Idrossido

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Gli idrossidi sono composti ternari formati da un metallo, ossigeno e idrogeno ed hanno formula generale M(OH)_n dove n=numero di ossidrili (-OH) legati al metallo

Sono tutti basi di Arrhenius più o meno forti e si possono formare tramite reazione formale tra l'acqua e un ossido basico, come negli esempi:

H₂O + Na₂O → 2 NaOH

H₂O + CaO → Ca(OH)₂

3 H₂O + Al₂O₃ → 2 Al(OH)₃

Indice 1 Nomenclatura 2 Categoria degli idrossidi 3 Caratteristiche degli idrossidi: la basicità e gli equilibri di precipitazione 4 Bibliografia

[modifica] Nomenclatura

La nomenclatura si divide in IUPAC e tradizionale. La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha stipulato le seguenti regole per nomenclare gli idrossidi:

• Vengono chiamati Idrossido di... seguito dal nome del metallo.
• Se il metallo può formare idrossidi in cui ha diversi stati di ossidazione ci sono vari modi di chiamarli:

- Idrossido di... seguito dal nome del metallo e dal suo numero di ossidazione - Anteponendo a Idrossido di (Metallo) un prefisso che indica il numero di ossidrili a cui il metallo è legato (di-, tri-, tetra-, etc...)

La nomenclatura tradizionale invece segue queste regole:

• Si aggiunge il suffisso -ico o -oso al nome del metallo preceduto da idrossido a seconda che si presenti rispettivamente col numero di ossidazione più grande (-ico) o più piccolo (-oso).

Ad esempio il ferro può avere numero di ossidazione +2 o +3 e dare i rispettivi idrossidi:

• Fe(OH)₂ Diidrossido di ferro, idrossido di ferro II, idrossido ferroso
• Fe(OH)₃ Triiidrossido di ferro, idrossido di ferro III, idrossido ferrico

[modifica] Categoria degli idrossidi

Gli idrossidi essenzialmente sono costituiti da elementi del primo e del secondo gruppo della tavola periodica quindi con i metalli alcalini e alcalino-terrosi e dai sistemi atomici anfoteri. Un esempio di idrossido di un sistema atomico anfotero è Al(OH)₃ triidrossido di alluminio o idrossido di alluminio (III) o ancora idrossido alluminico.

[modifica] Caratteristiche degli idrossidi: la basicità e gli equilibri di precipitazione

Gli idrossidi sono dei sistemi basici cioè in grado di rilasciare ioni OH^- in soluzione acquosa(teoria acido base di Arrhenius), di accettare protoni (H⁺) in qualsiasi tipo di solvente(teoria acido-base di Bronsted-Lowry) o di donare un doppietto elettronico (teoria acodi-base di Lewis). Per questi sistemi esiste quidi un equilibrio acido-base governato da una costante termodinamica K_T funzione dell'attività delle specie in soluzione e che può essere separata in due costanti: una costante dipendente dalle concentrazioni delle specie in soluzione e una costante dipendente dai coefficienti di attività ionica delle specie in soluzione:

K_T = K_eq x K_γ

L'equilibro della nostra specie basica (l'idrossido)quindi è:

M(OH)= M⁺ + OH^-

K_γ = γ_M⁺ x γ_OH⁺ / γ_M(OH)

γ è il coefficiente di attività ionica dipendente dalla carica degli ioni, dalla temperatura della soluzione (T), dalla costante dielettrica del solvente (D), da un termine correttivo (B) e dalla forza ionica delle specie in soluzione (u)e questi coefficienti di attività ionica per una specie possono essere ricavati tramite la legge di Debye-Hückel. Da ricordare che in soluzione non si possono isolare ioni nè tanto è possibile conoscere il coefficiente di attività per un singolo ione. Però per soluzioni diluite si è visto che i coefficienti di attività ionica γ tendono tutti a 1 quindi è possibile effettuare un'approssimazione e considerare per il nostro equilibrio acido-base o di precipitazione la sola costante di equilibrio dipendente dalle concentrazioni e ciò ci permette di lavorare con le concentrazioni e conoscere pH, descrivere curve acido-base etc...perché altrimenti per soluzioni fortemente concetrate a partire da 1M in su entra in gioco la forza ionica e quindi i coefficienti di attività non tendono più a 1 quindi bisogna calcolarli con la legge di Debye-Hückel e nonostante ciò si ottengono risultati che scartano abbastanza dal valor vero. Quindi:

K_eq = [M⁺] x [OH^-]/[M(OH)]

Generalmente le specie neutre come M(OH) in soluzione acquosa si presentano sotto forma di precipitato in quanto hanno un basso prodotto di solubilità e quindi il sistema acqua non è in grado di rompere la molecola dell'idrossido per poterla scindere in catione e anione. Quindi per la specie M(OH) neutra che si presenta sotto forma di precipitato essendo appunto un solido, la sua attività sarà unitaria quindi avremo:

K_eq = [M⁺] x [OH^-]

Questa è la legge che governa l'equilibrio di solubilità di una specie generica M(OH). Se la specie fosse stata M(OH)₂ l'equilibrio viene scritto in questo modo:

M(OH)_{2= M(OH)⁺ + OH^- = M⁺⁺ + 2OH^-}

_{e la costante di equilibrio:}

_{Keq = [M⁺⁺] x 2[OH^-]}

Le basi possono essere classificate anche come basi mono-acide cioè in grado di accettare un protone (NaOH) o poli-acide cioè in grado di accettare più protoni ( Ca(OH)₂ ) e possono essere basi forti se sono completamente dissociate in soluzione e cioè quando l'equilibrio è spostato totalmente a destra o basi deboli quando invece la specie basica non è dissociata completamente e quindi si ha la coesistenza di un equilibrio.

[modifica] Bibliografia

• Freiser & Fernando "Gli equilibri ionici nella chimica analitica" Ed. Piccin
• Kolthoff, I.M. Elving, P. "Treatise on analytical chemistry" (adesso anche nella versione italiana)