Proprietà degli idrossidi, nomenclatura ed esempi

il idrossidi sono composti inorganici e ternari che consistono nell'interazione tra un catione metallico e il gruppo funzionale OH (anione idrossido, OH)^-). Molti di essi sono di natura ionica, sebbene possano anche avere legami covalenti.

Ad esempio, un idrossido può essere rappresentato come l'interazione elettrostatica tra la catione⁺ e l'anione OH^-o come legame covalente tramite il legame M-OH (immagine in basso). Nel primo, viene dato il legame ionico, mentre nel secondo il legame covalente. Questo fatto dipende essenzialmente dal metallo o dal catione M⁺, così come la sua carica e il raggio ionico.

Poiché molti di questi provengono da metalli, è equivalente menzionarli come idrossidi di metallo.

indice

• 1 Come si formano?
• 2 Proprietà degli idrossidi
  • 2.1 Anion OH-
  • 2.2 Ionico e carattere di base
  • 2.3 Andamento periodico
  • 2.4 Anfotericismo
  • 2.5 Strutture
  • 2.6 Reazione di disidratazione
• 3 Nomenclatura
  • 3.1 Tradizionale
  • 3.2 Stock
  • 3.3 Sistematica
• 4 Esempi di idrossidi
• 5 riferimenti

Come si formano?

Ci sono due principali vie sintetiche: facendo reagire il corrispondente ossido con acqua, o con una base forte in un mezzo acido:

MO + H₂O => M (OH)₂

MO + H⁺ + OH^- => M (OH)₂

Solo gli ossidi metallici solubili in acqua reagiscono direttamente per formare l'idrossido (prima equazione chimica). Altri sono insolubili e richiedono specie acide che rilasciano M⁺, che poi interagisce con l'OH^- da basi forti (seconda equazione chimica).

Tuttavia, dette basi forti sono idrossidi di metallo NaOH, KOH e altri dal gruppo di metalli alcalini (LiOH, RbOH, CsOH). Questi sono composti ionici altamente solubili in acqua, quindi, la loro OH^- sono liberi di partecipare alle reazioni chimiche.

D'altra parte, ci sono idrossidi di metallo che sono insolubili e di conseguenza sono basi molto deboli. Anche alcuni di loro sono acidi, come nel caso dell'acido tellurico, Te (OH)₆.

L'idrossido stabilisce un equilibrio di solubilità con il solvente attorno ad esso. Se è acqua, per esempio, il saldo è espresso come segue:

M (OH)₂ <=> M²⁺(ac) + OH^-(Aq)

Dove (ac) indica che il mezzo è acquoso. Quando il solido è insolubile, la concentrazione di OH dissolta è piccola o trascurabile. Per questo motivo, idrossidi di metalli insolubili non possono generare soluzioni di base come quelle di NaOH.

Da quanto sopra si può dedurre che gli idrossidi presentano proprietà molto diverse, legate alla struttura chimica e alle interazioni tra metallo e OH. Così, sebbene molti siano ionici, con varie strutture cristalline, altri invece hanno strutture polimeriche complesse e disordinate.

Proprietà degli idrossidi

Anion OH^-

Lo ione idrossile è un atomo di ossigeno legato covalentemente ad un 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 l'OH^- dona i suoi elettroni a un idrogeno, si forma una molecola di H₂O. Puoi anche donare i tuoi elettroni a specie caricate positivamente: come i centri di metallo M⁺. Quindi, un complesso di coordinazione è formato attraverso il collegamento dativo M-OH (l'ossigeno contribuisce alla coppia di elettroni).

Tuttavia, perché ciò avvenga, l'ossigeno deve essere in grado di coordinarsi efficientemente con il metallo, altrimenti le interazioni tra M e OH avranno un marcato carattere ionico (M⁺ OH^-). Poiché lo ione ossidrile è lo stesso in tutti gli idrossidi, la differenza tra tutti loro si trova nel catione che lo accompagna.

Inoltre, poiché questo catione può provenire da qualsiasi metallo nella tavola periodica (gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16 o i metalli di transizione), le proprietà di tali idrossidi variano enormemente, anche se tutte contemplano comuni alcuni aspetti.

Carattere ionico e base

Negli idrossidi, sebbene abbiano legami di coordinazione, hanno un carattere ionico latente. In alcuni, come NaOH, i loro ioni fanno parte di una rete cristallina formata da cationi Na.⁺ e anioni OH^- in proporzioni 1: 1; cioè, per ogni ione Na⁺ c'è uno ione OH^- della controparte.

A seconda del carico di metallo, ci saranno più o meno anioni OH^- intorno a lui. Ad esempio, per un catione metallico M²⁺ ci saranno due ioni OH^- interagendo con lui: M (OH)₂, ciò che è descritto come HO^- M²⁺ OH^-. Allo stesso modo accade con i metalli M³⁺ e con altri di cariche più positive (anche se raramente superano i 3+).

Questo carattere ionico è responsabile di molte delle proprietà fisiche, come i punti di fusione e di ebollizione. Questi sono alti, il che riflette le forze elettrostatiche che agiscono all'interno del reticolo cristallino.Inoltre, quando gli idrossidi si sciolgono o si sciolgono, possono condurre la corrente elettrica a causa della mobilità dei loro ioni.

Tuttavia, non tutti gli idrossidi hanno le stesse reti cristalline. Quelli con i più stabili avranno meno probabilità di dissolversi in solventi polari come l'acqua. Come regola generale, più disparati sono i raggi ionici di M⁺ e OH^-il più solubile sarà lo stesso

Tendenza periodica

Quanto sopra spiega perché la solubilità degli idrossidi dei metalli alcalini aumenta man mano che si scende nel gruppo. Quindi, l'ordine crescente di solubilità in acqua per questi è il seguente: LiOH<><><><>

L'OH^- è un piccolo anione, e mentre 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 il M²⁺ attrae maggiormente gli OH^- rispetto a M⁺. Allo stesso modo, i suoi cationi sono più piccoli, e quindi meno disuguali per quanto riguarda l'OH^-.

Il risultato di questo è la prova sperimentale che NaOH è molto più basilare di Ca (OH)₂. Lo stesso ragionamento può essere applicato per altri idrossidi, sia per i metalli di transizione, sia per quelli dei metalli del blocco p (Al, Pb, Te, ecc.).

Inoltre, il raggio ionico più piccolo e più grande e la carica positiva di M⁺minore è il carattere ionico dell'idrossido, in altre parole, quelli con densità di carico molto elevate. Un esempio di questo si verifica con l'idrossido di berillio, Be (OH)₂. The Be²⁺ È un catione molto piccolo e la sua carica bivalente lo rende elettricamente molto denso.

Anfotero

Gli idrossidi M (OH)₂ reagiscono con gli acidi per formare un acquocomplesso, cioè M⁺ Termina circondato da molecole d'acqua. Tuttavia, esiste un numero limitato di idrossidi che possono anche reagire con le basi. Questi sono quelli che sono noti come idrossidi anfoteri.

Gli idrossidi anfoteri reagiscono con acidi e 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, aggiungendo una base forte a una soluzione con i ioni⁺ dissolto, per esempio, Al³⁺, farà precipitare il corrispondente idrossido:

alla³⁺(ac) + 3OH^-(ac) => Al (OH)₃(S)

Ma avendo un eccesso di OH^- l'idrossido continua a reagire:

Al (OH)₃(s) + OH^- => Al (OH)₄^-(Aq)

Di conseguenza, il nuovo complesso con carica negativa viene solvatato dalle molecole d'acqua circostanti, sciogliendo il solido bianco di idrossido di alluminio. Questi idrossidi che rimangono invariati con l'aggiunta di una base extra non si comportano come acidi e, pertanto, 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 presentare centri metallici uniti da ponti di ossigeno (HOM-O-MOH).

In soluzione le strutture sono diverse. Sebbene per idrossidi molto solubili è sufficiente considerarli come ioni disciolti in acqua, per altri è necessario tenere conto della chimica di coordinazione.

Quindi, ogni catione M⁺ Può essere coordinato a un numero limitato di specie. Più è voluminoso, maggiore è il numero di molecole d'acqua o OH^- collegato a lui. Da qui il famoso ottaedro di coordinazione di molti metalli disciolti nell'acqua (o in qualsiasi altro solvente): M (OH₂)₆^{+ n}, n essendo uguale alla carica positiva del metallo.

The Cr (OH)₃per esempio, in realtà forma un ottaedro. Come? Considerando il composto come [Cr (OH₂)₃(OH)₃], di cui tre delle molecole d'acqua sono sostituite da anioni OH^-. Se tutte le molecole fossero state sostituite da OH^-, quindi otterremmo il complesso di carica negativa e struttura ottaedrica [Cr (OH)₆]^3-. La carica -3 è il risultato delle sei cariche negative dell'OH^-.

Reazione di disidratazione

Gli idrossidi possono essere considerati come "ossidi idratati". Tuttavia, in essi "l'acqua" è in diretto contatto con M⁺; mentre negli ossidi idratati MO · nH₂Oppure, le molecole d'acqua fanno parte di una sfera di coordinazione esterna (non sono vicine al metallo).

Dette molecole d'acqua possono essere estratte attraverso il riscaldamento di un campione di idrossido:

M (OH)₂ + Q (calore) => MO + H₂O

MO è l'ossido di metallo formato a seguito della disidratazione dell'idrossido. Un esempio di questa reazione è quello osservato durante la disidratazione dell'idrossido rameico, Cu (OH)₂:

Cu (OH)₂ (blu) + Q => CuO (nero) + H₂O

nomenclatura

Qual è il modo corretto di menzionare gli idrossidi? IUPAC ha proposto tre nomenclature per questo scopo: tradizionale, azionario e sistematico. È corretto utilizzare 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 massima valenza che il metallo presenta; e il suffisso -oso al più basso. Quindi, per esempio, se il metallo M ha valenze +3 e +1, l'idrossido M (OH)₃ sarà chiamato idrossido (nome del metallo)ico, mentre MOH idrossido (nome del metallo)sopportare.

Per determinare la valenza del metallo nell'idrossido, è sufficiente osservare il numero dopo l'OH racchiuso tra parentesi. Quindi, M (OH)₅ significa che il metallo ha una carica o una valenza di +5.

Lo svantaggio principale di questa nomenclatura, tuttavia, è che può essere complicato per i metalli con più di due stati di ossidazione (come con cromo e manganese). Per tali casi, i prefissi iper e ipo- sono usati 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, quindi i nomi dei suoi idrossidi di valenze superiori e inferiori sono: idrossido iper(nome del metallo)icoe idrossido singhiozzo(nome del metallo)sopportare.

stock

Di tutte le nomenclature questo è il più semplice. Qui il nome dell'idrossido è semplicemente seguito dalla valenza del metallo racchiuso tra parentesi e scritto in numeri romani. Di nuovo per la M (OH)₅ad esempio, la sua nomenclatura delle scorte sarebbe: idrossido (nome del metallo) (V). (V) indica quindi (+5).

sistematica

Infine, la nomenclatura sistematica è caratterizzata dal ricorso a prefissi moltiplicatori (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, ecc.). Questi prefissi vengono utilizzati per specificare sia il numero di atomi di metallo che di ioni OH^-. In questo modo, la M (OH)₅ È chiamato come: pentahydroxide (nome del metallo).

Nel caso di Hg₂(OH)₂per esempio, sarebbe dimercurio diidrossido; 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 quelli che seguono:

-NaOH (idrossido di sodio)

-Ca (OH) 2 (idrossido di calcio)

-Fe (OH)_{3. (}Idrossido ferrico; idrossido di ferro (III); o ferro triidrossido)

-V (OH)_{5 (}Idrossido di pervanadico; vanadio idrossido (V); o vanadio pentaidrossido).

-Sn (OH)_{4 (}Idrossido statico; idrossido di stagno (IV); o tetraidrossido di stagno).

-Ba (OH)₂ (Idrossido di bario o diidrossido di bario).

-Mn (OH)_{6 (}Idrossido di manganese, idrossido di manganese (VI) o esaidrossido di manganese).

-AgOH (idrossido di argento, idrossido di argento o idrossido d'argento). Si noti che per questo composto non vi è alcuna distinzione tra nomenclature di magazzino e sistematiche.

-Pb (OH)_{4 (}Idruro di Plúmbico, idrossido di piombo (IV) o tetraidrossido di piombo).

-LiOP (idrossido di litio).

-Cd (OH) 2 (idrossido di cadmio)

-Ba (OH)_{2 (}Idrossido di bario)

-Chrome idrossido

riferimenti

1. Chimica LibreTexts. Solubilità degli idrossidi metallici. Tratto da: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Lezione 6: Nomenclatura di acidi, basi e sali. Tratto da: dl.clackamas.edu
3. Ioni complessi e amfoterismo. [PDF]. Tratto da: oneonta.edu
4. Fullquimica. (14 gennaio 2013). Idrossidi metallici Tratto da: quimica2013.wordpress.com
5. Enciclopedia degli esempi (2017). Idrossidi. Estratto da: ejemplos.co
6. Castaños E. (9 agosto 2016). Formulazione e nomenclatura: idrossidi. Tratto da: lidiaconlaquimica.wordpress.com