酸または塩基と反応する化学的性質
化学 において 、 両性 化合物 （ ギリシャ語の amphoteros 「両方」に由来）は、 酸 としても 塩基 としても反応できる 分子 または イオン です。 [1]これが正確に何を意味するかは 、酸と塩基のどの定義 が使用されているか
によって異なります。
両性種の 1 つのタイプは、陽子 ( H + ) を供与または受容できる両性分子です 。 これ が 、 ブレン ステッド - ローリー 酸 塩基 理論における「両性」の意味です 。 たとえば、 アミノ酸 と タンパク質は、 アミン ( −NH 2 ) 基と カルボン酸 ( −COOH ) 基 を持っているため、両性分子です。 水 などの 自己イオン化可能な化合物 も両性です。
両性電解質は、酸性官能基と塩基性 官能基の 両方を含む両性分子です 。たとえば、アミノ酸 H 2 N−RCH−CO 2 H は 、塩基性基 -NH 2 と酸性基 -COOH の両方を持ち、 化学平衡状態 でいくつかの構造として存在します。
H
2
N
−
RCH
−
CO
2
H
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {H2N-RCH-CO2H + H2O}}}
↽
−
−
⇀
H
2
N
−
RCH
−
COO
−
+
H
3
O
+
{\displaystyle {\ce {<=> H2N-RCH-COO- + H3O+}}}
↽
−
−
⇀
H
3
N
+
−
RCH
−
COOH
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {<=> H3N+-RCH-COOH + OH-}}}
↽
−
−
⇀
H
3
N
+
−
RCH
−
COO
−
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {<=> H3N+-RCH-COO- + H2O}}}
ほぼ中性の 水溶液 （pH ≅ 7）では、塩基性アミノ基は主にプロトン化され、カルボン酸は主に脱プロトン化されるため、優勢な種は 両性イオン H 3 N + −RCH−COO − です。平均電荷がゼロになるpHは、分子の 等電点 として知られています。両性電解質は、等電点電気泳動 で使用するための安定したpH勾配を確立するために使用されます 。
酸と塩基の両方と反応して塩と水を生成する 金属酸化物は両性酸化物として知られています。多くの金属（ 亜鉛 、 スズ 、 鉛 、 アルミニウム 、 ベリリウム など）は両性酸化物または水酸化物を形成します。 酸化アルミニウム （ Al 2 O 3 ）は両性酸化物の一例です。両性であるかどうかは酸化物の酸化状態 に依存します。両性酸化物には 、酸化鉛（II） や 酸化亜鉛 などが含まれます 。 [2]
語源 両性は ギリシャ語の 「amphoteroi ( ἀμφότεροι )」に由来し、「両方」を意味します。酸塩基化学における関連語には、両 色性 および 両色性 があり、どちらも酸と反応するとある色になり、塩基と反応すると別の色になる 酸塩基指示薬 などの物質を表します。 [3]
両性分子 ブレンステッド・ローリーの酸塩基理論 によれば 、酸はプロトン供与体であり、塩基はプロトン受容体である。 [4] 両性分子（またはイオン）は プロトンを供与または受容することができ、したがって 酸 または 塩基 として作用する 。 水 、 アミノ酸 、 炭酸水素 イオン（または重炭酸イオン） HCO − 3 、 リン酸二水素 イオン H 2 PO − 4 、および 硫酸水素 イオン（または重硫酸イオン） HSO − 4 これらは両性種の一般的な例です。陽子を供与できるため、すべての両性物質は水素原子を含みます。また、酸や塩基のように作用するため、両性です。
例 水分子は水溶液中では両性で、陽子を得て ヒドロニウム イオン H 3 O + を形成するか、陽子を失って 水酸化物 イオン OH − を形成する。 [5]
もう 1 つの可能性は、 2 つの水分子間の
分子自動イオン化反応です。この反応では、1 つの水分子が酸として作用し、もう 1 つの水分子が塩基として作用します。
H
2
O
+
H
2
O
↽
−
−
⇀
H
3
O
+
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
重 炭酸 イオン HCO − 3 は両性であり、酸としても塩基としても作用します。
酸として陽子を失うと、
HCO
3
−
+
OH
−
↽
−
−
⇀
CO
3
2
−
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {HCO3- + OH- <=> CO3^2- + H2O}}}
塩基として、陽子を受け入れる：
HCO
3
−
+
H
+
↽
−
−
⇀
H
2
CO
3
{\displaystyle {\ce {HCO3- + H+ <=> H2CO3}}}
注: 希薄水溶液では、ヒドロニウムイオン H 3 O + (aq) の形成が 事実 上 完了 する ため 、 平衡 に関してはプロトンの水和は無視できます。
無機多塩基酸の他の例としては、 1つ以上の陽子を失った 硫酸 、 リン酸 、 硫化水素の陰イオンが挙げられる。有機化学および生化学において重要な例としては、 アミノ酸や クエン酸 の誘導体 が挙げられる 。
両性種は両性であるはずですが、その逆は真ではありません。たとえば、 酸化亜鉛 (ZnO) などの金属酸化物には水素が含まれないため、プロトンを供与できません。ただし、塩基である水酸化物イオンと反応することで酸として作用します。
ZnO
(
s
)
+
2
OH
−
+
H
2
O
⟶
Zn
(
OH
)
4
(
aq
)
2
−
{\displaystyle {\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2OH- + H2O -> Zn(OH)_{4(aq)}^2-}}}
この反応はブレンステッド・ローリーの酸塩基理論 では説明できません 。酸化亜鉛は塩基としても作用するからです。
ZnO
(
s
)
+
2
H
+
⟶
Zn
(
aq
)
2
+
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {ZnO_{(s)}{}+ 2H+ -> Zn^2+_{(aq)}{}+ H2O}}}
、 両性ではなく両性として分類されます。
酸化物 酸化亜鉛 (ZnO) は酸と塩基の両方と反応します。
ZnO
+
H
2
SO
4
acid
⟶
ZnSO
4
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {ZnO + {\overset {acid}{H2SO4}}-> ZnSO4 + H2O}}}
ZnO
+
2
NaOH
base
+
H
2
O
⟶
Na
2
[
Zn
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {ZnO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Zn(OH)4]}}}
この反応性を利用して、塩基に溶解する亜鉛(II)と塩基に溶解しないマンガン(II)など、
異なる 陽イオン を分離することができます。
酸化鉛 （PbO）：
PbO
+
2
HCl
acid
⟶
PbCl
2
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {PbO + {\overset {acid}{2 HCl}}-> PbCl2 + H2O}}}
PbO
+
2
NaOH
base
+
H
2
O
⟶
Na
2
[
Pb
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {PbO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Pb(OH)4]}}}
酸化鉛 （ PbO 2 ）：
PbO
2
+
4
HCl
acid
⟶
PbCl
4
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {PbO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}-> PbCl4 + 2H2O}}}
PbO
2
+
2
NaOH
base
+
2
H
2
O
⟶
Na
2
[
Pb
(
OH
)
6
]
{\displaystyle {\ce {PbO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 2H2O -> Na2[Pb(OH)6]}}}
酸化アルミニウム （ Al 2 O 3 ）：
Al
2
O
3
+
6
HCl
acid
⟶
2
AlCl
3
+
3
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Al2O3 + {\overset {acid}{6 HCl}}-> 2 AlCl3 + 3 H2O}}}
Al
2
O
3
+
2
NaOH
base
+
3
H
2
O
⟶
2
Na
[
Al
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {Al2O3 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4]}}}
（水和 アルミン酸ナトリウム ） 酸化スズ （SnO）：
SnO
+
2
HCl
acid
↽
−
−
⇀
SnCl
2
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {SnO + {\overset {acid}{2 HCl}}<=> SnCl2 + H2O}}}
SnO
+
4
NaOH
base
+
H
2
O
↽
−
−
⇀
Na
4
[
Sn
(
OH
)
6
]
{\displaystyle {\ce {SnO + {\overset {base}{4 NaOH}}+ H2O <=> Na4[Sn(OH)6]}}}
酸化スズ （ SnO 2 ）:
SnO
2
+
4
HCl
acid
↽
−
−
⇀
SnCl
4
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {SnO2 + {\overset {acid}{4 HCl}}<=> SnCl4 + 2H2O}}}
SnO
2
+
4
NaOH
base
+
2
H
2
O
↽
−
−
⇀
Na
4
[
Sn
(
OH
)
8
]
{\displaystyle {\ce {SnO2 + {\overset {base}{4 NaOH}}+ 2H2O <=> Na4[Sn(OH)8]}}}
二酸化バナジウム （ VO 2 ）：
VO
2
+
2
HCl
acid
⟶
VOCl
2
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {VO2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> VOCl2 + H2O}}}
4
VO
2
+
2
NaOH
base
⟶
Na
2
V
4
O
9
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {4 VO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2V4O9 + H2O}}}
両性酸化物を形成するその他の元素としては、 ガリウム 、 インジウム 、 スカンジウム 、 チタン 、 ジルコニウム 、 クロム 、 鉄 、 コバルト 、 銅 、 銀 、 金 、 ゲルマニウム 、 アンチモン 、 ビスマス 、 ベリリウム 、 テルルなど があります。
水酸化物 水酸化アルミニウム も両性です。
Al
(
OH
)
3
+
3
HCl
acid
⟶
AlCl
3
+
3
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Al(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> AlCl3 + 3 H2O}}}
Al
(
OH
)
3
+
NaOH
base
⟶
Na
[
Al
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {Al(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Al(OH)4]}}}
水酸化ベリリウム :
Be
(
OH
)
2
+
2
HCl
acid
⟶
BeCl
2
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Be(OH)2 + {\overset {acid}{2 HCl}}-> BeCl2 + 2 H2O}}}
Be
(
OH
)
2
+
2
NaOH
base
⟶
Na
2
[
Be
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {Be(OH)2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2[Be(OH)4]}}}
[6] 水酸化クロム :
Cr
(
OH
)
3
+
3
HCl
acid
⟶
CrCl
3
+
3
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Cr(OH)3 + {\overset {acid}{3 HCl}}-> CrCl3 + 3H2O}}}
Cr
(
OH
)
3
+
NaOH
base
⟶
Na
[
Cr
(
OH
)
4
]
{\displaystyle {\ce {Cr(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Cr(OH)4]}}}
参照
ウィキメディア・コモンズには両性酸化物 に関連するメディアがあります 。
参考文献
^ IUPAC 、 化学用語集 、第2版（ 「 ゴールドブック」）（1997年）。オンライン修正版：（2006年以降）「両性」。doi ：10.1351/goldbook.A00306 ^ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). 無機化学 （第2版）. Prentice Hall. pp. 173–4. ISBN 978-0-13-039913-7 。 ^ ペンギン科学辞典 1994年、ペンギンブックス ^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). 一般化学: 原理と現代の応用 (第 8 版). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. p. 669. ISBN 978-0-13-014329-7 . LCCN 2001032331. OCLC 46872308. ^ Skoog, Douglas A.; West, Donald M.; Holler, F. James; Crouch, Stanley R. (2014). 分析化学の基礎（第9版）。ベルモント、カリフォルニア州。p. 200。ISBN 978-0-495-55828-6 . OCLC 824171785. {{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)^ CHEMIX School & Lab - 化学学習用ソフトウェア、Arne Standnes 著 (プログラムのダウンロードが必要)
![{\displaystyle {\ce {ZnO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Zn(OH)4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/74d5e71e7aa587b8ad69bae31011b80e0602d67d)
![{\displaystyle {\ce {PbO + {\overset {base}{2 NaOH}}+ H2O -> Na2[Pb(OH)4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c001caa2a110a3c0147e56ddd1f35ee72f165a79)
![{\displaystyle {\ce {PbO2 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 2H2O -> Na2[Pb(OH)6]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ff274a12e264af57b788583175ccc4bfb2a27405)
![{\displaystyle {\ce {Al2O3 + {\overset {base}{2 NaOH}}+ 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/52faa63ad997f8e39e8c92ff46e09231931eef7f)
![{\displaystyle {\ce {SnO + {\overset {base}{4 NaOH}}+ H2O <=> Na4[Sn(OH)6]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/feddbd538fb383094e3326036fb28e4dce1a49a5)
![{\displaystyle {\ce {SnO2 + {\overset {base}{4 NaOH}}+ 2H2O <=> Na4[Sn(OH)8]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7af6f17d8ab6d8022c1faedc850e5e682b3b1d7c)
![{\displaystyle {\ce {Al(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Al(OH)4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ebb780f8d6860f968905cbd920bc01c440e89871)
![{\displaystyle {\ce {Be(OH)2 + {\overset {base}{2 NaOH}}-> Na2[Be(OH)4]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4388f2a51153ed3bd4a24476718747dd0c696c72)
![{\displaystyle {\ce {Cr(OH)3 + {\overset {base}{NaOH}}-> Na[Cr(OH)4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/74a02400ad1ab9ffdca353a101376bc81c8617a7)
