Dalintis:
Hidroksidų savybės, nomenklatūra ir pavyzdžiai
The 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 vaizduojamas kaip elektrostatinė sąveika tarp katijono+ ir OH anijonas-, 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 katijono M+, taip pat jo įkrovos ir jonų spindulys.
Kadangi daugelis jų yra pagaminti iš metalų, juos prilygina metalo hidroksidams.
Indeksas
- 1 Kaip jie suformuoti?
- 2 Hidroksidų savybės
- 2.1 Anijonas OH-
- 2.2 Joniškasis ir pagrindinis simbolis
- 2.3 Periodinė tendencija
- 2.4 Amfoterizmas
- 2.5 Struktūros
- 2.6 Dehidratacijos reakcija
- 3 Nomenklatūra
- 3.1 Tradicinė
- 3.2 Atsargos
- 3.3 Sistematika
- 4 Hidroksidų pavyzdžiai
- 5 Nuorodos
Kaip jie formuojami?
Yra du pagrindiniai sintetiniai keliai: atitinkamą oksidą reaguojant su vandeniu arba su stipria baze rūgštinėje terpėje:
MO + H2O => 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+, tada sąveikauja su OH- iš stiprių bazių (antroji cheminė lygtis).
Tačiau minėtos stiprios bazės yra metalų hidroksidai NaOH, KOH ir kiti šarminių metalų grupės (LiOH, RbOH, CsOH). Tai yra jonų junginiai, gerai tirpūs vandenyje, 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 su tellūros rūgštimi, Te (OH)6.
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, pateikia 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 H molekulė2O. Jūs taip pat galite paaukoti savo elektronus teigiamai įkrautoms rūšims: kaip metalo centrai M+. Tokiu būdu koordinačių kompleksas formuojamas per jungiamąją nuorodą M-OH (deguonis prisideda prie elektronų poros).
Tačiau tam, kad tai įvyktų, deguonis turi sugebėti efektyviai 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, kuris yra kartu su juo.
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, pvz., NaOH, jo jonai yra Na katijonų susidariusio kristalinio tinklo dalis.+ ir anijonai OH- 1: 1 proporcijomis; ty kiekvienam Na jonui+ yra OH jonas- sandorio šalis.
Priklausomai nuo metalo pakrovimo, bus daugiau ar mažiau OH anijonų- aplink jį. Pavyzdžiui, metalo katijonui M2+ bus du OH jonai- bendrauja su juo: M (OH)2, kas apibūdinama kaip HO- M2+ OH-. Tokiu pat būdu jis vyksta su metalais M3+ ir su kitais - daugiau teigiamų mokesčių (nors retai viršija 3+).
Šis joninis požymis 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, dėl jų jonų mobilumo jie gali atlikti elektros srovę.
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 jonų spinduliai+ ir OH-, daugiau tirpus bus tas pats.
Periodinė tendencija
Pirmiau paaiškinama, kodėl šarminių metalų hidroksidų tirpumas didėja, kai grupė nusileidžia. Taigi didėjanti tirpumo vandenyje tvarka šiems yra tokia: LiOH OH- yra nedidelis anijonas, o katijonas taps intensyvesnis, kristalinės grotelės energingai susilpnėja. Kita vertus, šarminių žemių metalai sudaro mažiau tirpių hidroksidų dėl jų aukštesnių teigiamų krūvių. Taip yra todėl, kad M2+ Jis labiau pritraukia OH- palyginti su M+. Panašiai ir jo katijonai yra mažesni, todėl yra mažesni dydžiai, palyginti su OH-. Tai yra eksperimentiniai įrodymai, kad NaOH yra daug paprastesnis už Ca (OH).2. Tas pats argumentas gali būti taikomas ir kitiems hidroksidams, tiek pereinamųjų metalų, tiek p-bloko metalų (Al, Pb, Te ir kt.). Be to, tuo mažesnis ir didesnis jonų spindulys ir teigiamas M krūvis+, hidroksido joninis pobūdis bus mažesnis, kitaip tariant, tie, kurių tankis yra labai didelis. To pavyzdys įvyksta su berilio hidroksidu, Be (OH)2. Be2+ Tai labai nedidelis katijonas, o jo dvivalentis įkrovimas yra labai tankus. Hidroksidai M (OH)2 jie reaguoja su rūgštimis, kad susidarytų vandens kompleksas, ty M+ Jis baigiasi vandens molekulių apsuptyje. Tačiau yra ribotas kiekis hidroksidų, kurie taip pat gali reaguoti su bazėmis. Tai yra žinomi kaip amfoteriniai hidroksidai. 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 daug metalo hidroksidų yra netirpūs vandenyje, pridedant stiprios bazės tirpalui su M jonais+ ištirpinta, pavyzdžiui, Al3+, nusodins atitinkamą hidroksidą: Al3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(-ai) Bet turintis OH kiekį- 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 papildomai su pagrindu, neveikia kaip rūgštys ir todėl nėra amfoteriniai. Hidroksidai gali turėti kristalines struktūras, panašias į daugelio druskų arba oksidų struktūras; kai kurie paprasti ir kiti labai sudėtingi. Be to, tose, kuriose yra sumažėjęs joninis pobūdis, gali būti metaliniai centrai, sujungti 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 katijonas M+ Jis gali būti suderintas su ribotu rūšių skaičiumi. Kuo intensyvesnė, tuo daugiau vandens molekulių arba OH- susiję su juo. Taigi garsus daugelio metalų, ištirpintų vandenyje (arba bet kokiame kitame tirpiklyje), koordinatės oktaedras: M (OH)2)6+n, yra n lygus teigiamam metalo įkrovimui. Cr (OH)3, Pavyzdžiui, tai 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 buvo pakeistos OH-, tada būtų gautas neigiamo krūvio ir oktaedrinės struktūros [Cr (OH) kompleksas6]3-. Mokestis -3 - tai šešių neigiamų OH mokėjimų rezultatas-. Hidroksidai gali būti laikomi "hidratuotais oksidais". Tačiau jose „vanduo“ tiesiogiai liečiasi su M+; o hidratuotuose oksiduose MO · nH2Arba 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 + H2O MO yra metalo oksidas, susidaręs dėl hidroksido dehidratacijos. Šios reakcijos pavyzdys yra tas, kuris buvo stebimas, kai išgaunamas vario hidroksidas, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (mėlyna) + Q => CuO (juoda) + H2O 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. Taigi, pavyzdžiui, jei metalas M turi valentus +3 ir +1, hidroksidas M (OH)3 jis bus vadinamas hidroksidu (metalo pavadinimas)ico, o MOH hidroksidas (metalo pavadinimas)nešioti. Norint nustatyti metalo valentą hidroksidu, pakanka stebėti skaičių po OH, esančią skliausteliuose. Taigi, M (OH)5 tai reiškia, kad metalas turi mokestį arba valentą +5. 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: hidroksidas hiper(metalo pavadinimas)ico, ir hidroksido hipoglikemija(metalo pavadinimas)nešioti. Iš visų nomenklatūrų tai yra paprasčiausias. Čia hidroksido pavadinimą lydi paprasčiausiai skliausteliuose ir romėniškais skaitmenimis užrašytas metalas. Vėlgi už M (OH)5, pavyzdžiui, jos atsargų nomenklatūra būtų: hidroksidas (metalo pavadinimas) (V). (V) reiškia (+5). Galiausiai sisteminė nomenklatūra yra apibūdinama naudojant daugiklį prefiksus (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa- ir kt.). Šie prefiksai naudojami nurodyti tiek metalo atomų skaičių, tiek OH jonus-. Tokiu būdu M (OH)5 Jis pavadintas: pentahidroksidu (metalo pavadinimas). Hg atveju2(OH)2, pavyzdžiui, 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) -Ca (OH) 2 (kalcio hidroksidas) -Fe (OH)3. (Geležies hidroksidas; geležies hidroksidas (III); arba geležies trihidroksidas) -V (OH)5 (Pervanadinis hidroksidas; vanadžio hidroksidas (V); arba vanadino pentahidroksidas). -Sn (OH)4 (Statinis hidroksidas; alavo hidroksidas (IV); arba alavo tetrahidroksido). -Ba (OH)2 (Bario hidroksidas arba bario dihidroksidas). -Mn (OH)6 (Mangano hidroksidas, mangano hidroksidas (VI) arba mangano heksahidroksidas) \ t. -AgOH (sidabro hidroksidas, sidabro hidroksidas arba sidabro hidroksidas). Atkreipkite dėmesį, kad šiame junginyje nėra skirtumo tarp atsargų ir sisteminių nomenklatūrų. -Pb (OH)4 (Plúmbico hidroksidas, švino hidroksidas (IV) arba švino tetrahidroksidas) \ t. -LiOP (ličio hidroksidas). -Cd (OH) 2 (kadmio hidroksidas) -Ba (OH)2 (Bario hidroksidas) -Chromo hidroksidasAnfoterismo
Struktūros
Dehidratacijos reakcija
Nomenklatūra
Tradicinis
Atsargos
Sistematika
Hidroksidų pavyzdžiai
Nuorodos