Википедија

Hidroksid

Класа једињења

Hidroksidi su jedinjenja tipa M(OH)x koja disocijacijom daju hidroksidne jone.[3] Hidroksidi mogu da budu bazni ili amfoterni.[4] Hidroksid je isto tako diatomski anjon sa hemijskom formulom OH−. Hidroksid se sastoji od atoma kiseonika i vodonika koje drži zajedno kovalentna veza, i nosi negativan električni naboj. Ovaj jon je važan, ali obično neznatno zastuljeni sastojak vode. On funkcioniše kao baza, ligand, nukleofil i katalizator. Hidroksidni jon formira soli, od kojih neke disociraju u vodenom rastvoru, oslobađajući solvatirane hidroksidne jone. Natrijum hidroksid je hemijska supstanca koja se proizvodi u količinama od više miliona tona godišnje. Hidroksid vezan za snažno elektropozitivni centar može i sam da se jonizuje, oslobađajući vodonični katjon (H+), čineći matično jedinjenje kiselinom.

Hidroksid
Lewis structure of the hydroxide ion showing three lone pairs on the oxygen atom
Nazivi
Sistemski IUPAC naziv
Hidroksid
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
UNII
  • InChI=1S/H2O/h1H2/p-1
  • [OH-]
Svojstva
OH−
Molarna masa 17,01 g·mol−1
Konjugovana kiselina Voda
Konjugovana baza Oksidni anjon
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
Reference infokutije

Korespondirajuće električno neutralno jedinjenje HO• je hidroksilni radikal. Korespondirajuća kovalentno vezana grupa –OH atoma je hidroksilna grupa. Hidroksidni joni i hidroksi grupa su nukleofili i mogu delovati kao katalizatori u organskoj hemiji.

Mnoge neorganske materije koje u svom nazivu nose reč „hidroksid” nisu jonska jedinjenja hidroksidnog jona, već kovalentna jedinjenja koja sadrže hidroksi grupe.

Hidroksidni jon uredi

Hidroksidni jon je prirodni deo vode, zbog reakcije samojonizacije u kojoj njegov komplement, hidronijum, prima vodonik:[5]

H3O+ + OH− ⇌ 2H2O

Konstanta ravnoteže za ovu reakciju, definisana kao

Kw = [H+][OH−][note 1] ima vrednost od 10−14 na 25 °C, tako da je koncentracija hidroksidnih jona u čistoj vodi blizo 10−7 mol∙dm−3, da bi se zadovoljilo ograničenje jednakog naboja. pH vrednost rastvora je jednaka sa decimalnim kologaritmom koncentracije vodoničnih katjona;[note 2] pH vrednost čiste vode je 7 na sobnoj temperaturi. Koncentracija hidroksidnih jona se može izraziti kao funkcija pOH, koja je (14 − pH),[note 3] tako da je pOH čiste vode takođe jednak 7. Dodatak baze u vodu redukuje koncentraciju vodoničnih jona i stoga se povećava koncentracija hidroksidnih jona (povećava se pH, i smanjuje pOH) čak i ako sama baza ne sadrži hidroksid. Na primer, rastvori amonijaka imaju pH vrednost veću od 7 usled reakcije NH3 + H+ ⇌ NH+
4, kojom se smanjuje koncentracija vodoničnih katjona, što dovodi do povećanja koncentracije hidroksidnih jona. pOH se može održavati na skoro konstantnoj vrednosti pomoću raznih puferskih rastvora.
 
Šematska reprezentacija hidroksidnog jona.[6]

U vodenom rastvoru[7] hidroksidni jon je baza u Brensted–Laurijevom smislu jer može da primi proton[note 4] od Brensted–Laurijeve kiseline i da formira molekul vode. On isto tako može da deluje kao Luisova baza donirajući elektronski par Luisovoj kiselini. U vodenom rastvoru su vodonikovi i hidroksilni joni snažno rastvoreni, sa vodoničnim vezama između atoma kiseonika i vodonika. Bihidroksidni jon H
3O−
2 je okarakterisano u čvrstom stanju. Ovo jedinjenje je centrosimetrično i ima veoma kratku vodoničnu vezu (114,5 pm) koja je slične dužine kao u bifluoridnom jonu HF−
2 (114 pm).[6] U vodenom rastvoru hidroksidni jon formira snažne vodonične veze sa molekulama vode. Posledica toga je da koncentrovani rastvor natrijum hidroksida ima visoku viskoznost usled stvaranja proširene mreže vodoničnih veza kao u rastvorima fluorovodonika.

U rastvoru, izloženom vazduhu, hidroksidni jon brzo reaguje sa atmosferskim ugljen-dioksidom, koji deluje kao kiselina, te se inicijalno formira bikarbonatni jon.

OH− + CO2 ⇌ HCO−
3

Konstanta ravnoteže za ovu reakciju može da bude navedena bilo kao reakcija sa rastvorenim ugljen dioksidom ili kao reakcija sa gasovitim ugljen dioksidom (pogledajte ugljenu kiselinu za vrednosti i detalje). Na neutralnoj i kiselim pH vrednostima, reakcija je spora, ali je katalizuje enzim karbonatna dehidrataza, koji efektivno stvara hidroksidne jone u svom aktivnom mestu.

Rastvori koji sadrže hidroksidne jone napadaju staklo. U ovom slučaju silikati u staklu deluju kao kiseline. Bazni hidroksidi, bili čvrsti ili rastvoreni, čuvaju se u hermetički zatvorenim plastičnim posudama.

Hidroksidni jon može da funkcioniše kao tipičan ligand koji donira elektronski par, formirajući takve komplekse kao što je tetrahidroksoaluminat/tetrahidroksidoaluminat [Al(OH)4]−. Takođe se često nalazi u kompleksima mešovitih liganda tipa [MLx(OH)y]z+, gde je L ligand. Hidroksidni jon često služi kao premoštavajući ligand, donirajući jedan par elektrona svakom od atoma koji se premoštavaju. Kao što ilustruje jon [Pb2(OH)]3+, metalni hidroksidi se često pišu u pojednostavljenom formatu. Hidroksid čak može da deluje i kao donator 3 para elektrona, kao u tetrameru [PtMe3(OH)]4.[8]

Kada su vezani za metalni centar sa snažnim povlačenjem elektrona, hidroksidni ligandi imaju tendenciju da se jonizuju u oksidne ligande. Na primer, bihromatni jon [HCrO4]− se disocira u skladu sa

[O3CrO–H]− ⇌ [CrO4]2− + H+ sa pKa od oko 5,9.[9]

Vibracioni spektri uredi

Infracrveni spektri jedinjenja koja sadrže –OH funkcionalnu grupu imaju jak apsorpcioni opseg u regionu centriranom oko 3500 cm−1.[10] Visoka frekvencija molekulskih vibracija posledica je male mase atoma vodonika u poređenju sa masom atoma kiseonika, što relativno lako otkriva hidroksilne grupe pomoću infracrvene spektroskopije. Traka usled OH grupe je obično oštra. Međutim, širina opsega se povećava kada OH grupa učestvuje u vezivanju vodonika. Molekul vode ima HOH savijajući mod na oko 1600 cm−1, tako da se odsustvo ovog opsega može koristi za razlikovanje OH grupe od molekula vode.

Kada je OH grupa vezana za metalni jon u koordinacionom kompleksu, može se uočiti režim savijanja M−OH. Na primer, u [Sn(OH)6]2− opseg se javlja na 1065 cm−1. Mod savijanja za premoštavajući hidroksid ima tendenciju pojavljivanja na nižoj frekvenciji, kao u [(bipiridin)Cu(OH)2Cu(bipiridin)]2+ (955 cm−1).[11] M−OH vibracije istezanja se javljaju ispod 600 cm−1. Na primer, tetraedarski jon [Zn(OH)4]2− ima opsege na 470 cm−1 (Raman-aktivan, polarizovan) i 420 cm−1 (infracrveni). Isti jon ima (HO)–Zn–(OH) vibraciju savijanja na 300 cm−1.[12]

Primene uredi

Rastvori natrijum hidroksida, takođe poznati kao lužina i kaustična soda, koriste se u proizvodnji pulpe i papira, tekstila, pitke vode, sapuna i deterdženata i kao sredstvo za čišćenje odvoda. Svetska proizvodnja u 2004. godini je bila približno 60 miliona tona.[13] Glavni način proizvodnje je hloralkalni postupak.

Rastvori koji sadrže hidroksidni jon nastaju kada se so slabe kiseline rastvara u vodi. Natrijum karbonat se koristi kao alkalija, na primer, zahvaljujući reakciji hidrolize

CO2−
3 + H2O ⇌ HCO−
3 + OH−       (pKa2= 10,33 na 25 °C i nulta jonska jačina)

Iako je bazna jačina rastvora natrijum karbonata niža od koncentrovanog rastvora natrijum hidroksida, njegova prednost je što je čvrsta supstanca. Natrijum karbonat se takođe proizvodi u ogromnim razmerama (42 miliona tona u 2005. godini) Solvejevim postupkom.[14] Primer upotrebe natrijum karbonata kao alkalije je kada soda za pranje (drugo ime za natrijum karbonat) deluje na nerastvorljive estere, poput triglicerida, široko poznate kao masti, da ih hidrolizuje i učini rastvorljivim.

Boksit, bazni hidroksid aluminijuma, glavna je ruda od koje se proizvodi metal.[15] Slično tome, getit (α-FeO(OH)) i lepidokrokit (γ-FeO(OH)), bazni hidroksidi gvožđa, su među glavnim rudama koje se koriste za proizvodnju metalnog gvožđa.[16] Postoji i niz drugih upotreba.

Pregled hidroksida uredi

Karakter hidroksida zavisi od veze. Ukoliko je jaka jonska veza dobijaju se hidroksidi koji u potpunosti disosuju na jone OH-. Ukoliko je veza više kovalentna hidroksid ima amfoterne osobine.

Napimene uredi

  1. ^ [H+] označava koncentraciju vodonikovih katjona i [OH−] koncentraciju hidroksidnih jona
  2. ^ Strogo gledano pH je kologaritam aktivnosti vodoničnog katjona
  3. ^ pOH označava negativnu vrednost logaritma osnove 10 od [OH−], alternativno logaritam od 1/[OH−]
  4. ^ U ovom kontekstu, proton je termin koji se koristi za solvatirani vodonični katjon

Izvori uredi

  1. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  uredi
  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. izd.). 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. Arhivirano iz originala (PDF) 25. 06. 2007. g. Pristupljeno 26. 10. 2019. 
  6. ^ a b Kamal Abu-Dari; Kenneth N. Raymond; Derek P. Freyberg (1979). „The bihydroxide (H
    3    O−
    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, str. 1168
  9. ^ IUPAC SC-Database Arhivirano na sajtu Wayback Machine (19. jun 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 izd.). 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. str. 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. str. 209. ISBN 978-0-19-850340-8. 

Literatura uredi

Spoljašnje veze uredi

 
Hidroksid na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Хидроксид&oldid=27549769”