Anfoterismo

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Propiedad química de reaccionar con un ácido o base

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

Un tipo de especies anfóteras son las moléculas anfipróticas, que pueden donar o aceptar un protón (H⁺). Esto es lo que "anfotérico" significa en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry. Por ejemplo, los aminoácidos y las proteínas son moléculas anfipróticas debido a su amina (−NH₂) y carboxílico grupos ácidos (−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 H₂N−RCH−CO₂H tiene un grupo básico −NH₂ y un ácido grupo −COOH, y existe como varias estructuras en equilibrio químico:

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

<math alttext="{displaystyle {ce { H2N-RCH-COO- + H3O+}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H2N− − RCH− − COO− − +H3O+{displaystyle {ce {cnt=0} H2N-RCH-COO- + H3O+}}<img alt="{displaystyle {ce { H2N-RCH-COO- + H3O+}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/77d4737a2f72e55146ec9fb923558dc85707b010" style="vertical-align: -1.005ex; width:33.053ex; height:3.343ex;"/>

<math alttext="{displaystyle {ce { H3N+-RCH-COOH + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H3N+− − RCH− − COOH+Oh.− − {displaystyle {ce {cnt=0} H3N+-RCH-COOH + OH-}<img alt="{displaystyle {ce { H3N+-RCH-COOH + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b46aa0de6ff4f54ae1e714fc1ace08ca95902fe6" style="vertical-align: -1.005ex; width:33.742ex; height:3.343ex;"/>

<math alttext="{displaystyle {ce { H3N+-RCH-COO- + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H3N+− − RCH− − COO− − +H2O{displaystyle {ce {cnt=0} H3N+-RCH-COO- + H2O}}<img alt="{displaystyle {ce { H3N+-RCH-COO- + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a668c7da7bd528b41e32526df8540a0295f2f2e8" style="vertical-align: -1.005ex; width:33.053ex; height:3.343ex;"/>

En una solución acuosa aproximadamente neutra (pH ≅ 7), el grupo amino básico está mayormente protonado y el ácido carboxílico está mayormente desprotonado, por lo que la especie predominante es el zwitterión H₃N⁺−RCH−COO⁻. El pH en el que la carga promedio es cero se conoce como el punto isoeléctrico de la molécula. Los anfolitos se utilizan para establecer un gradiente de pH estable para su uso en 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 zinc, estaño, plomo, aluminio y berilio) forman óxidos o hidróxidos anfóteros. Óxido de aluminio (Al₂O₃) es un ejemplo de un óxido anfótero. El anfoterismo depende de los estados de oxidación del óxido. Los óxidos anfóteros incluyen óxido de plomo (II) y óxido de zinc (II), entre muchos otros.

Etimología

Anfotérico se deriva de la palabra griega amphoteroi (ἀμφότεροι) que significa "ambos". Las palabras relacionadas en la química ácido-base son anficromática y anficroica, ambas describen sustancias tales como indicadores ácido-base que dan un color al reaccionar con un ácido y otro color al reaccionar con una base

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. Una molécula anfiprótica (o ion) puede donar o aceptar un protón, actuando así como un ácido o una base. Agua, aminoácidos, ion hidrogenocarbonato (o ion bicarbonato) HCO−3 , ion de dihidrógeno fosfato H₂PO−4 e ion hidrogenosulfato (o ion bisulfato) HSO−4 son 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 anfóteros.

Ejemplos

La molécula de agua es anfótera en solución acuosa. Puede ganar un protón para formar un ion hidronio H₃O⁺, o perder un protón para formar un ion hidróxido OH⁻.

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.

<math alttext="{displaystyle {ce {H2O + H2O H3O+ + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H2O+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H3O++Oh.− − {displaystyle {ce {cH2O + H2O }}}<img alt="{displaystyle {ce {H2O + H2O H3O+ + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dab489f736635d3a120cee662d56870c75ed984a" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.718ex; height:3.343ex;"/>

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

Como ácido, perdiendo un protón:

<math alttext="{displaystyle {ce {HCO3- + OH- CO3^2- + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HCO3− − +Oh.− − ↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ CO32− − +H2O{displaystyle {ce {ce {cHCO3- + OH- }}}}}<img alt="{displaystyle {ce {HCO3- + OH- CO3^2- + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7a0bedf8d26dbac0831641468cf29d710bee152d" style="vertical-align: -1.005ex; width:32.555ex; height:3.343ex;"/>

Como base, aceptando un protón:

<math alttext="{displaystyle {ce {HCO3- + H+ H2CO3}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HCO3− − +H+↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ H2CO3{displaystyle {ce {cHCO3- + H+ }}}<img alt="{displaystyle {ce {HCO3- + H+ H2CO3}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/33165b578168cc24d4085ca3dd1b8ce3c30508b8" style="vertical-align: -1.005ex; width:24.82ex; height:3.343ex;"/>

Nota: en solución acuosa diluida, la formación del ion hidronio, H₃O⁺(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, EDTA y sulfuro de hidrógeno que han perdido uno o más protones. En química orgánica y bioquímica, los 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 de metal como el óxido de zinc, 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:

Zn(OH)_{4(aq)}^2-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">ZnO()s)+2Oh.− − +H2Orestablecimiento restablecimiento Zn()Oh.)4()aq)2− − {fnMicrosoft Sans Serif}{}+} 2OH- + H2O - título Zn(OH)_{4(aq)}^2-} Zn(OH)_{4(aq)}^2-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ee53721892bb1142eb4b7f899c20c8ad73444ce9" style="vertical-align: -1.505ex; width:41.158ex; height:4.009ex;"/>

Esta reacción no está cubierta por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry. Porque el óxido de zinc también puede actuar como base:

Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">ZnO()s)+2H+restablecimiento restablecimiento Zn()aq)2++H2O{fnMicrosoft Sans Serif}{}+} 2H+ - título Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}} Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/09e5b9a63fc5be0403b4ff89104b2a3e924589ac" style="vertical-align: -1.505ex; width:32.78ex; height:3.843ex;"/>

Se clasifica como anfótero en lugar de anfiprótico.

Óxidos

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

$ZnSO4 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">ZnO+H2SO4ácidorestablecimiento restablecimiento ZnSO4+H2O{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {ZnO + {faz {acid}{H2SO4}} ZnSO4 + H2O}} ZnSO4 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2d981ac6a4b41454e3f5b38b0a62c43635eff6ee" style="vertical-align: -1.005ex; width:33.723ex; height:4.676ex;"/>$
$Na2[Zn(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">ZnO+2NaOHbase+H2Orestablecimiento restablecimiento Na2[Zn()Oh.)4]{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {ZnO + {overset {base}{2 NaOH}}+ H2O - titulada Na2[Zn(OH)4]}}} Na2[Zn(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/74d5e71e7aa587b8ad69bae31011b80e0602d67d" style="vertical-align: -1.005ex; width:42.29ex; height:4.676ex;"/>$

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

Óxido de plomo (PbO):

$PbCl2 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">PbO+2HClácidorestablecimiento restablecimiento PbCl2+H2O{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {PbO + {overset {acid}{2 HCl}} PbCl2 + H2O}} PbCl2 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/546656e2efa2aac089ddba8c542400be572ec0f9" style="vertical-align: -1.005ex; width:31.938ex; height:4.676ex;"/>$
$Na2[Pb(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">PbO+2NaOHbase+H2Orestablecimiento restablecimiento Na2[Pb()Oh.)4]{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {PbO + {overset {base}{2 NaOH}}+ H2O - titulada Na2[Pb(OH)4]}}} Na2[Pb(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c001caa2a110a3c0147e56ddd1f35ee72f165a79" style="vertical-align: -1.005ex; width:42.616ex; height:4.676ex;"/>$

Óxido de aluminio (Al₂O₃):

$2 AlCl3 + 3 H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Al2O3+6HClácidorestablecimiento restablecimiento 2AlCl3+3H2O{displaystyle {ce {Al2O3 + {overset {acid}{6 HCl}}- Confía 2 AlCl3 + 3 H2O}}} 2 AlCl3 + 3 H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/41536970cc12fe55c75c79661452345934e55eb7" style="vertical-align: -1.005ex; width:36.174ex; height:4.676ex;"/>$
$2 Na[Al(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Al2O3+2NaOHbase+3H2Orestablecimiento restablecimiento 2Na[Al()Oh.)4]{displaystyle {ce {Al2O3 + {overset {base}{2 NaOH}}+ 3 H2O - titulada 2 Na[Al(OH)4]}} 2 Na[Al(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/52faa63ad997f8e39e8c92ff46e09231931eef7f" style="vertical-align: -1.005ex; width:45.798ex; height:4.676ex;"/>$ (aluminado de sodio hidratado)

Óxido estannoso (SnO):

$<math alttext="{displaystyle {ce {SnO + {overset {acid}{2 HCl}} SnCl2 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">SnO+2HClácido↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ SnCl2+H2O{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {SnO + {faz {acid}{2 HCl}] SnCl2 + H2O}}<img alt="{displaystyle {ce {SnO + {overset {acid}{2 HCl}} SnCl2 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8638b61b148fb5d837fad67bfe3e6c4700c076ba" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.909ex; height:4.676ex;"/>$
$<math alttext="{displaystyle {ce {SnO + {overset {base}{4 NaOH}}+ H2O Na4[Sn(OH)6]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">SnO+4NaOHbase+H2O↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ Na4[Sn()Oh.)6]{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\ {SnO + {overset {base}{4 NaOH}}+ H2O = {}}}}<img alt="{displaystyle {ce {SnO + {overset {base}{4 NaOH}}+ H2O Na4[Sn(OH)6]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/feddbd538fb383094e3326036fb28e4dce1a49a5" style="vertical-align: -1.005ex; width:41.587ex; height:4.676ex;"/>$

Dióxido de vanadio (VO₂):

$VOCl2 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">VO2+2HClácidorestablecimiento restablecimiento VOCl2+H2O{displaystyle {ce {VO2 + {acid} {2 HCl}-] VOCl2 + H2O}} VOCl2 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a7e7341ca6813c01f9614e2c2da762dbd361dade" style="vertical-align: -1.005ex; width:32.536ex; height:4.676ex;"/>$
$Na2V4O9 + H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">4VO2+2NaOHbaserestablecimiento restablecimiento Na2V4O9+H2O{displaystyle {ce {4 VO2 + {overset {base}{2 NaOH}- Confía Na2V4O9 + H2O}} Na2V4O9 + H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/383c7f8a0bf6b51552dee63790434a10593cc987" style="vertical-align: -1.005ex; width:39.163ex; height:4.676ex;"/>$

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

Hidróxidos

El hidróxido de aluminio también es anfótero:

$AlCl3 + 3 H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Al()Oh.)3+3HClácidorestablecimiento restablecimiento AlCl3+3H2O{displaystyle {ce {Al(OH)3 + {overset {acid}{3 HCl}}- Confía AlCl3 + 3 H2O}}} AlCl3 + 3 H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ef49086bafba5bed888eab6b36f82d66fa4cee22" style="vertical-align: -1.005ex; width:37.123ex; height:4.676ex;"/>$
$Na[Al(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Al()Oh.)3+NaOHbaserestablecimiento restablecimiento Na[Al()Oh.)4]{displaystyle {ce {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} Na [Al(OH)4]}}} Na[Al(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ebb780f8d6860f968905cbd920bc01c440e89871" style="vertical-align: -1.005ex; width:36.202ex; height:4.676ex;"/>$

Hidróxido de berilio:

$BeCl2 + 2 H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Be()Oh.)2+2HClácidorestablecimiento restablecimiento BeCl2+2H2O{displaystyle {ce {Be(OH)2 + {overset {acid}{2 HCl}}- Confeder BeCl2 + 2 H2O}}} BeCl2 + 2 H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/304ae95a11abc80e57fafeb77b6e612c23e0f8c8" style="vertical-align: -1.005ex; width:37.699ex; height:4.676ex;"/>$
$Na2[Be(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Be()Oh.)2+2NaOHbaserestablecimiento restablecimiento Na2[Be()Oh.)4]{displaystyle {ce {Be(OH)2 + {overset {base}{2 NaOH}}- Confía Na2[Be(OH)4]}} Na2[Be(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4388f2a51153ed3bd4a24476718747dd0c696c72" style="vertical-align: -1.005ex; width:39.382ex; height:4.676ex;"/>$

Hidróxido de cromo:

$CrCl3 + 3H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Cr()Oh.)3+3HClácidorestablecimiento restablecimiento CrCl3+3H2O{displaystyle {ce {Cr(OH)3 + {overset {acid}{3 HCl}} CrCl3 + 3H2O}} CrCl3 + 3H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d34409b63dc7b99d379cdfd65cdf87909b3c0334" style="vertical-align: -1.005ex; width:37.523ex; height:4.676ex;"/>$
$Na[Cr(OH)4]}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Cr()Oh.)3+NaOHbaserestablecimiento restablecimiento Na[Cr()Oh.)4]{displaystyle {ce {Cr(OH)3 + {overset {base}{NaOH}}- Confía Na[Cr(OH)4]}}} Na[Cr(OH)4]}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/74a02400ad1ab9ffdca353a101376bc81c8617a7" style="vertical-align: -1.005ex; width:36.601ex; height:4.676ex;"/>$

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