Амфоте́рность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двоякий, двойственный; обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Понятие амфоте́рность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 гг.) определил амфоте́рность как «способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя»^[1].

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер^[2].

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H⁺ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH^– ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами^[3]. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

${\displaystyle {\mathsf {H^{+}+XO^{-}\rightleftarrows XOH\rightleftarrows X^{+}+OH^{-))))$

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

${\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}\approx 10^{-5))))$

${\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows NO^{+}+OH^{-}\ \ K_{b}\approx 10^{-7))))$

Идеальным амфолитом будет вода:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-))))$

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)₃, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы^[2].

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз^[4]:

${\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+OH^{-))))$

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH₂. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-))CH(R){\text{-))COOH+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}N{\text{-))CH(R){\text{-))COO^{-}+H_{3}O^{+))))$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-))CH(R){\text{-))COOH+H_{2}O\rightleftarrows [H_{3}N{\text{-))CH(R){\text{-))COOH]^{+}+OH^{-))))$

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH₃⁺ являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO^– и R–NH₂ – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов^[3]. Например, для соединений хрома (III) известны реакции^[5]:

${\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3HCl\rightarrow CrCl_{3}+3H_{2}O))}$

${\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH\rightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]))}$

${\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O))}$

${\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow[{}]{^{o}t))2NaCrO_{2}+H_{2}O))}$

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам^[2]. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может быть описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H₂O и OH^–. Например, для Al(OH)₃ ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

${\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+}\rightleftarrows [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+}+3H_{2}O))}$

${\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-}\rightleftarrows [Al(OH)_{6}]^{3-}+3H_{2}O))}$

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа^[6]. Например, для цинка: ZnCl₂, [Zn(H₂O)₄]SO₄ (катионные) и Na₂ZnO₂, Na₂(Zn(OH)₄) (анионные).

• Амфотерный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

• Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
• Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с