Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например, для гидроксида и оксида алюминия:
а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Al₂О₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O (в расплаве)
Al₂О₃ + 2NaOH(т) = 2NaAlO₂ + H₂O (в расплаве)

В реакциях (а) Al(OH)₃ и Al₂О₃ проявляют свойства оснóвных гидроксидов и оксидов, то есть они подобно щелочам реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом Al³⁺.

Напротив, в реакциях (б) Al(OH)₃ и Al₂О₃ выполняют функцию кислотных гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия Al^III входит в состав аниона (кислотного остатка) AlО₂⁻.

Сам элемент алюминий проявляет в этих соединениях свойства металла и неметалла. Следовательно, алюминий - амфотерный элемент.

Подобные свойства имеют также элементы А-групп - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и другие, а также большинство элементов Б-групп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и другие.

Например, амфотерность цинка доказывают такие реакции:
а) Zn(OH)₂ + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂ + H₂O
ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

б) Zn(OH)₂ + Na₂O = Na₂ZnO₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH(т) = Na₂ZnO₂ + H₂O

Если амфотерный элемент имеет в соединениях несколько степеней окисления, то амфотерные свойства наиболее ярко проявляются дляпромежуточной степени окисления.

Например, у хрома известны три степени окисления: +II, +III и +VI. В случае Cr^III кислотные и оснóвные свойства выражены примерно в равной степени, тогда как у Cr^II наблюдается преобладание оснóвных свойств, а у Cr^VI - кислотных свойств:
Cr^II → CrO, Cr(OH)₂ → CrSO₄
Cr^III → Cr₂O₃, Cr(OH)₃ → Cr₂(SO₄)₃ или KCrO₂
Cr^VI → CrO₃, H₂CrO₄ → K₂CrO₄

Очень часто амфотерные гидроксиды элементов в степени окисления +III существуют также в мета-форме, например:
AlO(OH) - метагидроксид алюминия
FeO(OH) - метагидроксид железа (орто-форма "Fe(OH)₃" не существует).

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде, наиболее удобный способ их получения - осаждение из водного раствора с помощью слабого основания - гидрата аммиака:
Al(NO₃)₃ + 3(NH₃ · H₂O) = Al(OH)₃↓ + 3NH₄NO₃ (20 °C)
Al(NO₃)₃ + 3(NH₃ · H₂O) = AlO(OH)↓ + 3NH₄NO₃ + H₂O (80 °C)

В случае использования избытка щелочей в обменной реакции подобного типа гидроксид алюминия осаждаться не будет, поскольку алюминий в силу своей амфотерности переходит в анион:
Al(OH)₃(т) + OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻

Примеры молекулярных уравнений реакций этого типа:
Al(NO₃)₃ + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)₄] + 3NaNO₃
ZnSO₄ + 4NaOH(избыток) = Na₂[Zn(OH)₄] + Na₂SO₄

Образующиеся соли относятся к числу комплексных соединений (комплексных солей): они включают комплексные анионы [Al(OH)₄]⁻ и [Zn(OH)₄]²⁻. Названия этих солей таковы:
Na[Al(OH)₄] - тетрагидроксоалюминат натрия
Na₂[Zn(OH)₄] - тетрагидроксоцинкат натрия

Продукты взаимодействия оксидов алюминия или цинка с твердой щелочью называются по-другому:
NaAlO₂ - диоксоалюминат(III) натрия
Na₂ZnO₂ - диоксоцинкат(II) натрия

Подкисление растворов комплексных солей этого типа приводит к разрушению комплексных анионов:

Например: 2Na[Al(OH)₄] + CO₂ = 2Al(OH)₃↓ + NaHCO₃

Для многих амфотерных элементов точные формулы гидроксидов низвестны, поскольку из водного раствора вместо гидроксидов выпадают гидратированные оксиды, например MnO₂ · nH₂O, Sb₂O₅ · nH₂O.

Амфотерные элементы в свободном виде взаимодействуют как с типичными кислотами, так и со щелочами:
2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + H₂↑
2Al + 6H₂O + 4NaOH(конц.) = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

В обеих реакциях образуются соли, причем рассматриваемый элемент в одном случае входит в состав катиона, а во втором - в состав аниона.