Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Гидроксид
Структура Льюиса гидроксид-иона, показывающая три неподеленные пары на атоме кислорода
Представление гидроксид-иона, заполняющее пространство
Шаровидная модель гидроксид-иона.
Имена
Систематическое название ИЮПАК
Гидроксид
Идентификаторы
3D модель ( JSmol )
ЧЭБИ
ChemSpider
UNII
  • InChI = 1S / H2O / h1H2 / p-1
  • [ОЙ-]
Характеристики
ОЙ-
Молярная масса17,007  г · моль -1
Конъюгированная кислотаВода
Основание конъюгатаОксид анион
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
Ссылки на инфобоксы

Гидроксид представляет собой двухатомный анион с химической формулой OH - . Она состоит из кислорода и водорода атома удерживаются вместе с помощью ковалентной связи , и несет отрицательный электрический заряд . Это важный, но обычно второстепенный компонент воды . Он действует как основание , лиганд , нуклеофил и катализатор . Ион гидроксида образует соли , некоторые из которых диссоциируют в водном растворе, высвобождая сольватированные ионы гидроксида. Едкий натрявляется товарным химическим продуктом с оборотом в несколько миллионов тонн в год . Гидроксид прикреплен к сильно электроположительному центру самим по себе может ионизировать, [ править ] , выдел ющего катиона водорода (Н + ), что делает исходное соединение в кислоту .

Соответствующее электрически нейтральное соединение НО • представляет собой гидроксильный радикал . Соответствующая ковалентно связанная группа  атомов –ОН представляет собой гидроксигруппу . Ион гидроксида и гидроксильная группа являются нуклеофилами и могут действовать как катализаторы в органической химии .

Многие неорганические вещества, в названии которых присутствует слово « гидроксид», являются не ионными соединениями гидроксид-иона, а ковалентными соединениями, содержащими гидроксильные группы .

Гидроксид-ион [ править ]

Ион гидроксида является естественной частью воды из-за реакции самоионизации, в которой его дополнение, гидроксоний , пропускает водород: [1]

H 3 O + + ОН - ⇌ 2H 2 O

Константа равновесия для этой реакции, определяемая как

K w = [H + ] [OH - ] [примечание 1]

имеет значение, близкое к 10 −14 при 25 ° C, поэтому концентрация гидроксид-ионов в чистой воде близка к 10 −7  моль ∙ дм −3 , чтобы удовлетворить ограничению равного заряда. РН раствора равно десятичной кологарифм от катионов водорода концентрации; [примечание 2] pH чистой воды близок к 7 при температуре окружающей среды. Концентрация гидроксид-ионов может быть выражена через pOH , что близко к (14 - pH), [примечание 3]таким образом, pOH чистой воды также близко к 7. Добавление основания к воде снижает концентрацию катионов водорода и, следовательно, увеличивает концентрацию гидроксид-иона (увеличивает pH, снижает pOH), даже если само основание не содержит гидроксида. Например, растворы аммиака имеют pH больше 7 из-за реакции NH 3 + H + ⇌ NH+
4, что снижает концентрацию катионов водорода, что увеличивает концентрацию гидроксид-иона. pOH можно поддерживать на почти постоянном уровне с помощью различных буферных растворов .

Схематическое изображение иона бигидроксида [2]

В водном растворе [3] ион гидроксида является основанием в смысле Бренстеда – Лоури, поскольку он может принимать протон [примечание 4] из кислоты Бренстеда – Лоури с образованием молекулы воды. Он также может действовать как основание Льюиса , отдавая пару электронов кислоте Льюиса. В водном растворе ионы водорода и гидроксид-ионы сильно сольватированы с водородными связями между атомами кислорода и водорода. Действительно, бигидроксид-ион H
3О-
2был охарактеризован в твердом состоянии. Это соединение центросимметрично и имеет очень короткую водородную связь (114,5  мкм ), которая аналогична длине в бифторид- ионе HF.-
2(114 вечера). [2] В водном растворе гидроксид-ион образует прочные водородные связи с молекулами воды. Следствием этого является то, что концентрированные растворы гидроксида натрия имеют высокую вязкость из-за образования протяженной сети водородных связей, как в растворах фтороводорода .

В растворе на воздухе гидроксид-ион быстро реагирует с атмосферным диоксидом углерода , действуя как кислота, с образованием первоначально бикарбонат- иона.

ОН - + CO 2 ⇌ HCO-
3

Константа равновесия для этой реакции может быть указана либо как реакция с растворенным диоксидом углерода, либо как реакция с газообразным диоксидом углерода ( значения и подробности см. В Угольной кислоте ). При нейтральном или кислом pH реакция протекает медленно, но катализируется ферментом карбоангидразой , который эффективно создает ионы гидроксида в активном центре.

Растворы, содержащие стекло с ионами гидроксида . В этом случае силикаты в стекле действуют как кислоты. Основные гидроксиды, твердые или в растворе, хранятся в герметичных пластиковых контейнерах.

Гидроксида функция ион может как типичный электрон-донорного лиганда , образуя такие комплексы , как tetrahydroxoaluminate / tetrahydroxido алюмината [Al (OH) 4 ] - . Он также часто встречается в комплексах со смешанными лигандами типа [ML x (OH) y ] z + , где L - лиганд. Ион гидроксида часто служит мостиковым лигандом , отдавая по одной паре электронов каждому из соединяемых атомов. Как проиллюстрировано [Pb 2 (OH)] 3+ , гидроксиды металлов часто записываются в упрощенном формате. Он может даже действовать как донор 3-электронных пар, как в тетрамере [PtMe 3 (OH)]4 . [4]

При связывании с сильно электроноакцепторным металлическим центром гидроксидные лиганды имеют тенденцию ионизироваться с образованием оксидных лигандов. Например, бихромат-ион [HCrO 4 ] - диссоциирует согласно

[O 3 CrO – H] - ⇌ [CrO 4 ] 2− + H +

с ap K a около 5,9. [5]

Колебательные спектры [ править ]

ИК - спектры соединений , содержащих ОН - функциональную группу , имеют сильные полосы поглощения в область с центром около 3500 см -1 . [6] Высокая частота молекулярных колебаний является следствием небольшой массы атома водорода по сравнению с массой атома кислорода, и это делает обнаружение гидроксильных групп с помощью инфракрасной спектроскопии относительно простым. Полоса из-за группы ОН имеет тенденцию быть резкой. Однако ширина полосы увеличивается, когда группа ОН участвует в образовании водородных связей. Молекула воды имеет изгибную моду HOH примерно при 1600 см -1., поэтому по отсутствию этой полосы можно отличить группу ОН от молекулы воды.

Когда группа ОН связана с ионом металла в координационном комплексе , может наблюдаться режим изгиба M-OH. Например, в [Sn (OH) 6 ] 2– это происходит при 1065 см -1 . Изгибной режим для мостикового гидроксида имеет тенденцию иметь более низкую частоту, как в [( бипиридин ) Cu (OH) 2 Cu ( бипиридин )] 2+ (955 см -1 ). [7] Валентные колебания M-OH происходят ниже примерно 600 см -1 . Например, тетраэдрический ион [Zn (OH) 4 ] 2- имеет полосы при 470 см -1 ( рамановское-активный, поляризованный) и 420 см -1 (инфракрасный). Этот же ион имеет деформационное колебание (HO) –Zn– (OH) при 300 см –1 . [8]

Приложения [ править ]

Растворы гидроксида натрия, также известные как щелочь и каустическая сода, используются в производстве целлюлозы и бумаги , текстильных изделий , питьевой воды , мыла и моющих средств , а также в качестве очистителя канализации . Мировое производство в 2004 году составило около 60 миллионов тонн . [9] Основным методом производства является хлористоводородный щелочной процесс .

Растворы, содержащие ион гидроксида, образуются при растворении соли слабой кислоты в воде. Карбонат натрия используется в качестве щелочи, например, в результате реакции гидролиза.

CO2-
3+ H 2 O ⇌ HCO-
3+ OH -       ( p K a2 = 10,33 при 25 ° C и нулевой ионной силе )

Хотя основная прочность растворов карбоната натрия ниже, чем у концентрированного раствора гидроксида натрия, он имеет то преимущество, что он твердый. Он также производится в огромных количествах (42 миллиона тонн в 2005 году) по технологии Solvay . [10] Пример использования карбоната натрия в качестве щелочи - это когда сода (другое название карбоната натрия) действует на нерастворимые сложные эфиры, такие как триглицериды , широко известные как жиры, гидролизуя их и делая растворимыми.

Боксит , основной гидроксид алюминия , является основной рудой, из которой производится металл. [11] Аналогичным образом, гетит (α-FeO ​​(OH)) и лепидокрокит (γ-FeO (OH)), основные гидроксиды железа , входят в число основных руд, используемых для производства металлического железа. [12] Многочисленные другие применения можно найти в статьях об отдельных гидроксидах.

Неорганические гидроксиды [ править ]

Щелочные металлы [ править ]

Помимо NaOH и KOH, которые находят применение в очень широком масштабе, также можно использовать гидроксиды других щелочных металлов. Гидроксид лития является сильным основанием с p K b -0,36. [13] Гидроксид лития используется в системах очистки дыхательного газа для космических кораблей , подводных лодок и ребризеров для удаления углекислого газа из выдыхаемого газа. [14]

2 LiOH + CO 2 → Li 2 CO 3 + H 2 O

Гидроксид лития предпочтительнее гидроксида натрия из-за его меньшей массы. Гидроксид натрия , гидроксид калия , и гидроксиды других щелочных металлов также являются сильными основаниями . [15]

Щелочноземельные металлы [ править ]

Продукт тримерного гидролиза дикатиона бериллия [примечание 5]
Гидролиз бериллия в зависимости от pH.
Молекулы воды, присоединенные к Be, опущены.

Бериллий гидроксид В (ОН) 2 является амфотерным . [16] Сам гидроксид нерастворим в воде с произведением растворимости log  K * sp, равным -11,7. Добавление кислоты дает растворимые продукты гидролиза , включая тримерный ион [Be 3 (OH) 3 (H 2 O) 6 ] 3+ , который имеет группы OH, соединяющие пары ионов бериллия, образующие 6-членное кольцо. [17] При очень низком pH акваион [Be (H 2 O) 4 ] 2+сформирован. Добавление гидроксида к Be (ОН) 2 дает растворимый tetrahydroxoberyllate / tetrahydroxido beryllate анион, [Be (OH) 4 ] 2- .

Растворимость в воде других гидроксидов этой группы увеличивается с увеличением атомного номера . [18] гидроксид магния Mg (OH) 2 является сильным основанием (вплоть до предела его растворимости, которая является очень низкой в чистой воде), как и гидроксиды тяжелых щелочноземельных металлов: гидроксид кальция , стронция гидроксид , и бария гидроксид . Раствор или суспензия гидроксида кальция, известная как известковая вода, может использоваться для проверки на слабокислый диоксид углерода. Реакция Ca (OH) 2 + CO 2 ⇌ Ca 2+ + HCO-
3+ OH - показывает основность гидроксида кальция. Натровая известь , которая представляет собой смесь сильных оснований NaOH и KOH с Ca (OH) 2 , используется в качестве поглотителя CO 2 .

Элементы группы бора [ править ]

Гидролиз алюминия в зависимости от pH. Молекулы воды, присоединенные к Al, не показаны.

Простейший гидроксид бора B (OH) 3 , известный как борная кислота , представляет собой кислоту. В отличие от гидроксидов гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов, он не диссоциирует в водном растворе. Вместо этого он реагирует с молекулами воды, действующими как кислота Льюиса, высвобождая протоны.

В (ОН) 3 + Н 2 О ⇌ В (ОН)- 4+ H +

Известны различные оксианионы бора, которые в протонированной форме содержат гидроксидные группы. [19]


Ион тетрагидроксоалюмината (III)

Гидроксид алюминия Al (OH) 3 является амфотерным и растворяется в щелочном растворе. [16]

Al (OH) 3 (твердый) + OH -  (водн.) ⇌ Al (OH)- 4 (водн.)

В процессе Байера [20] для производства чистого оксида алюминия из бокситовых минералов это равновесие регулируется путем тщательного контроля температуры и концентрации щелочи. На первом этапе алюминий растворяется в горячем щелочном растворе в виде Al (OH).-
4, но другие гидроксиды, обычно присутствующие в минерале, такие как гидроксиды железа, не растворяются, потому что они не амфотерные. После удаления нерастворимых веществ, так называемого красного шлама , чистый гидроксид алюминия осаждается путем снижения температуры и добавления воды к экстракту, что за счет разбавления щелочи снижает pH раствора. Основной гидроксид алюминия AlO (OH), который может присутствовать в боксите, также является амфотерным.

В слабокислых растворах гидроксо / гидроксидные комплексы, образованные алюминием, несколько отличаются от комплексов бора, что отражает больший размер Al (III) по сравнению с B (III). Концентрация частиц [Al 13 (OH) 32 ] 7+ очень зависит от общей концентрации алюминия. Различные другие гидроксокомплексы встречаются в кристаллических соединениях. Возможно, наиболее важным из них является основной гидроксид AlO (OH), полимерный материал, известный под названиями минеральных форм бемита или диаспора , в зависимости от кристаллической структуры. Гидроксида галлия , [16] индий гидроксид и таллия (III) , гидроксид также являются амфотерными.Гидроксид таллия (I) - сильное основание. [21]

Элементы группы углерода [ править ]

Углерод не образует простых гидроксидов. Гипотетическое соединение C (OH) 4 ( ортокарбоновая кислота или метантетрол) нестабильно в водном растворе: [22]

С (ОН) 4 → HCO-
3+ H 3 O +
HCO-
3+ H + ⇌ H 2 CO 3

Диоксид углерода также известен как угольный ангидрид, что означает, что он образуется при дегидратации угольной кислоты H 2 CO 3 (OC (OH) 2 ). [23]

Кремниевая кислота - это название, данное множеству соединений с общей формулой [SiO x (OH) 4-2 x ] n . [24] [25] Ортокремниевая кислота была обнаружена в очень разбавленном водном растворе. Это слабая кислота с p K a1  = 9,84, p K a2  = 13,2 при 25 ° C. Обычно его записывают как H 4 SiO 4 , но общепринята формула Si (OH) 4 . [5] [ сомнительно - обсудить ] Другие кремниевые кислоты, такие как метакремниевая кислота (H 2 SiO3 ), дисиликоновая кислота (H 2 Si 2 O 5 ) и пирокремниевая кислота (H 6 Si 2 O 7 ). Эти кислоты также имеют гидроксидные группы, присоединенные к кремнию; формулы предполагают, что эти кислоты представляют собой протонированные формы полиоксианионов .

Охарактеризовано несколько гидроксокомплексов германия . Гидроксид олова (II) Sn (OH) 2 получали в безводной среде. При обработке оксида олова (II) щелочью пирамидальный гидроксокомплекс Sn (OH)-
3сформирован. Когда растворы, содержащие этот ион, подкисляются, ион [Sn 3 (OH) 4 ] 2+ образуется вместе с некоторыми основными гидроксокомплексами. В структуре [Sn 3 (OH) 4 ] 2+ есть треугольник из атомов олова, соединенных мостиковыми гидроксидными группами. [26] Гидроксид олова (IV) неизвестен, но может рассматриваться как гипотетическая кислота, из которой станнаты с формулой [Sn (OH) 6 ] 2- получают в результате реакции с основным гидроксид-ионом (Льюиса). [27]

Гидролиз Pb 2+ в водном растворе сопровождается образованием различных гидроксосодержащих комплексов, некоторые из которых нерастворимы. Основной гидроксокомплекс [Pb 6 O (OH) 6 ] 4+ представляет собой кластер из шести центров свинца со связями металл-металл, окружающих центральный ион оксида. Шесть гидроксидных групп лежат на гранях двух внешних тетраэдров Pb 4 . В сильнощелочных растворах образуются растворимые ионы плюмбата , в том числе [Pb (OH) 6 ] 2– . [28]

Другие элементы основной группы [ править ]

Фосфористая кислотаФосфорная кислотаСерная кислотаТеллуровая кислотаОрто - периодная кислотаКсениновая кислота

В более высоких степенях окисления пниктогенов , халькогенов , галогенов и благородных газов есть оксокислоты, в которых центральный атом присоединен к ионам оксида и ионам гидроксида. Примеры включают фосфорную кислоту H 3 PO 4 и серную кислоту H 2 SO 4 . В этих соединениях одна или несколько гидроксидных групп могут диссоциировать с высвобождением катионов водорода, как в стандартной кислоте Бренстеда – Лоури . Известно много оксокислот серы, и все они содержат группы ОН, которые могут диссоциировать. [29]

Теллуровая кислота часто записывается формулой H 2 TeO 4 · 2H 2 O, но структурно ее лучше описать как Te (OH) 6 . [30]

Орта -периодическая кислота [примечание 6] может потерять все свои протоны, в конечном счете , образующий ион периодата [IO 4 ] - . Его также можно протонировать в сильнокислых условиях с образованием октаэдрического иона [I (OH) 6 ] + , завершающего изоэлектронный ряд, [E (OH) 6 ] z , E = Sn, Sb, Te, I; г = -2, -1, 0, +1. Другие кислоты , йод (VII) , которые содержат гидроксид группы, известны, в частности , в солях , такие как мезо периодат ион , что происходит в K 4 [I 2 O 8 (OH) 2 ] · 8H 2 O.[31]

Как это обычно бывает за пределами щелочных металлов, гидроксиды элементов в более низких степенях окисления сложны. Например, фосфористая кислота H 3 PO 3 преимущественно имеет структуру OP (H) (OH) 2 в равновесии с небольшим количеством P (OH) 3 . [32] [33]

Оксокислоты хлора , брома и йода имеют формулу Oп −1/2A (OH), где n - степень окисления : +1, +3, +5 или +7, и A = Cl, Br или I. Единственная оксокислота фтора - это F (OH), гипофтористая кислота . Когда эти кислоты нейтрализуются, атом водорода удаляется из гидроксидной группы. [34]

Переходные и пост-переходные металлы [ править ]

Гидроксиды переходных металлов и постпереходных металлов обычно имеют металл в степени окисления +2 (M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) или +3 (M = Fe, Ru, Rh, Ir). . Ни один из них не растворим в воде, и многие из них плохо определены. Одной из сложных особенностей гидроксидов является их тенденция к дальнейшей конденсации с образованием оксидов, процессу, называемому олатированием . Гидроксиды металлов в степени окисления +1 также плохо определены или нестабильны. Например, гидроксид серебра Ag (OH) самопроизвольно разлагается до оксида (Ag 2 O). Гидроксиды меди (I) и золота (I) также нестабильны, хотя известны стабильные аддукты CuOH и AuOH. [35] Полимерные соединения M (OH) 2и M (OH) 3 обычно получают путем увеличения pH водных растворов соответствующих катионов металлов до тех пор, пока гидроксид не выпадет в осадок из раствора. Наоборот, гидроксиды растворяются в кислом растворе. Цинк гидроксид Zn (OH) 2 является амфотерным, образуя tetrahydroxido цинкатного иона Zn (OH)2-
4в сильнощелочном растворе. [16]

Существуют многочисленные смешанные лигандные комплексы этих металлов с гидроксид-ионом. Фактически, они, как правило, лучше определены, чем более простые производные. Многие из них могут быть получены депротонированием соответствующего комплекса металлов .

L n M (OH 2 ) + B ⇌ L n M (OH) + BH + (L = лиганд, B = основание)

Ванадиевая кислота Н 3 ВО 4 показывает сходство с фосфорной кислотой H 3 PO 4 , хотя она имеет гораздо более сложный ванадат химии oxoanion. Хромовая кислота H 2 CrO 4 имеет сходство с серной кислотой H 2 SO 4 ; например, оба образуют кислые соли A + [HMO 4 ] - . Некоторые металлы, например V, Cr, Nb, Ta, Mo, W, имеют тенденцию находиться в высоких степенях окисления. Вместо того, чтобы образовывать гидроксиды в водном растворе, они превращаются в оксокластеры в процессе оляции., образуя полиоксометаллаты . [36]

Основные соли, содержащие гидроксид [ править ]

В некоторых случаях продукты частичного гидролиза иона металла, описанные выше, могут быть обнаружены в кристаллических соединениях. Яркий пример - цирконий (IV). Из-за высокой степени окисления соли Zr 4+ сильно гидролизуются в воде даже при низком pH. Соединение, первоначально сформулированное как ZrOCl 2 · 8H 2 O, оказалось хлоридной солью тетрамерного катиона [Zr 4 (OH) 8 (H 2 O) 16 ] 8+, в котором есть квадрат Zr 4+ионы с двумя гидроксидными группами, соединяющими атомы Zr с каждой стороны квадрата, и с четырьмя молекулами воды, присоединенными к каждому атому Zr. [37]

Минерал малахит является типичным примером основного карбоната. Формула, Cu 2 CO 3 (ОН) 2 показывает , что на полпути между карбонатом меди и гидроксидом меди . Действительно, раньше формула записывалась как CuCO 3 · Cu (OH) 2 . Кристаллическая структура состоит из меди, карбонат и гидроксид - ионы. [37] Минерал атакамит является примером основного хлорида. Он имеет формулу Cu 2 Cl (OH) 3 . В этом случае состав ближе к гидроксиду, чем к хлориду CuCl 2.· 3Cu (OH) 2 . [38] Медь образует гидроксифосфат ( либетенит ), арсенат ( оливенит ), сульфат ( брошантит ) и нитратные соединения. Белый свинец - это основной карбонат свинца (PbCO 3 ) 2 · Pb (OH) 2 , который использовался в качестве белого пигмента из-за его непрозрачности, хотя его использование в настоящее время ограничено, поскольку он может быть источником отравления свинцом . [37]

Структурная химия [ править ]

Ион гидроксида, по-видимому, свободно вращается в кристаллах гидроксидов более тяжелых щелочных металлов при более высоких температурах, так что он представляет собой сферический ион с эффективным ионным радиусом около 153 мкм. [39] Таким образом, высокотемпературные формы KOH и NaOH имеют структуру хлорида натрия [40], которая постепенно застывает в моноклинно искаженной структуре хлорида натрия при температурах ниже примерно 300 ° C. Группы ОН все еще вращаются вокруг своих осей симметрии даже при комнатной температуре и, следовательно, не могут быть обнаружены с помощью дифракции рентгеновских лучей . [41] При комнатной температуре форма NaOH содержит йодид таллия.структура. Однако LiOH имеет слоистую структуру, состоящую из тетраэдрических звеньев Li (OH) 4 и (OH) Li 4 . [39] Это согласуется со слабоосновным характером LiOH в растворе, что указывает на то, что связь Li – OH имеет сильно ковалентный характер.

Гидроксид-ион демонстрирует цилиндрическую симметрию в гидроксидах двухвалентных металлов Ca, Cd, Mn, Fe и Co. Например, гидроксид магния Mg (OH) 2 ( брусит ) кристаллизуется со структурой слоя иодида кадмия с своего рода плотной упаковкой. магния и гидроксид-ионов. [39] [42]

Амфотерный гидроксид Al (OH) 3 имеет четыре основные кристаллические формы: гиббсит (наиболее стабильный), байерита , нордстрандит и doyleite . [примечание 7] Все эти полиморфы состоят из двойных слоев гидроксид-ионов - атомов алюминия на двух третях октаэдрических отверстий между двумя слоями - и отличаются только последовательностью укладки слоев. [43]Структуры похожи на структуру брусита. Однако, в то время как структуру брусита можно описать как структуру с плотной упаковкой в ​​гиббсите, группы ОН на нижней стороне одного слоя опираются на группы нижележащего слоя. Такое расположение привело к предположению, что между группами ОН в соседних слоях существуют направленные связи. [44] Это необычная форма водородной связи, поскольку два гидроксид-иона должны указывать друг от друга. Атомы водорода были обнаружены с помощью нейтронографических экспериментов на α-AlO (OH) ( диаспор ). Расстояние O – H – O очень короткое, 265 пм; водород не равноудалён между атомами кислорода, а короткая связь ОН составляет угол 12 ° с линией O — O.[45] Подобный тип водородной связи был предложен для других амфотерных гидроксидов, включая Be (OH) 2 , Zn (OH) 2 и Fe (OH) 3 . [39]

Известен ряд смешанных гидроксидов со стехиометрией A 3 M III (OH) 6 , A 2 M IV (OH) 6 и AM V (OH) 6 . Судя по формуле, эти вещества содержат октаэдрические структурные единицы M (OH) 6 . [46] Слоистые двойные гидроксиды могут быть представлены формулой [Mг +
1 - хM3+
х(ОЙ)
2] q + (X n - )
д / п· Y H
2O . Чаще всего z  = 2, а M 2+ = Ca 2+ , Mg 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ или Zn 2+ ; следовательно, q  =  x .

В органических реакциях [ править ]

Гидроксид калия и гидроксид натрия являются два хорошо известных реагентов в органической химии .

Базовый катализ [ править ]

Ион гидроксида может действовать как основной катализатор . [47] Основание отрывает протон от слабой кислоты, чтобы получить промежуточное соединение, которое продолжает реагировать с другим реагентом. Обычными субстратами для отрыва протонов являются спирты , фенолы , амины и углеродные кислоты . Р К значению для диссоциации С-Н - связи является чрезвычайно высоким, но рК а альфа - водороды из карбонильного соединения около 3 логарифмических единицы снижения. Типичные значения p K a составляют 16,7 для ацетальдегида и 19 для ацетона . [48] Диссоциация может происходить в присутствии подходящего основания.

RC (O) CH 2 R '+ B ⇌ RC (O) CH - R' + BH +

Основание должно иметь AP K на величину не менее чем около 4 логарифмических единиц меньше, или равновесие будет лежать почти полностью влево.

Ион гидроксида сам по себе не является достаточно сильным основанием, но его можно превратить в одно, добавив гидроксид натрия к этанолу.

ОН - + EtOH ⇌ EtO - + H 2 O

для производства этоксид- иона. Значение pK a для самодиссоциации этанола составляет около 16, поэтому ион алкоксида является достаточно сильным основанием. [49] Добавление спирта к альдегиду с образованием полуацеталя является примером реакции, которая может катализироваться в присутствии гидроксида. Гидроксид также может действовать как катализатор на основе основания Льюиса. [50]

Как нуклеофильный реагент [ править ]

Нуклеофильное ацильное замещение нуклеофилом (Nu) и уходящей группой (L)

Ион гидроксида занимает промежуточное положение по нуклеофильности между фторид- ионом F - и амид- ионом NH.-
2. [51] Гидролиз сложного эфира

R 1 C (O) ИЛИ 2 + H 2 O ⇌ R 1 C (O) OH + HOR 2

также известное как омыление, является примером нуклеофильного ацильного замещения с ионом гидроксида, действующим как нуклеофил. В этом случае уходящей группой является ион алкоксида , который немедленно удаляет протон из молекулы воды с образованием спирта . При производстве мыла добавляют хлорид натрия, чтобы высолить натриевую соль карбоновой кислоты; это пример применения общего ионного эффекта .

Другими случаями, когда гидроксид может действовать как нуклеофильный реагент, являются гидролиз амида , реакция Канниццаро , нуклеофильное алифатическое замещение , нуклеофильное ароматическое замещение и реакции элиминирования . Реакционной средой для КОН и NaOH обычно является вода, но с катализатором межфазного переноса анион гидроксида также может быть переведен в органический растворитель, например, при образовании реакционноспособного промежуточного соединения дихлоркарбена .

Заметки [ править ]

  1. ^ [H + ] обозначает концентрацию катионов водорода, а [OH - ] концентрацию гидроксид-ионов.
  2. ^ Строго говоря, pH - это кологарифм активности катионов водорода.
  3. ^ pOH означает минус логарифм с основанием 10 [OH - ], альтернативно логарифм от1/[ОН - ]
  4. ^ В этом контексте протон - это термин, используемый для сольватированного катиона водорода.
  5. ^ В водном растворе лиганды L представляют собой молекулы воды, но они могут быть заменены другими лигандами.
  6. ^ Название не происходит от «периода», но с «йод»: за йодной кислоты (сравните йодную кислоту , хлорную кислоту ), и, таким образомвыраженный за йодной / ˌ р ɜːr aɪ ɒ д ɪ к / ПУР -eye- ОД -ik , а не как / ° р ɪər ɪ - / PEER -ee- .
  7. ^ Кристаллические структуры показаны на вебминерале: Гиббсит , байерит , Norstrandite и Doyleite

Ссылки [ править ]

  1. ^ Geissler, PL; Dellago, C .; Chandler, D .; Hutter, J .; Парринелло, М. (2001). «Автоионизация в жидкой воде» (PDF) . Наука . 291 (5511): 2121–2124. Bibcode : 2001Sci ... 291.2121G . CiteSeerX  10.1.1.6.4964 . DOI : 10.1126 / science.1056991 . PMID  11251111 . Архивировано из оригинального (PDF) 25 июня 2007 года . Проверено 25 октября 2017 .
  2. ^ a b Камаль Абу-Дари; Кеннет Н. Раймонд; Дерек П. Фрейберг (1979). «Бигидроксид ( H
    3    О-
    2    ) анион. Очень короткая симметричная водородная связь ». J. Am. Chem. Soc. 101 (13): 3688–3689. Doi : 10.1021 / ja00507a059 .
  3. ^ Маркс, D .; Чандра, А; Такерман, ME (2010). «Основные водные растворы: сольватация гидроксидов, структурная диффузия и сравнение с гидратированным протоном». Chem. Ред . 110 (4): 2174–2216. DOI : 10.1021 / cr900233f . PMID 20170203 . 
  4. ^ Гринвуд, стр. 1168
  5. ^ a b База данных IUPAC SC Полная база данных опубликованных данных о константах равновесия комплексов металлов и лигандов.
  6. ^ Накамото, К. (1997). Инфракрасные и рамановские спектры неорганических и координационных соединений . Часть А (5-е изд.). Вайли. ISBN 978-0-471-16394-7.
  7. ^ Накамото, часть В, стр. 57
  8. ^ Адамс, DM (1967). Металл-лиганд и связанные с ним колебания . Лондон: Эдвард Арнольд. Глава 5.
  9. ^ Цетин Курт, Юрген Биттнер. "Едкий натр". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Вайнхайм: Wiley-VCH. DOI : 10.1002 / 14356007.a24_345.pub2 .
  10. ^ Костик, Деннис (2006). «Кальцинированная сода» , глава Ежегодника полезных ископаемых 2005 г., Геологическая служба США.
  11. ^ Эмсли, Джон (2001). «Алюминий» . Природа Строительные блоки: A-Z Руководство по элементам . Оксфорд, Великобритания: Издательство Оксфордского университета. п. 24 . ISBN 978-0-19-850340-8.
  12. ^ Эмсли, Джон (2001). «Алюминий» . Природа Строительные блоки: A-Z Руководство по элементам . Оксфорд, Великобритания: Издательство Оксфордского университета. п. 209 . ISBN 978-0-19-850340-8.
  13. ^ Лью. Кристи., Кислоты и основания (основная химия) . Публикация информационной базы (2009 г.). стр. 43.
  14. ^ Jaunsen, JR (1989). «Поведение и возможности скрубберов с гидроксидом лития и углекислым газом в глубоководной среде» . Технический отчет Военно-морской академии США . УСНА-ЦПР-157. Архивировано из оригинала на 2009-08-24 . Проверено 17 июня 2008 .
  15. ^ Holleman, стр. 1108
  16. ^ a b c d Томас Р. Дульски Руководство по химическому анализу металлов , ASTM International, 1996, ISBN 0-8031-2066-4 стр. 100 
  17. ^ Alderighi, L; Dominguez, S .; Gans, P .; Midollini, S .; Sabatini, A .; Вакка, А. (2009). «Связывание бериллия с аденозин-5'-фосфатами в водном растворе при 25 ° C». J. Coord. Chem . 62 (1): 14–22. DOI : 10.1080 / 00958970802474862 .
  18. ^ Housecroft, стр. 241
  19. ^ Housectroft, стр. 263
  20. ^ Химия процесса Байера
  21. ^ Джеймс Э. Хаус Неорганическая химия , Academic Press, 2008, ISBN 0-12-356786-6 , стр. 764 
  22. ^ Бём, Станислав; Антипова, Диана; Кутан, Йозеф (1997). «Исследование дегидратации метантетраола до угольной кислоты». Международный журнал квантовой химии . 62 (3): 315–322. DOI : 10.1002 / (SICI) 1097-461X (1997) 62: 3 <315 :: AID-QUA10> 3.0.CO; 2-8 . ISSN 1097-461X . 
  23. ^ Гринвуд, стр. 310
  24. ^ Гринвуд, стр. 346
  25. ↑ RK Iler, The Chemistry of Silica , Wiley, New York, 1979 ISBN 0-471-02404-X. 
  26. ^ Гринвуд, стр. 384
  27. Перейти ↑ Greenwood, pp. 383–384
  28. ^ Гринвуд, стр. 395
  29. ^ Гринвуд, стр. 705
  30. ^ Гринвуд, стр. 781
  31. ^ Greenwood, стр. 873-874
  32. ^ Соколов М.Н.; Е.В. Чубарова; К.А. Коваленко; Миронов И.В. А.В. Вировец; Е. Пересыпкина; В.П. Федин (2005). «Стабилизация таутомерных форм P (OH) 3 и HP (OH) 2 и их производных путем координации с атомами палладия и никеля в гетерометаллических кластерах с Mo
    3    MQ4+
    4    core (M = Ni, Pd; Q = S, Se) ". Российский химический вестник . 54 (3): 615. doi : 10.1007 / s11172-005-0296-1 .
  33. ^ Holleman, стр. 711-718
  34. ^ Гринвуд, стр. 853
  35. ^ Фортман, Джордж С .; Славин, Александра МЗ; Нолан, Стивен П. (2010). «Универсальный синтон меди: [Cu (IPr) (OH)] (IPr = 1,3 бис (диизопропилфенил) имидазол-2-илиден)». Металлоорганические соединения . 29 (17): 3966–3972. DOI : 10.1021 / om100733n .
  36. ^ Juan J. Borrás-Almenar, Эухенио Коронадо, Ахим Мюллер полиоксометаллат Molecular Science , Springer, 2003, ISBN 1-4020-1242-X , стр. 4 
  37. ^ a b c Уэллс, стр. 561
  38. ^ Уэллс, стр. 393
  39. ^ a b c d Уэллс, стр. 548
  40. ^ Виктория М. Нильд, Дэвид А. Кин Диффузное рассеяние нейтронов кристаллическими материалами , Oxford University Press, 2001 ISBN 0-19-851790-4 , стр. 276 
  41. ^ Джейкобс, H .; Kockelkorn, J .; Tacke, Th. (1985). "Hydroxide des Natriums, Kalium und Rubidiums: Einkristallzüchtung und röntgenographische Strukturbestimmung an der bei Raumtemperatur stabilen Modifikation". Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie . 531 (12): 119. DOI : 10.1002 / zaac.19855311217 .
  42. ^ Enoki, Тошиаки; Цудзикава, Икудзи (1975). «Магнитное поведение случайного магнита, Ni p Mg 1− p (OH) 2 ». Журнал Физического общества Японии . 39 (2): 317. Bibcode : 1975JPSJ ... 39..317E . DOI : 10,1143 / JPSJ.39.317 .
  43. ^ Афанасиос К. Карамалидис, Дэвид А. Джомбак Моделирование поверхностного комплексообразования: Гиббсит , Джон Вили и сыновья, 2010 ISBN 0-470-58768-7 стр. 15 и далее 
  44. ^ Бернал, JD; Мэгоу, HD (1935). «Функция водорода в межмолекулярных силах» . Proc. Рой. Soc. . 151 (873): 384–420. Bibcode : 1935RSPSA.151..384B . DOI : 10.1098 / rspa.1935.0157 .
  45. ^ Уэллс, стр. 557
  46. ^ Уэллс, стр. 555
  47. ^ Hattori, H .; Misono, M .; Оно, Ю. (редакторы) (1994). Кислотно-основной катализ II . Эльзевир. ISBN 978-0-444-98655-9.CS1 maint: дополнительный текст: список авторов ( ссылка )
  48. ^ Ouellette, RJ и Rawn, JD "Органическая химия" 1-е изд. Prentice-Hall, Inc., 1996: Нью-Джерси. ISBN 0-02-390171-3 . 
  49. ^ Сосна, SH; Хендриксон, JB; Пихать, диджей; Хаммонд, GS (1980). Органическая химия . Макгроу-Хилл. п. 206 . ISBN 978-0-07-050115-7.
  50. ^ Дания, ЮВ; Бейтн, GL (2008). "Катализ на основе основания Льюиса в органическом синтезе". Angewandte Chemie International Edition . 47 (9): 1560–1638. DOI : 10.1002 / anie.200604943 . PMID 18236505 . 
  51. Перейти ↑ Mullins, JJ (2008). «Шесть столпов органической химии». J. Chem. Educ . 85 (1): 83. Bibcode : 2008JChEd..85 ... 83M . DOI : 10.1021 / ed085p83 .pdf Архивировано 7 июля 2011 г. на Wayback Machine.

Библиография [ править ]

  • Холлеман, AF; Wiberg, E .; Виберг, Н. (2001). Неорганическая химия . Академическая пресса. ISBN 978-0-12-352651-9.
  • Housecroft, CE; Шарп, AG (2008). Неорганическая химия (3-е изд.). Прентис Холл. ISBN 978-0-13-175553-6.
  • Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN 978-0-08-037941-8.
  • Шрайвер, Д. Ф.; Аткинс, PW (1999). Неорганическая химия (3-е изд.). Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. ISBN 978-0-19-850330-9.
  • Уэллс, AF (1962). Структурная неорганическая химия (3-е изд.). Оксфорд: Clarendon Press. ISBN 978-0-19-855125-6.