HYDROXIDEN: EIGENSCHAPPEN, NOMENCLATUUR EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De hydroxiden zijn anorganische en ternaire verbindingen bestaat uit de wisselwerking tussen een metaalkation en OH-functionele groep (hydroxideanion, OH ^- ). De meeste zijn ionisch van aard, hoewel ze ook covalente bindingen kunnen hebben.

Een hydroxide kan bijvoorbeeld worden weergegeven als de elektrostatische interactie tussen het M ⁺ -kation en het OH ^- anion , of als de covalente binding via de M-OH-binding (onderste afbeelding). In de eerste vindt de ionische binding plaats, terwijl in de tweede de covalente is. Dit feit hangt voornamelijk af van het metaal of kation M ⁺ , evenals de lading en ionenstraal.

Bron: Gabriel Bolívar

Aangezien de meeste van hen afkomstig zijn van metalen, is het equivalent om ernaar te verwijzen als metaalhydroxiden.

Hoe worden ze gevormd?

Er zijn twee belangrijke syntheseroutes: door het overeenkomstige oxide te laten reageren met water, of met een sterke base in een zuur medium:

MO + H ₂ O => M (OH) ₂

MO + H ⁺ + OH ^- => M (OH) ₂

Alleen die metaaloxiden die oplosbaar zijn in water reageren direct om het hydroxide te vormen (eerste chemische vergelijking). Anderen zijn onoplosbaar en vereisen zure soorten om M ^{+ vrij te maken} , dat vervolgens in wisselwerking staat met OH ^- uit sterke basen (tweede chemische vergelijking).

Deze sterke basen zijn echter metaalhydroxiden NaOH, KOH en andere uit de groep van alkalimetalen (LiOH, RbOH, CsOH). Dit zijn ionische verbindingen die zeer oplosbaar zijn in water, daarom zijn hun OH ^- vrij om deel te nemen aan chemische reacties.

Aan de andere kant zijn er metaalhydroxiden die onoplosbaar zijn en dus zeer zwakke basen zijn. Sommige zijn zelfs zuur, zoals het geval is met telluurzuur, Te (OH) ₆ .

Het hydroxide zorgt voor een oplosbaarheidsbalans met het omringende oplosmiddel. Als het bijvoorbeeld water is, wordt het evenwicht als volgt uitgedrukt:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Waar (ac) aangeeft dat het medium waterig is. Als de vaste stof onoplosbaar is, is de opgeloste OH-concentratie klein of verwaarloosbaar. Om deze reden kunnen onoplosbare metaalhydroxiden geen zo basische oplossingen genereren als NaOH.

Uit het bovenstaande kan worden afgeleid dat hydroxiden zeer verschillende eigenschappen vertonen, die verband houden met de chemische structuur en de interacties tussen het metaal en de OH. Dus hoewel vele ionisch zijn, met gevarieerde kristallijne structuren, hebben andere complexe en ongeordende polymeerstructuren.

Eigenschappen van hydroxiden

OH anion

Het hydroxylion is een zuurstofatoom covalent gebonden aan waterstof. Dit kan dus gemakkelijk worden weergegeven als OH ^- . De negatieve lading bevindt zich op de zuurstof, waardoor dit anion een elektronendonorsoort is: een base.

Als OH ^- zijn elektronen doneert aan waterstof, ontstaat er een molecuul H ₂ O. Het kan ook zijn elektronen doneren aan positief geladen soorten: zoals M ⁺ metaalcentra . Er wordt dus een coördinatiecomplex gevormd door de datieve M-OH-binding (zuurstof levert het elektronenpaar).

Om dit te laten gebeuren, moet de zuurstof echter efficiënt kunnen coördineren met het metaal, anders zullen de interacties tussen M en OH een sterk ionisch karakter hebben (M ⁺ OH ^- ). Omdat het hydroxylion in alle hydroxiden hetzelfde is, ligt het verschil tussen alle hydroxiden in het kation dat ermee gepaard gaat.

Omdat dit kation van elk metaal op het periodiek systeem kan komen (groepen 1, 2, 13, 14, 15, 16 of de overgangsmetalen), variëren de eigenschappen van dergelijke hydroxiden enorm, hoewel ze allemaal in aanmerking komen voor gemeenschappelijke sommige aspecten.

Ionisch en basiskarakter

In hydroxiden hebben ze, hoewel ze coördinatiebindingen hebben, een latent ionisch karakter. In sommige, zoals NaOH, maken hun ionen deel uit van een kristalrooster dat bestaat uit Na ⁺ -kationen en OH ^- anionen in 1: 1-verhoudingen; dat wil zeggen, voor elk Na ⁺ -ion ​​is er een tegenhanger OH ^- ion .

Afhankelijk van de lading op het metaal, zullen er meer of minder OH ^- anionen omheen zitten. Bijvoorbeeld een metaalkation M ²⁺ er twee OH ^- ionen interactie ermee: M (OH) ₂ , die is geschetst als HO ^- M ²⁺ OH ^- . Hetzelfde gebeurt met de M ³⁺ -metalen en met andere met meer positieve ladingen (hoewel ze zelden hoger zijn dan 3+).

Dit ionische karakter is verantwoordelijk voor veel van de fysische eigenschappen, zoals smelt- en kookpunten. Deze zijn hoog en weerspiegelen de elektrostatische krachten die in het kristalrooster werken. Wanneer hydroxiden oplossen of smelten, kunnen ze ook elektrische stroom geleiden vanwege de mobiliteit van hun ionen.

Niet alle hydroxiden hebben echter dezelfde kristalroosters. Degenen met de meest stabiele zullen minder snel oplossen in polaire oplosmiddelen zoals water. Als algemene regel geldt dat hoe meer ongelijk de ionstralen van M ⁺ en OH ^{- zijn} , hoe beter ze oplosbaar zijn.

Periodieke trend

Het bovenstaande verklaart waarom de oplosbaarheid van alkalimetaalhydroxiden toeneemt naarmate men door de groep afdaalt. De oplopende volgorde van oplosbaarheid in water hiervoor is dus als volgt: LiOH

OH ^- is een klein anion, en naarmate het kation volumineuzer wordt, verzwakt het kristalrooster energetisch.

Aan de andere kant vormen aardalkalimetalen minder oplosbare hydroxiden vanwege hun hogere positieve ladingen. Dit komt doordat M ²⁺ OH aantrekt ^- sterker dan M ⁺ . Evenzo zijn de kationen kleiner en daarom minder ongelijk in grootte met betrekking tot OH ^- .

Het resultaat hiervan is experimenteel bewijs dat NaOH veel basischer is dan Ca (OH) ₂ . Dezelfde redenering kan worden toegepast voor andere hydroxiden, hetzij voor die van de overgangsmetalen, hetzij voor die van de p-blokmetalen (Al, Pb, Te, enz.).

Ook hoe kleiner en groter de ionenstraal en de positieve lading van M ⁺ , hoe lager het ionische karakter van het hydroxide, met andere woorden, die met zeer hoge ladingsdichtheden. Een voorbeeld hiervan doet zich voor met berylliumhydroxide, Be (OH) ₂ . Be ²⁺ is een zeer klein kation en door zijn tweewaardige lading is het elektrisch zeer dicht.

Amfoterie

M (OH) _2- hydroxiden reageren met zuren om een ​​waterig complex te vormen, dat wil zeggen dat M ⁺ wordt omgeven door watermoleculen. Er is echter een beperkt aantal hydroxiden die ook kunnen reageren met basen. Dit zijn wat bekend staat als amfotere hydroxiden.

Amfotere hydroxiden reageren met zowel zuren als basen. De tweede situatie kan worden weergegeven door de volgende chemische vergelijking:

M (OH) ₂ + OH ^- => M (OH) ₃ ^-

Maar hoe te bepalen of een hydroxide amfoteer is? Door middel van een eenvoudig laboratoriumexperiment. Aangezien veel metaalhydroxiden onoplosbaar zijn in water, zal het toevoegen van een sterke base aan een oplossing met opgeloste M ⁺ -ionen , bijvoorbeeld Al ³⁺ , het overeenkomstige hydroxide neerslaan:

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

Maar met een overmaat OH ^- de hydroxide blijft reageren:

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

Als gevolg hiervan wordt het nieuwe negatief geladen complex gesolvateerd door de omringende watermoleculen, waardoor de witte vaste stof van aluminiumhydroxide wordt opgelost. Die hydroxiden die onveranderd blijven met de extra basetoevoeging, gedragen zich niet als zuren en zijn daarom niet amfoteer.

Structuren

Hydroxiden kunnen kristallijne structuren hebben die lijken op die van veel zouten of oxiden; sommige eenvoudig, en andere zeer complex. Bovendien kunnen die met een afname van het ionische karakter metaalcentra hebben die verbonden zijn door zuurstofbruggen (HOM - O - MOH).

In oplossing zijn de structuren verschillend. Hoewel het voor zeer oplosbare hydroxiden voldoende is om ze te beschouwen als in water opgeloste ionen, is het voor andere noodzakelijk om rekening te houden met coördinatiechemie.

Zo kan elk M ⁺ -kation coördineren met een beperkt aantal soorten. Het omvangrijker is, hoe meer water of OH moleculen ^- gebonden. Hieruit ontstaat de beroemde coördinatie-octaëder van vele metalen opgelost in water (of in een ander oplosmiddel): M (OH ₂ ) ₆ ^{+ n} , waarbij n gelijk is aan de positieve lading van het metaal.

Cr (OH) ₃ vormt bijvoorbeeld eigenlijk een octaëder. Hoe? Als we de verbinding beschouwen als, waarvan drie van de watermoleculen zijn vervangen door OH ^- anionen . Als alle moleculen zouden worden vervangen door OH ^- , dan zou het complex met negatieve lading en octaëdrische structuur ^{3 - worden verkregen} . De -3 lading is het resultaat van de zes negatieve ladingen van de OH ^- .

Uitdrogingsreactie

Hydroxiden kunnen worden beschouwd als "gehydrateerde oxiden". In hen staat "water" echter in direct contact met M ⁺ ; terwijl in MO · nH ₂ O gehydrateerde oxiden de watermoleculen deel uitmaken van een externe coördinatiesfeer (ze bevinden zich niet dicht bij het metaal).

Deze watermoleculen kunnen worden geëxtraheerd door een monster hydroxide te verwarmen:

M (OH) ₂ + Q (warmte) => MO + H ₂ O

MO is het metaaloxide dat wordt gevormd als gevolg van de uitdroging van het hydroxide. Een voorbeeld van deze reactie is de reactie die wordt waargenomen wanneer cuprihydroxide, Cu (OH) _2, wordt gedehydrateerd :

Cu (OH) ₂ (blauw) + Q => CuO (zwart) + H ₂ O

Nomenclatuur

Wat is de juiste manier om hydroxiden te noemen? De IUPAC stelde hiervoor drie nomenclaturen voor: de traditionele, de voorraad en de systematische. Het is correct om een ​​van de drie te gebruiken, maar voor sommige hydroxiden kan het handiger of praktischer zijn om het op de een of andere manier te noemen.

Traditioneel

De traditionele nomenclatuur is simpelweg het achtervoegsel –ico toe te voegen aan de hoogste valentie van het metaal; en het achtervoegsel –oso tot de laagste. Dus als metaal M valenties +3 en +1 heeft, wordt hydroxide M (OH) ₃ hydroxide (metaalnaam) ico genoemd , terwijl MOH hydroxide (metaalnaam) draagt .

Om de valentie van het metaal in het hydroxide te bepalen, kijkt u gewoon naar het getal achter de OH tussen haakjes. M (OH) ₅ betekent dus dat het metaal een lading of valentie heeft van +5.

Het belangrijkste nadeel van deze nomenclatuur is echter dat het gecompliceerd kan zijn voor metalen met meer dan twee oxidatietoestanden (zoals chroom en mangaan). Voor dergelijke gevallen worden de voorvoegsels hyper- en hypo- gebruikt om de hoogste en laagste valenties aan te duiden.

Dus als M in plaats van alleen +3 en +1 valenties heeft, het ook +4 en +2 heeft, dan zijn de namen van zijn hydroxiden met hogere en lagere valenties: hyperhydroxide (metaalnaam) ico en hypohydroxide ( metalen naam) beer .

Voorraad

Van alle nomenclaturen is dit de eenvoudigste. Hier wordt de naam van het hydroxide eenvoudigweg gevolgd door de valentie van het metaal tussen haakjes en geschreven in Romeinse cijfers. Nogmaals voor M (OH) ₅ , bijvoorbeeld, uw voorraadnomenclatuur zou zijn: (metaalnaam) (V) hydroxide. (V) geeft dan (+5) aan.

Systematisch

Ten slotte wordt de systematische nomenclatuur gekenmerkt door zijn toevlucht te nemen tot vermenigvuldigende voorvoegsels (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, enz.). Deze voorvoegsels worden gebruikt om zowel het aantal metaalatomen als OH ^- ionen te specificeren . Op deze manier wordt M (OH) ₅ genoemd als: (metaalnaam) pentahydroxide.

In het geval van Hg ₂ (OH) ₂ zou het bijvoorbeeld dimercuric dihydroxide zijn; een van de hydroxiden waarvan de chemische structuur op het eerste gezicht complex is.

Voorbeelden van hydroxiden

Enkele voorbeelden van hydroxiden en hun overeenkomstige nomenclaturen zijn als volgt:

-NaOH (natriumhydroxide)

Uiterlijk van natriumhydroxide

-Ca (OH) 2 (calciumhydroxide)

Uiterlijk van calciumhydroxide in vaste toestand

-Fe (OH) _{3. (} ijzer (III) hydroxide; ijzer (III) hydroxide; of ijzertrihydroxide)

-V (OH) _{5 (} pervanadisch hydroxide; vanadium (V) hydroxide; of vanadiumpentahydroxide).

-Sn (OH) _{4 (} Stanic hydroxide; tin (IV) hydroxide; of tin tetrahydroxide).

-Ba (OH) ₂ (bariumhydroxide of bariumdihydroxide ).

-Mn (OH) _{6 (} Mangaanhydroxide, mangaan (VI) hydroxide of mangaanhexahydroxide).

-AgOH (zilverhydroxide, zilverhydroxide of zilverhydroxide). Merk op dat er voor deze verbinding geen onderscheid is tussen de voorraad en de systematische nomenclaturen.

-Pb (OH) _{4 (} loodhydroxide, lood (IV) hydroxide of loodtetrahydroxide ).

-LiOP (lithiumhydroxide).

-Cd (OH) 2 (cadmiumhydroxide)

-Ba (OH) _{2 (} bariumhydroxide )

- Chroomhydroxide

Referenties

1. Chemie LibreTexts. Oplosbaarheid van metaalhydroxiden. Genomen uit: chem.libretexts.org
2. Clackamas Community College. (2011). Les 6: Nomenclatuur van zuren, basen en zouten. Genomen uit: dl.clackamas.edu
3. Complexe ionen en amfoterie. . Genomen uit: oneonta.edu
4. Volledige chemie. (14 januari 2013). Metaalhydroxiden. Genomen uit: quimica2013.wordpress.com
5. Encyclopedie van voorbeelden (2017). Hydroxiden Hersteld van: voorbeelden.co
6. Castaños E. (9 augustus 2016). Formulering en nomenclatuur: hydroxiden. Genomen uit: lidiaconlaquimica.wordpress.com