- Com es formen?
- Propietats dels hidròxids
- anió OH
- Caràcter iònic i bàsic
- tendència periòdica
- Anfoterismo
- estructures
- Reacció de deshidratació
- Nomenclatura
- tradicional
- Stock
- sistemàtica
- Exemples d'hidròxids
- referències
Els hidròxids són compostos inorgànics i ternaris que consisteixen de la interacció entre un catió metàl·lic i el grup funcional OH (anió hidròxid, OH -). La majoria d'ells són de naturalesa iònica, encara que també poden tenir enllaços covalents.
Per exemple, un hidròxid pot representar-se com la interacció electrostàtica entre el catió M + i l'anió OH -, o com la unió covalent mitjançant l'enllaç M-OH (imatge inferior). A la primera es dóna l'enllaç iònic, mentre que en la segona el covalent. Aquest fet depèn essencialment de l'metall o catió M +, així com de la seva càrrega i radi iònic.
Font: Gabriel Bolívar
A causa de que gran part d'ells provenen dels metalls, resulta equivalent esmentar-com hidròxids metàl·lics.
Com es formen?
Hi ha dues rutes sintètiques principals: mitjançant la reacció de l'òxid corresponent amb l'aigua, o amb una base forta en un medi àcid:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH - => M (OH) 2
Únicament aquells òxids metàl·lics solubles en aigua reaccionen directament per formar l'hidròxid (primera equació química). D'altres són insolubles i requereixen d'espècies àcides que alliberin M +, el qual interacciona seguidament amb els OH - provinents de les bases fortes (segona equació química).
No obstant això, aquestes bases fortes són hidròxids metàl·lics NaOH, KOH i altres de el grup dels metalls alcalins (LiOH, RbOH, CsOH). Aquests són compostos iònics altament solubles en aigua, per tant, els seus OH - estan lliures per participar en reaccions químiques.
D'altra banda, hi ha hidròxids metàl·lics que insolubles i en conseqüència són bases molt febles. Fins i tot alguns d'ells són àcids, com passa amb l'àcid tel·lúric, Et (OH) 6.
L'hidròxid estableix un equilibri de solubilitat amb el solvent al seu voltant. Si és l'aigua, per exemple, s'expressa llavors l'equilibri com segueix a continuació:
M (OH) 2 <=> M 2+ (aq) + OH - (aq)
On (ac) denota que el mitjà és aquós. Quan el sòlid és insoluble, la concentració d'OH dissolta és petita o menyspreable. Per aquesta raó, els hidròxids metàl·lics insolubles no poden generar solucions tan bàsiques com les de NaOH.
A partir de l'anterior pot deduir-se que els hidròxids exhibeixen propietats molt diferents, vinculades amb l'estructura química i les interaccions entre el metall i l'OH. Així, encara que molts siguin iònics, amb estructures cristal·lines variades, altres en canvi presenten estructures polimèriques complexes i desordenades.
Propietats dels hidròxids
anió OH
L'ió hidroxil és un àtom d'oxigen enllaçat covalentment a un hidrogen. Així, aquest pot representar-se fàcilment com OH -. La càrrega negativa es situa sobre l'oxigen, fent d'aquest anió una espècie donadora d'electrons: una base.
Si l'OH - dóna els seus electrons a un hidrogen, es forma una molècula d'H 2 O. També pot donar els seus electrons a espècies de càrrega positiva: com els centres metàl·lics M +. Així, es forma un complex de coordinació a través de l'enllaç datiu M-OH (l'oxigen aporta el parell d'electrons).
No obstant això, perquè succeeixi això l'oxigen ha de ser capaç de coordinar-eficientment amb el metall, en cas contrari, les interaccions entre M i OH tindran un marcat caràcter iònic (M + OH -). Com el ió hidroxil és el mateix en tots els hidròxids, la diferència entre tots ells rau llavors en el catió que l'acompanya.
Així mateix, pel fet que aquest catió pot procedir de qualsevol metall de la taula periòdica (grups 1, 2, 13, 14, 15, 16, o dels metalls de transició), les propietats de tals hidròxids varien enormement, encara que tots contemplen en comú alguns aspectes.
Caràcter iònic i bàsic
En els hidròxids, encara que continguin enllaços de coordinació, posseeixen un latent caràcter iònic. En alguns, com el NaOH, els seus ions formen part d'una xarxa cristal·lina constituïda per cations Na + i anions OH - en proporcions 1: 1; és a dir, per cada ió Na + hi ha un ió OH - de contrapart.
Depenent de la càrrega de l'metall, hi haurà més o menys anions OH - al seu voltant. Per exemple, per a un catió metàl·lic M 2+ hi haurà dos ions OH - interaccionant amb ell: M (OH) 2, el que es bosqueja com HO - M 2+ OH -. De la mateixa manera passa amb els metalls M 3+ i amb altres de càrregues més positives (encara que rares vegades superen 3+).
Aquest caràcter iònic és responsable de moltes de les propietats físiques, com els punts de fusió i ebullició. Aquests són alts, la qual cosa reflecteix les forces electrostàtiques que obren dins de la xarxa cristal·lina. Així mateix, quan els hidròxids es dissolen o es fonen poden conduir el corrent elèctric a causa de la mobilitat dels seus ions.
No obstant això, no tots els hidròxids presenten iguals xarxes cristal·lines. Aquells amb les més estables, seran menys propensos a dissoldre en solvents polars com l'aigua. Com a regla general, com més dispars siguin els radis iònics de M + i OH -, més solubles seran els mateixos.
tendència periòdica
L'anterior explica per què la solubilitat dels hidròxids dels metalls alcalins augmenta a mesura que es descendeix pel grup. Així, l'ordre creixent de solubilitats en aigua per aquests és el següent: LiOH
El OH - és un anió petit, ia mesura que el catió es torna més voluminós, la xarxa cristal·lina es debilita energèticament.
D'altra banda, els metalls alcalinoterris formen hidròxids menys solubles causa de les seves majors càrregues positives. Això es deu al fet que el M 2+ atrau amb més força als OH - en comparació amb M +. Igualment, els seus cations són més petits, i per tant menys desiguals en grandària respecte a l'OH -.
El resultat d'això és l'evidència experimental que el NaOH és molt més bàsic que el Ca (OH) 2. El mateix raonament es pot aplicar per altres hidròxids, ja sigui per als dels metalls de transició, o per als dels metalls de l'bloc p (A l', Pb, Et, etc.).
Així mateix, com més petit i gran siguin el radi iònic i la càrrega positiva de M +, menor serà el caràcter iònic de l'hidròxid, en altres paraules, aquells amb densitats de càrregues molt altes. Un exemple d'això passa amb l'hidròxid de beril·li, Be (OH) 2. El Be 2+ és un catió molt petit i la seva càrrega divalent ho fa elèctricament molt dens.
Anfoterismo
Els hidròxids M (OH) 2 reaccionen amb els àcids per formar un acuocomplejo, és a dir, M + acaba envoltat de molècules d'aigua. No obstant això, hi ha un nombre limitat d'hidròxids que també poden reaccionar amb les bases. Aquests són els que es coneixen com hidròxids amfòters.
Els hidròxids amfòters reaccionen tant amb àcids com amb bases. La segona situació pot representar-se amb la següent equació química:
M (OH) 2 + OH - => M (OH) 3 -
Però, com determinar si un hidròxid és amfòter? Mitjançant un simple experiment de laboratori. A causa de que molts hidròxids metàl·lics són insolubles en aigua, a l'afegir una base forta a una solució amb els ions M + dissolts, per exemple, A l' 3+, precipitarà l'hidròxid corresponent:
A l' 3+ (aq) + 3OH - (ac) => A l'(OH) 3 (s)
Però a l'haver un excés d'OH - l'hidròxid continua reaccionant:
A l'(OH) 3 (s) + OH - => A l'(OH) 4 - (ac)
Com a resultat, el nou complex amb càrrega negativa és solvatado per les molècules d'aigua circumdants, dissolent el sòlid blanc d'hidròxid d'alumini. Aquells hidròxids que romanguin inalterats amb l'addició extra de base no es comporten com àcids i, per tant, no són amfòters.
estructures
Els hidròxids poden tenir estructures cristal·lines semblants a les de moltes sals o òxids; algunes simples, i altres molt complexes. A més, aquelles on hi hagi una disminució de l'caràcter iònic poden presentar centres metàl·lics units per ponts d'oxigen (HOM-O-MOH).
En solució les estructures són diferents. Si bé per als hidròxids molt solubles n'hi ha prou considerar-los com ions dissolts en aigua, per a altres és necessari prendre en compte la química de coordinació.
Així, cada catió M + pot coordinar-se a un nombre limitat d'espècies. Com més voluminós sigui, major serà el nombre de molècules d'aigua o d'OH - enllaçats a ell. D'aquí sorgeix el famós octaedre de coordinació de molts metalls dissolts en aigua (o en qualsevol altre solvent): M (OH 2) 6 + n, sent n igual a la càrrega positiva de l'metall.
El Cr (OH) 3, per exemple, forma realment un octàedre. Com? Considerant a l'compost com, de el qual tres de les molècules d'aigua es substitueixen per anions OH -. Si totes les molècules es substituïssin per OH -, llavors s'obtindria el complex de càrrega negativa i d'estructura octaèdrica 3-. La càrrega -3 és resultat de les sis càrregues negatives dels OH -.
Reacció de deshidratació
Els hidròxids poden considerar-se com "òxids hidratats". No obstant això, en ells "l'aigua" es troba en contacte directe amb M +; mentre que en els òxids hidratats MO · nH 2 O, les molècules d'aigua formen part d'una esfera externa de coordinació (no estan a prop de el metall).
Aquestes molècules d'aigua poden extreure a través d'l'escalfament d'una mostra d'hidròxid:
M (OH) 2 + Q (calor) => MO + H 2 O
MO és l'òxid metàl·lic format com a resultat de la deshidratació de l'hidròxid. Un exemple d'aquesta reacció és el que s'observa quan es deshidrata l'hidròxid cúpric, Cu (OH) 2:
Cu (OH) 2 (blau) + Q => CuO (negre) + H 2 O
Nomenclatura
Quina és la forma adequada d'esmentar els hidròxids? La IUPAC va plantejar tres nomenclatures per a tal propòsit: la tradicional, la estoc, i la sistemàtica. És correcte utilitzar qualsevol de les tres, però, per a alguns hidròxids pot ser que resulti més còmode o pràctic esmentar-d'una manera o altre.
tradicional
La nomenclatura tradicional consisteix senzillament a afegir el sufix -ic a la valència més alta que presenta el metall; i el sufix -ós a la més baixa. Així, per exemple, si el metall M té valències +3 i + 1, l'hidròxid M (OH) 3 es dirà hidròxid (nom de l'metall) ic, mentre que MOH hidròxid (nom de l'metall) ós.
Per determinar quina és la valència de l'metall en l'hidròxid només cal observar el nombre després de l'OH tancat entre parèntesis. Així, M (OH) 5 vol dir que el metall té una càrrega o valència d'+5.
El principal inconvenient d'aquesta nomenclatura, però, és que pot resultar complicada per a metalls amb més de dos estats d'oxidació (com passa amb el crom i el manganès). Per aquests casos es recorre als prefixos hiper- i hipo- per denotar les valències més altes i baixes.
Així, si M en lloc de tenir únicament valències +3 i + 1, té a més +4 i +2, llavors els noms dels seus hidròxids de major i menor valències són: hidròxid hiper (nom de l'metall) ic, i hidròxid singlot (nom de l'metall) ós.
Stock
De totes les nomenclatures aquesta és la més simple. Aquí el nom de l'hidròxid va seguit senzillament de la valència de l'metall tancada entre parèntesis i escrita en nombres romans. Novament per al M (OH) 5, per exemple, la seva nomenclatura estoc seria: hidròxid de (nom de l'metall) (V). (V) denota llavors (+5).
sistemàtica
Finalment la nomenclatura sistemàtica es caracteritza per recórrer als prefixos multiplicadors (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Aquests prefixos s'utilitzen per especificar tant el nombre d'àtoms metàl·lics com d'ions OH -. D'aquesta manera, el M (OH) 5 es nomena com: pentahidróxido de (nom de l'metall).
Per al cas de l'Hg 2 (OH) 2, per exemple, seria dihidròxid de dimercurio; un dels hidròxids l'estructura química resulta complexa a primera vista.
Exemples d'hidròxids
Alguns exemples d'hidròxids i els seus corresponents nomenclatures són els que segueixen a continuació:
-NaOH (Hidròxid de sodi)
Aparença de l'hidròxid de sodi
-Ca (OH) 2 (Hidròxid de calci)
Aparença de l'hidròxid de calci en estat sòlid
-Fe (OH) 3. ( Hidròxid fèrric; hidròxid de ferro (III), o trihidróxido de ferro)
-V (OH) 5 ( Hidròxid pervanádico; hidròxid de vanadi (V), o pentahidróxido de vanadi).
-Sn (OH) 4 ( Hidròxid estáñico; hidròxid d'estany (IV), o tetrahidróxido d'estany).
-Ba (OH) 2 (Hidròxid de bari o dihidròxid de bari).
-Mn (OH) 6 ( Hidròxid mangánico, hidròxid de manganès (VI) o hexahidróxido de manganès).
-AgOH (Hidròxid argèntic, hidròxid de plata o hidròxid de plata). Cal notar que per a aquest compost no hi ha distinció entre les nomenclatures estoc i sistemàtica.
-Pb (OH) 4 ( Hidròxid plúmbico, hidròxid de plom (IV) o tetrahidróxido de plom).
-LiOP (Hidròxid de liti).
-Cd (OH) 2 (Hidròxid de cadmi)
-Ba (OH) 2 ( Hidròxid de bari)
-Hidróxido de crom
referències
- Chemistry LibreTexts. Solubility of Metall Hydroxides. Pres de: chem.libretexts.org
- Clackamas Community College. (2011). Lesson 6: Nomenclature of Acids, Bases, & Salts. Pres de: dl.clackamas.edu
- Complex Ions and Amphoterism.. Pres de: oneonta.edu
- Fullquimica. (14 de gener de 2013). Hidròxids metàl·lics. Pres de: quimica2013.wordpress.com
- Enciclopèdia de Exemples (2017). Hidròxids. Recuperat de: ejemplos.co
- Castanyers E. (09 de agost de 2016). Formulació i nomenclatura: els hidròxids. Pres de: lidiaconlaquimica.wordpress.com