Idrossido

Gli idrossidi sono composti salini ternari costituiti da un metallo, ossigeno e idrogeno e hanno formula generale M(OH)_n, dove n è il numero di gruppi anione idrossido (OH^-) legati al catione metallico. Gli idrossidi disciolti nell'acqua, dissociandosi, rilasciano il gruppo OH^- e uno ione metallico positivo.

Formula di struttura di uno ione idrossido (OH^-). Sono indicati anche i doppietti elettronici 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:

${\ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}$

${\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}$

${\ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al(OH)3}}$

Nomenclatura

La nomenclatura è tradizionale o IUPAC.

La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha le seguenti regole per nominare 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-, 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 a indicare rispettivamente il più alto e 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

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

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 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 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, ecc. 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:

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^- = M²⁺ + 2OH^-

e la costante di equilibrio:

K_eq = [M⁺⁺] x [OH^-]²

Le basi, in generale, possono essere classificate anche come mono-basiche, cioè in grado di accettare un protone (soda caustica o idrossido 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. Gli idrossidi sono composti ionici (e come tali in soluzione possono presentarsi solo nella loro forma dissociata, indipendentemente dalla solubilità, con un eventuale corpo di fondo -che non partecipa mai all'equilibrio chimico della soluzione- quando essa risulta bassa). La loro "forza" come basi può essere vista in due modi: secondo la teoria di Bronsted-Lowry, sono acidi forti quelli che cedono protoni all'acqua in maniera completa; di conseguenza, le basi forti sono quelle che acquistano in maniera completa protoni dall'acqua. Gli idrossidi del I e del II gruppo della tavola periodica costituiscono le basi forti. Tra queste ricordiamo l'idrossido di sodio NaOH; LiOH; KOH; Ba(OH)₂. Alcuni idrossidi del gruppo II - l'idrossido di magnesio Mg(OH)₂ e l'idrossido di calcio Ca(OH)₂ - pur essendo basi forti secondo tale modello sono poco solubili: essi dunque, benché la loro dissociazione in acqua sia completa, in soluzione liberano pochi ioni OH⁻ a causa della difficoltà a sciogliersi.

In effetti, nonostante quella di Arrhenius sia più datata e meno completa come teoria acido-base (e, a dire il vero, priva di uno scopo quantificativo nella definizione di acidi e basi che reagisono in soluzione), essa può risultare utile, in relazione alla sua trattazione e in modo estensivo, per definire la forza degli idrossidi come basi in funzione del grado di solubilità: NaOH (idrossido di sodio), ad esempio, verrebbe considerato una base forte in virtù della sua alta solubilità come composto ionico, ossia della sua capacità di fornire quantitativi elevati di ioni ossidrili in soluzione; viceversa, come accennato, idrossidi meno solubili ne forniscono quantitativi minori.

Lista degli idrossidi più comuni

• Idrossido di litio
• Idrossido di sodio (conosciuto anche come "soda caustica")
• Idrossido di potassio (conosciuto anche come "potassa caustica")
• Idrossido di rubidio
• Idrossido di cesio
• Idrossido di berillio
• Idrossido di magnesio
• Idrossido di calcio (conosciuto anche come "calce spenta")
• Idrossido di stronzio
• Idrossido di bario
• Idrossido di alluminio
• Idrossido di gallio
• Idrossido di indio
• Idrossido di stagno

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)

Voci correlate

• Base (chimica)
• Ossido
• Gruppo ossidrilico
• Nomenclatura chimica inorganica

Altri progetti

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Collegamenti esterni

• (EN) hydroxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.