Амфотерные гидроксиды в химическом анализе

Состав любого гидроксида можно выразить формулой R (OH)_x, где R — центральный ион, а ОН^- — гидроксид-ион. Отнесение гидроксида к классу оснований или кислот зависит от типа диссоциации его молекул в водном растворе.

Полярные молекулы при растворении в воде диссоциируют по месту наиболее полярной связи. Например, в молекуле серной кислоты наиболее полярной является связь О—Н и диссоциация происходит с отщеплением катионов Н+. В молекуле гидроксида калия наиболее полярная связь О—К, и соединение диссоциирует с образованием гидроксид-ионов ОН~. Катион Н⁺ отщепляется тем легче, чем полярнее связь между атомами водорода и остальной частью молекулы. Например, в водных растворах катионы водорода легко отщепляются от молекул НС1, труднее отщепляются от молекул уксусной кислоты СН₃СООН, незначительно — от молекул фенола С₆Н₅ОН и практически не отщепляются от молекул этанола С₂Н₅ОН. В углеводородных радикалах (—СН₃, —С₂Н₅) связи С—Н настолько малополярны, что диссоциации по месту таких связей вообще не происходит.

Все основания диссоциируют с отщеплением гидроксид-ионов:

Диссоциацию по типу кислоты изображают схемой:

Амфотерные гидроксиды совмещают в себе свойства кислот и оснований. Они взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соль и воду. Молекулы их диссоциируют и по типу основания, и по типу кислоты:

У амфотерных гидроксидов связь между центральным атомом R и кислородом так же непрочна, как и между кислородом и водородом, полярность этих связей примерно одинакова. К амфотерным электролитам, или амфолитам, относят: Zn (OH)₂, РЬ (ОН)₂, А1(ОН)₃, Сг (ОН)₃, Sb (OH)₃ и др. Все эти гидроксиды являются малорастворимыми соединениями.

В кислых растворах ионы ОНбудут связываться, вследствие чего равновесие в насыщенном растворе сместится в направлении диссоциации по типу основания и в растворе будут преобладать катионы R+. И наоборот, в щелочной среде равновесие смещается в направлении диссоциации по типу кислоты и в растворе преобладают анионы RO^-. Следовательно, чтобы превратить ионы RO в катионы R+, раствор следует подкислить:

При подщелачивании процесс пойдет в сторону образования ионов RO, т. е. эта реакция обратима.

Рассмотрим поведение амфолита в различных средах на примере гидроксида алюминия. Он взаимодействует как с кислотами.

так и со щелочами:

Но в водном растворе устанавливается равновесие:

Следовательно, при избытке кислоты алюминий существует в виде катионов (точнее, гидратированных катионов [А1(Н₂0)₆]³⁺), а при избытке щелочи — в виде анионов (точнее, гидроксокомплексов [А1(0Н)₄(Н₂0)₂]^-). Поэтому, чтобы перевести гидроксокомплекс в катион А1³⁺, раствор надо подкислить, а чтобы перевести катион А1³⁺ в анион [А1(0Н)₄(Н₂0)₂]^_, раствор следует сильно подщелочить.

Это справедливо и для равновесий других амфолитов в водных растворах. Сопоставляя константы диссоциации амфотерных гидроксидов по кислотному (К_к) и по основному (К₀) типам, судят, какие свойства выражены у них сильнее при данном pH в растворе. Например, у гидроксида А1(ОН)₃ (для первой ступени) К_к = 4? Ю^-13, а К₀ = 8 • 10^-25 и, следовательно, кислотные свойства сильнее, чем основные. У гидроксида свинца РЬ (ОН)₂: К_к = 2 • 10-¹⁶, а К₀ = 9,6 • 1СИ, т. е. сильнее выражены основные свойства.

Амфотерность гидроксидов широко используется для разделения смесей ионов, а также при выполнении отдельных реакций на Zn²⁺, А1³⁺, Сг³⁺ и другие ионы. Так, отделение Zn²⁺, А1³⁺ и Сг³⁺ от остальных катионов третьей группы (по щелочному методу) основано на различном характере гидроксидов. Сначала при действии гидроксида натрия все катионы третьей группы осаждаются в виде гидроксидов, но при добавлении избытка щелочи гидроксиды алюминия, хрома и цинка растворяются.