De hydroksider er uorganiske og ternære forbindelser som består av interaksjonen mellom et metallkation og den funksjonelle gruppen OH (hydroksidanion, OH-). De fleste av dem er ioniske, selv om de også kan ha kovalente bindinger.
For eksempel kan et hydroksyd være representert som den elektrostatiske interaksjonen mellom kationen M+ og OH-anionet-, eller som kovalent binding gjennom M-OH-binding (nedre bilde). I den første forekommer den ioniske bindingen, mens den andre er den kovalente. Dette faktum avhenger i hovedsak av metallet eller kationen M+, samt ladning og ionisk radius.
Siden de fleste av dem kommer fra metaller, tilsvarer det å nevne dem som metallhydroksider.
Artikkelindeks
Det er to syntetiske hovedveier: ved å reagere det tilsvarende oksidet med vann, eller med en sterk base i et surt medium:
MO + HtoO => M (OH)to
MO + H+ + Åh- => M (OH)to
Bare de metalloksider som er oppløselige i vann reagerer direkte for å danne hydroksidet (første kjemiske ligning). Andre er uoppløselige og krever sure arter for å frigjøre M+, som deretter samhandler med OH- fra sterke baser (andre kjemiske ligning).
Imidlertid er disse sterke basene metallhydroksider NaOH, KOH og andre fra gruppen av alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Dette er ioniske forbindelser som er svært oppløselige i vann, derav deres OH- kan delta i kjemiske reaksjoner.
På den annen side er det metallhydroksider som er uoppløselige og følgelig er veldig svake baser. Noen av dem er til og med sure, slik det er tilfelle med tellursyre, Te (OH)6.
Hydroksydet etablerer en løselighetsvekt med det omkringliggende løsningsmidlet. Hvis det for eksempel er vann, uttrykkes likevekten som følger:
M (OH)to <=> Mto+(ac) + OH-(ac)
Hvor (ac) betegner at mediet er vandig. Når det faste stoffet er uoppløselig, er den oppløste OH-konsentrasjonen liten eller ubetydelig. Av denne grunn kan uoppløselige metallhydroksider ikke generere løsninger så basiske som NaOH..
Fra det ovenstående kan det trekkes ut at hydroksider har svært forskjellige egenskaper, knyttet til den kjemiske strukturen og interaksjonene mellom metall og OH. Selv om mange er ioniske, med forskjellige krystallinske strukturer, har andre således komplekse og uordnede polymere strukturer..
Hydroksylionet er et oksygenatom kovalent bundet til hydrogen. Dermed kan dette lett bli representert som OH-. Den negative ladningen ligger på oksygenet, noe som gjør denne anionen til en elektrondonarart: en base.
Hvis OH- donerer elektronene til et hydrogen, dannes et H-molekyltoO. Du kan også donere elektronene dine til positivt ladede arter: for eksempel metallsentre M+. Dermed dannes et koordinasjonskompleks gjennom den dative M-OH-bindingen (oksygen gir paret elektroner).
For at dette skal skje, må oksygen imidlertid kunne koordinere effektivt med metallet, ellers vil interaksjonene mellom M og OH ha en markert ionisk karakter (M+ Åh-). Siden hydroksylionet er det samme i alle hydroksider, ligger forskjellen mellom dem alle i kationet som følger med det..
På samme måte, fordi dette kationen kan komme fra hvilket som helst metall på det periodiske bordet (gruppe 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller overgangsmetallene), varierer egenskapene til slike hydroksider enormt, selv om alle tenker på noen aspekter til felles..
I hydroksider, selv om de har koordineringsbindinger, har de en latent ionisk karakter. I noen, slik som NaOH, er ionene deres en del av et krystallgitter som består av Na-kationer+ og OH-anioner- i proporsjoner 1: 1; det vil si for hvert Na-ion+ det er et OH-ion- motstykke.
Avhengig av ladningen av metallet, vil det være mer eller mindre OH-anioner- rundt det. For eksempel for et metallkation Mto+ det vil være to OH-ioner- samhandler med ham: M (OH)to, det som er skissert som HO- Mto+ Åh-. På samme måte skjer det med metallene M3+ og med andre med mer positive ladninger (selv om de sjelden overstiger 3+).
Denne ioniske karakteren er ansvarlig for mange av de fysiske egenskapene, for eksempel smelte- og kokepunkter. Disse er høye, og reflekterer de elektrostatiske kreftene som virker i krystallgitteret. På samme måte, når hydroksider oppløses eller smelter, kan de lede elektrisk strøm på grunn av deres ioners mobilitet..
Imidlertid har ikke alle hydroksider de samme krystallgitterene. De med de mest stabile vil være mindre sannsynlig å oppløse seg i polare løsemidler som vann. Som en generell regel, jo mer avvikende er de ioniske radiene til M+ og OH-, mer løselig vil være det samme.
Dette forklarer hvorfor løseligheten til alkalimetallhydroksider øker når man beveger seg nedover i gruppen. Dermed er den økende rekkefølgen av løseligheter i vann for disse som følger: LiOH OH- er et lite anion, og når kationen blir mer voluminøs, svekkes krystallgitteret energisk. På den annen side danner jordalkalimetaller mindre oppløselige hydroksider på grunn av deres høyere positive ladninger. Dette er fordi Mto+ tiltrekker OH sterkere- sammenlignet med M+. På samme måte er kationene mindre og derfor mindre ulik i forhold til OH-. Resultatet av dette er eksperimentelt bevis for at NaOH er mye mer grunnleggende enn Ca (OH).to. Den samme resonnementet kan brukes for andre hydroksider, enten for de av overgangsmetallene, eller for de av p-blokkmetallene (Al, Pb, Te, etc.). Dessuten er jo mindre og større den ioniske radiusen og den positive ladningen til M+, jo lavere er den ioniske karakteren av hydroksidet, med andre ord de med veldig høy ladningstetthet. Et eksempel på dette skjer med berylliumhydroksid, Be (OH)to. Han væreto+ det er en veldig liten kation og dens toverdige ladning gjør den elektrisk veldig tett. Hydroksider M (OH)to reagerer med syrer for å danne et vandig kompleks, det vil si M+ ender opp omgitt av vannmolekyler. Imidlertid er det et begrenset antall hydroksider som også kan reagere med baser. Dette er det som er kjent som amfotere hydroksider. Amfotere hydroksider reagerer med både syrer og baser. Den andre situasjonen kan representeres av følgende kjemiske ligning: M (OH)to + Åh- => M (OH)3- Men hvordan bestemmer jeg om et hydroksyd er amfotert? Gjennom et enkelt laboratorieeksperiment. Fordi mange metallhydroksider er uoppløselige i vann, legger en sterk base til en løsning med M-ionene+ oppløst, for eksempel Al3+, tilsvarende hydroksyd vil utfelle: Til3+(aq) + 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-(ac) Som et resultat blir det nye negativt ladede komplekset solvert av de omkringliggende vannmolekylene, og oppløser det hvite aluminiumhydroksydfaststoffet. De hydroksidene som forblir uendret med ekstra tilsetning av base, oppfører seg ikke som syrer og er derfor ikke amfotere. Hydroksider kan ha krystallinske strukturer som ligner de av mange salter eller oksider; noen enkle, og andre veldig komplekse. I tillegg kan de der det er en reduksjon i ionisk karakter presentere metallsentre koblet av oksygenbroer (HOM-O-MOH). I løsning er strukturene forskjellige. Selv om det for høytløselige hydroksider er det nok å betrakte dem som ioner oppløst i vann, er det for andre nødvendig å ta hensyn til koordineringskjemien.. Dermed hver kation M+ den kan koordineres til et begrenset antall arter. Jo større det er, jo større antall vannmolekyler eller OH.- knyttet til den. Herfra kommer den berømte koordineringoktaeder av mange metaller oppløst i vann (eller i et hvilket som helst annet løsemiddel): M (OHto)6+n, hvor n er lik den positive ladningen til metallet. Cr (OH)3, for eksempel danner den faktisk en oktaeder. Hvordan? Vurderer forbindelsen som [Cr (OHto)3(ÅH)3], hvorav tre av vannmolekylene er erstattet av OH-anioner-. Hvis alle molekylene ble erstattet av OH-, deretter komplekset med negativ ladning og oktaedrisk struktur [Cr (OH)6]3-. -3-ladningen er resultatet av de seks negative ladningene fra OH-. Hydroksider kan betraktes som "hydratiserte oksider". Imidlertid er "vann" i dem i direkte kontakt med M+; mens de er i de hydratiserte oksidene MO nHtoEller vannmolekylene er en del av en ekstern koordinasjonssfære (de er ikke nær metallet). Disse vannmolekylene kan ekstraheres ved å varme opp en prøve av hydroksid: M (OH)to + Q (varme) => MO + HtoELLER MO er metalloksyd dannet som et resultat av dehydrering av hydroksydet. Et eksempel på denne reaksjonen er den som observeres når kobberhydroksyd, Cu (OH), er dehydrertto: Cu (OH)to (blå) + Q => CuO (svart) + HtoELLER Hva er riktig måte å nevne hydroksider på? IUPAC foreslo tre nomenklaturer for dette formålet: den tradisjonelle, aksjen og den systematiske. Det er riktig å bruke noen av de tre, men for noen hydroksider kan det være mer praktisk eller praktisk å nevne det på en eller annen måte. Den tradisjonelle nomenklaturen er ganske enkelt å legge til suffikset -ico til metallets høyeste valens; og suffikset -oso til det laveste. Således, for eksempel, hvis metallet M har valenser +3 og +1, vil hydroksidet M (OH)3 det vil bli kalt hydroksid (metallnavn)ico, mens MOH hydroksid (metallnavn)Bjørn. For å bestemme valensen av metallet i hydroksidet, er det bare å se på tallet etter OH lukket i parentes. Dermed M (OH)5 betyr at metallet har en ladning eller valens på +5. Den viktigste ulempen med denne nomenklaturen er imidlertid at den kan være komplisert for metaller med mer enn to oksidasjonstilstander (som krom og mangan). For slike tilfeller brukes prefiksene hyper- og hypo- for å betegne de høyeste og laveste valensene.. Således, hvis M i stedet for bare å ha +3 og +1 valens, har den også +4 og +2, så er navnene på hydroksidene med de høyeste og laveste valensene: hydroksid hyper(metallnavn)ico, og hydroksid hikke(metallnavn)Bjørn. Av alle nomenklaturene er dette det enkleste. Her blir navnet på hydroksidet ganske enkelt etterfulgt av valensen av metallet som er innelukket i parentes og skrevet med romertall. Igjen for M (OH)5, for eksempel vil lagernomenklaturen være: (metallnavn) hydroksid (V). (V) betegner da (+5). Til slutt er den systematiske nomenklaturen preget av å ty til multipliserende prefikser (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Disse prefiksene brukes til å spesifisere både antall metallatomer og OH-ioner.-. På denne måten M (OH)5 navngitt som: (metallnavn) pentahydroksid. I tilfelle av Hgto(ÅH)to, for eksempel ville det være dimercuric dihydroxide; en av hydroksidene der den kjemiske strukturen er kompleks ved første øyekast. Noen eksempler på hydroksider og deres tilsvarende nomenklaturer er som følger: -NaOH (natriumhydroksid) -Ca (OH) 2 (kalsiumhydroksyd) -Fe (OH)3. (Ferrohydroksid; jern (III) hydroksid; eller jerntrihydroksid) -V (OH)5 (Pervanadisk hydroksid; Vanadium (V) hydroksid; eller vanadiumpentahydroksid). -Sn (OH)4 (Stanisk hydroksid; tinn (IV) hydroksid; eller tintetrahydroksid). -Ba (OH)to (Bariumhydroksyd eller bariumdihydroksid). -Mn (OH)6 (Manganhydroksid, mangan (VI) hydroksid eller manganheksahydroksid). -AgOH (sølvhydroksid, sølvhydroksid eller sølvhydroksid). Merk at for denne forbindelsen er det ikke noe skille mellom lager og systematiske nomenklaturer. -Pb (OH)4 (Blyhydroksid, bly (IV) hydroksid eller blytetrahydroksid). -LiOP (litiumhydroksid). -Cd (OH) 2 (kadmiumhydroksid) -Ba (OH)to (Bariumhydroksid) -KromhydroksidAmfoterisme
Strukturer
Dehydrering reaksjon
Nomenklatur
Tradisjonell
Lager
Systematisk
Eksempler på hydroksider
Referanser
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.