- Kako se formiraju?
- Svojstva hidroksida
- OH anion
- Jonski i osnovni lik
- Periodični trend
- Amphotericism
- strukture
- Reakcija dehidracije
- Nomenklatura
- tradicionalan
- Zaliha
- sistematski
- Primjeri hidroksida
- Reference
Su hidroksidi su anorganske i trokomponentni spojeva koji se sastoje od interakcije između metala i kationa OH funkcionalnu skupinu (aniona hidroksid, OH -). Većina ih je jonske naravi, iako mogu imati i kovalentne veze.
Na primjer, hidroksid se može predstaviti kao elektrostatička interakcija između M + kationa i OH - aniona, ili kao kovalentna veza preko M-OH veze (donja slika). U prvom dolazi do ionske veze, dok u drugom kovalentna. Ta činjenica bitno ovisi o metalu ili kationu M +, kao io njegovom naboju i ionskom polumjeru.
Izvor: Gabriel Bolívar
Budući da ih većina dolazi iz metala, ekvivalentno je nazivati ih hidroksidima metala.
Kako se formiraju?
Postoje dva glavna načina sinteze: reakcijom odgovarajućeg oksida s vodom ili s jakom bazom u kiselom mediju:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Samo oni oksidi metala topljivi u vodi izravno reagiraju i formiraju hidroksid (prva kemijska jednadžba). Drugi su netopljivi i zahtijevaju kisele vrste da oslobode M +, koji tada djeluje na OH - iz jakih baza (druga kemijska jednadžba).
Međutim, ove jake baze su metalni hidroksidi NaOH, KOH i drugi iz skupine alkalnih metala (LiOH, RbOH, CsOH). Riječ je o ionskim spojevima koji su topljivi u vodi, pa stoga njihovi OH - slobodni sudjelovati u kemijskim reakcijama.
S druge strane, postoje metalni hidroksidi netopljivi i posljedično vrlo slabe baze. Neki od njih su čak i kiseli, kao što je slučaj s telurinskom kiselinom, Te (OH) 6.
Hidroksid uspostavlja ravnotežu topljivosti sa okolnim otapalom. Ako je, na primjer, voda, tada se ravnoteža izražava na sljedeći način:
M (OH) 2 <=> M 2+ (aq) + OH - (aq)
Gdje (ac) označava da je medij vodeni. Kada je kruta tvar netopljiva, koncentracija otopljenog OH je mala ili zanemariva. Iz tog razloga netopljivi metalni hidroksidi ne mogu stvarati otopine kao osnovne kao NaOH.
Iz navedenog se može zaključiti da hidroksidi pokazuju vrlo različita svojstva, povezana s kemijskom strukturom i interakcijama između metala i OH. Stoga, iako su mnogi ionski, s različitim kristalnim strukturama, drugi imaju složene i neuredne polimerne strukture.
Svojstva hidroksida
OH anion
Hidroksil ion je atom kisika kovalentno vezan na vodik. Stoga se to lako može predstaviti kao OH -. Negativni naboj nalazi se na kisiku, što ovaj anion čini donorom elektrona: bazom.
Ako OH - donira na elektrone vodik, tvori molekule H 2 O. Također se donirati svoje elektrone pozitivno nabijenim: poput M + metala centara. Tako nastaje koordinacijski kompleks kroz dativnu vezu M - OH (kisik osigurava par elektrona).
Međutim, da bi se to dogodilo, kisik mora biti u mogućnosti učinkovito koordinirati s metalom, inače će interakcije između M i OH imati snažan ionski karakter (M + OH -). Kako je hidroksilni ion jednak u svim hidroksidima, razlika između svih njih tada leži u kationu koji ga prati.
Isto tako, budući da ovaj kation može doći iz bilo kojeg metala iz periodične tablice (skupine 1, 2, 13, 14, 15, 16 ili iz prijelaznih metala), svojstva takvih hidroksida znatno se razlikuju, iako svi razmišljaju o zajednički neki aspekti.
Jonski i osnovni lik
U hidroksidima, iako imaju koordinacijske veze, imaju latentni jonski karakter. U nekim, poput NaOH, njihovi ioni su dio kristalne rešetke sastavljene od Na + kationa i OH - aniona u proporcijama 1: 1; to jest, za svaki Na + ion postoji suprotan OH - ion.
Ovisno o naboju metala, bit će više ili manje OH - aniona. Na primjer, za kation metala M2 + postoje dva OH - iona koji međusobno djeluju: M (OH) 2, koji je označen kao HO - M 2+ OH -. Isto se događa s metalima M 3+, a kod drugih s pozitivnijim nabojima (iako rijetko prelaze 3+).
Ovaj jonski karakter odgovoran je za mnoga fizička svojstva, poput tališta i vrelišta. Oni su visoki, koji odražavaju elektrostatičke sile pri radu unutar kristalne rešetke. Također, kada se hidroksidi otope ili rastope, mogu voditi električnu struju zbog pokretljivosti svojih iona.
Međutim, nemaju svi hidroksidi iste kristalne rešetke. Oni sa najstabilnijom manjom će se vjerojatno otopiti u polarnim otapalima poput vode. U pravilu, što su ionski radijusi M + i OH - različitiji, to će im biti topljivi.
Periodični trend
Navedeno objašnjava zašto se topljivost hidroksida alkalijskih metala povećava kako se spušta kroz skupinu. Dakle, sve veći redoslijed topljivosti u vodi za njih je sljedeći: LiOH
OH - mali je anion, a kako kation postaje voluminozniji, kristalna rešetka energetski slabi.
S druge strane, zemnoalkalijski metali tvore manje topive hidrokside zbog svojih pozitivnih naboja. To je zato što M2 + privlači OH - jače od M +. Isto tako, njeni su kationi manji, a time i manje neujednačene u odnosu na OH -.
Rezultat toga su eksperimentalni dokazi da je NaOH mnogo bazičniji od Ca (OH) 2. Isti se razlozi mogu primijeniti i za druge hidrokside, bilo za one prijelaznih metala, bilo za one p-blok metala (Al, Pb, Te, itd.).
Također, što je manji i veći ionski polumjer i pozitivni naboj M +, niži je ionski karakter hidroksida, drugim riječima, oni s vrlo velikom gustoćom naboja. Primjer za to je berilijev hidroksid, Be (OH) 2. Be 2+ je vrlo mali kation, a dvovalentni naboj čini ga električno vrlo gustim.
Amphotericism
M (OH) 2 hidroksidi reagiraju s kiselinama da tvore vodeni kompleks, to jest da M + završi okružen molekulama vode. Međutim, postoji ograničen broj hidroksida koji mogu reagirati i s bazama. To su oni koji su poznati kao amfoterni hidroksidi.
Amfoterni hidroksidi reagiraju s kiselinama i bazama. Druga se situacija može predstaviti sljedećom kemijskom jednadžbom:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
Ali kako utvrditi je li hidroksid amfoterni? Kroz jednostavan laboratorijski eksperiment. Budući da su mnogi metalni hidroksidi netopljivi u vodi, dodavanje jake baze otopini s otopljenim M + ionima, na primjer Al 3+, taložit će odgovarajući hidroksid:
Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) => Al (OH) 3 (s)
Ali s viškom OH - hidroksid nastavlja reagirati:
Al (OH) 3 (s) + OH - => Al (OH) 4 - (aq)
Kao rezultat toga, novi negativno nabijeni kompleks otapa se iz okolnih molekula vode, rastvarajući bijelu krutinu aluminij-hidroksida. Oni hidroksidi koji ostaju nepromijenjeni dodatkom dodatne baze ne ponašaju se kao kiseline i, prema tome, nisu amfoterni.
strukture
Hidroksidi mogu imati kristalne strukture slične onima mnogih soli ili oksida; neke jednostavne, a druge vrlo složene. Nadalje, oni kod kojih dolazi do smanjenja ionskog karaktera mogu imati metalne centre povezane mostovima kisika (HOM - O - MOH).
U rješenju su strukture različite. Iako je za visoko topive hidrokside dovoljno smatrati ih ionima otopljenim u vodi, za ostale je potrebno uzeti u obzir koordinacijsku kemiju.
Stoga se svaki M + kation može koordinirati s ograničenim brojem vrsta. Što je glomazniji, to je veći broj molekula vode ili OH - na njih vezan. Iz toga proizlazi poznati koordinacijski oktaedar mnogih metala otopljenih u vodi (ili bilo kojem drugom otapalu): M (OH 2) 6 + n, gdje je n jednak pozitivnom naboju metala.
Cr (OH) 3, na primjer, zapravo tvori oktaedar. Kako? Smatrajući spoj takvim, od kojih su tri molekule vode zamijenjene OH - anionima. Ako bi sve molekule zamijenile OH - tada bi se dobio kompleks s negativnim nabojem i oktaedralnom strukturom 3. Naboj -3 je rezultat šest negativnih naboja OH -.
Reakcija dehidracije
Hidroksidi se mogu smatrati "hidriranim oksidima". Međutim, u njima je "voda" u izravnom kontaktu s M +; dok u MO · nH 2 O hidrat okside, molekule vode su dio vanjskog koordinacijsku sferu (nisu blizu metala).
Ove se molekule vode mogu ekstrahirati zagrijavanjem uzorka hidroksida:
M (OH) 2 + Q (toplina) => MO + H 2 O
MO je metalni oksid nastao kao rezultat dehidracije hidroksida. Primjer ove reakcije je ona koja je primijećena kada dehidriramo kurični hidroksid, Cu (OH) 2:
Cu (OH) 2 (plava) + Q> CuO (crna) + H 2 O
Nomenklatura
Koji je pravi način spominjanja hidroksida? IUPAC je u tu svrhu predložio tri nomenklature: tradicionalnu, dionicu i sustavnu. Ispravno je koristiti bilo koje od ove tri, međutim, za neke hidrokside moglo bi biti prikladnije ili praktičnije spomenuti ih na ovaj ili onaj način.
tradicionalan
Tradicionalna nomenklatura jednostavno je dodavanje sufiksa –ico najvećoj valenciji metala; a sufiks –oso na najniže. Tako, na primjer, ako metal M ima valencije +3 i +1, hidroksid M (OH) 3 nazvat će se hidroksid (ime metala) ico, dok MOH hidroksid (ime metala) nosi.
Da biste utvrdili valentnost metala u hidroksidu, samo pogledajte broj nakon OH-a priloženog u zagradama. Dakle, M (OH) 5 znači da metal ima naboj ili valenciju +5.
Glavni nedostatak ove nomenklature jest taj što metali s više od dva stanja oksidacije (poput kroma i mangana) mogu biti teški. U takvim se slučajevima prefiksi hiper i hipo upotrebljavaju za označavanje najveće i najniže valencije.
Dakle, ako M umjesto da ima samo +3 i +1 valencije, ima i +4 i +2, tada su nazivi njegovih hidroksida sa višom i nižom valensom: hiper hidroksid (naziv metala) ico i hipo hidroksid (metalno ime) medvjed.
Zaliha
Od svih nomenklatura ovo je najjednostavnije. Ovdje naziv hidroksida jednostavno slijedi valentnost metala zatvorenog u zagradama i napisan rimskim brojevima. Na primjer, opet za M (OH) 5, vaša nomenklatura zaliha bila bi: (metalni naziv) (V) hidroksid. (V) tada označava (+5).
sistematski
Konačno, za sustavnu nomenklaturu karakteristično je pribjegavanje prefiksima množitelja (di-, tri-, tetra-, penta-, šestero-, itd.). Ti se prefiksi koriste za određivanje broja atoma metala i OH - iona. Na taj je način M (OH) 5 nazvan kao: (metalno ime) pentahidroksid.
Na primjer, u slučaju Hg 2 (OH) 2, to bi bio dimerkurni dihidroksid; jedan od hidroksida čija je kemijska struktura složena na prvi pogled.
Primjeri hidroksida
Neki primjeri hidroksida i odgovarajućih nomenklatura su sljedeći:
-NaOH (natrijev hidroksid)
Izgled natrijevog hidroksida
-Ca (OH) 2 (kalcijev hidroksid)
Izgled kalcijevog hidroksida u čvrstom stanju
-Fe (OH) 3. ( željezni hidroksid; željezo (III) hidroksid; ili željezo trihidroksid)
-V (OH) 5 ( pervanadic hidroksid; vanadijum (V) hidroksid; ili vanadij pentahidroksid).
-Sn (OH) 4 ( stanični hidroksid; kositrni (IV) hidroksid; ili tetrahidroksid).
-Ba (OH) 2 (barijev hidroksid ili barijev dihidroksid).
-Mn (OH) 6 ( mangan hidroksid, mangan (VI) hidroksid ili mangan heksahidroksid).
-AgOH (srebrni hidroksid, srebrni hidroksid ili srebrni hidroksid). Imajte na umu da za ovaj spoj ne postoji razlika između dionica i sustavnih nomenklatura.
-Pb (OH) 4 ( olovni hidroksid, olovni (IV) hidroksid ili olovni tetrahidroksid).
-LiOP (litijev hidroksid).
-Cd (OH) 2 (kadmijev hidroksid)
-Ba (OH) 2 ( barijev hidroksid)
- Krom hidroksid
Reference
- Kemija LibreTexts. Topljivost metalnih hidroksida. Preuzeto sa: chem.libretexts.org
- Clackamas Community College. (2011). Lekcija 6: Nomenklatura kiselina, baza i soli. Preuzeto sa: dl.clackamas.edu
- Složeni joni i amfoterizam., Preuzeto sa: oneonta.edu
- Fullchemistry. (14. siječnja 2013.). Metalni hidroksidi. Preuzeto sa: quimica2013.wordpress.com
- Enciklopedija primjera (2017). hidroksidi Oporavilo iz: primjeri.co
- Castaños E. (9. kolovoza 2016). Formulacija i nomenklatura: hidroksidi. Preuzeto sa: lidiaconlaquimica.wordpress.com