Hidróxidos: propriedades, nomenclatura e exemplos
Os hidróxidos são compostos inorgânicos e ternários que consistem na interação entre um cátion metálico e o grupo funcional OH (ânion hidróxido, OH-). A maioria deles é de natureza iônica, embora eles também possam ter ligações covalentes.
Por exemplo, um hidróxido pode ser representado como a interação eletrostática entre o cátion M + e o ânion OH-, ou como a ligação covalente através da ligação M-OH (imagem inferior). Na primeira, a ligação iônica é dada, enquanto na segunda, a ligação covalente. Este fato depende essencialmente do metal ou do cátion M +, assim como sua carga e raio iônico.
Porque a maioria deles vem de metais, é equivalente a mencioná-los como hidróxidos de metal.
Como eles são formados?
Existem duas rotas sintéticas principais: reagindo o óxido correspondente com água, ou com uma base forte em um meio ácido:
MO + H2O => M (OH) 2
MO + H + + OH- => M (OH) 2
Apenas os óxidos metálicos solúveis em água reagem diretamente para formar o hidróxido (primeira equação química). Outros são insolúveis e requerem espécies ácidas que liberam o M +, que então interage com o OH- a partir das bases fortes (segunda equação química).
No entanto, as referidas bases fortes são os hidróxidos de metais NaOH, KOH e outros do grupo dos metais alcalinos (LiOH, RbOH, CsOH). Estes são compostos iônicos altamente solúveis em água, portanto, seus OH- estão livres para participar de reações químicas.
Por outro lado, existem hidróxidos de metal que insolúveis e conseqüentemente são bases muito fracas. Mesmo alguns deles são ácidos, como é o caso do ácido telúrico, Te (OH) 6 .
O hidróxido estabelece um equilíbrio de solubilidade com o solvente em torno dele. Se for água, por exemplo, o saldo é expresso da seguinte forma:
M (OH) 2 M2 + (ac) + OH- (ac)
Onde (ac) indica que o meio é aquoso. Quando o sólido é insolúvel, a concentração de OH dissolvido é pequena ou insignificante. Por esta razão, os hidróxidos metálicos insolúveis não podem gerar soluções tão básicas como as do NaOH.
Do exposto, pode deduzir-se que os hidróxidos exibem propriedades muito diferentes, ligadas à estrutura química e às interacções entre o metal e o OH. Assim, embora muitos sejam iônicos, com estruturas cristalinas variadas, outros, por outro lado, têm estruturas poliméricas complexas e desordenadas.
Propriedades de hidróxidos
Ânion OH-
O íon hidroxila é um átomo de oxigênio ligado covalentemente a um hidrogênio. Assim, isso pode ser facilmente representado como OH-. A carga negativa está localizada no oxigênio, fazendo deste ânion uma espécie doadora de elétrons: uma base.
Se o OH- doa seus elétrons a um hidrogênio, forma-se uma molécula de H 2 O. Ela também pode doar seus elétrons para espécies carregadas positivamente: como os centros metálicos M +. Assim, um complexo de coordenação é formado através do link dativo M-OH (o oxigênio contribui para o par de elétrons).
No entanto, para que isso aconteça, o oxigênio deve ser capaz de coordenar eficientemente com o metal, caso contrário, as interações entre M e OH terão um caráter iônico marcado (M + OH-). Como o íon hidroxila é o mesmo em todos os hidróxidos, a diferença entre todos eles está no cátion que o acompanha.
Além disso, como esse cátion pode vir de qualquer metal da tabela periódica (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 ou dos metais de transição), as propriedades desses hidróxidos variam enormemente, embora todas contemplem comuns alguns aspectos.
Caráter iônico e básico
Nos hidróxidos, embora possuam ligações de coordenação, possuem um caráter iônico latente. Em alguns, como o NaOH, seus íons são parte de uma rede cristalina que consiste em cátions Na + e ânions OH em proporções 1: 1; isto é, para cada íon Na + existe uma contrapartida OH-ion.
Dependendo do carregamento de metal, haverá mais ou menos ânions OH em torno dele. Por exemplo, para um cátion metálico M2 +, haverá dois íons OH interagindo com ele: M (OH) 2, que é descrito como HO-M2 + OH-. O mesmo acontece com os metais M3 + e outros com cargas mais positivas (embora raramente excedam 3+).
Esse caráter iônico é responsável por muitas das propriedades físicas, como pontos de fusão e ebulição. Estes são altos, o que reflete as forças eletrostáticas que trabalham dentro da rede cristalina. Da mesma forma, quando os hidróxidos são dissolvidos ou derretidos, eles podem conduzir a corrente elétrica devido à mobilidade de seus íons.
No entanto, nem todos os hidróxidos possuem as mesmas redes cristalinas. Aqueles com os mais estáveis serão menos propensos a se dissolver em solventes polares, como a água. Como regra geral, quanto mais discrepantes forem os raios iônicos de M + e OH-, mais solúveis serão.
Tendência periódica
O acima explica porque a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos aumenta à medida que o grupo desce. Assim, a ordem crescente de solubilidades na água para estes é o seguinte: O OH- é um pequeno ânion e, à medida que o cátion se torna mais volumoso, a rede cristalina enfraquece energeticamente. Por outro lado, os metais alcalino-terrosos formam hidróxidos menos solúveis devido às suas cargas positivas mais elevadas. Isso ocorre porque o M2 + atrai o OH- com maior força comparado ao M +. Da mesma forma, seus cátions são menores e, portanto, menos desiguais em tamanho em relação a OH-. O resultado disso é a evidência experimental de que o NaOH é muito mais básico que o Ca (OH) 2 . O mesmo raciocínio pode ser aplicado para outros hidróxidos, seja para os metais de transição, seja para os metais do bloco p (Al, Pb, Te, etc.). Além disso, quanto menor e maior o raio iônico e a carga positiva de M +, menor o caráter iônico do hidróxido, em outras palavras, aqueles com densidades de carga muito altas. Um exemplo disso ocorre com o hidróxido de berílio, Be (OH) 2 . O Be2 + é um cátion muito pequeno e sua carga divalente o torna eletricamente muito denso. Os hidróxidos M (OH) 2 reagem com os ácidos para formar um aquocomplexo, isto é, M + termina rodeado por moléculas de água. No entanto, há um número limitado de hidróxidos que também podem reagir com as bases. Estes são conhecidos como hidróxidos anfotéricos. Hidróxidos anfotéricos reagem com ácidos e bases. A segunda situação pode ser representada pela seguinte equação química: M (OH) 2 + OH- => M (OH) 3 - Mas como determinar se um hidróxido é anfotérico? Através de um simples experimento de laboratório. Como muitos hidróxidos de metal são insolúveis em água, adicionando uma base forte a uma solução com os íons M + dissolvidos, por exemplo, Al3 +, o hidróxido correspondente irá precipitar: Al3 + (ac) + 3OH- (ac) => Al (OH) 3 (s) Mas ter um excesso de OH- o hidróxido continua a reagir: Al (OH) 3 (s) + OH- => Al (OH) 4 - (ac) Como resultado, o novo complexo negativamente carregado é dissolvido pelas moléculas de água circundantes, dissolvendo o sólido branco do hidróxido de alumínio. Esses hidróxidos que permanecem inalterados com a adição de base extra não se comportam como ácidos e, portanto, não são anfóteros. Os hidróxidos podem ter estruturas cristalinas semelhantes às de muitos sais ou óxidos; alguns simples e outros muito complexos. Além disso, aqueles em que há diminuição do caráter iônico podem apresentar centros metálicos unidos por pontes de oxigênio (HOM-O-MOH). Em solução, as estruturas são diferentes. Embora para hidróxidos muito solúveis seja suficiente considerá-los como íons dissolvidos em água, para outros é necessário levar em conta a química de coordenação. Assim, cada M + cátion pode ser coordenado para um número limitado de espécies. Quanto mais volumoso for, maior o número de moléculas de água ou OH- ligadas a ele. Daí o famoso octaedro de coordenação de muitos metais dissolvidos em água (ou em qualquer outro solvente): M (OH 2 ) 6 + n, n sendo igual à carga positiva do metal. Cr (OH) 3, por exemplo, forma um octaedro. Como? Considerando o composto como [Cr (OH 2 ) 3 (OH) 3 ], dos quais três das moléculas de água são substituídas por aniões OH-. Se todas as moléculas fossem substituídas por OH-, então o complexo de carga negativa e estrutura octaédrica [Cr (OH) 6 ] 3- seria obtido. A carga -3 é o resultado das seis cargas negativas do OH-. Os hidróxidos podem ser considerados como "óxidos hidratados". Contudo, neles "a água" está no contato direto com M +; enquanto nos óxidos hidratados MO · nH2O, as moléculas de água fazem parte de uma esfera de coordenação externa (elas não estão próximas do metal). As referidas moléculas de água podem ser extraídas através do aquecimento de uma amostra de hidróxido: M (OH) 2 + Q (calor) => MO + H2O MO é o óxido de metal formado como resultado da desidratação do hidróxido. Um exemplo desta reação é aquele observado quando o hidróxido cúprico, Cu (OH) 2, é desidratado: Cu (OH) 2 (azul) + Q => CuO (preto) + H 2 O Qual é a maneira correta de mencionar hidróxidos? A IUPAC propôs três nomenclaturas para este propósito: tradicional, estoque e sistemático. É correto usar qualquer um dos três, no entanto, para alguns hidróxidos pode ser mais conveniente ou prático mencioná-lo de uma forma ou de outra. A nomenclatura tradicional consiste simplesmente em adicionar o sufixo -ico à mais alta valência que o metal apresenta; e o sufixo -oso ao mais baixo. Assim, por exemplo, se o metal M tiver valências +3 e +1, o hidróxido M (OH) 3 será chamado de hidróxido (nome do metal) ico, enquanto o hidróxido de MOH (nome do metal) terá. Para determinar a valência do metal no hidróxido, basta observar o número após o OH entre parênteses. Assim, M (OH) 5 significa que o metal tem uma carga ou valência de +5. A principal desvantagem desta nomenclatura, no entanto, é que ela pode ser complicada para metais com mais de dois estados de oxidação (como com cromo e manganês). Para tais casos, os hiper e hipo-prefixos são usados para denotar as valências mais altas e mais baixas. Assim, se M em vez de ter apenas valências +3 e +1, também tem +4 e +2, então os nomes de seus hidróxidos de valências superiores e inferiores são: hiper hidróxido (nome do metal) ico e hidróxido de hidróxido ( nome do metal) urso . De todas as nomenclaturas, esta é a mais simples. Aqui o nome do hidróxido é seguido simplesmente pela valência do metal entre parênteses e escrito em algarismos romanos. Novamente para M (OH) 5, por exemplo, sua nomenclatura de ações seria: hidróxido (nome do metal) (V). (V) denota então (+5). Finalmente, a nomenclatura sistemática é caracterizada pelo recurso a prefixos multiplicadores (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc.). Esses prefixos são usados para especificar o número de átomos de metal e íons OH. Deste modo, M (OH) 5 é denominado como: penta-hidróxido (nome do metal). Para o caso de Hg 2 (OH) 2, por exemplo, seria o di-hidróxido de dimercúrio; um dos hidróxidos cuja estrutura química é complexa à primeira vista. Alguns exemplos de hidróxidos e suas nomenclaturas correspondentes são os seguintes: -NaOH (hidróxido de sódio)Anfoterismo
Estruturas
Reação de desidratação
Nomenclatura
Tradicional
Estoque
Sistemática
Exemplos de hidróxidos
-Ca (OH) 2 (hidróxido de cálcio)
-Fe (OH) 3. ( Hidróxido férrico, hidróxido de ferro (III) ou trihidróxido de ferro)
-V (OH) 5 ( hidrido pervanco, hidrido de vanio (V) ou penta-hidrido de vanio).
-Sn (OH) 4 ( hidróxido de estanho, hidróxido de estanho (IV) ou tetra-hidróxido de estanho).
-Ba (OH) 2 (hidróxido de bário ou di-hidróxido de bário).
-Mn (OH) 6 ( hidróxido de manganês, hidróxido de manganês (VI) ou hexahidróxido de manganês).
-AgOH (hidróxido de prata, hidróxido de prata ou hidróxido de prata). Note que para este composto não há distinção entre nomenclaturas de estoque e sistemáticas.
-Pb (OH) 4 ( hidrido plumico, hidrido de chumbo (IV) ou tetra-hidrido de chumbo).
-LiOP (hidróxido de lítio).
-Cd (OH) 2 (hidróxido de cádmio)
-Ba (OH) 2 ( hidróxido de bário)
Hidróxido de cromo
