- Hogyan alakulnak ki?
- A hidroxidok tulajdonságai
- OH-anion
- Ionos és alapvető karakter
- Időszakos trend
- Amphotericism
- struktúrák
- Dehidrációs reakció
- Elnevezéstan
- Hagyományos
- Készlet
- Szisztematikus
- Példák a hidroxidokra
- Irodalom
A hidroxidok szervetlen és háromkomponensű vegyületek, amelyek egy fémkation és az OH funkciós csoport kölcsönhatásából állnak (hidroxid anion, OH -). Legtöbbjük ionos természetű, bár kovalens kötésekkel is rendelkezhetnek.
Például, egy hidroxid lehet ábrázolni, mint közötti elektrosztatikus kölcsönhatás az M + kation, és az OH - anion, vagy mint a kovalens kötés révén az M-OH kötés (alsó kép). Az elsőben az ionos kötés fordul elő, míg a másodikban a kovalens. Ez a tény alapvetően a fémetől vagy az M + kationtól, valamint annak töltésétől és ionos sugaratól függ.
Forrás: Gabriel Bolívar
Mivel ezek többsége fémekből származik, ekvivalens rájuk fémhidroxidként hivatkozni.
Hogyan alakulnak ki?
Két fő szintetikus módszer létezik: a megfelelő oxid reagáltatásával vízzel vagy egy erős közeggel savas közegben:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Csak a vízben oldódó fém-oxidok reagálnak közvetlenül a hidroxid kialakulására (első kémiai egyenlet). Mások oldhatatlanok, és savfajokra van szükség az M + felszabadításához, amely az OH-val kölcsönhatásba lép - az erős bázisokból (második kémiai egyenlet).
Ezek az erős bázisok azonban fém-hidroxidok, NaOH, KOH és más alkálifémek csoportjából (LiOH, RbOH, CsOH). Ezek ionos vegyületek jól oldódnak vízben, ezért azok OH - szabadon részt a kémiai reakciókban.
Másrészt vannak fémes hidroxidok, amelyek oldhatatlanok, és következésképpen nagyon gyenge bázisok. Néhányuk savas, akár a tejsav, Te (OH) 6 esetében is savas.
A hidroxid létrehozza az oldhatóság egyensúlyát a környező oldószerrel. Ha például víz, akkor az egyensúlyt a következőképpen fejezzük ki:
M (OH) 2 <=> M 2+ (aq) + OH - (aq)
Ahol (ac) azt jelzi, hogy a közeg vizes. Ha a szilárd anyag oldhatatlan, az oldott OH koncentráció kicsi vagy elhanyagolható. Ezért az oldhatatlan fém-hidroxidok nem hozhatnak létre olyan bázikus oldatokat, mint NaOH.
A fentiekből arra lehet következtetni, hogy a hidroxidok nagyon különböző tulajdonságokkal rendelkeznek, összekapcsolódva a kémiai szerkezettel, valamint a fém és az OH kölcsönhatásaival. Így, bár sok ionos, változatos kristályszerkezettel, mások bonyolult és rendezetlen polimer szerkezettel rendelkeznek.
A hidroxidok tulajdonságai
OH-anion
A hidroxil-ion egy hidrogénhez kovalensen kötött oxigénatom. Így, ez könnyen képviseli, mint az OH -. A negatív töltés az oxigénen helyezkedik el, így ez az anion elektron donor faj: bázis.
Ha az OH - elektronjait hidrogénné adományozza, H 2 O molekulát képez, és elektronjait pozitív töltésű fajokra is adományozhatja: például az M + fémcentrumokat. Így egy koordinációs komplex képződik a native M-OH kötésen keresztül (az oxigén biztosítja az elektronpárt).
Ahhoz azonban, hogy ez megtörténjen, az oxigénnek képesnek kell lennie arra, hogy hatékonyan koordinálja a fémet, különben az M és OH kölcsönhatásai erősen ionos karakterűek (M + OH -). Mivel a hidroxil-ion minden hidroxidban azonos, a különbség ezek között a kationban rejlik.
Továbbá, mivel ez a kation a periodikus táblázatok bármelyik féméből származhat (1., 2., 13., 14., 15., 16. csoport vagy az átmeneti fémek), az ilyen hidroxidok tulajdonságai óriási eltéréseket mutatnak, bár ezek mindegyike közös néhány szempont.
Ionos és alapvető karakter
A hidroxidokban, bár vannak koordinációs kötéseik, látens ionos jellegük van. Bizonyos, például a nátrium-hidroxid, az ionok egy részét kristályos hálózat alkotja Na + kationok és az OH - anionok 1: 1 arányban; azaz minden egyes Na + ion van egy megfelelője OH - ion.
Attól függően, hogy a töltést a fém, nem lesz több, vagy kevesebb, OH - anionok körül. Például, egy fémkation M 2+ lesz két OH - ionok kölcsönhatásba lépne vele: M (OH) 2, amely vázolt HO - M 2+ OH -. Ugyanez történik az M 3+ fémekkel és más pozitív töltésű másokkal (bár ritkán haladják meg a 3+ értéket).
Ez az ionos karakter a sok fizikai tulajdonságért, például az olvadás és forráspontért felelős. Ezek nagyok, tükrözik a kristályrácson belül működő elektrosztatikus erőket. Ezenkívül, amikor a hidroxidok feloldódnak vagy megolvadnak, ionok mobilitásának köszönhetően vezethetnek elektromos áramot.
Ugyanakkor nem minden hidroxid rendelkezik azonos kristályrácsokkal. A legstabilabb vegyületek kevésbé valószínű, hogy feloldódnak olyan poláris oldószerekben, mint a víz. Általános szabályként, a több eltérő ionos sugara M + és OH -, a jobban oldódó lesznek.
Időszakos trend
A fentiek magyarázatot ad arra, hogy miért növekszik az alkálifém-hidroxidok oldhatósága, amikor az ember a csoporton keresztül leszáll. Ilyen módon a vízben való oldhatóság növekvő sorrendje a következő: LiOH
OH - egy kis anion, és ahogy a kation térfogata növekszik, a kristályrács energiával gyengül.
Másrészről, az alkáliföldfémek kevésbé oldódó hidroxidokat képeznek a magasabb pozitív töltésük miatt. Ennek oka az, hogy az M 2+ vonzza az OH-t - erősebben, mint az M +. Hasonlóképpen, kationjai kisebbek, és ennélfogva méretüknél kevésbé egyenlők az OH - vonatkozásában.
Ennek eredménye kísérleti bizonyíték arra, hogy a NaOH sokkal bázikusabb, mint a Ca (OH) 2. Ugyanez az érvelés alkalmazható más hidroxidokra is, akár az átmeneti fémek, akár a p-blokk fémek (Al, Pb, Te stb.) Esetében.
Továbbá, minél kisebb és nagyobb az ion sugara és az M + pozitív töltése, annál alacsonyabb a hidroxid ion jellege, vagyis azok, amelyek nagyon nagy töltési sűrűséggel rendelkeznek. Erre példa a berilium-hidroxid, Be (OH) 2. A Be 2+ nagyon kicsi kation, és kétértékű töltése elektromosan nagyon sűrűvé teszi.
Amphotericism
Az M (OH) 2 -hidroxidok savakkal reagálva vizes komplexet képeznek, azaz az M + vízmolekulákkal körülvéve végződik. Van azonban korlátozott számú hidroxid, amelyek bázissal is reagálhatnak. Ezek az amfoter hidroxidok.
Az amfoter hidroxidok savakkal és bázisokkal egyaránt reagálnak. A második helyzetet a következő kémiai egyenlettel reprezentálhatjuk:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
De hogyan lehet meghatározni, hogy a hidroxid amfoter-e? Egy egyszerű laboratóriumi kísérlet segítségével. Mivel sok fémhidroxid nem oldódik vízben, ha erős bázist adunk az oldott M + -ionokkal, például Al 3+ -oldattal készült oldathoz, a megfelelő hidroxid csapódik ki:
Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) => Al (OH) 3 (s)
De feleslegével OH - hidroxid tovább reagál:
Al (OH) 3 (s) + OH - => Al (OH) 4 - (aq)
Ennek eredményeként az új negatívan töltött komplexet a környező vízmolekulák szolvatálják, feloldva az alumínium-hidroxid fehér szilárd anyagát. Azok a hidroxidok, amelyek változatlanul maradnak az extra bázis hozzáadásával, nem viselkednek savakként, ezért nem képesek amfoter jellegűek.
struktúrák
A hidroxidok kristályszerkezete hasonló lehet sok só vagy oxid szerkezetéhez; néhány egyszerű, mások nagyon bonyolultak. Ezen túlmenően azokban, ahol az ionos karakter csökken, az oxigénhidakkal (HOM - O - MOH) fémcentrumok vannak.
Megoldásként a struktúrák különbözőek. Noha a jól oldódó hidroxidok esetében elegendő azokat vízben oldott ionoknak tekinteni, mások esetében figyelembe kell venni a koordinációs kémiát.
Így minden M + kation korlátozott számú fajra képes koordinálni. A terjedelmesebb ez, annál nagyobb a száma a víz vagy OH molekulák - kötve. Ebből adódik a vízben (vagy bármilyen más oldószerben) feloldott sok fémből a híres koordinációs oktaéder: M (OH 2) 6 + n, ahol n egyenlő a fém pozitív töltésével.
A Cr (OH) 3 például valójában egy oktaédert képez. Hogyan? Figyelembe véve a vegyületet, amelyek közül három a vízmolekulák helyettesítik OH - anionok. Ha az összes molekulák váltották OH -, majd a komplex negatív töltés és oktaéderes szerkezet 3 - lehetne elérni. A -3 töltés az eredménye a hat negatív töltések a OH -.
Dehidrációs reakció
A hidroxidokat hidratált oxidoknak lehet tekinteni. A víz viszont közvetlen kapcsolatban áll az M + -mal; míg a MO · nH 2 O hidratált oxidokban a vízmolekulák egy külső koordinációs gömb részét képezik (nem közel vannak a fémhez).
Ezeket a vízmolekulákat hidroxid-minta melegítésével extrahálhatjuk:
M (OH) 2 + Q (hő) => MO + H 2 O
Az MO a fém-oxid, amely a hidroxid dehidratációja eredményeként képződik. Erre a reakcióra példa a réz-hidroxid (Cu (OH) 2) dehidratálásánál megfigyelt reakció:
Cu (OH) 2 (kék) + Q => CuO (fekete) + H 2 O
Elnevezéstan
Hogyan lehet a hidroxidokat megemlíteni? Az IUPAC három nómenklatúrát javasolt erre a célra: a hagyományos, az állomány és a szisztematikus. Helyénvaló a három közül bármelyik használata, néhány hidroxid esetében azonban kényelmesebb vagy praktikusabb lehet megemlíteni oly módon.
Hagyományos
A hagyományos nómenklatúra egyszerűen hozzáfűzi –ico hozzáadását a fém legmagasabb vegyértékéhez; és utótag –az a legalacsonyabb. Tehát például, ha az M fém értéke +3 és +1, akkor az M (OH) 3 hidroxidot hidroxidnak (fém név) ico-nak, míg az MOH-hidroxidnak (fém név) viselni kell.
A fém hidroxid vegyértékének meghatározásához csak nézze meg a zárójelben levő OH utáni számot. Az M (OH) 5 tehát azt jelenti, hogy a fém töltése vagy valenciája +5.
Ennek a nómenklatúrának a legfőbb hátránya, hogy nehézségekbe ütközhet a kétnél több oxidációs állapotú fémek (például króm és mangán). Ilyen esetekben a hyper- és hypo- előtagokat a legmagasabb és a legalacsonyabb értékek jelölésére használják.
Tehát, ha M a +3 és a + 1 vegyérték helyett +4 és +2 is, akkor a magasabb és alsó vegyértékű hidroxidjai a következők: hiperhidroxid (fém név) ico és hipo- hidroxid (fém név) medve.
Készlet
Az összes nómenklatúra közül ez a legegyszerűbb. Itt a hidroxid nevét egyszerűen követi a zárójelbe zárt és római számokkal írt fém valenciája. Mint például az M (OH) 5 esetében, a tőzsdei nómenklatúrája a következő lenne: (fém név) (V) hidroxid. (V) ezután (+5) -ot jelent.
Szisztematikus
Végül a szisztematikus nómenklatúrát az előtagok szorzásának igénye jellemzi (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, stb.). Ezeket az előtagokat mind a fématomok, mind az OH - ionok meghatározására használják. Ily módon az M (OH) 5- et elnevezik: (fém név) pentahidroxidnak.
Abban az esetben, Hg 2 (OH) 2, például lenne dimercuric dihidroxid; az egyik hidroxid, amelynek kémiai szerkezete első pillantásra bonyolult.
Példák a hidroxidokra
Néhány példa a hidroxidokra és azok megfelelő nómenklatúráira a következő:
-NaOH (nátrium-hidroxid)
Nátrium-hidroxid megjelenése
-Ca (OH) 2 (kalcium-hidroxid)
Kalcium-hidroxid megjelenése szilárd állapotban
-Fe (OH) 3. ( vas-hidroxid; vas (III) -hidroxid; vagy vas-trihidroxid)
-V (OH) 5 ( pervanadikus hidroxid; vanádium (V) hidroxid; vagy vanádium-pentahidroxid).
-Sn (OH) 4 ( sztatin-hidroxid; ón (IV) hidroxid; vagy ón-tetrahidroxid).
-Ba (OH) 2 (bárium-hidroxid vagy bárium-dihidroxid).
-Mn (OH) 6 ( mangán-hidroxid, mangán (VI) hidroxid vagy mangán-hexahidroxid).
-AgOH (ezüst-hidroxid, ezüst-hidroxid vagy ezüst-hidroxid). Vegye figyelembe, hogy e vegyület esetében nincs különbség az állomány és a szisztematikus nómenklatúra között.
-Pb (OH) 4 ( ólom-hidroxid, ólom (IV) -hidroxid vagy ólom-tetrahidroxid).
-LiOP (lítium-hidroxid).
-Cd (OH) 2 (kadmium-hidroxid)
-Ba (OH) 2 ( bárium-hidroxid)
- Króm-hidroxid
Irodalom
- Kémia LibreTexts. A fémhidroxidok oldhatósága. Forrás: chem.libretexts.org
- Clackamas Közösségi Főiskola. (2011). 6. lecke: Savak, bázisok és sók nómenklatúrája. Feltöltve: dl.clackamas.edu
- Komplex ionok és amfoterizmus.. Feltöltve: oneonta.edu
- Fullchemistry. (2013. január 14). Fémhidroxidok. Készült: quimica2013.wordpress.com
- Példák enciklopédia (2017). hidroxidok Helyreállítva: példák.co
- Castaños E. (2016. augusztus 9.). Összetétel és nómenklatúra: hidroxidok. Forrás: lidiaconlaquimica.wordpress.com