Idrossidi

Depositi di idrossido di metallo: idrossido di ferro (III), rame (II), cobalto (II) e stagno (II)

Gli idrossidi sono sostanze simili al sale che contengono ioni idrossido ([OH] ^- ) come elementi costitutivi del reticolo negativo ( anioni ). Gli idrossidi solubili come l'idrossido di sodio e l'idrossido di potassio formano soluzioni fortemente alcaline (liscivie) con l' acqua , note come soda caustica e idrossido di potassio . Idrossidi meno solubili, ad es. B. idrossido di bario e idrossido di calcio , formano sospensioni debolmente alcaline con acqua . Le soluzioni sature sono chiamate acqua di barite e acqua di calce . Quando queste due sostanze vengono a contatto con l' anidride carbonica , diventano torbide. Nel laboratorio chimico , gli idrossidi metallici vengono solitamente prodotti aggiungendo idrossido di sodio o di potassio a soluzioni saline e quindi filtrando i precipitati, lavandoli e asciugandoli all'aria. In alcuni casi, non sono gli idrossidi puri che si formano, ma piuttosto gli idrossidi di ossido, come l'idrossido di ossido di ferro (III) , dopo la precipitazione .

Equazione di reazione

${\ Displaystyle \ mathrm {ossido di metallo + acqua \ longrightarrow idrossido di metallo}}$

Esempio:

${\ displaystyle \ mathrm {Na_ {2} O + H_ {2} O \ longrightarrow 2 \ NaOH}}$

L'ossido di sodio e l'acqua reagiscono per formare idrossido di sodio .

${\ displaystyle \ mathrm {CaO + H_ {2} O \ longrightarrow Ca (OH) _ {2}}}$

L'ossido di calcio e l'acqua reagiscono per formare idrossido di calcio .

Struttura delle soluzioni acquose di idrossido

In una soluzione acquosa , lo ione idrossido è solitamente circondato da quattro a cinque molecole d'acqua . Quattro molecole d'acqua sono disposte attorno all'atomo di ossigeno dell'OH ^{- in} modo tale che ciascuna di esse possa formare un legame idrogeno con esso (cioè puntano all'OH ^- con uno dei loro atomi di idrogeno ). Questi quattro molecole d'acqua si trovano all'incirca in un piano con l'OH ^- ione, cioè in una geometria diversa dalla (come sp ³ - ibridazione expected) Disposizione circa tetraedrica delle coppie di elettroni in acqua e H ₃ O ⁺ . OH ^- ioni può anche formare un - seppur debole - legame idrogeno con il suo protone, in modo che i complessi [OH ^- (H ₂ O) ₄ ] e [OH ^- (H ₂ O) ₅ ] verificarsi, a seconda che questi addestrato o no. Per questo motivo, gli idrossidi sono spesso molto voluminosi e , a differenza dei prodotti di precipitazione cristallina, sedimentano solo molto lentamente.

Precipitazione / formazione di idrossidi

Precipitazione di idrossido di manganese (II) con parziale ossidazione a idrossido di manganese bruno (III) o manganese (IV) da ossigeno atmosferico

Gli idrossidi metallici si formano in un certo intervallo di pH, che dipende dal prodotto di solubilità dell'idrossido e dalla concentrazione del catione da precipitare. Ad esempio, la seguente equazione si applica a uno ione metallico bivalente:

${\ displaystyle \ mathrm {Me ^ {2 +} + 2 \ OH ^ {-} \ longrightarrow Me (OH) _ {2}}}$

Gli idrossidi anfoteri tornano in soluzione a valori di pH più elevati. Esempio:

${\ displaystyle \ mathrm {Al (OH) _ {3} + OH ^ {-} \ longrightarrow \ [Al (OH) _ {4}] ^ {-}}}$

Dopo la precipitazione, alcuni idrossidi metallici vengono ossidati dall'ossigeno atmosferico in idrossidi con un numero di ossidazione più elevato . Così, manganese (II) idrossido velocemente il manganese (III) - convertito o idrossido di ossido di manganese (IV) che è in ossimetrici utilizza per il fissaggio ossigeno. Allo stesso modo, l' idrossido di ferro verde (II) appena precipitato viene ossidato in idrossido di ossido di ferro bruno (III) dalla presenza di ossigeno atmosferico :

${\ displaystyle \ mathrm {4 \ Fe (OH) _ {2} + O_ {2} \ longrightarrow 4 \ FeO (OH) +2 \ H_ {2} O}}$

Idrossidi in chimica organica

Nella chimica organica, gli ioni idrossido sono usati come nucleofili . La reazione di bromo o cloroalcani adatti con una soluzione di idrossido di sodio o una soluzione di idrossido di potassio produce alcanoli e il corrispondente alogenuro di metallo alcalino . Come reazione competitiva a questa reazione di sostituzione , può avvenire anche un'eliminazione , che porta agli alcheni .

Prove individuali

1. ↑ ^{a b} Jander Blasius: Textbook of analytical and preparative inorganic chemistry , 14a edizione, S. Hirzel, Stoccarda-Lipsia 1995.
2. ^ Ivan Ernest: Binding, Structure and Reaction Mechanisms in Organic Chemistry , Springer-Verlag, 1972, pp. 147-148, ISBN 3-211-81060-9 .