Il idrossidi sono composti inorganici e ternari che consistono nell'interazione tra un catione metallico e il gruppo funzionale OH (anione idrossido, OH-). La maggior parte di loro sono di natura ionica, sebbene possano anche avere legami covalenti.
Ad esempio, un idrossido può essere rappresentato come l'interazione elettrostatica tra il catione M+ e l'anione OH-, o come legame covalente attraverso il legame M-OH (immagine inferiore). Nella prima si verifica il legame ionico, mentre nella seconda il covalente. Questo fatto dipende essenzialmente dal metallo o catione M+, così come la sua carica e il raggio ionico.
Poiché la maggior parte di essi proviene da metalli, è equivalente a menzionarli come idrossidi metallici.
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Esistono due principali vie sintetiche: facendo reagire l'ossido corrispondente con l'acqua, o con una base forte in un mezzo acido:
MO + HDueO => M (OH)Due
MO + H+ + Oh- => M (OH)Due
Solo quegli ossidi metallici solubili in acqua reagiscono direttamente per formare l'idrossido (prima equazione chimica). Altri sono insolubili e richiedono specie acide per rilasciare M+, che poi interagisce con l'OH- da basi forti (seconda equazione chimica).
Tuttavia, queste basi forti sono idrossidi metallici NaOH, KOH e altri del gruppo dei metalli alcalini (LiOH, RbOH, CsOH). Questi sono composti ionici altamente solubili in acqua, da qui il loro OH- sono liberi di partecipare a reazioni chimiche.
D'altra parte, ci sono idrossidi metallici che sono insolubili e di conseguenza sono basi molto deboli. Alcuni di loro sono persino acidi, come nel caso dell'acido tellurico, Te (OH)6.
L'idrossido stabilisce un equilibrio di solubilità con il solvente circostante. Se è acqua, ad esempio, l'equilibrio è espresso come segue:
M (OH)Due <=> MDue+(ac) + OH-(AC)
Dove (ac) indica che il mezzo è acquoso. Quando il solido è insolubile, la concentrazione di OH disciolto è piccola o trascurabile. Per questo motivo, gli idrossidi metallici insolubili non possono generare soluzioni basiche come 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. Pertanto, sebbene molti siano ionici, con varie strutture cristalline, altri hanno strutture polimeriche complesse e disordinate..
Lo ione idrossile è un atomo di ossigeno legato in modo covalente all'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 H.DueO. Puoi anche donare i tuoi elettroni a specie caricate positivamente: come i centri metallici M+. Pertanto, un complesso di coordinazione si forma attraverso il legame dativo M-OH (l'ossigeno fornisce la coppia di elettroni).
Tuttavia, affinché ciò avvenga l'ossigeno deve essere in grado di coordinarsi efficacemente con il metallo, altrimenti le interazioni tra M e OH avranno un marcato carattere ionico (M+ Oh-). Poiché lo ione idrossile è lo stesso in tutti gli idrossidi, la differenza tra tutti sta quindi nel catione che lo accompagna.
Allo stesso modo, poiché questo catione può provenire da qualsiasi metallo sulla tavola periodica (gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16 o i metalli di transizione), le proprietà di tali idrossidi variano enormemente, sebbene tutti contemplino in comune alcuni aspetti.
Negli idrossidi, sebbene abbiano legami di coordinazione, hanno un carattere ionico latente. In alcuni, come NaOH, i loro ioni fanno parte di un reticolo cristallino costituito da cationi Na+ e OH anioni- in proporzioni 1: 1; cioè per ogni ione Na+ c'è uno ione OH- controparte.
A seconda della carica del metallo, ci saranno più o meno anioni OH- intorno ad esso. Ad esempio, per un catione metallico MDue+ ci saranno due ioni OH- interagendo con lui: M (OH)Due, ciò che è abbozzato come HO- MDue+ Oh-. Allo stesso modo accade con i metalli M3+ e con altri con 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 e riflettono le forze elettrostatiche al lavoro all'interno del reticolo cristallino. Allo stesso modo, quando gli idrossidi si dissolvono o si sciolgono, possono condurre corrente elettrica a causa della mobilità dei loro ioni..
Tuttavia, non tutti gli idrossidi hanno gli stessi reticoli cristallini. Quelli con quelli 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-, più solubile sarà lo stesso.
Questo spiega perché la solubilità degli idrossidi di metalli alcalini aumenta man mano che ci si sposta lungo il gruppo. Pertanto, l'ordine crescente di solubilità in acqua per questi è il seguente: LiOH L'OH- è un piccolo anione e quando 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 MDue+ attrae OH più fortemente- rispetto a M+. Allo stesso modo, i suoi cationi sono più piccoli, e quindi di dimensioni meno disuguali rispetto a OH-. Il risultato di ciò è la prova sperimentale che NaOH è molto più basilare del Ca (OH).Due. Lo stesso ragionamento può essere applicato per altri idrossidi, sia per quelli dei metalli di transizione, sia per quelli dei metalli p-block (Al, Pb, Te, ecc.). Inoltre, più piccolo e grande è il raggio ionico e la carica positiva di M+, minore è il carattere ionico degli idrossido, cioè quelli con densità di carica molto elevate. Un esempio di ciò si verifica con l'idrossido di berillio, Be (OH)Due. Lui èDue+ è un catione molto piccolo e la sua carica bivalente lo rende elettricamente molto denso. Idrossidi M (OH)Due reagiscono con gli acidi per formare un complesso acquoso, cioè M+ finisce circondato da molecole d'acqua. Tuttavia, esiste un numero limitato di idrossidi che possono anche reagire con le basi. Questi sono i cosiddetti idrossidi anfoteri. Gli idrossidi anfoteri reagiscono sia con gli acidi che con le basi. La seconda situazione può essere rappresentata dalla seguente equazione chimica: M (OH)Due + 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 gli ioni M.+ sciolto, ad esempio, Al3+, l'idrossido corrispondente precipiterà: Al3+(aq) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(S) Ma avere un eccesso di OH- l'idrossido continua a reagire: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(AC) Di conseguenza, il nuovo complesso caricato negativamente viene solvatato dalle molecole d'acqua circostanti, sciogliendo il solido di idrossido di alluminio bianco. Quegli idrossidi che rimangono inalterati con l'aggiunta extra di base non si comportano come acidi e, quindi, non sono anfoteri. 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 collegati da ponti di ossigeno (HOM-O-MOH). In soluzione le strutture sono differenti. Sebbene per idrossidi altamente solubili sia sufficiente considerarli come ioni disciolti in acqua, per altri è necessario tener conto della chimica di coordinazione. Pertanto, ogni catione M+ può essere coordinato a un numero limitato di specie. Più è ingombrante, maggiore è il numero di molecole di acqua o OH.- collegato ad esso. Da qui proviene il famoso ottaedro di coordinazione di molti metalli disciolti in acqua (o in qualsiasi altro solvente): M (OHDue)6+n, dove n è uguale alla carica positiva del metallo. Cr (OH)3, per esempio, forma effettivamente un ottaedro. Come? Considerando il composto come [Cr (OHDue)3(OH)3], di cui tre delle molecole d'acqua sono sostituite da anioni OH-. Se tutte le molecole fossero sostituite da OH-, quindi il complesso con carica negativa e struttura ottaedrica [Cr (OH)6]3-. La carica -3 è il risultato delle sei cariche negative dell'OH-. Gli idrossidi possono essere considerati "ossidi idrati". Tuttavia, in essi "l'acqua" è a diretto contatto con M+; mentre negli ossidi idrati MO nHDueOppure, le molecole d'acqua fanno parte di una sfera di coordinazione esterna (non sono vicine al metallo). Queste molecole d'acqua possono essere estratte riscaldando un campione di idrossido: M (OH)Due + Q (calore) => MO + HDueO MO è l'ossido di metallo formato a seguito della disidratazione dell'idrossido. Un esempio di questa reazione è quella osservata quando l'idrossido rameico, Cu (OH), è disidratatoDue: Cu (OH)Due (blu) + Q => CuO (nero) + HDueO Qual è il modo corretto per menzionare gli idrossidi? La IUPAC ha proposto a questo scopo tre nomenclature: tradizionale, stock e sistematica. È corretto utilizzare uno dei tre, tuttavia, per alcuni idrossidi può essere più conveniente o pratico menzionarlo in un modo o nell'altro. La nomenclatura tradizionale consiste semplicemente nell'aggiungere il suffisso -ico alla valenza più alta del metallo; e il suffisso -oso al più basso. Quindi, ad esempio, se il metallo M ha valenze +3 e +1, l'idrossido M (OH)3 si chiamerà idrossido (nome del metallo)ico, mentre MOH idrossido (nome del metallo)orso. Per determinare la valenza del metallo nell'idrossido, basta guardare il numero dopo l'OH racchiuso tra parentesi. Quindi, M (OH)5 significa che il metallo ha una carica o valenza di +5. Lo svantaggio principale di questa nomenclatura, tuttavia, è che può essere complicato per metalli con più di due stati di ossidazione (come cromo e manganese). In questi casi, i prefissi hyper- e hypo- sono usati per denotare le valenze più alte e più basse.. Quindi, se M invece di avere solo +3 e +1 valenze, ha anche +4 e +2, allora i nomi dei suoi idrossidi con le valenze più alte e più basse sono: idrossido iper(nome del metallo)ico, e idrossido singhiozzo(nome del metallo)orso. Di tutte le nomenclature questa è la più semplice. Qui il nome dell'idrossido è semplicemente seguito dalla valenza del metallo racchiusa tra parentesi e scritta in numeri romani. Ancora per la M (OH)5, ad esempio, la tua nomenclatura di borsa sarebbe: (nome del metallo) idrossido (V). (V) indica quindi (+5). Infine, la nomenclatura sistematica è caratterizzata dal ricorso alla moltiplicazione dei prefissi (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 denominato come: (nome del metallo) pentaidrossido. Nel caso di HgDue(OH)Due, per esempio, sarebbe diidrossido dimercurico; uno degli idrossidi la cui struttura chimica è complessa a prima vista. Alcuni esempi di idrossidi e le loro corrispondenti nomenclature sono i seguenti: -NaOH (idrossido di sodio) -Ca (OH) 2 (idrossido di calcio) -Fe (OH)3. (Idrossido ferrico; idrossido di ferro (III); o triidrossido di ferro) -V (OH)5 (Idrossido pervanadico; Idrossido di vanadio (V); o vanadio pentaidrossido). -Sn (OH)4 (Idrossido stanico; idrossido di stagno (IV); o tetraidrossido di stagno). -Ba (OH)Due (Idrossido di bario o diidrossido di bario). -Mn (OH)6 (Idrossido manganico, idrossido di manganese (VI) o esaidrossido di manganese). -AgOH (idrossido d'argento, idrossido d'argento o idrossido d'argento). Si noti che per questo composto non c'è distinzione tra le nomenclature stock e quelle sistematiche. -Pb (OH)4 (Piombo idrossido, piombo (IV) idrossido o piombo tetraidrossido). -LiOP (idrossido di litio). -Cd (OH) 2 (idrossido di cadmio) -Ba (OH)Due (Idrossido di bario) -Idrossido di cromoAnfoterismo
Strutture
Reazione di disidratazione
Nomenclatura
Tradizionale
Azione
Sistematico
Esempi di idrossidi
Riferimenti
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