Fe (OH) 2 è solubile in alcali?

Dato che hai detto di ho appena iniziato la chimica inorganica a scuola, ti offro qualche intuizione più semplice:

Semplicemente, uno ione metallico complesso ha uno ione metallico al centro con una serie di altre molecole ( ad es , $ \ ce {H2O} $ ) o ioni ( eg , $ \ ce {CN -} $ ) che lo circonda. Quando inizi ad apprendere gli ioni complessi (o molecole) devi capire perché gli ioni complessi del tipo $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (ioni hexaqua) sono acidi. Esempi sono $ \ 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 +} $ , ecc. La prima cosa che devi sapere è soluzioni di ioni hexaaqua con concentrazioni uguali hanno un range di acidità variabile (pH della soluzione), che dipende molto dal tipo di carica del metallo, raggio ionico, ecc. Vedi il grafico seguente estratto dalla pagina web, Ioni metallici complessi – Lacidità degli ioni Hexaaqua .

Prendiamo hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ come ione complesso tipico. La struttura dello ione (ottaedrico) è data nel diagramma A sotto e una spiegazione per la sua acidità è data nel diagramma B (From Ioni metallici complessi – Lacidità degli ioni esaaqua ):

Questa spiegazione è data visualizzando la carica 3+ dello ione si trova interamente su $ \ ce {Fe} $ al centro. Quando una delle coppie solitarie sul $ \ ce {O} $ di ogni $ \ ce {H2O} $ formano un legame coordinato con il ferro, si può visualizzare che queste coppie solitarie si avvicinano a $ \ ce {Fe} $ . Questo ha un effetto sugli elettroni in tutti i $ \ ce {OH} $ legami allinterno del complesso (immagina tutti i $ \ ce Gli atomi {O} $ hanno cariche positive parziali dovute a questo movimento di elettroni). Gli elettroni dei legami $ \ ce {O-H} $ , a loro volta, vengono attirati verso lossigeno anche più del solito a causa di ciò. Ciò lascia ogni nucleo $ \ ce {H} $ più esposto del normale (rispetto a quello in $ \ ce {H2O} $ molecole nella soluzione). Leffetto complessivo è che ciascuno degli atomi di $ \ ce {H} $ è più positivo di quanto non lo sia nelle normali molecole dacqua. Pertanto, la carica 3+ non si trova più interamente su $ \ ce {Fe} $ ma si estende su tutto lo ione, in gran parte sugli atomi di idrogeno di acqua coordinata.

Gli atomi $ \ ce {H} $ allegati a $ \ ce {H2O} $ i ligandi sono sufficientemente positivi da poter agire come acido di Brønsted e possono essere estratti in una reazione acido-base che coinvolge $ \ ce {H2O} $ molecole nel soluzione secondo la seguente sequenza di equazioni che illustrano le prime tre fasi del processo: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Come vedi, il processo finisce con un complesso senza alcun addebito dopo la terza fase. Questo complesso è descritto come un Complesso neutro . Poiché non ha carica, quindi, non si dissolve in acqua in nessuna misura e precipiterà quando si forma. Vedi il diagramma sotto per lillustrazione a colori della reazione di $ \ ce {[NaOH} $ con $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ e $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , rispettivamente.

Questa è una domanda piuttosto interessante. Prima di tutto, hai ragione, se ti è mai capitato di vedere un $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ soluzione che non era un complesso acquatico puro ma più probabile $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ ad esempio, come se fosse formato in conc. $ \ ce {HNO3} $ o $ \ ce {HClO4} $ è in realtà un po viola. Chiamiamo questi composti acidi cationici. Quindi gli acquacomplessi agiranno come acidi e diventeranno deprotonati in acqua. Per il tuo esempio $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ è più o meno lo stesso. Spesso leggo nei rapporti degli studenti che, se ad esempio un complesso hexaqua è trattato con una base il $ \ ce {OH ^ -} $ cambierebbe con un water ligand. Molti hanno poi concluso che $ \ ce {OH ^ -} $ doveva essere il ligando più forte nella serie spettrochimica. Questo è, ovviamente, sbagliato e non correlato tra loro qui. Ciò che è molto più logico, almeno per me è, che tramite la coordinazione lacqua si avvicina al centro metallico altamente carico. Ma questo significa che cè una repulsione dal $ \ ce {H} $ in $ \ ce {H2O} $ e il metal center poiché entrambi hanno una carica positiva (formale). Questo rende molto più facile diventare deprotonati da una base.

Ma perché questo si ferma in alcuni punti? Mi sono posto la stessa domanda per lesempio di $ \ ce {B eO} $ reagendo con $ \ ce {OH ^ -} $ per formare $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Perché lossido di berillio anfotero forma un berilato mentre da $ \ ce {MgO} $ a $ \ ce {BaO} $ non mostrano questa capacità? Mi ci è voluto un po per trovare una risposta a questo. Cè unequazione di Cartledge che cerca di descrivere questo fenomeno:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Dove Φ è il potenziale ionico, z la carica er il raggio. Se $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ è minore di 2,2 lo ione è considerato basico, sopra 3,2 è considerato acido. Nella al centro, è considerato anfotero. Cosa significa? Sembra che ci sia un rapporto tra il raggio e la carica. I piccoli ioni altamente caricati sembrano polarizzare così tanto le molecole dacqua circostanti da perdere rapidamente un protone.

Nel tuo caso, non stiamo parlando specificamente di ossidi, ma immagino che dovrebbe accadere qualcosa di simile. Lelevata carica sul metallo e il fatto che $ \ ce {Fe} $ è già al centro della riga d dove dovrebbero essere i raggi atomici decrescenti lungo la riga abbastanza da causare effettivamente ancora più deprotonazione, questa volta forse non delle molecole dacqua circostanti come nel caso di $ \ ce {BeO} $ ma quelle che sono già legate a il centro di metallo. Ad un certo punto richiederà ulteriore aiuto che si verifica quando il pH viene aumentato. E infatti per $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ sembra esistere.

Immagino che il confronto con $ \ ce {BeO} $ possa forse essere un po inverosimile ma sarebbe un esempio reale in cui può vedere come il rapporto carica / raggio agisce sul modo in cui si formano gli idrossocomplessi solubili.

Commenti

• Puoi fornire un riferimento, oltre ai problemi dei libri di testo che spesso costituiscono le cose, per $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
• Bella domanda. È menzionato nella Riedel – Anorganische Chemie e nella nuova edizione dellex Holleman Wiberg esistente. Ma più tardi controllerò il Gmelin sul ferro.