ХИДРОКСИДИ: СВОЈСТВА, НОМЕНКЛАТУРА И ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

У хидроксиди су неорганске и тернерних једињења се састоје од интеракције између металног катјона и ОХ функционалну групу (хидроксид ањонске, ОХ ^- ). Већина их је јонске природе, мада могу имати и ковалентне везе.

На пример, хидроксид се може представити као електростатичка интеракција између М ⁺ катиона и ОХ ^- аниона , или као ковалентна веза преко М-ОХ везе (доња слика). У првом долази до јонске везе, док у другом ковалентна. Ова чињеница битно зависи од метала или катион М ⁺ , као и од његовог набоја и јонског радијуса.

Извор: Габриел Боливар

Будући да већина њих потиче од метала, еквивалентно је називати их хидроксидима метала.

Како су формирани?

Постоје два главна начина синтезе: реакцијом одговарајућег оксида са водом или са јаком базом у киселој средини:

МО + Х ₂ О => М (ОХ) ₂

МО + Х ⁺ + ОХ ^- => М (ОХ) ₂

Само они оксиди метала растворљиви у води директно реагују и формирају хидроксид (прва хемијска једначина). Друге су нерастворљиве и захтевају им киселе врсте да ослободе М ⁺ , који тада ступа у интеракцију са ОХ ^- из јаких база (друга хемијска једначина).

Међутим, ове јаке базе су метални хидроксиди НаОХ, КОХ и други из групе алкалних метала (ЛиОХ, РбОХ, ЦсОХ). То су јонска једињења високо растворљива у води, па стога њихови ОХ ^- слободно учествују у хемијским реакцијама.

С друге стране, постоје метални хидроксиди који су нерастворљиви и последично су врло слабе базе. Неки од њих су чак кисели, као што је случај са телуринском киселином, Те (ОХ) ₆ .

Хидроксид успоставља равнотежу растворљивости са околним растварачем. Ако је на пример вода, тада се равнотежа изражава на следећи начин:

М (ОХ) ₂ <=> М ²⁺ (ак) + ОХ ^- (ак)

Где (ац) означава да је медијум воден. Када је чврста супстанца нерастворљива, концентрација раствореног ОХ је мала или занемарљива. Из овог разлога, нерастворљиви хидроксиди метала не могу да дају растворе као базне као НаОХ.

Из наведеног се може закључити да хидроксиди показују веома различита својства, повезана са хемијском структуром и интеракцијама између метала и ОХ. Стога, иако су многи јонски, са разноврсним кристалним структурама, други имају сложене и неуређене полимерне структуре.

Својства хидроксида

ОХ анион

Хидроксил јон је атом кисеоника ковалентно везан за водоник. Стога се ово лако може представити као ОХ ^- . Негативни набој налази се на кисеонику, што овај анион чини донором електрона: базом.

Ако ОХ ^{- донира} своје електроне водоник, молекул Х ₂ настаје О се може донирати своје електроне позитивно наелектрисане делове: као што су М. ⁺ Метал центрима . Тако се формира координациони комплекс кроз дативну везу М - ОХ (кисеоник обезбеђује пар електрона).

Међутим, да би се то десило кисеоник мора бити у могућности да се ефикасно координира са металом, у супротном ће интеракције између М и ОХ имати јак јонски карактер (М ⁺ ОХ ^- ). Како је хидроксилни јон једнак у свим хидроксидима, разлика између свих њих лежи у катиону који га прати.

Исто тако, будући да овај катион може доћи из било ког метала на периодичној табели (групе 1, 2, 13, 14, 15, 16, или из прелазних метала), својства таквих хидроксида знатно се разликују, иако сви размишљају о заједнички неки аспекти.

Јонски и основни карактер

У хидроксидима, иако имају координационе везе, имају латентни јонски карактер. У неким, попут НаОХ, њихови јони су део кристалне решетке коју чине На ⁺ катиони и ОХ ^- аниони у пропорцијама 1: 1; то јест, за сваки На ⁺ јон постоји супротни ОХ ^- јон .

У зависности од набоја метала, око њега ће бити више или мање ОХ ^- аниона . На пример, за катион метала М2 ⁺ постоје два ОХ ^- јона који међусобно делују: М (ОХ) ₂ , који је означен као ХО ^- М ²⁺ ОХ ^- . Исто се догађа и са металима М ^3+, а код других са позитивнијим наелектрисањима (мада ретко прелазе 3+).

Овај јонски карактер одговоран је за многа физичка својства, попут талишта и тачке кључања. Они су високи, који одражавају електростатичке силе при раду у кристалној решетки. Такође, када се хидроксиди растварају или растопе, могу водити електричну струју због покретљивости својих јона.

Међутим, немају сви хидроксиди исте кристалне решетке. Они са најстабилнијим онима ће се мање растопити у поларним растварачима попут воде. По општем правилу, што су јони радијуси М ⁺ и ОХ различити ^- то ће они бити растворљивији.

Периодни тренд

Горе наведено објашњава зашто растворљивост хидроксида алкалних метала расте како се спушта кроз групу. Дакле, све већи редослед растворљивости у води је следећи: ЛиОХ

ОХ ^- мали је анион, а како катион постаје волуминознији, кристална решетка енергетски слаби.

С друге стране, земноалкалијски метали формирају мање растворљиве хидроксиде због већих позитивних набоја. То је зато што М2 ⁺ привлачи ОХ ^- јаче од М ⁺ . Исто тако, њени катиони су мањи, а самим тим и мање неједнаке величине у односу на ОХ ^- .

Резултат тога су експериментални докази да је НаОХ много базичнији од Ца (ОХ) ₂ . Исто размишљање може се применити и за друге хидроксиде, било за оне прелазних метала, било за оне п-блок метала (Ал, Пб, Те, итд.).

Такође, што је мањи и већи јонски радијус и позитивно наелектрисање М ⁺ , нижи је јонски карактер хидроксида, другим речима, они са веома високом густином наелектрисања. Пример за то је берилијум хидроксид, Бе (ОХ) ₂ . Бе ²⁺ је врло мали катион и његово двовалентно наелектрисање чини га електрично врло густим.

Амфотерика

М (ОХ) ₂ хидроксиди реагују са киселинама да би формирали водени комплекс, односно М ⁺ завршава окружен молекулама воде. Међутим, постоји ограничен број хидроксида који могу реаговати и са базама. То су они који су познати као амфотерни хидроксиди.

Амфотерични хидроксиди реагују и са киселинама и са базама. Друга ситуација може се представити следећом хемијском једначином:

М (ОХ) ₂ + ОХ ^- => М (ОХ) ₃ ^-

Али како утврдити да ли је хидроксид амфотерни? Кроз једноставан лабораторијски експеримент. Пошто су многи хидроксиди метала нерастворљиви у води, додавање јаке базе раствору растворених М ⁺ јона , на пример Ал ³⁺ , ће исталожити одговарајући хидроксид:

Ал ³⁺ (ак) + 3ОХ ^- (ак) => Ал (ОХ) ₃ (с)

Али са вишком ОХ ^- хидроксид наставља да реагује:

Ал (ОХ) ₃ (с) + ОХ ^- => Ал (ОХ) ₄ ^- (ак)

Као резултат тога, нови негативно наелектрисани комплекс солватира се околним молекулима воде, растварајући белу чврстину алуминијум хидроксида. Они хидроксиди који остају непромењени додатком додатне базе не понашају се као киселине и, према томе, нису амфотерни.

Структуре

Хидроксиди могу имати кристалне структуре сличне онима многих соли или оксида; неке једноставне, а друге врло сложене. Даље, они код којих долази до смањења јонског карактера могу имати металне центре повезане мостовима са кисеоником (ХОМ - О - МОХ).

У решењу су структуре различите. Иако је за високо растворљиве хидроксиде довољно да их сматрамо јонима раствореним у води, за друге је потребно узети у обзир координациону хемију.

Стога се сваки М ⁺ катион може координирати с ограниченим бројем врста. Што је гломазнији, то је већи број молекула воде или ОХ ^- везаних за њега. Из тога произлази чувени координацијски октаедар многих метала растворених у води (или у било ком другом растварачу): М (ОХ ₂ ) ₆ ^{+ н} , где је н једнак позитивном набоју метала.

Цр (ОХ) ₃ , на пример, заправо чини октаедар. Како? Сматрајући једињење таквим, од којих су три молекула воде замењени ОХ ^- анионима . Да су сви молекули замењени ОХ ^- тада ^{би се добио} комплекс са негативним набојем и октаедарском структуром ³ . Набој -3 је резултат шест негативних наелектрисања ОХ ^- .

Реакција дехидрације

Хидроксиди се могу сматрати „хидрираним оксидима“. Међутим, у њима је "вода" у директном контакту са М ⁺ ; ау МО · нХ ₂ О хидрирана оксиде , молекули воде су део спољног координације сфери (нису близу метала).

Ови молекули воде се могу екстраховати загревањем узорка хидроксида:

М (ОХ) ₂ + К (топлота) => МО + Х ₂ О

МО је метални оксид који настаје као резултат дехидрације хидроксида. Пример ове реакције је она која је примећена када дехидриран курични хидроксид, Цу (ОХ) ₂ :

Цу (ОХ) ₂ (блуе) + К => ЦуО (блацк) + Х ₂ О

Номенклатура

Који је прави начин спомињања хидроксида? ИУПАЦ је у ту сврху предложио три номенклатуре: традиционалну, залихе и систематску. Тачно је употребити било које од ове три, међутим, за неке хидроксиде можда ће бити погодније или практичније споменути их на овај или онај начин.

Традиционална

Традиционална номенклатура је једноставно додавање суфикса –ицо највећој валенцији метала; а суфикс –осо на најниже. Тако, на пример, ако метал М има валенције +3 и +1, хидроксид М (ОХ) ₃ назват ће се хидроксид (име метала) ицо , док МОХ хидроксид (име метала) носи .

Да бисте утврдили валентност метала у хидроксиду, само погледајте број иза ОХ-а приложеног у заградама. Према томе, М (ОХ) ₅ значи да метал има набој или валенцију +5.

Главни недостатак ове номенклатуре је, међутим, што метали са више од два стања оксидације (као што су хром и манган) могу бити тешки. У таквим случајевима, префикси хипер- и хипо- користе се за означавање највише и најниже валенције.

Дакле, ако М уместо има само +3 и +1 валенције, такође има +4 и +2, онда су називи његових хидроксида са вишом и нижим валенцијама: хипер хидроксид (назив метала) ицо , и хипо хидроксид ( метално име) медвед .

акција

Од свих номенклатура ово је најједноставније. Овде је име хидроксида једноставно праћено валентношћу метала затвореним у заградама и написано римским бројевима. Опет, за М (ОХ) ₅ , на пример, ваша номенклатура залиха би била: (метални назив) (В) хидроксид. (В) тада означава (+5).

Систематично

Коначно, систематска номенклатура је карактеристична да посеже за множењем префикса (ди-, три-, тетра-, пента-, шестеро-, итд.). Ови префикси се користе за одређивање броја атома метала и ОХ ^- јона . На овај начин, М (ОХ) ₅ је назван као: (метално име) пентахидроксид.

На примјер, у случају Хг ₂ (ОХ) ₂ , то би био димеркурни дихидроксид; један од хидроксида чија је хемијска структура сложена на први поглед.

Примери хидроксида

Неки примери хидроксида и одговарајућих номенклатура су следећи:

-НаОХ (Натријум хидроксид)

Изглед натријум хидроксида

-Ца (ОХ) 2 (Калцијум хидроксид)

Изглед калцијумовог хидроксида у чврстом стању

-Фе (ОХ) _{3. (} жељезни хидроксид; гвожђе (ИИИ) хидроксид; или гвожђе трихидроксид)

-В (ОХ) _{5 (} перванадиц хидроксид; ванадијум (В) хидроксид; или ванадијум пентахидроксид).

-Сн (ОХ) _{4 (} станиц хидроксид; коситрни (ИВ) хидроксид; или тетрахидроксид коситра ).

-Ба (ОХ) ₂ (баријев хидроксид или баријев дихидроксид).

-Мн (ОХ) _{6 (} манган хидроксид, манган (ВИ) хидроксид или манган хексахидроксид).

-АгОХ (сребрни хидроксид, сребрни хидроксид или сребрни хидроксид). Имајте на уму да за ово једињење не постоји разлика између залиха и систематске номенклатуре.

-Пб (ОХ) _{4 (} оловни хидроксид, оловни (ИВ) хидроксид или оловни тетрахидроксид).

-ЛиОП (Литијум хидроксид).

-Цд (ОХ) 2 (Кадмијум хидроксид)

-Ба (ОХ) _{2 (} баријев хидроксид)

- Хром хидроксид

Референце

1. Цхемистри ЛибреТектс. Растворљивост металних хидроксида. Преузето са: цхем.либретектс.орг
2. Цлацкамас Цоммунити Цоллеге. (2011). Лекција 6: Номенклатура киселина, база и соли. Преузето са: дл.цлацкамас.еду
3. Сложени јони и амфотеризам. . Преузето са: онеонта.еду
4. Фуллхемистри. (14. јануара 2013.). Метални хидроксиди. Преузето са: куимица2013.вордпресс.цом
5. Енциклопедија примера (2017). Хидроксиди Опоравак од: екампле.цо
6. Цастанос Е. (9. августа 2016). Формулација и номенклатура: хидроксиди. Преузето са: лидиацонлакуимица.вордпресс.цом