Hydroxid - Hydroxide

Hydroxid
Lewisova struktura hydroxidového iontu ukazuje tři osamocené páry na atomu kyslíku
Prostorová reprezentace hydroxidového iontu
Ball-and-stick model hydroxidového iontu
Jména
Systematický název IUPAC
Hydroxid
Identifikátory
3D model ( JSmol )
ČEBI
ChemSpider
UNII
  • InChI = 1S/H2O/h1H2/p-1
  • [ACH-]
Vlastnosti
ACH-
Molární hmotnost 17,007  g · mol −1
Konjugovaná kyselina Voda
Konjugovaná základna Oxidový anion
Pokud není uvedeno jinak, jsou údaje uvedeny pro materiály ve standardním stavu (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Reference na infobox

Hydroxid je diatomický anion s chemickým vzorcem OH - . Skládá se z atomu kyslíku a vodíku drženého pohromadě jedinou kovalentní vazbou a nese záporný elektrický náboj . Je to důležitá, ale obvykle malá složka vody . Funguje jako báze , ligand , nukleofil a katalyzátor . Hydroxidový iont tvoří soli , z nichž některé disociují ve vodném roztoku a uvolňují solvatované hydroxidové ionty. Hydroxid sodný je mnohamilionová komoditní chemikálie za rok . Hydroxid připojený k silně elektropozitivnímu centru se může sám ionizovat za uvolnění vodíkového kationtu (H + ), čímž se základní sloučenina stane kyselinou .

Odpovídající elektricky neutrální sloučenina HO • je hydroxylový radikál . Odpovídající kovalentně vázanou skupinou  –OH atomů je hydroxyskupina . Hydroxidový iont a hydroxylová skupina jsou nukleofily a mohou fungovat jako katalyzátory v organické chemii .

Mnoho anorganických látek, které ve svých názvech nesou slovo hydroxid, nejsou iontové sloučeniny hydroxidového iontu, ale kovalentní sloučeniny, které obsahují hydroxylové skupiny .

Hydroxidový ion

Hydroxidový iont je přirozenou součástí vody díky samoionizační reakci, při které jeho komplementu, hydroniu , prochází vodík:

H 3 O + + OH - ⇌ 2 H 2 O

Rovnovážná konstanta pro tuto reakci, je definován jako

K w = [H + ] [OH - ]

má hodnotu blízkou 10 −14 při 25 ° C, takže koncentrace hydroxidových iontů v čisté vodě se blíží 10 −7  mol ∙ dm −3 , aby bylo splněno stejné omezení náboje. PH roztoku se rovná desetinné cologarithm na vodíkový kation koncentrace; pH čisté vody se při okolních teplotách blíží 7. Koncentraci hydroxidových iontů lze vyjádřit pomocí pOH , který se blíží (14 - pH), takže pOH čisté vody je také blízko 7. Přidání báze do vody sníží koncentraci vodíkových kationtů, a proto se zvýší koncentrace hydroxidových iontů (zvýšení pH, snížení pOH), i když samotná báze hydroxid neobsahuje. Například, amoniaku roztoky mají pH vyšší než 7, v důsledku reakce NH 3 + H + ⇌ NH+
4, což snižuje koncentraci vodíkových kationtů, což zvyšuje koncentraci hydroxidových iontů. pOH může být udržován na téměř konstantní hodnotě různými pufrovacími roztoky .

Schematické znázornění bihydroxidového iontu

Ve vodném roztoku je hydroxidový iont zásadou ve smyslu Brønsted -Lowry, protože může přijmout proton z Brønsted -Lowryovy ​​kyseliny za vzniku molekuly vody. Může také fungovat jako Lewisova báze darováním páru elektronů Lewisově kyselině. Ve vodném roztoku jsou vodíkové i hydroxidové ionty silně solvatovány s vodíkovými vazbami mezi atomy kyslíku a vodíku. Ve skutečnosti iont bihydroxidu H
3Ó-
2byl charakterizován v pevném stavu. Tato sloučenina je centrosymetrická a má velmi krátkou vodíkovou vazbu (114,5  pm ), která je podobná délce v bifluoridovém iontu HF-
2(114 hod.). Ve vodném roztoku hydroxidový iont vytváří silné vodíkové vazby s molekulami vody. Důsledkem toho je, že koncentrované roztoky hydroxidu sodného mají vysokou viskozitu v důsledku vytvoření rozšířené sítě vodíkových vazeb jako v roztocích fluorovodíku .

V roztoku vystaveném vzduchu hydroxidový ion rychle reaguje s atmosférickým oxidem uhličitým , působí jako kyselina, za vzniku zpočátku hydrogenuhličitanového iontu.

OH - + CO 2 ⇌ HCO-
3

Rovnovážná konstanta pro tuto reakci mohou být určeny buď jako reakce s rozpuštěným oxidem uhličitým, nebo v reakci s oxidem uhličitým (viz kyselina uhličitá pro hodnoty a podrobnosti). Při neutrálním nebo kyselém pH je reakce pomalá, ale je katalyzována enzymem karboanhydrázou , který účinně vytváří hydroxidové ionty na aktivním místě.

Roztoky obsahující sklo hydroxidových iontů . V tomto případě křemičitany ve skle působí jako kyseliny. Základní hydroxidy, ať už pevné nebo v roztoku, jsou skladovány ve vzduchotěsných plastových nádobách.

Hydroxid iont může fungovat jako typický párů elektronů donorového ligandu , čímž vznikají takové komplexy, jako tetrahydroxoaluminate / tetrahydroxido hlinitan [Al (OH) 4 ] - . Často se také nachází v komplexech smíšených ligandů typu [ML x (OH) y ] z + , kde L je ligand. Hydroxidový ion často slouží jako přemosťující ligand a daruje jeden pár elektronů každému z přemostěných atomů. Jak ukazuje [Pb 2 (OH)] 3+ , hydroxidy kovů jsou často psány ve zjednodušeném formátu. Může dokonce fungovat jako donor 3 elektronových párů, jako v tetrameru [PtMe 3 (OH)] 4 .

Když jsou hydroxidové ligandy vázány na silně přitahující centrum kovu, mají tendenci ionizovat na oxidové ligandy. Například bichromátový ion [HCrO 4 ] - disociuje podle

[O 3 CrO – H] - ⇌ [CrO 4 ] 2− + H +

s ap K A asi 5,9.

Vibrační spektra

Infračervená spektra sloučenin obsahujících hydroxylové funkční skupiny mají silný absorpční pás v oblasti soustředěno kolem 3500 cm -1 . Vysoká frekvence molekulárních vibrací je důsledkem malé hmotnosti atomu vodíku ve srovnání s hmotností atomu kyslíku, což činí detekci hydroxylových skupin infračervenou spektroskopií relativně snadnou. Kapela způsobená skupinou OH bývá ostrá. Nicméně, šířka pásku zvyšuje, když je skupina OH, se podílí na vodíkové vazby. Molekula vody má režim ohýbání HOH při přibližně 1600 cm -1 , takže nepřítomnost tohoto pásu lze použít k rozlišení skupiny OH od molekuly vody.

Když je skupina OH vázána na kovový ion v koordinačním komplexu , lze pozorovat režim ohýbání M -OH. Například v [Sn (OH) 6 ] 2− se vyskytuje při 1065 cm −1 . Režim ohýbání přemosťujícího hydroxidu má tendenci mít nižší frekvenci jako v [( bipyridin ) Cu (OH) 2 Cu ( bipyridin )] 2+ (955 cm −1 ). Vibrace roztahování M -OH se vyskytují pod asi 600 cm -1 . Například čtyřboký ion [Zn (OH) 4 ] 2− má pásy o 470 cm −1 ( Raman -aktivní, polarizovaný) a 420 cm −1 (infračervený). Stejný ion má při 300 cm −1 ohybové vibrace (HO) –Zn– (OH) .

Aplikace

Roztoky hydroxidu sodného, ​​také známé jako louh a louh sodný, se používají při výrobě buničiny a papíru , textilu , pitné vody , mýdel a pracích prostředků a jako čistič odpadů . Celosvětová produkce v roce 2004 činila přibližně 60 milionů tun . Hlavní výrobní metodou je chloralkalický proces .

Roztoky obsahující hydroxidový ion se generují, když se sůl slabé kyseliny rozpustí ve vodě. Uhličitan sodný se používá jako alkálie například hydrolytickou reakcí

CO2-
3+ H 2 O ⇌ HCO-
3+ OH -       ( p K a2 = 10,33 při 25 ° C a nulové iontové síle )

Ačkoli je bazická síla roztoků uhličitanu sodného nižší než koncentrovaný roztok hydroxidu sodného, ​​má tu výhodu, že je pevná látka. Vyrábí se také ve velkém měřítku (42 milionů tun v roce 2005) procesem Solvay . Příkladem použití uhličitanu sodného jako zásady je, když prací soda (jiný název pro uhličitan sodný) působí na nerozpustné estery, jako jsou triglyceridy , běžně známé jako tuky, za účelem jejich hydrolyzace a jejich rozpustnosti.

Bauxit , zásaditý hydroxid hlinitý , je hlavní rudou, ze které se kov vyrábí. Podobně goethit (α-FeO ​​(OH)) a lepidocrocite (γ-FeO (OH)), základní hydroxidy železa , patří mezi hlavní rudy používané k výrobě kovového železa.

Anorganické hydroxidy

Alkalické kovy

Kromě NaOH a KOH, které se těší velmi velkému měřítku, jsou užitečné také hydroxidy jiných alkalických kovů. Hydroxidu lithného je silná báze, s p K b z -0.36. Hydroxid lithný se používá v systémech čištění plynů pro kosmické lodě , ponorky a rebreathers k odstraňování oxidu uhličitého z vydechovaného plynu.

2 LiOH + CO 2 → Li 2 CO 3 + H 2 O

Hydroxid lithný je výhodnější než hydroxid sodný kvůli jeho nižší hmotnosti. Hydroxid sodný , hydroxid draselný , a hydroxidy ostatních alkalických kovů jsou také silné báze .

Kovy alkalických zemin

Trimerický produkt hydrolýzy deryllium
Hydrolýza berylia jako funkce pH
Molekuly vody připojené k Be jsou vynechány

Hydroxid beryllium Be (OH) 2 je amfoterní . Hydroxid sám je nerozpustný ve vodě, s rozpustností produktu log  K * sp o -11.7. Přidáním kyseliny se získají rozpustné produkty hydrolýzy , včetně trimerního iontu [Be 3 (OH) 3 (H 2 O) 6 ] 3+ , který má skupiny OH přemosťující mezi páry iontů berylia vytvářející 6členný kruh. Při velmi nízkém pH se tvoří aqua ion [Be (H 2 O) 4 ] 2+ . Přidáním hydroxidu k Be (OH) 2 se získá rozpustný aniont tetrahydroxoberyllate/tetrahydroxido beryllate , [Be (OH) 4 ] 2− .

Rozpustnost ostatních hydroxidů v této skupině ve vodě se zvyšuje s rostoucím atomovým číslem . Hydroxid hořečnatý Mg (OH) 2 je silná báze (až do meze rozpustnosti, která je velmi nízká v čisté vodě), jako jsou hydroxidy těžších alkalických zemin: hydroxid vápenatý , hydroxid strontnatý , a hydroxid barnatý . Roztok nebo suspenze hydroxidu vápenatého je známý jako vápenná voda a lze jej použít k testování slabého kyselého oxidu uhličitého. Reakce Ca (OH) 2 + CO 2 ⇌ Ca 2+ + HCO-
3+ OH - ilustruje zásaditost hydroxidu vápenatého. Jako absorbent CO 2 se používá sodné vápno , což je směs silných zásad NaOH a KOH s Ca (OH) 2 .

Prvky skupiny boru

Hydrolýza hliníku jako funkce pH. Molekuly vody připojené k Al jsou vynechány

Nejjednodušší hydroxid boru B (OH) 3 , známý jako kyselina boritá , je kyselina. Na rozdíl od hydroxidů alkalických kovů a hydroxidů alkalických zemin nedisociuje ve vodném roztoku. Místo toho reaguje s molekulami vody působícími jako Lewisova kyselina a uvolňuje protony.

B (OH) 3 + H 2 O ⇌ B (OH)-
4+ H +

Je známa řada oxyaniontů boru, které v protonované formě obsahují hydroxidové skupiny.


Iont tetrahydroxolinitanu (III)

Hydroxid hlinitý Al (OH) 3 je amfoterní a rozpouští se v alkalickém roztoku.

Al (OH) 3 (pevný) + OH -  (aq) ⇌ Al (OH)-
4 (aq)

V Bayerově procesu výroby čistého oxidu hlinitého z bauxitových minerálů je tato rovnováha manipulována pečlivým řízením teploty a koncentrace alkálií. V první fázi se hliník rozpouští v horkém alkalickém roztoku jako Al (OH)-
4, ale jiné hydroxidy obvykle přítomné v minerálu, jako jsou hydroxidy železa, se nerozpouštějí, protože nejsou amfoterní. Po odstranění nerozpustných látek, takzvaného červeného bahna , se vysráží čistý hydroxid hlinitý snížením teploty a přidáním vody do extraktu, který zředěním alkálie snižuje pH roztoku. Amfoterní je také bazický hydroxid hlinitý AlO (OH), který může být přítomen v bauxitu.

V mírně kyselých roztocích jsou hydroxo/hydroxidové komplexy tvořené hliníkem poněkud odlišné od komplexů boru, což odráží větší velikost Al (III) vs. B (III). Koncentrace druhu [Al 13 (OH) 32 ] 7+ je velmi závislá na celkové koncentraci hliníku. V krystalických sloučeninách se nacházejí různé další hydroxo komplexy. Asi nejdůležitější je zásaditý hydroxid AlO (OH), polymerní materiál známý pod názvy minerálních forem boehmit nebo diaspore , v závislosti na krystalové struktuře. Hydroxidu gallium , indium hydroxid , a thalium (III), hydroxid jsou také amfoterní. Hydroxid thalia (I) je silná báze.

Prvky skupiny uhlíku

Uhlík netvoří žádné jednoduché hydroxidy. Hypotetická sloučenina C (OH) 4 ( kyselina ortokarbonová nebo methanetetrol) je ve vodném roztoku nestabilní:

C (OH) 4 → HCO-
3+ H 3 O +
HCO-
3+ H + ⇌ H 2 CO 3

Oxid uhličitý je také známý jako anhydrid uhličitý, což znamená, že vzniká dehydratací kyseliny uhličité H 2 CO 3 (OC (OH) 2 ).

Kyselina křemičitá je název pro různé sloučeniny obecného vzorce [SiO x (OH) 4-2 x ] n . Kyselina ortokřemičitá byla identifikována ve velmi zředěném vodném roztoku. Je to slabá kyselina s p K a1  = 9,84, p K a2  = 13,2 při 25 ° C. Obvykle se zapisuje jako H 4 SiO 4 , ale obecně je přijímán vzorec Si (OH) 4 . Byly charakterizovány další kyseliny křemičité, jako je kyselina metakřemičitá (H 2 SiO 3 ), kyselina křemičitá (H 2 Si 2 O 5 ) a kyselina pyrosiliková (H 6 Si 2 O 7 ). Tyto kyseliny mají také hydroxidové skupiny připojené ke křemíku; Vzorce naznačují, že tyto kyseliny jsou protonovány formy poly oxyanionty .

Bylo charakterizováno několik hydroxo komplexů germania . Hydroxid cínatý II Sn (OH) 2 byl připraven v bezvodém médiu. Když se oxid cínu (II) ošetří zásadou, pyramidový hydroxo komplex Sn (OH)-
3se tvoří. Když se okyselí roztoky obsahující tento ion, ion [Sn 3 (OH) 4 ] 2+ je vytvořena společně s některými základními hydroxo komplexy. Struktura [Sn 3 (OH) 4 ] 2+ má trojúhelník atomů cínu spojený přemosťujícími hydroxidovými skupinami. Hydroxid cínatý není znám, ale lze jej považovat za hypotetickou kyselinu, ze které jsou stannáty vzorce [Sn (OH) 6 ] 2− odvozeny reakcí s (Lewisovým) zásaditým hydroxidovým iontem.

Hydrolýza Pb 2+ ve vodném roztoku je doprovázena tvorbou různých komplexů obsahujících hydroxo, z nichž některé jsou nerozpustné. Základní hydroxo komplex [Pb 6 O (OH) 6 ] 4+ je shluk šesti center olova s ​​vazbami kov -kov obklopující centrální oxidový iont. Šest hydroxidových skupin leží na tvářích dvou vnějších čtyřstěnů Pb 4 . V silně alkalických roztocích se tvoří rozpustné olovnaté ionty, včetně [Pb (OH) 6 ] 2− .

Další prvky hlavní skupiny

Fosfonová kyselina-2D-rozměry.png
Kyselina fosforečná-2D-Dimensions.png
Kyselina sírová-2D-rozměry.svg
Kyselina tellurová. Svg
Ortho-Periodsäure.svg
Kyselina xenová.png
Kyselina fosforečná Kyselina fosforečná Kyselina sírová Kyselina telurová Ortho - kyselina jodistá Kyselina xenová

Ve vyšších oxidačních stavech pniktogenů , chalkogenů , halogenů a vzácných plynů existují oxokyseliny, ve kterých je centrální atom připojen k oxidovým iontům a hydroxidovým iontům. Jako příklady lze uvést kyseliny fosforečné H 3 PO 4 , a kyseliny sírové H 2 SO 4 . V těchto sloučeninách se jedna nebo více hydroxidových skupin může disociovat uvolněním vodíkových kationtů jako ve standardní kyselině Brønsted -Lowry . Je známo mnoho oxokyselin síry a všechny obsahují OH skupiny, které se mohou disociovat.

Kyselina tellurová se často zapisuje vzorcem H 2 TeO 4 · 2 H 2 O, ale strukturálně je lépe popsána jako Te (OH) 6 .

Ortho kyselina -periodic může přijít o všechny protony, nakonec tvořit jodistanem iont [IO 4 ] - . Může být také protonován v silně kyselých podmínkách za vzniku oktaedrického iontu [I (OH) 6 ] + , čímž se dokončí izoelektronická řada, [E (OH) 6 ] z , E = Sn, Sb, Te, I; z = −2, −1, 0, +1. Další kyseliny, jodu (VII), které obsahují hydroxidových skupin, jsou známé, a to zejména na soli, jako je meso jodistanu iontů, který se vyskytuje v K 4 [I 2 O 8 (OH) 2 ] · 8H 2 O.

Jak je běžné mimo alkalické kovy, jsou hydroxidy prvků v nižších oxidačních stavech komplikované. Například kyselina fosforečná H 3 PO 3 má převážně strukturu OP (H) (OH) 2 , v rovnováze s malým množstvím P (OH) 3 .

Oxokyseliny chloru , bromu a jodu mají vzorec O n -1/2A (OH), kde n je oxidační číslo : +1, +3, +5 nebo +7 a A = Cl, Br nebo I. Jedinou oxokyselinou fluoru je F (OH), kyselina fluorovodíková . Když jsou tyto kyseliny neutralizovány, atom vodíku je odstraněn z hydroxidové skupiny.

Přechodové a post-přechodové kovy

Hydroxidy přechodných kovů a post-přechodových kovů mají obvykle kov v oxidačním stavu +2 (M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) nebo +3 (M = Fe, Ru, Rh, Ir) . Žádné nejsou rozpustné ve vodě a mnohé jsou špatně definovány. Jedním z komplikujících rysů hydroxidů je jejich tendence k další kondenzaci na oxidy, což je proces nazývaný olace . Hydroxidy kovů v oxidačním stavu +1 jsou také špatně definované nebo nestabilní. Například hydroxid stříbra Ag (OH) rozkládá spontánně na oxid (Ag 2 O). Hydroxidy mědi (I) a zlata (I) jsou také nestabilní, i když jsou známy stabilní adukty CuOH a AuOH. Polymerní sloučeniny M (OH) 2 a M (OH) 3 se obecně připravují zvýšením pH vodných roztoků odpovídajících kovových kationtů, dokud se hydroxid nevysráží z roztoku. Na druhé straně se hydroxidy rozpustí v kyselém roztoku. Hydroxid zinečnatý Zn (OH) 2 je amfoterní, tvořící tetrahydroxido zinečnatý ion Zn (OH)2-
4 v silně zásaditém roztoku.

Existuje mnoho smíšených ligandových komplexů těchto kovů s hydroxidovým iontem. Ve skutečnosti jsou tyto obecně lépe definovány než jednodušší deriváty. Mnoho lze vyrobit deprotonací odpovídajícího kovového aquo komplexu .

L n M (OH 2 ) + B ⇌ L n M (OH) + BH + (L = ligand, B = báze)

Vanadičná kyselina H 3 VO 4 ukazuje podobnost s kyseliny fosforečné H 3 PO 4 když má mnohem složitější vanadičnanu oxoanion chemie. Kyselina chromová H 2 CrO 4 , má podobnosti s kyselinou sírovou H 2 SO 4 ; Například, oba výrazy jsou soli s kyselinou + [HMO 4 ] - . Některé kovy, např. V, Cr, Nb, Ta, Mo, W, mají tendenci existovat ve vysokých oxidačních stavech. Spíše než k tvorbě hydroxidů ve vodném roztoku se převádějí na oxoskupiny procesem olace za vzniku polyoxometalátů .

Zásadité soli obsahující hydroxid

V některých případech produkty částečné hydrolýzy kovových iontů, popsané výše, lze nalézt v krystalických sloučeninách. Pozoruhodný příklad lze nalézt u zirkonia (IV). Díky vysokému oxidačnímu stavu jsou soli Zr 4+ ve velké míře hydrolyzovány ve vodě i při nízkém pH. Sloučenina původně formulovány jako ZrOCl 2 · 8H 2 O bylo zjištěno, že chlorid sůl tetramerní kationtu [Zr 4 (OH) 8 (H 2 O) 16 ] 8+ , ve kterém je čtverec Zr 4+ iontů s dvě hydroxidové skupiny přemosťující mezi atomy Zr na každé straně čtverce a se čtyřmi molekulami vody připojenými ke každému atomu Zr.

Minerál malachit je typickým příkladem zásaditého uhličitanu. Vzorec Cu 2 CO 3 (OH) 2 ukazuje, že je na půli cesty mezi uhličitanem měďnatým a hydroxidem měďnatým . Ve skutečnosti, v minulosti vzorec byl zapsán jako Cuco 3 · Cu (OH) 2 . Krystalická struktura se skládá z mědi, uhličitan a hydroxidové ionty. Minerální atacamit je příkladem zásaditého chloridu. Má vzorec Cu 2 Cl (OH) 3 . V tomto případě je prostředek je blíže k tomu hydroxidu než chloridu CuCI 2 · 3Cu (OH) 2 . Měď tvoří hydroxyfosfát ( libethenit ), arzenát ( olivenit ), síran ( brochantit ) a sloučeniny dusičnanů. Bílé olovo je základní uhličitan olovnatý (PbCO 3 ) 2 · Pb (OH) 2 , který byl používán jako bílý pigment kvůli své neprůhledné kvalitě, ačkoli jeho použití je nyní omezeno, protože může být zdrojem otravy olovem .

Strukturální chemie

Zdá se, že hydroxidový ion se volně otáčí v krystalech těžších hydroxidů alkalických kovů při vyšších teplotách, aby se prezentoval jako sférický ion s efektivním iontovým poloměrem přibližně 153 pm. Vysokoteplotní formy KOH a NaOH mají tedy strukturu chloridu sodného , která postupně zmrzne v monoklinicky zkreslené struktuře chloridu sodného při teplotách pod asi 300 ° C. Skupiny OH se stále otáčejí i při pokojové teplotě kolem svých os symetrie, a proto je nelze detekovat rentgenovou difrakcí . Forma NaOH při pokojové teplotě má strukturu jodidu thalia . LiOH má však vrstvenou strukturu tvořenou čtyřstěnnými jednotkami Li (OH) 4 a (OH) Li 4 . To je v souladu se slabě zásaditým charakterem LiOH v roztoku, což naznačuje, že vazba Li – OH má hodně kovalentní charakter.

Hydroxidový ion vykazuje válcovou symetrii v hydroxidech dvojmocných kovů Ca, Cd, Mn, Fe a Co. Například hydroxid hořečnatý Mg (OH) 2 ( brucite ) krystalizuje se strukturou vrstvy jodidu kademnatého s jakýmsi těsným uzavřením iontů hořčíku a hydroxidu.

Amfoterní hydroxid Al (OH) 3 má čtyři hlavní krystalické formy: gibbsit (nejstabilnější), bayerit , nordstrandite a doyleite . Všechny tyto polymorfy jsou tvořeny dvojitými vrstvami hydroxidových iontů-atomů hliníku na dvou třetinách oktaedrálních otvorů mezi těmito dvěma vrstvami-a liší se pouze v pořadí skládání vrstev. Struktury jsou podobné struktuře brucitu. Avšak zatímco strukturu brucitu lze popsat jako těsně zabalenou strukturu v gibbsitu, skupiny OH na spodní straně jedné vrstvy spočívají na skupinách níže uvedené vrstvy. Toto uspořádání vedlo k domněnce, že mezi OH skupinami v sousedních vrstvách existují směrové vazby. Jedná se o neobvyklou formu vodíkové vazby, protože by se dalo očekávat, že dva zúčastněné hydroxidové ionty budou směřovat od sebe. Atomy vodíku byly lokalizovány experimenty s difrakcí neutronů na α-AlO (OH) ( diaspore ). Vzdálenost O – H – O je velmi krátká, v 265 hodin; vodík není mezi atomy kyslíku v stejné vzdálenosti a krátká vazba OH svírá s linií O – O úhel 12 °. Podobný typ vodíkové vazby byl navržen pro jiné amfoterní hydroxidy, včetně Be (OH) 2 , Zn (OH) 2 a Fe (OH) 3 .

Řada směsných hydroxidů jsou známé stechiometrie A 3 M III (OH) 6 , A 2 M IV (OH) 6 , a AM V (OH) 6 . Jak naznačuje vzorec, tyto látky obsahují oktaedrické strukturní jednotky M (OH) 6 . Vrstvené dvojité hydroxidy mohou být reprezentovány vzorcem [Mz +
1− xM3+
x(ACH)
2] q + (X n - )
q / n· Y H
2O . Nejčastěji z  = 2 a M 2+ = Ca 2+ , Mg 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ nebo Zn 2+ ; tedy q  =  x .

Při organických reakcích

Hydroxid draselný a hydroxid sodný jsou dvě dobře známá činidla v organické chemii .

Základní katalýza

Hydroxidový ion může působit jako bazický katalyzátor . Báze abstrahuje proton ze slabé kyseliny za vzniku meziproduktu, který pokračuje v reakci s jiným činidlem. Běžnými substráty pro odběr protonů jsou alkoholy , fenoly , aminy a kyseliny uhličité . P K hodnota pro disociaci a C-H vazby, je velmi vysoká, ale pKa A alfa vodíky karbonylové sloučeniny jsou o 3 log jednotek nižší. Typické p K A hodnoty 16,7 na acetaldehydu a 19 aceton . Disociace může nastat v přítomnosti vhodné báze.

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

Zásada by měla mít AP K je hodnota není menší než asi 4 log jednotek menší nebo rovnovážný bude ležet téměř zcela na levé straně.

Hydroxidový ion sám o sobě není dostatečně silnou zásadou, ale lze jej převést na jeden přidáním hydroxidu sodného do ethanolu

OH - + ethanol ⇌ EtO - + H 2 O

k produkci ethoxidového iontu. PKa pro self-disociace ethanolu je asi 16, takže alkoxid iontů je dostatečně silná báze. Přidání alkoholu k aldehydu za vzniku hemiacetalu je příkladem reakce, která může být katalyzována přítomností hydroxidu. Hydroxid může také působit jako Lewisův katalyzátor.

Jako nukleofilní činidlo

Nukleofilní acylová substituce nukleofilem (Nu) a odstupující skupinou (L)

Hydroxidový ion je meziproduktem v nukleofilitě mezi fluoridovým iontem F - a amidovým iontem NH-
2. Hydrolýza esteru

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

také známý jako zmýdelnění je příkladem nukleofilní acylové substituce hydroxidovým iontem působícím jako nukleofil. V tomto případě je odstupující skupinou alkoxidový iont, který okamžitě odstraní proton z molekuly vody za vzniku alkoholu . Při výrobě mýdla se přidává chlorid sodný k vysolení sodné soli karboxylové kyseliny; toto je příklad aplikace společného iontového efektu .

Jiné případy, kdy hydroxid může působit jako nukleofilní činidlo, jsou amidová hydrolýza, Cannizzaroova reakce , nukleofilní alifatická substituce , nukleofilní aromatická substituce a při eliminačních reakcích . Reakčním médiem pro KOH a NaOH je obvykle voda, ale pomocí katalyzátoru fázového přenosu lze hydroxidový aniont rovněž převést do organického rozpouštědla, například při generování reaktivního meziproduktu dichlorkarbenu .

Poznámky

Reference

Bibliografie