Dele:
Hydroksidegenskaper, nomenklatur og eksempler
den hydroksider er uorganiske og ternære forbindelser som består av samspillet mellom en metallkation og OH-funksjonsgruppen (hydroksydanion, OH-). De fleste av dem er ioniske i naturen, selv om de også kan ha kovalente bindinger.
For eksempel kan et hydroksyd representeres som den elektrostatiske samspillet mellom M-kationen+ og OH-anionen-, eller som den kovalente bindingen via M-OH-bindingen (bunnbilde). I det første blir det ioniske bindingen gitt, mens i det andre det kovalente bindingen. Dette faktum er i hovedsak avhengig av metall eller kation M+, samt dens ladning og ioniske radius.
Fordi mange av dem kommer fra metaller, er det tilsvarende å nevne dem som metallhydroksider.
index
- 1 Hvordan blir de dannet?
- 2 egenskaper av hydroksyder
- 2.1 Anion OH-
- 2.2 Jonisk og grunnleggende karakter
- 2.3 Periodisk trend
- 2.4 amfoterisme
- 2,5 strukturer
- 2.6 Dehydreringsreaksjon
- 3 Nomenklatur
- 3.1 Tradisjonell
- 3,2 lager
- 3.3 Systematikk
- 4 Eksempler på hydroksyder
- 5 referanser
Hvordan blir de dannet?
Det er to hoved syntetiske ruter: ved å reagere det tilsvarende oksydet med vann, eller med en sterk base i et surt medium:
MO + H2O => M (OH)2
MO + H+ + OH- => M (OH)2
Bare de metalloksydene som er oppløselige i vann reagerer direkte for å danne hydroksidet (første kjemisk ligning). Andre er uoppløselige og krever sure arter som frigjør M+, som deretter interagerer med OH- fra sterke baser (andre kjemiske ligninger).
Imidlertid er nevnte sterke baser metallhydroksyder NaOH, KOH og andre av gruppen av alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Disse er ioniske forbindelser som er høystløselige i vann, derfor deres OH- er fri til å delta i kjemiske reaksjoner.
På den annen side finnes metallhydroksider som uoppløselige og følgelig er svært svake baser. Selv noen av dem er sure, som det er tilfelle med tellursyre, Te (OH)6.
Hydroksidet etablerer en balanse av oppløselighet med løsningsmidlet rundt den. Hvis det er vann, for eksempel, blir balansen uttrykt som følger:
M (OH)2 <=> M2+(ac) + OH-(Aq)
Hvor (ac) betegner at mediet er vandig. Når det faste stoffet er uoppløselig, er den oppløste OH-konsentrasjon liten eller ubetydelig. Av denne grunn kan uoppløselige metallhydroksider ikke generere oppløsninger så grunnleggende som de for NaOH.
Fra det ovenstående kan det utledes at hydroksidene utviser svært forskjellige egenskaper, knyttet til den kjemiske strukturen og samspillet mellom metallet og OH. Således, selv om mange er ioniske, med varierte krystallinske strukturer, presenterer andre derimot komplekse og uordnede polymere strukturer.
Egenskaper for hydroksyder
Anion OH-
Hydroksylionen er et oksygenatom kovalent bundet til et hydrogen. Dermed kan dette lett representeres som OH-. Den negative ladningen er plassert på oksygen, noe som gjør denne anionen til en elektrondonerende art: en base.
Hvis OH- donerer sine elektroner til et hydrogen, dannes et molekyl av H2O. Du kan også donere dine elektroner til positivt ladede arter: som metallsentre M+. Dermed blir et koordinasjonskompleks dannet gjennom den dative koblingen M-OH (oksygen bidrar til paret av elektroner).
For at dette skal skje, må oksygenet kunne koordinere effektivt med metallet, ellers vil samspillet mellom M og OH ha en markert ionisk karakter (M+ OH-). Siden hydroksylionen er den samme i alle hydroksider, ligger forskjellen mellom dem alle i kation som følger med den.
Også fordi disse kationene kan komme fra noe metall i det periodiske bordet (gruppe 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller fra overgangsmetallene), varierer egenskapene til slike hydroksider enormt, selv om alle av dem vurderer Vanlige deler.
Jonisk og grunnleggende karakter
I hydroksider, selv om de har koordinasjonsbindinger, har de en latent ionisk karakter. I noen, slik som NaOH, er dets ioner del av et krystallinsk nettverk dannet av Na kationer.+ og anioner OH- i 1: 1 proporsjoner; det vil si for hver Na ion+ det er en OH-ion- motstykke.
Avhengig av metallbelastningen vil det være mer eller mindre OH-anioner- rundt seg. For eksempel, for en metallisk kation M2+ det vil være to OH-ioner- interagerer med det: M (OH)2, hva er skissert som HO- M2+ OH-. På samme måte skjer det med metaller M3+ og med andre av mer positive kostnader (selv om det sjelden overstiger 3+).
Denne ioniske karakteren er ansvarlig for mange av de fysiske egenskapene, som smeltepunkt og kokepunkt. Disse er høye, som reflekterer de elektrostatiske kreftene som virker innenfor krystallgitteret. Også når hydroksidene er oppløst eller smeltet, kan de lede elektrisk strøm på grunn av mobiliteten av deres ioner.
Imidlertid har ikke alle hydroksider de samme krystallinske nettverkene. De med de mest stabile vil være mindre sannsynlig å oppløse i polare løsemidler som vann. Som en generell regel, desto mer varierer den ioniske radien til M+ og OH-, mer løselig vil være det samme.
Periodisk trend
Ovennevnte forklarer hvorfor løseligheten av hydroksyder av alkalimetaller øker etter hvert som gruppen går ned. Dermed er den økende rekkefølgen av oppløseligheter i vann for disse følgende: LiOH OH- er en liten anion, og som kation blir mer voluminøs, krystallgitteret svekkes energisk. På den annen side danner jordalkalimetaller mindre oppløselige hydroksyder på grunn av deres høyere positive ladninger. Dette skyldes at M2+ Det tiltrekker OH-ene sterkere- sammenlignet med M+. På samme måte er kationene mindre, og derfor mindre ujevne i størrelse med hensyn til OH-. Resultatet av dette er eksperimentelle bevis på at NaOH er mye mer grunnleggende enn Ca (OH)2. Den samme resonnementet kan anvendes for andre hydroksider, enten for de av overgangsmetallene, eller for de av p-blokkmetallene (Al, Pb, Te, etc.). Også den mindre og større ioniske radius og den positive ladningen på M+, Hydroksidets ioniske karakter vil være lavere, med andre ord de med svært høy belastningstettheter. Et eksempel på dette skjer med berylliumhydroksid, Be (OH)2. The Be2+ Det er en veldig liten kation og dens divalente ladning gjør den elektrisk veldig tett. Hydroksydene M (OH)2 de reagerer med syrene for å danne en aquokompleks, det vil si M+ Den slutter omgitt av vannmolekyler. Det er imidlertid et begrenset antall hydroksyder som også kan reagere med basene. Disse er de som kalles amfotere hydroksyder. Amfotere hydroksyder reagerer med både syrer og baser. Den andre situasjonen kan representeres av følgende kjemiske ligning: M (OH)2 + OH- => M (OH)3- Men hvordan bestemmer man om et hydroksid er amfotert? Gjennom et enkelt laboratorieforsøk. Fordi mange metallhydroxider er uoppløselige i vann, ved å legge en sterk base til en løsning med M-ionene+ oppløst, for eksempel Al3+, vil utfelle det tilsvarende hydroksydet: til3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(S) Men å ha et overskudd av OH- Hydroksidet fortsetter å reagere: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(Aq) Som et resultat blir det nye negativt ladede komplekset solvatisert av de omkringliggende vannmolekylene, idet det hvite faststoffet av aluminiumhydroksyd oppløses. De hydroksyder som forblir uendret med tillegg av ekstra base, oppfører seg ikke som syrer og er derfor ikke amfotere. Hydroksidene kan ha krystallinske strukturer som ligner de av mange salter eller oksider; noen enkle, og andre veldig komplekse. I tillegg kan de som har en nedgang i ionisk karakter, fremvise metalliske sentre som er forbundet med oksygenbroer (HOM-O-MOH). I løsning er strukturene forskjellige. Selv om det er meget løselig hydroksyder, er det nok å betrakte dem som ioner oppløst i vann, for andre er det nødvendig å ta hensyn til koordinasjonskjemien. Således vil hver kation M+ Det kan koordineres til et begrenset antall arter. Jo mer voluminøse det er, desto større er antall vannmolekyler eller OH- knyttet til ham. Derfor er den berømte oktaedronen for koordinering av mange metaller oppløst i vann (eller i noe annet løsningsmiddel): M (OH2)6+n, være n lik den positive ladningen av metallet. Cr (OH)3, For eksempel danner det egentlig en oktaedron. Hvordan? Med tanke på forbindelsen som [Cr (OH2)3(OH)3], hvorav tre av vannmolekylene er erstattet av OH-anioner-. Hvis alle molekylene ble erstattet av OH-, da ville komplekset med negativ ladning og oktaedisk struktur [Cr (OH) bli oppnådd6]3-. Ladningen -3 er resultatet av de seks negative ladningene til OH-. Hydroksidene kan betraktes som "hydrerte oksyder". Imidlertid er "vannet" i direkte kontakt med M+; mens i de hydrerte oksydene MO · nH2Eller vannmolekylene er en del av en ekstern koordinasjonssfære (de er ikke nærmetallet). Vannmolekylene kan ekstraheres ved oppvarming av en hydroksydprøve: M (OH)2 + Q (varme) => MO + H2O MO er metalloksydet dannet som et resultat av dehydrering av hydroksidet. Et eksempel på denne reaksjonen er den som observeres når dehydreringen kopparhydroksyd, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (blå) + Q => CuO (svart) + H2O Hva er riktig måte å nevne hydroksider på? IUPAC foreslo tre nomenklaturer for dette formålet: tradisjonell, lager og systematisk. Det er riktig å bruke noen av de tre, men for enkelte hydroksider kan det være mer praktisk eller praktisk å nevne det på en eller annen måte.. Den tradisjonelle nomenklaturen består bare av å legge til suffikset -ico til den høyeste valensen som metallet presenterer; og suffikset -os til det laveste. Så hvis for eksempel metallet M har valenser +3 og +1, vil hydroksidet M (OH)3 det vil bli kalt hydroxide (navnet på metallet)ico, mens MOH-hydroksid (metallets navn)bjørn. For å bestemme valensen av metallet i hydroksidet, er det nok å observere tallet etter at OH-en er lukket i parentes. Dermed er M (OH)5 betyr at metallet har en ladning eller valens på +5. Den største ulempen ved denne nomenklaturen er imidlertid at det kan være komplisert for metaller med mer enn to oksidasjonstilstander (som med krom og mangan). I slike tilfeller brukes hyper- og hypo-prefiksene til å betegne de høyeste og laveste valensene.. Således, hvis M istedenfor bare å ha valner +3 og +1, har den også +4 og +2, så er navnene på dets hydroksider av høyere og nedre valenser: hydroksyd hyper-(navn på metallet)ico, og hydroksyd hikke(navn på metallet)bjørn. Av alle nomenklaturene er dette det enkleste. Her følger navnet på hydroksidet bare ved valensen av metallet innelukket i parentes og skrevet i romerske tall. Igjen for M (OH)5, for eksempel vil dets lagernomenklatur være: hydroksyd (navn på metall) (V). (V) betyr da (+5). Endelig karakteriseres den systematiske nomenklaturen ved å benytte multiplikatorprefikser (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, etc.). Disse prefiksene brukes til å spesifisere både antall metallatomer og OH-ioner-. På denne måten blir M (OH)5 Den er oppkalt som: pentahydroxid (navn på metall). I tilfelle av Hg2(OH)2, for eksempel ville det være dimercurium dihydroxid; et av hydroksidene hvis kjemiske struktur er kompleks ved første øyekast. Noen eksempler på hydroksyder og deres tilhørende nomenklaturer er de som følger: -NaOH (natriumhydroksyd) -Ca (OH) 2 (Kalsiumhydroksyd) -Fe (OH)3. (Ferrihydroksid; jernhydroksyd (III); eller jern trihydroksyd) -V (OH)5 (Pervanadisk hydroksid; vanadiumhydroksyd (V); eller vanadiumpentahydroxid). -Sn (OH)4 (Statisk hydroksid; tinnhydroksyd (IV); eller tinntetrahydroxid). -Ba (OH)2 (Bariumhydroksid eller bariumdihydroksyd). -Mn (OH)6 (Manganhydroksyd, manganhydroksyd (VI) eller manganheksahydroxid). -AgOH (sølvhydroksyd, sølvhydroksyd eller sølvhydroksyd). Merk at for denne forbindelsen er det ingen forskjell mellom lager og systematiske nomenklaturer. -Pb (OH)4 (Plumbicohydroksyd, blyhydroksyd (IV) eller blytetrahydroxid). -LiOP (litiumhydroksyd). -Cd (OH) 2 (kadmiumhydroksyd) -Ba (OH)2 (Bariumhydroksyd) -Kromhydroksydamfotær
strukturer
Dehydreringsreaksjon
nomenklatur
tradisjonelle
Stock
systematikk
Eksempler på hydroksyder
referanser