Хидроксид

Хидроксиди су једињења типа која дисоцијацијом дају хидроксидне јоне.^[3] Хидроксиди могу да буду базни или амфотерни.^[4] Хидроксид је исто тако диатомски анјон са хемијском формулом ⁻. Хидроксид се састоји од атома кисеоника и водоника које држи заједно ковалентна веза, и носи негативан електрични набој. Овај јон је важан, али обично незнатно заступљени састојак воде. Он функционише као база, лиганд, нуклеофил и катализатор. Хидроксидни јон формира соли, од којих неке дисоцирају у воденом раствору, ослобађајући солватиране хидроксидне јоне. Натријум хидроксид је хемијска супстанца која се производи у количинама од више милиона тона годишње. Хидроксид везан за снажно електропозитивни центар може и сам да се јонизује, ослобађајући водонични катјон (⁺), чинећи матично једињење киселином.

Хидроксид

Називи
Системски IUPAC назив Хидроксид
Идентификација
број	14280-30-9
3Д модел ()	интерактивна слика
	CHEBI:16234
	936
[1][2]	961
UNII	9159UV381P
InChI=1S/H2O/h1H2/p-1
Својства
Хемијска формула	OH−
Моларна маса	17,01 g·mol−1
Конјугована киселина	Вода
Конјугована база	Оксидни анјон
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
Референце инфокутије

Кореспондирајуће електрично неутрално једињење HO^• је хидроксилни радикал. Кореспондирајућа ковалентно везана група – атома је хидроксилна група. Хидроксидни јони и хидрокси група су нуклеофили и могу деловати као катализатори у органској хемији.

Многе неорганске материје које у свом називу носе реч „хидроксид” нису јонска једињења хидроксидног јона, већ ковалентна једињења која садрже хидрокси групе.

Хидроксидни јон

Хидроксидни јон је природни део воде, због реакције самојонизације у којој његов комплемент, хидронијум, прима водоник:^[5]

H₃O⁺ + OH⁻ ⇌ 2H₂O

Константа равнотеже за ову реакцију, дефинисана као

K_w = [H⁺][OH⁻]^{[note 1]} има вредност од 10⁻¹⁴ на 25 °C, тако да је концентрација хидроксидних јона у чистој води близо 10^−7 −3, да би се задовољило ограничење једнаког набоја. вредност раствора је једнака са децималним кологаритмом концентрације водоничних катјона;^{[note 2]} вредност чисте воде је 7 на собној температури. Концентрација хидроксидних јона се може изразити као функција , која је (14 − pH),^{[note 3]} тако да је чисте воде такође једнак 7. Додатак базе у воду редукује концентрацију водоничних јона и стога се повећава концентрација хидроксидних јона (повећава се , и смањује ) чак и ако сама база не садржи хидроксид. На пример, раствори амонијака имају вредност већу од 7 услед реакције ⇌ NH+
4, којом се смањује концентрација водоничних катјона, што доводи до повећања концентрације хидроксидних јона. се може одржавати на скоро константној вредности помоћу разних пуферских раствора.

Шематска репрезентација хидроксидног јона.^[6]

У воденом раствору^[7] хидроксидни јон је база у Бренстед–Лауријевом смислу јер може да прими протон^{[note 4]} од Бренстед–Лауријеве киселине и да формира молекул воде. Он исто тако може да делује као Луисова база донирајући електронски пар Луисовој киселини. У воденом раствору су водоникови и хидроксилни јони снажно растворени, са водоничним везама између атома кисеоника и водоника. Бихидроксидни јон H
3O−
2 је окарактерисано у чврстом стању. Ово једињење је центросиметрично и има веома кратку водоничну везу (114,5 ) која је сличне дужине као у бифлуоридном јону HF−
2 (114 ).^[6] У воденом раствору хидроксидни јон формира снажне водоничне везе са молекулама воде. Последица тога је да концентровани раствор натријум хидроксида има високу вискозност услед стварања проширене мреже водоничних веза као у растворима флуороводоника.

У раствору, изложеном ваздуху, хидроксидни јон брзо реагује са атмосферским угљен-диоксидом, који делује као киселина, те се иницијално формира бикарбонатни јон.

⇌ HCO−
3

Константа равнотеже за ову реакцију може да буде наведена било као реакција са раствореним угљен диоксидом или као реакција са гасовитим угљен диоксидом (погледајте угљену киселину за вредности и детаље). На неутралној и киселим вредностима, реакција је спора, али је катализује ензим карбонатна дехидратаза, који ефективно ствара хидроксидне јоне у свом активном месту.

Раствори који садрже хидроксидне јоне нападају стакло. У овом случају силикати у стаклу делују као киселине. Базни хидроксиди, били чврсти или растворени, чувају се у херметички затвореним пластичним посудама.

Хидроксидни јон може да функционише као типичан лиганд који донира електронски пар, формирајући такве комплексе као што је тетрахидроксоалуминат/тетрахидроксидоалуминат [₄]⁻. Такође се често налази у комплексима мешовитих лиганда типа [ML_x(OH)_y]^z+, где је L лиганд. Хидроксидни јон често служи као премошћавајући лиганд, донирајући један пар електрона сваком од атома који се премошћавају. Као што илуструје јон [₂()]³⁺, метални хидроксиди се често пишу у поједностављеном формату. Хидроксид чак може да делује и као донатор 3 пара електрона, као у тетрамеру [₃()]₄.^[8]

Када су везани за метални центар са снажним повлачењем електрона, хидроксидни лиганди имају тенденцију да се јонизују у оксидне лиганде. На пример, бихроматни јон [HCrO₄]⁻ се дисоцира у складу са

са од око 5,9.^[9]

Вибрациони спектри

Инфрацрвени спектри једињења која садрже – функционалну групу имају јак апсорпциони опсег у региону центрираном око 3500 ⁻¹.^[10] Висока фреквенција молекулских вибрација последица је мале масе атома водоника у поређењу са масом атома кисеоника, што релативно лако открива хидроксилне групе помоћу инфрацрвене спектроскопије. Трака услед OH групе је обично оштра. Међутим, ширина опсега се повећава када OH група учествује у везивању водоника. Молекул воде има HOH савијајући мод на око 1600 ⁻¹, тако да се одсуство овог опсега може користи за разликовање ОХ групе од молекула воде.

Када је група везана за метални јон у координационом комплексу, може се уочити режим савијања . На пример, у [₆]²⁻ опсег се јавља на 1065 cm⁻¹. Мод савијања за премошћавајући хидроксид има тенденцију појављивања на нижој фреквенцији, као у [(бипиридин)Cu(OH)₂Cu(бипиридин)]²⁺ (955 cm⁻¹).^[11] M−OH вибрације истезања се јављају испод 600 cm⁻¹. На пример, тетраедарски јон [₄]²⁻ има опсеге на 470 ⁻¹ (Раман-активан, поларизован) и 420 cm⁻¹ (инфрацрвени). Исти јон има (HO)–Zn–(OH) вибрацију савијања на 300 cm⁻¹.^[12]

Примене

Раствори натријум хидроксида, такође познати као лужина и каустична сода, користе се у производњи пулпе и папира, текстила, питке воде, сапуна и детерџената и као средство за чишћење одвода. Светска производња у 2004. години је била приближно 60 милиона тона.^[13] Главни начин производње је хлоралкални поступак.

Раствори који садрже хидроксидни јон настају када се со слабе киселине раствара у води. Натријум карбонат се користи као алкалија, на пример, захваљујући реакцији хидролизе

CO2−
3 + ⇌ HCO−
3 + ⁻       (= 10,33 на 25 °C и нулта јонска јачина)

Иако је базна јачина раствора натријум карбоната нижа од концентрованог раствора натријум хидроксида, његова предност је што је чврста супстанца. Натријум карбонат се такође производи у огромним размерама (42 милиона тона у 2005. години) Солвејевим поступком.^[14] Пример употребе натријум карбоната као алкалије је када сода за прање (друго име за натријум карбонат) делује на нерастворљиве естере, попут триглицерида, широко познате као масти, да их хидролизује и учини растворљивим.

Боксит, базни хидроксид алуминијума, главна је руда од које се производи метал.^[15] Слично томе, гетит () и лепидокрокит (), базни хидроксиди гвожђа, су међу главним рудама које се користе за производњу металног гвожђа.^[16] Постоји и низ других употреба.

Преглед хидроксида

• Хидроксиди метала 1. групе хемијских елемената: , , , , . Ови хидроксиди су веома јаке базе који одлично растварају у води. Ова једињења су хемијски веома реактивна. Дисосују на јон метала и анјон OH^-
• Хидроксиди метала 2. групе хемијских елемената без берилијума: , , и . Ова једињења су доста јаке базе, али се не растварају баш најбоље у води.
• Амфотерни хидроксиди: , , , , . Ови хидроксиди се лоше растварају у води. У киселој средини дисосују на јон метала и на анјоне . У базној средини на анјон и на катјоне .

Карактер хидроксида зависи од везе. Уколико је јака јонска веза добијају се хидроксиди који у потпуности дисосују на јоне . Уколико је веза више ковалентна хидроксид има амфотерне особине.

Напомене

1. [⁺] означава концентрацију водоникових катјона и [⁻] концентрацију хидроксидних јона
2. Строго гледано је кологаритам активности водоничног катјона
3. означава негативну вредност логаритма основе 10 од [⁻], алтернативно логаритам од 1/[OH⁻]
4. У овом контексту, протон је термин који се користи за солватирани водонични катјон

Извори

1.  уреди
2. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
3. Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
4. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
5. Geissler, P. L.; Dellago, C.; Chandler, D.; Hutter, J.; Parrinello, M. (2001). „Autoionization in liquid water” (PDF). Science. 291 (5511): 2121—2124. Bibcode:2001Sci...291.2121G. CiteSeerX 10.1.1.6.4964 . PMID 11251111. doi:10.1126/science.1056991. Архивирано из оригинала (PDF) 25. 06. 2007. г. Приступљено 26. 10. 2019.
6. Kamal Abu-Dari; Kenneth N. Raymond; Derek P. Freyberg (1979). „The bihydroxide (H
   3O−
   2) anion. A very short, symmetric hydrogen bond”. J. Am. Chem. Soc. 101 (13): 3688—3689. doi:10.1021/ja00507a059.
7. Marx, D.; Chandra, A; Tuckerman, M.E. (2010). „Aqueous Basic Solutions: Hydroxide Solvation, Structural Diffusion, and Comparison to the Hydrated Proton”. Chem. Rev. 110 (4): 2174—2216. PMID 20170203. doi:10.1021/cr900233f.
8. Greenwood, стр. 1168 harvnb грешка: no target: CITEREFGreenwood (help)
9. IUPAC SC-Database Архивирано на сајту (19. јун 2017) A comprehensive database of published data on equilibrium constants of metal complexes and ligands
10. Nakamoto, K. (1997). Infrared and Raman spectra of Inorganic and Coordination compounds. Part A (5th изд.). Wiley. ISBN 978-0-471-16394-7.
11. Nakamoto, Part B, p. 57
12. Adams, D.M. (1967). Metal–Ligand and Related Vibrations. London: Edward Arnold. Chapter 5.
13. Cetin Kurt (2005). „Sodium Hydroxide”. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a24_345.pub2.
14. Kostick, Dennis (2006). "Soda Ash", chapter in 2005 Minerals Yearbook, United States Geological Survey.
15. Emsley, John (2001). „Aluminium”. Nature's Building Blocks: An A–Z Guide to the Elements. Oxford, UK: Oxford University Press. стр. 24. ISBN 978-0-19-850340-8.
16. Emsley, John (2001). „Aluminium”. Nature's Building Blocks: An A–Z Guide to the Elements. Oxford, UK: Oxford University Press. стр. 209. ISBN 978-0-19-850340-8.

Литература

• Holleman, A.F.; Wiberg, E.; Wiberg, N. (2001). Inorganic Chemistry. Academic press. ISBN 978-0-12-352651-9.
• Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
• Shriver, D.F; Atkins, P.W (1999). Inorganic Chemistry (3rd изд.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-850330-9.
• Wells, A.F (1962). Structural Inorganic Chemistry (3rd. изд.). Oxford: Clarendon Press. ISBN 978-0-19-855125-6.

Спољашње везе