HYDROXIDY: VLASTNOSTI, NÁZVOSLOVÍ A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Mezi hydroxidy jsou anorganické a ternární sloučeniny sestávající z interakce mezi kovovým kationtem a OH-funkční skupiny (hydroxid aniontu, OH ^-). Většina z nich má iontovou povahu, i když mohou mít také kovalentní vazby.

Například, hydroxid může být reprezentován jako elektrostatická interakce mezi M ⁺ kationtem a OH ^- aniontem, nebo jako kovalentní vazba prostřednictvím M-OH vazby (dolní obrázek). V první dochází k iontové vazbě, zatímco ve druhé kovalentní. Tato skutečnost závisí v podstatě na kovu nebo kationtu M ⁺, stejně jako na jeho náboji a iontovém poloměru.

Zdroj: Gabriel Bolívar

Protože většina z nich pochází z kovů, je ekvivalentní označovat je jako hydroxidy kovů.

Jak se formují?

Existují dvě hlavní syntetické cesty: reakcí odpovídajícího oxidu s vodou nebo se silnou bází v kyselém prostředí:

Mo + H ₂ O => M (OH) ₂

MO + H ⁺ + OH ^- => M (OH) ₂

Pouze ty oxidy kovů rozpustné ve vodě reagují přímo za vzniku hydroxidu (první chemická rovnice). Jiné jsou nerozpustné a vyžadují kyselé druhy k uvolnění 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 ^- mohou se účastnit chemických reakcí.

Na druhé straně existují kovové hydroxidy, které jsou nerozpustné a v důsledku toho jsou velmi slabé báze. Některé z nich jsou dokonce kyselé, jako je tomu v případě kyseliny telurové, Te (OH) ₆.

Hydroxid vytváří rovnováhu rozpustnosti s okolním rozpouštědlem. Je-li to například voda, pak se rovnováha vyjadřuje takto:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Kde (ac) označuje, že médium je vodné. Když je pevná látka nerozpustná, je koncentrace rozpuštěného OH malá nebo zanedbatelná. Z tohoto důvodu nemohou nerozpustné hydroxidy kovů vytvářet roztoky zásadité jako NaOH.

Z výše uvedeného lze odvodit, že hydroxidy vykazují velmi odlišné vlastnosti spojené s chemickou strukturou a interakcemi mezi kovem a OH. Ačkoliv je mnoho iontů, s různými krystalickými strukturami, jiné mají složité a neuspořádané polymerní struktury.

Vlastnosti hydroxidů

OH anion

Hydroxylový ion je atom kyslíku kovalentně vázaný na vodík. To lze snadno reprezentovat jako OH ^-. Záporný náboj je umístěn na kyslíku, což z tohoto aniontu činí elektronový donor: základna.

Pokud OH ^- daruje své elektrony vodíku, vytvoří se molekula H ₂ O. Může také darovat své elektrony kladně nabitým druhům: například kovovým centrům M ⁺. Koordinační komplex je tedy vytvořen dativní vazbou M-OH (kyslík poskytuje pár elektronů).

K tomu však musí být kyslík schopen účinně koordinovat s kovem, jinak budou mít interakce mezi M a OH silný iontový charakter (M ⁺ OH ^-). Protože hydroxylový ion je ve všech hydroxidech stejný, rozdíl mezi nimi je v kationtu, který je doprovází.

Podobně, protože tento kation může pocházet z jakéhokoli kovu v periodické tabulce (skupiny 1, 2, 13, 14, 15, 16, nebo z přechodných kovů), vlastnosti těchto hydroxidů se velmi liší, i když všechny uvažují o společné některé aspekty.

Iontový a základní charakter

V hydroxidech, i když mají koordinační vazby, mají latentní iontový charakter. V některých, jako je NaOH, jsou jejich ionty součástí krystalové mřížky tvořené kationty Na ⁺ a OH ^- anionty v poměru 1: 1; to znamená, že pro každý iont Na ⁺ je protějšek OH ^- ion.

V závislosti na náboji na kovu budou kolem něj víceméně OH ^- anionty. Například pro kovový kationt M ²⁺ budou s ním interagovat dva ionty OH ^- M (OH) ₂, které jsou označeny jako HO ^- M ²⁺ OH ^-. Totéž se vyskytuje u kovů M ³⁺ a dalších s kladnějšími náboji (i když zřídka překračují 3+).

Tento iontový charakter je zodpovědný za mnoho fyzikálních vlastností, jako jsou teploty tání a teploty varu. Jsou vysoké, což odráží elektrostatické síly při práci v krystalové mřížce. Také, když se hydroxidy rozpustí nebo roztají, mohou vést elektrický proud v důsledku mobility svých iontů.

Ne všechny hydroxidy však mají stejné krystalové mřížky. U těch nejstabilnějších se méně pravděpodobně rozpustí v polárních rozpouštědlech, jako je voda. Jako obecné pravidlo platí, čím více různorodých iontové poloměry M ⁺ a OH ^-, tím více rozpustný budou.

Periodický trend

Výše uvedené vysvětluje, proč se rozpustnost hydroxidů alkalických kovů zvyšuje, jak člověk sestupuje skrz skupinu. Rostoucí pořadí rozpustností ve vodě je tedy následující: LiOH

OH ^- je malý anion, a jak se kation stává objemnějším, krystalická mříž energeticky oslabuje.

Na druhé straně kovy alkalických zemin vytvářejí méně rozpustné hydroxidy kvůli jejich vyšším kladným nábojům. Je to proto, že M ²⁺ přitahuje OH ^- silněji než M ⁺. Stejně tak jeho kationty jsou menší, a proto menší, pokud jde o OH ^-.

Výsledkem je experimentální důkaz, že NaOH je mnohem bazičtější než Ca (OH) ₂. Stejné zdůvodnění lze použít pro jiné hydroxidy, buď pro hydroxidy přechodných kovů, nebo pro hydroxidy p-blokových kovů (Al, Pb, Te atd.).

Také čím menší a větší iontový poloměr a kladný náboj M ⁺, tím nižší iontový charakter hydroxidu, jinými slovy, ty s velmi vysokou hustotou náboje. Příkladem toho je hydroxid berylnatý, Be (OH) ₂. Be ²⁺ je velmi malý kation a díky dvojmocnému náboji je elektricky velmi hustý.

Amfotericismus

Hydroxidy M (OH) ₂ reagují s kyselinami za vzniku vodného komplexu, tj. M ⁺ končí obklopen molekulami vody. Existuje však omezený počet hydroxidů, které mohou také reagovat s bázemi. Jedná se o tzv. Amfoterní hydroxidy.

Amfoterní hydroxidy reagují jak s kyselinami, tak s bázemi. Druhou situaci lze reprezentovat následující chemickou rovnicí:

M (OH) ₂ + OH ^- => M (OH) ₃ ^-

Jak ale zjistit, zda je hydroxid amfoterní? Prostřednictvím jednoduchého laboratorního experimentu. Protože mnoho hydroxidů kovů je nerozpustných ve vodě, přidání silné báze k roztoku s rozpuštěnými ionty M ⁺, například Al ³⁺, vysráží odpovídající hydroxid:

Al ³⁺ (aq) + 3OH ^- (aq) => Al (OH) ₃ (s)

Ale s přebytkem OH ^- hydroxid nadále reaguje:

Al (OH) ₃ (s) + OH ^- => Al (OH) ₄ ^- (aq)

Výsledkem je, že nový negativně nabitý komplex je solvatován okolními molekulami vody, čímž se rozpustí bílá pevná látka hydroxidu hlinitého. Hydroxidy, které zůstávají nezměněny po přidání přídavku báze, se nechovají jako kyseliny, a proto nejsou amfoterní.

Struktury

Hydroxidy mohou mít krystalické struktury podobné strukturám mnoha solí nebo oxidů; některé jednoduché a jiné velmi složité. Navíc u těch, kde dochází ke snížení iontového charakteru, mohou mít kovová centra spojená kyslíkovými můstky (HOM - O - MOH).

V řešení jsou struktury odlišné. Přestože pro vysoce rozpustné hydroxidy je postačují považovat za ionty rozpuštěné ve vodě, u jiných je třeba vzít v úvahu koordinační chemii.

Každý M ⁺ kation může tedy koordinovat omezený počet druhů. Čím je objemnější, tím větší je počet molekul vody nebo OH ^- k němu vázaných. Toto je zdroj slavné koordinační oktaedronu mnoha kovů rozpuštěných ve vodě (nebo v jakémkoli jiném rozpouštědle): M (OH ₂) ₆ ^{+ n}, kde n je rovno kladnému náboji kovu.

Například Cr (OH) ₃ ve skutečnosti tvoří osmistěn. Jak? Vzhledem k tomu, ze kterého jsou tři molekuly vody nahrazeny OH ^- anionty. Pokud by byly všechny molekuly nahrazeny OH ^-, pak ^{by byl získán} komplex s negativním nábojem a oktaedrální strukturou ^{3 -}. Náboj -3 je výsledkem šesti záporných nábojů OH ^-.

Dehydratační reakce

Hydroxidy lze považovat za "hydratované oxidy". V nich však „voda“ je v přímém kontaktu s M ⁺; vzhledem k tomu, MO · nH ₂ O hydratované oxidy, molekuly vody jsou součástí vnějšího koordinační sféře (nejsou v blízkosti kovu).

Tyto molekuly vody mohou být extrahovány zahříváním vzorku hydroxidu:

M (OH) ₂ + Q (teplo) => MO + H ₂ O

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) + H ₂ O

Nomenklatura

Jaký je správný způsob uvádění hydroxidů? IUPAC pro tento účel navrhl tři nomenklatury: tradiční, populace a systematické. Je správné použít kterýkoli z těchto tří, avšak pro některé hydroxidy může být vhodnější nebo praktičtější zmínit je jedním či druhým způsobem.

Tradiční

Tradiční nomenklatura je jednoduše přidat příponu –ico k nejvyšší valenci kovu; a přípona –oso na nejnižší. Například, pokud má kov M valence +3 a +1, bude hydroxid M ​​(OH) ₃ označován jako hydroxid (název kovu) ico, zatímco hydroxid MOH (název kovu) nese.

Pro stanovení valence kovu v hydroxidu se stačí podívat na číslo za OH uzavřeným v závorkách. M (OH) ₅ tedy znamená, že kov má náboj nebo valenci +5.

Hlavní nevýhodou této nomenklatury je však to, že může být složité pro kovy s více než dvěma oxidačními stavy (jako je chrom a mangan). V takových případech se předpony hyper- a hypo- 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 jsou názvy jeho hydroxidů s nejvyšší a nejnižší valencí: hyper hydroxid (název kovu) ico a hypohydroxid (kovové jméno) medvěd.

Skladem

Ze všech nomenklatur je to nejjednodušší. Zde je název hydroxidu jednoduše následován valencí kovu uzavřeného v závorce a zapsaného římskými číslicemi. Například pro M (OH) ₅ by vaše nomenklatura zboží byla: (název kovu) (V) hydroxid. (V) pak označuje (+5).

Systematický

Nakonec se systematická nomenklatura vyznačuje tím, že se uchyluje k násobení předpon (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- atd.). Tyto předpony se používají ke stanovení počtu atomů kovů a OH ^- iontů. Tímto způsobem je M (OH) ₅ pojmenován jako: (kovový název) pentahydroxid.

V případě Hg ₂ (OH) ₂, například, by bylo dimercuric Hydroxid; jeden z hydroxidů, jejichž chemická struktura je na první pohled komplexní.

Příklady hydroxidů

Některé příklady hydroxidů a jejich odpovídající nomenklatury jsou následující:

-NaOH (Hydroxid sodný)

Vzhled hydroxidu sodného

-Ca (OH) 2 (hydroxid vápenatý)

Vzhled hydroxidu vápenatého v pevném stavu

-Fe (OH) _{3. (} hydroxid železitý; hydroxid železitý nebo hydroxid železitý)

-V (OH) _{5 (} hydroxid pervanadičitý; hydroxid vanadičitý nebo pentahydroxid vanadičný).

-Sn (OH) _{4 (} hydroxid statický; hydroxid cínatý nebo hydroxid cínatý).

-Ba (OH) ₂ (hydroxid barnatý nebo dihydroxid barnatý).

-Mn (OH) _{6 (} hydroxid manganičitý, hydroxid manganičitý nebo hexahydroxid manganičitý).

-AgOH (hydroxid stříbrný, hydroxid stříbrný nebo hydroxid stříbrný). Všimněte si, že u této sloučeniny neexistuje rozdíl mezi zásobami a systematickými nomenklaturami.

-Pb (OH) _{4 (} hydroxid olovnatý, hydroxid olovnatý nebo hydroxid olovnatý).

-LiOP (hydroxid lithný).

-Cd (OH) 2 (hydroxid kadmia)

-Ba (OH) _{2 (} hydroxid barnatý)

- Hydroxid chromitý

Reference

1. Chemistry LibreTexts. Rozpustnost hydroxidů kovů. Převzato z: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Lekce 6: Názvosloví kyselin, zásad a solí. Převzato z: dl.clackamas.edu
3. Složité ionty a amfoterismus.. Převzato z: oneonta.edu
4. Fullchemie. (14. ledna 2013). Hydroxidy kovů. Převzato z: quimica2013.wordpress.com
5. Encyklopedie příkladů (2017). Hydroxidy Obnoveno z: example.co
6. Castaños E. (9. srpna 2016). Formulace a nomenklatura: hydroxidy. Převzato z: lidiaconlaquimica.wordpress.com