Hidroniu

Ion hidroniu

Structura ionului oxoniu (fără perechea fără legături)

Distribuția taxelor în interiorul cationului

Numele IUPAC

Ossonio

Caracteristici generale

Formula moleculară sau brută H ₃ O⁺

Masa moleculară ( u ) 19,02 g / mol

[OH3+]

Informații de siguranță

Editați datele pe Wikidata · Manual

Ioniul de hidroniu este termenul învechit ^[1] folosit în trecut pentru a indica cationul de oxoniu, spus și fără echivoc hidroxoniu (hidroniu sau necorespunzător sau pur și simplu proton), cu formula brută reală H ₃ O ^+, deoarece oxigenul formează trei legături covalente egale lungime și de unghiuri de 108 °, în timp ce al patrulea orbital hibrid sp ³ este umplut de o pereche electronică liberă sau cuplată ^[2] . Acest lucru face ca hidroxoniul cationic să fie un acid tipic Brønsted-Lowry .

Cationul este responsabil pentru caracterul acid al tuturor substanțelor dintr-un mediu apos și efectul său de nivelare . Acesta constă dintr - un cation derivat direct din formarea unei legături covalente între un ion H ⁺ (denumit idrone , care în soluție apoasă nu pot exista în stare liberă) și o moleculă de _H2O . Este localizat în conformitate cu teoria disocierii lui Brønsted-Lowry a substanțelor amfotere și în toți acizii anorganici și organici, indiferent dacă sunt puternici sau slabi.

În concluzie, ionul hidroxoniu are o structură tetraedrică ; atomul de oxigen hibridizat sp ³ este plasat în centrul tetraedrului , cei trei atomi de hidrogen ocupă cele trei vârfuri ale bazei triunghiulare, în timp ce al patrulea orbital sp ³ este ocupat de o pereche de electroni fără legătură sau „ pereche singuratică ”, care este responsabil pentru majoritatea proprietăților fizico-chimice ale cationului în sine. Cele trei unghiuri de legătură HOH sunt de aproximativ 108 ° ^[3] . Marcarea experimentelor radioizotopice cu tritiu a arătat că cei trei atomi de hidrogen sunt echivalenți, adică atunci când disociază ionul oxoniu pentru a reveni la formarea apei, ionul H ⁺ schimbat nu este neapărat ceea ce a dobândit anterior. În soluție apoasă , cationul hidroxoniu stabilește legături de hidrogen solvatandosi cu alte trei molecule de apă, asumând cea mai complexă structură (și mai mult în acord cu datele experimentale) H ₉ O ₄ ^+. Mecanismul original Grotthuss realizează dinamica particulară și cinetica transferului de protoni într-o soluție apoasă.

Producerea cationilor de hidroxoniu: substanțe amfotere și acide

Cationul H ₃ O ⁺ este prezent în mod natural în substanțele amfotere în soluție apoasă, cum ar fi anionul hidrogenocarbonat HCO ₃ ^-, anionul monohidrogensulfat HSO ₄ ^- și apa în sine (vezi apa autodissociazione ). Acesta derivă din „ echilibrul autoprotolizei , conform căruia aceste substanțe tind să piardă un proton tramutandosi în baza sa conjugată și eliberând un proton H ^+; aceasta nu poate exista liberă în soluție și, după cum sa menționat anterior, se leagă de apă formând un cation hidroxoniu.
Câteva exemple sunt:

{\ce {HSO4^- + H2O <=> SO4^2- + H3O+}}

{\ displaystyle {\ ce {HSO4 ^ - + H2O <=> SO4 ^ 2- + H3O +}}}

{\ displaystyle {\ ce {HSO4 ^ - + H2O <=> SO4 ^ 2- + H3O +}}}

{\ce {HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+}}

{\ displaystyle {\ ce {HCO3- + H2O <=> CO3 ^ 2- + H3O +}}}

{\ displaystyle {\ ce {HCO3- + H2O <=> CO3 ^ 2- + H3O +}}}

Mai mult, chiar și acizii în soluție apoasă conțin ioni de hidroxoniu la concentrații diferite; din această valoare, exprimată ca [H ₃ O ^+], atunci depinde de pH - ul substanțelor. Acizii puternici sunt ionizați (disociați) complet atunci când sunt dizolvați în apă și - deoarece toate reacțiile chimice sunt echilibrate - reacția lor de disociere este deplasată complet spre dreapta. Un exemplu este următorul:

{\ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O+}}

{\ displaystyle {\ ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O +}}}

{\ displaystyle {\ ce {HCl + H2O -> Cl- + H3O +}}}

Acizii definiți în schimb slabi dau naștere la reacții de echilibru de disociere într-o soluție apoasă cu formarea cationilor de hidroxoniu. Așa se întâmplă, de exemplu, tot „ oțetul , care este în esență o soluție apoasă diluată de acid acetic :

{\ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}}

{\ displaystyle {\ ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O +}}}

{\ displaystyle {\ ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O +}}}

În cele din urmă, hidroxoniul cationic este prezent și în soluțiile de substanțe care nu au caracter acid, bazele , dar în concentrații absolut neglijabile, întrucât trebuie respectată întotdeauna valoarea produsului ionic al apei K _W = [H ₃ O ⁺ ] [OH ^-] care este egal cu 1,0 x 10 ^-14 M ² la condiții standard .

Notă

^ Conform recomandărilor Diviziei de chimie anorganică a chimiei organice și a nomenclatorului IUPAC
^(RO) IUPAC Gold Book, „ioni de oxoniu”
^ Jian Tang și Takeshi Oka (1999). „Spectroscopie în infraroșu a H3O +: banda fundamentală v1.”. J. Mol. Spectroscopie. 196 (1): 120. Bibcode 1999JMoSp.196..120T. doi: 10.1006 / jmsp.1999.7844. PMID 10361062

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikționarul conține intrarea în dicționar „ hidroniu ”
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere pe hydronium

linkuri externe

(EN) hydronium , al Enciclopediei Britannice , Encyclopædia Britannica, Inc.

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[1] Conform recomandărilor Diviziei de chimie anorganică a chimiei organice și a nomenclatorului IUPAC

[2] (RO) IUPAC Gold Book, „ioni de oxoniu”

[3] Jian Tang și Takeshi Oka (1999). „Spectroscopie în infraroșu a H3O +: banda fundamentală v1.”. J. Mol. Spectroscopie. 196 (1): 120. Bibcode 1999JMoSp.196..120T. doi: 10.1006 / jmsp.1999.7844. PMID 10361062

[1]

[2]

[3]