Μερίδιο:
Ιδιότητες υδροξειδίου, ονοματολογία και παραδείγματα
Το υδροξείδια είναι ανόργανες και τριμερείς ενώσεις που αποτελούνται από την αλληλεπίδραση μεταξύ ενός μεταλλικού κατιόντος και της ΟΗ λειτουργικής ομάδας (ανιόν υδροξειδίου, ΟΗ-). Τα περισσότερα από αυτά έχουν ιοντική φύση, αν και μπορούν επίσης να έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς.
Για παράδειγμα, ένα υδροξείδιο μπορεί να αναπαρασταθεί ως η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση μεταξύ του κατιόντος Μ+ και το ανιόν ΟΗ-, ή ως ομοιοπολικός δεσμός μέσω του δεσμού Μ-ΟΗ (εικόνα κάτω). Στην πρώτη, δίνεται ο ιονικός δεσμός, ενώ στον δεύτερο, ο ομοιοπολικός δεσμός. Το γεγονός αυτό εξαρτάται ουσιαστικά από το μέταλλο ή το κατιόν Μ+, καθώς και το φορτίο και την ιοντική ακτίνα.
Επειδή πολλά από αυτά προέρχονται από μέταλλα, ισοδυναμεί με την αναφορά τους ως υδροξείδια μετάλλων.
Ευρετήριο
- 1 Πώς σχηματίζονται?
- 2 Ιδιότητες υδροξειδίων
- 2.1 Ανιονικό ΟΗ-
- 2.2 Ιωνικός και βασικός χαρακτήρας
- 2.3 Περιοδική τάση
- 2.4 Αμφοτερικότητα
- 2.5 Δομές
- 2.6 Αντίδραση αφυδάτωσης
- 3 Ονοματολογία
- 3.1 Παραδοσιακά
- 3.2 Αποθέματα
- 3.3 Συστηματική
- 4 Παραδείγματα υδροξειδίων
- 5 Αναφορές
Πώς σχηματίζονται?
Υπάρχουν δύο κύριες συνθετικές οδοί: με αντίδραση του αντίστοιχου οξειδίου με νερό ή με ισχυρή βάση σε όξινο μέσο:
ΜΟ + Η2Ο => Μ (ΟΗ)2
ΜΟ + Η+ + OH- => Μ (ΟΗ)2
Μόνο εκείνα τα οξείδια μετάλλων διαλυτά στο νερό αντιδρούν άμεσα για να σχηματίσουν το υδροξείδιο (πρώτη χημική εξίσωση). Άλλοι είναι αδιάλυτοι και απαιτούν όξινα είδη που απελευθερώνουν M+, που στη συνέχεια αλληλεπιδρά με τον OH- από ισχυρές βάσεις (δεύτερη χημική εξίσωση).
Ωστόσο, οι εν λόγω ισχυρές βάσεις είναι τα υδροξείδια μετάλλων ΝαΟΗ, ΚΟΗ και άλλα της ομάδας των αλκαλικών μετάλλων (LiOH, RbOH, CsOH). Αυτές είναι ιονικές ενώσεις ιδιαίτερα διαλυτές στο νερό, επομένως, το ΟΗ τους- είναι ελεύθεροι να συμμετέχουν σε χημικές αντιδράσεις.
Από την άλλη πλευρά, υπάρχουν υδροξείδια μετάλλων που είναι αδιάλυτα και ως εκ τούτου είναι πολύ αδύναμες βάσεις. Ακόμη και μερικά από αυτά είναι όξινα, όπως συμβαίνει με το τελοουρικό οξύ, το Te (OH)6.
Το υδροξείδιο καθιερώνει μία ισορροπία διαλυτότητας με τον διαλύτη γύρω από αυτό. Εάν είναι για παράδειγμα νερό, τότε το υπόλοιπο εκφράζεται ως εξής:
Μ (ΟΗ)2 <=> Μ2+(ac) + ΟΗ-(ac)
Όπου (ac) υποδηλώνει ότι το μέσο είναι υδατικό. Όταν το στερεό είναι αδιάλυτο, η συγκέντρωση διαλυμένου ΟΗ είναι μικρή ή αμελητέα. Για το λόγο αυτό, τα αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων δεν μπορούν να δημιουργήσουν διαλύματα τόσο βασικά όσο αυτά του ΝαΟΗ.
Από τα παραπάνω μπορεί να συναχθεί ότι τα υδροξείδια παρουσιάζουν πολύ διαφορετικές ιδιότητες, που συνδέονται με τη χημική δομή και τις αλληλεπιδράσεις μεταξύ του μετάλλου και του ΟΗ. Έτσι, αν και πολλοί είναι ιονικοί, με ποικίλες κρυσταλλικές δομές, άλλοι από την άλλη πλευρά παρουσιάζουν πολύπλοκες και διαταραγμένες πολυμερείς δομές.
Ιδιότητες υδροξειδίων
Ανιόν ΟΗ-
Το ιόν υδροξυλίου είναι ένα άτομο οξυγόνου συνδεδεμένο ομοιοπολικά με ένα υδρογόνο. Έτσι, αυτό μπορεί εύκολα να εκπροσωπείται ως OH-. Το αρνητικό φορτίο βρίσκεται στο οξυγόνο, καθιστώντας αυτό το ανιόν ένα είδος που δίνει δόσεις ηλεκτρονίων: μια βάση.
Αν το OH- δίδει τα ηλεκτρόνια του σε ένα υδρογόνο, σχηματίζεται ένα μόριο Η2O. Μπορείτε επίσης να δώσετε τα ηλεκτρόνια σας σε θετικά φορτισμένα είδη: όπως μεταλλικά κέντρα M+. Έτσι, σχηματίζεται ένα σύμπλεγμα συντονισμού μέσω της αλληλεπίδρασης M-OH (το οξυγόνο συνεισφέρει το ζεύγος ηλεκτρονίων).
Ωστόσο, για να συμβεί αυτό, το οξυγόνο πρέπει να είναι σε θέση να συντονιστεί αποτελεσματικά με το μέταλλο, αλλιώς, οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ Μ και ΟΗ θα έχουν έντονο ιοντικό χαρακτήρα (Μ+ OH-). Καθώς το ιόν υδροξυλίου είναι το ίδιο σε όλα τα υδροξείδια, η διαφορά μεταξύ όλων αυτών βρίσκεται στο κατιόν που το συνοδεύει.
Επίσης, επειδή το κατιόν αυτό μπορεί να προέρχεται από οποιοδήποτε μέταλλο στον περιοδικό πίνακα (ομάδες 1, 2, 13, 14, 15, 16 ή από τα μεταβατικά μέταλλα), οι ιδιότητες τέτοιων υδροξειδίων ποικίλλουν πολύ, αν και όλοι κοινές ορισμένες πτυχές.
Ιωνικό και βασικό χαρακτήρα
Στα υδροξείδια, μολονότι έχουν δεσμούς συντονισμού, έχουν λανθάνουσα ιοντική ιδιότητα. Σε μερικούς, όπως το Ν & ΟΗ, τα ιόντά του αποτελούν μέρος ενός κρυσταλλικού δικτύου που σχηματίζεται από κατιόντα Na.+ και τα ανιόντα ΟΗ- σε αναλογίες 1: 1. δηλαδή, για κάθε ιόν Να+ υπάρχει ένα ιόν OH- αντισυμβαλλόμενο.
Ανάλογα με τη φόρτιση μετάλλων, θα υπάρχουν περισσότερα ή λιγότερα ανιόντα ΟΗ- γύρω από αυτόν. Για παράδειγμα, για μεταλλικό κατιόν Μ2+ θα υπάρχουν δύο ιόντα ΟΗ- αλληλεπιδρώντας με αυτό: Μ (ΟΗ)2, αυτό που υπογραμμίζεται ως HO- Μ2+ OH-. Κατά τον ίδιο τρόπο συμβαίνει και με τα μέταλλα M3+ και με άλλες θετικές επιβαρύνσεις (αν και σπάνια υπερβαίνουν τα 3+).
Αυτός ο ιονικός χαρακτήρας είναι υπεύθυνος για πολλές από τις φυσικές ιδιότητες, όπως σημεία τήξης και βρασμού. Αυτά είναι υψηλά, τα οποία αντικατοπτρίζουν τις ηλεκτροστατικές δυνάμεις που λειτουργούν μέσα στο κρυσταλλικό πλέγμα. Επίσης, όταν τα υδροξείδια διαλύονται ή λιώνονται μπορούν να διεξάγουν το ηλεκτρικό ρεύμα λόγω της κινητικότητας των ιόντων τους.
Ωστόσο, δεν έχουν όλα τα υδροξείδια τα ίδια κρυσταλλικά δίκτυα. Αυτοί με τις πιο σταθερές θα είναι λιγότερο πιθανό να διαλυθούν σε πολικούς διαλύτες όπως το νερό. Κατά γενικό κανόνα, όσο περισσότερο διαφέρουν οι ιονικές ακτίνες του Μ+ και OH-, πιο διαλυτό θα είναι το ίδιο.
Περιοδική τάση
Τα παραπάνω εξηγούν γιατί η διαλυτότητα των υδροξειδίων των αλκαλικών μετάλλων αυξάνεται καθώς η ομάδα κατεβαίνει. Έτσι, η αυξανόμενη σειρά διαλυτότητας σε νερό για αυτά είναι τα ακόλουθα: LiOH Το OH- είναι ένα μικρό ανιόν, και καθώς το κατιόν γίνεται πιο ογκώδες, το κρυσταλλικό πλέγμα εξασθενεί ενεργητικά. Από την άλλη πλευρά, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών σχηματίζουν λιγότερο διαλυτά υδροξείδια λόγω των υψηλότερων θετικών φορτίων τους. Αυτό συμβαίνει επειδή το Μ2+ Προσελκύει τα OH περισσότερο- σε σύγκριση με το Μ+. Ομοίως, τα κατιόντά του είναι μικρότερα και επομένως λιγότερο ανόμοια σε σχέση με το ΟΗ-. Το αποτέλεσμα είναι η πειραματική απόδειξη ότι το NaOH είναι πολύ πιο βασικό από το Ca (OH)2. Ο ίδιος συλλογισμός μπορεί να εφαρμοστεί και για άλλα υδροξείδια, είτε για τα μεταβατικά μέταλλα, είτε για τα μεταλλικά μπλοκ (Αl, Pb, Te, κ.λπ.). Επίσης, ο μικρότερος και μεγαλύτερος είναι η ιονική ακτίνα και το θετικό φορτίο του Μ+, ο ιονικός χαρακτήρας του υδροξειδίου θα είναι χαμηλότερος, με άλλα λόγια, εκείνοι με πολύ υψηλές πυκνότητες φόρτωσης. Ένα παράδειγμα αυτού συμβαίνει με το υδροξείδιο του βηρυλλίου, το Be (OH)2. Το Be2+ Είναι ένα πολύ μικρό κατιόν και το δισθενές φορτίο το καθιστά ηλεκτρικά πολύ πυκνό. Τα υδροξείδια Μ (ΟΗ)2 αντιδρούν με τα οξέα για να σχηματίσουν ένα aquocomplex, δηλαδή το M+ Τελειώνει με μόρια νερού. Ωστόσο, υπάρχει ένας περιορισμένος αριθμός υδροξειδίων που μπορούν επίσης να αντιδράσουν με τις βάσεις. Αυτά είναι αυτά που είναι γνωστά ως αμφοτερικά υδροξείδια. Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν τόσο με τα οξέα όσο και με τις βάσεις. Η δεύτερη κατάσταση μπορεί να αναπαρασταθεί από την ακόλουθη χημική εξίσωση: Μ (ΟΗ)2 + OH- => Μ (ΟΗ)3- Αλλά πώς να καθορίσετε εάν ένα υδροξείδιο είναι αμφοτερικό; Μέσω ενός απλού εργαστηριακού πειράματος. Επειδή πολλά υδροξείδια μετάλλων είναι αδιάλυτα στο νερό, προσθέτοντας μια ισχυρή βάση σε ένα διάλυμα με τα ιόντα Μ+ διαλελυμένα, για παράδειγμα, ΑΙ3+, θα προκαλέσει καθίζηση του αντίστοιχου υδροξειδίου: Αλ3+(ac) + 3ΟΗ-(ac) => ΑΙ (ΟΗ)3(ες) Αλλά έχοντας μια περίσσεια OH- το υδροξείδιο συνεχίζει να αντιδρά: ΑΙ (ΟΗ)3(s) + ΟΗ- => ΑΙ (ΟΗ)4-(ac) Ως αποτέλεσμα, το νέο αρνητικά φορτισμένο σύμπλοκο διαλύεται από τα περιβάλλοντα μόρια νερού, διαλύοντας το λευκό στερεό του υδροξειδίου του αργιλίου. Τα υδροξείδια που παραμένουν αμετάβλητα με την προσθήκη επιπλέον βάσης δεν συμπεριφέρονται όπως τα οξέα και επομένως δεν είναι αμφοτερικά. Τα υδροξείδια μπορεί να έχουν κρυσταλλικές δομές παρόμοιες με εκείνες πολλών αλάτων ή οξειδίων. μερικά απλά, και άλλα πολύ περίπλοκα. Επιπροσθέτως, εκείνες στις οποίες υπάρχει μείωση του ιοντικού χαρακτήρα, μπορούν να παρουσιάσουν μεταλλικά κέντρα συνδεδεμένα με γέφυρες οξυγόνου (HOM-O-MOH). Στην λύση οι δομές είναι διαφορετικές. Αν και για τα πολύ διαλυτά υδροξείδια αρκεί να τα θεωρήσουμε ως ιόντα διαλυμένα στο νερό, για άλλα είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η χημεία συντονισμού. Έτσι, κάθε κατιόν Μ+ Μπορεί να συντονιστεί σε περιορισμένο αριθμό ειδών. Όσο πιο ογκώδης είναι, τόσο μεγαλύτερος είναι ο αριθμός των μορίων νερού ή ΟΗ- που συνδέονται με αυτόν. Εξ ου και το διάσημο οκταέδρον συντονισμού πολλών μετάλλων διαλυμένων σε νερό (ή σε οποιονδήποτε άλλο διαλύτη): Μ (ΟΗ2)6+n, το n είναι ίσο με το θετικό φορτίο του μετάλλου. Το Cr (ΟΗ)3, Για παράδειγμα, σχηματίζει πραγματικά ένα οκταεδρόν. Πώς; Λαμβάνοντας υπόψη την ένωση ως [Cr (ΟΗ2)3(ΟΗ)3], εκ των οποίων τρία από τα μόρια νερού αντικαθίστανται από ανιόντα ΟΗ-. Εάν όλα τα μόρια αντικατασταθούν από ΟΗ-, τότε θα ληφθεί το σύμπλεγμα αρνητικού φορτίου και η οκταεδρική δομή [Cr (OH)6]3-. Το φορτίο -3 είναι το αποτέλεσμα των έξι αρνητικών φορτίων του OH-. Τα υδροξείδια μπορούν να θεωρηθούν ως "ενυδατωμένα οξείδια". Ωστόσο, σε αυτά το "νερό" βρίσκεται σε άμεση επαφή με το Μ+? ενώ στα ενυδατωμένα οξείδια ΜΟνΗΗ2Ή, τα μόρια του νερού είναι μέρος μιας εξωτερικής σφαίρας συντονισμού (δεν είναι κοντά στο μέταλλο). Τα εν λόγω μόρια ύδατος μπορούν να εκχυλίζονται διαμέσου της θέρμανσης ενός δείγματος υδροξειδίου: Μ (ΟΗ)2 + Q (θερμότητα) => ΜΟ + Η2Ο Το ΜΟ είναι το οξείδιο μετάλλου που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αφυδάτωσης του υδροξειδίου. Ένα παράδειγμα αυτής της αντίδρασης είναι αυτό που παρατηρείται όταν αφυδατώνεται υδροξείδιο του χαλκού, Cu (OH)2: Cu (ΟΗ)2 (μπλε) + Q => CuO (μαύρο) + Η2Ο Ποιος είναι ο σωστός τρόπος για να αναφερθούν τα υδροξείδια; Η IUPAC πρότεινε τρεις ονοματολογίες για το σκοπό αυτό: παραδοσιακές, αποθεματικές και συστηματικές. Είναι σωστό να χρησιμοποιήσετε οποιοδήποτε από τα τρία, ωστόσο, για ορισμένα υδροξείδια μπορεί να είναι πιο βολικό ή πρακτικό να το αναφέρετε με τον ένα ή τον άλλο τρόπο.. Η παραδοσιακή ονοματολογία συνίσταται απλά στην προσθήκη του επιθέματος -ico στο υψηλότερο σθένος που παρουσιάζει το μέταλλο. και το επίθημα -όσο έως το χαμηλότερο. Έτσι, για παράδειγμα, εάν το μέταλλο M έχει σθένη +3 και +1, το υδροξείδιο Μ (ΟΗ)3 θα ονομάζεται υδροξείδιο (όνομα του μετάλλου)ico, ενώ το υδροξείδιο του ΜΟΗ (όνομα του μετάλλου)αρκούδα. Για να προσδιοριστεί το σθένος του μετάλλου στο υδροξείδιο, αρκεί να παρατηρήσουμε τον αριθμό μετά τον ΟΗ που περικλείεται σε παρενθέσεις. Έτσι, το Μ (ΟΗ)5 σημαίνει ότι το μέταλλο έχει φορτίο ή σθένος +5. Το κύριο μειονέκτημα αυτής της ονοματολογίας, ωστόσο, είναι ότι μπορεί να είναι περίπλοκο για μέταλλα με περισσότερες από δύο καταστάσεις οξείδωσης (όπως με το χρώμιο και το μαγγάνιο). Για τέτοιες περιπτώσεις, τα υπερ- και υπο-προθέματα χρησιμοποιούνται για να υποδηλώσουν το υψηλότερο και το χαμηλότερο σθένος.. Έτσι, εάν το Μ αντί να έχει μόνο σθένη +3 και +1, έχει επίσης +4 και +2, τότε τα ονόματα των υδροξειδίων του με υψηλότερα και χαμηλότερα σθένη είναι: υδροξείδιο υπερ(όνομα του μετάλλου)ico, και υδροξείδιο υπογλυκαιμία(όνομα του μετάλλου)αρκούδα. Από όλες τις ονοματολογίες αυτό είναι το πιο απλό. Εδώ το όνομα του υδροξειδίου ακολουθείται απλά από το σθένος του μετάλλου που περικλείεται σε παρενθέσεις και είναι γραμμένο με ρωμαϊκούς αριθμούς. Και πάλι για το Μ (ΟΗ)5, για παράδειγμα, η ονοματολογία του αποθέματος θα είναι: υδροξείδιο (όνομα του μετάλλου) (V). (V) σημαίνει τότε (+5). Τέλος, η συστηματική ονοματολογία χαρακτηρίζεται από την προσφυγή σε προθέματα πολλαπλασιασμού (δι-, τρι-, τετρα-, πεντα-, εξα-, κ.λπ.). Αυτά τα προθέματα χρησιμοποιούνται για τον καθορισμό τόσο του αριθμού των ατόμων μετάλλων όσο και των ιόντων ΟΗ-. Με τον τρόπο αυτό, το Μ (ΟΗ)5 Ονομάζεται ως: πενταϋδροξείδιο (όνομα του μετάλλου). Στην περίπτωση του Hg2(ΟΗ)2, για παράδειγμα, θα ήταν διυδροξείδιο του διμερουρίου. ένα από τα υδροξείδια των οποίων η χημική δομή είναι πολύπλοκη με την πρώτη ματιά. Μερικά παραδείγματα υδροξειδίων και οι αντίστοιχες ονοματολογίες τους είναι εκείνα που ακολουθούν: -ΝαΟΗ (υδροξείδιο του νατρίου) -Ca (OH) 2 (υδροξείδιο ασβεστίου) -Fe (ΟΗ)3. (Υδροξείδιο του σιδήρου. υδροξείδιο του σιδήρου (III). ή τριυδροξείδιο του σιδήρου) -V (ΟΗ)5 (Περεναδικό υδροξείδιο. υδροξείδιο βαναδίου (V). ή πενταϋδροξείδιο του βαναδίου). -Sn (ΟΗ)4 (Στατικό υδροξείδιο. υδροξείδιο κασσιτέρου (IV). ή τετραϋδροξείδιο κασσιτέρου). -Ba (ΟΗ)2 (Υδροξείδιο του βαρίου ή διυδροξείδιο του βαρίου). -Μη (ΟΗ)6 (Μαγγανικό υδροξείδιο, υδροξείδιο μαγγανίου (VI) ή εξαϋδροξείδιο μαγγανίου). -AgOH (υδροξείδιο αργύρου, υδροξείδιο αργύρου ή υδροξείδιο αργύρου). Σημειώστε ότι για αυτή την ένωση δεν υπάρχει διάκριση μεταξύ αποθεμάτων και συστηματικών ονοματολογιών. -Pb (ΟΗ)4 (Υδροξείδιο Plummbico, υδροξείδιο μολύβδου (IV) ή τετραϋδροξείδιο μολύβδου). -LiOP (υδροξείδιο λιθίου). -Cd (OH) 2 (υδροξείδιο του καδμίου) -Ba (ΟΗ)2 (Υδροξείδιο του βαρίου) -Υδροξείδιο του χρωμίουAnfoterismo
Δομές
Αφυδάτωση αντίδραση
Ονοματολογία
Παραδοσιακά
Απόθεμα
Συστηματική
Παραδείγματα υδροξειδίων
Αναφορές