ГИДРОКСИДЫ: СВОЙСТВА, НОМЕНКЛАТУРА И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2026

Эти гидроксиды являются неорганическими и тройными соединениями , состоящие из взаимодействия катиона металла и функциональной группы ОН (гидроксид аниона, ОН ^- ). Большинство из них имеют ионную природу, хотя могут также иметь ковалентные связи.

Например, гидроксид может быть представлен как электростатическое взаимодействие между катионом M ⁺ и анионом OH ^- или как ковалентная связь через связь M-OH (нижнее изображение). В первом случае возникает ионная связь, а во втором - ковалентная. Этот факт существенно зависит от металла или катиона M ⁺ , а также от его заряда и ионного радиуса.

Источник: Габриэль Боливар

Поскольку большинство из них получают из металлов, их можно назвать гидроксидами металлов.

Как они сформированы?

Существует два основных пути синтеза: путем реакции соответствующего оксида с водой или с сильным основанием в кислой среде:

МО + Н ₂ О => М (ОН) ₂

МО + Н ⁺ + ОН ^- => М (ОН) ₂

Только те оксиды металлов, которые растворимы в воде, вступают в непосредственную реакцию с образованием гидроксида (первое химическое уравнение). Другие нерастворимы и требуют кислых частиц для высвобождения M ⁺ , который затем взаимодействует с OH ^- из сильных оснований (второе химическое уравнение).

Однако этими сильными основаниями являются гидроксиды металлов NaOH, KOH и другие из группы щелочных металлов (LiOH, RbOH, CsOH). Это ионные соединения, хорошо растворимые в воде, поэтому их ОН ^- могут свободно участвовать в химических реакциях.

С другой стороны, есть гидроксиды металлов, которые нерастворимы и, следовательно, являются очень слабыми основаниями. Некоторые из них даже кислые, как в случае с теллуровой кислотой Те (ОН) ₆ .

Гидроксид устанавливает баланс растворимости с окружающим растворителем. Если это, например, вода, то равновесие выражается следующим образом:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ (водн.) + OH ^- (водн.)

Где (ac) означает, что среда является водной. Когда твердое вещество нерастворимо, концентрация растворенного ОН мала или пренебрежимо мала. По этой причине нерастворимые гидроксиды металлов не могут образовывать такие щелочные растворы, как NaOH.

Из вышесказанного можно сделать вывод, что гидроксиды обладают очень разными свойствами, связанными с химической структурой и взаимодействиями между металлом и ОН. Таким образом, хотя многие из них являются ионными с различными кристаллическими структурами, другие имеют сложные и неупорядоченные полимерные структуры.

Свойства гидроксидов

ОН анион

Ион гидроксила представляет собой атом кислорода, ковалентно связанный с водородом. Таким образом, это легко можно представить как ОН ^- . Отрицательный заряд находится на кислороде, что делает этот анион донором электронов: основанием.

Если OH ^- отдает свои электроны водороду, образуется молекула H ₂ O. Она также может отдавать свои электроны положительно заряженным частицам, таким как центры металлов M ⁺ . Таким образом, координационный комплекс образуется через дативную связь M - OH (кислород обеспечивает пару электронов).

Однако для этого кислород должен иметь возможность эффективно координировать свои действия с металлом, в противном случае взаимодействия между M и OH будут иметь сильный ионный характер (M ⁺ OH ^- ). Поскольку ион гидроксила один и тот же во всех гидроксидах, разница между ними заключается в катионе, который его сопровождает.

Точно так же, поскольку этот катион может происходить из любого металла периодической таблицы (группы 1, 2, 13, 14, 15, 16 или переходные металлы), свойства таких гидроксидов сильно различаются, хотя все они рассматриваются в общие некоторые аспекты.

Ионный и основной характер

В гидроксидах, хотя они и имеют координационные связи, они имеют скрытый ионный характер. В некоторых случаях, таких как NaOH, их ионы являются частью кристаллической решетки, состоящей из катионов Na ⁺ и анионов OH ^- в соотношении 1: 1; то есть для каждого иона Na ⁺ существует аналог иона OH ^- .

В зависимости от заряда металла вокруг него будет больше или меньше анионов OH ^- . Например, для катиона металла M ²⁺ будут взаимодействовать два иона OH ^- : M (OH) ₂ , обозначенный как HO ^- M ²⁺ OH ^- . То же самое происходит с металлами M ³⁺ и другими с более положительными зарядами (хотя они редко превышают 3+).

Этот ионный характер отвечает за многие физические свойства, такие как точки плавления и кипения. Они высоки, отражая электростатические силы, действующие в кристаллической решетке. Кроме того, когда гидроксиды растворяются или плавятся, они могут проводить электрический ток из-за подвижности своих ионов.

Однако не все гидроксиды имеют одинаковую кристаллическую решетку. Наиболее стабильные из них с меньшей вероятностью растворятся в полярных растворителях, таких как вода. Как правило, чем более различаются ионные радиусы M ⁺ и OH ^- , тем более растворимы они.

Периодический тренд

Вышеупомянутое объясняет, почему растворимость гидроксидов щелочных металлов увеличивается при спуске по группе. Таким образом, для них порядок увеличения растворимости в воде следующий: LiOH

ОН ^- небольшой анион, и по мере увеличения объема катиона кристаллическая решетка энергетически ослабевает.

С другой стороны, щелочноземельные металлы образуют менее растворимые гидроксиды из-за их более высокого положительного заряда. Это потому, что M ²⁺ притягивает OH ^- сильнее, чем M ⁺ . Точно так же его катионы меньше по размеру и, следовательно, менее неравны по размеру по отношению к ОН ^- .

Результатом этого является экспериментальное доказательство того, что NaOH намного более щелочной, чем Ca (OH) ₂ . Те же рассуждения могут быть применены к другим гидроксидам либо для гидроксидов переходных металлов, либо для гидроксидов металлов p-блока (Al, Pb, Te и т. Д.).

Кроме того, чем меньше и больше ионный радиус и положительный заряд M ⁺ , тем ниже ионный характер гидроксида, другими словами, гидроксид с очень высокой плотностью заряда. Пример этого происходит с гидроксидом бериллия, Be (OH) ₂ . Be ²⁺ - очень маленький катион, и его двухвалентный заряд делает его электрически очень плотным.

Amphotericism

Гидроксиды M (OH) ₂ реагируют с кислотами с образованием водного комплекса, то есть M ⁺ оказывается окруженным молекулами воды. Однако существует ограниченное количество гидроксидов, которые также могут реагировать с основаниями. Это так называемые амфотерные гидроксиды.

Амфотерные гидроксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Вторую ситуацию можно представить следующим химическим уравнением:

М (ОН) ₂ + ОН ^- => М (ОН) ₃ ^-

Но как определить, является ли гидроксид амфотерным? С помощью простого лабораторного эксперимента. Поскольку многие гидроксиды металлов нерастворимы в воде, добавление сильного основания к раствору с растворенными ионами M ⁺ , например Al ³⁺ , приведет к осаждению соответствующего гидроксида:

Al ³⁺ (водн.) + 3OH ^- (водн.) => Al (OH) ₃ (s)

Но при избытке ОН ^- гидроксид продолжает реагировать:

Al (OH) ₃ (т) + OH ^- => Al (OH) ₄ ^- (водн.)

В результате новый отрицательно заряженный комплекс сольватируется окружающими молекулами воды, растворяя белое твердое вещество гидроксида алюминия. Те гидроксиды, которые остаются неизменными при добавлении дополнительного основания, не ведут себя как кислоты и, следовательно, не являются амфотерными.

сооружения

Гидроксиды могут иметь кристаллические структуры, подобные таковым многих солей или оксидов; некоторые простые, а другие очень сложные. Кроме того, те, у которых наблюдается снижение ионного характера, могут иметь металлические центры, связанные кислородными мостиками (HOM - O - MOH).

В решении конструкции разные. Хотя для хорошо растворимых гидроксидов их достаточно рассматривать как ионы, растворенные в воде, для других необходимо учитывать координационную химию.

Таким образом, каждый катион M ⁺ может координироваться с ограниченным числом разновидностей. Громоздкое это, тем большее количество воды или молекул ОН ^- связанно с ним. Это источник знаменитого координационного октаэдра многих металлов, растворенных в воде (или любом другом растворителе): M (OH ₂ ) ₆ ^{+ n} , где n равно положительному заряду металла.

Cr (OH) ₃ , например, фактически образует октаэдр. Как? Рассмотрим соединение, в котором три молекулы воды замещены анионами ОН ^- . Если бы все молекулы были заменены на ОН ^- , то ^{был бы получен} комплекс с отрицательным зарядом и октаэдрической структурой ^{3 -} . Заряд -3 является результатом шести отрицательных зарядов OH ^- .

Реакция обезвоживания

Гидроксиды можно рассматривать как «гидратированные оксиды». Однако в них «вода» находится в прямом контакте с М ⁺ ; тогда как в гидратированных оксидах MO · nH ₂ O молекулы воды являются частью внешней координационной сферы (они не близки к металлу).

Эти молекулы воды можно извлечь, нагревая образец гидроксида:

M (OH) ₂ + Q (тепло) => MO + H ₂ O

МО представляет собой оксид металла, образующийся в результате дегидратации гидроксида. Примером этой реакции является реакция, наблюдаемая при дегидратации гидроксида меди Cu (OH) ₂ :

Cu (OH) ₂ (синий) + Q => CuO (черный) + H ₂ O

Номенклатура

Как правильно упоминать гидроксиды? Для этой цели IUPAC предложил три номенклатуры: традиционную, базовую и систематическую. Правильно использовать любой из трех, однако для некоторых гидроксидов может быть удобнее или практичнее упомянуть его тем или иным образом.

традиционный

Традиционная номенклатура заключается в простом добавлении суффикса –ico к наивысшей валентности металла; а суффикс –oso - к самому низкому. Так, например, если металл M имеет валентности +3 и +1, гидроксид M (OH) ₃ будет называться гидроксидом (название металла) ico , а гидроксид MOH (название металла) нести .

Чтобы определить валентность металла в гидроксиде, просто посмотрите на число после OH, заключенное в круглые скобки. Таким образом, M (OH) ₅ означает, что металл имеет заряд или валентность +5.

Однако основным недостатком этой номенклатуры является то, что она может быть сложной для металлов с более чем двумя степенями окисления (таких как хром и марганец). В таких случаях префиксы гипер- и гипо- используются для обозначения высшей и низшей валентностей.

Таким образом, если M вместо того, чтобы иметь только +3 и +1 валентности, он также имеет +4 и +2, тогда названия его гидроксидов с более высокими и низкими валентностями будут: гипергидроксид (название металла) ico и гипогидроксид ( название металла) медведь .

Акции

Из всех номенклатур это самая простая. Здесь за названием гидроксида просто следует валентность металла, заключенная в круглые скобки и написанная римскими цифрами. Снова для M (OH) ₅ , например, ваша номенклатура запасов будет: (название металла) (V) гидроксид. (V) тогда обозначает (+5).

систематическая

Наконец, систематическая номенклатура характеризуется использованием префиксов умножения (ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т. Д.). Эти префиксы используются для указания количества атомов металла и ионов OH ^- . Таким образом, M (OH) ₅ называется: (название металла) пентагидроксид.

В случае Hg ₂ (OH) ₂ , например, это дигидроксид димеркуровой кислоты; один из гидроксидов, химическая структура которого на первый взгляд сложна.

Примеры гидроксидов

Некоторые примеры гидроксидов и их соответствующие номенклатуры следующие:

-NaOH (гидроксид натрия)

Внешний вид гидроксида натрия

-Ca (OH) 2 (гидроксид кальция)

Внешний вид гидроксида кальция в твердом состоянии

-Fe (OH) _{3 (} гидроксид железа; гидроксид железа (III); или тригидроксид железа)

-V (OH) _{5 (} гидроксид перванадия; гидроксид ванадия (V); или пентагидроксид ванадия).

-Sn (OH) _{4 (} гидроксид стана; гидроксид олова (IV); или тетрагидроксид олова).

-Ba (OH) ₂ (гидроксид бария или дигидроксид бария).

-Mn (OH) _{6 (} гидроксид марганца, гидроксид марганца (VI) или гексагидроксид марганца).

-AgOH (гидроксид серебра, гидроксид серебра или гидроксид серебра). Обратите внимание, что для этого соединения нет различий между стандартной и систематической номенклатурой.

-Pb (OH) _{4 (} гидроксид свинца, гидроксид свинца (IV) или тетрагидроксид свинца).

-LiOP (гидроксид лития).

-Cd (OH) 2 (гидроксид кадмия)

-Ba (OH) _{2 (} гидроксид бария)

- гидроксид хрома

Ссылки

1. Химия LibreTexts. Растворимость гидроксидов металлов. Взято с сайта chem.libretexts.org
2. Общественный колледж Клакамас. (2011). Урок 6: Номенклатура кислот, оснований и солей. Взято с: dl.clackamas.edu
3. Комплексные ионы и амфотеризм. , Взято с: oneonta.edu
4. Fullchemistry. (14 января 2013 г.). Гидроксиды металлов. Взято с: quimica2013.wordpress.com
5. Энциклопедия примеров (2017). гидроксиды Восстановлено с: examples.co
6. Кастаньос Э. (9 августа 2016 г.). Состав и номенклатура: гидроксиды. Взято с: lidiaconlaquimica.wordpress.com