Podíl:
Vlastnosti hydroxidů, názvosloví a příklady
hydroxidy jsou anorganické a ternární sloučeniny, které se skládají z interakce mezi kovovým kationtem a OH funkční skupinou (hydroxidový anion, OH-). Většina z nich má iontovou povahu, i když mohou mít také kovalentní vazby.
Hydroxid může být například reprezentován jako elektrostatická interakce mezi kationtem M+ a aniont OH-, nebo jako kovalentní vazba prostřednictvím vazby M-OH (spodní obraz). V první je dána iontová vazba, zatímco ve druhé kovalentní vazbě. Tato skutečnost závisí v podstatě na kovu nebo kationtu M+, stejně jako jeho náboj a iontový poloměr.
Protože mnoho z nich pochází z kovů, je ekvivalentní zmínit se o nich jako o hydroxidech kovů.
Index
- 1 Jak se tvoří?
- 2 Vlastnosti hydroxidů
- 2.1 Anion OH-
- 2.2 Iontový a základní charakter
- 2.3 Periodický trend
- 2.4 Amfotericismus
- 2.5 Struktury
- 2.6 Dehydratační reakce
- 3 Nomenklatura
- 3.1 Tradiční
- 3.2 Sklad
- 3.3 Systematika
- 4 Příklady hydroxidů
- 5 Odkazy
Jak se tvoří?
Existují dvě hlavní syntetické cesty: reakcí odpovídajícího oxidu s vodou nebo silnou bází v kyselém prostředí:
MO + H2O => M (OH)2
MO + H+ + OH- => M (OH)2
Pouze ty oxidy kovů rozpustné ve vodě reagují přímo za vzniku hydroxidu (první chemická rovnice). Jiní jsou nerozpustní a vyžadují kyselé druhy, které uvolňují M+, který pak interaguje s OH- ze silných bází (druhá chemická rovnice).
Těmito silnými bázemi jsou však hydroxidy kovů NaOH, KOH a další ze skupiny alkalických kovů (LiOH, RbOH, CsOH). Jedná se o iontové sloučeniny vysoce rozpustné ve vodě, proto jejich OH- se mohou účastnit chemických reakcí.
Na druhé straně existují hydroxidy kovů, které jsou nerozpustné a jsou tedy velmi slabými bázemi. Dokonce i některé z nich jsou kyselé, jako je tomu u kyseliny telurové, Te (OH)6.
Hydroxid vytváří rovnováhu rozpustnosti s rozpouštědlem kolem něj. Pokud se jedná například o vodu, pak je váha vyjádřena následovně:
M (OH)2 <=> M2+(ac) + OH-(ac)
Kde (ac) znamená, že médium je vodné. Pokud je pevná látka nerozpustná, je koncentrace rozpuštěného OH malá nebo zanedbatelná. Z tohoto důvodu nerozpustné hydroxidy kovů nemohou vytvářet roztoky zásadité jako roztoky NaOH.
Z výše uvedeného lze odvodit, že hydroxidy vykazují velmi odlišné vlastnosti, spojené s chemickou strukturou a interakcemi mezi kovem a OH. Ačkoli mnoho z nich je iontových, s různými krystalickými strukturami, jiné na druhé straně představují komplexní a neuspořádané polymerní struktury.
Vlastnosti hydroxidů
Anion OH-
Hydroxylový ion je atom kyslíku kovalentně vázaný na vodík. To může být snadno reprezentováno jako OH-. Záporný náboj se nachází na kyslíku, což činí tento anion elektronem darujícím druhem: bází.
Je-li OH- daruje své elektrony vodíku, vzniká molekula H2O. Můžete také darovat své elektrony pozitivně nabitým druhům: jako kovová centra M+. Tak, koordinační komplex je tvořen přes dative spojení M-OH (kyslík přispívá dvojici elektronů) \ t.
Aby se to však stalo, musí být kyslík schopen účinně koordinovat s kovem, jinak budou mít interakce mezi M a OH značený iontový charakter (M+ OH-). Vzhledem k tomu, že hydroxylový ion je ve všech hydroxidech stejný, pak rozdíl mezi nimi leží v kationtu, který je doprovází..
Také proto, že tento kation může pocházet z jakéhokoliv kovu v periodické tabulce (skupiny 1, 2, 13, 14, 15, 16 nebo z přechodných kovů), vlastnosti takových hydroxidů se značně liší, i když všechny z nich uvažují společné aspekty.
Iontový a základní charakter
V hydroxidech, přestože mají koordinační vazby, mají latentní iontový charakter. V některých, jako je NaOH, jsou jeho ionty součástí krystalické sítě tvořené Na kationty.+ a anionty OH- v poměru 1: 1; to znamená pro každý iont Na+ existuje OH ion- protistrany.
V závislosti na zatížení kovu bude více či méně OH aniontů- kolem něj. Například pro kovový kationt M2+ budou existovat dva OH ionty- interakce s ním: M (OH)2, co je načrtnuto jako HO- M2+ OH-. Stejným způsobem se to děje s kovy M3+ as ostatními pozitivními poplatky (i když jen zřídka převyšují 3+).
Tento iontový charakter je zodpovědný za mnoho fyzikálních vlastností, jako jsou teploty tání a teploty varu. Ty jsou vysoké, což odráží elektrostatické síly, které působí v krystalové mřížce. Také, když jsou hydroxidy rozpuštěny nebo roztaveny, mohou vést elektrický proud v důsledku mobility svých iontů.
Ne všechny hydroxidy však mají stejné krystalické sítě. Ty s nejstabilnějšími budou méně pravděpodobně rozpustné v polárních rozpouštědlech, jako je voda. Obecnějším pravidlem je, že čím více se liší iontové poloměry M+ a OH-, více rozpustný bude stejný.
Periodický trend
Výše uvedené vysvětluje, proč se rozpustnost hydroxidů alkalických kovů zvyšuje s klesající skupinou. Zvyšující se pořadí rozpustnosti ve vodě pro tyto látky je tedy následující: LiOH OH- je malý anion, a jak kation stane se více objemný, krystalová mřížka silně oslabí energeticky. Na druhé straně, kovy alkalických zemin tvoří méně rozpustné hydroxidy vzhledem k jejich vyšším kladným nábojům. To proto, že M2+ To přitahuje OHs silněji- ve srovnání s M+. Podobně, jeho kationty jsou menší, a tudíž méně nerovnoměrné vzhledem k OH-. Výsledkem je experimentální důkaz, že NaOH je mnohem zásadnější než Ca (OH)2. Stejná úvaha může být použita pro jiné hydroxidy, ať už pro kovy přechodných kovů, nebo pro kovy p-bloků (Al, Pb, Te atd.). Také menší a větší iontový poloměr a kladný náboj M+, iontový charakter hydroxidu bude nižší, jinými slovy ty, které mají velmi vysoké zatěžovací hustoty. Příkladem toho je hydroxid berylnatý, Be (OH)2. Být2+ Jedná se o velmi malý kation a jeho dvojmocný náboj ho činí elektricky velmi hustým. Hydroxidy M (OH)2 reagují s kyselinami za vzniku aquokomplexu, tj. M+ Končí obklopen molekulami vody. Existuje však omezený počet hydroxidů, které mohou také reagovat se zásadami. Jedná se o tzv. Amfoterní hydroxidy. Amfoterní hydroxidy reagují s kyselinami i zásadami. Druhá situace může být reprezentována následující chemickou rovnicí: M (OH)2 + OH- => M (OH)3- Ale jak zjistit, zda je hydroxid amfoterní? Jednoduchým laboratorním experimentem. Protože mnoho hydroxidů kovů je nerozpustných ve vodě, přidáním silné báze do roztoku s ionty M+ rozpuštěný, například Al3+, vysráží odpovídající hydroxid: Al3+(ac) + 3OH-(ac) => Al (OH)3(s) Ale s přebytkem OH- hydroxid pokračuje v reakci: Al (OH)3(s) + OH- => Al (OH)4-(ac) Výsledkem je, že nový negativně nabitý komplex je solvatován okolními molekulami vody, čímž se rozpustí bílá pevná látka hydroxidu hlinitého. Ty hydroxidy, které zůstávají nezměněny přidáním extra báze, se nechovají jako kyseliny, a proto nejsou amfoterní. Hydroxidy mohou mít krystalické struktury podobné těm, které mají mnoho solí nebo oxidů; některé jednoduché a jiné velmi složité. Navíc ty, kde dochází ke snížení iontového charakteru, mohou představovat kovová centra spojená kyslíkovými můstky (HOM-O-MOH). V řešení jsou struktury odlišné. I když je pro velmi rozpustné hydroxidy dostačující považovat je za ionty rozpuštěné ve vodě, pro ostatní je třeba vzít v úvahu koordinační chemii. Takže každý kationt M+ Může být koordinován na omezený počet druhů. Čím je objemnější, tím větší je počet molekul vody nebo OH- s ním. Proto je slavný oktaedron koordinace mnoha kovů rozpuštěných ve vodě (nebo v jakémkoliv jiném rozpouštědle): M (OH2)6+n, je n rovno kladnému náboji kovu. Cr (OH)3, Například, to opravdu tvoří oktaedron. Jak? S ohledem na sloučeninu jako [Cr (OH2)3(OH)3], z nichž tři molekuly vody jsou nahrazeny OH anionty-. Pokud byly všechny molekuly nahrazeny OH-, pak se získá komplex negativního náboje a oktaedrální struktury [Cr (OH)6]3-. Náboj -3 je výsledkem šesti záporných nábojů OH-. Hydroxidy lze považovat za "hydratované oxidy". Nicméně, v nich "voda" je v přímém kontaktu s M+; zatímco v hydratovaných oxidech MO · nH2Nebo molekuly vody jsou součástí vnější koordinační sféry (nejsou v blízkosti kovu). Uvedené molekuly vody mohou být extrahovány zahříváním vzorku hydroxidu: M (OH)2 + Q (teplo) => MO + H2O MO je oxid kovu vytvořený v důsledku dehydratace hydroxidu. Příkladem této reakce je reakce pozorovaná při dehydrataci hydroxidu měďnatého, Cu (OH)2: Cu (OH)2 (modrá) + Q => CuO (černá) + H2O Jaký je správný způsob, jak zmínit hydroxidy? IUPAC navrhl pro tento účel tři názvosloví: tradiční, skladové a systematické. Je správné použít kterýkoli ze tří, nicméně pro některé hydroxidy může být vhodnější nebo praktičtější, aby se o tom zmínil jedním nebo druhým způsobem.. Tradiční názvosloví jednoduše spočívá v přidání přípony -ico k nejvyšší valenci, kterou kov představuje; a přípona -oso na nejnižší. Například, jestliže kov M má valence +3 a +1, hydroxid M (OH)3 bude nazýván hydroxid (název kovu)ico, zatímco hydroxid mOH (název kovu)medvěd. Pro stanovení valence kovu v hydroxidu stačí pozorovat číslo za OH uzavřené v závorkách. M (OH)5 znamená, že kov má náboj nebo valenci +5. Hlavní nevýhodou této nomenklatury je však to, že to může být komplikované u kovů s více než dvěma oxidačními stavy (jako u chromu a manganu). Pro tyto případy se hyper- a hypo- prefixy používají k označení nejvyšší a nejnižší valence.. Pokud tedy M místo toho, aby měl pouze valence +3 a +1, má také +4 a +2, pak názvy jeho hydroxidů vyšších a nižších valencí jsou: hydroxid hyper(název kovu)ico, a hydroxid hypo(název kovu)medvěd. Ze všech názvů je to nejjednodušší. Zde je název hydroxidu následován jednoduše valencí kovu uzavřeného v závorkách a napsaným římskými číslicemi. Opět pro M (OH)5, například její skladové názvosloví by bylo: hydroxid (název kovu) (V). (V) pak označuje (+5). Nakonec se systematická nomenklatura vyznačuje použitím multiplikátorových prefixů (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- atd.). Tyto předpony se používají k určení jak počtu atomů kovů, tak i iontů OH-. Tímto způsobem M (OH)5 Je pojmenován jako: pentahydroxid (název kovu). V případě Hg2(OH)2, například by to byl dimerkurium dihydroxid; jeden z hydroxidů, jejichž chemická struktura je na první pohled složitá. Některé příklady hydroxidů a jejich odpovídající názvosloví jsou ty, které následují: -NaOH (hydroxid sodný) -Ca (OH) 2 (hydroxid vápenatý) -Fe (OH)3. (Hydroxid železitý; hydroxid železitý (III); nebo trihydroxid železitý) -V (OH)5 (Hydroxid pervanadičný; hydroxid vanadu (V); nebo pentahydroxid vanadičitý). -Sn (OH)4 (Statický hydroxid; hydroxid cínu (IV); nebo tetrahydroxid cínu). -Ba (OH)2 (Hydroxid barnatý nebo dihydroxid barnatý). -Mn (OH)6 (Hydroxid manganičitý, hydroxid manganičitý (VI) nebo hexahydroxid manganičitý). -AgOH (hydroxid stříbrný, hydroxid stříbrný nebo hydroxid stříbrný). Všimněte si, že pro tuto sloučeninu neexistuje rozdíl mezi skladovými a systematickými názvoslovími. -Pb (OH)4 (Hydroxid Plúmbico, hydroxid olovnatý (IV) nebo tetrahydroxid olovnatý). -LiOP (hydroxid lithný). -Cd (OH) 2 (hydroxid kademnatý) -Ba (OH)2 (Hydroxid barnatý -Hydroxid chromitýAnfoterismo
Struktury
Dehydratační reakce
Nomenklatura
Tradiční
Sklad
Systematika
Příklady hydroxidů
Odkazy