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]] ed hanno [[formula chimica|formula]] generale M(OH)_n, dove n è il numero di [[gruppo funzionale|gruppi]] [[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 [[lone pair]] sull'atomo di ossigeno.]]

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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...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 possono essere classificate anche come basi mono-basiche , cioè in grado di accettare un protone (soda caustica o idrato 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]].

== Lista degli idrossidi più comuni ==