Основной и кислотный тип диссоциации гидроксидов. Амфотерные гидроксиды

Многие электролиты, в частности гидроксиды различных элементов Э, проявляют свойства кислот или оснований. Диссоциация гидроксида ЭОН может протекать по двум типам:

Разрыв может происходить по обеим связям группы Э—О—Н.

Полярность и прочность связей зависят от разности электроотрицательностей элементов, размера и эффективного заряда атомов. Если энергия разрыва связи О—Н значительно меньше энергии разрыва связи Э—О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу. Если, наоборот, энергия разрыва связи О—Н значительно больше энергии разрыва связи Э—О, то диссоциация протекает по основному типу.

В гидроксидах щелочных и щелочно-земельных металлов, а также переходных металлов в низких степенях окисления прочность связи Э—О мала, кислород более прочно связан с водородом, и диссоциация Э—О—Н идет преимущественно по основному типу, т. е. с отщеплением гидроксидиона. Это связано с тем, что ионы элементов имеют большие размеры и малый эффективный заряд, т. е. они обладают слабой поляризующей способностью.

С возрастанием степени окисления ув. поляризующее действие атома Э (увеличение удельного заряда), кислород более прочно связан с элементом Э, и диссоциация Э—О—Н протекает преимущественно по кислотному типу, т. е. отщепляется водород-ион. Последнее связано с перераспределением электрон-плотности у атома кислорода. В результате связь Э—О становится прочнее, а связь О—Н – слабее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли с кислотами, с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо­действии его с соляной кислотой получается хлорид цинка Zn(OH)₂ + 2НС1 = ZnCl₂ + 2Н₂0

а при взаимодействии с гидроксидом натрия—цинкат натрия: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2Н₂0

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными г и д р о к с и д а м и, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кис­лородом незначительно отличается от прочности связи между кис­лородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, сле­довательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

ll⁺ + RO" ROH R⁺ + OH"

Таким образом, в растворе амфотериого электролита суще­ствует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссо­циации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологиче­ской химии; например, белки—амфотерные электролиты.