HYDROXIDER: EGENSKAPER, NOMENKLATUR OCH EXEMPEL - KEMI - 2026

De hydroxiderna är oorganiska och ternära föreningar bestående av interaktionen mellan en metallkatjon och OH funktionell grupp (hydroxid anjon, OH ^- ). De flesta av dem är joniska till sin natur, även om de också kan ha kovalenta bindningar.

Till exempel, kan en hydroxid representeras som den elektrostatiska interaktionen mellan M ⁺ katjonen och OH ^- anjon , eller som den kovalenta bindningen via M-OH-bindning (nedre bilden). I den första inträffar den joniska bindningen, medan den i den andra är den kovalenta. Detta faktum beror väsentligen på metallen eller katjonen M ⁺ , liksom dess laddning och jonradie.

Källa: Gabriel Bolívar

Eftersom de flesta av dem kommer från metaller, motsvarar det att de kallas metallhydroxider.

Hur bildas de?

Det finns två huvudsakliga syntetiska vägar: genom att reagera motsvarande oxid med vatten eller med en stark bas i ett surt medium:

MO + H ₂ O => M (OH) ₂

MO + H ⁺ + OH ^- => M (OH) ₂

Endast de metalloxider som är lösliga i vatten reagerar direkt och bildar hydroxiden (första kemiska ekvationen). Andra är olösliga och kräver sura arter för att frigöra M ⁺ , som sedan interagerar med OH ^- från starka baser (andra kemiska ekvationen).

Dessa starka baser är emellertid metallhydroxider NaOH, KOH och andra från gruppen alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Dessa är joniska föreningar som är mycket lösliga i vatten, därför är deras OH ^- fritt att delta i kemiska reaktioner.

Å andra sidan finns det metalliska hydroxider som är olösliga och följaktligen är mycket svaga baser. Vissa av dem är till och med sura, som är fallet med tellurinsyra, Te (OH) ₆ .

Hydroxiden upprättar en löslighetsbalans med det omgivande lösningsmedlet. Om det till exempel är vatten, uttrycks jämvikten på följande sätt:

M (OH) ₂ <=> M2 ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Där (ac) anger att mediet är vattenhaltigt. När det fasta ämnet är olösligt är den upplösta OH-koncentrationen liten eller försumbar. Av detta skäl kan olösliga metallhydroxider inte generera lösningar lika basiska som NaOH.

Från ovanstående kan man dra slutsatsen att hydroxider uppvisar mycket olika egenskaper, kopplade till den kemiska strukturen och växelverkan mellan metallen och OH. Även om många är joniska, med varierande kristallina strukturer, har andra sålunda komplexa och störda polymerstrukturer.

Egenskaper hos hydroxider

OH-anjon

Hydroxyljonen är en syreatom som är kovalent bunden till väte. Således kan detta lätt representeras som OH ^- . Den negativa laddningen är belägen på syret, vilket gör denna anjon till en elektrondonatorart: en bas.

Om OH ^- donerar sina elektroner till väte, en molekyl av H ₂ är O bildas Den kan också donera sina elektroner till positivt laddade arter: såsom M. ⁺ Metallcentra . Således bildas ett koordinationskomplex genom den dativa M-OH-bindningen (syre tillhandahåller paret av elektroner).

Men för att detta ska hända måste syre kunna samordna effektivt med metallen, annars kommer interaktionerna mellan M och OH att ha en stark jonisk karaktär (M ⁺ OH ^- ). Eftersom hydroxyljonen är densamma i alla hydroxider ligger skillnaden mellan dem alla i katjonen som följer med den.

Eftersom denna katjon kan komma från vilken metall som helst på det periodiska bordet (grupperna 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller övergångsmetallerna) varierar egenskaperna hos sådana hydroxider enormt, även om de alla tänker på vanliga aspekter.

Jonisk och grundläggande karaktär

I hydroxider, även om de har koordinationsbindningar, har de en latent jonisk karaktär. I vissa, såsom NaOH, deras joner är en del av ett kristallgitter bestående av Na ⁺ katjoner och OH ^- anjoner i en: 1 proportioner; det vill säga, för varje Na ⁺ jon finns en motsvarighet OH ^- jon .

Beroende på laddningen på metallen, kommer det att vara mer eller mindre OH ^- joner runt den. Till exempel, för en metallkatjon M ²⁺ det kommer att finnas två OH ^- joner som interagerar med det: M (OH) ₂ , som beskrivs som HO ^- M ²⁺ OH ^- . Detsamma sker med M ³⁺ -metallerna och med andra med mer positiva laddningar (även om de sällan överstiger 3+).

Denna joniska karaktär ansvarar för många av de fysiska egenskaperna, till exempel smält- och kokpunkter. Dessa är höga, vilket återspeglar de elektrostatiska krafterna i arbetet inom kristallgitteret. När hydroxider upplöses eller smälter kan de också leda elektrisk ström på grund av deras joners rörlighet.

Men inte alla hydroxider har samma kristallgitter. De med de mest stabila kommer att vara mindre benägna att lösa upp i polära lösningsmedel som vatten. Som en allmän regel, ju mer skillnad de joniska radierna för M ⁺ och OH ^- desto mer lösliga är de.

Periodisk trend

Ovanstående förklarar varför lösligheten för alkalimetallhydroxider ökar när man går ner genom gruppen. Den ökande ordningen av lösligheter i vatten för dessa är således följande: LiOH

OH ^- är en liten anjon, och när katjonen blir mer omfattande försvagas kristallgitteret energiskt.

Å andra sidan bildar jordalkalimetaller mindre lösliga hydroxider på grund av deras högre positiva laddningar. Detta beror på att M ²⁺ lockar OH ^- starkare än M ⁺ . Likaså är dess katjoner mindre och därför mindre ojämlika i förhållande till OH ^- .

Resultatet av detta är experimentella bevis på att NaOH är mycket mer grundläggande än Ca (OH) ₂ . Samma resonemang kan tillämpas för andra hydroxider, antingen för övergångsmetaller eller för p-blockmetaller (Al, Pb, Te, etc.).

Ju mindre och större jonradie och den positiva laddningen av M ⁺ , desto lägre är hydroxidens joniska karaktär, med andra ord de med mycket höga laddningstätheter. Ett exempel på detta förekommer med berylliumhydroxid, Be (OH) ₂ . Be ²⁺ är en mycket liten katjon och dess tvåvärda laddning gör det elektriskt mycket tätt.

Amphotericism

M (OH) _2- hydroxider reagerar med syror och bildar ett vattenhaltigt komplex, det vill säga M ⁺ hamnar omgiven av vattenmolekyler. Det finns emellertid ett begränsat antal hydroxider som också kan reagera med baser. Detta är vad som kallas amfotera hydroxider.

Amfotära hydroxider reagerar med både syror och baser. Den andra situationen kan representeras av följande kemiska ekvation:

M (OH) ₂ + OH ^- => M (OH) ₃ ^-

Men hur kan man avgöra om en hydroxid är amfoterisk? Genom ett enkelt laboratorieexperiment. Eftersom många metallhydroxider är olösliga i vatten kommer tillsats av en stark bas till en lösning med upplösta M ⁺ -joner , till exempel Al ³⁺ , utfällning av motsvarande hydroxid:

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

Men med ett överskott av OH ^- fortsätter hydroxiden att reagera:

Al (OH) ₃ (s) + OH ^- => Al (OH) ₄ ^- (aq)

Som ett resultat solvatiseras det nya negativt laddade komplexet av de omgivande vattenmolekylerna och löser det vita fasta aluminiumhydroxidet. De hydroxider som förblir oförändrade med den extra basadditionen uppför sig inte som syror och är därför inte amfoteriska.

strukturer

Hydroxider kan ha kristallina strukturer liknande de för många salter eller oxider; vissa enkla och andra mycket komplexa. Dessutom kan de där det är en minskning av jonisk karaktär ha metallcentra länkade genom syrebroar (HOM - O - MOH).

Som lösning är strukturerna olika. Även om det för mycket lösliga hydroxider är tillräckligt att betrakta dem som joner löst i vatten, för andra är det nödvändigt att ta hänsyn till koordinationskemi.

Således kan varje M ⁺ -kation koordinera till ett begränsat antal arter. Ju större den är, desto större är antalet vatten- eller OH-molekyler ^- bundna till det. Från detta uppstår den berömda koordinationsoktaedronen för många metaller upplösta i vatten (eller i något annat lösningsmedel): M (OH ₂ ) ₆ ^{+ n} , där n är lika med metallens positiva laddning.

Cr (OH) ₃ bildar till exempel faktiskt en oktaeder. Hur? Med tanke på föreningen som, av vilka tre av de vattenmolekyler är ersatta med OH ^- anjoner . Om alla molekyler ersattes av OH ^- skulle komplexet med negativ laddning och oktaedrisk struktur ^{3 erhållas} . -3-laddningen är resultatet av de sex negativa avgifterna från OH ^- .

Uttorkningsreaktion

Hydroxider kan betraktas som "hydratiserade oxider". Men i dem är "vatten" i direkt kontakt med M ⁺ ; medan i MO · nH ₂ O hydratiserade oxider , vattenmolekylerna är en del av en yttre sfär samordning (de är inte nära till metall).

Dessa vattenmolekyler kan extraheras genom att värma ett prov av hydroxid:

M (OH) ₂ + Q (värme) => MO + H ₂ O

MO är den metalloxid som bildas som ett resultat av dehydratiseringen av hydroxiden. Ett exempel på denna reaktion är den som observeras när kopparhydroxid, Cu (OH) _2, dehydratiseras :

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

Nomenklatur

Vad är det rätta sättet att nämna hydroxider? IUPAC föreslog tre nomenklaturer för detta ändamål: det traditionella, beståndet och det systematiska. Det är korrekt att använda någon av de tre, men för vissa hydroxider kan det vara mer praktiskt eller praktiskt att nämna det på ett eller annat sätt.

Traditionell

Den traditionella nomenklaturen är helt enkelt att lägga till suffixet –ico till metallens högsta valens; och suffixet - också till det lägsta. Således, till exempel, om metall M har valenser +3 och +1, kommer hydroxid M ​​(OH) ₃ att kallas hydroxid (metallnamn) ico , medan MOH-hydroxid (metallnamn) bär .

För att bestämma valens hos metallen i hydroxiden, titta bara på antalet efter OH som är inneslutet inom parentes. Således betyder M (OH) ₅ att metallen har en laddning eller valens av +5.

Den största nackdelen med denna nomenklatur är emellertid att det kan vara svårt för metaller med mer än två oxidationstillstånd (som krom och mangan). I sådana fall används prefixerna hyper- och hypo- för att beteckna de högsta och lägsta valenserna.

Således, om M istället för att bara ha +3 och +1-valenser, den också har +4 och +2, är namnen på dess hydroxider med högre och lägre valenser: hyperhydroxid (metallnamn) ico och hypohydroxid ( metallnamn) björn .

Stock

Av alla nomenklaturer är detta det enklaste. Här följs namnet på hydroxiden helt enkelt av valensen på metallen innesluten inom parentes och skriven i romerska siffror. Återigen för M (OH) ₅ , till exempel, skulle din lagernomenklatur vara: (metallnamn) (V) hydroxid. (V) anger sedan (+5).

Systematisk

Slutligen kännetecknas den systematiska nomenklaturen av att man multiplicerar prefix (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Dessa prefix används för att specificera både antalet metallatomer och OH ^- joner . På detta sätt benämns M (OH) ₅ som: (metallnamn) pentahydroxid.

I fallet med Hg ₂ (OH) ₂ , till exempel, skulle det vara dimercuric dihydroxid; en av hydroxiderna vars kemiska struktur är komplex vid första anblicken.

Exempel på hydroxider

Några exempel på hydroxider och deras motsvarande nomenklaturer är följande:

-NaOH (natriumhydroxid)

Utseende av natriumhydroxid

-Ca (OH) 2 (kalciumhydroxid)

Utseende av kalciumhydroxid i fast tillstånd

-Fe (OH) _{3. (} Järnhydroxid; järn (III) hydroxid eller järn trihydroxid)

-V (OH) _{5 (} pervanadisk hydroxid; vanadin (V) hydroxid; eller vanadiumpentahydroxid).

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

-Ba (OH) ₂ (Bariumhydroxid eller bariumdihydroxid).

-Mn (OH) _{6 (} Manganhydroxid, mangan (VI) hydroxid eller manganhexahydroxid).

-AgOH (Silverhydroxid, silverhydroxid eller silverhydroxid). Observera att det för denna förening inte finns någon skillnad mellan beståndet och systematiska nomenklaturer.

-Pb (OH) _{4 (} blyhydroxid, bly (IV) hydroxid eller blytetrahydroxid).

-LiOP (litiumhydroxid).

-Cd (OH) 2 (Kadmiumhydroxid)

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

- Kromhydroxid

referenser

1. Kemi LibreTexts. Löslighet av metallhydroxider. Hämtad från: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Lektion 6: Nomenklatur av syror, baser och salter. Hämtad från: dl.clackamas.edu
3. Komplexa joner och amfotörer. . Hämtad från oneonta.edu
4. Fullchemistry. (14 januari 2013). Metallhydroxider. Hämtad från: quimica2013.wordpress.com
5. Encyclopedia of Exempler (2017). hydroxider Återställd från: exempel.co
6. Castaños E. (9 augusti 2016). Beredning och nomenklatur: hydroxider. Hämtad från: lidiaconlaquimica.wordpress.com