Hydroxide: Eigenschaften, Nomenklatur und Beispiele
Hydroxide sind anorganische und ternäre Verbindungen, die aus der Wechselwirkung zwischen einem Metallkation und der OH-funktionellen Gruppe (Hydroxidanion, OH-) bestehen. Die meisten von ihnen sind ionischer Natur, können aber auch kovalente Bindungen aufweisen.
Beispielsweise kann ein Hydroxid als elektrostatische Wechselwirkung zwischen dem M + -Kation und dem OH- -Anion oder als kovalente Bindung über die M-OH-Bindung dargestellt werden (unteres Bild). In der ersten ist die Ionenbindung gegeben, während in der zweiten die kovalente Bindung gegeben ist. Diese Tatsache hängt im Wesentlichen vom Metall oder M + -Kation sowie dessen Ladung und Ionenradius ab.
Da die meisten von ihnen aus Metallen stammen, ist es äquivalent, sie als Metallhydroxide zu erwähnen.
Wie entstehen sie?
Es gibt zwei hauptsächliche Synthesewege: durch Umsetzen des entsprechenden Oxids mit Wasser oder mit einer starken Base in einem sauren Medium:
MO + H 2 O => M (OH) 2
MO + H + + OH- => M (OH) 2
Nur die wasserlöslichen Metalloxide reagieren direkt zum Hydroxid (erste chemische Gleichung). Andere sind unlöslich und erfordern saure Spezies, die M + freisetzen, das dann mit dem OH- aus den starken Basen wechselwirkt (zweite chemische Gleichung).
Diese starken Basen sind jedoch Metallhydroxide NaOH, KOH und andere aus der Gruppe der Alkalimetalle (LiOH, RbOH, CsOH). Dies sind ionische Verbindungen, die in Wasser gut löslich sind, weshalb ihre OH- frei sind, an chemischen Reaktionen teilzunehmen.
Andererseits existieren Metallhydroxide, die unlöslich und folglich sehr schwache Basen sind. Sogar einige von ihnen sind sauer, wie es bei Tellursäure, Te (OH) 6, der Fall ist.
Das Hydroxid stellt ein Gleichgewicht der Löslichkeit mit dem umgebenden Lösungsmittel her. Wenn es sich zum Beispiel um Wasser handelt, wird der Rest wie folgt ausgedrückt:
M (OH) 2 M2 + (ac) + OH- (ac)
Wobei (ac) bedeutet, dass das Medium wässrig ist. Wenn der Feststoff unlöslich ist, ist die gelöste OH-Konzentration gering oder vernachlässigbar. Aus diesem Grund können unlösliche Metallhydroxide keine Lösungen erzeugen, die so basisch sind wie die von NaOH.
Daraus kann geschlossen werden, dass die Hydroxide sehr unterschiedliche Eigenschaften aufweisen, die mit der chemischen Struktur und den Wechselwirkungen zwischen dem Metall und dem OH zusammenhängen. Obwohl viele ionisch sind und unterschiedliche kristalline Strukturen aufweisen, weisen andere komplexe und ungeordnete polymere Strukturen auf.
Eigenschaften von Hydroxiden
Anion OH-
Das Hydroxylion ist ein Sauerstoffatom, das kovalent an Wasserstoff gebunden ist. Somit kann dies leicht als OH- dargestellt werden. Die negative Ladung befindet sich auf dem Sauerstoff und macht dieses Anion zu einer elektronenspendenden Spezies: einer Base.
Wenn das OH- seine Elektronen an Wasserstoff abgibt, entsteht ein Molekül H 2 O. Es kann auch seine Elektronen an positiv geladene Spezies abgeben: wie die M + -Metallzentren. Somit wird durch die Dativverbindung M-OH ein Koordinationskomplex gebildet (Sauerstoff trägt zum Elektronenpaar bei).
Dazu muss Sauerstoff jedoch in der Lage sein, sich effizient mit dem Metall zu koordinieren, da sonst die Wechselwirkungen zwischen M und OH einen ausgeprägten ionischen Charakter haben (M + OH-). Da das Hydroxylion in allen Hydroxiden gleich ist, liegt der Unterschied zwischen allen in dem Kation, das es begleitet.
Da dieses Kation auch von jedem Metall im Periodensystem (Gruppe 1, 2, 13, 14, 15, 16 oder von den Übergangsmetallen) stammen kann, variieren die Eigenschaften solcher Hydroxide enorm, obwohl alle in Betracht gezogen werden einige Aspekte gemeinsam.
Ionen- und Grundcharakter
In Hydroxiden haben sie, obwohl sie Koordinationsbindungen aufweisen, einen latenten ionischen Charakter. In einigen wie NaOH sind ihre Ionen Teil eines kristallinen Netzwerks, das aus Na + -Kationen und OH-Anionen im Verhältnis 1: 1 besteht. das heißt, für jedes Na + -Ion gibt es ein Gegenstück OH- -Ion.
Je nach Metallbeladung treten mehr oder weniger OH-Ionen auf. Beispielsweise treten für ein Metallkation M2 + zwei OH-Ionen in Wechselwirkung: M (OH) 2, das als HO-M2 + OH- bezeichnet wird. Gleiches gilt für M3 + -Metalle und andere mit positiveren Ladungen (wenngleich selten mehr als 3+).
Dieser ionische Charakter ist für viele physikalische Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkte verantwortlich. Diese sind hoch, was die elektrostatischen Kräfte widerspiegelt, die im Kristallgitter wirken. Ebenso können die gelösten oder geschmolzenen Hydroxide aufgrund der Beweglichkeit ihrer Ionen den elektrischen Strom leiten.
Nicht alle Hydroxide haben jedoch die gleichen kristallinen Netzwerke. Diejenigen mit den stabilsten sind weniger wahrscheinlich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser löslich. Je ungleicher die Ionenradien von M + und OH- sind, desto löslicher sind sie in der Regel.
Periodischer Trend
Das Obige erklärt, warum die Löslichkeit der Hydroxide der Alkalimetalle zunimmt, wenn die Gruppe abnimmt. Daher ist die zunehmende Reihenfolge der Löslichkeiten in Wasser für diese die folgende: LiOH Das OH- ist ein kleines Anion, und wenn das Kation voluminöser wird, schwächt sich das Kristallgitter energetisch ab. Andererseits bilden Erdalkalimetalle aufgrund ihrer höheren positiven Ladungen weniger lösliche Hydroxide. Dies liegt daran, dass M2 + das OH- mit größerer Kraft anzieht als M +. Ebenso sind seine Kationen kleiner und daher in Bezug auf OH- weniger ungleich groß. Das Ergebnis ist der experimentelle Beweis, dass NaOH viel basischer ist als Ca (OH) 2 . Die gleiche Überlegung kann für andere Hydroxide angewendet werden, entweder für diejenigen der Übergangsmetalle oder für diejenigen der Metalle des p-Blocks (Al, Pb, Te usw.). Je kleiner und größer der Ionenradius und die positive Ladung von M & spplus; sind, desto geringer ist auch der ionische Charakter des Hydroxids, mit anderen Worten, derjenigen mit sehr hohen Ladungsdichten. Ein Beispiel hierfür ist Berylliumhydroxid Be (OH) 2 . Be2 + ist ein sehr kleines Kation und aufgrund seiner zweiwertigen Ladung elektrisch sehr dicht. Die Hydroxide M (OH) 2 reagieren mit den Säuren zu einem Aquokomplex, dh M + -Enden, die von Wassermolekülen umgeben sind. Es gibt jedoch eine begrenzte Anzahl von Hydroxiden, die auch mit den Basen reagieren können. Dies sind sogenannte amphotere Hydroxide. Amphotere Hydroxide reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Basen. Die zweite Situation kann durch die folgende chemische Gleichung dargestellt werden: M (OH) 2 + OH- => M (OH) 3 - Aber wie kann man feststellen, ob ein Hydroxid amphoter ist? Durch ein einfaches Laborexperiment. Da viele Metallhydroxide in Wasser unlöslich sind, wird durch Zugabe einer starken Base zu einer Lösung mit den gelösten M + -Ionen, beispielsweise Al3 +, das entsprechende Hydroxid ausgefällt: Al 3 + (ac) + 3 OH- (ac) => Al (OH) 3 (s) Mit einem Überschuss an OH- reagiert das Hydroxid jedoch weiter: Al (OH) 3 (s) + OH- => Al (OH) 4 - (ac) Infolgedessen wird der neue negativ geladene Komplex durch die umgebenden Wassermoleküle solvatisiert und löst den weißen Feststoff von Aluminiumhydroxid auf. Diejenigen Hydroxide, die bei Zugabe einer zusätzlichen Base unverändert bleiben, verhalten sich nicht wie Säuren und sind daher nicht amphoter. Die Hydroxide können kristalline Strukturen haben, die denen vieler Salze oder Oxide ähnlich sind; einige einfach und andere sehr komplex. Darüber hinaus können diejenigen, bei denen der ionische Charakter abnimmt, metallische Zentren aufweisen, die durch Sauerstoffbrücken (HOM-O-MOH) verbunden sind. In Lösung sind die Strukturen unterschiedlich. Obwohl es für sehr lösliche Hydroxide ausreichend ist, sie als in Wasser gelöste Ionen zu betrachten, ist es für andere erforderlich, die Koordinationschemie zu berücksichtigen. Somit kann jedes M + -Kation an eine begrenzte Anzahl von Spezies koordiniert werden. Je voluminöser es ist, desto mehr Wassermoleküle oder OH- sind daran gebunden. Daher das berühmte Koordinationsoktaeder vieler in Wasser (oder einem anderen Lösungsmittel) gelöster Metalle: M (OH 2 ) 6 + n, wobei n der positiven Ladung des Metalls entspricht. Beispielsweise bildet Cr (OH) 3 tatsächlich ein Oktaeder. Wie? Betrachtet man die Verbindung als [Cr (OH 2 ) 3 (OH) 3 ], von der drei der Wassermoleküle durch OH-Anionen ersetzt sind. Wenn alle Moleküle durch OH- ersetzt würden, würde der Komplex aus negativer Ladung und oktaedrischer Struktur [Cr (OH) 6 ] 3- erhalten. Die Ladung -3 ergibt sich aus den sechs negativen Ladungen der OH-. Die Hydroxide können als "hydratisierte Oxide" angesehen werden. In ihnen steht "Wasser" jedoch in direktem Kontakt mit M +; Während in hydratisierten Oxiden MO · nH 2 O die Wassermoleküle Teil einer externen Koordinationssphäre sind (sie befinden sich nicht in der Nähe des Metalls). Diese Wassermoleküle können durch Erhitzen einer Hydroxidprobe extrahiert werden: M (OH) 2 + Q (Wärme) => MO + H 2 O MO ist das Metalloxid, das bei der Dehydratisierung des Hydroxids entsteht. Ein Beispiel für diese Reaktion ist die, die beobachtet wird, wenn das Kupferhydroxid Cu (OH) 2 dehydratisiert wird: Cu (OH) 2 (blau) + Q => CuO (schwarz) + H 2 O Was ist der richtige Weg, um Hydroxide zu erwähnen? Die IUPAC schlug zu diesem Zweck drei Nomenklaturen vor: traditionell, lagerhaltig und systematisch. Es ist richtig, eines der drei zu verwenden, jedoch kann es für einige Hydroxide bequemer oder praktischer sein, es auf die eine oder andere Weise zu erwähnen. Die traditionelle Nomenklatur besteht einfach darin, das Suffix -ico der höchsten Wertigkeit des Metalls hinzuzufügen. und das Suffix -oso zum niedrigsten. Wenn beispielsweise Metall M die Valenzen +3 und +1 hat, wird das Hydroxid M (OH) 3 als Hydroxid (Name des Metalls) ico bezeichnet, während MOH-Hydroxid (Name des Metalls) trägt . Um die Wertigkeit des Metalls im Hydroxid zu bestimmen, genügt es, die Zahl nach dem in Klammern eingeschlossenen OH zu beachten. Somit bedeutet M (OH) 5, dass das Metall eine Ladung oder Wertigkeit von +5 hat. Der Hauptnachteil dieser Nomenklatur besteht jedoch darin, dass sie für Metalle mit mehr als zwei Oxidationsstufen (wie bei Chrom und Mangan) kompliziert sein kann. In solchen Fällen werden die Hyper- und Hypopräfixe verwendet, um die höchsten und niedrigsten Valenzen zu bezeichnen. Wenn also M anstatt nur die Valenzen +3 und +1 zu haben, auch +4 und +2 hat, dann lauten die Namen seiner Hydroxide mit höheren und niedrigeren Valenzen: Hyperhydroxid (Name des Metalls) ico und Hypoxidhydroxid ( Name des Metallbären. Von allen Nomenklaturen ist dies die einfachste. Hier folgt dem Namen des Hydroxids einfach die Valenz des Metalls, das in Klammern eingeschlossen und in römischen Ziffern geschrieben ist. Wiederum für M (OH) 5 wäre seine Lagernomenklatur beispielsweise: Hydroxid (Name des Metalls) (V). (V) bedeutet dann (+5). Schließlich ist die systematische Nomenklatur dadurch gekennzeichnet, dass auf Multiplikatorpräfixe (Di-, Tri-, Tetra-, Penta-, Hexa- usw.) zurückgegriffen wird. Mit diesen Präfixen wird sowohl die Anzahl der Metallatome als auch die der OH-Ionen angegeben. Auf diese Weise wird M (OH) 5 wie folgt benannt: Pentahydroxid (Name des Metalls). Für den Fall von Hg 2 (OH) 2 wäre es beispielsweise Dimercuriumdihydroxid; eines der Hydroxide, dessen chemische Struktur auf den ersten Blick komplex ist. Einige Beispiele für Hydroxide und ihre entsprechenden Nomenklaturen sind die folgenden: -NaOH (Natriumhydroxid)Anfoterismo
Strukturen
Dehydratisierungsreaktion
Nomenklatur
Traditionell
Lager
Systematik
Beispiele für Hydroxide
-Ca (OH) 2 (Calciumhydroxid)
-Fe (OH) 3. ( Eisenhydroxid, Eisen (III) -hydroxid oder Eisentrihydroxid)
-V (OH) 5 ( Pervansäurehydroxid, Vanadiumhydroxid (V) oder Vanadiumpentahydroxid).
-Sn (OH) 4 ( statisches Hydroxid, Zinnhydroxid (IV) oder Zinntetrahydroxid).
-Ba (OH) 2 (Bariumhydroxid oder Bariumdihydroxid).
-Mn (OH) 6 ( Manganhydroxid, Manganhydroxid (VI) oder Manganhexahydroxid).
-AgOH (Silberhydroxid, Silberhydroxid oder Silberhydroxid). Beachten Sie, dass für diese Verbindung keine Unterscheidung zwischen Bestands- und systematischen Nomenklaturen besteht.
-Pb (OH) 4 ( Plúmbico-Hydroxid, Bleihydroxid (IV) oder Bleitetrahydroxid).
-LiOP (Lithiumhydroxid).
-Cd (OH) 2 (Cadmiumhydroxid)
-Ba (OH) 2 ( Bariumhydroxid)
-Chromhydroxid
