- Come si formano?
- Proprietà degli idrossidi
- OH anione
- Carattere ionico e di base
- Andamento periodico
- Amphotericism
- strutture
- Reazione di disidratazione
- Nomenclatura
- Tradizionale
- Azione
- Sistematico
- Esempi di idrossidi
- Riferimenti
Gli idrossidi sono composti inorganici e ternari costituiti dalla interazione tra un catione metallico e OH gruppo funzionale (anione idrossido, OH - ). La maggior parte di loro sono di natura ionica, sebbene possano anche avere legami covalenti.
Ad esempio, un idrossido può essere rappresentato come l'interazione elettrostatica tra il catione M + e l'anione OH - o come legame covalente tramite il legame M-OH (immagine inferiore). Nella prima si verifica il legame ionico, mentre nella seconda quella covalente. Questo fatto dipende essenzialmente dal metallo o catione M + , dalla sua carica e dal raggio ionico.
Fonte: Gabriel Bolívar
Poiché la maggior parte di essi proviene da metalli, è equivalente chiamarli idrossidi metallici.
Come si formano?
Esistono due principali vie sintetiche: facendo reagire l'ossido corrispondente con l'acqua, o con una base forte in un mezzo acido:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Solo quegli ossidi metallici solubili in acqua reagiscono direttamente per formare l'idrossido (prima equazione chimica). Altri sono insolubili e richiedono specie acide per rilasciare M + , che poi interagisce con OH - da basi forti (seconda equazione chimica).
Tuttavia, queste basi forti sono idrossidi metallici NaOH, KOH e altri del gruppo dei metalli alcalini (LiOH, RbOH, CsOH). Questi sono composti ionici altamente solubili in acqua, quindi i loro OH - sono liberi di partecipare alle reazioni chimiche.
D'altra parte, ci sono idrossidi metallici che sono insolubili e di conseguenza sono basi molto deboli. Alcuni di loro sono persino acidi, come nel caso dell'acido tellurico, Te (OH) 6 .
L'idrossido stabilisce un equilibrio di solubilità con il solvente circostante. Se è acqua, ad esempio, l'equilibrio è espresso come segue:
M (OH) 2 <=> M 2+ (aq) + OH - (aq)
Dove (ac) indica che il mezzo è acquoso. Quando il solido è insolubile, la concentrazione di OH disciolto è piccola o trascurabile. Per questo motivo, gli idrossidi metallici insolubili non possono generare soluzioni basiche come NaOH.
Da quanto sopra si può dedurre che gli idrossidi presentano proprietà molto diverse, legate alla struttura chimica e alle interazioni tra il metallo e l'OH. Pertanto, sebbene molti siano ionici, con varie strutture cristalline, altri hanno strutture polimeriche complesse e disordinate.
Proprietà degli idrossidi
OH anione
Lo ione idrossile è un atomo di ossigeno legato in modo covalente all'idrogeno. Quindi, questo può essere facilmente rappresentato come OH - . La carica negativa si trova sull'ossigeno, rendendo questo anione una specie donatrice di elettroni: una base.
Se OH - dona i suoi elettroni all'idrogeno, si forma una molecola di H 2 O. Può anche donare i suoi elettroni a specie caricate positivamente: come i centri metallici M + . Pertanto, un complesso di coordinazione si forma attraverso il legame dativo M - OH (l'ossigeno fornisce la coppia di elettroni).
Tuttavia, perché ciò avvenga, l'ossigeno deve essere in grado di coordinarsi efficacemente con il metallo, altrimenti le interazioni tra M e OH avranno un forte carattere ionico (M + OH - ). Poiché lo ione idrossile è lo stesso in tutti gli idrossidi, la differenza tra tutti risiede quindi nel catione che lo accompagna.
Allo stesso modo, poiché questo catione può provenire da qualsiasi metallo sulla tavola periodica (gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16 o dai metalli di transizione), le proprietà di tali idrossidi variano enormemente, sebbene tutte contemplate in comuni alcuni aspetti.
Carattere ionico e di base
Negli idrossidi, sebbene abbiano legami di coordinazione, hanno un carattere ionico latente. In alcuni, come NaOH, i loro ioni fanno parte di un reticolo cristallino costituito da cationi Na + e OH - anioni in proporzioni 1: 1; cioè, per ogni ione Na + c'è una controparte OH - ione .
A seconda del carico sul metallo, non ci sarà più o meno OH - anioni intorno ad esso. Ad esempio, per un catione metallico M 2+ ci saranno due OH - ioni che interagiscono con esso: M (OH) 2 , che è indicato come HO - M 2+ OH - . Lo stesso accade con i metalli M 3+ e con altri con cariche più positive (sebbene raramente superino 3+).
Questo carattere ionico è responsabile di molte delle proprietà fisiche, come i punti di fusione e di ebollizione. Questi sono alti e riflettono le forze elettrostatiche al lavoro all'interno del reticolo cristallino. Inoltre, quando gli idrossidi si dissolvono o si sciolgono, possono condurre corrente elettrica a causa della mobilità dei loro ioni.
Tuttavia, non tutti gli idrossidi hanno gli stessi reticoli cristallini. Quelli con quelli più stabili avranno meno probabilità di dissolversi in solventi polari come l'acqua. Come regola generale, più sono disparati i raggi ionici di M + e OH - , più saranno solubili.
Andamento periodico
Quanto sopra spiega perché la solubilità degli idrossidi di metalli alcalini aumenta man mano che si scende attraverso il gruppo. Pertanto, l'ordine crescente di solubilità in acqua per questi è il seguente: LiOH
OH - è un piccolo anione e quando il catione diventa più voluminoso, il reticolo cristallino si indebolisce energeticamente.
D'altra parte, i metalli alcalino terrosi formano idrossidi meno solubili a causa delle loro cariche positive più elevate. Questo perché M 2+ attrae OH - più fortemente di M + . Allo stesso modo, i suoi cationi sono più piccoli, e quindi di dimensioni meno disuguali rispetto a OH - .
Il risultato di ciò è una prova sperimentale che NaOH è molto più basilare del Ca (OH) 2 . Lo stesso ragionamento può essere applicato per altri idrossidi, sia per quelli dei metalli di transizione, sia per quelli dei metalli p-block (Al, Pb, Te, ecc.).
Inoltre, più piccolo e grande è il raggio ionico e la carica positiva di M + , minore è il carattere ionico dell'idrossido, in altre parole, quelli con densità di carica molto elevate. Un esempio di ciò si verifica con l'idrossido di berillio, Be (OH) 2 . Be 2+ è un catione molto piccolo e la sua carica bivalente lo rende elettricamente molto denso.
Amphotericism
Gli idrossidi M (OH) 2 reagiscono con gli acidi per formare un complesso acquoso, cioè M + finisce per essere circondato da molecole d'acqua. Tuttavia, esiste un numero limitato di idrossidi che possono anche reagire con le basi. Questi sono i cosiddetti idrossidi anfoteri.
Gli idrossidi anfoteri reagiscono sia con gli acidi che con le basi. La seconda situazione può essere rappresentata dalla seguente equazione chimica:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
Ma come determinare se un idrossido è anfotero? Attraverso un semplice esperimento di laboratorio. Poiché molti idrossidi metallici sono insolubili in acqua, l'aggiunta di una base forte a una soluzione con ioni M + disciolti, ad esempio Al 3+ , farà precipitare l'idrossido corrispondente:
Al 3+ (aq) + 3OH - (aq) => Al (OH) 3 (s)
Ma con un eccesso di OH , l'idrossido continua a reagire:
Al (OH) 3 (s) + OH - => Al (OH) 4 - (aq)
Di conseguenza, il nuovo complesso caricato negativamente viene solvatato dalle molecole d'acqua circostanti, dissolvendo il solido bianco dell'idrossido di alluminio. Gli idrossidi che rimangono inalterati con l'aggiunta di una base extra non si comportano come acidi e, quindi, non sono anfoteri.
strutture
Gli idrossidi possono avere strutture cristalline simili a quelle di molti sali o ossidi; alcuni semplici e altri molto complessi. Inoltre, quelli in cui vi è una diminuzione del carattere ionico possono avere centri metallici collegati da ponti di ossigeno (HOM - O - MOH).
In soluzione le strutture sono differenti. Sebbene per idrossidi altamente solubili sia sufficiente considerarli come ioni disciolti in acqua, per altri è necessario tener conto della chimica di coordinazione.
Pertanto, ogni catione M + può coordinarsi a un numero limitato di specie. Più è ingombrante, maggiore è il numero di molecole di acqua o OH - legate ad esso. Da ciò nasce il famoso ottaedro di coordinazione di molti metalli disciolti in acqua (o in qualsiasi altro solvente): M (OH 2 ) 6 + n , dove n è uguale alla carica positiva del metallo.
Cr (OH) 3 , ad esempio, forma effettivamente un ottaedro. Come? Considerando il composto come, di cui tre delle molecole d'acqua sono sostituite da OH - anioni . Se tutte le molecole fossero sostituite da OH - , allora si otterrebbe il complesso con carica negativa e struttura ottaedrica 3 - . La carica -3 è il risultato delle sei cariche negative dell'OH - .
Reazione di disidratazione
Gli idrossidi possono essere considerati "ossidi idrati". Tuttavia, in essi "l'acqua" è a diretto contatto con M + ; mentre negli ossidi idrati MO · nH 2 O le molecole d'acqua fanno parte di una sfera di coordinazione esterna (non sono vicine al metallo).
Queste molecole d'acqua possono essere estratte riscaldando un campione di idrossido:
M (OH) 2 + Q (calore) => MO + H 2 O
MO è l'ossido di metallo formatosi a seguito della disidratazione dell'idrossido. Un esempio di questa reazione è quella osservata quando l'idrossido rameico, Cu (OH) 2, è disidratato :
Cu (OH) 2 (blu) + Q => CuO (nero) + H 2 O
Nomenclatura
Qual è il modo corretto per menzionare gli idrossidi? La IUPAC ha proposto tre nomenclature a tal fine: tradizionale, stock e sistematica. È corretto usare uno qualsiasi dei tre, tuttavia, per alcuni idrossidi può essere più conveniente o pratico menzionarlo in un modo o nell'altro.
Tradizionale
La nomenclatura tradizionale consiste semplicemente nell'aggiungere il suffisso –ico alla più alta valenza del metallo; e il suffisso –oso al più basso. Così, ad esempio, se il metallo M ha valenze +3 e +1, l'idrossido M (OH) 3 sarà chiamato idrossido (nome del metallo) ico , mentre l'idrossido MOH (nome del metallo) recherà .
Per determinare la valenza del metallo nell'idrossido, basta guardare il numero dopo l'OH racchiuso tra parentesi. Pertanto, M (OH) 5 significa che il metallo ha una carica o valenza di +5.
Lo svantaggio principale di questa nomenclatura, tuttavia, è che può essere complicato per metalli con più di due stati di ossidazione (come cromo e manganese). In questi casi, i prefissi hyper e hypo vengono utilizzati per indicare le valenze più alte e più basse.
Quindi, se M invece di avere solo valenze +3 e +1, ha anche +4 e +2, allora i nomi dei suoi idrossidi con le valenze più alte e più basse sono: iperidrossido (nome del metallo) ico e ipoidrossido ( nome in metallo) orso .
Azione
Di tutte le nomenclature questa è la più semplice. Qui il nome dell'idrossido è semplicemente seguito dalla valenza del metallo racchiusa tra parentesi e scritta in numeri romani. Ancora per M (OH) 5 , ad esempio, la tua nomenclatura stock sarebbe: (nome del metallo) (V) idrossido. (V) quindi indica (+5).
Sistematico
Infine, la nomenclatura sistematica è caratterizzata dal ricorso alla moltiplicazione dei prefissi (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, ecc.). Questi prefissi sono utilizzati per specificare sia il numero di atomi metallici e OH - ioni . In questo modo, M (OH) 5 è denominato: (nome del metallo) pentaidrossido.
Nel caso di Hg 2 (OH) 2 , ad esempio, sarebbe diidrossido dimercurico; uno degli idrossidi la cui struttura chimica è complessa a prima vista.
Esempi di idrossidi
Alcuni esempi di idrossidi e le loro corrispondenti nomenclature sono i seguenti:
-NaOH (idrossido di sodio)
Aspetto dell'idrossido di sodio
-Ca (OH) 2 (idrossido di calcio)
Aspetto dell'idrossido di calcio allo stato solido
-Fe (OH) 3. ( idrossido ferrico; idrossido di ferro (III); o triidrossido di ferro)
-V (OH) 5 ( idrossido pervanadico; idrossido di vanadio (V); o pentaidrossido di vanadio).
-Sn (OH) 4 ( idrossido stanico ; idrossido di stagno (IV); o tetraidrossido di stagno).
-Ba (OH) 2 (idrossido di bario o diidrossido di bario).
-Mn (OH) 6 ( idrossido manganico, idrossido di manganese (VI) o esaidrossido di manganese).
-AgOH (idrossido d'argento, idrossido d'argento o idrossido d'argento). Si noti che per questo composto non c'è distinzione tra le nomenclature stock e quelle sistematiche.
-Pb (OH) 4 ( idrossido di piombo, idrossido di piombo (IV) o tetraidrossido di piombo).
-LiOP (idrossido di litio).
-Cd (OH) 2 (idrossido di cadmio)
-Ba (OH) 2 ( idrossido di bario)
- idrossido di cromo
Riferimenti
- Chemistry LibreTexts. Solubilità degli idrossidi metallici. Tratto da: chem.libretexts.org
- Clackamas Community College. (2011). Lezione 6: Nomenclatura di acidi, basi e sali. Tratto da: dl.clackamas.edu
- Ioni complessi e anfoterismo. . Tratto da: oneonta.edu
- Fullchemistry. (14 gennaio 2013). Idrossidi metallici. Tratto da: quimica2013.wordpress.com
- Enciclopedia degli esempi (2017). idrossidi Estratto da: examples.co
- Castaños E. (9 agosto 2016). Formulazione e nomenclatura: idrossidi. Tratto da: lidiaconlaquimica.wordpress.com