécula de agua es anfótera en solución acuosa. Puede ganar un protón para formar un ion hidronio H ₃ O ⁺ , o bien perder un protón para formar un ion hidróxido OH ⁻ . ^[5]

Otra posibilidad es la reacción de autoionización molecular entre dos moléculas de agua, en la que una molécula de agua actúa como ácido y otra como base.

{\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}

El ion bicarbonato , HCO−3, es anfótero ya que puede actuar como ácido o como base:

Como ácido, perdiendo un protón:

{\ce {HCO3- + OH- <=> CO3^2- + H2O}}

Como base, aceptando un protón:

{\ce {HCO3- + H+ <=> H2CO3}}

Nota: en solución acuosa diluida la formación del ion hidronio , H ₃ O ⁺ (aq) , es efectivamente completa, por lo que la hidratación del protón puede ignorarse en relación con los equilibrios.

Otros ejemplos de ácidos polipróticos inorgánicos incluyen aniones de ácido sulfúrico , ácido fosfórico y sulfuro de hidrógeno que han perdido uno o más protones. En química orgánica y bioquímica, ejemplos importantes incluyen aminoácidos y derivados del ácido cítrico .

Aunque una especie anfiprótica debe ser anfótera, lo contrario no es cierto. Por ejemplo, un óxido metálico como el óxido de cinc , ZnO, no contiene hidrógeno y, por lo tanto, no puede donar un protón. Sin embargo, puede actuar como un ácido al reaccionar con el ion hidróxido, una base:

{\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2OH- + H2O -> Zn(OH)_{4(aq)}^2-}}

Esta reacción no está contemplada en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry , ya que el óxido de cinc también puede actuar como base:

{\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2H+ -> Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}}

,

Se clasifica como anfótero en lugar de anfiprótico.

Óxidos

El óxido de zinc (ZnO) reacciona tanto con ácidos como con bases:

${\ce {ZnO + {\overset {acid}{H2SO4}}-> ZnSO4 + H2O}}$
${\ce {ZnO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Zn(OH)4]}}$

Esta reactividad se puede utilizar para separar diferentes cationes , por ejemplo, el zinc (II), que se disuelve en una base, del manganeso (II), que no se disuelve en una base.

Óxido de plomo (PbO):

${\ce {PbO + {\overset {acid}{2 HCl}}-> PbCl2 + H2O}}$
${\ce {PbO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Pb(OH)4]}}$

Óxido de plomo ( PbO ₂ ):

${\ce {PbO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}-> PbCl4 + 2H2O}}$
${\ce {PbO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 2H2O -> Na2[Pb(OH)6]}}$

Óxido de _aluminio ( Al2O3 ₎ :

${\ce {Al2O3 + {\overset {acid}{6 HCl}}-> 2 AlCl3 + 3 H2O}}$
${\ce {Al2O3 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4]}}$ ( aluminato de sodio hidratado )

Óxido estannoso (SnO):

${\ce {SnO + {\overset {acid}{2 HCl}}<=> SnCl2 + H2O}}$
${\ce {SnO + {\overset {base}{4 NaOH}}+ H2O <=> Na4[Sn(OH)6]}}$

Óxido estánnico ( SnO ₂ ):

${\ce {SnO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}<=> SnCl4 + 2H2O}}$
${\ce {SnO2 + {\overset {base}{4 NaOH}}+ 2H2O <=> Na4[Sn(OH)8]}}$

Dióxido de vanadio ( VO ₂ ):

${\ce {VO2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> VOCl2 + H2O}}$
${\ce {4 VO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2V4O9 + H2O}}$

Otros elementos que forman óxidos anfóteros son el galio , el indio , el escandio , el titanio , el circonio , el cromo , el hierro , el cobalto , el cobre , la plata , el oro , el germanio , el antimonio , el bismuto , el berilio y el telurio .

Hidróxidos

El hidróxido de aluminio también es anfótero:

${\ce {Al(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> AlCl3 + 3 H2O}}$
${\ce {Al(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Al(OH)4]}}$

Hidróxido de berilio :

${\ce {Be(OH)2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> BeCl2 + 2 H2O}}$
${\ce {Be(OH)2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2[Be(OH)4]}}$ ^[6]

Hidróxido de cromo :

${\ce {Cr(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> CrCl3 + 3H2O}}$
${\ce {Cr(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Cr(OH)4]}}$

Véase también

Referencias

^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª edición (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "anfótero". doi :10.1351/goldbook.A00306
^ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Química inorgánica (2.ª ed.). Prentice Hall. pp. 173–4. ISBN 978-0-13-039913-7.
^ Diccionario científico Penguin 1994, Penguin Books
^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Química general: principios y aplicaciones modernas (8.ª ed.). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. pág. 669. ISBN 978-0-13-014329-7. OCLC 46872308 .
^ Skoog, Douglas A.; West, Donald M.; Holler, F. James; Crouch, Stanley R. (2014). Fundamentos de química analítica (novena edición). Belmont, CA. p. 200. ISBN 978-0-495-55828-6.OCLC 824171785 .{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)
^ CHEMIX School & Lab - Software para el aprendizaje de la química, por Arne Standnes (se requiere la descarga del programa)

[1] IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª edición (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "anfótero". doi :10.1351/goldbook.A00306

[2] Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Química inorgánica (2.ª ed.). Prentice Hall. pp. 173–4. ISBN 978-0-13-039913-7.

[3] Diccionario científico Penguin 1994, Penguin Books

[4] Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Química general: principios y aplicaciones modernas (8.ª ed.). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. pág. 669. ISBN 978-0-13-014329-7. OCLC 46872308 .

[5] Skoog, Douglas A.; West, Donald M.; Holler, F. James; Crouch, Stanley R. (2014). Fundamentos de química analítica (novena edición). Belmont, CA. p. 200. ISBN 978-0-495-55828-6.OCLC 824171785 .{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)

[6] CHEMIX School & Lab - Software para el aprendizaje de la química, por Arne Standnes (se requiere la descarga del programa)