Pređi na sadržaj

Hidroksid

S Vikipedije, slobodne enciklopedije
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

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.

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 | uredi izvor]

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 | uredi izvor]

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 | uredi izvor]

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 | uredi izvor]

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 | uredi izvor]

  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 | uredi izvor]

  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 Slobodan pristup. 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 | uredi izvor]

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]

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