HYDROKSIDER: EGENSKAPER, NOMENKLATUR OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

De hydroksyder er uorganiske og ternære forbindelser bestående av interaksjonen mellom et metallkation og OH-funksjonell gruppe (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 M ⁺ -kation og OH ^- anionen , eller som den kovalente binding via M-OH-bindingen (nedre bilde). I den første forekommer den ioniske bindingen, mens den andre er den kovalente. Dette faktum avhenger hovedsakelig av metall eller kation M ⁺ , så vel som dens ladning og ioniske radius.

Kilde: Gabriel Bolívar

Siden de fleste av dem kommer fra metaller, tilsvarer det dem metallhydroksider.

Hvordan blir de dannet?

Det er to syntetiske hovedveier: ved å reagere det tilsvarende oksyd med vann, eller med en sterk base i et surt medium:

MO + H ₂ O => M (OH) ₂

MO + H ⁺ + OH ^- => M (OH) ₂

Bare de metalloksydene som er oppløselige i vann, reagerer direkte og danner hydroksyd (første kjemiske ligning). Andre er uoppløselige og krever sure arter for å frigjøre M ⁺ , som deretter samspiller med OH ^- fra sterke baser (andre kjemiske ligninger).

Imidlertid er disse sterke basene metallhydroksydene NaOH, KOH og andre fra gruppen av alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Dette er ioniske forbindelser som er veldig løselige i vann, derfor er deres OH ^- fritt til å delta i kjemiske reaksjoner.

På den annen side er det metalliske hydroksider som er uoppløselige og følgelig er veldig svake baser. Noen av dem er til og med sure, som tilfellet er med tellurinsyre, Te (OH) ₆ .

Hydroksydet etablerer en løselighetsbalanse med det omgivende løsningsmiddel. Hvis det for eksempel er vann, uttrykkes likevekt som følger:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Hvor (ac) angir 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 basale som NaOH.

Fra det ovennevnte kan det trekkes at hydroksider utviser meget forskjellige egenskaper, knyttet til den kjemiske strukturen og interaksjonene mellom metallet og OH. Selv om mange er ioniske, med varierte krystallinske strukturer, har andre således komplekse og forstyrrede polymerstrukturer.

Egenskaper ved hydroksider

OH-anion

Hydroksylionet er et oksygenatom kovalent bundet til hydrogen. Dermed kan dette lett representeres som OH ^- . Den negative ladningen er plassert på oksygenet, noe som gjør denne anjonen til en elektrondonorart: en base.

Hvis OH ^- donerer elektroner til hydrogen, et molekyl av H- ₂ er U-formet Det kan også donere elektroner til positivt ladede arter: for eksempel M. ⁺ Metall-sentre . Dermed dannes et koordinasjonskompleks gjennom den dative M - OH-bindingen (oksygen bidrar med elektronparet).

For at dette skal skje, må oksygenet imidlertid være i stand til å koordinere seg effektivt med metallet, ellers vil samspillene mellom M og OH ha en sterk ionisk karakter (M ⁺ OH ^- ). Siden hydroksylionen er den samme i alle hydroksider, ligger forskjellen mellom dem alle i kationen som følger med den.

Fordi denne kationen kan komme fra hvilket som helst metall på det periodiske bordet (gruppe 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller overgangsmetaller), varierer egenskapene til slike hydroksider enormt, selv om de alle tenker på vanlige aspekter.

Ionisk og grunnleggende karakter

Selv om de har koordinasjonsbindinger i hydroksider, har de en latent ionisk karakter. I noen, for eksempel NaOH, er ionene deres en del av et krystallgitter som består av Na ⁺ -kationer og OH ^- anioner i 1: 1-proporsjoner; det vil si at for hver Na ⁺ -ion ​​er det et motstykke OH ^- ion .

Avhengig av ladningen på metallet, vil det være mer eller mindre OH ^- anioner rundt det. For en metallkation M ²⁺ vil det for eksempel være to OH ^- ioner som interagerer med den: M (OH) ₂ , som er skissert som HO ^- M ²⁺ OH ^- . Det samme skjer med M ³⁺ metaller 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 gjenspeiler de elektrostatiske kreftene som er i arbeid innenfor krystallgitteret. Når hydroksider oppløses eller smelter, kan de også lede elektrisk strøm på grunn av mobiliteten til ionene deres.

Imidlertid har ikke alle hydroksider de samme krystallgitterene. De med de mest stabile vil ha mindre sannsynlighet for å oppløses i polare løsningsmidler som vann. Som en generell regel, jo mer forskjellig de ioniske radiene til M ⁺ og OH ^- , desto mer løselige vil de være.

Periodisk trend

Ovennevnte forklarer hvorfor løseligheten av alkalimetallhydroksyd øker når en kommer ned gjennom gruppen. Dermed er den økende rekkefølgen av løseligheter i vann for disse som følger: LiOH

OH ^- er en liten anion, og etter hvert som 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 M ²⁺ tiltrekker OH ^- sterkere enn M ⁺ . På samme måte er kationene mindre, og derfor mindre ulik 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 begrunnelsen kan brukes for andre hydroksider, enten for de fra overgangsmetallene, eller for de av p-blokkmetallene (Al, Pb, Te, etc.).

Dessuten, jo mindre og større er den ioniske radius og den positive ladningen av M ⁺ , jo lavere er ionens karakter av hydroksidet, med andre ord de med meget høye ladningstettheter. Et eksempel på dette forekommer med berylliumhydroksid, Be (OH) ₂ . Be ²⁺ er en veldig liten kation og dens toverdige ladning gjør den elektrisk veldig tett.

Amphotericism

M (OH) ₂ hydroksider reagerer med syrer og danner et vandig kompleks, det vil si at M ⁺ ender opp omgitt av vannmolekyler. Imidlertid er det et begrenset antall hydroksider som også kan reagere med baser. Dette er det som kalles amfotere hydroksider.

Amfotere hydroksider reagerer med både syrer og baser. Den andre situasjonen kan representeres av følgende kjemiske ligning:

M (OH) ₂ + OH ^- => M (OH) ₃ ^-

Men hvordan kan man bestemme om et hydroksid er amfoterisk? Gjennom et enkelt laboratorieeksperiment. Siden mange metallhydroksider er uoppløselige i vann, vil tilsetning av en sterk base til en løsning med oppløste M ⁺ -ioner , for eksempel Al ³⁺ , utfelle det tilsvarende hydroksyd:

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

Men med et overskudd av OH ^- fortsetter hydroksidet 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, og oppløst det hvite faststoffet av aluminiumhydroksyd. De hydroksydene som forblir uendret med den ekstra basetilsetning oppfører seg ikke som syrer, og er derfor ikke amfotere.

strukturer

Hydroksider kan ha krystallinske strukturer som ligner de for mange salter eller oksider; noen enkle og andre veldig sammensatte. Videre kan de der det er en reduksjon i ionisk karakter, ha metallsentre tilknyttet oksygenbroer (HOM - O - MOH).

I løsning er strukturene forskjellige. Selv om det for sterkt løselige hydroksider er det tilstrekkelig å betrakte dem som ioner oppløst i vann, er det for andre nødvendig å ta hensyn til koordinasjonskjemi.

Dermed kan hver M ⁺ kation koordinere seg til et begrenset antall arter. Jo bulkere det er, desto større antall vann eller OH-molekyler ^- bundet til det. Fra dette oppstår den berømte koordinasjonsoktaedronen for mange metaller oppløst i vann (eller i et hvilket som helst annet løsningsmiddel): M (OH ₂ ) ₆ ^{+ n} , hvor n er lik den positive ladningen til metallet.

Cr (OH) ₃ , for eksempel, danner faktisk en oktaeder. Hvordan? Tatt i betraktning forbindelsen som, hvorav tre av vannmolekylene er erstattet av OH ^- anioner . Hvis alle molekylene ble erstattet av OH ^- , ville komplekset med negativ ladning og oktaedrisk struktur ^{3 oppnådd} . -3-ladningen er resultatet av de seks negative kostnadene fra OH ^- .

Dehydrasjonsreaksjon

Hydroksider kan betraktes som "hydratiserte oksider". Imidlertid er "vann" i dem i direkte kontakt med M ⁺ ; mens i MO · nH ₂ O hydratiserte oksyder , vannmolekylene er en del av en ekstern koordinasjonssfære (de er ikke i nærheten av metall).

Disse vannmolekylene kan ekstraheres ved å varme opp en prøve av hydroksyd:

M (OH) ₂ + Q (varme) => MO + H ₂ O

MO er metalloksyd dannet som et resultat av dehydrering av hydroksydet. Et eksempel på denne reaksjonen er den som observeres når cupric hydroxide, Cu (OH) _2, er dehydrert :

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

nomenklatur

Hva er den riktige måten å nevne hydroksider på? IUPAC foreslo tre nomenklaturer for dette formålet: den tradisjonelle, bestanden og den systematiske. Det er riktig å bruke en av de tre, men for noen hydroksider kan det imidlertid være mer praktisk eller praktisk å nevne det på en eller annen måte.

Tradisjonell

Den tradisjonelle nomenklaturen er ganske enkelt å legge suffikset –ico til metallens høyeste valens; og suffikset - også til det laveste. Således, for eksempel, hvis metall M har valenser +3 og +1, vil hydroksyd M (OH) ₃ bli kalt hydroksid (metallnavn) ico , mens MOH hydroksid (metallnavn) bærer .

For å bestemme valens av metallet i hydroksydet, se bare på tallet etter OH som er lukket i parentes. Dermed betyr M (OH) ₅ at metallet har en ladning eller valens på +5.

Den største ulempen med denne nomenklaturen er imidlertid at den kan være komplisert for metaller med mer enn to oksydasjonstilstander (for eksempel krom og mangan). I slike tilfeller brukes prefiksene hyper- og hypo- for å betegne de høyeste og laveste valensene.

Så hvis M i stedet for å ha bare +3 og +1-valenser, også har +4 og +2, så er navnene på hydroksidene med høyere og lavere valenser: hyperhydroksid (metallnavn) ico , og hypohydroksid ( metallnavn) bjørn .

Lager

Av alle nomenklaturene er dette det enkleste. Her følges navnet på hydroksyd ganske enkelt av valensen til metallet som er lukket i parentes og skrevet med romertall. Igjen for M (OH) ₅ , for eksempel, vil aksjenomenklaturen din være: (metallnavn) (V) hydroksid. (V) betegner da (+5).

Systematisk

Til slutt er den systematiske nomenklaturen preget av å ty til multiplikasjon av prefikser (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Disse prefiksene brukes til å spesifisere både antall metallatomer og OH ^- ioner . På denne måten blir M (OH) ₅ navngitt som: (metallnavn) pentahydroksid.

I tilfelle av Hg ₂ (OH) ₂ , for eksempel, ville det være dimercuric dihydroxide; et av hydroksydene hvis kjemiske struktur er kompleks ved første øyekast.

Eksempler på hydroksider

Noen eksempler på hydroksider og tilhørende nomenklaturer er som følger:

-NaOH (Sodiumhydroxide)

Utseende av natriumhydroksyd

-Ca (OH) 2 (kalsiumhydroksyd)

Utseende av kalsiumhydroksyd i fast tilstand

-Fe (OH) _{3. (} Jernhydroksyd; jern (III) hydroksyd eller jerntrihydroksyd)

-V (OH) _{5 (} pervanadisk hydroksyd; vanadium (V) hydroksyd eller vanadiumpentahydroksid).

-Sn (OH) _{4 (} Stanic hydroxide; tin (IV) hydroxide; eller tin tetrahydroxide).

-Ba (OH) ₂ (Bariumhydroksyd eller bariumdihydroksid ).

-Mn (OH) _{6 (} Manganhydroksyd, mangan (VI) hydroksid eller manganheksahydroksid).

-AgOH (sølvhydroksyd, sølvhydroksyd eller sølvhydroksyd). Merk at for denne forbindelsen er det ikke noe skille mellom bestand og systematiske nomenklaturer.

-Pb (OH) _{4 (} blyhydroksyd , bly (IV) hydroksyd eller blytetrahydroksyd ).

-LiOP (litiumhydroksid).

-Cd (OH) 2 (Kadmiumhydroksyd)

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

- Kromhydroksid

referanser

1. Kjemi LibreTexts. Løselighet av metallhydroksider. Hentet fra: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Leksjon 6: Nomenklatur av syrer, baser og salter. Hentet fra: dl.clackamas.edu
3. Komplekse joner og amfoterisme. . Hentet fra: oneonta.edu
4. Fullchemistry. (14. januar 2013). Metallhydroksider. Hentet fra: quimica2013.wordpress.com
5. Leksikon av eksempler (2017). hydroksider Gjenopprettet fra: eksempler.co
6. Castaños E. (9. august 2016). Formulering og nomenklatur: hydroksider. Hentet fra: lidiaconlaquimica.wordpress.com