Hidroxid

Hidroxizii sunt ternar saline compuși constând dintr - un metalic , oxigen și hidrogen și au generale cu formula M (OH) _n, unde n este numărul de hidroxid de anioni grupe ^[1] (OH ^-) legat la metalul cationului . Hidroxizii dizolvați în apă, disociind, eliberează gruparea OH ^- și un ion metalic pozitiv.

Formula structurală a unui ion hidroxid (OH ^- ). De asemenea, sunt indicate perechile solitare pe atomul de oxigen.

Reprezentarea 3D a unui ion hidroxid (OH ^- ).

Toate acestea sunt baze Arrhenius mai mult sau mai puțin puternice și se pot forma printr-o reacție formală între apă și un oxid bazic , ca în exemplele:

${\ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}$ ${\ displaystyle {\ ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}}$ ${\ displaystyle {\ ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}}$

${\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}$ ${\ displaystyle {\ ce {CaO + H2O -> Ca (OH) 2}}}$ ${\ displaystyle {\ ce {CaO + H2O -> Ca (OH) 2}}}$

${\ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al(OH)3}}$ ${\ displaystyle {\ ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al (OH) 3}}}$ ${\ displaystyle {\ ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al (OH) 3}}}$

Nomenclatură

Nomenclatura este tradițională sau IUPAC .

Nomenclatura IUPAC (Uniunea Internațională a Chimiei Pure și Aplicate) are următoarele reguli pentru denumirea hidroxizilor: ^[2]

Se numesc hidroxid de ... urmat de numele metalului.
Dacă metalul poate forma hidroxizi în care are stări de oxidare diferite, există diferite moduri de a le numi:

Hidroxid de ... urmat de numele metalului și numărul său de oxidare
Prin prefixarea hidroxidului (metalic) cu un prefix care indică numărul de hidroxili de care este legat metalul (di-, tri-, tetra- etc.).

Nomenclatura tradițională, pe de altă parte, respectă aceste reguli:

Dacă metalul cu care se formează legătura are un singur număr de oxidare, este indicat cu Hidroxid de ... urmat de numele metalului.
Dacă, pe de altă parte, metalul are mai multe oxidări, atunci vom scrie Hydroxide ... urmat de numele metalului cu sufixul -ic sau -oso pentru a indica respectiv cel mai mare și cel mai mic dintre cele mai frecvent utilizate numerele de oxidare ale metalului în sine (în unele tabele, numerele de oxidare sunt aranjate în funcție de importanță, deci va fi suficient să luăm în considerare primele două numere pozitive indicate, deoarece grupul hidroxil își asumă întotdeauna un număr total de oxidare de -1).

De exemplu, fierul poate avea un număr de oxidare +2 sau +3 și dă hidroxizii respectivi:

Fe (OH) ₂ dihidroxid de fier, hidroxid de fier (II), hidroxid feros
Fe (OH) ₃ trihidroxid de fier, hidroxid de fier (III), hidroxid feric

Categoria hidroxizilor

Hidroxizii constau în esență din elemente din primul și al doilea grup al tabelului periodic, deci cu metalele alcaline și alcalino-pământoase și din sistemele atomice amfotere. Un exemplu de hidroxid al unui sistem atomic amfoteric este Al (OH) ₃ tri-hidroxid de aluminiu sau hidroxid de aluminiu (III) (sau hidroxid aluminic, învechit ).

Caracteristicile hidroxizilor: echilibru de bazicitate și precipitații

Hidroxizii sunt sisteme bazice care sunt capabile să elibereze anioni hidroxid OH ^- în soluție apoasă (teoria acid-bază Arrhenius), să accepte protoni (H ⁺ ) în orice tip de solvent (teoria acid-bază Bronsted-Lowry) sau să doneze un dublet de electroni (Teoria acid-bazică Lewis). Pentru aceste sisteme există deci un echilibru acido-bazic guvernat de o constantă termodinamică K _{T care este o} funcție a activității speciei în soluție și care poate fi separată în două constante: o constantă dependentă de concentrațiile speciilor în soluție și o constantă dependentă de coeficienții de activitate ionică a speciei în soluție:

K _T = K _eq x K _γ

Prin urmare, echilibrul speciilor noastre de bază (hidroxid) este:

M (OH) = M ⁺ + OH ^-

K _γ = γ _{M ⁺} x γ _{OH ⁺} / γ _{M (OH)}

γ este coeficientul de activitate ionică dependent de sarcina ionilor, temperatura soluției (T), constanta dielectrică a solventului (D), un termen corectiv (B) și puterea ionică a speciilor în soluție (u ) și acești coeficienți de activitate ionică pentru o specie pot fi obținuți prin intermediul legii Debye-Hückel. Trebuie amintit că în soluție nu este posibil să se izoleze ioni și nici nu este posibil să se cunoască coeficientul de activitate pentru un singur ion. Cu toate acestea, pentru soluțiile diluate s-a văzut că coeficienții de activitate ionică γ au tendința de 1, de aceea este posibil să se facă o aproximare și să se ia în considerare pentru echilibrul nostru acid-bazic sau de precipitație doar constanta de echilibru în funcție de concentrații și acest lucru ne permite la lucrul cu concentrațiile și cunoașterea pH-ului, descrierea curbelor acido-bazice etc. pentru că altfel pentru soluțiile puternic concentrate începând de la 1M în sus, intră în joc puterea ionică și, prin urmare, coeficienții de activitate nu mai tind la 1, deci trebuie să îi calculați cu legea Debye-Hückel și, în ciuda acestui fapt, obțineți rezultate care aruncă suficient din valoare real. Prin urmare:

K _eq = [M ⁺ ] x [OH ^- ] / [M (OH)]

În general, speciile neutre, cum ar fi M (OH) în soluție apoasă, apar sub forma unui precipitat, deoarece au un produs de solubilitate scăzut și, prin urmare, sistemul de apă nu este capabil să rupă molecula de hidroxid pentru a o împărți în cation și anion. Deci, pentru speciile M (OH) neutre care apar sub forma unui precipitat fiind un solid, activitatea sa va fi unitară, așa că vom avea:

K _eq = [M ⁺ ] x [OH ^- ]

Aceasta este legea care guvernează echilibrul de solubilitate al unei specii generice M (OH). Dacă specia ar fi fost M (OH) ₂ echilibrul este scris astfel:

M (OH) ₂ = M (OH) ⁺ + OH ^- = M ²⁺ + 2OH ^-

și constanta de echilibru:

K _eq = [M ⁺⁺ ] x [OH ^- ] ²

Bazele pot fi, de asemenea, clasificate ca baze mono-bazice, adică capabile să accepte un proton (sodă caustică sau hidrat de sodiu, NaOH) sau poli-bazice, adică capabile să accepte mai mulți protoni (de exemplu, hidroxid de calciu Ca (OH) ₂ ). De asemenea, pot fi baze puternice dacă sunt complet disociate în soluție (adică atunci când echilibrul este deplasat total spre dreapta) sau baze slabe când disocierea este parțială, ducând la formarea unui echilibru chimic .

Lista celor mai comuni hidroxizi

Hidroxid de litiu
Hidroxid de sodiu (cunoscut și sub numele de „sodă caustică”)
Hidroxid de potasiu (cunoscut și ca „potasiu caustic”)
Hidroxid de rubidiu
Hidroxid de cesiu
Hidroxid de beriliu
Hidroxid de magneziu
Hidroxid de calciu (cunoscut și sub denumirea de „var stins”)
Hidroxid de stronțiu
Hidroxid de bariu
Hidroxid de aluminiu
Hidroxid de galiu
Hidroxid de indiu
Hidroxid de tablă

Notă

^ conform nomenclaturii IUPAC din 2000 și 2005, utilizarea termenului hidroxil este depreciată.
^ IUPAC RED Book, definiția „hidroxidului”

Bibliografie

Freiser & Fernando "Echilibrele ionice în chimia analitică" Ed. Piccin
Kolthoff, IM Elving, P. "Tratat de chimie analitică" (acum și în versiunea italiană)

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikționarul conține dicționarul lema « hidroxid »

linkuri externe

( EN ) Hidroxid , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Controlul autorității	LCCN (EN) sh85063504 · GND (DE) 4072684-8

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[1] rm nomenclaturii IUPAC din 2000 și 2005, utilizarea termenului hidroxil este depreciată.

[2] IUPAC RED Book, definiția „hidroxidului”

[1]

[2]

V · D · M Hidroxizi
Monohidroxizi	Hidroxid de amoniu · hidroxid de argint (I) · hidroxid de cesiu · hidroxid de litiu · hidroxid de mercur · Hidroxid de potasiu · Hidroxid de cupru (I) · hidroxid de rubidiu · Hidroxid de sodiu · hidroxid de taliu (I) · Hidroxid de tetrametilamoniu
Dihidroxizi	Hidroxizi carbonat cupric · Hidroxid de bariu · hidroxid de beriliu · Hidroxid de calciu · hidroxidul de cadmiu · Hidroxid de cobalt (II) · hidroxid feros · Hidroxid de magneziu · hidroxid de nichel (II) · hidroxid de plumb (II) · hidroxid de cupru (II) · staniu hidroxid ( II) · hidroxid de stronțiu · hidroxid de zinc
Trihidroxizi	Hidroxid de aluminiu · hidroxid de bor · hidroxid feric · hidroxid de galiu (III) · hidroxid de indiu · hidroxid de aur (III) · hidroxid de taliu (III)
Tetrahidroxizi	Hidroxid de siliciu · hidroxid de staniu (IV) · hidroxid de zirconiu (IV)