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

Ionul hidroniu este termenul învechit ^[1] folosit în trecut pentru a indica cationul oxoniu , denumit și fără echivoc hidroxoniu (sau în mod necorespunzător ion hidrogen sau pur și simplu proton ), cu formula brută reală H ₃ O ⁺ , deoarece oxigenul formează trei legături covalente egale lungimea și unghiurile de 108 °, în timp ce al patrulea orbital hibrid sp ³ este umplut de o pereche de electroni liberi sau o pereche solitară ^[2] . Acest lucru face ca cationul hidroxoniu să fie un acid tipic Brønsted-Lowry .

Cationul este responsabil pentru caracterul acid al tuturor substanțelor într-un mediu apos și pentru efectul relativ de nivelare . Constă dintr-un cation care derivă direct din formarea unei legături covalente între un ion H ⁺ (numit hidronă , care în soluție apoasă nu poate exista în stare liberă) și o moleculă de H ₂ O. Se găsește în conformitate cu teoria disocierii Brønsted-Lowry a substanțelor amfotere și în toți acizii anorganici și organici, fie că 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] . Experimentele de marcare a radioizotopilor de tritiu au arătat că cei trei atomi de hidrogen sunt echivalenți, adică atunci când ionul oxoniu se disociază pentru a forma din nou apa, ionul H ⁺ schimbat nu este neapărat cel dobândit anterior. În soluție apoasă, cationul hidroxoniu stabilește legături de hidrogen prin solvatarea cu alte trei molecule de apă, asumând structura mai complexă (și mai mult în acord cu datele experimentale) H ₉ O ₄ ⁺ . Mecanismul original Grotthuss explică dinamica și cinetica specifice transferului de protoni în soluție apoasă.

Producerea cationilor de hidroxoniu: substanțe amfotere și acide

Cationul H ₃ O ⁺ este prezent în mod natural în substanțe amfotere în soluție apoasă, cum ar fi anionul carbonat de hidrogen HCO ₃ ^- , anionul mono-hidrogen sulfat HSO ₄ ^- și apa însăși (vezi auto-disocierea apei). Acesta derivă din echilibrul de auto - protoliză , conform căruia aceste substanțe tind să piardă un proton transformându-se în propria bază 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; pH - ul substanțelor depinde apoi de această valoare, care poate fi exprimată ca [H ₃ O ⁺ ]. Acizii puternici se ionizează (se disociază) complet atunci când sunt dizolvați în apă și - întrucât 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 ca slabi dau naștere la reacții de echilibru de disociere în soluție apoasă cu formarea cationilor de hidroxoniu. Aceasta se întâmplă, de exemplu, cu 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, cationul hidroxoniu este prezent și în soluțiile de substanțe care nu au caracter acid, bazele , dar în concentrații absolut neglijabile, deoarece valoarea produsului ionic al apei trebuie respectată întotdeauna K _W = [H ₃ O ⁺ ] [OH ^- ] care este egal cu 1,0 × 10 ⁻¹⁴ M ² în condiții standard .

Notă

^ conform recomandărilor diviziilor IUPAC de chimie anorganică, chimie organică și nomenclatură
^(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 dicționarul lema « hidroniu »
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre hidroniu

linkuri externe

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

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[1] rm recomandărilor diviziilor IUPAC de chimie anorganică, chimie organică și nomenclatură

[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]