Proprietăți de hidroxizi, nomenclatură și exemple

hidroxizi sunt compuși anorganici și ternari care constau în interacțiunea dintre un cation metalic și grupul funcțional OH (anion de hidroxid, OH^-). Cele mai multe dintre ele sunt de natură ionică, deși pot avea și legături covalente.

De exemplu, un hidroxid poate fi reprezentat ca interacțiunea electrostatică dintre cationul M⁺ și anionul OH^-, sau ca legătură covalentă prin legătura M-OH (imaginea de jos). În primul, se dă legătura ionică, în timp ce în al doilea, legătura covalentă. Acest fapt depinde în mod esențial de metalul sau cationul M⁺, precum și încărcarea și raza ionică.

Deoarece multe dintre ele provin din metale, este echivalent să le menționăm ca hidroxizi metalici.

index

• 1 Cum se formează?
• 2 Proprietăți de hidroxizi
  • 2.1 Anion OH-
  • 2.2 Ionic și caracterul de bază
  • 2.3 Trendul periodic
  • 2.4 Amfoterismul
  • 2.5 Structuri
  • 2.6 Reacția de deshidratare
• 3 Nomenclatură
  • 3.1 Tradițional
  • 3.2 Stocul
  • 3.3 Sistematica
• 4 Exemple de hidroxizi
• 5 Referințe

Cum se formează?

Există două căi principale sintetice: prin reacția oxidului corespunzător cu apă sau cu o bază tare într-un mediu acid:

MO + H₂O => M (OH)₂

MO + H⁺ + OH^- => M (OH)₂

Numai acei oxizi metalici solubili în apă reacționează direct pentru a forma hidroxidul (prima ecuație chimică). Altele sunt insolubile și necesită specii de acid care eliberează M⁺, care apoi interacționează cu OH^- din baze puternice (a doua ecuație chimică).

Totuși, bazele puternice menționate sunt hidroxizi metalici NaOH, KOH și alții din grupul metalelor alcaline (LiOH, RbOH, CsOH). Acestea sunt compușii ionici foarte solubili în apă, prin urmare, OH lor^- ele sunt libere să participe la reacții chimice.

Pe de altă parte, există hidroxizi de metal care sunt insolubili și, prin urmare, sunt baze foarte slabe. Chiar și unele dintre ele sunt acide, ca în cazul acidului teluric, Te (OH)₆.

Hidroxidul stabilește un echilibru de solubilitate cu solventul din jurul acestuia. Dacă este apă, de exemplu, atunci soldul este exprimat după cum urmează:

M (OH)₂ <=> M²⁺(ac) + OH^-(Aq)

Unde (ac) indică faptul că mediul este apos. Atunci când solidul este insolubil, concentrația de OH dizolvată este mică sau neglijabilă. Din acest motiv, hidroxizii metalici insolubili nu pot genera soluții de bază ca cele ale 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, pe de altă parte, au structuri polimerice complexe și dezordonate.

Proprietăți de hidroxizi

Anion OH^-

Ionul hidroxil este un atom de oxigen legat covalent la un hidrogen. Astfel, acest lucru poate fi ușor reprezentat ca OH^-. Încărcarea negativă este localizată pe oxigen, făcând acest anion o specie de donare de electroni: o bază.

În cazul în care OH^- își dă electronii la un hidrogen, se formează o moleculă de H₂O. De asemenea, puteți să vă dați electronii unor specii încărcate pozitiv: cum ar fi centrele metalice M⁺. Astfel, se formează un complex de coordonare prin legătura dativă M-OH (oxigenul contribuie perechea de electroni).

Cu toate acestea, pentru ca acest lucru să se întâmple, oxigenul trebuie să poată coordona eficient cu metalul, în caz contrar interacțiunile dintre M și OH vor avea un caracter ionic marcat (M⁺ OH^-). Din moment ce ionul hidroxilic este același în toate hidroxizii, diferența dintre toți aceștia se află apoi în cationul care îl însoțește.

De asemenea, deoarece acest cation poate proveni din orice metal din tabelul periodic (grupele 1, 2, 13, 14, 15, 16 sau metalele de tranziție), proprietățile acestor hidroxizi variază enorm, deși toate se gândesc comune unele aspecte.

Ionic și caracterul de bază

În hidroxizi, deși au legături de coordonare, ele au un caracter ionic latent. La unele, cum ar fi NaOH, ionii lor fac parte dintr-o rețea cristalină formată din cationi Na.⁺ și anionii OH^- în proporții de 1: 1; adică pentru fiecare ion Na⁺ există un ion OH^- de contrapartidă.

În funcție de încărcarea metalului, vor exista mai mult sau mai puțin anioni OH^- în jurul lui. De exemplu, pentru un cation metalic M²⁺ vor exista doi ioni OH^- interacționând cu el: M (OH)₂, ceea ce este subliniat ca HO^- M²⁺ OH^-. În același mod se întâmplă și cu metalele M³⁺ și cu alții cu taxe mai pozitive (deși rar depășesc 3+).

Acest caracter ionic este responsabil pentru multe dintre proprietățile fizice, cum ar fi punctele de topire și de fierbere. Acestea sunt mari, ceea ce reflectă forțele electrostatice care funcționează în interiorul cristalului.De asemenea, atunci când hidroxizii se dizolvă sau topesc, pot conduce curentul electric datorită mobilității ionilor lor.

Cu toate acestea, nu toate hidroxizii au aceleași rețele cristaline. Cei cu cele mai stabile vor fi mai puțin probabil să se dizolve în solvenți polari, cum ar fi apa. Ca regulă generală, cu atât sunt mai disparate razele ionice ale lui M⁺ și OH^-, cu atât mai solubil va fi același.

Trend periodic

Cele de mai sus explică de ce solubilitatea hidroxizilor metalelor alcaline crește odată cu coborârea prin grup. Astfel, ordinea crescătoare a solubilităților în apă pentru acestea este următoarea: LiOH<><><><>

OH^- este un anion mic și, pe măsură ce cationul devine mai voluminos, rețeaua cristalină slăbește energic.

Pe de altă parte, metalele alcalino-pământoase formează hidroxizi mai puțin solubili datorită încărcăturilor lor pozitive mai mari. Acest lucru se datorează faptului că M²⁺ ea atrage mai puternic ON^- comparativ cu M⁺. De asemenea, cationii săi sunt mai mici și, prin urmare, sunt mai puțin egali în ceea ce privește mărimea OH^-.

Rezultatul este dovada experimentală a faptului că NaOH este mult mai bazic decât Ca (OH)₂. Același raționament poate fi aplicat și pentru alte hidroxizi, fie pentru metalele tranziționale, fie pentru cele ale metalelor blocului p (Al, Pb, Te, etc.).

De asemenea, raza ionică mai mică și mai mare și sarcina pozitivă a lui M⁺, cu cât caracterul ionic al hidroxidului este mai scăzut, cu alte cuvinte, cu densități foarte mari de încărcare. Un exemplu de acest lucru are loc cu hidroxidul de beriliu, Be (OH)₂. Fiul²⁺ Este un cation foarte mic și sarcina sa bivalentă îl face foarte dens din punct de vedere electric.

amphoterism

Hidroxizii M (OH)₂ aceștia reacționează cu acizii pentru a forma un aquocomplex, adică M⁺ Se termină înconjurat de molecule de apă. Cu toate acestea, există un număr limitat de hidroxizi care pot reacționa și cu bazele. Acestea sunt numite hidroxizi amfoterici.

Amestecurile hidroxidice amfoterice reacționează atât cu acizii cât și cu bazele. A doua situație poate fi reprezentată de următoarea ecuație chimică:

M (OH)₂ + OH^- => M (OH)₃^-

Dar cum să determinați dacă un hidroxid este amfoteric? Printr-un experiment simplu de laborator. Deoarece multe hidroxizi metalici sunt insolubili în apă, prin adăugarea unei baze puternice la o soluție cu ionii M⁺ dizolvate, de exemplu, Al³⁺, va precipita hidroxidul corespunzător:

la³⁺(ac) + 3OH^-(ac) => Al (OH)₃(S)

Dar având un exces de OH^- hidroxidul continuă să reacționeze:

Al (OH)₃(s) + OH^- => Al (OH)₄^-(Aq)

Ca rezultat, noul complex cu sarcină negativă este solvatat de moleculele de apă din jur, dizolvând solidul alb de hidroxid de aluminiu. Acele hidroxizi care rămân neschimbate prin adăugarea de bază suplimentară nu se comportă ca acizi și, prin urmare, nu sunt amfoterici.

structuri

Hidroxizii pot avea structuri cristaline similare cu cele ale multor săruri sau oxizi; unele simple, iar altele foarte complexe. În plus, acelea în care există o scădere a caracterului ionic pot prezenta centre metalice îmbinate cu punți de oxigen (HOM-O-MOH).

În soluție structurile sunt diferite. Deși pentru hidroxizii foarte solubili este suficient să fie considerați ca ioni dizolvați în apă, pentru alții este necesar să se țină seama de chimia de coordonare.

Astfel, fiecare cation M⁺ Acesta poate fi coordonat cu un număr limitat de specii. Cu cât este mai voluminos, cu atât este mai mare numărul moleculelor de apă sau OH^- legate de el. Prin urmare, octaedrul celebru al coordonării multor metale dizolvate în apă (sau în orice alt solvent): M (OH₂)₆^{+ n}, n fiind egal cu sarcina pozitivă a metalului.

Cr (OH)₃, de exemplu, formează de fapt un octaedru. Cum? Luând în considerare compusul ca [Cr (OH₂)₃(OH)₃], din care trei dintre moleculele de apă sunt înlocuite cu anioni OH^-. Dacă toate moleculele au fost înlocuite cu OH^-, atunci vom obține complexul de sarcină negativă și structură octaedrică [Cr (OH)₆]^3-. Încărcarea -3 este rezultatul a șase sarcini negative ale OH^-.

Reacția 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 oxizi hidratați MOnH₂Sau, moleculele de apă fac parte dintr-o sferă de coordonare externă (nu sunt aproape de metal).

Moleculele de apă menționate pot fi extrase prin încălzirea unei probe de hidroxid:

M (OH)₂ + Q (căldură) => MO + H₂O

MO este oxidul metalic format ca rezultat al deshidratării hidroxidului. Un exemplu al acestei reacții este cel observat atunci când se deshidratează hidroxidul cupric, Cu (OH)₂:

Cu (OH)₂ (albastru) + Q => CuO (negru) + H₂O

nomenclatură

Care este modalitatea corectă de a menționa hidroxizii? IUPAC a propus trei nomenclaturi în acest scop: tradiționale, stocuri și sistematice. Este corect să utilizați oricare dintre cele trei, totuși, pentru unele hidroxizi ar putea fi mai convenabil sau practic să-l menționați într-un fel sau altul.

tradițional

Nomenclatorul tradițional constă pur și simplu în adăugarea sufixului -ico la cea mai înaltă valență pe care metalul o prezintă; și sufixul - de la cel mai mic. De exemplu, dacă metalul M are valențe +3 și +1, hidroxidul M (OH)₃ se va numi hidroxid (numele metalului)ico, în timp ce hidroxidul de MOH (denumirea metalului)urs.

Pentru a determina valența metalului în hidroxid, este suficient să se observe numărul după OH închise în paranteze. Astfel, M (OH)₅ înseamnă că metalul are o încărcătură sau o valență de +5.

Principalul dezavantaj al acestei nomenclaturi este totuși că poate fi complicat pentru metale cu mai mult de două stări de oxidare (ca și cromul și manganul). Pentru astfel de cazuri, hiper- și hipo-prefixele sunt folosite pentru a denota valențele cele mai înalte și cele mai mici.

Astfel, dacă M, în loc să aibă doar valențele +3 și +1, are de asemenea +4 și +2, atunci numele hidroxidelor lui de valențe mai mari și inferioare sunt: ​​hidroxid hyper(denumirea metalului)ico, și hidroxid sughiț(denumirea metalului)urs.

stoc

Din toate nomenclatoarele, aceasta este cea mai simplă. Aici, numele hidroxidului este pur și simplu urmat de valența metalului închis în paranteze și scrisă în cifre romane. Din nou pentru M (OH)₅, de exemplu, nomenclatorul stocului său ar fi: hidroxid (denumirea metalului) (V). (V) înseamnă apoi (+5).

Sistematică

În cele din urmă, nomenclatura sistematică se caracterizează prin recurgerea la prefixele multiplicatoare (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Aceste prefixe sunt folosite pentru a specifica atât numărul de atomi de metal, cât și ionii OH^-. În acest mod, M (OH)₅ Se numește: pentahidroxid (denumirea metalului).

În cazul lui Hg₂(OH)₂, de exemplu, ar fi dihidroxidul de dimercuriu; unul dintre hidroxidurile a căror structură chimică este complexă la prima vedere.

Exemple de hidroxizi

Câteva exemple de hidroxizi și nomenclatoarele lor corespondente sunt cele care urmează:

-NaOH (hidroxid de sodiu)

-Ca (OH) 2 (hidroxid de calciu)

-Fe (OH)_{3. (}Hidroxid feric; hidroxid de fier (III); sau trihidroxid de fier)

-V (OH)_{5 (}Hidroxidul pervanic; hidroxid de vanadiu (V); sau pentahidroxid de vanadiu).

-Sn (OH)_{4 (}Hidroxid static; hidroxid de staniu (IV); sau tetrahidroxid de staniu).

-Ba (OH)₂ (Hidroxid de bariu sau dihidroxid de bariu).

-Mn (OH)_{6 (}Manganic hidroxid, 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 nicio distincție între stoc și nomenclaturi 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

1. Chimie LibreTexts. Solubilitatea hidroxizilor metalici. Luat de la: chem.libretexts.org
2. Colegiul comunitar Clackamas. (2011). Lecția 6: Nomenclatorul de acizi, baze și săruri. Luat de la: dl.clackamas.edu
3. Ionii complexi și amfoterismul. [PDF]. Luat de la: oneonta.edu
4. Fullquimica. (14 ianuarie 2013). Hidroxizi metalici Luat de la: quimica2013.wordpress.com
5. Enciclopedia exemplelor (2017). Hidroxizi. Adus de la: ejemplos.co
6. Castaños E. (9 august 2016). Formularea și nomenclatura: hidroxizi. Luat de la: lidiaconlaquimica.wordpress.com