Hispanopedia WikiEn química , un compuesto anfótero ( del griego amphoteros , ' ambos ' ) es una molécula o ion que puede reaccionar tanto como ácido como como base . [ 1 ] El significado exacto de esto depende de las definiciones de ácidos y bases que se utilicen.
Etimología y terminología
Anfótero deriva de la palabra griega amphoteroi ( ἀμφότεροι ), que significa "ambos". En química ácido-base, términos relacionados son anficromático y anficroico , que describen sustancias como los indicadores ácido-base , los cuales dan un color al reaccionar con un ácido y otro al reaccionar con una base. [ 2 ]
Anfiprotismo
El anfiprotismo se manifiesta en compuestos con propiedades tanto ácidas como básicas de Brønsted. [ 3 ] Un ejemplo destacado es el H₂O . Las moléculas anfipróticas pueden donar o aceptar un protón ( H⁺ ). Los aminoácidos (y las proteínas ) son moléculas anfipróticas debido a sus grupos amina ( −NH₂ ) y ácido carboxílico ( −COOH ).
Anfolitos
Los anfolitos son zwitteriones [ 4 ] ‒ moléculas o iones que contienen grupos funcionales tanto ácidos como básicos . Los aminoácidos H₂N − RCH−CO₂H tienen tanto un grupo básico −NH₂ como un grupo ácido −COOH . A menudo, estas especies existen como varias estructuras en equilibrio químico :
- H 2 N−CRH−CO 2 H + H 2 O ⇌ H 2 N−CRH−COO − + H 3 O + ⇌ H 3 N + −CRH−COOH + HO − ⇌ H 3 N + −CRH−COO − + H 2 O
En una solución acuosa aproximadamente neutra ( pH ≅ 7), el grupo amino básico está mayoritariamente protonado y el ácido carboxílico mayoritariamente desprotonado, de modo 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 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 zinc , 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 carácter anfótero depende de los estados de oxidación del óxido. Entre los óxidos anfóteros se incluyen el óxido de plomo(II) y el óxido de zinc , entre muchos otros. [ 5 ]
cálculo del pH
El pH de una solución de una sustancia anfótera HA viene dado por la fórmula: donde K 1 y K 2 son las constantes de disociación ácida para H 2 A + y A - , respectivamente. Típicamente,es casi igual a la concentración formal de HA, por lo que la fórmula se suele escribir como: En la mayoría de los casos,y, por lo que la fórmula se simplifica a: o
![{\displaystyle [H^{+}]={\sqrt {\frac {K_{1}K_{2}[HA]+K_{w}K_{1}}{[HA]+K_{1}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/96e83b6a1b970c5abbb8a41a948b53c8c9f9f70a)
![{\displaystyle [HA]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a1646b8f8c237ac56e8643544bc6037900110ad5)
![{\displaystyle [H^{+}]={\sqrt {\frac {K_{1}K_{2}F+K_{w}K_{1}}{F+K_{1}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2ba35c464ac81b598498985fc21fbb56eec80eeb)
![{\displaystyle [H^{+}]={\sqrt {K_{1}K_{2}}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/10459f6b54faa4b194154956ebdce14fca495f87)
Moléculas anfipróticas
Según la teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry , los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de protones. [ 6 ] Una molécula (o ion) anfiprótica puede donar o aceptar un protón , actuando así como ácido o base . El agua , los aminoácidos , el ion bicarbonato (o ion hidrogenocarbonato) HCO − 3 , el ion dihidrogenofosfato H 2 PO − 4 , y el ion bisulfato (o ion hidrogenosulfato) HSO − 4 son ejemplos comunes de especies anfipróticas. Dado que pueden donar un protón, todas las sustancias anfipróticas contienen un átomo de hidrógeno. Además, como pueden actuar como ácido o como base, son anfóteras.
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⁻ . [ 7 ]
Otra posibilidad es la reacción de autoionización molecular entre dos moléculas de agua, en la que una molécula de agua actúa como ácido y la otra como base.
- H2O + H2O ⇌ H3O + + HO −
El ion bicarbonato , HCO − 3 , es anfótero, ya que puede actuar como ácido o como base:
- Como ácido, pierde un protón: HCO − 3 + OH − ⇌ CO 2− 3 + H 2 O
- Como base, acepta un protón: HCO − 3 + H + ⇌ H 2 CO 3
Nota: en solución acuosa diluida, la formación del ion hidronio , H 3 O + (aq) , es prácticamente 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 .
Si bien una especie anfiprótica debe ser anfótera, lo contrario no es cierto. Por ejemplo, un óxido metálico 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.
- ZnO + 2 OH − + H 2 O → [ Zn(OH) 4 ] 2−
El óxido de zinc también puede actuar como base:
- ZnO + 2H + + 5 H 2 O → [ Zn(H 2 O) 6 ] 2+
Óxidos
El óxido de zinc (ZnO) reacciona tanto con ácidos como con bases:
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {ZnSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2d981ac6a4b41454e3f5b38b0a62c43635eff6ee)
![{\displaystyle {\mathrm {ZnO} {}+{}{\overset {\mathrm {base} }{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/74d5e71e7aa587b8ad69bae31011b80e0602d67d)
Esta reactividad puede utilizarse para separar diferentes cationes , por ejemplo el zinc(II), que se disuelve en base, del manganeso(II), que no se disuelve en base.
Óxido de plomo (PbO):
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{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/546656e2efa2aac089ddba8c542400be572ec0f9)
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {}+{}{\overset {\mathrm {base} }{2\,\mathrm {NaOH} }}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Pb} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c001caa2a110a3c0147e56ddd1f35ee72f165a79)
Óxido de plomo ( PbO 2 ):
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{4\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {PbCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4d668f5b2e4fe83d79c2fafbe067c4c98b4d59a4)
![{\displaystyle {\mathrm {PbO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{2\,\mathrm {NaOH} }}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}[\mathrm {Pb} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ff274a12e264af57b788583175ccc4bfb2a27405)
Óxido de aluminio ( Al₂O₃ ) :
- ( aluminato de sodio hidratado )
![{\displaystyle {\mathrm {Al} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{6\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\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/41536970cc12fe55c75c79661452345934e55eb7)
![{\displaystyle {\mathrm {Al} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{2\,\mathrm {NaOH} }}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrm {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Na} [\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/52faa63ad997f8e39e8c92ff46e09231931eef7f)
Óxido estanoso (SnO):
![{\displaystyle {\mathrm {SnO} {}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{2\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {SnCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8638b61b148fb5d837fad67bfe3e6c4700c076ba)
![{\displaystyle {\mathrm {SnO} {}+{}{\overset {\mathrm {base} }{4\,\mathrm {NaOH} }}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Sn} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/feddbd538fb383094e3326036fb28e4dce1a49a5)
Óxido estánnico ( SnO₂ ) :
![{\displaystyle {\mathrm {SnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{4\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {SnCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/974c87e0d1cf2e83ed9d40ffe1fbd02f398e0ead)
![{\displaystyle {\mathrm {SnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{4\,\mathrm {NaOH} }}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}[\mathrm {Sn} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{8}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7af6f17d8ab6d8022c1faedc850e5e682b3b1d7c)
Dióxido de vanadio ( VO₂ ) :
![{\displaystyle {\mathrm {VO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} {2\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {VOCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a7e7341ca6813c01f9614e2c2da762dbd361dade)
![{\displaystyle {4\,\mathrm {VO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{2\,\mathrm {NaOH} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {V} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{9}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/383c7f8a0bf6b51552dee63790434a10593cc987)
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:
![{\displaystyle {\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{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/ef49086bafba5bed888eab6b36f82d66fa4cee22)
![{\displaystyle {\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{\mathrm {NaOH} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} [\mathrm {Al} (\mathrm {OH} ){\vfantasma {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ebb780f8d6860f968905cbd920bc01c440e89871)
![{\displaystyle {\mathrm {Be} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{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/304ae95a11abc80e57fafeb77b6e612c23e0f8c8)
![{\displaystyle {\mathrm {Be} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{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/4388f2a51153ed3bd4a24476718747dd0c696c72)
![{\displaystyle {\mathrm {Cr} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {ácido} }{3\,\mathrm {HCl} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CrCl} {\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/d34409b63dc7b99d379cdfd65cdf87909b3c0334)
![{\displaystyle {\mathrm {Cr} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}{\overset {\mathrm {base} }{\mathrm {NaOH} }}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Na} [\mathrm {Cr} (\mathrm {OH} ){\vfantasma {A}}_{\smash[{t}]{4}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/74a02400ad1ab9ffdca353a101376bc81c8617a7)
Véase también
Referencias
- ↑ IUPAC , Compendio de Terminología Química , 5.ª ed. (el "Libro de Oro") (2025). Versión en línea: (2006 – ) " anfótero ". doi : 10.1351/goldbook.A00306
- ↑ Diccionario Científico Penguin 1994, Penguin Books
- ↑ "Anfiprótico (disolvente)" . Compendio de terminología química de la IUPAC . 2008. doi : 10.1351/goldbook.A00304 .
- ↑ "Anfólitos" . Ampholyte . 2014. doi : 10.1351/goldbook.A00305 .
- ↑ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Química inorgánica (2.ª ed.). Prentice Hall. págs. 173–174 . ISBN 978-0-13-039913-7.
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- ↑ Skoog, Douglas A.; West, Donald M.; Holler, F. James; Crouch, Stanley R. (2014). Fundamentos de química analítica (Novena ed.). Belmont, CA. pág. 200. ISBN 978-0-495-55828-6OCLC 824171785
{{cite book}}: CS1 mantenimiento: falta el editor de ubicación ( enlace ) - ↑ CHEMIX School & Lab - Software para el aprendizaje de la química, por Arne Standnes (se requiere la descarga del programa)
- compuestos anfóteros
- Química ácido-base
- Propiedades químicas
- Química general
