Je Fe (OH) 2 rozpustný v alkáliích?

Protože jste řekl, že právě začali s anorganickou chemií ve škole, poskytnu vám jednodušší vhled:

Jednoduše, komplexní kovový ion má ve svém středu kovový ion s řadou dalších molekul ( např. , $ \ ce {H2O} $ ) nebo ionty ( např. , $ \ ce {CN -} $ ) obklopující to. Když se začnete učit složité ionty (nebo molekuly), musíte se naučit, proč složité ionty typu $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (hexaaqua ionty) jsou kyselé. Příklady jsou $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ , $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , $ \ ce {[Cu (H2O) 6] ^ 2 +} $ , $ \ ce {[Co (H2O) 6] ^ 2 +} $ , $ \ ce {[Ni (H2O) 6] ^ 2 +} $ , $ \ ce {[V (H2O) 6] ^ 2 +} $ atd. První věc, kterou potřebujete vědět, je roztoky hexakvakových iontů se stejnou koncentrací mají různé rozmezí kyselosti (pH roztoku), které hodně závisí na typu náboje kovu, iontovém poloměru atd. Viz následující graf extrahovaný z webové stránky, Komplexní kovové ionty – kyselost iontů Hexaaqua .

Pojďme vzít hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ jako typický komplexní ion. Struktura iontu (oktaedrického) je uvedena v diagramu A níže a vysvětlení jeho kyselosti je uvedeno v diagramu B (od komplexních kovových iontů – kyselost iontů hexaaqua ):

Toto vysvětlení je dáno vizualizací 3+ náboje iontu, který je umístěn zcela na $ \ ce {Fe} $ ve středu. Když jeden z osamělých párů na $ \ ce {O} $ každého $ \ ce {H2O} $ vytvoří souřadnicové spojení se železem, lze si představit, že tyto osamělé páry se přibližují k $ \ ce {Fe} $ . To má vliv na elektrony ve všech $ \ ce {OH} $ vazbách v komplexu (představte si všechny $ \ ce {O} $ atomy mají díky tomuto pohybu elektronů částečné kladné náboje). Elektrony vazeb $ \ ce {O-H} $ se díky tomu zase přitahují ke kyslíku ještě více než obvykle. To ponechá každé $ \ ce {H} $ jádro exponovanější než obvykle (ve srovnání s $ \ ce {H2O} $ molekul v roztoku). Celkový efekt je takový, že každý z $ \ ce {H} $ atomů je pozitivnější než v běžných molekulách vody. Náboj 3+ tedy již není zcela umístěn na $ \ ce {Fe} $ , ale je rozložen po celém iontu – hodně z toho na atomy vodíku koordinovaná voda.

$ \ ce {H} $ atomy připojené k $ \ ce {H2O} $ ligandy jsou dostatečně pozitivní, aby mohly působit jako Brønstedova kyselina a lze je odvést v acidobazické reakci zahrnující $ \ ce {H2O} $ molekuly v řešení podle následující posloupnosti rovnic ilustrujících první tři fáze procesu: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Jak vidíte, proces po třetí fázi skončí komplexem bez poplatků. Tento komplex je popisován jako neutrální komplex . Protože nemá žádný náboj, nerozpouští se ve vodě v žádném rozsahu a při tvorbě se bude srážet. Barevné schéma reakce $ \ ce je uvedeno níže. {[NaOH} $ s $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ a $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , v uvedeném pořadí.

Toto je docela zajímavá otázka. Nejprve máte pravdu, pokud jste někdy náhodou uviděli žlutý $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ řešení, které nebylo čistým aquakomplexem, ale spíše $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Skutečné $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ například, jako by byl vytvořen v konc. $ \ ce {HNO3} $ nebo $ \ ce {HClO4} $ je vlastně trochu fialová. Tyto sloučeniny nazýváme kationtové kyseliny. Takže aqua-komplexy budou působit jako kyseliny a ve vodě budou deprotonovány. Pro váš příklad $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ je to skoro to samé. Ve zprávách studentů jsem často četl, že pokud je například komplex hexaqua ošetřeno základnou, $ \ ce {OH ^ -} $ by se vyměnilo za jeden vodní ligand. Mnozí poté dospěli k závěru, že $ \ ce {OH ^ -} $ musel být silnějším ligandem ve spektrochemické sérii. To je samozřejmě špatné a nesouvisí to zde. Co je mnohem logičtější, alespoň pro mě je, že koordinací se voda přiblíží k vysoce nabitému kovovému středu. To ale znamená, že v $ \ ce {H} $ je odpor $ \ ce {H} $ math-container „> $ \ ce {H2O} $ a centrum kovů, protože oba mají kladný (formální) náboj. Díky tomu je mnohem snazší deprotonovat základnu.

Ale proč se to v některých bodech zastaví? Položil jsem si stejnou otázku pro příklad $ \ ce {B eO} $ reaguje s $ \ ce {OH ^ -} $ a vytvoří $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Proč amfoterní oxid berylnatý vytváří berrylát, zatímco $ \ ce {MgO} $ do $ \ ce {BaO} $ neukazují tuto schopnost? Trvalo mi docela dlouho, než jsem na to našel odpověď. Podle Cartledge existuje rovnice, která se pokouší popsat tento jev:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Kde Φ je iontový potenciál, z náboj a r poloměr. Pokud je $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ menší než 2,2, považuje se ion za zásadní, nad 3,2 se považuje za kyselý. uprostřed, je to považováno za amfoterní. Co to znamená? Zdá se, že existuje poměr poloměru k nabití. Zdá se, že malé, vysoce nabité ionty polarizují molekuly okolní vody natolik, že rychle ztratí proton.

Ve vašem případě nemluvíme konkrétně o oxidech, ale myslím, že by se mělo něco podobného stát. Vysoký náboj na kovu a skutečnost, že $ \ ce {Fe} $ je již uprostřed d-řady, kde by měly být atomové poloměry podél řady dost na to, aby skutečně způsobily ještě větší deprotonaci, tentokrát možná ne okolních molekul vody jako v případě $ \ ce {BeO} $ , ale ty, které jsou již ligovány kovový střed. V určitém okamžiku to bude vyžadovat další pomoc, ke které dojde, když se zvýší pH. A ve skutečnosti pro $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ zřejmě existuje.

Myslím, že srovnání s $ \ ce {BeO} $ může být trochu přitažené za vlasy, ale byl by to skutečný příklad, kdy může vidět, jak poměr náboje k poloměru působí na způsob, jakým se tvoří rozpustné hydroxokomplexy.

Komentáře

• Můžete uvést odkaz, kromě problémů s učebnicemi, které často dělají věci, pro $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
• Dobrá otázka. Je zmíněn v Riedel – Anorganische Chemie a v novém vydání bývalého Hollemana Wiberga. Ale Gmelin na železě zkontroluji později.