Anfótero
En química, una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar ya sea como un ácido o como una base.[1] La palabra deriva del prefijo griego amphi- (αμφu-), que significa ‘ambos’. Muchos metales (tales como zinc, estaño, plomo, aluminio, y berilio) y la mayoría de los metaloides tienen óxidos o hidróxidos anfóteros.
Otra clase de sustancias anfóteras son las moléculas anfipróticas que pueden donar o aceptar un protón. Algunos ejemplos son los aminoácidos y las proteínas, que tienen grupos amino y ácido carboxílico, y también los compuestos autoionizables como el agua y el amoníaco.
El óxido de zinc (ZnO) reacciona de manera diferente dependiendo del pH de la solución:
- En medio ácido:
- En medio básico:
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Zn} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fc608f86989cd67344d1a0e2bab4d2ea20733c68)
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Zn} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{\vphantom {A}}^{2-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e2f655c0dded6cee02d85232fe46e95b140bcb74)
Este efecto puede utilizarse para separar diferentes cationes, tales como el zinc del manganeso.
En el hidróxido de aluminio es así:
- Base (neutralizando un ácido):
- Ácido (neutralizando una base):
![{\displaystyle {\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {AlCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/faa88d4cc8ee435b1055e2553c5ed14b44d9b89d)
![{\displaystyle {\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} [\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b860f73b4ded62b06b0636007f38f76093bd473a)
Otros ejemplos de sustancias anfóteras serían:
- Hidróxido de berilio
- Reacción con ácido:
- Reacción con base:
![{\displaystyle {\mathrm {Be} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {BeCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4fd55363ff88eab81aec93c81337918259e64450)
![{\displaystyle {\mathrm {Be} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {Be} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0ac198887fb8e85c11ffbc4680f732bf0dba675e)
- Óxido de plomo
- Reacción con ácido:
- Reacción con base:
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {}+{}2\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {PbCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/50e5d0b9ad95b4f15c032674a85f2397b0df4078)
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {}+{}2\,\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Ca} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Pb} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/961b7d874ad92c478050b0417ef6eecf58966801)
- Óxido de zinc
- Reacción con ácido:
- Reacción con base:
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}2\,\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {ZnCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/53e794afcabebe74c26792beebe82ff9c1862a27)
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}2\,\mathrm {NaOH} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Zn} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/88d61b9a6039f6899afa5dcc162b76266f389c89)
Otros elementos que forman óxidos anfóteros son: [3]
Moléculas anfipróticas
[editar]Según la teoría de Brønsted-Lowry sobre ácidos y bases, los ácidos donan protones y las bases los aceptan.[4] Una molécula o ion anfiprótico puede donar o aceptar un protón, por lo que puede actuar como un ácido o una base. El agua, los aminoácidos, los iones hidrogenocarbonato y los iones hidrogenosulfato son ejemplos comunes de especies anfipróticas. Al poder donar un protón, todas las sustancias anfipróticas contienen átomos de hidrógeno. Además, puesto que pueden actuar como ácidos o bases, son anfóteros.
Ejemplos
[editar]Un ejemplo común de una sustancia anfiprótica es el ion hidrógenocarbonato (o bicarbonato), que puede actuar como una base:
![{\displaystyle {\mathrm {HCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2d3dc4238062ba8d0252af0c3a8e8a9209af9e7a)
o como un ácido:
![{\displaystyle {\mathrm {HCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{2-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fb8b1b0e117b0dba9c8b0aea22fd26d9007e0d82)
Es decir, en unos casos puede aceptar un protón y en otros donarlo
El agua es el ejemplo más común, actuando como una base al reaccionar con un ácido como el ácido clorhídrico:
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/825a012b1f3fb65e62e99356b2fbbc18e2dc5403)
y actuando como un ácido cuando reacciona con una base, como el amoníaco:
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c1cb56e04ed198638173d4f54c64d451eb887c08)
Las sustancias anfóteras tienen la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofílica se equilibra en función del pH del medio. Actúan como ácidos en medios ácidos y como bases en medios básicos, contrarrestando así el pH del medio. Los tensoactivos anfóteros tienen una carga positiva en ambientes fuertemente ácidos, una carga negativa en ambientes fuertemente básicos y, en medios neutros, una forma intermedia híbrida (ión mixto).
Al aplicar un flujo de corriente en el medio donde se encuentran, se moverán hacia la carga positiva si actúan como ácidos (es decir, con carga negativa) o hacia la carga negativa si actúan como bases (es decir, con carga positiva). Si se encuentran en forma de ion mixto, permanecerán inmóviles. Este proceso se llama electroforesis.
Referencias
[editar]- ↑ Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «amphoteric». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).
- ↑ C.E. Housecroft and A.G. Sharpe, "Inorganic Chemistry" (2.ª ed., Pearson, 2005), pp. 173-174.
- ↑ CHEMIX School & Lab - Software for Chemistry Learning, by Arne Standnes (program download required).
- ↑ R.H. Petrucci, W.S. Harwood, y F.G. Herring, "General Chemistry" (8.ª ed., Prentice-Hall, 2002), p. 669.
Enlaces externos
[editar]- Esta obra contiene una traducción derivada de «amphoterism» de Wikipedia en inglés, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.
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