HYDROXIDER: EGENSKABER, NOMENKLATUR OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

De hydroxider er uorganiske og ternære forbindelser bestående af interaktionen mellem en metalkation og OH funktionel gruppe (hydroxidanionen, OH ^-). De fleste af dem er ioniske, selvom de også kan have kovalente bindinger.

For eksempel kan et hydroxid repræsenteres som den elektrostatiske interaktion mellem M ⁺ -kationen og OH ^- anionen, eller som den kovalente binding via M-OH-bindingen (lavere billede). I den første forekommer den ioniske binding, mens den anden er den kovalente. Denne kendsgerning afhænger i det væsentlige af metallet eller kationen M ⁺ såvel som dets ladning og ioniske radius.

Kilde: Gabriel Bolívar

Da de fleste af dem kommer fra metaller, svarer det til at betegne dem som metalhydroxider.

Hvordan dannes de?

Der er to syntetiske vigtigste veje: ved at omsætte det tilsvarende oxid med vand eller med en stærk base i et surt medium:

MO + H ₂ O => M (OH) ₂

MO + H ⁺ + OH ^- => M (OH) ₂

Kun de metaloxider, der er opløselige i vand, reagerer direkte på dannelse af hydroxidet (første kemiske ligning). Andre er uopløselige og kræver sure arter for at frigive M ⁺, som derefter interagerer med OH ^- fra stærke baser (anden kemisk ligning).

Imidlertid er disse stærke baser metalhydroxider NaOH, KOH og andre fra gruppen af ​​alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Dette er ioniske forbindelser, der er meget opløselige i vand, derfor er deres OH ^- gratis at deltage i kemiske reaktioner.

På den anden side er der metalliske hydroxider, der er uopløselige og som følgelig er meget svage baser. Nogle af dem er endda sure, som det er tilfældet med tellurinsyre, Te (OH) ₆.

Hydroxidet opretter en opløselighedsbalance med det omgivende opløsningsmiddel. Hvis det f.eks. Er vand, udtrykkes ligevægt således:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Hvor (ac) angiver, at mediet er vandigt. Når det faste stof er uopløseligt, er den opløste OH-koncentration lille eller ubetydelig. Af denne grund kan uopløselige metalhydroxider ikke generere opløsninger så basale som NaOH.

Fra det ovenstående kan det udledes, at hydroxider udviser meget forskellige egenskaber, der er knyttet til den kemiske struktur og interaktionerne mellem metallet og OH. Selvom mange er ioniske med forskellige krystallinske strukturer, har andre således komplekse og forstyrrede polymerstrukturer.

Egenskaber ved hydroxider

OH-anion

Hydroxylionen er et oxygenatom, der er kovalent bundet til brint. Dette kan således let repræsenteres som OH ^-. Den negative ladning er placeret på iltet, hvilket gør denne anion til en elektrondonorart: en base.

Hvis OH ^- donerer sine elektroner til hydrogen, et molekyle af H ₂ er O dannet Det kan også donere sine elektroner til positivt ladede arter: såsom M. ⁺ Metalcentre. Således dannes et koordinationskompleks gennem den dative M - OH-binding (ilt tilvejebringer parret af elektroner).

For at dette skal ske, skal iltet imidlertid være i stand til at koordinere effektivt med metallet, ellers vil vekselvirkningen mellem M og OH have en stærk ionisk karakter (M ⁺ OH ^-). Da hydroxylionen er den samme i alle hydroxider, ligger forskellen mellem dem alle i kationen, der ledsager den.

Eftersom denne kation også kan komme fra ethvert metal på det periodiske bord (grupper 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller fra overgangsmetaller), varierer egenskaberne ved sådanne hydroxider enormt, skønt alle overvejer i fælles nogle aspekter.

Ionisk og grundlæggende karakter

Selv om de har koordinationsbindinger i hydroxider, har de en latent ionisk karakter. I nogle, såsom NaOH, er deres ioner en del af en krystalgitter, der består af Na ⁺ kationer og OH ^- anioner i 1: 1-andele; det vil sige, at for hver Na ⁺ -ion ​​er der en modstykke OH ^- ion.

Afhængigt af metalbelastningen vil der være mere eller mindre OH ^- anioner omkring det. For en metalkation M2 ⁺ vil der for eksempel være to OH ^- ioner, der interagerer med det: M (OH) ₂, som er skitseret som HO ^- M ²⁺ OH ^-. Det samme forekommer med M ³⁺ metaller og med andre med mere positive ladninger (selvom de sjældent overstiger 3+).

Denne ioniske karakter er ansvarlig for mange af de fysiske egenskaber, såsom smelte- og kogepunkter. Disse er høje, hvilket afspejler de elektrostatiske kræfter, der arbejder inden i krystalgitteret. Når hydroxider opløses eller smelter, kan de også lede elektrisk strøm på grund af deres ioners mobilitet.

Imidlertid har ikke alle hydroxider de samme krystalgitter. Dem med de mest stabile er mindre tilbøjelige til at opløses i polære opløsningsmidler som vand. Som en generel regel, jo mere forskellig de ioniske radier af M ⁺ og OH ^-, jo mere opløselige vil de være.

Periodisk tendens

Ovenstående forklarer, hvorfor opløseligheden af ​​alkalimetalhydroxider øges, når man falder gennem gruppen. Den stigende rækkefølge af opløseligheder i vand til disse er således som følger: LiOH

OH ^- er en lille anion, og efterhånden som kationen bliver mere voluminøs, svækkes krystalgitteret energisk.

På den anden side danner jordalkalimetaller mindre opløselige hydroxider på grund af deres højere positive ladninger. Dette skyldes, at M ²⁺ tiltrækker OH ^- stærkere end M ⁺. Ligeledes er kationerne mindre og derfor mindre ulige i størrelse med hensyn til OH ^-.

Resultatet af dette er eksperimentelt bevis for, at NaOH er meget mere basisk end Ca (OH) ₂. Den samme begrundelse kan anvendes for andre hydroxider, enten for overgangsmetaller eller for p-blokmetaller (Al, Pb, Te osv.).

Jo mindre og større den ioniske radius og den positive ladning af M ^{+ er}, jo lavere er den ioniske karakter af hydroxidet, med andre ord dem med meget høje ladningstætheder. Et eksempel på dette forekommer med berylliumhydroxid, Be (OH) ₂. Be ²⁺ er en meget lille kation, og dens divalente ladning gør det elektrisk meget tæt.

Amphotericism

M (OH) _2- hydroxider reagerer med syrer til dannelse af et vandigt kompleks, dvs. M ⁺ ender omgivet af vandmolekyler. Der er imidlertid et begrænset antal hydroxider, der også kan reagere med baser. Dette er hvad der er kendt som amfotere hydroxider.

Amfotere hydroxider reagerer med både syrer og baser. Den anden situation kan repræsenteres ved følgende kemiske ligning:

M (OH) ₂ + OH ^- => M (OH) ₃ ^-

Men hvordan kan man bestemme, om et hydroxid er amfoterisk? Gennem et simpelt laboratorieeksperiment. Da mange metalhydroxider er uopløselige i vand, vil tilsætning af en stærk base til en opløsning med opløste M ⁺ -ioner, for eksempel Al ³⁺, udfælde det tilsvarende hydroxid:

Al ³⁺ (aq) + 3OH ^- (aq) => Al (OH) ₃ (s)

Men med et overskud af OH ^- reagerer hydroxidet fortsat:

Al (OH) ₃ (s) + OH ^- => Al (OH) ₄ ^- (aq)

Som et resultat opløses det nye negativt ladede kompleks af de omgivende vandmolekyler og opløser det hvide faste stof aluminiumhydroxid. De hydroxider, der forbliver uændrede med den ekstra baseaddition, opfører sig ikke som syrer og er derfor ikke amfoter.

strukturer

Hydroxider kan have krystallinske strukturer svarende til strukturen i mange salte eller oxider; nogle enkle og andre meget komplekse. Desuden kan dem, hvor der er et fald i ionisk karakter, have metalcentre forbundet med iltbroer (HOM - O - MOH).

I løsning strukturer er forskellige. Selv om det for stærkt opløselige hydroxider er det tilstrækkeligt at betragte dem som ioner opløst i vand, er det for andre nødvendigt at tage hensyn til koordinationskemi.

Hver M ⁺ -kation kan således koordinere til et begrænset antal arter. Jo større det er, jo større er vandet eller OH-molekylerne ^- bundet til det. Dette er kilden til den berømte koordinationsoktaedron for mange metaller opløst i vand (eller ethvert andet opløsningsmiddel): M (OH ₂) ₆ ^{+ n}, hvor n er lig med den positive ladning af metallet.

Cr (OH) ₃ danner for eksempel faktisk en oktaeder. Hvordan? I betragtning af forbindelsen som, hvor tre af vandmolekylerne er erstattet af OH ^- anioner. Hvis alle molekylerne blev erstattet af OH ^-, ville komplekset med negativ ladning og oktaedrisk struktur ^{3 opnås}. -3-ladningen er resultatet af de seks negative afgifter fra OH ^-.

Dehydratiseringsreaktion

Hydroxider kan betragtes som "hydratiserede oxider". Imidlertid er "vand" i dem i direkte kontakt med M ⁺; henviser · i MO nH ₂ O hydratiseret oxider, vandmolekylerne er del af en ekstern koordinationssfære (de er ikke tæt på metal).

Disse vandmolekyler kan ekstraheres ved opvarmning af en prøve af hydroxid:

M (OH) ₂ + Q (varme) => MO + H ₂ O

MO er metaloxid dannet som et resultat af dehydrering af hydroxidet. Et eksempel på denne reaktion er den, der observeres, når kobberhydroxid, Cu (OH) _2, dehydreres:

Cu (OH) ₂ (blå) + Q => CuO (sort) + H ₂ O

nomenklatur

Hvad er den rigtige måde at nævne hydroxider på? IUPAC foreslog tre nomenklaturer til dette formål: den traditionelle, bestanden og den systematiske. Det er korrekt at bruge en af ​​de tre, men for nogle hydroxider kan det dog være mere praktisk eller praktisk at nævne det på en eller anden måde.

Traditionel

Den traditionelle nomenklatur er simpelthen at tilføje suffikset –ico til metalets højeste valens; og suffikset - også til det laveste. Således, for eksempel, hvis metal M har valenser +3 og +1, kaldes hydroxid M (OH) ₃ hydroxid (metalnavn) ico, mens MOH-hydroxid (metalnavn) bærer.

For at bestemme valensen af ​​metallet i hydroxidet, skal du bare se på tallet efter OH indeholdt i parenteser. Således betyder M (OH) ₅, at metallet har en ladning eller valens på +5.

Den største ulempe ved denne nomenklatur er imidlertid, at det kan være vanskeligt for metaller med mere end to oxidationstilstande (såsom chrom og mangan). I sådanne tilfælde bruges præfikserne hyper- og hypo- til at betegne de højeste og laveste valenser.

Så hvis M i stedet for kun at have valenser +3 og +1, har den også +4 og +2, er navnene på dets hydroxider med de højeste og laveste valenser: hyperhydroxid (metalnavn) ico og hypohydroxid (metal navn) bjørn.

lager

Af alle nomenklaturer er dette den enkleste. Her følges hydroxidets navn simpelthen af ​​valensen af ​​metallet indesluttet i parenteser og skrevet med romertal. Igen for M (OH) ₅, for eksempel, vil din lagernomenklatur være: (metalnavn) (V) hydroxid. (V) betegner derefter (+5).

Systematisk

Endelig er den systematiske nomenklatur karakteriseret ved at ty til multiplikation af præfikser (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- osv.). Disse præfikser bruges til at specificere både antallet af metalatomer og OH ^- ioner. På denne måde benævnes M (OH) ₅ som: (metalnavn) pentahydroxid.

I tilfælde af Hg ₂ (OH) ₂, for eksempel, ville det være dimercuric dihydroxid; et af hydroxiderne, hvis kemiske struktur er kompleks ved første øjekast.

Eksempler på hydroxider

Nogle eksempler på hydroxider og deres tilsvarende nomenklaturer er som følger:

-NaOH (natriumhydroxid)

Udseende af natriumhydroxid

-Ca (OH) 2 (Calciumhydroxid)

Udseende af calciumhydroxid i fast tilstand

-Fe (OH) _{3. (} Jernhydroxid; jern (III) hydroxid eller jerntrihydroxid)

-V (OH) _{5 (} pervanadisk hydroxid; vanadium (V) hydroxid eller vanadiumpentahydroxid).

-Sn (OH) _{4 (} Stanisk hydroxid; tin (IV) hydroxid eller tin tetrahydroxid).

-Ba (OH) ₂ (Bariumhydroxid eller bariumdihydroxid).

-Mn (OH) _{6 (} Manganhydroxid, mangan (VI) hydroxid eller manganhexahydroxid).

-AgOH (sølvhydroxid, sølvhydroxid eller sølvhydroxid). Bemærk, at der for denne forbindelse ikke er nogen sondring mellem bestand og systematiske nomenklaturer.

-Pb (OH) _{4 (} blyhydroxid, bly (IV) hydroxid eller blytetrahydroxid).

-LiOP (litiumhydroxid).

-Cd (OH) 2 (Cadmiumhydroxid)

-Ba (OH) _{2 (} Bariumhydroxid)

- Kromhydroxid

Referencer

1. Kemi LibreTexts. Opløselighed af metalhydroxider. Taget fra: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Lektion 6: Nomenklatur af syre, baser og salte. Taget fra: dl.clackamas.edu
3. Komplekse joner og amfoterisme.. Taget fra: oneonta.edu
4. Fullchemistry. (14. januar 2013). Metalhydroxider. Taget fra: quimica2013.wordpress.com
5. Encyclopedia of eksempler (2017). -hydroxider Gendannes fra: eksempler.co
6. Castaños E. (9. august 2016). Formulering og nomenklatur: hydroxider. Taget fra: lidiaconlaquimica.wordpress.com