Olen juuri aloittanut epäorgaanisen kemian koulussa ja olen juuri oppinut metalliakvaioneista ja niiden reaktioista vedessä. Opin, että $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ reagoi veteen menettämällä $ \ ce {H +} $ toimii Bronsted-Lowry-happona, joka tuottaa $ \ ce {H +} $ -ioneja. Tämän reaktion vuoksi voimme testata metalleja, kuten $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ reagoimalla sen kanssa $ \ ce {NaOH} $ . Tämä johtuu siitä, että $ \ ce {OH -} $ -ionit reagoivat $ \ ce {H +} $ ionit tuottivat tasapainon työntämisen oikealle muodostaen liukenemattoman sakan. Kysymykseni on, miksi reaktio loppuu tähän? Reaktio pysähtyy kerran $ \ ce {[Fe (OH) 2 (H2O) 4]} $ muodostuu, mikä on liukenematon sakka, mutta miksi se ei jatku muodostumista $ \ ce {[Fe (H2O) 3 (OH) 3] -} $ ja liukenee taas?
Kommentit
- Todellakin saostuu isn ’ t [Fe (OH) 2 (H2O) 4]. Sade alkaa siitä, mutta se ’ melko monimutkainen kondensaatio- / polymerointiprosessi.
Vastaa
Koska sanoit olet juuri aloittanut epäorgaanisen kemian koulussa, annan sinulle yksinkertaisemman käsityksen:
Yksinkertaisesti, monimutkaisen metalli-ionin keskellä on metalli-ioni useiden muiden molekyylien kanssa ( esim , $ \ ce {H2O} $ ) tai ioneja ( esim , $ \ ce {CN -} $ ). Kun aloitat monimutkaisten ionien (tai molekyylien) oppimisen, sinun on opittava, miksi $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (heksaakva-ionit) ovat happamia. Esimerkkejä ovat $ \ 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 +} $ jne. Ensimmäinen asia, jonka sinun on tiedettävä, on heksaaqua-ionien liuoksilla, joiden konsentraatio on sama, happamuusalue (liuoksen pH) vaihtelee, mikä riippuu paljon metallin varaustyypistä, ionisäteestä jne. Katso seuraava verkkosivulta otettu kaavio a40e38cdb9 ”>
Monimutkaiset metalli-ionit – heksaaqua-ionien happamuus .
Otetaan ”heksakvaironi (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ tyypillisenä kompleksionina. Ionin (oktaedrisen) rakenne on esitetty alla olevassa kaaviossa A ja kaaviossa selitys sen happamuudelle B (From Monimutkaiset metalli-ionit – heksaaqua-ionien happamuus ):
Tämä selitys annetaan visualisoimalla, että ionin 3+ varaus on kokonaan $ \ ce {Fe} $ keskellä. Kun jokin $ \ ce {O} $ yksinäisparista jokaisessa $ \ ce {H2O} $ muodostavat koordinaattisidoksen raudan kanssa, voidaan visualisoida, että nämä yksinäiset parit liikkuvat lähemmäs kohti $ \ ce {Fe} $ . Tällä on vaikutusta kaikkien kompleksin $ \ ce {OH} $ -elementtien elektroneihin (kuvittele kaikki $ \ ce {O} $ -atomilla on osittaisia positiivisia varauksia tämän elektroniliikkeen vuoksi). $ \ ce {O-H} $ -sidosten elektronit puolestaan vetävät puolestaan happea vieläkin enemmän tämän vuoksi. Jokainen $ \ ce {H} $ -ydin jätetään normaalia enemmän alttiiksi (verrattuna $ \ ce {H2O} $ -molekyylit liuoksessa). Kokonaisvaikutus on, että kukin $ \ ce {H} $ atomista on positiivisempi kuin tavallisissa vesimolekyyleissä. Siten 3+ -vara ei enää sijaitse kokonaan $ \ ce {Fe} $ -alueella, vaan se jakautuu koko ionille – suurimman osan siitä vetyatomeille. koordinoitu vesi.
$ \ ce {H} $ atomit, jotka on liitetty $ \ ce {H2O} $ ligandit ovat riittävän positiivisia, jotta ne voivat toimia Brønstedin happona ja ne voidaan vetää pois happo-emäksisessä reaktiossa, johon $ \ ce {H2O} $ -molekyylit osallistuvat. ratkaisu seuraavan yhtälöjärjestyksen mukaisesti, joka kuvaa prosessin kolmea ensimmäistä vaihetta: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$
Kuten näette, prosessi johtaa monimutkaiseen toimintaan ilman veloitusta kolmannen vaiheen jälkeen. Tätä kompleksia kuvataan nimellä Neutraali kompleksi . Koska sillä ei ole varausta, se ei liukene vedessä missään määrin ja saostuu muodostuessaan. Katso alla olevasta kaaviosta värikuva $ \ ce {[NaOH} $ , $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ ja $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ .
Fe (III) Vastaa
Tämä on melko mielenkiintoinen kysymys. Ensinnäkin, olet oikeassa, jos satut joskus näkemään keltaista $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ ratkaisu, joka ei ollut puhdasta vesikompleksia, mutta todennäköisemmin $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Todellinen Esimerkiksi $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , kuten se on muodostettu kons. $ \ ce {HNO3} $ tai $ \ ce {HClO4} $ on oikeastaan jonkin verran violetti. Kutsumme näitä yhdisteitä kationisiksi hapoiksi. Joten vesikompleksit toimivat hapoina ja deprotonoituvat vedessä. $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ -esimerkissäsi se on melkein sama. Luen usein opiskelijaraporteista, että jos esimerkiksi hexaqua-kompleksi on käsiteltiin pohjalla, $ \ ce {OH ^ -} $ vaihtaisi yhdeksi vesiligandiksi. Monet päättelivät sitten, että $ \ ce {OH ^ -} $ piti olla spektrokemiallisten sarjojen vahvempi ligandi. Tämä on tietysti väärä eikä liity toisiinsa tässä. Ainakin minulle on paljon loogisempaa, että koordinoimalla vesi pääsee lähemmäksi voimakkaasti ladattua metallikeskusta. Mutta se tarkoittaa, että $ \ ce {H} $ kohtaa $ \ ce {H2O} $ ja metallikeskus, koska molemmilla on positiivinen (muodollinen) varaus. Tämä helpottaa paljon helpompaa päästä tukikohdasta irrotettavaksi.
Mutta miksi tämä pysähtyy joissakin kohdissa? Esitin saman kysymyksen esimerkille $ \ ce {B eO} $ reagoi $ \ ce {OH ^ -} $ kanssa muodostaen $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Miksi amfoteeri berylliumoksidi muodostaa marjalaatin, kun $ \ ce {MgO} $ – $ \ ce {BaO} $ eivät näytä tätä kykyä? Kesti melko kauan löytää vastauksen tähän. Cartledge on yhtälö, joka yrittää kuvata tätä ilmiötä:
$$ \ ce {Φ = z / r} $$
Missä Φ on ionipotentiaali, z varaus ja r säde. Jos $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ on pienempi kuin 2,2, ionia pidetään emäksisenä, yli 3,2 sitä pidetään happamana. keskellä, sitä pidetään amfoteerisena. Mitä tuo tarkoittaa? Näyttää siltä, että säteen ja varauksen suhde on olemassa. Pienet, erittäin varautuneet ionit näyttävät polarisoivan ympäröiviä vesimolekyylejä niin paljon, että ne menettävät nopeasti protonin.
Sinun tapauksessamme emme puhu nimenomaan oksideista, mutta luulen, että jotain vastaavaa pitäisi tapahtua. Metallin korkea varaus ja se, että $ \ ce {Fe} $ on jo d-rivin keskellä, jossa atomisäteet pienenevät rivillä riittää aiheuttamaan vieläkin enemmän deprotonaatiota, tällä kertaa ehkä ei ympäröivistä vesimolekyyleistä, kuten $ \ ce {BeO} $ , mutta niistä, jotka on jo liitetty metallikeskus. Jossain vaiheessa se vaatii lisäapua, jota tapahtuu, kun pH nousee. Ja itse asiassa $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ näyttää olevan olemassa.
Oletan, että vertailu $ \ ce {BeO} $ saattaa olla vähän haettu, mutta se olisi todellinen esimerkki voi nähdä, kuinka varauksen ja säteen suhde vaikuttaa tapaan, jolla liukoiset hydrokompleksit muodostuvat.
Kommentit
- Voitteko antaa $ \ ce {Na4Fe (OH) 6}: lle muita viitteitä kuin usein ongelmat muodostavat oppikirjaongelmat $?
- Hyvä kysymys. Se mainitaan Riedel – Anorganische Chemie -lehdessä ja entisen Holleman Wibergin uudessa versiossa. Mutta tarkistan Gmelinin raudalla myöhemmin.