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 è il numero di gruppi anione idrossido (OH-) legati al metallo (NO "ossidrile", secondo nomenclatura IUPAC 2000 e 2005). Gli idrossidi disciolti nell'acqua rilasciano il gruppo OH- e uno ione metallico positivo.

Formula di struttura di uno ione idrossido (OH-). Sono indicati anche i lone pair sull'atomo di ossigeno.
Rappresentazione 3D di uno ione idrossido (OH-)

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:

Na2O + H2O → 2NaOH

CaO + H2O → Ca(OH)2

Al2O3 + 3H2O → 2Al(OH)3

Nomenclatura[modifica | modifica sorgente]

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:[1]

  • 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-, ecc...)

La nomenclatura tradizionale invece, segue queste regole:

  • Se il metallo con cui è formato il legame ha un solo numero di ossidazione, si indica con Idrossido di ... seguito dal nome del metallo.
  • Se invece il metallo possiede più ossidazioni, allora si usa scrivere Idrossido ... seguito dal nome del metallo con suffisso -ico o -oso ad indicare rispettivamente il più alto ed il più basso tra i numeri di ossidazione più comunemente utilizzati del metallo stesso (in alcune tavole, i numeri di ossidazione sono disposti secondo importanza, per cui basterà considerare i primi due numeri positivi indicati, in quanto il gruppo ossidrilico assume sempre un numero di ossidazione complessivo di -1).

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

  • Fe(OH)2 di-idrossido di ferro, idrossido di ferro(II), idrossido ferroso
  • Fe(OH)3 tri-idrossido di ferro, idrossido di ferro(III), idrossido ferrico

Categoria degli idrossidi[modifica | modifica sorgente]

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 tri-idrossido di alluminio o idrossido di alluminio(III) (o ancora idrossido alluminico, obsoleto).

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

Gli idrossidi sono dei sistemi basici cioè in grado di rilasciare anioni idrossido 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 acido-base di Lewis). Per questi sistemi esiste quindi un equilibrio acido-base governato da una costante termodinamica KT 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:

KT = Keq x Kγ

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

M(OH)= M+ + OH-
Kγ = γM+ x γOH+ / γM(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 né 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 concentrate 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:

Keq = [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:

Keq = [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- = M2+ + 2OH-

e la costante di equilibrio:

Keq = [M++] x [OH-]2

Le basi possono essere classificate anche come basi mono-basiche cioè in grado di accettare un protone (soda caustica o idrato di sodio, NaOH) o poli-basiche, cioè in grado di accettare più protoni (es. idrossido di calcio Ca(OH)2 ). Possono inoltre essere basi forti se sono completamente dissociate in soluzione (ovvero quando l'equilibrio è spostato totalmente a destra) o basi deboli quando la dissociazione è parziale, portando alla formazione di un equilibrio chimico.

Lista degli idrossidi più comuni[modifica | modifica sorgente]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ IUPAC RED Book, definizione di "idrossido"

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

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

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Altri progetti[modifica | modifica sorgente]

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