Idrossidi: proprietà, nomenclatura ed esempi
Gli idrossidi sono composti inorganici e ternari che consistono nell'interazione tra un catione metallico e il gruppo funzionale OH (anione idrossido, OH-). Molti di essi 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 il legame covalente tramite il legame M-OH (immagine inferiore). Nel primo viene dato il legame ionico, mentre nel secondo il legame covalente. Questo fatto dipende essenzialmente dal metallo o M + cation, così come dalla sua carica e dal raggio ionico.
Poiché la maggior parte di questi proviene da metalli, è equivalente menzionarli come idrossidi di metallo.
Come si formano?
Esistono due principali vie sintetiche: facendo reagire il corrispondente ossido con acqua o con una base forte in un mezzo acido:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH- => M (OH) 2
Solo gli ossidi metallici solubili in acqua reagiscono direttamente per formare l'idrossido (prima equazione chimica). Altri sono insolubili e richiedono specie acide che rilasciano M +, che poi interagisce con l'OH- dalle basi forti (seconda equazione chimica).
Tuttavia, dette basi forti sono idrossidi di metallo NaOH, KOH e altri del gruppo dei metalli alcalini (LiOH, RbOH, CsOH). Questi sono composti ionici altamente solubili in acqua, quindi i loro OH- sono liberi di partecipare alle reazioni chimiche.
D'altra parte, esistono idrossidi di metallo che sono insolubili e di conseguenza sono basi molto deboli. Anche alcuni di loro sono acidi, come nel caso dell'acido tellurico, Te (OH) 6 .
L'idrossido stabilisce un equilibrio di solubilità con il solvente attorno ad esso. Se è acqua, ad esempio, il saldo è espresso come segue:
M (OH) 2 M2 + (ac) + OH- (ac)
Dove (ac) indica che il mezzo è acquoso. Quando il solido è insolubile, la concentrazione di OH dissolta è piccola o trascurabile. Per questo motivo, idrossidi di metallo insolubile non possono generare soluzioni di base come quelle di NaOH.
Da quanto sopra si può dedurre che gli idrossidi presentano proprietà molto diverse, legate alla struttura chimica e alle interazioni tra il metallo e l'OH. Così, sebbene molti siano ionici, con varie strutture cristalline, altri invece hanno strutture polimeriche complesse e disordinate.
Proprietà degli idrossidi
Anion OH-
Lo ione idrossile è un atomo di ossigeno legato covalentemente ad un 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 di H 2 O. Può anche donare i suoi elettroni a specie caricate positivamente: come i centri metallici M +. Quindi, un complesso di coordinazione è formato attraverso il collegamento dativo M-OH (l'ossigeno contribuisce alla coppia di elettroni).
Tuttavia, affinché ciò avvenga, l'ossigeno deve essere in grado di coordinarsi efficientemente con il metallo, altrimenti le interazioni tra M e OH avranno un marcato carattere ionico (M + OH-). Poiché lo ione ossidrile è lo stesso in tutti gli idrossidi, la differenza tra tutti loro si trova nel catione che lo accompagna.
Inoltre, poiché questo catione può provenire da qualsiasi metallo nella tavola periodica (gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16 o dai metalli di transizione), le proprietà di tali idrossidi variano enormemente, anche se tutte contemplano comuni alcuni aspetti.
Carattere ionico e di base
Negli idrossidi, sebbene abbiano legami di coordinazione, hanno un carattere ionico latente. In alcuni, come NaOH, i loro ioni fanno parte di una rete cristallina composta da Na + cation e OH-anions in proporzioni 1: 1; cioè, per ogni ione Na + vi è una controparte OH-ione.
A seconda del carico di metallo, intorno ad esso ci saranno più o meno anioni OH. Ad esempio, per un catione di metalli M2 + ci saranno due ioni OH che interagiscono con esso: M (OH) 2, che è delineato come HO-M2 + OH-. Lo stesso accade con i metalli M3 + e 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, il che riflette le forze elettrostatiche che agiscono all'interno del reticolo cristallino. Allo stesso modo, quando gli idrossidi vengono sciolti o sciolti possono condurre la corrente elettrica a causa della mobilità dei loro ioni.
Tuttavia, non tutti gli idrossidi hanno le stesse reti cristalline. Quelli con i 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 saranno solubili.
Tendenza periodica
Quanto sopra spiega perché la solubilità degli idrossidi dei metalli alcalini aumenta con la discesa del gruppo. Quindi, l'ordine crescente di solubilità in acqua per questi è il seguente: LiOH L'OH- è un piccolo anione, e mentre 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 M2 + attrae l'OH- con una forza maggiore rispetto a M +. Allo stesso modo, i suoi cationi sono più piccoli, e quindi meno disuguali per quanto riguarda OH-. Il risultato di ciò è la prova sperimentale che NaOH è molto più basilare di Ca (OH) 2 . Lo stesso ragionamento può essere applicato per altri idrossidi, sia per quelli dei metalli di transizione, sia per quelli dei metalli del blocco p (Al, Pb, Te, ecc.). Inoltre, più piccolo è il raggio ionico e la carica positiva di M +, minore è il carattere ionico dell'idrossido, in altre parole, quelli con densità di carica molto elevate. Un esempio di questo si verifica con l'idrossido di berillio, Be (OH) 2 . Be2 + è un catione molto piccolo e la sua carica bivalente lo rende elettricamente molto denso. Gli idrossidi M (OH) 2 reagiscono con gli acidi per formare un acquocomplesso, vale a dire estremità M + circondate da molecole d'acqua. Tuttavia, esiste un numero limitato di idrossidi che possono anche reagire con le basi. Questi sono quelli che sono noti come idrossidi anfoteri. Gli idrossidi anfoteri reagiscono con acidi e basi. La seconda situazione può essere rappresentata dalla seguente equazione chimica: M (OH) 2 + 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 ad una soluzione con gli ioni M + disciolti, ad esempio Al3 +, il corrispondente idrossido precipiterà: Al3 + (ac) + 3OH- (ac) => Al (OH) 3 (s) Ma avendo 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 è solvatato dalle molecole d'acqua circostanti, sciogliendo il solido bianco di idrossido di alluminio. Questi idrossidi che rimangono invariati con l'aggiunta di una base extra non si comportano come acidi e, pertanto, 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 uniti da ponti di ossigeno (HOM-O-MOH). In soluzione le strutture sono diverse. Sebbene per gli idrossidi molto solubili è sufficiente considerarli come ioni disciolti in acqua, per altri è necessario tenere conto della chimica di coordinazione. Pertanto, ciascuna M + cation può essere coordinata a un numero limitato di specie. Più è voluminoso, maggiore è il numero di molecole d'acqua o OH- collegato ad esso. Da qui il famoso ottaedro di coordinamento di molti metalli disciolti nell'acqua (o in qualsiasi altro solvente): M (OH 2 ) 6 + n, n essendo uguale alla carica positiva del metallo. Cr (OH) 3, ad esempio, in realtà forma un ottaedro. Come? Considerando il composto come [Cr (OH 2 ) 3 (OH) 3 ], di cui tre delle molecole d'acqua sono sostituite da anioni OH. Se tutte le molecole fossero sostituite da OH-, allora si otterrebbe il complesso di 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 come "ossidi idratati". Tuttavia, in loro "acqua" è in contatto diretto con M +; mentre negli ossidi idratati MO · nH 2 O, le molecole d'acqua fanno parte di una sfera di coordinazione esterna (non sono vicine al metallo). Dette molecole d'acqua possono essere estratte attraverso il riscaldamento di un campione di idrossido: M (OH) 2 + Q (calore) => MO + H 2 O MO è l'ossido di metallo formato a seguito della disidratazione dell'idrossido. Un esempio di questa reazione è quello osservato quando l'idrossido rameico, Cu (OH) 2, è disidratato: Cu (OH) 2 (blu) + Q => CuO (nero) + H 2 O Qual è il modo corretto di menzionare gli idrossidi? IUPAC ha proposto tre nomenclature per questo scopo: tradizionale, azionario e sistematico. È corretto utilizzare uno qualsiasi 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 massima valenza che il metallo presenta; e il suffisso -oso al più basso. Così, ad esempio, se il metallo M ha valenze +3 e +1, l'idrossido M (OH) 3 si chiamerà idrossido (nome del metallo) ico, mentre l'idrossido di MOH (nome del metallo) sopporta . Per determinare la valenza del metallo nell'idrossido, è sufficiente osservare il numero dopo l'OH racchiuso tra parentesi. Quindi, M (OH) 5 significa che il metallo ha una carica o una valenza di +5. Lo svantaggio principale di questa nomenclatura, tuttavia, è che può essere complicato per i metalli con più di due stati di ossidazione (come con cromo e manganese). In questi casi, i prefissi iper- e ipo- sono usati per indicare le valenze più alte e quelle più basse. Quindi, se M invece di avere solo valenze +3 e +1, ha anche +4 e +2, quindi i nomi dei suoi idrossidi delle valenze superiori e inferiori sono: iperidrossido (nome del metallo) ico e idrossido di ipoide ( nome del metallo) orso . Di tutte le nomenclature questo è il più semplice. Qui il nome dell'idrossido è seguito semplicemente dalla valenza del metallo racchiuso tra parentesi e scritto in numeri romani. Sempre per M (OH) 5, ad esempio, la sua nomenclatura di magazzino sarebbe: idrossido (nome del metallo) (V). (V) indica quindi (+5). Infine, la nomenclatura sistematica è caratterizzata dal ricorso a prefissi moltiplicatori (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, M (OH) 5 è chiamato come: pentahydroxide (nome del metallo). Per il caso di Hg 2 (OH) 2, ad esempio, sarebbe dimercurio diidrossido; uno degli idrossidi la cui struttura chimica è complessa a prima vista. Alcuni esempi di idrossidi e le loro corrispondenti nomenclature sono quelli che seguono: -NaOH (idrossido di sodio)Anfotero
strutture
Reazione di disidratazione
nomenclatura
tradizionale
stock
sistematica
Esempi di idrossidi
-Ca (OH) 2 (idrossido di calcio)
-Fe (OH) 3. ( Idrossido ferrico, idrossido di ferro (III) o triidrossido di ferro)
-V (OH) 5 ( idrossido peranoico, vanadio idrossido (V) o vanadio pentaidrossido).
-Sn (OH) 4 ( idrossido di stagno, idrossido di stagno (IV) o tetraidrossido di stagno).
-Ba (OH) 2 (idrossido di bario o diidrossido di bario).
-Mn (OH) 6 ( idrossido di manganese, idrossido di manganese (VI) o esaidrossido di manganese).
-AgOH (idrossido di argento, idrossido di argento o idrossido d'argento). Si noti che per questo composto non vi è alcuna distinzione tra nomenclature di magazzino e sistematiche.
-Pb (OH) 4 ( idrossido di Plúmbico, idrossido di piombo (IV) o tetraidrossido di piombo).
-LiOP (idrossido di litio).
-Cd (OH) 2 (idrossido di cadmio)
-Ba (OH) 2 ( idrossido di bario)
-Chrome idrossido
