Le Fe (OH) 2 est-il soluble dans les alcalis?

Puisque vous avez dit que vous Je viens de commencer la chimie inorganique à lécole, je vous donne un aperçu plus simple:

Simplement, un ion métallique complexe a un ion métallique en son centre avec un certain nombre dautres molécules ( par exemple , $ \ ce {H2O} $ ) ou des ions ( eg , $ \ ce {CN -} $ ) qui lentoure. Lorsque vous commencez à apprendre des ions complexes (ou des molécules), vous devez apprendre pourquoi les ions complexes du type $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (ions hexaaqua) sont acides. Des exemples sont, $ \ 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 +} $ , etc. La première chose que vous devez savoir est la les solutions dions hexaaqua avec des concentrations égales ont une plage dacidité variable (pH de la solution), qui dépend beaucoup du type de charge du métal, du rayon ionique, etc. Voir le graphique suivant extrait de la page Web, Ions métalliques complexes – Lacidité des ions hexaaqua .

Prenons lhexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ comme ion complexe typique. La structure de lion (octaédrique) est donnée dans le diagramme A ci-dessous et une explication de son acidité est donnée dans le diagramme B (From Ions métalliques complexes – Lacidité des ions hexaaqua ):

Cette explication est donnée en visualisant que la charge 3+ de lion se trouve entièrement sur $ \ ce {Fe} $ au centre. Lorsquune seule paire sur le $ \ ce {O} $ de chaque $ \ ce {H2O} $ forment une liaison coordonnée avec le fer, on peut visualiser que ces paires isolées se rapprochent de $ \ ce {Fe} $ . Cela a un effet sur les électrons dans toutes les liaisons $ \ ce {OH} $ au sein du complexe (imaginez toutes les $ \ ce Les atomes {O} $ ont des charges positives partielles en raison de ce mouvement délectrons). Les électrons des liaisons $ \ ce {O-H} $ , à leur tour, sont attirés vers loxygène encore plus que dhabitude à cause de cela. Cela laisse chaque noyau $ \ ce {H} $ plus exposé que la normale (par rapport à celui de $ \ ce {H2O} $ dans la solution). Leffet global est que chacun des atomes $ \ ce {H} $ est plus positif que dans les molécules deau ordinaires. Ainsi, la charge 3+ nest plus entièrement située sur $ \ ce {Fe} $ mais répartie sur tout lion – une grande partie sur les atomes dhydrogène de eau coordonnée.

Les atomes $ \ ce {H} $ attachés à $ \ ce {H2O} $ ligands sont suffisamment positifs pour pouvoir agir comme acide de Brønsted et peuvent être retirés dans une réaction acide-base impliquant des molécules $ \ ce {H2O} $ dans le solution selon la séquence déquations suivante illustrant les trois premières étapes du processus: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Comme vous le voyez, le processus se termine par un complexe sans frais après la troisième étape. Ce complexe est décrit comme un Complexe neutre . Parce quil na pas de charge, il ne se dissout dans leau dans aucune mesure et précipitera au fur et à mesure de sa formation. Voir le diagramme ci-dessous pour une illustration en couleur de la réaction de $ \ ce {[NaOH} $ avec $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ et $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , respectivement.

Cest une question assez intéressante. Tout dabord, vous avez raison, si vous avez déjà vu un $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ solution qui nétait pas un pur complexe aquatique, mais plus probable $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Le réel $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ par exemple, comme il est formé dans conc. $ \ ce {HNO3} $ ou $ \ ce {HClO4} $ est en fait un peu violet. Nous appelons ces composés acides cationiques. Ainsi, les aqua-complexes agiront comme des acides et se déprotoneront dans leau. Pour votre exemple de $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ , cest à peu près la même chose. Je lis souvent dans les rapports des élèves que, si par exemple un complexe hexaqua est traité avec une base que $ \ ce {OH ^ -} $ échangerait contre un ligand deau. Beaucoup ont alors conclu que $ \ ce {OH ^ -} $ devait être le ligand le plus fort de la série spectrochimique. Cest, bien sûr, faux et sans rapport entre eux. Ce qui est bien plus logique, du moins pour moi, cest, que par coordination, leau se rapproche du centre métallique hautement chargé. Mais cela signifie quil y a une répulsion du $ \ ce {H} $ dans $ \ ce {H2O} $ et le centre du métal car les deux ont une charge positive (formelle). Cela rend beaucoup plus facile de devenir déprotoné par une base.

Mais pourquoi ça sarrête à certains moments? Je me suis posé la même question pour lexemple de $ \ ce {B eO} $ réagissant avec $ \ ce {OH ^ -} $ pour former $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Pourquoi loxyde de béryllium est amphotère formant un berrylate alors que $ \ ce {MgO} $ à $ \ ce {BaO} $ ne montre pas cette capacité? Il ma fallu un certain temps pour trouver une réponse à cela. Il existe une équation de Cartledge qui tente de décrire ce phénomène:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Où Φ est le potentiel ionique, z la charge et r le rayon. Si $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ est inférieur à 2,2, lion est considéré comme basique, au-dessus de 3,2, il est considéré comme acide. au milieu, il est considéré comme amphotère. Quest-ce que cela signifie? Il semble quil y ait un rapport rayon / charge. Les petits ions hautement chargés semblent polariser tellement les molécules deau environnantes quils perdent rapidement un proton.

Dans votre cas, nous ne parlons pas spécifiquement doxydes mais je suppose que quelque chose de similaire devrait se produire. La charge élevée sur le métal et le fait que $ \ ce {Fe} $ est déjà au milieu de la ligne d où les rayons atomiques diminuent le long de la ligne devrait être assez pour provoquer encore plus de déprotonation, cette fois peut-être pas des molécules deau environnantes comme dans le cas de $ \ ce {BeO} $ mais celles qui sont déjà liées à le centre métallique. À un moment donné, il faudra une aide supplémentaire qui se produit lorsque le pH est augmenté. Et en fait pour $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ semble exister.

Je suppose que la comparaison avec le $ \ ce {BeO} $ est peut-être un peu exagérée, mais ce serait un exemple réel où vous peut voir comment le rapport charge / rayon agit sur la manière dont les hydroxocomplexes solubles se forment.

Commentaires

• Pouvez-vous donner une référence, autre que des problèmes de manuels qui composent souvent les choses, pour $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
• Bonne question. Il est mentionné dans le Riedel – Anorganische Chemie et la nouvelle édition de lancien Holleman Wiberg dexister. Mais je vérifierai le Gmelin sur le fer plus tard.