- Kā viņi veidojas?
- Hidroksīdu īpašības
- OH anjons
- Joniskais un pamata varonis
- Periodiska tendence
- Amfoterisms
- Konstrukcijas
- Dehidratācijas reakcija
- Nomenklatūra
- Tradicionālā
- Krājums
- Sistemātiska
- Hidroksīdu piemēri
- Atsauces
The hidroksīdi ir neorganiskie un trīskāršu savienojumi, kas sastāv no mijiedarbības starp metāla katjonu un OH funkcionālo grupu (hidroksīds anjonu, OH - ). Lielākajai daļai no tām ir jonu raksturs, kaut arī tām var būt arī kovalentās saites.
Piemēram, hidroksīdu var attēlot kā elektrostatisko mijiedarbību starp M + katjonu un OH - anjonu vai kā kovalento saiti caur M-OH saiti (apakšējais attēls). Pirmajā rodas jonu saite, bet otrajā - kovalenta. Šis fakts būtībā ir atkarīgs no metāla vai katjona M + , kā arī no tā lādiņa un jonu rādiusa.
Avots: Gabriel Bolívar
Tā kā lielāko daļu no tiem iegūst no metāliem, ir līdzvērtīgi tos dēvēt par metālu hidroksīdiem.
Kā viņi veidojas?
Ir divi galvenie sintētiskie ceļi: atbilstošo oksīdu reaģējot ar ūdeni vai ar stipru bāzi skābā vidē:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Tikai tie metālu oksīdi, kas šķīst ūdenī, tieši reaģē, veidojot hidroksīdu (pirmais ķīmiskais vienādojums). Citi ir nešķīstošs un prasa no skābju sugas, lai atbrīvotu M + , kas pēc tam mijiedarbojas ar OH - no stiprām bāzēm (otrais Chemical Equation).
Tomēr šīs stiprās bāzes ir metālu hidroksīdi NaOH, KOH un citi no sārmu metālu grupas (LiOH, RbOH, CsOH). Tie ir jonu savienojumi, kas labi šķīst ūdenī, tāpēc to OH - var brīvi piedalīties ķīmiskās reakcijās.
No otras puses, ir metāliski hidroksīdi, kas nešķīst un līdz ar to ir ļoti vājas bāzes. Daži no tiem ir pat skābi, kā tas ir terorskābei Te (OH) 6 .
Hidroksīds izveido šķīdības līdzsvaru ar apkārtējo šķīdinātāju. Ja tas ir, piemēram, ūdens, līdzsvaru izsaka šādi:
M (OH) 2 <=> M 2+ (aq) + OH - (aq)
Kur (ac) apzīmē, ka vide ir ūdens. Kad cietā viela nešķīst, izšķīdušā OH koncentrācija ir maza vai nenozīmīga. Šī iemesla dēļ nešķīstoši metālu hidroksīdi nevar radīt tik bāziskus šķīdumus kā NaOH.
No iepriekšminētā var secināt, ka hidroksīdiem piemīt ļoti atšķirīgas īpašības, kas saistītas ar ķīmisko struktūru un mijiedarbību starp metālu un OH. Tādējādi, lai arī daudzi ir jonu, ar daudzveidīgām kristāliskām struktūrām, citiem ir sarežģītas un nesakārtotas polimēru struktūras.
Hidroksīdu īpašības
OH anjons
Hidroksiljons ir skābekļa atoms, kas kovalenti saistīts ar ūdeņradi. Tādējādi to var viegli attēlot kā OH - . Negatīvais lādiņš atrodas uz skābekļa, padarot šo anjonu par elektronu donora sugu: bāzi.
Ja OH - ziedo savus elektronus ūdeņradim, veidojas H 2 O molekula, kas savus elektronus var ziedot arī pozitīvi lādētām sugām: piemēram, M + metāla centriem . Tādējādi caur dabisko M-OH saiti veidojas koordinācijas komplekss (skābeklis nodrošina elektronu pāri).
Tomēr, lai tas notiktu, skābeklim jāspēj efektīvi koordinēt ar metālu, pretējā gadījumā M un OH mijiedarbībai būs spēcīgs jonu raksturs (M + OH - ). Tā kā hidroksiljons ir vienāds visos hidroksīdos, atšķirība starp visiem tiem ir katjonā, kas tam pievienots.
Tā kā šis katjons var nākt no jebkura metāla periodiskajā tabulā (1., 2., 13., 14., 15., 16. grupa vai pārejas metāli), šādu hidroksīdu īpašības ir ļoti atšķirīgas, lai gan visi izplatīti daži aspekti.
Joniskais un pamata varonis
Lai arī hidroksīdos ir koordinācijas saites, tiem ir latentais jonu raksturs. Dažos, piemēram, NaOH, to joni ir daļa no kristāla režģa, ko veido Na + katjoni un OH - aniji proporcijās 1: 1; tas ir, katram Na + jonam ir ekvivalents OH - jons .
Atkarībā no lādiņa metālam ap to būs vairāk vai mazāk OH - anjonu . Piemēram, metāla katjonu M 2+ būs divas OH - joni mijiedarbojas ar to: M (OH) 2 , kas ir izklāstīts kā HO - M 2+ OH - . Tas pats notiek ar M 3+ metāliem un ar citiem ar pozitīvāku lādiņu (kaut arī tie reti pārsniedz 3+).
Šis jonu raksturojums ir atbildīgs par daudzām fizikālajām īpašībām, piemēram, kušanas un viršanas temperatūru. Tie ir augsti, atspoguļojot elektrostatiskos spēkus, kas darbojas kristāla režģī. Arī tad, kad hidroksīdi izšķīst vai izkausē, to jonu mobilitātes dēļ tie var vadīt elektrisko strāvu.
Tomēr ne visiem hidroksīdiem ir vienādas kristāla režģi. Tie, kuriem ir visstabilākie, mazāk izšķīst polāros šķīdinātājos, piemēram, ūdenī. Parasti, jo vairāk būtiski atšķirīgām jonu rādiuss no M + un OH - , jo vairāk šķīst tie būs.
Periodiska tendence
Iepriekš izskaidrots, kāpēc sārmu metālu hidroksīdu šķīdība palielinās, kad viens nolaižas pa grupu. Tādējādi pieaugošā ūdenī šķīstošo vielu secība ir šāda: LiOH
OH - ir mazs anjons, un, katjonam kļūstot apjomīgākam, kristāla režģis enerģētiski vājina.
No otras puses, sārmzemju metāli to mazāk pozitīvo lādiņu dēļ veido mazāk šķīstošus hidroksīdus. Tas notiek tāpēc, ka M 2+ piesaista OH - spēcīgāk nekā M + . Tāpat tās katjoni ir mazāki un tāpēc pēc lieluma nav tik atšķirīgi attiecībā pret OH - .
Rezultāts ir eksperimentāli pierādījumi, ka NaOH ir daudz bāziskāks nekā Ca (OH) 2 . To pašu pamatojumu var piemērot citiem hidroksīdiem - gan pārejas metālu, gan p-bloku metālu (Al, Pb, Te utt.) Hidroksīdiem.
Turklāt, jo mazāks un lielāks jonu rādiuss un M + pozitīvais lādiņš , jo zemāks ir hidroksīda jonu raksturojums, citiem vārdiem sakot, tiem, kuriem ir ļoti augsts lādiņa blīvums. Piemērs tam ir ar berilija hidroksīdu Be (OH) 2 . Be 2+ ir ļoti mazs katjons, un tā divvērtīgais lādiņš padara to elektriski ļoti blīvu.
Amfoterisms
M (OH) 2 hidroksīdi reaģē ar skābēm, veidojot ūdens kompleksu, tas ir, M + nonāk ūdens molekulu ieskauj. Tomēr ir ierobežots skaits hidroksīdu, kas var reaģēt arī ar bāzēm. Tie ir tie, kas pazīstami kā amfotēriskie hidroksīdi.
Amfoteriskie hidroksīdi reaģē gan ar skābēm, gan ar bāzēm. Otro situāciju var attēlot ar šādu ķīmisko vienādojumu:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
Bet kā noteikt, vai hidroksīds ir amfotērisks? Veicot vienkāršu laboratorijas eksperimentu. Tā kā daudzi metālu hidroksīdi nešķīst ūdenī, pievienojot spēcīgu bāzi šķīdumam ar izšķīdinātiem M + joniem , piemēram, Al 3+ , tiks nogulsnēts atbilstošais hidroksīds:
Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) => Al (OH) 3 (s)
Bet ar pārmērīgu OH - hidroksīda turpina reaģēt:
Al (OH) 3 (s) + OH - => Al (OH) 4 - (aq)
Rezultātā jauno negatīvi lādēto kompleksu izšķīdina apkārtējās ūdens molekulas, izšķīdinot alumīnija hidroksīda balto cieto daļu. Tie hidroksīdi, kas paliek nemainīgi ar papildu bāzes pievienošanu, nerīkojas kā skābes un tāpēc nav amfotēriski.
Konstrukcijas
Hidroksīdiem var būt kristāliskas struktūras, kas līdzīgas daudzu sāļu vai oksīdu struktūrām; daži vienkārši, bet citi ļoti sarežģīti. Turklāt tiem, kur jonu raksturojums ir samazinājies, var būt metāla centri, kas saistīti ar skābekļa tiltiem (HOM - O - MOH).
Risinājumā struktūras ir atšķirīgas. Lai gan ļoti labi šķīstošiem hidroksīdiem pietiek tos uzskatīt par ūdenī izšķīdinātiem joniem, citiem ir jāņem vērā koordinācijas ķīmija.
Tādējādi katrs M + katjons var būt koordinēts ierobežotam skaitam sugu. Apjomīgākas tas ir, jo lielāks skaits ūdens vai OH molekulām - saistās ar to. No tā izriet daudzu metālu, kas izšķīdināti ūdenī (vai citā šķīdinātājā), slavenais koordinācijas oktaedrs: M (OH 2 ) 6 + n , kur n ir vienāds ar metāla pozitīvo lādiņu.
Piemēram, Cr (OH) 3 faktiski veido oktaedru. Kā? Ņemot vērā savienojumu kā, no kura trīs no ūdens molekulām ir aizstātas ar OH - anjoniem . Ja visas molekulas aizstātu ar OH - , tad tiktu iegūts komplekss ar negatīvu lādiņu un oktaedrisko struktūru 3 . -3 maksa ir rezultāts sešiem negatīvo apsūdzībām OH - .
Dehidratācijas reakcija
Hidroksīdus var uzskatīt par "hidratētiem oksīdiem". Tomēr viņos "ūdens" ir tiešā saskarē ar M + ; tā kā MO · nH 2 O hidratētos oksīdos ūdens molekulas ir daļa no ārējās koordinācijas sfēras (tās nav tuvu metālam).
Šīs ūdens molekulas var iegūt, sildot hidroksīda paraugu:
M (OH) 2 + Q (siltums) => MO + H 2 O
MO ir metāla oksīds, kas veidojas hidroksīda dehidratācijas rezultātā. Šīs reakcijas piemērs ir novērotais, kad dehidrē vara vara hidroksīdu Cu (OH) 2 :
Cu (OH) 2 (zils) + Q => CuO (melns) + H 2 O
Nomenklatūra
Kā pareizi minēt hidroksīdus? IUPAC šim mērķim ierosināja trīs nomenklatūras: tradicionālo, krājumu un sistemātisko. Ir pareizi izmantot jebkuru no trim, tomēr dažiem hidroksīdiem var būt ērtāk vai praktiskāk to pieminēt vienā vai otrā veidā.
Tradicionālā
Tradicionālā nomenklatūra ir vienkārši pievienot piedēkli –ico visaugstākajam metāla valentē; un piedēklis - viszemākais. Piemēram, ja metālam M ir valences +3 un +1, hidroksīdu M (OH) 3 sauks par hidroksīda (metāla nosaukums) ico , bet MOH hidroksīdu (metāla nosaukums) sedz .
Lai noteiktu metāla valenci hidroksīdā, vienkārši apskatiet skaitli aiz OH, kas pievienots iekavās. Tādējādi M (OH) 5 nozīmē, ka metālam lādiņš vai valence ir +5.
Šīs nomenklatūras galvenais trūkums tomēr ir tas, ka metāliem ar vairāk nekā diviem oksidācijas stāvokļiem (piemēram, hromu un mangānu) tas var būt sarežģīti. Šādiem gadījumiem tiek izmantoti priedēkļi hiper- un hipo-, lai apzīmētu augstāko un zemāko valenci.
Tātad, ja M tā vietā, lai būtu tikai +3 un +1 valences, tajā ir arī +4 un +2, tad tā hidroksīdu nosaukumi ar augstāku un zemāku valenci ir: hiperhidroksīds (metāla nosaukums) ico un hipo hidroksīds ( metāla nosaukums) lācis .
Krājums
No visām nomenklatūrām šī ir vienkāršākā. Šeit hidroksīda nosaukumam vienkārši seko metāla iezīme, kas ietverta iekavās un uzrakstīta ar romiešu cipariem. Atkal, piemēram, attiecībā uz M (OH) 5 , jūsu krājumu nomenklatūra būtu: (metāla nosaukums) (V) hidroksīds. (V) tad apzīmē (+5).
Sistemātiska
Visbeidzot, sistemātiskajai nomenklatūrai ir raksturīga prefiksu (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa- utt.) Reizināšana. Šie prefiksi tiek izmantots, lai norādītu gan skaitu metāla atomiem un OH - joniem . Tādā veidā M (OH) 5 tiek nosaukts par: (metāla nosaukums) pentahidroksīdu.
Piemēram, Hg 2 (OH) 2 gadījumā tas būtu dimērūdeņraža hidroksīds; viens no hidroksīdiem, kura ķīmiskā struktūra no pirmā acu uzmetiena ir sarežģīta.
Hidroksīdu piemēri
Daži hidroksīdu un to atbilstošo nomenklatūru piemēri ir šādi:
-NaOH (nātrija hidroksīds)
Nātrija hidroksīda izskats
-Ca (OH) 2 (kalcija hidroksīds)
Kalcija hidroksīda izskats cietā stāvoklī
-Fe (OH) 3. ( dzelzs hidroksīds; dzelzs (III) hidroksīds; vai dzelzs trihidroksīds)
-V (OH) 5 ( pervanādiskā hidroksīds; vanādija (V) hidroksīds; vai vanādija pentahidroksīds).
-Sn (OH) 4 ( statiskais hidroksīds; alvas (IV) hidroksīds; vai alvas tetrahidroksīds).
-Ba (OH) 2 (bārija hidroksīds vai bārija dihidroksīds).
-Mn (OH) 6 ( mangāna hidroksīds, mangāna (VI) hidroksīds vai mangāna heksahidroksīds).
-AgOH (sudraba hidroksīds, sudraba hidroksīds vai sudraba hidroksīds). Ņemiet vērā, ka šim savienojumam nav atšķirības starp krājumu un sistemātiskajām nomenklatūrām.
-Pb (OH) 4 ( svina hidroksīds, svina (IV) hidroksīds vai svina tetrahidroksīds).
-LiOP (litija hidroksīds).
-Cd (OH) 2 (kadmija hidroksīds)
-Ba (OH) 2 ( bārija hidroksīds)
- hroma hidroksīds
Atsauces
- Ķīmija LibreTexts. Metālu hidroksīdu šķīdība. Paņemts no: chem.libretexts.org
- Clackamas kopienas koledža. (2011). 6. nodarbība: Skābju, bāzu un sāļu nomenklatūra. Paņemts no: dl.clackamas.edu
- Kompleksie joni un amfoterisms. . Iegūts no: oneonta.edu
- Pilna ķīmija. (2013. gada 14. janvāris). Metāla hidroksīdi. Paņemts no: quimica2013.wordpress.com
- Piemēru enciklopēdija (2017). Hidroksīdi Atgūts no: Communities.co
- Castaños E. (2016. gada 9. augusts). Sastāvs un nomenklatūra: hidroksīdi. Paņemts no: lidiaconlaquimica.wordpress.com