Idrossido

Gli idrossidi sono composti salini ternari costituiti da un metallo, ossigeno e idrogeno e hanno formula generale M(OH)_n, dove n è il numero di gruppi anione idrossido (OH^-) legati al catione metallico. Gli idrossidi disciolti nell'acqua, dissociandosi, rilasciano il gruppo OH^- e uno ione metallico positivo.

Formula di struttura di uno ione idrossido (OH^-). Sono indicati anche i doppietti elettronici sull'atomo di ossigeno.

Rappresentazione 3D di uno ione idrossido (OH^-).

Sono tutti basi di Arrhenius più o meno forti e si possono formare tramite reazione formale tra l'acqua e un ossido basico, come negli esempi:

${\ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}$

${\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}$

${\ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al(OH)3}}$

Nomenclatura

La nomenclatura è tradizionale o IUPAC.

La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha le seguenti regole per nominare gli idrossidi:

• 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 a indicare rispettivamente il più alto e 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:

• Fe(OH)₂ di-idrossido di ferro, idrossido di ferro(II), idrossido ferroso
• Fe(OH)₃ tri-idrossido di ferro, idrossido di ferro(III), idrossido ferrico

Categoria degli idrossidi

Gli idrossidi essenzialmente sono costituiti da elementi del primo e del secondo gruppo della tavola periodica quindi con i metalli alcalini e alcalino-terrosi e dai sistemi atomici anfoteri. Un esempio di idrossido di un sistema atomico anfotero è Al(OH)₃ tri-idrossido di alluminio o idrossido di alluminio(III) (o ancora idrossido alluminico, obsoleto).

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^-

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, 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:

K_eq = [M⁺] x [OH^-]

Questa è la legge che governa l'equilibrio di solubilità di una specie generica M(OH). Se la specie fosse stata M(OH)₂ l'equilibrio viene scritto in questo modo:

M(OH)₂= M(OH)⁺ + OH^- = M²⁺ + 2OH^-

e la costante di equilibrio:

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 idrossido 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

• Idrossido di litio
• Idrossido di sodio (conosciuto anche come "soda caustica")
• Idrossido di potassio (conosciuto anche come "potassa caustica")
• Idrossido di rubidio
• Idrossido di cesio
• Idrossido di berillio
• Idrossido di magnesio
• Idrossido di calcio (conosciuto anche come "calce spenta")
• Idrossido di stronzio
• Idrossido di bario
• Idrossido di alluminio
• Idrossido di gallio
• Idrossido di indio
• Idrossido di stagno

Bibliografia

• Freiser & Fernando "Gli equilibri ionici nella chimica analitica" Ed. Piccin
• Kolthoff, I.M. Elving, P. "Treatise on analytical chemistry" (adesso anche nella versione italiana)

Voci correlate

• Base (chimica)
• Ossido
• Gruppo ossidrilico
• Nomenclatura chimica inorganica

Altri progetti

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Collegamenti esterni

• (EN) hydroxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.