Hydroxide Eigenschaften, Nomenklatur und Beispiele

Die Hydroxide sind anorganische und ternäre Verbindungen, die aus der Wechselwirkung zwischen einem Metallkation und der OH - funktionellen Gruppe (Hydroxid - Anion, OH - Gruppe) bestehen^-). Die meisten von ihnen sind ionisch, obwohl sie auch kovalente Bindungen haben können.

Zum Beispiel kann ein Hydroxid als die elektrostatische Wechselwirkung zwischen dem M-Kation dargestellt werden⁺ und das OH-Anion^-oder als kovalente Bindung über die M-OH-Bindung (unteres Bild). In der ersten ist die ionische Bindung gegeben, in der zweiten die kovalente Bindung. Diese Tatsache hängt im wesentlichen von dem Metall oder Kation M ab⁺sowie seine Ladung und seinen Ionenradius.

Da viele von ihnen von Metallen kommen, ist es äquivalent, sie als Metallhydroxide zu erwähnen.

Index

• 1 Wie sind sie gebildet?
• 2 Eigenschaften von Hydroxiden
  • 2.1 Anion OH-
  • 2.2 Ionischer und Grundcharakter
  • 2.3 Periodischer Trend
  • 2.4 Amphotericismus
  • 2.5 Strukturen
  • 2.6 Dehydratisierungsreaktion
• 3 Nomenklatur
  • 3.1 Traditionell
  • 3.2 Vorrat
  • 3.3 Systematik
• 4 Beispiele für Hydroxide
• 5 Referenzen

Wie sind sie gebildet?

Es gibt zwei hauptsächliche Synthesewege: durch Reaktion des entsprechenden Oxids mit Wasser oder mit einer starken Base in einem sauren Medium:

MO + H₂O => M (OH)₂

MO + H⁺ + OH^- => M (OH)₂

Nur die in Wasser löslichen Metalloxide reagieren direkt zum Hydroxid (erste chemische Gleichung). Andere sind unlöslich und erfordern saure Spezies, die M freisetzen⁺, die dann mit dem OH wechselwirkt^- von starken Basen (zweite chemische Gleichung).

Diese starken Basen sind jedoch Metallhydroxide NaOH, KOH und andere aus der Gruppe der Alkalimetalle (LiOH, RbOH, CsOH). Dies sind ionische Verbindungen, die in Wasser sehr gut löslich sind, daher ihre OH^- Sie sind frei, an chemischen Reaktionen teilzunehmen.

Auf der anderen Seite gibt es Metallhydroxide, die unlöslich sind und demzufolge sehr schwache Basen sind. Sogar einige von ihnen sind sauer, wie es bei Tellursäure Te (OH) der Fall ist.₆.

Das Hydroxid stellt ein Gleichgewicht der Löslichkeit mit dem umgebenden Lösungsmittel her. Wenn es zum Beispiel Wasser ist, dann wird das Gleichgewicht wie folgt ausgedrückt:

M (OH)₂ <=> M²⁺(ac) + OH^-(ac)

Wobei (ac) bedeutet, dass das Medium wässrig ist. Wenn der Feststoff unlöslich ist, ist die gelöste OH-Konzentration gering oder vernachlässigbar. Aus diesem Grund können unlösliche Metallhydroxide keine so basischen Lösungen wie NaOH erzeugen.

Aus dem Obigen kann abgeleitet werden, dass die Hydroxide sehr unterschiedliche Eigenschaften aufweisen, verbunden mit der chemischen Struktur und den Wechselwirkungen zwischen Metall und OH. Obwohl viele ionisch mit verschiedenen kristallinen Strukturen sind, haben andere andererseits komplexe und ungeordnete polymere Strukturen.

Eigenschaften von Hydroxiden

Anion OH^-

Das Hydroxylion ist ein Sauerstoffatom, das kovalent an ein Wasserstoffatom gebunden ist. Somit kann dies leicht als OH dargestellt werden^-. Die negative Ladung befindet sich an Sauerstoff und macht dieses Anion zu einer elektronenspendenden Spezies: einer Base.

Wenn das OH^- spendet seine Elektronen zu einem Wasserstoff, ein Molekül von H wird gebildet₂O. Sie können auch Ihre Elektronen an positiv geladene Spezies spenden: wie Metallzentren M⁺. Somit wird ein Koordinationskomplex durch die Dativverbindung M-OH gebildet (Sauerstoff trägt das Elektronenpaar bei).

Dafür muss Sauerstoff jedoch in der Lage sein, effizient mit dem Metall zu koordinieren, ansonsten haben die Wechselwirkungen zwischen M und OH einen ausgeprägten ionischen Charakter (M⁺ OH^-). Da das Hydroxylion in allen Hydroxiden gleich ist, liegt der Unterschied zwischen ihnen alle in dem Kation, das es begleitet.

Da dieses Kation aus jedem Metall im Periodensystem (Gruppen 1, 2, 13, 14, 15, 16 oder den Übergangsmetallen) stammen kann, variieren die Eigenschaften solcher Hydroxide enorm, obwohl sie alle in Betracht gezogen werden gemeinsam einige Aspekte.

Ionischer und grundlegender Charakter

In Hydroxiden, obwohl sie Koordinationsbindungen haben, haben sie einen latenten ionischen Charakter. In einigen, wie NaOH, sind ihre Ionen Teil eines kristallinen Netzwerks, das durch Na-Kationen gebildet wird.⁺ und Anionen OH^- in 1: 1 Proportionen; das heißt für jedes Na-Ion⁺ Es gibt ein OH-Ion^- des Gegenstücks.

Abhängig von der Metallbeladung werden mehr oder weniger OH-Anionen vorhanden sein^- um ihn herum. Zum Beispiel für ein Metallkation M²⁺ es wird zwei OH-Ionen geben^- mit ihm interagieren: M (OH)₂Was ist als HO umschrieben?^- M²⁺ OH^-. So wie es bei Metallen M geschieht³⁺ und mit anderen positiveren Ladungen (obwohl selten mehr als 3+).

Dieser ionische Charakter ist für viele der physikalischen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkte verantwortlich. Diese sind hoch, was die elektrostatischen Kräfte widerspiegelt, die innerhalb des Kristallgitters wirken.Auch wenn sich die Hydroxide auflösen oder schmelzen, können sie aufgrund der Beweglichkeit ihrer Ionen den elektrischen Strom leiten.

Nicht alle Hydroxide weisen jedoch die gleichen kristallinen Netzwerke auf. Diejenigen mit den stabilsten werden sich weniger wahrscheinlich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser lösen. Als allgemeine Regel gilt, je unterschiedlicher die Ionenradien von M⁺ und OH^-Je löslicher wird es sein.

Periodischer Trend

Das Obige erklärt, warum die Löslichkeit der Hydroxide der Alkalimetalle zunimmt, wenn man durch die Gruppe absinkt. Daher ist die Reihenfolge der Löslichkeiten in Wasser für diese wie folgt: LiOH<><><><>

Das OH^- es ist ein kleines Anion, und wenn das Kation voluminöser wird, schwächt sich das Kristallgitter energetisch ab.

Auf der anderen Seite bilden Erdalkalimetalle aufgrund ihrer höheren positiven Ladungen weniger lösliche Hydroxide. Dies ist, weil die M²⁺ es zieht die OHs stärker an^- verglichen mit M⁺. Gleichermaßen sind seine Kationen kleiner und daher in Bezug auf das OH weniger ungleich in der Größe^-.

Das Ergebnis davon ist der experimentelle Beweis, dass NaOH viel basischer ist als Ca (OH)₂. Das gleiche gilt für andere Hydroxide, entweder für die Übergangsmetalle oder für die Metalle des p-Blocks (Al, Pb, Te usw.).

Je kleiner und größer der Ionenradius und die positive Ladung von M sind⁺Je niedriger der ionische Charakter des Hydroxids ist, mit anderen Worten, mit sehr hohen Beladungsdichten. Ein Beispiel dafür tritt mit Berylliumhydroxid, Be (OH)₂. Das sein²⁺ Es ist ein sehr kleines Kation und seine zweiwertige Ladung macht es elektrisch sehr dicht.

Anfoterismo

Die Hydroxide M (OH)₂ Sie reagieren mit den Säuren zu einem Aquokomplex, dh M⁺ Es endet von Wassermolekülen umgeben. Es gibt jedoch eine begrenzte Anzahl von Hydroxiden, die ebenfalls mit den Basen reagieren können. Dies sind sogenannte amphotere Hydroxide.

Amphotere Hydroxide reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Basen. Die zweite Situation kann durch die folgende chemische Gleichung dargestellt werden:

M (OH)₂ + OH^- => M (OH)₃^-

Aber wie kann man feststellen, ob ein Hydroxid amphoter ist? Durch ein einfaches Laborexperiment. Weil viele Metallhydroxide in Wasser unlöslich sind, durch Zugabe einer starken Base zu einer Lösung mit den M-Ionen⁺ gelöst, zum Beispiel Al³⁺, wird das entsprechende Hydroxid ausfällen:

Al³⁺(ac) + 3 OH^-(ac) => Al (OH)₃(s)

Aber mit einem Überschuss an OH^- das Hydroxid reagiert weiter:

Al (OH)₃(s) + OH^- => Al (OH)₄^-(ac)

Als Folge wird der neue Komplex mit negativer Ladung von den umgebenden Wassermolekülen gelöst und löst den weißen Feststoff von Aluminiumhydroxid auf. Diejenigen Hydroxide, die bei Zugabe von zusätzlicher Base unverändert bleiben, verhalten sich nicht wie Säuren und sind daher nicht amphoter.

Strukturen

Die Hydroxide können kristalline Strukturen ähnlich denen vieler Salze oder Oxide aufweisen; einige einfache und andere sehr komplex. Darüber hinaus können diejenigen, bei denen der ionische Charakter abnimmt, metallische Zentren aufweisen, die durch Sauerstoffbrücken verbunden sind (HOM-O-MOH).

In Lösung sind die Strukturen unterschiedlich. Obwohl es für sehr lösliche Hydroxide ausreicht, sie als in Wasser gelöste Ionen zu betrachten, ist es für andere notwendig, die Koordinationschemie zu berücksichtigen.

Somit kann jedes Kation M⁺ Es kann auf eine begrenzte Anzahl von Arten abgestimmt werden. Je voluminöser es ist, desto größer ist die Anzahl der Wassermoleküle oder OH^- mit ihm verbunden. Daher das berühmte Koordinationsoktaeder vieler Metalle, die in Wasser gelöst sind (oder in irgendeinem anderen Lösungsmittel): M (OH₂)₆^{+ n}wobei n gleich der positiven Ladung des Metalls ist.

Das Cr (OH)₃zum Beispiel bildet tatsächlich ein Oktaeder. Wie? Betrachtet man die Verbindung als [Cr (OH₂)₃(OH)₃], von denen drei der Wassermoleküle durch OH-Anionen ersetzt sind^-. Wenn alle Moleküle durch OH ersetzt würden^-, dann würden wir den Komplex aus negativer Ladung und oktaedrischer Struktur [Cr (OH) erhalten₆]^3-. Die Ladung -3 ist das Ergebnis der sechs negativen Ladungen des OH^-.

Dehydratisierungsreaktion

Die Hydroxide können als "hydratisierte Oxide" betrachtet werden. In ihnen steht "das Wasser" jedoch in direktem Kontakt mit M⁺; während in den hydratisierten Oxiden MO · nH₂Oder die Wassermoleküle sind Teil einer externen Koordinationssphäre (sie sind nicht nah am Metall).

Diese Wassermoleküle können durch Erhitzen einer Hydroxidprobe extrahiert werden:

M (OH)₂ + Q (Wärme) => MO + H₂O

MO ist das Metalloxid, das als Ergebnis der Dehydratisierung des Hydroxids gebildet wird. Ein Beispiel für diese Reaktion ist das beim Entwässern von Kupfer (II) -hydroxid (Cu (OH)) beobachtete.₂:

Cu (OH)₂ (blau) + Q => CuO (schwarz) + H₂O

Nomenklatur

Was ist der richtige Weg, um Hydroxide zu nennen? Die IUPAC schlug zu diesem Zweck drei Nomenklaturen vor: traditionell, lagermäßig und systematisch. Es ist richtig, irgendeine der drei zu verwenden, jedoch kann es für einige Hydroxide zweckmäßiger oder praktischer sein, sie auf die eine oder andere Weise zu erwähnen.

Traditionell

Die traditionelle Nomenklatur besteht einfach darin, das Suffix -ico zu der höchsten Valenz hinzuzufügen, die das Metall darstellt; und das Suffix -oso zum niedrigsten. Wenn zum Beispiel das Metall M Valenzen +3 und +1 hat, ist das Hydroxid M ​​(OH)₃ es wird Hydroxid genannt (Name des Metalls)ico, während MOH-Hydroxid (Name des Metalls)Bär.

Um die Wertigkeit des Metalls im Hydroxid zu bestimmen, genügt es, die Zahl nach dem in Klammern eingeschlossenen OH zu beobachten. Also, M (OH)₅ bedeutet, dass das Metall eine Ladung oder Wertigkeit von +5 aufweist.

Der Hauptnachteil dieser Nomenklatur ist jedoch, dass sie für Metalle mit mehr als zwei Oxidationsstufen (wie bei Chrom und Mangan) kompliziert sein kann. Für solche Fälle werden die Hyper- und Hypo-Präfixe verwendet, um die höchsten und niedrigsten Valenzen zu bezeichnen.

Wenn M also nicht nur die Wer- te +3 und +1 hat, sondern auch +4 und +2, dann sind die Namen seiner Hydroxide mit höheren und niedrigeren Valenzen: Hydroxid hyper(Name des Metalls)icound Hydroxid hypo(Name des Metalls)Bär.

Vorrat

Von allen Nomenklaturen ist dies die einfachste. Hier folgt auf den Namen des Hydroxids einfach die Wertigkeit des in Klammern eingeschlossenen und in römischen Zahlen geschriebenen Metalls. Wieder für das M (OH)₅Zum Beispiel wäre seine Warenbezeichnung: Hydroxid (Name des Metalls) (V). (V) bezeichnet dann (+5).

Systematik

Schließlich ist die systematische Nomenklatur durch die Verwendung von Multiplikatorpräfixen (Di-, Tri-, Tetra-, Penta-, Hexa- usw.) gekennzeichnet. Diese Präfixe werden verwendet, um sowohl die Anzahl der Metallatome als auch die OH-Ionen anzugeben^-. Auf diese Weise ist das M (OH)₅ Es heißt: Pentahydroxid (Name des Metalls).

Im Fall von Hg₂(OH)₂zum Beispiel wäre Dimercuriumdihydroxid; eines der Hydroxide, deren chemische Struktur auf den ersten Blick komplex ist.

Beispiele für Hydroxide

Einige Beispiele für Hydroxide und ihre entsprechenden Nomenklaturen sind folgende:

-NaOH (Natriumhydroxid)

-Ca (OH) 2 (Calciumhydroxid)

-Fe (OH)_{3. (}Eisen (III) -hydroxid; Eisenhydroxid (III); oder Eisentrihydroxid)

-V (OH)_{5 (}Pervanadisches Hydroxid; Vanadiumhydroxid (V); oder Vanadiumpentahydroxid).

-Sn (OH)_{4 (}Statisches Hydroxid; Zinnhydroxid (IV); oder Zinntetrahydroxid).

-Ba (OH)₂ (Bariumhydroxid oder Bariumdihydroxid).

-Mn (OH)_{6 (}Manganhydroxid, Manganhydroxid (VI) oder Manganhexahydroxid).

-AgOH (Silberhydroxid, Silberhydroxid oder Silberhydroxid). Beachten Sie, dass es für diese Verbindung keine Unterscheidung zwischen Bestands- und systematischen Nomenklaturen gibt.

-Pb (OH)_{4 (}Plumbicohydroxid, Bleihydroxid (IV) oder Bleitetrahydroxid).

-LiOP (Lithiumhydroxid).

-Cd (OH) 2 (Cadmiumhydroxid)

-Ba (OH)_{2 (}Bariumhydroxid)

-Chrom-Hydroxid

Referenzen

1. Chemie LibreTexte. Löslichkeit von Metallhydroxiden. Genommen von: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Lektion 6: Nomenklatur von Säuren, Basen und Salzen. Genommen von: dl.clackamas.edu
3. Komplexe Ionen und Amphoterismus. [PDF] Genommen von: oneonta.edu
4. Vollquimica (14. Januar 2013). Metallhydroxide Genommen von: quimica2013.wordpress.com
5. Enzyklopädie der Beispiele (2017). Hydroxide Von: ejemplos.co
6. Castaños E. (9. August 2016). Formulierung und Nomenklatur: Hydroxide. Genommen von: lidiaconlaquimica.wordpress.com