Del:
Hydroxider egenskaber, nomenklatur og eksempler
den hydroxider er uorganiske og ternære forbindelser, der består af interaktionen mellem en metalkation og OH-funktionel gruppen (hydroxidanion, OH-). De fleste af dem er ioniske i naturen, selvom de også kan have kovalente bindinger.
For eksempel kan et hydroxid være repræsenteret som den elektrostatiske interaktion mellem M-kationen+ og OH anionen-, eller som den kovalente binding via M-OH-bindingen (bundbillede). I det første gives den ioniske binding, mens i den anden den kovalente binding. Denne kendsgerning afhænger i det væsentlige af metal eller kation M+, såvel som dens ladning og ioniske radius.
Fordi mange af dem kommer fra metaller, svarer det til at nævne dem som metalhydroxider.
indeks
- 1 Hvordan er de dannet?
- 2 Egenskaber af hydroxider
- 2,1 anion OH-
- 2.2 Jonisk og grundlæggende karakter
- 2.3 Periodisk udvikling
- 2.4 Amphotericism
- 2,5 strukturer
- 2.6 Dehydreringsreaktion
- 3 nomenklaturen
- 3.1 Traditionel
- 3,2 lager
- 3.3 Systematik
- 4 Eksempler på hydroxider
- 5 referencer
Hvordan er de dannet?
Der er to vigtigste syntetiske ruter: ved at omsætte det tilsvarende oxid med vand eller med en stærk base i et surt medium:
MO + H2O => M (OH)2
MO + H+ + OH- => M (OH)2
Kun de metaloxider, der er opløselige i vand, reagerer direkte for at danne hydroxidet (første kemiske ligning). Andre er uopløselige og kræver sure arter, der frigiver M+, som derefter interagerer med OH- fra stærke baser (anden kemisk ligning).
De nævnte stærke baser er imidlertid metalhydroxider, NaOH, KOH og andre af gruppen af alkalimetaller (LiOH, RbOH, CsOH). Disse er ioniske forbindelser, der er stærkt opløselige i vand, derfor deres OH- er fri til at deltage i kemiske reaktioner.
På den anden side findes metalhydroxider, der er uopløselige og dermed meget svage baser. Selv nogle af dem er sure, som det er tilfældet med tellurinsyre, Te (OH)6.
Hydroxidet etablerer en balance af opløselighed med opløsningsmidlet omkring det. Hvis det f.eks. Er vand, udtrykkes balancen som følger:
M (OH)2 <=> M2+(ac) + OH-(Aq)
Hvor (ac) angiver, at mediet er vandigt. Når det faste stof er uopløseligt, er den opløste OH-koncentration lille eller ubetydelig. Af denne grund kan uopløselige metalhydroxider ikke danne opløsninger så grundlæggende som de for NaOH.
Ud fra ovenstående kan det udledes, at hydroxiderne udviser meget forskellige egenskaber, der er knyttet til den kemiske struktur og interaktionerne mellem metallet og OH. Således, selvom mange er ioniske, med varierede krystallinske strukturer, frembyder andre på den anden side komplekse og uordnede polymere strukturer.
Egenskaber af hydroxider
Anion OH-
Hydroxylionen er et oxygenatom kovalent bundet til et hydrogen. Således kan dette let repræsenteres som OH-. Den negative ladning er placeret på oxygenet, hvilket gør denne anion til en elektrondonerende art: en base.
Hvis OH- donerer sine elektroner til et hydrogen, dannes et molekyle af H2O. Du kan også donere dine elektroner til positivt ladede arter: som metalcentre M+. Således dannes et koordineringskompleks gennem den dative forbindelse M-OH (oxygen bidrager med parret af elektroner).
For at dette skal ske, skal iltet være i stand til at koordinere effektivt med metallet, ellers vil interaktionerne mellem M og OH have en markant ionisk karakter (M+ OH-). Da hydroxylionen er den samme i alle hydroxider, ligger forskellen mellem dem alle i den kation, der ledsager den.
Også fordi disse kationer kan komme fra ethvert metal i det periodiske bord (grupper 1, 2, 13, 14, 15, 16 eller fra overgangsmetallerne) varierer egenskaberne af sådanne hydroxider enormt, skønt alle overvejer fælles nogle aspekter.
Ionisk og grundlæggende karakter
I hydroxider, selv om de har koordineringsbindinger, har de en latent ionisk karakter. I nogle, såsom NaOH, er dets ioner en del af et krystallinsk netværk dannet af Na kationer.+ og anioner OH- i 1: 1 proportioner; det vil sige for hver Na ion+ der er en OH ion- modstykke.
Afhængigt af metalbelastningen vil der være mere eller mindre OH-anioner- omkring ham. For eksempel for en metallisk kation M2+ der vil være to OH-ioner- interagerer med det: M (OH)2, Hvad er skitseret som HO- M2+ OH-. På samme måde sker det med metaller M3+ og med andre af mere positive afgifter (selvom det sjældent overstiger 3+).
Denne ioniske karakter er ansvarlig for mange af de fysiske egenskaber, såsom smeltepunkt og kogepunkt. Disse er høje, hvilket afspejler de elektrostatiske kræfter, der virker inden for krystalgitteret. Når hydroxiderne er opløst eller smeltet, kan de også lede den elektriske strøm på grund af deres ions mobilitet.
Ikke alle hydroxider har de samme krystallinske netværk. Dem med de mest stabile vil være mindre tilbøjelige til at opløses i polære opløsningsmidler som vand. Som en generel regel, jo mere uensartede ioniske radier af M+ og OH-, mere opløselige vil være det samme.
Periodisk tendens
Ovennævnte forklarer, hvorfor opløseligheden af alkalimetallernes hydroxider øges efterhånden som gruppen går ned. Således er den stigende rækkefølge af opløseligheder i vand for disse følgende: LiOH OH- er en lille anion, og som kation bliver mere voluminøs svækker krystalgitteret energisk. På den anden side danner jordalkalimetaller mindre opløselige hydroxider på grund af deres højere positive ladninger. Dette skyldes, at M2+ Det tiltrækker OH'erne stærkere- sammenlignet med M+. Ligeledes er dets kationer mindre og derfor mindre ulige i størrelse med hensyn til OH-. Resultatet af dette er det eksperimentelle bevis for, at NaOH er meget mere grundlæggende end Ca (OH)2. Den samme begrundelse kan anvendes for andre hydroxider, enten for de af overgangsmetallerne eller for dem af p-blokmetallerne (Al, Pb, Te osv.). Desuden er den mindre og større den ioniske radius og den positive ladning af M+, det ioniske karakter af hydroxidet vil være lavere, med andre ord de med meget høje belastningsdensiteter. Et eksempel herpå forekommer med berylliumhydroxid, Be (OH)2. Be2+ Det er en meget lille kation, og dens divalente ladning gør den elektrisk meget tæt. Hydroxiderne M (OH)2 de reagerer med syrerne for at danne en aquokompleks, det vil sige M+ Det ender omgivet af vandmolekyler. Der er imidlertid et begrænset antal hydroxider, som også kan reagere med baserne. Disse er de såkaldte amfotere hydroxider. Amfotere hydroxider reagerer med både syrer og baser. Den anden situation kan repræsenteres ved følgende kemiske ligning: M (OH)2 + OH- => M (OH)3- Men hvordan man bestemmer om et hydroxid er amfotere? Gennem et simpelt laboratorieforsøg. Fordi mange metalhydroxider er uopløselige i vand, ved at tilføje en stærk base til en opløsning med M ionerne+ opløst for eksempel Al3+, vil udfælde det tilsvarende hydroxid: til3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(S) Men at have et overskud af OH- hydroxidet fortsætter med at reagere: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(Aq) Som følge heraf opløses det nye negativt ladede kompleks af de omgivende vandmolekyler, hvorved det hvide faststof af aluminiumhydroxid opløses. De hydroxider, som forbliver uændrede med tilsætning af ekstra base, opfører sig ikke som syrer og er derfor ikke amfotere. Hydroxiderne kan have krystallinske strukturer svarende til dem af mange salte eller oxider; nogle enkle, og andre meget komplekse. Derudover kan de, hvor der er et fald i ionisk karakter, præsentere metalliske centre forbundet med oxygenbroer (HOM-O-MOH). I opløsningen er strukturerne forskellige. Selv om det er meget opløselige hydroxider, er det nok at betragte dem som ioner opløst i vand, for andre er det nødvendigt at tage hensyn til koordineringskemien. Således vil hver kation M+ Det kan koordineres til et begrænset antal arter. Jo mere voluminøse det er, desto større er antallet af vandmolekyler eller OH- knyttet til ham. Derfor er den berømte oktaedron af koordination af mange metaller opløst i vand (eller i et hvilket som helst andet opløsningsmiddel): M (OH2)6+n, at være n svarende til metalets positive ladning. Cr (OH)3, For eksempel danner det virkelig en oktaedron. Hvordan? I betragtning af forbindelsen som [Cr (OH2)3(OH)3], hvoraf tre af vandmolekylerne er erstattet af OH-anioner-. Hvis alle molekylerne blev erstattet af OH-, så ville komplekset af negativ ladning og oktaedrisk struktur [Cr (OH) opnås6]3-. Afgiften -3 er resultatet af de seks negative ladninger af OH-. Hydroxiderne kan betragtes som "hydreret oxider". Men i dem er "vandet" i direkte kontakt med M+; mens i de hydrerede oxider MO · nH2Eller vandmolekylerne er en del af en ekstern koordinationssfære (de er ikke tæt på metallet). De nævnte vandmolekyler kan ekstraheres ved opvarmning af en hydroxidprøve: M (OH)2 + Q (varme) => MO + H2O MO er metaloxidet dannet som resultat af dehydrering af hydroxidet. Et eksempel på denne reaktion er den, der observeres ved dehydrering af cuprichydroxid, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (blå) + Q => CuO (sort) + H2O Hvad er den rigtige måde at nævne hydroxider på? IUPAC foreslog tre nomenklaturer til dette formål: traditionel, lager og systematisk. Det er korrekt at bruge nogen af de tre, men for nogle hydroxider kan det være mere praktisk eller praktisk at nævne det på en eller anden måde.. Den traditionelle nomenklatur består simpelthen i at tilføje suffikset -ico til den højeste valens, som metallet præsenterer; og suffikset -os til det laveste. Så hvis for eksempel metalet M har valenser +3 og +1, vil hydroxidet M (OH)3 det kaldes hydroxid (metalets navn)ico, mens MOH hydroxid (metalets navn)bære. For at bestemme valens af metal i hydroxidet er det nok at observere nummeret efter OH indeholdt i parentes. Således M (OH)5 betyder at metalet har en ladning eller valens på +5. Den største ulempe ved denne nomenklatur er imidlertid, at det kan være kompliceret for metaller med mere end to oxidationstilstande (som med chrom og mangan). I sådanne tilfælde anvendes hyper- og hypofrefixerne til at angive de højeste og laveste valenser.. Således, hvis M i stedet for kun at have valenser +3 og +1, har det også +4 og +2, så er navne på dets hydroxider af højere og nedre valenser: hydroxid hyper-(metalets navn)ico, og hydroxid hiccough(metalets navn)bære. Af alle nomenklaturerne er dette det enkleste. Her navngives hydroxidets navn simpelthen ved valensen af metallet indeholdt i parentes og skrevet i romertal. Igen for M (OH)5, For eksempel vil dets lagernomenklatur være: hydroxid (metalnavn) (V). (V) betegner derefter (+5). Endelig er den systematiske nomenklatur karakteriseret ved at ty til multiplikatorpræfikser (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Disse præfiks bruges til at specificere både antallet af metalatomer og OH-ioner-. På denne måde kan M (OH)5 Det hedder som: pentahydroxid (navn på metal). I tilfælde af Hg2(OH)2, for eksempel ville det være dimercuriumdihydroxid; et af hydroxiderne, hvis kemiske struktur er kompleks ved første øjekast. Nogle eksempler på hydroxider og deres tilsvarende nomenklaturer er de der følger: -NaOH (natriumhydroxid) -Ca (OH) 2 (calciumhydroxid) -Fe (OH)3. (Ferric hydroxid; jernhydroxid (III); eller jerntrihydroxid) -V (OH)5 (Pervanadhydroxid; vanadiumhydroxid (V); eller vanadiumpentahydroxid). -Sn (OH)4 (Statisk hydroxid; tin hydroxid (IV); eller tin tetrahydroxid). -Ba (OH)2 (Bariumhydroxid eller Bariumdihydroxid). -Mn (OH)6 (Manganhydroxid, manganhydroxid (VI) eller manganhexahydroxid). -AgOH (sølvhydroxid, sølvhydroxid eller sølvhydroxid). Bemærk at for denne forbindelse er der ingen sondring mellem lager og systematiske nomenklaturer. -Pb (OH)4 (Plumbicohydroxid, blyhydroxid (IV) eller blytetrahydroxid). -LiOP (lithiumhydroxid). -Cd (OH) 2 (cadmiumhydroxid) -Ba (OH)2 (Bariumhydroxid) -Chromhydroxidamphoterism
strukturer
Dehydreringsreaktion
nomenklatur
traditionelle
lager
Systematik
Eksempler på hydroxider
referencer