Kopīgot:
Hidroksīdu īpašības, nomenklatūra un piemēri
The hidroksīdi ir neorganiski un trīskārši savienojumi, kas sastāv no mijiedarbības starp metāla katjonu un OH funkcionālo grupu (hidroksīda anjonu, OH-). Lielākā daļa no tām ir jonu raksturs, lai gan tām var būt arī kovalentās saites.
Piemēram, hidroksīdu var attēlot kā elektrostatisko mijiedarbību starp katrīnu+ un OH anjonu-, vai kā kovalentā saite caur M-OH saiti (apakšējais attēls). Pirmajā tiek dota jonu saite, bet otrajā - kovalentā saite. Šis fakts būtiski atkarīgs no metāla vai katjona M+, kā arī tā lādiņš un jonu rādiuss.
Tā kā daudzi no tiem nāk no metāliem, tie ir līdzīgi pieminēt tos kā metālu hidroksīdus.
Indekss
- 1 Kā tie veidojas?
- 2 Hidroksīdu īpašības
- 2.1. Anion OH-
- 2.2 Jonu un pamata raksturs
- 2.3 Periodiska tendence
- 2.4 Amfoterisms
- 2.5. Struktūras
- 2.6. Dehidratācijas reakcija
- 3 Nomenklatūra
- 3.1 Tradicionāli
- 3.2. Krājumi
- 3.3. Sistemātika
- 4 Hidroksīdu piemēri
- 5 Atsauces
Kā tās veidojas?
Pastāv divi galvenie sintētiskie ceļi: atbilstošo oksīdu reaģējot ar ūdeni vai ar spēcīgu bāzi skābā vidē:
MO + H2O => M (OH)2
MO + H+ + OH- => M (OH)2
Tikai tie ūdenī šķīstošie metālu oksīdi reaģē tieši, veidojot hidroksīdu (pirmais ķīmiskais vienādojums). Citi ir nešķīstoši un prasa skābās sugas, kas atbrīvo M+, kas pēc tam mijiedarbojas ar OH- no spēcīgām bāzēm (otrais ķīmiskais vienādojums).
Tomēr minētās spēcīgās bāzes ir metālu hidroksīdi NaOH, KOH un citi no sārmu metālu grupas (LiOH, RbOH, CsOH). Tie ir jonu savienojumi, kas ļoti labi šķīst ūdenī, tāpēc to OH- var brīvi piedalīties ķīmiskās reakcijās.
No otras puses, pastāv metālu hidroksīdi, kas nešķīst un tādējādi ir ļoti vājas bāzes. Pat daži no tiem ir skābi, kā tas ir ar tellūra skābi, Te (OH)6.
Hidroksīds nodrošina šķīdības līdzsvaru ar šķīdinātāju ap to. Piemēram, ja ūdens ir, tad atlikumu izsaka šādi:
M (OH)2 <=> M2+(ac) + OH-(ac)
Ja (ac) apzīmē, ka barotne ir ūdens. Ja cietā viela ir nešķīstoša, izšķīdinātā OH koncentrācija ir maza vai nenozīmīga. Šī iemesla dēļ nešķīstošie metālu hidroksīdi nevar radīt tādus šķīdumus kā pamata NaOH.
No iepriekš minētā var secināt, ka hidroksīdiem piemīt ļoti atšķirīgas īpašības, kas saistītas ar ķīmisko struktūru un mijiedarbību starp metālu un OH. Tādējādi, lai gan daudzi ir joniski, ar dažādām kristāliskām struktūrām, citi, no otras puses, rada sarežģītas un nesakārtotas polimēru struktūras..
Hidroksīdu īpašības
Anion OH-
Hidroksilgrupa ir skābekļa atoms, kas kovalenti saistīts ar ūdeņradi. Tādējādi to var viegli attēlot kā OH-. Negatīvā lādiņa atrodas uz skābekļa, padarot šo anjonu par elektronu ziedojošu sugu: bāzi.
Ja OH- ziedo savus elektronus ūdeņradim, veidojas H molekula2O. Jūs varat ziedot arī savus elektronus pozitīvi uzlādētajām sugām: piemēram, metāla centriem M+. Tādējādi koordinācijas komplekss tiek veidots caur saistošo saiti M-OH (skābeklis veicina elektronu pāri).
Tomēr, lai tas notiktu, skābeklim jāspēj efektīvi koordinēt metālu, pretējā gadījumā M un OH mijiedarbībai būs iezīmēts jonu raksturs (M+ OH-). Tā kā hidroksiljons visos hidroksīdos ir vienāds, tad atšķirība starp visiem tiem ir tāda katjonā, kas to pavada.
Arī tāpēc, ka šī katjona var nākt no jebkura metāla periodiskajā tabulā (1., 2., 13., 14., 15., 16. grupa vai pārejas metāli), šādu hidroksīdu īpašības ir ļoti atšķirīgas, lai gan visas tās domā dažiem aspektiem.
Jonu un pamata raksturs
Hidroksīdos, lai gan tiem ir koordinācijas saites, tiem ir slēpts jonu raksturs. Dažos, piemēram, NaOH, tā joni ir daļa no Na katjonu veidota kristāliskā tīkla.+ un anjoni OH- 1: 1 proporcijās; tas ir, par katru Na jonu+ ir OH jonu- darījuma partneris.
Atkarībā no metāla slodzes būs vairāk vai mazāk OH anjonu- ap viņu. Piemēram, metāliska katija M2+ būs divi OH joni- mijiedarbojas ar to: M (OH)2, tas, kas tiek raksturots kā HO- M2+ OH-. Tādā pašā veidā tas notiek ar metāliem M3+ un ar citiem pozitīvākiem maksājumiem (lai gan reti pārsniedz 3+).
Šis jonu raksturs ir atbildīgs par daudzām fizikālajām īpašībām, piemēram, kausēšanas un viršanas punktiem. Tie ir augsti, kas atspoguļo elektrostatiskos spēkus, kas darbojas kristāla režģī. Arī tad, kad hidroksīdi tiek izšķīdināti vai izkusuši, to jonu mobilitātes dēļ viņi var veikt elektrisko strāvu.
Tomēr ne visiem hidroksīdiem ir vienādi kristāliskie tīkli. Tie, kuriem ir visstabilākie, mazāk izšķīst polāros šķīdinātājos, piemēram, ūdenī. Kā vispārējs noteikums, jo atšķirīgāki ir M jonu rādiusi+ un OH-, vairāk šķīstošs būs vienāds.
Periodiska tendence
Iepriekš paskaidrots, kāpēc sārmu metālu hidroksīdu šķīdība palielinās, kad grupa nolaižas. Līdz ar to ūdenī esošo šķīdību palielināšanās secība ir šāda: LiOH OH- ir mazs anjons, un tā kā katjons kļūst apjomīgāks, kristāla režģis enerģiski vājinās. No otras puses, sārmzemju metāli veido mazāk šķīstošus hidroksīdus to augstāko pozitīvo lādiņu dēļ. Tas ir tāpēc, ka M2+ Tā pievilcīgāk OHS- salīdzinot ar M+. Tāpat tās katjoni ir mazāki un līdz ar to mazāk atšķirīgi attiecībā pret OH-. Rezultāts ir eksperimentāls pierādījums tam, ka NaOH ir daudz bāziskāka nekā Ca (OH).2. Tādu pašu pamatojumu var piemērot arī citiem hidroksīdiem, gan pārejas metālu, gan p-bloka metālu hidroksīdiem (Al, Pb, Te uc).. Arī mazāks un lielāks ir jonu rādiuss un M pozitīvais lādiņš+, hidroksīda jonu raksturs būs mazāks, citiem vārdiem sakot, tiem, kuriem ir ļoti augsts slodzes blīvums. Tā piemērs ir ar berilija hidroksīdu, Be (OH)2. Be2+ Tas ir ļoti mazs kations un tā divvērtīgā lādiņa padara to elektriski ļoti blīvu. M (OH) hidroksīdi2 tie reaģē ar skābēm, lai veidotu ūdenskompleksu, tas ir, M+ Tā beidzas ar ūdens molekulām. Tomēr ir ierobežots skaits hidroksīdu, kas var reaģēt arī ar bāzēm. Tie ir pazīstami kā amfoteriskie hidroksīdi. Amfoteriskie hidroksīdi reaģē gan ar skābēm, gan bāzēm. Otro situāciju var raksturot ar šādu ķīmisko vienādojumu: M (OH)2 + OH- => M (OH)3- Bet kā noteikt, vai hidroksīds ir amfoterisks? Ar vienkāršu laboratorijas eksperimentu. Tā kā daudzi metālu hidroksīdi nešķīst ūdenī, pievienojot stipru pamatu šķīdumam ar M joniem+ izšķīdis, piemēram, Al3+, nogulsnes atbilstošo hidroksīdu: Al3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(-i) Bet ar OH daudzumu- hidroksīds turpina reaģēt: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(ac) Rezultātā jauno negatīvi lādēto kompleksu solvē apkārtējās ūdens molekulas, izšķīdinot balto cieto alumīnija hidroksīdu. Tie hidroksīdi, kas paliek nemainīgi, pievienojot papildus bāzi, neiedarbojas kā skābes un tādēļ nav amfoteriski. Hidroksīdiem var būt kristāliskas struktūras, kas ir līdzīgas daudzu sāļu vai oksīdu struktūrām; daži vienkārši un citi ļoti sarežģīti. Turklāt tie, kuros ir samazināts jonu raksturs, var radīt metāla centrus, kas savienoti ar skābekļa tiltiem (HOM-O-MOH).. Risinājums ir atšķirīgs. Lai gan par ļoti šķīstošiem hidroksīdiem pietiek ar to, ka tos uzskata par ūdenī izšķīdušiem joniem, bet citiem - jāņem vērā koordinācijas ķīmija.. Tādējādi katrs katrs M+ To var koordinēt ar ierobežotu skaitu sugu. Jo apjomīgāks tas ir, jo lielāks ir ūdens molekulu skaits vai OH- saistīts ar viņu. Līdz ar to slavenais daudzu metālu, kas izšķīdināts ūdenī (vai kādā citā šķīdinātājā), koordinācijas oktaedrons: M (OH)2)6+n, ir n vienāds ar metāla pozitīvo lādiņu. Cr (OH)3, Piemēram, tas tiešām veido oktaedru. Kā? Ņemot vērā savienojumu kā [Cr (OH)2)3(OH)3], no kurām trīs no ūdens molekulām tiek aizstātas ar OH anjoniem-. Ja visas molekulas tika aizstātas ar OH-, tad tiks iegūts negatīvās uzlādes un oktaedrālās struktūras komplekss [Cr (OH)6]3-. Maksa -3 ir sešu negatīvo maksu rezultāts-. Hidroksīdus var uzskatīt par "hidratētiem oksīdiem". Tomēr tajos "ūdens" ir tiešā saskarē ar M+; bet hidratētos oksīdos MO · nH2Vai arī ūdens molekulas ir daļa no ārējās koordinācijas sfēras (tās nav tuvu metālam). Minētās ūdens molekulas var ekstrahēt, sildot hidroksīda paraugu: M (OH)2 + Q (siltums) => MO + H2O MO ir metāla oksīds, kas veidojas hidroksīda dehidratācijas rezultātā. Šīs reakcijas piemērs ir tas, kas novērots, kad atūdeņo vara hidroksīdu, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (zils) + Q => CuO (melns) + H2O Kāds ir pareizais veids, kā pieminēt hidroksīdus? Šim nolūkam IUPAC ierosināja trīs nomenklatūras: tradicionālo, krājumu un sistemātisku. Tomēr ir pareizi izmantot jebkuru no trim, bet dažiem hidroksīdiem tas var būt ērtāk vai praktiski pieminēt vienā vai otrā veidā.. Tradicionālajā nomenklatūrā vienkārši pievieno sufiksu -ico visaugstākajai metāla vērtībai; un sufikss koreja līdz zemākajam. Tā, piemēram, ja metālam M ir valences +3 un +1, tad hidroksīds M (OH)3 to sauc par hidroksīdu (metāla nosaukums)ico, kamēr MOH hidroksīds (metāla nosaukums)sedz. Lai noteiktu metāla valensiju hidroksīdā, ir pietiekami novērot numuru pēc OH, kas iekļauta iekavās. Tādējādi, M (OH)5 nozīmē, ka metālam ir maksas vai valence +5. Šīs nomenklatūras galvenais trūkums tomēr ir tas, ka tas var būt sarežģīts metāliem ar vairāk nekā diviem oksidācijas stāvokļiem (tāpat kā hroms un mangānam). Šādos gadījumos hipersaites un hipotēzes tiek izmantotas, lai apzīmētu augstāko un zemāko valenci.. Tādējādi, ja M tā vietā, lai būtu tikai valences +3 un +1, tam ir arī +4 un +2, tad tās augstāko un zemāko valensiju hidroksīdu nosaukumi ir: hidroksīds hiper(metāla nosaukums)ico, un hidroksīds hipoglikēmija(metāla nosaukums)sedz. No visām nomenklatūrām tas ir vienkāršākais. Šeit hidroksīda nosaukumu vienkārši seko metāla valence, kas iekļauta iekavās un rakstīta ar romiešu cipariem. Atkal M (OH)5, piemēram, tā krājumu nomenklatūra būtu: hidroksīds (metāla nosaukums) (V). (V) apzīmē (+5). Visbeidzot, sistemātisko nomenklatūru raksturo prefiksu izmantošana (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa- uc). Šie prefiksi tiek izmantoti, lai norādītu gan metāla atomu skaitu, gan OH jonus-. Tādā veidā M (OH)5 Tā nosaukums ir: pentahidroksīds (metāla nosaukums). Hg gadījumā2(OH)2, piemēram, tas būtu dimercurium dihidroksīds; viens no hidroksīdiem, kuru ķīmiskā struktūra ir sarežģīta no pirmā acu uzmetiena. Daži hidroksīdu piemēri un to attiecīgās nomenklatūras ir šādi: -NaOH (nātrija hidroksīds) -Ca (OH) 2 (kalcija hidroksīds) -Fe (OH)3. (Dzelzs hidroksīds; dzelzs hidroksīds (III); vai dzelzs trihidroksīds) -V (OH)5 (Pervanādiskais hidroksīds; vanādija hidroksīds (V); vai vanādija pentahidroksīds). -Sn (OH)4 (Statiskais hidroksīds; alvas hidroksīds (IV); vai alvas tetrahidroksīds). -Ba (OH)2 (Bārija hidroksīds vai bārija dihidroksīds). -Mn (OH)6 (Mangāna hidroksīds, mangāna hidroksīds (VI) vai mangāna heksahidroksīds) \ t. -AgOH (sudraba hidroksīds, sudraba hidroksīds vai sudraba hidroksīds). Ņemiet vērā, ka šim savienojumam nav atšķirības starp krājumiem un sistemātiskām nomenklatūrām. -Pb (OH)4 (Plúmbico hidroksīds, svina hidroksīds (IV) vai svina tetrahidroksīds) \ t. -LiOP (litija hidroksīds). -Cd (OH) 2 (kadmija hidroksīds) -Ba (OH)2 (Bārija hidroksīds) -Hroma hidroksīdsAnfoterismo
Struktūras
Dehidratācijas reakcija
Nomenklatūra
Tradicionāli
Krājumi
Sistemātika
Hidroksīdu piemēri
Atsauces