Jeg er lige begyndt med uorganisk kemi i skolen, og jeg har lige lært om metalvandvand og hvordan de reagerer i vand. Jeg lærte, at $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ reagerer i vand ved at miste en $ \ ce {H +} $ fungerer som en Bronsted-Lowry-syre, der producerer $ \ ce {H +} $ -ioner. På grund af denne reaktion kan vi teste for metaller som $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ ved at reagere med $ \ ce {NaOH} $ . Dette skyldes, at $ \ ce {OH -} $ ioner reagerer med $ \ ce {H +} $ producerede ioner skubber ligevægten til højre og danner et uopløseligt bundfald. Mine spørgsmål er, hvorfor stopper reaktionen der? Reaktionen stopper en gang $ \ ce {[Fe (OH) 2 (H2O) 4]} $ dannes, hvilket er det uopløselige bundfald, men hvorfor fortsætter det ikke med at danne $ \ ce {[Fe (H2O) 3 (OH) 3] -} $ og blive opløselig igen?
Kommentarer
- Faktisk udfældning er ikke ‘ t [Fe (OH) 2 (H2O) 4]. Nedbør starter med det, men det ‘ er temmelig kompleks kondensations- / polymeriseringsproces.
Svar
Da du sagde dig er lige begyndt med uorganisk kemi i skolen, giver jeg dig en smule enklere indsigt:
Simpelthen har en kompleks metalion en metalion i centrum med et antal andre molekyler ( f.eks , $ \ ce {H2O} $ ) eller ioner ( f.eks , $ \ ce {CN -} $ ) omkring det. Når du begynder at lære komplekse ioner (eller molekyler), skal du lære hvorfor komplekse ioner af typen $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (hexaaqua-ioner) er sure. Eksempler er $ \ 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 +} $ osv. Den første ting du skal vide er opløsninger af hexaaqua-ioner med lige koncentrationer har varierende surhedsgrad (opløsningens pH), som afhænger meget af metaltypens ladning, ionradius osv. Se følgende graf udvundet fra websiden, Komplekse metalioner – Surheden af Hexaaqua-ionerne .
Lad os tage hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ som typisk kompleks ion. Ionens struktur (oktaedrisk) er angivet i diagrammet A nedenfor og en forklaring på dens surhed er angivet i diagrammet B (Fra Komplekse metalioner – Surheden af Hexaaqua-ionerne ):
Denne forklaring gives ved at visualisere, at ionens 3+ ladning er placeret helt på $ \ ce {Fe} $ i midten. Når en af ensomme par på $ \ ce {O} $ for hver $ \ ce {H2O} $ danner en koordinatbinding med strygejernet, det kan visualiseres, at disse ensomme par bevæger sig tættere på $ \ ce {Fe} $ . Det har en effekt på elektronerne i alle $ \ ce {OH} $ obligationer inden for komplekset (forestil dig alle $ \ ce {O} $ atomer har delvis positive ladninger på grund af denne elektronbevægelse). Elektronerne fra $ \ ce {O-H} $ binder til gengæld trukket mod ilt endnu mere end normalt på grund af dette. Det efterlader hver $ \ ce {H} $ kerne mere eksponeret end normalt (sammenlignet med den i $ \ ce {H2O} $ molekyler i løsningen). Den samlede effekt er, at hvert af $ \ ce {H} $ atomer er mere positivt end det er i almindelige vandmolekyler. Således er 3+ ladningen ikke længere placeret helt på $ \ ce {Fe} $ men spredt ud over hele ionen – meget af det på hydrogenatomerne i koordineret vand.
$ \ ce {H} $ atomer knyttet til $ \ ce {H2O} $ ligander er tilstrækkeligt positive til at de kan fungere som Brønsted-syre og kan trækkes ud i en syre-base-reaktion, der involverer $ \ ce {H2O} $ molekyler i opløsning ifølge følgende ligningssekvens, der illustrerer de første tre trin i processen: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$
Som du ser, ender processen med et kompleks uden beregning efter det tredje trin. Dette kompleks beskrives som et Neutral Complex . Fordi den ikke har nogen ladning, opløses den således ikke i vand i noget omfang og udfældes, når den dannes. Se nedenstående diagram for farveillustration af reaktionen af $ \ ce {[NaOH} $ med $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ og $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , henholdsvis.
Fe (III)
Svar
Dette er et ret interessant spørgsmål. Først og fremmest har du ret, hvis du nogensinde har set en gul $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ løsning, der ikke var noget rent vandkompleks, men mere sandsynligt $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Den virkelige $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ for eksempel, som om den er dannet i konc. $ \ ce {HNO3} $ eller $ \ ce {HClO4} $ er faktisk noget lilla. Vi kalder disse forbindelser kationiske syrer. Så vandkomplekserne fungerer som syrer og deprotoneres i vand. For dit $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ eksempel er det stort set det samme. Jeg læser ofte i elevrapporter, at hvis for eksempel et hexaqua-kompleks er behandlet med en base ville $ \ ce {OH ^ -} $ bytte til en vandligand. Mange konkluderede derefter at $ \ ce {OH ^ -} $ måtte være den stærkeste ligand i den spektrokemiske serie. Dette er selvfølgelig forkert og ikke relateret til hinanden her. Hvad der er langt mere logisk, i det mindste for mig er, at ved koordinering kommer vandet tættere på det stærkt ladede metalcenter. Men det betyder, at der er en frastødning fra $ \ ce {H} $ i $ \ ce {H2O} $ og metalcentret, da begge har en positiv (formel) opladning. Dette gør det meget lettere at blive deprotoneret af en base.
Men hvorfor stopper dette på nogle punkter? Jeg stillede mig det samme spørgsmål til eksemplet med $ \ ce {B eO} $ reagerer med $ \ ce {OH ^ -} $ for at danne $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Hvorfor danner Berylliumoxid amfoterisk et berrylat, mens $ \ ce {MgO} $ til $ \ ce {BaO} $ viser ikke denne evne? Det tog mig et stykke tid at finde et svar på dette. Der er en ligning af Cartledge, der forsøger at beskrive dette fænomen:
$$ \ ce {Φ = z / r} $$
Hvor Φ er det ioniske potentiale, z ladningen og r radius. Hvis $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ er mindre end 2,2, betragtes ionen som basisk, over 3,2 anses den for at være sur. i midten betragtes det som amfoterisk. Hvad betyder det? Det ser ud til, at der er et forhold mellem radius og opladning. Små, meget ladede ioner ser ud til at polarisere de omgivende vandmolekyler så meget, at de hurtigt mister en proton.
I dit tilfælde taler vi ikke specifikt om oxider, men jeg antager, at der skal ske noget lignende. Den høje ladning på metallet og det faktum, at $ \ ce {Fe} $ allerede er i midten af d-rækken, hvor atomare radier falder langs rækken skal være nok til faktisk at forårsage endnu mere deprotonering, denne gang måske ikke af omgivende vandmolekyler som i tilfældet med $ \ ce {BeO} $ men dem, der allerede er ligeret til metalcentret. På et tidspunkt vil det kræve yderligere hjælp, der sker, når pH-værdien øges. Og faktisk for $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ en $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ synes at eksistere.
Jeg antager, at sammenligningen med $ \ ce {BeO} $ måske er lidt langt hentet, men det ville være et faktisk eksempel, hvor du kan se, hvordan forholdet mellem ladning og radius virker på den måde, hvorpå opløselige hydroxokomplekser dannes.
Kommentarer
- Kan du give en reference, bortset fra lærebogsproblemer, der ofte udgør ting for $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
- Godt spørgsmål. Det nævnes i Riedel – Anorganische Chemie og den nye udgave af den tidligere Holleman Wiberg, der eksisterede. Men jeg vil kontrollere Gmelin på jern senere.