Ich habe gerade in der Schule mit der anorganischen Chemie begonnen und habe gerade etwas über Metallaquionen und deren Reaktion in Wasser gelernt. Ich habe gelernt, dass $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ in Wasser reagiert, indem es einen $ verliert \ ce {H +} $ wirkt als Bronsted-Lowry-Säure und produziert $ \ ce {H +} $ -Ionen. Aufgrund dieser Reaktion können wir auf Metalle wie $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ testen, indem wir mit $ reagieren \ ce {NaOH} $ . Dies liegt daran, dass die $ \ ce {OH -} $ -Ionen mit den $ \ ce {H +} $ erzeugte Ionen drücken die Gleichgewichte nach rechts und bilden einen unlöslichen Niederschlag. Meine Frage ist, warum hört die Reaktion dort auf? Die Reaktion stoppt, sobald sich $ \ ce {[Fe (OH) 2 (H2O) 4]} $ bildet, was der unlösliche Niederschlag ist, aber warum bildet er sich nicht weiter $ \ ce {[Fe (H2O) 3 (OH) 3] -} $ und wieder löslich?

Kommentare

  • Tatsächlich fällt der Niederschlag nicht ‚ t [Fe (OH) 2 (H2O) 4]. Niederschlag beginnt damit, aber es ‚ ist ein ziemlich komplexer Kondensations- / Polymerisationsprozess.

Antwort

Seit Sie es gesagt haben Ich habe gerade mit der anorganischen Chemie in der Schule begonnen und gebe Ihnen einen einfacheren Einblick:

Ein komplexes Metallion hat einfach ein Metallion im Zentrum mit einer Reihe anderer Moleküle ( z. B. ) , $ \ ce {H2O} $ ) oder Ionen ( zB , $ \ ce {CN -} $ ) umgibt es. Wenn Sie anfangen, komplexe Ionen (oder Moleküle) zu lernen, müssen Sie lernen, warum komplexe Ionen vom Typ $ \ ce {[M (H 2 O) 6] ^ n +} $ (Hexaaqua-Ionen) sind sauer. Beispiele sind $ \ 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 +} $ usw. Das erste, was Sie wissen müssen, ist das Lösungen von Hexaaqua-Ionen mit gleichen Konzentrationen weisen einen unterschiedlichen Säuregehalt (pH-Wert der Lösung) auf, der stark von der Art der Metallladung, dem Ionenradius usw. abhängt. Siehe die folgende Grafik auf der Webseite, Komplexe Metallionen – Die Säure der Hexaaqua-Ionen .

pKa Vs Ionenradius

Nehmen wir das Hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ als typisches Komplexion. Die Struktur des Ions (oktaedrisch) ist im Diagramm A unten angegeben, und eine Erklärung für seine Azidität ist im Diagramm angegeben B (Von Komplexe Metallionen – Die Säure der Hexaaqua-Ionen ):

Hexaaqua-Eisen (III)

Diese Erklärung wird gegeben, indem visualisiert wird, dass sich die 3+ -Ladung des Ions vollständig auf $ \ ce {Fe} $ in der Mitte befindet. Wenn eines der einzelnen Paare im $ \ ce {O} $ jedes $ \ ce {H2O} $ Wenn Sie eine Koordinatenbindung mit dem Eisen eingehen, können Sie sich vorstellen, dass diese einzelnen Paare näher an $ \ ce {Fe} $ heranrücken. Dies wirkt sich auf die Elektronen in allen $ \ ce {OH} $ -Bindungen innerhalb des Komplexes aus (stellen Sie sich alle $ \ ce vor {O} $ -Atome haben aufgrund dieser Elektronenbewegung teilweise positive Ladungen). Die Elektronen von $ \ ce {O-H} $ -Bindungen werden wiederum noch mehr als gewöhnlich in Richtung Sauerstoff gezogen. Dadurch bleibt jeder $ \ ce {H} $ -Kern exponierter als normal (im Vergleich zu $ \ ce {H2O}). $ -Moleküle in der Lösung). Der Gesamteffekt ist, dass jedes der $ \ ce {H} $ -Atome positiver ist als in gewöhnlichen Wassermolekülen. Somit befindet sich die 3+ -Ladung nicht mehr vollständig auf $ \ ce {Fe} $ , sondern verteilt sich über das gesamte Ion – ein Großteil davon auf den Wasserstoffatomen von koordiniertes Wasser.

Die $ \ ce {H} $ -Atome, die an $ \ ce {H2O} $ -Liganden sind so positiv, dass sie als Brønsted-Säure wirken und in einer Säure-Base-Reaktion mit $ \ ce {H2O} $ -Molekülen in der Lösung gemäß der folgenden Folge von Gleichungen, die die ersten drei Stufen des Prozesses veranschaulichen: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H 2 O) 5 (OH)] ^ 2+ + H 3 O +} \\\ ce {Fe (H 2 O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H 2 O) 4 (OH) 2] ^ + + H 2 O < = > [Fe (H 2 O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Wie Sie sehen, endet der Prozess nach der dritten Stufe mit einem Komplex ohne Ladung. Dieser Komplex wird als neutraler Komplex beschrieben. Da es keine Ladung hat, löst es sich in keinem Ausmaß in Wasser und fällt bei seiner Bildung aus. Das folgende Diagramm zeigt eine farbige Darstellung der Reaktion von $ \ ce {[NaOH} $ mit $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ und $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ .

Fe (II)

Fe (III)

Antwort

Dies ist eine ziemlich interessante Frage. Zunächst einmal haben Sie Recht, wenn Sie jemals einen gelben $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ Lösung, die kein reiner Aquakomplex war, aber wahrscheinlicher $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ zum Beispiel, wie es in konz. gebildet wird $ \ ce {HNO3} $ oder $ \ ce {HClO4} $ ist eigentlich etwas lila. Wir nennen diese Verbindungen kationische Säuren. Die Aquakomplexe wirken also als Säuren und werden in Wasser deprotoniert. Für Ihr Beispiel $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ ist es ziemlich dasselbe. Ich habe in Schülerberichten oft gelesen, dass es sich beispielsweise um einen Hexaqua-Komplex handelt behandelt mit einer Basis würde der $ \ ce {OH ^ -} $ gegen einen Wasserliganden ausgetauscht. Viele kamen dann zu dem Schluss, dass $ \ ce {OH ^ -} $ musste der stärkere Ligand in der spektrochemischen Reihe sein. Dies ist natürlich falsch und hier nicht miteinander verwandt. Was zumindest für mich weitaus logischer ist, ist: dass durch Koordination das Wasser näher an das hoch geladene Metallzentrum heranrückt. Dies bedeutet jedoch, dass es in pan class = „eine Abstoßung vom $ \ ce {H} $ gibt. Mathe-Container „> $ \ ce {H2O} $ und das Metallzentrum haben beide eine positive (formale) Ladung. Dies macht es viel einfacher, von einer Basis deprotoniert zu werden.

Aber Warum hört dies an einigen Stellen auf? Ich habe mir dieselbe Frage für das Beispiel von $ \ ce {B gestellt eO} $ reagiert mit $ \ ce {OH ^ -} $ , um $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Warum bildet Berylliumoxid amphoter ein Berrylat, während $ \ ce {MgO} $ bis $ \ ce {BaO} $ diese Fähigkeit nicht zeigen? Ich habe eine ganze Weile gebraucht, um eine Antwort darauf zu finden. Es gibt eine Gleichung von Cartledge, die versucht, dieses Phänomen zu beschreiben:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Wobei Φ das Ionenpotential ist, z die Ladung und r der Radius. Wenn $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ kleiner als 2,2 ist, wird das Ion als basisch angesehen, über 3,2 wird es als sauer angesehen Mitte gilt es als amphoter. Was bedeutet das? Es scheint ein Verhältnis von Radius zu Ladung zu geben. Kleine, hoch geladene Ionen scheinen die umgebenden Wassermoleküle so stark zu polarisieren, dass sie schnell ein Proton verlieren.

In Ihrem Fall sprechen wir nicht speziell über Oxide, aber ich denke, dass etwas Ähnliches passieren sollte. Die hohe Ladung auf dem Metall und die Tatsache, dass $ \ ce {Fe} $ bereits in der Mitte der d-Reihe liegt, wo die Atomradien entlang der Reihe abnehmen sollten genug, um tatsächlich noch mehr Deprotonierung zu verursachen, diesmal vielleicht nicht von umgebenden Wassermolekülen wie im Fall von $ \ ce {BeO} $ , sondern von solchen, die bereits ligiert sind das Metallzentrum. Irgendwann wird zusätzliche Hilfe benötigt, wenn der pH-Wert erhöht wird. Und tatsächlich für $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ ein $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ scheint zu existieren.

Ich denke, der Vergleich mit dem $ \ ce {BeO} $ ist vielleicht etwas weit hergeholt, aber es wäre ein aktuelles Beispiel, wo Sie kann sehen, wie sich das Verhältnis von Ladung zu Radius auf die Bildung löslicher Hydroxokomplexe auswirkt.

Kommentare

  • Können Sie für \ \ ce {Na4Fe (OH) 6} eine andere Referenz als Lehrbuchprobleme angeben, die häufig Probleme verursachen? $?
  • Gute Frage. Es wird in der Riedel-Anorganischen Chemie und der Neuauflage des ehemaligen Holleman Wiberg erwähnt. Aber ich werde den Gmelin später auf Eisen überprüfen.

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