Објави:
Хидроксидна својства, номенклатура и примјери
Тхе хидроксиди су неорганска и тернарна једињења која се састоје од интеракције између катиона метала и ОХ функционалне групе (хидроксид анион, ОХ-). Већина њих има ионску природу, мада могу имати и ковалентне везе.
На пример, хидроксид се може представити као електростатичка интеракција између М катиона+ и ОХ анион-, или као ковалентна веза преко М-ОХ везе (доња слика). У првом, дата је јонска веза, док је у другој ковалентна веза. Ова чињеница у суштини зависи од метала или катиона М+, као и њен набој и ионски радијус.
Због тога што многи од њих долазе из метала, еквивалентно је споменути их као металне хидроксиде.
Индек
- 1 Како се они формирају?
- 2 Својства хидроксида
- 2.1 Анион ОХ-
- 2.2 Ионски и основни карактер
- 2.3 Периодични тренд
- 2.4 Ампхотерицисм
- 2.5 Структуре
- 2.6 Реакција дехидрације
- 3 Номенклатура
- 3.1 Традиционално
- 3.2 Стоцк
- 3.3 Систематика
- 4 Примери хидроксида
- 5 Референце
Како се они формирају?
Постоје два главна начина синтезе: реакцијом одговарајућег оксида са водом, или са јаком базом у киселом медију:
МО + Х2О => М (ОХ)2
МО + Х+ + ОХ- => М (ОХ)2
Само они метални оксиди растворљиви у води реагују директно да формирају хидроксид (прва хемијска једначина). Други су нерастворљиви и захтевају киселе врсте које ослобађају М+, који затим ступају у интеракцију са ОХ- из јаких база (друга хемијска једначина).
Међутим, наведене јаке базе су метални хидроксиди НаОХ, КОХ и други из групе алкалних метала (ЛиОХ, РбОХ, ЦсОХ). То су ионска једињења која су добро растворљива у води, дакле, њихова ОХ- слободни да учествују у хемијским реакцијама.
С друге стране, постоје метални хидроксиди који су нерастворни и стога веома слабе базе. Чак и неке од њих су киселе, као што је случај са телурском киселином, Те (ОХ)6.
Хидроксид успоставља равнотежу растворљивости са растварачем око њега. Ако је, на пример, вода, онда се баланс изражава на следећи начин:
М (ОХ)2 <=> М2+(ац) + ОХ-(ац)
Где (ац) означава да је медијум водени. Када је чврста материја нерастворна, концентрација раствореног ОХ је мала или занемарљива. Из тог разлога, нерастворни метални хидроксиди не могу генерисати растворе као базичне као што су НаОХ.
Из горе наведеног може се закључити да хидроксиди показују врло различита својства, повезана са хемијском структуром и интеракцијама између метала и ОХ. Према томе, иако су многи ионски, са различитим кристалним структурама, други са друге стране представљају комплексне и поремећене полимерне структуре.
Својства хидроксида
Анион ОХ-
Хидроксилни јон је атом кисеоника ковалентно везан за водоник. Према томе, ово се лако може представити као ОХ-. Негативни набој се налази на кисеонику, чинећи овај анион донацијом електрона: базом.
Ако је ОХ- донира своје електроне водонику, формира се молекул Х2О. Такођер можете донирати своје електроне позитивно наелектрисаним врстама: као што су метални центри М+. Тако се формира координациони комплекс кроз дативну везу М-ОХ (кисеоник доприноси пару електрона).
Међутим, да би се то десило, кисеоник мора бити у стању да ефикасно координира са металом, у супротном, интеракције између М и ОХ ће имати изражен јонски карактер (М).+ ОХ-). Пошто је хидроксилни јон исти у свим хидроксидима, разлика између свих њих лежи у катиону који га прати.
Такође, пошто овај катион може да дође из било ког метала у периодном систему (групе 1, 2, 13, 14, 15, 16, или из прелазних метала), својства таквих хидроксида се знатно разликују, мада сви они разматрају. неки аспекти.
Јонски и основни карактер
У хидроксидима, иако имају координационе везе, имају латентни јонски карактер. Код неких, као што је НаОХ, његови јони су део кристалне мреже формиране од На катиона.+ и аниони ОХ- у пропорцијама 1: 1; то јест, за сваки На јон+ постоји ОХ ион- уговорна страна.
У зависности од оптерећења метала, биће више или мање ОХ аниона- око њега. На пример, за метални катион М2+ биће два ОХ јона- у интеракцији са њом: М (ОХ)2, оно што је назначено као ХО- М2+ ОХ-. На исти начин као и код метала М3+ и са другима који имају више позитивних трошкова (иако ретко прелазе 3+).
Овај јонски карактер је одговоран за многе физичке особине, као што су тачке топљења и кључања. Они су високи, што одражава електростатичке силе које дјелују унутар кристалне решетке. Такође, када су хидроксиди растворени или растопљени, они могу водити електричну струју због покретљивости њихових јона.
Међутим, немају сви хидроксиди исте кристалне мреже. Они са најстабилнијим ће бити мање вероватно да ће се растворити у поларним растварачима као што је вода. Као опште правило, што су различитији ионски полупречници М+ и ОХ-, растворљивији ће бити исти.
Периодни тренд
Наведено објашњава зашто се растворљивост хидроксида алкалних метала повећава како се група спушта. Према томе, редослед растворљивости у води за њих је следећи: ЛиОХ Тхе ОХ- је мали анион, и како катион постаје све волуминознији, кристална решетка енергетски слаби. С друге стране, земноалкални метали формирају мање растворљиве хидроксиде због њихових виших позитивних набоја. То је зато што је М2+ Он снажније привлачи ОХ- у односу на М+. Исто тако, њени катиони су мањи и стога мање неравномерни у односу на ОХ-. Резултат тога је експериментални доказ да је НаОХ много базичнији од Ца (ОХ)2. Исто образложење може се применити и за друге хидроксиде, било за оне из прелазних метала, или за оне метала п-блока (Ал, Пб, Те, итд.). Такође, мањи и већи ионски полупречник и позитивни набој М+, јонски карактер хидроксида ће бити нижи, другим речима, они са веома високим густинама оптерећења. Пример за то је берилијум хидроксид, Бе (ОХ)2. Тхе Бе2+ То је врло мали катион и његов двовалентни набој га чини електрично врло густим. Хидроксиди М (ОХ)2 они реагују са киселинама да формирају аквокомплекс, то јест М+ Завршава се окружена молекулима воде. Међутим, постоји ограничен број хидроксида који такође могу да реагују са базама. То су познати као амфотерни хидроксиди. Амфотерни хидроксиди реагују са киселинама и базама. Друга ситуација може бити представљена следећом хемијском једначином: М (ОХ)2 + ОХ- => М (ОХ)3- Али како одредити да ли је хидроксид амфотерни? Једноставним лабораторијским експериментом. Због тога што су многи метални хидроксиди нерастворљиви у води, додавањем јаке базе раствору са М јонима+ растворен, на пример, Ал3+, ће преципитирати одговарајући хидроксид: Ал3+(ац) + 3ОХ-(ац) => Ал (ОХ)3(с) Али са вишком ОХ- хидроксид наставља да реагује: Ал (ОХ)3(с) + ОХ- => Ал (ОХ)4-(ац) Као резултат, нови негативно наелектрисани комплекс је солватиран околним молекулима воде, растварајући белу чврсту супстанцу алуминијум хидроксида. Хидроксиди који остају непромењени са додатком базе се не понашају као киселине и стога нису амфотерни. Хидроксиди могу имати кристалне структуре сличне онима многих соли или оксида; неке једноставне, а друге веома сложене. Поред тога, оне у којима постоји смањење јонског карактера могу представљати металне центре спојене мостовима са кисеоником (ХОМ-О-МОХ). У решењу су структуре различите. Иако је за веома растворљиве хидроксиде довољно да их сматрамо јонима раствореним у води, за друге је потребно узети у обзир координациону хемију. Тако, сваки катион М+ Може се координирати са ограниченим бројем врста. Што је већи волумен, већи је број молекула воде или ОХ- повезан са њим. Отуда познати октаедрон координације многих метала растворених у води (или у било ком другом растварачу): М (ОХ2)6+н, да је н једнак позитивном набоју метала. Цр (ОХ)3, На пример, он заиста формира октаедар. Како? Сматрајући да је једињење [Цр (ОХ2)3(ОХ)3], од којих су три молекула воде замењена ОХ анионима-. Ако су сви молекули замењени са ОХ-, затим би се добио комплекс негативног набоја и октаедарске структуре [Цр (ОХ)]6]3-. Набој -3 је резултат шест негативних набоја ОХ-. Хидроксиди се могу сматрати "хидрираним оксидима". Међутим, у њима је "вода" у директном контакту са М+; док је у хидратисаним оксидима МО · нХ2Или, молекули воде су део спољне координационе сфере (нису близу метала). Наведени молекули воде се могу екстраховати загревањем узорка хидроксида: М (ОХ)2 + К (топлота) => МО + Х2О МО је оксид метала настао као резултат дехидрације хидроксида. Пример ове реакције је она која је примећена када се дехидрира бакров хидроксид, Цу (ОХ)2: Цу (ОХ)2 (плава) + К => ЦуО (црна) + Х2О Који је прави начин да се спомене хидроксиди? ИУПАЦ је предложио три номенклатуре за ову сврху: традиционалне, залихе и систематске. Тачно је користити било коју од три, међутим, за неке хидроксиде може бити згодније или практичније споменути их на овај или онај начин.. Традиционална номенклатура се састоји само од додавања суфикса -ицо највећој валенцији коју метал представља; и суфикс -осо до најнижег. Тако, на пример, ако метал М има валенције +3 и +1, хидроксид М (ОХ)3 то ће се звати хидроксид (име метала)ицо, док је МОХ хидроксид (име метала)медвјед. Да би се одредио валентност метала у хидроксиду, довољно је посматрати број после ОХ у заградама. Тако, М (ОХ)5 значи да метал има набој или валенцију од +5. Главни недостатак ове номенклатуре је, међутим, да може бити компликован за метале са више од два оксидациона стања (као са хромом и манганом). У таквим случајевима, хипер- и хипо-префикси се користе за означавање највеће и најниже валенције.. Дакле, ако М уместо да има само валенције +3 и +1, она такође има +4 и +2, онда су имена његових хидроксида више и ниже валенције: хидроксид хипер(име метала)ицо, и хидроксид хипо(име метала)медвјед. Од свих номенклатура ово је најједноставније. Овде је име хидроксида једноставно праћено валенцијом метала затвореном у заградама и написана римским бројевима. Опет за М (ОХ)5, на пример, његова номенклатура залиха би била: хидроксид (назив метала) (В). (В) означава тада (+5). Коначно, систематска номенклатура је окарактерисана прибјегавањем префиксима мултипликатора (ди-, три-, тетра-, пента-, хекса-, итд.). Ови префикси се користе за спецификацију броја атома метала и ОХ јона-. На тај начин, М (ОХ)5 Назван је као: пентахидроксид (назив метала). У случају Хг2(ОХ)2, на пример, то би био димеркуријум дихидроксид; један од хидроксида чија је хемијска структура на први поглед сложена. Неки примери хидроксида и њихових одговарајућих номенклатура су следећи: -НаОХ (натријум хидроксид) -Ца (ОХ) 2 (калцијум хидроксид) -Фе (ОХ)3. (Ферриц хидрокиде; жељезни хидроксид (ИИИ); или трихидроксид гвожђа -В (ОХ)5 (Перванадиц хидрокиде; ванадијум хидроксид (В); или ванадијум пентахидроксид). -Сн (ОХ)4 (Статиц хидрокиде; коситров хидроксид (ИВ); или тин тетрахидроксид). -Ба (ОХ)2 (Баријум хидроксид или баријум дихидроксид). -Мн (ОХ)6 (Манган хидроксид, манган хидроксид (ВИ) или манган хексахидроксид). -АгОХ (сребрни хидроксид, сребрни хидроксид или сребрни хидроксид). Напомињемо да за ово једињење не постоји разлика између залиха и систематских номенклатура. -Пб (ОХ)4 (Плумбибо хидроксид, олово хидроксид (ИВ) или олово тетрахидроксид). -ЛиОП (литијум хидроксид). -Цд (ОХ) 2 (кадмијум хидроксид) -Ба (ОХ)2 (Баријум хидроксид) -Хромов хидроксидАнфотерисмо
Структуре
Дехидрациона реакција
Номенклатура
Традиционално
Стоцк
Систематика
Примери хидроксида
Референце