Delen:
Hydroxides eigenschappen, naamgeving en voorbeelden
de hydroxiden zijn anorganische en ternaire verbindingen die bestaan uit de interactie tussen een metaalkation en de OH-functionele groep (hydroxide-anion, OH-). De meeste van hen zijn ionisch van aard, hoewel ze ook covalente bindingen kunnen hebben.
Een hydroxide kan bijvoorbeeld worden voorgesteld als de elektrostatische interactie tussen het M-kation+ en het OH-anion-, of als de covalente binding via de M-OH-binding (onderste afbeelding). In de eerste wordt de ionische binding gegeven, terwijl in de tweede de covalente binding. Dit feit hangt in wezen af van het metaal of kation M+, evenals zijn lading en ionische straal.
Omdat veel van hen uit metalen komen, is het equivalent om ze te noemen als metaalhydroxiden.
index
- 1 Hoe worden ze gevormd?
- 2 Eigenschappen van hydroxiden
- 2.1 Anion OH-
- 2.2 Ionisch en basiskarakter
- 2.3 Periodieke trend
- 2.4 Amfoterisme
- 2.5 Structuren
- 2.6 Uitdrogingsreactie
- 3 Nomenclatuur
- 3.1 Traditioneel
- 3.2 Voorraad
- 3.3 Systematiek
- 4 Voorbeelden van hydroxiden
- 5 Referenties
Hoe worden ze gevormd?
Er zijn twee hoofdroutes van synthese: door het overeenkomstige oxide te laten reageren met water of met een sterke base in een zuur milieu:
MO + H2O => M (OH)2
MO + H+ + OH- => M (OH)2
Alleen die metaaloxiden oplosbaar in water reageren direct om het hydroxide te vormen (eerste chemische vergelijking). Anderen zijn onoplosbaar en vereisen zure soorten die M vrijmaken+, die vervolgens interageert met de OH- van sterke basen (tweede chemische vergelijking).
De sterke basen zijn echter metaalhydroxiden NaOH, KOH en andere van de groep van de alkalimetalen (LiOH, RbOH, CsOH). Dit zijn ionische verbindingen die sterk oplosbaar zijn in water, vandaar hun OH- zijn vrij om deel te nemen aan chemische reacties.
Aan de andere kant bestaan er metaalhydroxiden die onoplosbaar zijn en bijgevolg zeer zwakke basen zijn. Zelfs sommige van hen zijn zuur, zoals het geval is met telluurzuur, Te (OH)6.
Het hydroxide zorgt voor een oplosbaarheidsbalans met het oplosmiddel eromheen. Als het bijvoorbeeld water is, wordt de balans als volgt uitgedrukt:
M (OH)2 <=> M2+(ac) + OH-(Aq)
Waarbij (ac) betekent dat het medium waterig is. Wanneer de vaste stof onoplosbaar is, is de opgeloste OH-concentratie klein of verwaarloosbaar. Om deze reden kunnen onoplosbare metaalhydroxiden geen oplossingen produceren die zo basisch zijn als die van NaOH.
Uit het bovenstaande kan worden afgeleid dat de hydroxiden zeer verschillende eigenschappen vertonen, gekoppeld aan de chemische structuur en de interacties tussen het metaal en de OH. Hoewel vele dus ionisch zijn, met gevarieerde kristallijne structuren, vertonen andere aan de andere kant complexe en ongeordende polymere structuren.
Eigenschappen van hydroxiden
Anion OH-
Het hydroxyl-ion is een zuurstofatoom covalent gebonden aan een waterstof. Dit kan dus gemakkelijk worden weergegeven als OH-. De negatieve lading bevindt zich op de zuurstof, waardoor dit anion een elektronendonerende soort is: een basis.
Als de OH- doneert zijn elektronen aan waterstof, een molecuul van H wordt gevormd2O. Je kunt ook je elektronen doneren aan positief geladen soorten: zoals metaalcentra M+. Zo wordt een coördinatiecomplex gevormd via de datalink M-OH (zuurstof draagt het paar elektronen bij).
Om dit te laten gebeuren, moet de zuurstof in staat zijn om efficiënt met het metaal te coördineren, anders zullen de interacties tussen M en OH een gemarkeerd ionisch karakter hebben (M+ OH-). Omdat het hydroxylion in alle hydroxiden hetzelfde is, ligt het verschil tussen hen allemaal in het kation dat ermee gepaard gaat.
Omdat dit kation kan komen van elk metaal in het periodiek systeem (groepen 1, 2, 13, 14, 15, 16 of van de overgangsmetalen), variëren de eigenschappen van dergelijke hydroxiden enorm, hoewel ze allemaal overwegen gemeenschappelijke sommige aspecten.
Ionisch en eenvoudig karakter
In hydroxiden hebben ze, hoewel zij coördinatieverbindingen hebben, een latent ionisch karakter. In sommige, zoals NaOH, maken de ionen ervan deel uit van een kristallijn netwerk gevormd door Na-kationen.+ en anionen OH- in 1: 1 verhoudingen; dat wil zeggen, voor elke Na-ion+ er is een OH-ion- tegenhanger.
Afhankelijk van de metaalbelasting zullen er min of meer OH-anionen zijn- om hem heen. Bijvoorbeeld voor een metalen kation M2+ er zullen twee OH-ionen zijn- er interactie mee: M (OH)2, wat is geschetst als HO- M2+ OH-. Op dezelfde manier gebeurt het met metalen M3+ en met anderen van meer positieve beschuldigingen (hoewel zelden meer dan 3+).
Dit ionische karakter is verantwoordelijk voor veel van de fysische eigenschappen, zoals smelt- en kookpunten. Deze zijn hoog, wat de elektrostatische krachten weergeeft die binnen het kristalrooster werken. Ook wanneer de hydroxiden worden opgelost of gesmolten, kunnen ze de elektrische stroom geleiden vanwege de mobiliteit van hun ionen.
Niet alle hydroxiden hebben echter dezelfde kristallijne netwerken. Degenen met de meest stabiele zullen minder snel oplossen in polaire oplosmiddelen zoals water. Als algemene regel geldt dat hoe heterogener de ionische stralen van M zijn+ en OH-, meer oplosbaar zal hetzelfde zijn.
Periodieke trend
Het bovenstaande verklaart waarom de oplosbaarheid van de hydroxiden van de alkalimetalen toeneemt als de groep afdaalt. Derhalve is de toenemende volgorde van oplosbaarheden in water voor deze de volgende: LiOH De OH- is een klein anion, en naarmate het kation voller wordt, verzwakt het kristalrooster energetisch. Aan de andere kant vormen aardalkalimetalen minder oplosbare hydroxiden vanwege hun hogere positieve ladingen. Dit komt omdat de M2+ Het trekt de OH's sterker aan- vergeleken met M+. Evenzo zijn de kationen kleiner en daarom minder ongelijk in grootte met betrekking tot OH-. Het resultaat hiervan is het experimentele bewijs dat NaOH veel basischer is dan Ca (OH)2. Dezelfde redenering kan worden toegepast voor andere hydroxiden, hetzij voor die van de overgangsmetalen, hetzij voor die van de p-blokmetalen (Al, Pb, Te, etc.). Ook, hoe kleiner en groter de ionische straal en de positieve lading van M+, het ionische karakter van het hydroxide zal lager zijn, met andere woorden die met zeer hoge beladingsdichtheden. Een voorbeeld hiervan vindt plaats met berylliumhydroxide, Be (OH)2. De Be2+ Het is een zeer klein kation en de tweewaardige lading maakt het elektrisch zeer dicht. De hydroxiden M (OH)2 ze reageren met de zuren om een aquocomplex te vormen, dat wil zeggen, M+ Het eindigt omringd door watermoleculen. Er is echter een beperkt aantal hydroxiden dat ook met de basen kan reageren. Dit zijn de zogenaamde amfotere hydroxiden. Amfotere hydroxiden reageren met zowel zuren als basen. De tweede situatie kan worden weergegeven door de volgende chemische vergelijking: M (OH)2 + OH- => M (OH)3- Maar hoe bepaal je of een hydroxide amfoteer is? Door een eenvoudig laboratoriumexperiment. Omdat veel metaalhydroxiden onoplosbaar zijn in water, door een sterke base toe te voegen aan een oplossing met de M-ionen+ opgelost, bijvoorbeeld Al3+, zal het overeenkomstige hydroxide precipiteren: de3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(S) Maar met een teveel aan OH- het hydroxide blijft reageren: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(Aq) Als resultaat wordt het nieuwe negatief geladen complex gesolvateerd door de omringende watermoleculen, waardoor de witte vaste stof van aluminiumhydroxide wordt opgelost. Die hydroxiden die onveranderd blijven door toevoeging van extra base gedragen zich niet als zuren en zijn daarom niet amfoteer. De hydroxiden kunnen kristallijne structuren hebben vergelijkbaar met die van veel zouten of oxiden; sommige eenvoudig, en anderen erg complex. Bovendien kunnen die waar er een afname van het ionische karakter is metalen centra presenteren die zijn verbonden door zuurstofbruggen (HOM-O-MOH). In oplossing zijn de structuren verschillend. Hoewel het voor zeer oplosbare hydroxiden voldoende is om ze te beschouwen als ionen opgelost in water, voor anderen is het noodzakelijk om rekening te houden met de coördinatiechemie.. Aldus is elk kation M+ Het kan worden gecoördineerd met een beperkt aantal soorten. Hoe volumineuzer het is, hoe groter het aantal watermoleculen of OH- gekoppeld aan hem. Vandaar de beroemde octaëder van coördinatie van vele metalen opgelost in water (of in een ander oplosmiddel): M (OH2)6+n, n gelijk zijn aan de positieve lading van het metaal. The Cr (OH)3, Het vormt bijvoorbeeld echt een octaëder. Hoe? Gezien de verbinding als [Cr (OH2)3(OH)3], waarvan drie van de watermoleculen worden vervangen door OH-anionen-. Als alle moleculen zijn vervangen door OH-, vervolgens zou het complex van negatieve lading en octaëdrische structuur [Cr (OH) worden verkregen6]3-. De lading -3 is het resultaat van de zes negatieve ladingen van de OH-. De hydroxiden kunnen worden beschouwd als "gehydrateerde oxiden". Echter, in hen staat "het water" in direct contact met M+; terwijl in de gehydrateerde oxiden MO · nH2Of, de watermoleculen maken deel uit van een externe coördinatiesfeer (ze zijn niet dicht bij het metaal). Genoemde watermoleculen kunnen worden geëxtraheerd door het verwarmen van een hydroxide monster: M (OH)2 + Q (warmte) => MO + H2O MO is het metaaloxide gevormd als een resultaat van de dehydratatie van het hydroxide. Een voorbeeld van deze reactie is die welke wordt waargenomen bij het dehydrateren van koperhydroxide, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (blauw) + Q => CuO (zwart) + H2O Wat is de juiste manier om hydroxiden te noemen? IUPAC stelde hiervoor drie nomenclaturen voor: traditioneel, voorraad en systematisch. Het is correct om een van de drie te gebruiken, maar voor sommige hydroxiden kan het handiger of praktischer zijn om het op de een of andere manier te noemen.. De traditionele nomenclatuur bestaat simpelweg uit het toevoegen van het achtervoegsel -ico aan de hoogste valentie die het metaal presenteert; en het achtervoegsel -diegene tot het laagste. Dus, bijvoorbeeld, als het metaal M de valenties +3 en +1 heeft, dan is het hydroxide M (OH)3 het wordt hydroxide genoemd (naam van het metaal)ico, terwijl MOH-hydroxide (naam van het metaal)dragen. Aan de valentie van het metaalhydroxide voldoende om het aantal vast te observeren nadat OH tussen haakjes. Dus, M (OH)5 betekent dat het metaal een lading of een valentie van +5 heeft. Het belangrijkste nadeel van deze nomenclatuur, kan het echter moeilijk om die metalen met meer dan twee oxidatietoestanden (zoals bij chroom en mangaan). Voor dergelijke gevallen wordt gebruikt om hyper- en hypo- voorvoegsels de hoogste en laagste valenties duiden. Dus, als M in plaats van alleen valenties +3 en +1 heeft, ook +4 en +2, dan zijn de namen van zijn hydroxiden met hogere en lagere valenties: hydroxide hyper-(naam van het metaal)ico, en hydroxide hik(naam van het metaal)dragen. Van alle nomenclaturen is dit de eenvoudigste. Hier wordt de naam van het hydroxide eenvoudigweg gevolgd door de valentie van het metaal tussen haakjes en geschreven in Romeinse cijfers. Nogmaals voor de M (OH)5, bijvoorbeeld, zouden hun nomenclatuur stock: hydroxide (metaalnaam) (V). (V) geeft dan aan (+5). Tenslotte wordt de systematische nomenclatuur gekenmerkt door gebruik te maken van vermenigvuldigingsvoorvoegsels (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, enz.). Deze voorvoegsels worden gebruikt om zowel het aantal metaalatomen als OH-ionen te specificeren-. Op deze manier, de M (OH)5 Het wordt genoemd als: pentahydroxide (naam van metaal). In het geval van Hg2(OH)2, het zou bijvoorbeeld dimercuriumdihydroxide zijn; een van de hydroxiden waarvan de chemische structuur op het eerste gezicht complex is. Enkele voorbeelden van hydroxiden en de bijbehorende nomenclaturen zijn die welke volgen: -NaOH (natriumhydroxide) -Ca (OH) 2 (Calciumhydroxide) -Fe (OH)3. (Ferrihydroxide; ijzerhydroxide (III); of ijzertrihydroxide) -V (OH)5 (Pervanadische hydroxide; vanadiumhydroxide (V); of vanadium pentahydroxide). -Sn (OH)4 (Statisch hydroxide; tinhydroxide (IV); of tintetrahydroxide). -Ba (OH)2 (Bariumhydroxide of bariumdihydroxide). -Mn (OH)6 (mangaanverbinding, mangaan (VI) of mangaan hexahidróxido). -AgOH (zilverhydroxide, zilverhydroxide of zilverhydroxide). Merk op dat voor deze verbinding is er geen onderscheid tussen voorraad en systematische nomenclatuur. -Pb (OH)4 (lood- hydroxide, lood (IV) of lood tetrahidróxido). -LiOP (lithiumhydroxide). -Cd (OH) 2 (cadmiumhydroxide) -Ba (OH)2 (Bariumhydroxide) -ChroomhydroxideAmfoteer
structuren
Uitdrogingsreactie
nomenclatuur
traditioneel
voorraad
systematiek
Voorbeelden van hydroxiden
referenties