HYDROXIDE: EIGENSCHAFTEN, NOMENKLATUR UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die Hydroxide sind anorganische und ternäre Verbindungen, die aus der Wechselwirkung zwischen einem Metallkation und einer funktionellen OH-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). Im ersten Fall tritt die Ionenbindung auf, im zweiten Fall die kovalente. Diese Tatsache hängt im Wesentlichen vom Metall oder Kation M ⁺ sowie von seiner Ladung und seinem Ionenradius ab.

Quelle: Gabriel Bolívar

Da die meisten von ihnen aus Metallen stammen, ist es gleichbedeutend, sie als Metallhydroxide zu bezeichnen.

Wie entstehen sie?

Es gibt zwei Hauptsynthesewege: 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 unter Bildung des Hydroxids (erste chemische Gleichung). Andere sind unlöslich und erfordern saure Spezies, um M ^{+ freizusetzen} , das dann mit OH ^- aus starken Basen interagiert (zweite chemische Gleichung).

Diese starken Basen sind jedoch Metallhydroxide NaOH, KOH und andere aus der Gruppe der Alkalimetalle (LiOH, RbOH, CsOH). Dies sind in Wasser gut lösliche ionische Verbindungen, daher kann ihr OH ^- frei an chemischen Reaktionen teilnehmen.

Andererseits gibt es Metallhydroxide, die unlöslich sind und folglich sehr schwache Basen sind. Einige von ihnen sind sogar sauer, wie dies bei Tellursäure Te (OH) ₆ der Fall ist .

Das Hydroxid stellt ein Löslichkeitsgleichgewicht mit dem umgebenden Lösungsmittel her. Wenn es zum Beispiel Wasser ist, wird das Gleichgewicht wie folgt ausgedrückt:

M (OH) ₂ M ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

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 so basischen Lösungen wie NaOH erzeugen.

Aus dem Obigen kann geschlossen werden, dass 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 Polymerstrukturen auf.

Eigenschaften von Hydroxiden

OH-Anion

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 Elektronendonorspezies: einer Base.

Wenn OH ^- seine Elektronen an Wasserstoff abgibt, entsteht ein Molekül aus H ₂ O, das seine Elektronen auch an positiv geladene Spezies wie M ⁺ -Metallzentren abgibt . So entsteht durch die dative M-OH-Bindung ein Koordinationskomplex (Sauerstoff liefert das Elektronenpaar).

Dazu muss der Sauerstoff jedoch effizient mit dem Metall koordinieren können, da sonst die Wechselwirkungen zwischen M und OH einen starken ionischen Charakter haben (M ⁺ OH ^- ). Da das Hydroxylion in allen Hydroxiden gleich ist, liegt der Unterschied zwischen allen in dem Kation, das es begleitet.

Ebenso variieren die Eigenschaften solcher Hydroxide enorm, da dieses Kation von jedem Metall im Periodensystem (Gruppen 1, 2, 13, 14, 15, 16 oder von den Übergangsmetallen) stammen kann, obwohl alle in Betracht ziehen einige Aspekte gemeinsam.

Ionischer und grundlegender Charakter

In Hydroxiden haben sie, obwohl sie Koordinationsbindungen haben, einen latenten ionischen Charakter. In einigen wie NaOH sind ihre Ionen Teil eines Kristallgitters, das aus Na ⁺ -Kationen und OH ^- Anionen im Verhältnis 1: 1 besteht. das heißt, für jedes Na ⁺ -Ion gibt es ein Gegenstück OH ^- -Ion .

Abhängig von der Ladung des Metalls befinden sich mehr oder weniger OH ^- Anionen um das Metall herum. Zum Beispiel werden für ein Metallkation M ²⁺ zwei OH ^- Ionen mit ihm interagieren: M (OH) ₂ , das als HO ^- M ²⁺ OH ^{- bezeichnet wird} . Gleiches gilt für die M ³⁺ -Metalle und für andere mit positiveren Ladungen (obwohl sie selten 3+ überschreiten).

Dieser ionische Charakter ist für viele der physikalischen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkte verantwortlich. Diese sind hoch und spiegeln die elektrostatischen Kräfte wider, die im Kristallgitter wirken. Wenn sich Hydroxide auflösen oder schmelzen, können sie aufgrund der Beweglichkeit ihrer Ionen elektrischen Strom leiten.

Nicht alle Hydroxide haben jedoch die gleichen Kristallgitter. Diejenigen mit den stabilsten lösen sich weniger wahrscheinlich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser. Je unterschiedlicher die Ionenradien von M ⁺ und OH ^{- sind} , desto löslicher sind sie in der Regel.

Periodischer Trend

Das Obige erklärt, warum die Löslichkeit von Alkalimetallhydroxiden zunimmt, wenn man durch die Gruppe absteigt. Somit ist die zunehmende Reihenfolge der Löslichkeiten in Wasser für diese wie folgt: LiOH

OH ^- ist ein kleines Anion, und wenn das Kation voluminöser wird, wird das Kristallgitter energetisch schwächer.

Andererseits bilden Erdalkalimetalle aufgrund ihrer höheren positiven Ladungen weniger lösliche Hydroxide. Dies liegt daran, dass M ²⁺ OH ^- stärker anzieht als M ⁺ . Ebenso sind seine Kationen kleiner und daher in Bezug auf OH ^- weniger ungleich groß .

Das Ergebnis ist ein experimenteller Beweis dafür, dass NaOH viel basischer als Ca (OH) _{2 ist} . Die gleiche Überlegung kann für andere Hydroxide angewendet werden, entweder für diejenigen der Übergangsmetalle oder für diejenigen der p-Blockmetalle (Al, Pb, Te usw.).

Je kleiner und größer der Ionenradius und die positive Ladung von M ^{+ sind} , desto geringer ist auch der ionische Charakter des Hydroxids, mit anderen Worten diejenigen mit sehr hohen Ladungsdichten. Ein Beispiel hierfür ist Berylliumhydroxid Be (OH) ₂ . Be ²⁺ ist ein sehr kleines Kation und aufgrund seiner zweiwertigen Ladung elektrisch sehr dicht.

Amphoterismus

M (OH) ₂ -Hydroxide reagieren mit Säuren unter Bildung eines wässrigen Komplexes, dh M ⁺ wird von Wassermolekülen umgeben. Es gibt jedoch eine begrenzte Anzahl von Hydroxiden, die auch mit 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, fällt durch Zugabe einer starken Base zu einer Lösung mit gelösten M ⁺ -Ionen , beispielsweise Al ³⁺ , das entsprechende Hydroxid aus:

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

Aber mit einem Überschuss an OH ^- reagiert das Hydroxid weiter:

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

Infolgedessen wird der neue negativ geladene Komplex durch die umgebenden Wassermoleküle solvatisiert, wodurch der weiße Feststoff aus Aluminiumhydroxid gelöst wird. Diejenigen Hydroxide, die bei der Zugabe der zusätzlichen Base unverändert bleiben, verhalten sich nicht wie Säuren und sind daher nicht amphoter.

Strukturen

Hydroxide können kristalline Strukturen aufweisen, die denen vieler Salze oder Oxide ähnlich sind; einige einfach und andere sehr komplex. Darüber hinaus können diejenigen, bei denen der ionische Charakter abnimmt, Metallzentren aufweisen, die durch Sauerstoffbrücken (HOM-O-MOH) verbunden sind.

In Lösung sind die Strukturen unterschiedlich. Obwohl es für hochlösliche Hydroxide ausreicht, sie als in Wasser gelöste Ionen zu betrachten, ist es für andere notwendig, die Koordinationschemie zu berücksichtigen.

Somit kann jedes M ⁺ -Kation an eine begrenzte Anzahl von Arten koordinieren. Die sperrige ist, desto größer ist die Anzahl der Wassermoleküle oder OH ^- an mich gebunden. Daraus ergibt sich das berühmte Koordinationsoktaeder vieler Metalle, die in Wasser (oder einem anderen Lösungsmittel) gelöst sind: M (OH ₂ ) ₆ ^{+ n} , wobei n gleich der positiven Ladung des Metalls ist.

Beispielsweise bildet Cr (OH) ₃ tatsächlich ein Oktaeder. Wie? Betrachtet man die Verbindung als, von der drei der Wassermoleküle durch OH ^- Anionen ersetzt sind . Wenn alle Moleküle durch OH ^{- ersetzt würden} , würde der Komplex mit negativer Ladung und oktaedrischer Struktur ^{3 - erhalten} . Die -3-Ladung ist das Ergebnis der sechs negativen Ladungen des OH ^- .

Dehydratisierungsreaktion

Hydroxide können als "hydratisierte Oxide" betrachtet werden. In ihnen steht "Wasser" jedoch in direktem Kontakt mit M ⁺ ; Während in hydratisierten MO · nH ₂ O- Oxiden 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 infolge der Dehydratisierung des Hydroxids gebildet wird. Ein Beispiel für diese Reaktion ist diejenige, die beobachtet wird, wenn Kupferhydroxid, Cu (OH) _2, dehydratisiert wird :

Cu (OH) ₂ (blau) + Q => CuO (schwarz) + H ₂ O.

Nomenklatur

Was ist der richtige Weg, um Hydroxide zu erwähnen? Die IUPAC schlug zu diesem Zweck drei Nomenklaturen vor: die traditionelle, die Aktien- und die systematische. Es ist richtig, eines der drei zu verwenden. Für einige Hydroxide kann es jedoch bequemer oder praktischer sein, es auf die eine oder andere Weise zu erwähnen.

Traditionell

Die traditionelle Nomenklatur besteht einfach darin, das Suffix –ico zur höchsten Wertigkeit des Metalls hinzuzufügen; und das Suffix –oso zum niedrigsten. Wenn beispielsweise Metall M Valenzen +3 und +1 aufweist, wird Hydroxid M ​​(OH) ₃ als Hydroxid ( Metallname ) ico bezeichnet , während MOH-Hydroxid ( Metallname ) trägt .

Um die Wertigkeit des Metalls im Hydroxid zu bestimmen, sehen Sie sich einfach die Zahl nach dem in Klammern eingeschlossenen OH an. Somit bedeutet M (OH) ₅ , dass das Metall eine Ladung oder Valenz von +5 hat.

Der Hauptnachteil dieser Nomenklatur besteht jedoch darin, dass sie für Metalle mit mehr als zwei Oxidationsstufen (wie Chrom und Mangan) kompliziert sein kann. In solchen Fällen werden die Präfixe hyper- und hypo- verwendet, um die höchsten und niedrigsten Valenzen zu bezeichnen.

Somit kann , wenn M statt nur mit Wertigkeiten +3 und +1, hat es auch +4 und +2, dann die Namen der Hydroxide mit den höchsten und niedrigsten Valenzen sind: hyper - Hydroxid (Metallname) Ico und hypo - Hydroxid ( Metallname) Bär .

Lager

Von allen Nomenklaturen ist dies die einfachste. Hier folgt dem Namen des Hydroxids einfach die Wertigkeit des Metalls, das in Klammern eingeschlossen und in römischen Ziffern geschrieben ist. Wiederum für M (OH) ₅ wäre Ihre Stammnomenklatur beispielsweise: (Metallname) (V) Hydroxid. (V) bezeichnet dann (+5).

Systematisch

Schließlich ist die systematische Nomenklatur dadurch gekennzeichnet, dass auf multiplizierende Präfixe (Di-, Tri-, Tetra-, Penta-, Hexa- usw.) zurückgegriffen wird. Diese Präfixe werden verwendet, um sowohl die Anzahl der Metallatome als auch die OH ^- Ionen anzugeben . Auf diese Weise wird M (OH) _{5 wie} folgt benannt: (Metallname) Pentahydroxid.

Im Fall von Hg ₂ (OH) ₂ wäre es beispielsweise Dimercursäuredihydroxid; eines der Hydroxide, dessen chemische Struktur auf den ersten Blick komplex ist.

Beispiele für Hydroxide

Einige Beispiele für Hydroxide und ihre entsprechenden Nomenklaturen sind wie folgt:

-NaOH (Natriumhydroxid)

Aussehen von Natriumhydroxid

-Ca (OH) 2 (Calciumhydroxid)

Aussehen von Calciumhydroxid im festen Zustand

-Fe (OH) _{3. (} Eisenhydroxid, Eisen (III) -hydroxid oder Eisentrihydroxid)

-V (OH) _{5 (} Pervanadenhydroxid, Vanadium (V) -hydroxid oder Vanadiumpentahydroxid).

-Sn (OH) _{4 (} Stanichydroxid; Zinn (IV) -hydroxid oder Zinn-Tetrahydroxid).

-Ba (OH) ₂ (Bariumhydroxid oder Bariumdihydroxid).

-Mn (OH) _{6 (} Manganhydroxid, Mangan (VI) -hydroxid oder Manganhexahydroxid).

-AgOH (Silberhydroxid, Silberhydroxid oder Silberhydroxid). Beachten Sie, dass für diese Verbindung kein Unterschied zwischen der Stamm- und der systematischen Nomenklatur besteht.

-Pb (OH) _{4 (} Bleihydroxid, Blei (IV) -hydroxid oder Bleitetrahydroxid).

-LiOP (Lithiumhydroxid).

-Cd (OH) 2 (Cadmiumhydroxid)

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

- Chromhydroxid

Verweise

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5. Enzyklopädie der Beispiele (2017). Hydroxide Wiederhergestellt von: examples.co
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