- Cum sunt formate?
- Proprietățile hidroxizilor
- OH anion
- Caracterul ionic și de bază
- Tendința periodică
- Amphotericism
- structuri
- Reacție de deshidratare
- Nomenclatură
- Tradiţional
- Stoc
- Sistematic
- Exemple de hidroxizi
- Referințe
Cei hidroxizi sunt compuși anorganici și ternare care constau din interacțiunea dintre un cation metalic și grupa funcțională OH (anion hidroxid, OH - ). Majoritatea sunt de natură ionică, deși pot avea și legături covalente.
De exemplu, un hidroxid poate fi reprezentat ca interacțiunea electrostatică între cationul M + și OH - anion , sau ca legătura covalentă prin legătura M-OH (imaginea inferioară). În prima, legătura ionică apare, în timp ce în cea de-a doua, covalentă. Acest fapt depinde în esență de metalul sau cationul M + , precum și de încărcarea și raza ionică a acestuia.
Sursa: Gabriel Bolívar
Deoarece majoritatea provin din metale, este echivalent să ne referim la acestea sub formă de hidroxizi metalici.
Cum sunt formate?
Există două căi sintetice principale: reacționând oxidul corespunzător cu apă sau cu o bază puternică într-un mediu acid:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Doar acei oxizi metalici solubili în apă reacționează direct pentru a forma hidroxidul (prima ecuație chimică). Altele sunt insolubile și necesită specii acide să elibereze M + , care apoi interacționează cu OH - din baze puternice (a doua ecuație chimică).
Cu toate acestea, aceste baze puternice sunt hidroxizii metalici NaOH, KOH și alții din grupul metalelor alcaline (LiOH, RbOH, CsOH). Aceștia sunt compuși ionici foarte solubili în apă, prin urmare, OH-urile lor - nu pot participa la reacții chimice.
Pe de altă parte, există hidroxizi metalici care sunt insolubili și, în consecință, sunt baze foarte slabe. Unele dintre ele sunt chiar acide, cum este cazul acidului teluric, Te (OH) 6 .
Hidroxidul stabilește un echilibru de solubilitate cu solventul din jur. Dacă este de exemplu apă, atunci echilibrul este exprimat după cum urmează:
M (OH) 2 <=> M2 + (aq) + OH - (aq)
Unde (ac) indică faptul că mediul este apos. Când solidul este insolubil, concentrația de OH dizolvată este mică sau neglijabilă. Din acest motiv, hidroxizii metalici insolubili nu pot genera soluții la fel de bazale ca NaOH.
Din cele de mai sus se poate deduce că hidroxizii prezintă proprietăți foarte diferite, legate de structura chimică și de interacțiunile dintre metal și OH. Astfel, deși multe sunt ionice, cu structuri cristaline variate, altele au structuri polimerice complexe și dezordonate.
Proprietățile hidroxizilor
OH anion
Ionul hidroxil este un atom de oxigen legat covalent la hidrogen. Astfel, acest lucru poate fi ușor reprezentat ca OH - . Sarcina negativă este localizată pe oxigen, făcând din acest anion o specie donatoare de electroni: o bază.
Dacă OH - doneaza electronii la hidrogen, o moleculă de H 2 este format O Se poate dona , de asemenea , electronii speciilor încărcate pozitiv , cum ar fi: M. + Centre metalice . Astfel, se formează un complex de coordonare prin legătura M - OH dativă (oxigenul asigură perechea de electroni).
Cu toate acestea, pentru ca acest lucru să se întâmple, oxigenul trebuie să poată coordona eficient cu metalul, altfel, interacțiunile dintre M și OH vor avea un caracter ionic puternic (M + OH - ). Deoarece ionul hidroxil este același în toate hidroxizii, diferența dintre toți se află apoi în cationul care îl însoțește.
De asemenea, deoarece acest cation poate proveni din orice metal de pe tabelul periodic (grupele 1, 2, 13, 14, 15, 16 sau din metalele de tranziție), proprietățile acestor hidroxizi variază enorm, deși toate au în vedere în comun unele aspecte.
Caracterul ionic și de bază
În hidroxizi, deși au legături de coordonare, au un caracter ionic latent. În unele, precum NaOH, ionii lor fac parte dintr-o rețea de cristal formată din cationi Na + și OH - anioni în proporții de 1: 1; adică pentru fiecare ion Na + există un contrapartid - ion OH .
În funcție de încărcarea pe metal, vor exista mai mulți sau mai puțin OH - anioni în jurul lui. De exemplu, pentru un cation metalic M 2+ vor fi două OH - ionii care interactioneaza cu ea: M (OH) 2 , care este prezentat ca HO - M 2+ OH - . La fel se întâmplă și cu metalele M 3+ și cu altele cu sarcini mai pozitive (deși rareori depășesc 3+).
Acest caracter ionic este responsabil pentru multe dintre proprietățile fizice, cum ar fi punctele de topire și fierbere. Acestea sunt ridicate, reflectând forțele electrostatice care funcționează în cadrul rețelei de cristal. De asemenea, atunci când hidroxizii se dizolvă sau se topește, acestea pot conduce curent electric datorită mobilității ionilor lor.
Cu toate acestea, nu toate hidroxizii au aceleași zăbrele de cristal. Cei cu cei mai stabili vor avea mai puține șanse să se dizolve în solvenți polari, cum ar fi apa. De regulă generală, cu cât sunt mai disparate razele ionice ale M + și OH - , cu atât vor fi mai solubile.
Tendința periodică
Cele de mai sus explică de ce solubilitatea hidroxizilor de metale alcaline crește pe măsură ce unul coboară prin grup. Astfel, ordinea crescândă a solubilităților în apă pentru acestea este următoarea: LiOH
OH - este un anion mic, iar pe măsură ce cationul devine mai voluminos, rețeaua de cristal slăbește energic.
Pe de altă parte, metalele alcaline de pământ formează hidroxizi mai puțin solubili datorită încărcărilor pozitive mai mari. Acest lucru se datorează faptului că M 2+ atrage OH - mai puternic decât M + . De asemenea, cationii săi sunt mai mici și, prin urmare, mai puțin inegali în ceea ce privește OH - .
Rezultatul este dovada experimentală că NaOH este mult mai de bază decât Ca (OH) 2 . Același raționament poate fi aplicat și pentru alți hidroxizi, fie pentru cei ai metalelor de tranziție, fie pentru cei ai metalelor p-bloc (Al, Pb, Te, etc.).
De asemenea, cu cât raza ionică este mai mică și mai mare și încărcarea pozitivă a M + , cu atât caracterul ionic al hidroxidului este mai mic, cu alte cuvinte, cele cu densități de sarcină foarte mari. Un exemplu în acest sens apare cu hidroxidul de beriliu, Be (OH) 2 . Be 2+ este un cation foarte mic, iar încărcarea sa divalentă îl face din punct de vedere electric foarte dens.
Amphotericism
Hidroxizii M (OH) 2 reacționează cu acizii formând un complex apos, adică M + sfârșește înconjurat de molecule de apă. Cu toate acestea, există un număr limitat de hidroxizi care pot reacționa și cu baze. Acestea sunt cunoscute sub numele de hidroxizi amfoterici.
Hidroxizii amfoterici reacționează atât cu acizi, cât și cu baze. A doua situație poate fi reprezentată de următoarea ecuație chimică:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
Dar cum să se stabilească dacă un hidroxid este amfoteric? Printr-un simplu experiment de laborator. Deoarece mulți hidroxizi metalici sunt insolubili în apă, adăugând o bază puternică la o soluție cu ioni M + dizolvați , de exemplu Al 3+ , vor precipita hidroxidul corespunzător:
Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) => Al (OH) 3 (s)
Dar cu un exces de OH - hidroxidul continuă să reacționeze:
Al (OH) 3 (s) + OH - => Al (OH) 4 - (aq)
Drept urmare, noul complex încărcat negativ este solvat de moleculele de apă din jur, dizolvând solidul alb al hidroxidului de aluminiu. Acei hidroxizi care rămân neschimbați cu adăugarea de bază suplimentară nu se comportă ca acizi și, prin urmare, nu sunt amfoteri.
structuri
Hidroxizii pot avea structuri cristaline similare cu cele ale multor săruri sau oxizi; unele simple, iar altele foarte complexe. Mai mult, cei în care există o scădere a caracterului ionic pot avea centre metalice legate prin punți de oxigen (HOM - O - MOH).
În soluție structurile sunt diferite. Deși pentru hidroxizii extrem de solubili este suficient să-i considerăm ioni dizolvați în apă, pentru alții este necesar să se țină seama de chimia de coordonare.
Astfel, fiecare cation M + poate coordona un număr limitat de specii. Cu cât este mai voluminoasă, cu atât este mai mare numărul de molecule de apă sau OH - legate de acesta. Aceasta este sursa faimoasei octaedru coordonare a multor metale dizolvate în apă (sau orice alt solvent): M (OH 2 ) 6 + n , unde n este egal cu sarcina pozitivă a metalului.
Cr (OH) 3 , de exemplu, formează de fapt un octaedru. Cum? Considerând compusul ca, dintre care trei dintre moleculele de apă sunt înlocuite cu OH - anioni . Dacă toate moleculele ar fi înlocuite cu OH - , atunci complexul cu sarcină negativă și structura octaedrică 3 - ar fi obținut . Taxa -3 este rezultatul celor șase taxe negative ale OH - .
Reacție de deshidratare
Hidroxizii pot fi considerați ca „oxizi hidrați”. Cu toate acestea, în ele „apa” este în contact direct cu M + ; în timp ce în oxizii hidratați de MO · nH 2 O, moleculele de apă fac parte dintr-o sferă de coordonare externă (nu sunt aproape de metal).
Aceste molecule de apă pot fi extrase prin încălzirea unei probe de hidroxid:
M (OH) 2 + Q (caldura) => MO + H 2 O
MO este oxidul metalic format ca urmare a deshidratării hidroxidului. Un exemplu de reacție este cel observat atunci când hidroxidul cupric, Cu (OH) 2, este deshidratat :
Cu (OH) 2 (albastru) + Q => CuO (negru) + H 2 O
Nomenclatură
Care este modalitatea corectă de a menționa hidroxizii? În acest scop, IUPAC a propus trei nomenclaturi: tradiționalul, stocul și cel sistematic. Este corect să folosiți oricare dintre cele trei, cu toate acestea, pentru unii hidroxizi, poate fi mai convenabil sau practic să menționați într-un fel sau altul.
Tradiţional
Nomenclatura tradițională este pur și simplu adăugarea sufixului –ico la cea mai înaltă valență a metalului; iar sufixul –oso până la cel mai mic. Astfel, de exemplu, dacă metalul M are valențe +3 și +1, hidroxidul M (OH) 3 se va numi hidroxid (denumirea metalului) ico , în timp ce hidroxidul MOH (denumirea metalului) poartă .
Pentru a determina valența metalului în hidroxid, trebuie doar să privești numărul după OH-ul inclus în paranteze. Astfel, M (OH) 5 înseamnă că metalul are o sarcină sau valență de +5.
Principalul dezavantaj al acestei nomenclaturi este însă că poate fi dificilă pentru metalele cu mai mult de două stări de oxidare (cum ar fi cromul și manganul). Pentru astfel de cazuri, prefixele hyper- și hypo- sunt utilizate pentru a indica cele mai înalte și mai mici valențe.
Astfel, dacă M în loc să aibă doar +3 și +1 valențe, acesta are și +4 și +2, atunci numele hidroxizilor săi cu valențe superioare și inferioare sunt: hiperhidroxid (denumire metalică) ico și hidroxid de hipo ( nume metal) urs .
Stoc
Dintre toate nomenclatoarele, aceasta este cea mai simplă. Aici numele hidroxidului este urmat pur și simplu de valența metalului închis în paranteze și scris cu cifre romane. Din nou pentru M (OH) 5 , de exemplu, nomenclatorul dvs. de stoc ar fi: (denumirea metalului) (V) hidroxid. (V) indică apoi (+5).
Sistematic
În cele din urmă, nomenclatura sistematică se caracterizează prin recurgerea la prefixuri înmulțitoare (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- etc.). Aceste prefixe sunt utilizate pentru a specifica atât numărul de atomi de metal și OH - ioni . În acest fel, M (OH) 5 este denumit: (numele metalului) pentahidroxid.
În cazul Hg 2 (OH) 2 , de exemplu, ar fi dihidroxidul dimercuric; unul dintre hidroxizii a căror structură chimică este complexă la prima vedere.
Exemple de hidroxizi
Câteva exemple de hidroxizi și nomenclatoarele corespunzătoare sunt următoarele:
-NaOH (Hidroxid de sodiu)
Apariția hidroxidului de sodiu
-Ca (OH) 2 (hidroxid de calciu)
Apariția hidroxidului de calciu în stare solidă
-Fe (OH) 3. ( hidroxid feric; hidroxid de fier (III) sau trihidroxid de fier)
-V (OH) 5 ( hidroxid de pervanadic; hidroxid de vanadiu (V); sau pentahidroxid de vanadiu).
-Sn (OH) 4 ( hidroxid de stanic ; hidroxid de staniu (IV); sau tetrahidroxid de staniu).
-Ba (OH) 2 (hidroxid de bariu sau dihidroxid de bariu).
-Mn (OH) 6 ( hidroxid de mangan, hidroxid de mangan (VI) sau hexahidroxid de mangan).
-AgOH (hidroxid de argint, hidroxid de argint sau hidroxid de argint). Rețineți că pentru acest compus nu există nici o distincție între stocul și nomenclatoarele sistematice.
-Pb (OH) 4 ( hidroxid de plumb, hidroxid de plumb (IV) sau tetrahidroxid de plumb).
-LiOP (Hidroxid de litiu).
-Cd (OH) 2 (hidroxid de cadmiu)
-Ba (OH) 2 ( hidroxid de bariu)
- Hidroxid de crom
Referințe
- Chimie LibreTexturi. Solubilitatea hidroxizilor metalici. Luat de la: chem.libretexts.org
- Colegiul comunitar Clackamas. (2011). Lecția 6: Nomenclatorul acizilor, bazelor și sărurilor. Luat de la: dl.clackamas.edu
- Ioni complexi și amfoterism. . Luat de la: oneonta.edu
- Fullchemistry. (14 ianuarie 2013). Hidroxizi metalici. Luat de la: quimica2013.wordpress.com
- Enciclopedia exemplelor (2017). hidroxizi Recuperat din: exemple.co
- Castaños E. (9 august 2016). Formulare și nomenclatură: hidroxizi. Luat de la: lidiaconlaquimica.wordpress.com