Hidroksidai: savybės, nomenklatūra ir pavyzdžiai
Hidroksidai yra neorganiniai ir trišaliai junginiai, susidedantys iš metalinio katijono ir OH funkcinės grupės (hidroksido anijono, OH-) sąveikos. Dauguma jų yra joninio pobūdžio, nors jie taip pat gali turėti kovalentinių obligacijų.
Pavyzdžiui, hidroksidas gali būti pateikiamas kaip elektrostatinė sąveika tarp M + katijono ir OH- anijono, arba kaip kovalentinė jungtis per M-OH ryšį (apatinis vaizdas). Pirmoje dalyje pateikiama joninė jungtis, o antroje - kovalentinė jungtis. Šis faktas iš esmės priklauso nuo metalo arba M + katijono, taip pat jo įkrovos ir jonų spindulio.
Kadangi dauguma jų yra pagaminti iš metalų, jie prilygsta metalo hidroksidams.
Kaip jie formuojami?
Yra du pagrindiniai sintetiniai keliai: atitinkamą oksidą reaguojant su vandeniu arba su stipria baze rūgštinėje terpėje:
MO + H20 => M (OH) 2
MO + H + + OH- => M (OH) 2
Tik tie metaliniai oksidai, tirpūs vandenyje, tiesiogiai reaguoja į hidroksidą (pirmoji cheminė lygtis). Kiti yra netirpūs ir reikalauja rūgščių rūšių, išleidžiančių M +, o tada sąveikauja su OH- nuo stipriųjų bazių (antroji cheminė lygtis).
Tačiau minėtos stiprios bazės yra metalų hidroksidai NaOH, KOH ir kiti šarminių metalų grupės (LiOH, RbOH, CsOH). Tai yra vandenyje labai gerai tirpūs joniniai junginiai, todėl jų OH gali laisvai dalyvauti cheminėse reakcijose.
Kita vertus, yra metalų hidroksidų, kurie yra netirpūs ir todėl yra labai silpni. Net kai kurie iš jų yra rūgštūs, kaip tai daroma tellūrinės rūgšties, Te (OH) 6 atveju .
Hidroksidas užtikrina tirpumo pusiausvyrą su aplink jį esančiu tirpikliu. Pavyzdžiui, jei tai yra vanduo, balansas išreiškiamas taip:
M (OH) 2 M2 + (ac) + OH- (ac)
Kai (ac) reiškia, kad terpė yra vandeninė. Kai kieta medžiaga yra netirpi, ištirpusio OH koncentracija yra maža arba nereikšminga. Dėl šios priežasties netirpūs metalo hidroksidai negali generuoti bazinio tirpalo nei NaOH.
Iš to, kas išdėstyta, galima daryti išvadą, kad hidroksidai pasižymi labai skirtingomis savybėmis, susijusiomis su chemine struktūra ir metalų ir OH sąveika. Taigi, nors daugelis yra joniniai, su įvairiomis kristalinėmis struktūromis, kiti, kita vertus, turi sudėtingas ir netvarkingas polimerines struktūras.
Hidroksidų savybės
Anionas OH
Hidroksilo jonas yra deguonies atomas, kovalentiškai prijungtas prie vandenilio. Taigi, tai gali būti lengvai atstovaujama kaip OH-. Neigiamas krūvis yra ant deguonies, todėl šis anijonas yra elektronų donorų rūšis: bazė.
Jei OH- dovanoja savo elektronus vandeniliui, susidaro H2O molekulė, kuri taip pat gali paaukoti savo elektronus teigiamai įkrautoms rūšims: kaip ir M + metalo centrai. Tokiu būdu koordinačių kompleksas formuojamas per jungiamąją nuorodą M-OH (deguonis prisideda prie elektronų poros).
Tačiau tam, kad tai įvyktų, deguonis turi sugebėti veiksmingai koordinuoti su metalu, kitaip M ir OH sąveika bus pažymėta joniniu ženklu (M + OH-). Kadangi hidroksilo jonas visuose hidroksiduose yra vienodas, skirtumas tarp visų jų yra toje katijone.
Be to, kadangi šis katijonas gali būti pagamintas iš bet kokio metalo, esančio periodinėje lentelėje (1, 2, 13, 14, 15, 16 grupės arba iš pereinamųjų metalų), tokių hidroksidų savybės labai skiriasi, nors visos jos numato bendri kai kurie aspektai.
Joninis ir pagrindinis simbolis
Hidroksiduose, nors jie turi koordinavimo ryšius, jie turi latentinį jonų pobūdį. Kai kuriuose, pavyzdžiui, NaOH, jų jonai yra kristalinio tinklo, susidedančio iš Na + katijonų ir OH-anijonų, dalis 1: 1 proporcijose; ty kiekvienam Na + jonui yra ekvivalentinis OH- jonas.
Priklausomai nuo metalo pakrovimo, aplink jį bus daugiau ar mažiau OH-anijonų. Pavyzdžiui, metalo katijonui M2 + bus sujungti du OH-jonai: M (OH) 2, kuris yra apibūdintas kaip HO-M2 + OH-. Tas pats pasakytina ir apie M3 + metalus ir kitus, turinčius daugiau teigiamų sąnaudų (nors retai viršija 3+).
Šis joninis pobūdis yra atsakingas už daugelį fizinių savybių, pvz., Lydymosi ir virimo taškų. Jie yra aukšti, o tai atspindi elektrostatines jėgas, kurios veikia kristalų grotelėse. Taip pat, kai hidroksidai yra ištirpę arba ištirpę, jie gali atlikti elektros srovę dėl jų jonų judumo.
Tačiau ne visi hidroksidai turi tuos pačius kristalinius tinklus. Labiausiai tikėtina, kad tie, kurie turi stabiliausius, ištirps poliariniuose tirpikliuose, tokiuose kaip vanduo. Paprastai, tuo labiau skiriasi M + ir OH- jonų spinduliai, tuo labiau tirpūs jie bus.
Periodinė tendencija
Pirmiau paaiškinama, kodėl šarminių metalų hidroksidų tirpumas didėja, kai grupė nusileidžia. Taigi, didėjanti tirpumo vandenyje tvarka šiems yra tokia: LiOH OH- yra mažas anijonas ir, kai katijonas tampa vis intensyvesnis, kristalinės grotelės energingai susilpnėja. Kita vertus, šarminių žemių metalai sudaro mažiau tirpių hidroksidų dėl jų aukštesnių teigiamų krūvių. Taip yra todėl, kad M2 + pritraukia OH-su didesne jėga, palyginti su M +. Panašiai ir jo katijonai yra mažesni, todėl jų dydis yra mažesnis, palyginti su OH-. To rezultatas - eksperimentiniai įrodymai, kad NaOH yra daug bazinis už Ca (OH) 2 . Tas pats argumentas gali būti taikomas ir kitiems hidroksidams, tiek pereinamųjų metalų, tiek ir p bloko metalų (Al, Pb, Te ir tt). Be to, tuo mažesnis ir didesnis jonų spindulys ir teigiamas M + įkrovimas, tuo mažesnis hidroksido joninis pobūdis, kitaip tariant, tie, kurie turi labai didelius įkrovos tankius. To pavyzdys yra su berilio hidroksidu, Be (OH) 2 . „Be2 +“ yra labai mažas katijonas, o jo dvivalentis įkrovimas yra labai tankus. Hidroksidai M (OH) 2 reaguoja su rūgštimis, kad susidarytų vandens kompleksas, ty M + galai, apsupti vandens molekulių. Tačiau yra ribotas kiekis hidroksidų, kurie taip pat gali reaguoti su bazėmis. Tai yra vadinami amfoteriniais hidroksidais. Amfoteriniai hidroksidai reaguoja su rūgštimis ir bazėmis. Antrąją situaciją galima apibūdinti kaip tokią cheminę lygtį: M (OH) 2 + OH- => M (OH) 3 - Bet kaip nustatyti, ar hidroksidas yra amfoterinis? Per paprastą laboratorinį eksperimentą. Kadangi daugelis metalų hidroksidų yra netirpūs vandenyje, pridedant stiprios bazės tirpalui su ištirpintais M + jonais, pavyzdžiui, Al3 +, atitinkamas hidroksidas nusodins: Al3 + (ac) + 3OH- (ac) => Al (OH) 3 (-iai) Tačiau, turintis OH-perteklių, hidroksidas ir toliau reaguoja: Al (OH) 3 (s) + OH- => Al (OH) 4 - (ac) Kaip rezultatas, naujas neigiamo krūvio kompleksas yra solvuotas aplinkinių vandens molekulių, ištirpindamas baltą aliuminio hidroksido kietą medžiagą. Tie hidroksidai, kurie lieka nepakeisti papildomos bazės, neveikia kaip rūgštys ir todėl nėra amfoteriniai. Hidroksidai gali turėti kristalines struktūras, panašias į daugelio druskų arba oksidų struktūras; paprasta, o kiti labai sudėtingi. Be to, tie, kuriuose yra sumažėjęs joninis pobūdis, gali pateikti metalinius centrus, sujungtus su deguonies tiltais (HOM-O-MOH). Sprendime struktūros yra skirtingos. Nors labai tirpių hidroksidų atveju pakanka juos laikyti vandeniu ištirpusiais jonais, kitiems būtina atsižvelgti į koordinavimo chemiją. Taigi kiekvienas M + katijonas gali būti suderintas su ribotu rūšių skaičiumi. Kuo daugiau, tuo didesnė yra vandens molekulių arba su ja susijusių OH molekulių skaičius. Taigi garsus daugelio metalų, ištirpusių vandenyje (arba bet kuriame kitame tirpiklyje), koordinacinis oktaedras: M (OH 2 ) 6 + n, n yra lygus teigiamam metalo įkrovimui. Pavyzdžiui, Cr (OH) 3 iš tikrųjų sudaro oktaedrą. Kaip? Atsižvelgiant į junginį kaip [Cr (OH 2 ) 3 (OH) 3 ], iš kurių trys vandens molekulės yra pakeistos OH-anijonais. Jei visos molekulės pakeistos OH-, tuomet būtų gautas neigiamo krūvio ir oktaedrinės struktūros [Cr (OH) 6 ] 3- kompleksas. Mokestis -3 yra šešių neigiamų OH-mokėjimų rezultatas. Hidroksidai gali būti laikomi "hidratuotais oksidais". Tačiau jose „vanduo“ tiesiogiai liečiasi su M +; o hidratuotuose oksiduose MO · nH 2 O, vandens molekulės yra išorinio koordinavimo sferos dalis (jos nėra arti metalo). Minėtos vandens molekulės gali būti ekstrahuojamos kaitinant hidroksido mėginį: M (OH) 2 + Q (šiluma) => MO + H20 MO yra metalo oksidas, susidaręs dėl hidroksido dehidratacijos. Šios reakcijos pavyzdys yra stebimas, kai vario hidroksidas, Cu (OH) 2, yra dehidratuotas: Cu (OH) 2 (mėlyna) + Q => CuO (juoda) + H20 Kas yra tinkamas būdas paminėti hidroksidus? IUPAC šiuo tikslu pasiūlė tris nomenklatūras: tradicinius, atsarginius ir sisteminius. Tačiau teisinga naudoti bet kurį iš trijų, tačiau kai kuriems hidroksidams tai gali būti patogiau arba praktiškiau paminėti vienu ar kitu būdu. Tradicinėje nomenklatūroje paprasčiausiai pridedama priesaga -ico didžiausią valentą, kurią pateikia metalo gaminiai; ir sufiksas „-oso“ iki mažiausio. Pavyzdžiui, jei metalas M turi valentus +3 ir +1, hidroksidas M (OH) 3 bus vadinamas hidroksidu (metalo pavadinimu) ico, o MOH hidroksidas (metalo pavadinimas) padengia . Norint nustatyti metalo valentą hidrokside, pakanka stebėti skaičių po OH, uždarytuose skliausteliuose. Taigi M (OH) 5 reiškia, kad metalas turi +5 įkrovą arba valentą. Tačiau pagrindinis šios nomenklatūros trūkumas yra tas, kad jis gali būti sudėtingas metalams, turintiems daugiau nei dvi oksidacijos būsenas (kaip ir chromui ir manganui). Tokiais atvejais hiper- ir hipo prefiksai naudojami didžiausioms ir mažiausioms valentėms žymėti. Taigi, jei M vietoj tik valentų +3 ir +1, ji taip pat turi +4 ir +2, tada jos aukštesnių ir žemesnių valentų hidroksidų pavadinimai yra: hiperhidroksidas (metalo pavadinimas) ico ir hipoksido hidroksidas ( metalo pavadinimas). Iš visų nomenklatūrų tai yra paprasčiausias. Čia hidroksido pavadinimą lydi paprasčiausiai metalo, esančio skliausteliuose, valencija ir parašyta romėniškais skaitmenimis. Pavyzdžiui, M (OH) 5 atveju, jos atsargų nomenklatūra būtų: hidroksidas (metalo pavadinimas) (V). (V) reiškia (+5). Galiausiai, sisteminė nomenklatūra apibūdinama naudojant daugiklį prefiksus (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa- ir kt.). Šie prefiksai naudojami nurodyti tiek metalo atomų, tiek OH-jonų skaičių. Tokiu būdu M (OH) 5 yra pavadintas: pentahidroksidu (metalo pavadinimas). Pavyzdžiui, Hg 2 (OH) 2 atveju tai būtų dimercurium dihidroksidas; vienas iš hidroksidų, kurių cheminė struktūra yra sudėtinga iš pirmo žvilgsnio. Kai kurie hidroksidų ir jų atitinkamų nomenklatūrų pavyzdžiai yra šie: -NaOH (natrio hidroksidas)Anfoterismo
Struktūros
Dehidratacijos reakcija
Nomenklatūra
Tradicinis
Atsargos
Sistematika
Hidroksidų pavyzdžiai
-Ca (OH) 2 (kalcio hidroksidas)
-Fe (OH) 3. ( geležies hidroksidas, geležies (III) hidroksidas arba geležies trihidroksidas)
-V (OH) 5 ( pervano rūgštis, vanadžio hidroksidas (V) arba vanadino pentahidroksidas).
-Sn (OH) 4 ( statinis hidroksidas, alavo hidroksidas (IV) arba alavo tetrahidroksidas).
-Ba (OH) 2 (bario hidroksidas arba bario dihidroksidas).
-Mn (OH) 6 ( mangano hidroksidas, mangano hidroksidas (VI) arba mangano heksahidroksidas).
-AgOH (sidabro hidroksidas, sidabro hidroksidas arba sidabro hidroksidas). Atkreipkite dėmesį, kad šiam junginiui nėra skirtumo tarp atsargų ir sisteminių nomenklatūrų.
-Pb (OH) 4 ( Plúmbico hidroksidas, švino hidroksidas (IV) arba švino tetrahidroksidas).
-LiOP (ličio hidroksidas).
-Cd (OH) 2 (kadmio hidroksidas)
-Ba (OH) 2 ( bario hidroksidas)
- Chromo hidroksidas
