Idrossido: differenze tra le versioni

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Gli '''idrossidi''' sono [[composto chimico|composti]] [[Sale|salini]] ternari formaticostituiti da un [[metallo]], [[ossigeno]] e [[idrogeno]] ede hanno [[formula chimica|formula]] generale M(OH)_n, dove n è il numero di [[gruppo funzionale|gruppi]] [[Ione|anione]] [[ione idrossido|idrossido]]<ref>secondo la nomenclatura IUPAC 2000 e 2005, l'uso del termine ''ossidrile'' è deprecato.</ref> (OH^-) legati al metallo (NO "ossidrile", secondo nomenclatura IUPAC[[catione]] 2000 e 2005)metallico. Gli idrossidi disciolti nell'acqua, dissociandosi, rilasciano il gruppo OH^- e uno ione metallico positivo.

[[File:Hydroxide lone pairs-2D.svg|thumb|upright=0.7|Formula di struttura di uno ione idrossido (OH^-). Sono indicati anche i [[lonedoppietti pair]]elettronici sull'atomo di ossigeno.]]

[[File:Hydroxide-3D-vdW.png|thumb|upright=0.7|Rappresentazione 3D di uno ione idrossido (OH^-).]]

Sono tutti [[base (chimica)|basi]] di [[Svante Arrhenius|Arrhenius]] più o meno forti e si possono formare tramite reazione formale tra l'[[acqua]] e un [[ossido basico]], come negli esempi:

<chem>Na2O + H2O -> 2NaOH </chem>

Na₂O + H₂O → 2NaOH

<chem>CaO + H<subH2O ->2</sub>O → Ca(OH)<sub>2 </subchem>

Al₂O_{3</subchem>Al2O3 + 3H<sub3H2O ->2}O → 2Al(OH)<sub>3</subchem>

== Nomenclatura ==

La nomenclatura è tradizionale o [[Unione internazionale di chimica pura e applicata|IUPAC]].

La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha le seguenti regole per nominare gli idrossidi:<ref>[http://www.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf IUPAC RED Book, definizione di "idrossido"]</ref>

* Vengono chiamati ''Idrossido di...'' seguito dal nome del metallo.

* Se il metallo può formare idrossidi in cui ha diversi stati di ossidazione ci sono vari modi di chiamarli:

:** ''Idrossido di...'' seguito dal nome del metallo e dal suo numero di ossidazione

:** Anteponendo a ''Idrossido di (Metallo)'' un prefisso che indica il numero di ossidrili a cui il metallo è legato (di-, tri-, tetra-, ecc...).

La nomenclatura tradizionale invece, segue queste regole:

* Se il metallo con cui è formato il legame ha un solo numero di ossidazione, si indica con ''Idrossido di ...'' seguito dal nome del metallo.

* Se invece il metallo possiede più ossidazioni, allora si usa scrivere ''Idrossido ...'' seguito dal nome del metallo con suffisso ''-ico'' o ''-oso'' ada indicare rispettivamente il più alto ede il più basso tra i numeri di ossidazione più comunemente utilizzati del metallo stesso (in alcune tavole, i numeri di ossidazione sono disposti secondo importanza, per cui basterà considerare i primi due numeri positivi indicati, in quanto il gruppo ossidrilico assume sempre un numero di ossidazione complessivo di -1).

Ad esempio il ferro può avere numero di ossidazione +2 o +3 e dare i rispettivi idrossidi:

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== Caratteristiche degli idrossidi: la basicità e gli equilibri di precipitazione ==

Gli idrossidi sono dei sistemi basici cioè in grado di rilasciare anioni idrossido OH^- in [[soluzione acquosa]] (teoria acido base di Arrhenius), di accettare protoni (H⁺) in qualsiasi tipo di solvente (teoria acido-base di Bronsted-Lowry) o di donare un [[doppietto elettronico]] (teoria acido-base di Lewis). Per questi sistemi esiste quindi un equilibrio acido-base governato da una costante termodinamica K_T funzione dell'attività delle specie in soluzione e che può essere separata in due costanti: una costante dipendente dalle concentrazioni delle specie in soluzione e una costante dipendente dai coefficienti di attività ionica delle specie in soluzione:

:K_T = K_eq x K_γ

L'equilibro della nostra specie basica (l'idrossido) quindi è:

:M(OH)= M⁺ + OH^-

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:K_γ = γ_M⁺ x γ_OH⁺ / γ_M(OH)

γ è il coefficiente di attività ionica dipendente dalla carica degli ioni, dalla temperatura della soluzione (T), dalla costante dielettrica del solvente (D), da un termine correttivo (B) e dalla forza ionica delle specie in soluzione (u) e questi coefficienti di attività ionica per una specie possono essere ricavati tramite la legge di Debye-Hückel. Da ricordare che in soluzione non si possono isolare ioni né tanto è possibile conoscere il coefficiente di attività per un singolo ione. Però per soluzioni diluite si è visto che i coefficienti di attività ionica γ tendono tutti a 1 quindi è possibile effettuare un'approssimazione e considerare per il nostro equilibrio acido-base o di precipitazione la sola costante di equilibrio dipendente dalle concentrazioni e ciò ci permette di lavorare con le concentrazioni e conoscere pH, descrivere curve acido-base, etc..ecc. perché altrimenti per soluzioni fortemente concentrate a partire da 1M in su entra in gioco la forza ionica e quindi i coefficienti di attività non tendono più a 1 quindi bisogna calcolarli con la legge di Debye-Hückel e nonostante ciò si ottengono risultati che scartano abbastanza dal valor vero. Quindi:

:K_eq = [M⁺] x [OH^-]/[M(OH)]

Generalmente le specie neutre come M(OH) in soluzione acquosa si presentano sotto forma di precipitato in quanto hanno un basso prodotto di solubilità e quindi il sistema acqua non è in grado di rompere la molecola dell'idrossido per poterla scindere in catione e anione. Quindi per la specie M(OH) neutra che si presenta sotto forma di precipitato essendo appunto un solido, la sua attività sarà unitaria quindi avremo:

Quindi per la specie M(OH) neutra che si presenta sotto forma di precipitato essendo appunto un solido, la sua attività sarà unitaria quindi avremo:

:K_eq = [M⁺] x [OH^-]

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:K_eq = [M⁺⁺] x [OH^-]²

Le basi, in generale, possono essere classificate anche come basi mono-basiche , cioè in grado di accettare un protone (soda caustica o idratoidrossido di sodio, NaOH) o poli-basiche, cioè in grado di accettare più protoni (es. idrossido di calcio Ca(OH)₂ ). Possono inoltre essere basi forti se sono completamente dissociate in soluzione (ovvero quando l'equilibrio è spostato totalmente a destra) o basi deboli quando la dissociazione è parziale, portando alla formazione di un [[equilibrio chimico]]. Diverso è il discorso per i composti ionici. Essendo che gli idrossidi sono composti ionici (e come tali in soluzione possono presentarsi solo nella loro forma dissociata, indipendentemente dalla solubilità, con un eventuale corpo di fondo -che non partecipa mai all'equilibrio chimico della soluzione- quando essa risulta bassa), la loro "forza" come basi risulta più che altro in funzione del grado di solubilità: NaOH (idrossido di sodio), ad esempio, viene considerato una base forte in virtù della sua alta solubilità come composto ionico.

== Lista degli idrossidi più comuni ==

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* [[Ossido]]

* [[Gruppo ossidrilico]]

*[[Nomenclatura chimica inorganica]]

== Altri progetti ==

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== Collegamenti esterni ==

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