De hydroxider är oorganiska och ternära föreningar som består av interaktionen mellan en metallkatjon och den funktionella gruppen OH (hydroxidanjon, OH-). De flesta av dem är joniska, även om de också kan ha kovalenta bindningar.
Exempelvis kan en hydroxid representeras som den elektrostatiska interaktionen mellan katjonen M+ och OH-anjonen-, eller som den kovalenta bindningen genom M-OH-bindningen (lägre bild). I den första inträffar den joniska bindningen, medan den andra är den kovalenta. Detta faktum beror väsentligen på metallen eller katjonen M+, liksom dess laddning och jonradie.
Eftersom de flesta av dem kommer från metaller är det likvärdigt att nämna dem som metallhydroxider.
Artikelindex
Det finns två huvudsakliga syntetiska vägar: genom att reagera motsvarande oxid med vatten eller med en stark bas i ett surt medium:
MO + HtvåO => M (OH)två
MO + H+ + Åh- => M (OH)två
Endast de metalloxider som är lösliga i vatten reagerar direkt för att bilda hydroxiden (första kemiska ekvationen). Andra är olösliga och kräver sura ämnen för att frigöra M+, som sedan interagerar med OH- från starka baser (andra kemiska ekvationen).
Dessa starka baser är emellertid metallhydroxider NaOH, KOH och andra från gruppen alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Dessa är jonföreningar som är mycket lösliga i vatten, därav deras OH- kan delta i kemiska reaktioner.
Å andra sidan finns det metallhydroxider som är olösliga och följaktligen mycket svaga baser. Några av dem är till och med sura, vilket är fallet med tellursyra, Te (OH)6.
Hydroxiden skapar en löslighetsvikt med det omgivande lösningsmedlet. Om det till exempel är vatten, uttrycks jämvikten enligt följande:
M (OH)två <=> Mtvå+(ac) + OH-(ac)
Där (ac) betecknar att mediet är vattenhaltigt. När det fasta ämnet är olösligt är den upplösta OH-koncentrationen liten eller försumbar. Av denna anledning kan olösliga metallhydroxider inte generera lösningar så basiska som NaOH..
Av ovanstående kan man dra slutsatsen att hydroxider uppvisar mycket olika egenskaper, kopplade till den kemiska strukturen och interaktionerna mellan metall och OH. Även om sålunda många är joniska med varierande kristallina strukturer har andra sålunda komplexa och oordningiga polymerstrukturer..
Hydroxyljonen är en syreatom som är kovalent bunden till väte. Således kan detta lätt representeras som OH-. Den negativa laddningen ligger på syret, vilket gör denna anjon till en elektrondonatorart: en bas.
Om OH- donerar sina elektroner till väte, en H-molekyl bildastvåO. Du kan också donera dina elektroner till positivt laddade arter: såsom metallcentra M+. Således bildas ett koordinationskomplex genom den dativa M-OH-bindningen (syre ger paret elektroner).
För att detta ska ske måste syret dock kunna samordna effektivt med metallen, annars kommer interaktionerna mellan M och OH att ha en markant jonisk karaktär (M+ Åh-). Eftersom hydroxyljonen är densamma i alla hydroxider ligger skillnaden mellan dem alla i katjonen som följer med den.
På samma sätt, eftersom denna katjon kan komma från vilken metall som helst på det periodiska systemet (grupperna 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller övergångsmetallerna), varierar egenskaperna hos sådana hydroxider enormt, även om alla tänker gemensamt på vissa aspekter.
I hydroxider, även om de har koordinationsbindningar, har de en latent jonisk karaktär. I vissa, såsom NaOH, är deras joner en del av ett kristallgitter som består av Na-katjoner+ och OH-anjoner- i proportioner 1: 1; det vill säga för varje Na-jon+ det finns en OH-jon- motsvarighet.
Beroende på metallens laddning kommer det att finnas mer eller mindre OH-anjoner- runt det. Till exempel för en metallkatjon Mtvå+ det kommer att finnas två OH-joner- interagerar med honom: M (OH)två, vad är skissat som HO- Mtvå+ Åh-. På samma sätt händer det med metallerna M3+ och med andra med mer positiva laddningar (även om de sällan överstiger 3+).
Denna joniska karaktär är ansvarig för många av de fysiska egenskaperna, såsom smält- och kokpunkter. Dessa är höga, vilket återspeglar de elektrostatiska krafterna som arbetar i kristallgitteret. På samma sätt, när hydroxider löser sig eller smälter, kan de leda elektrisk ström på grund av deras jons rörlighet..
Men inte alla hydroxider har samma kristallgitter. De med de mest stabila är mindre benägna att lösa sig i polära lösningsmedel som vatten. Som en allmän regel, desto mer avvikande är jonradierna av M+ och OH-, mer lösligt kommer att vara detsamma.
Detta förklarar varför lösligheten för alkalimetallhydroxider ökar när man rör sig ner i gruppen. Således är den ökande ordningen av lösligheter i vatten för dessa följande: LiOH OH- är en liten anjon, och när katjonen blir mer voluminös försvagas kristallgitteret energiskt. Å andra sidan bildar jordalkalimetaller mindre lösliga hydroxider på grund av deras högre positiva laddningar. Detta beror på att Mtvå+ lockar OH starkare- jämfört med M+. Likaså är dess katjoner mindre och därför mindre ojämna i storlek med avseende på OH-. Resultatet av detta är experimentellt bevis för att NaOH är mycket mer grundläggande än Ca (OH).två. Samma resonemang kan tillämpas för andra hydroxider, antingen för de av övergångsmetallerna eller för de av p-blockmetallerna (Al, Pb, Te, etc.). Ju mindre och större är den joniska radien och den positiva laddningen av M+, desto lägre är den joniska karaktären hos hydroxiden, med andra ord de med mycket höga laddningstätheter. Ett exempel på detta inträffar med berylliumhydroxid, Be (OH)två. Det är hantvå+ det är en mycket liten katjon och dess tvåvärda laddning gör den elektriskt mycket tät. Hydroxider M (OH)två reagera med syror för att bilda ett vattenhaltigt komplex, det vill säga M+ hamnar omgivet av vattenmolekyler. Det finns dock ett begränsat antal hydroxider som också kan reagera med baser. Dessa är så kallade amfotera hydroxider. Amfotera hydroxider reagerar med både syror och baser. Den andra situationen kan representeras av följande kemiska ekvation: M (OH)två + Åh- => M (OH)3- Men hur bestämmer man om en hydroxid är amfotär? Genom ett enkelt laboratorieexperiment. Eftersom många metallhydroxider är olösliga i vatten, tillsätts en stark bas till en lösning med M-jonerna+ upplöst exempelvis Al3+, motsvarande hydroxid kommer att fälla ut: Till3+(aq) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(s) Men att ha ett överskott av OH- hydroxiden fortsätter att reagera: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(ac) Som ett resultat solvatiseras det nya negativt laddade komplexet av de omgivande vattenmolekylerna och löser upp det vita aluminiumhydroxidfastämnet. De hydroxider som förblir oförändrade med extra tillsats av bas beter sig inte som syror och är därför inte amfotera. Hydroxider kan ha kristallina strukturer som liknar de hos många salter eller oxider; några enkla och andra mycket komplexa. Dessutom kan de där det finns en minskning av jonisk karaktär uppvisa metallcentra kopplade av syrebryggor (HOM-O-MOH). I lösning är strukturerna olika. Även för höglösliga hydroxider är det tillräckligt att betrakta dem som joner upplösta i vatten, för andra är det nödvändigt att ta hänsyn till koordinationskemin. Således kan varje katjon M+ den kan samordnas till ett begränsat antal arter. Ju större det är, desto större är antalet molekyler vatten eller OH.- kopplad till den. Härifrån kommer den berömda koordinationsoktaedern för många metaller lösta i vatten (eller i något annat lösningsmedel): M (OHtvå)6+n, där n är lika med metallens positiva laddning. Cr (OH)3, till exempel bildar den faktiskt en oktaeder. Hur? Med tanke på föreningen som [Cr (OHtvå)3(ÅH)3], varav tre av vattenmolekylerna ersätts av OH-anjoner-. Om alla molekyler ersattes av OH-, sedan komplexet med negativ laddning och oktaedrisk struktur [Cr (OH)6]3-. -3-laddningen är resultatet av OH: s sex negativa laddningar-. Hydroxider kan betraktas som "hydratiserade oxider". Men i dem är "vatten" i direkt kontakt med M+; medan i de hydratiserade oxiderna MO nHtvåEller vattenmolekylerna är en del av en yttre koordinationssfär (de är inte nära metallen). Dessa vattenmolekyler kan extraheras genom att värma ett hydroxiprov: M (OH)två + Q (värme) => MO + HtvåELLER MO är metalloxiden bildad som ett resultat av uttorkningen av hydroxiden. Ett exempel på denna reaktion är den som observeras när kopparhydroxid, Cu (OH), är uttorkadtvå: Cu (OH)två (blå) + Q => CuO (svart) + HtvåELLER Vad är rätt sätt att nämna hydroxider? IUPAC föreslog tre nomenklaturer för detta ändamål: det traditionella, beståndet och det systematiska. Det är korrekt att använda någon av de tre, men för vissa hydroxider kan det vara mer praktiskt eller praktiskt att nämna det på ett eller annat sätt. Den traditionella nomenklaturen är helt enkelt att lägga till suffixet -ico till metallens högsta valens; och suffixet -oso till det lägsta. Således, till exempel, om metallen M har valenser +3 och +1, är hydroxiden M (OH)3 det kommer att kallas hydroxid (metallnamn)ico, medan MOH-hydroxid (metallnamn)Björn. För att bestämma metallens valens i hydroxiden, titta bara på siffran efter OH i parentes. Således M (OH)5 betyder att metallen har en laddning eller valens på +5. Den största nackdelen med denna nomenklatur är dock att det kan vara komplicerat för metaller med mer än två oxidationstillstånd (såsom krom och mangan). För sådana fall används prefixen hyper- och hypo- för att beteckna de högsta och lägsta valenserna.. Således, om M istället för att bara ha +3 och +1 valenser, har den också +4 och +2, då är namnen på dess hydroxider med högsta och lägsta valens: hydroxid hyper(metallnamn)ico, och hydroxid hicka(metallnamn)Björn. Av alla nomenklaturer är detta det enklaste. Här följs namnet på hydroxiden helt enkelt av metallens valens i parentes och skriven med romerska siffror. Återigen för M (OH)5, till exempel skulle din beståndsnomenklatur vara: (metallnamn) hydroxid (V). (V) betecknar sedan (+5). Slutligen kännetecknas den systematiska nomenklaturen av att man använder multiplikation av prefix (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Dessa prefix används för att specificera både antalet metallatomer och OH-joner.-. På detta sätt är M (OH)5 heter: (metallnamn) pentahydroxid. När det gäller Hgtvå(ÅH)två, till exempel skulle det vara dimercuric dihydroxid; en av de hydroxider vars kemiska struktur är komplex vid första anblicken. Några exempel på hydroxider och deras motsvarande nomenklaturer är som följer: -NaOH (natriumhydroxid) -Ca (OH) 2 (kalciumhydroxid) -Fe (OH)3. (Järnhydroxid; järn (III) hydroxid; eller järntrihydroxid) -V (OH)5 (Pervanadisk hydroxid; Vanadin (V) hydroxid; eller vanadinpentahydroxid). -Sn (OH)4 (Stanisk hydroxid; tenn (IV) hydroxid; eller tenntetrahydroxid). -Ba (OH)två (Bariumhydroxid eller bariumdihydroxid). -Mn (OH)6 (Manganhydroxid, mangan (VI) hydroxid eller manganhexahydroxid). -AgOH (silverhydroxid, silverhydroxid eller silverhydroxid). Observera att det för denna förening inte finns någon åtskillnad mellan lager och systematiska nomenklaturer. -Pb (OH)4 (Blyhydroxid, bly (IV) hydroxid eller blytetrahydroxid). -LiOP (litiumhydroxid). -Cd (OH) 2 (kadmiumhydroxid) -Ba (OH)två (Bariumhydroxid) -KromhydroxidAmfoterism
Strukturer
Dehydrering reaktion
Nomenklatur
Traditionell
Stock
Systematisk
Exempel på hydroxider
Referenser
Ingen har kommenterat den här artikeln än.