Jeg har nettopp startet med uorganisk kjemi på skolen, og jeg har nettopp lært om metallvannioner og hvordan de reagerer i vann. Jeg lærte at $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ reagerer i vann ved å miste en $ \ ce {H +} $ fungerer som en Bronsted-Lowry-syre som produserer $ \ ce {H +} $ -ioner. På grunn av denne reaksjonen kan vi teste for metaller som $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ ved å reagere den med $ \ ce {NaOH} $ . Dette er fordi $ \ ce {OH -} $ -ionene reagerer med $ \ ce {H +} $ ioner som ble produsert og presset likevektene til høyre for å danne et uoppløselig bunnfall. Spørsmålene mine er, hvorfor stopper reaksjonen der? Reaksjonen stopper en gang $ \ ce {[Fe (OH) 2 (H2O) 4]} $ former som er det uoppløselige bunnfallet, men hvorfor fortsetter det ikke å danne $ \ ce {[Fe (H2O) 3 (OH) 3] -} $ og bli løselig igjen?
Kommentarer
- Det er faktisk ikke nedbør ‘ t [Fe (OH) 2 (H2O) 4]. Nedbør starter med det, men det ‘ er ganske kompleks kondens / polymeriseringsprosess.
Svar
Siden du sa deg nettopp har startet uorganisk kjemi på skolen, gir jeg deg litt enklere innsikt:
Enkelt, et komplekst metallion har et metallion i sentrum med en rekke andre molekyler ( f.eks , $ \ ce {H2O} $ ) eller ioner ( f.eks , $ \ ce {CN -} $ ) rundt den. Når du begynner å lære komplekse ioner (eller molekyler), må du lære hvorfor komplekse ioner av 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. Det første du trenger å vite er oppløsninger av hexaaqua-ioner med like konsentrasjoner har varierende surhetsgrad (oppløsningens pH), som avhenger mye av typen metall, ladning, ionradius, etc. Se følgende graf hentet fra websiden, Komplekse metallioner – Surheten til Hexaaqua-ionene .
La oss ta hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ som typisk kompleks ion. Strukturen til ionet (oktaedrisk) er gitt i diagrammet A nedenfor og en forklaring på surheten er gitt i diagrammet B (Fra Komplekse metallioner – Surheten til Hexaaqua-ionene ):
Denne forklaringen er gitt ved å visualisere 3+ ladningen av ionet som ligger helt på $ \ ce {Fe} $ i sentrum. Når en av ensomme par på $ \ ce {O} $ for hver $ \ ce {H2O} $ danner en koordinatbinding med strykejernet, det kan visualiseres at disse ensomme parene beveger seg nærmere $ \ ce {Fe} $ . Det har en effekt på elektronene i alle $ \ ce {OH} $ obligasjoner i komplekset (forestill deg alle $ \ ce {O} $ -atomer har delvis positive ladninger på grunn av denne elektronbevegelsen). Elektronene til $ \ ce {O-H} $ bindinger blir i sin tur trukket mot oksygen enda mer enn vanlig på grunn av dette. Dermed blir hver $ \ ce {H} $ kjerne mer eksponert enn normalt (sammenlignet med den i $ \ ce {H2O} $ molekyler i løsningen). Den samlede effekten er at hvert av $ \ ce {H} $ atomer er mer positivt enn det er i vanlige vannmolekyler. Dermed er 3+ ladningen ikke lenger plassert helt på $ \ ce {Fe} $ men spres over hele ionet – mye av det på hydrogenatomene til koordinert vann.
$ \ ce {H} $ atomer festet til $ \ ce {H2O} $ ligander er tilstrekkelig positive til at de kan fungere som Brønsted-syre og kan trekkes av i en syre-base-reaksjon som involverer $ \ ce {H2O} $ molekyler i løsning i henhold til følgende sekvens av ligninger som illustrerer de tre første trinnene i prosessen: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$
Som du ser, ender prosessen med et kompleks uten kostnad på det etter tredje trinn. Dette komplekset er beskrevet som et Neutral Complex . Fordi den ikke har noen ladning, løser den seg derfor ikke opp i vann i noen grad, og vil utfelle når den dannes. Se diagrammet nedenfor for fargeillustrasjon av reaksjonen til $ \ ce {[NaOH} $ med $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ og $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , henholdsvis.
Fe (III)
Svar
Dette er et ganske interessant spørsmål. Først og fremst har du rett, hvis du noen gang tilfeldigvis så en gul $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ løsning som ikke var noe rent akvakompleks, men mer sannsynlig $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Den virkelige $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ for eksempel, som om den er dannet i kons. $ \ ce {HNO3} $ eller $ \ ce {HClO4} $ er faktisk noe lilla. Vi kaller disse forbindelsene kationiske syrer. Så akvakompleksene vil virke som syrer og deprotoneres i vann. For $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ -eksemplet er det stort sett det samme. Jeg leser ofte i studentrapporter om at hvis for eksempel et heksakakompleks er behandlet med en base ville $ \ ce {OH ^ -} $ bytte mot en vannligand. Mange konkluderte da med at $ \ ce {OH ^ -} $ måtte være den sterkere liganden i den spektrokjemiske serien. Dette er selvfølgelig feil og ikke relatert til hverandre her. Det som er langt mer logisk, i det minste for meg er, at ved koordinering kommer vannet nærmere det høyt ladede metallsenteret. Men det betyr at det er frastøt fra $ \ ce {H} $ i $ \ ce {H2O} $ og metallsenteret siden begge har en positiv (formell) ladning. Dette gjør det mye lettere å bli deprotonert av en base.
Men hvorfor stopper dette på noen punkter? Jeg spurte meg selv det samme spørsmålet for eksempel på $ \ ce {B eO} $ reagerer med $ \ ce {OH ^ -} $ for å danne $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Hvorfor danner Beryllium-oksid amfoterisk et berrylat mens $ \ ce {MgO} $ til $ \ ce {BaO} $ ikke viser denne evnen? Det tok meg ganske lang tid å finne svar på dette. Det er en ligning av Cartledge som prøver å beskrive dette fenomenet:
$$ \ ce {Φ = z / r} $$
Hvor Φ er det ioniske potensialet, z ladningen og r radiusen. Hvis $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ er mindre enn 2,2, anses ionet som grunnleggende, over 3,2 anses det for å være surt. i midten er det ansett som amfotisk. Hva betyr det? Det virker som om det er et forhold mellom radius og ladning. Små, høyt ladede ioner ser ut til å polarisere de omkringliggende vannmolekylene så mye at de raskt mister et proton.
I ditt tilfelle snakker vi ikke spesifikt om oksider, men jeg antar at noe lignende skal skje. Den høye ladningen på metallet og det faktum at $ \ ce {Fe} $ allerede er i midten av d-raden hvor atomradier avtar langs raden skal være nok til å faktisk forårsake enda mer deprotonering, denne gangen kanskje ikke av omkringliggende vannmolekyler som i tilfellet med $ \ ce {BeO} $ men de som allerede er ligert til metallsenteret. På et tidspunkt vil det kreve ytterligere hjelp som skjer når pH økes. Og faktisk for $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ en $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ ser ut til å eksistere.
Jeg antar at sammenligningen med $ \ ce {BeO} $ kanskje er litt langt hentet, men det ville være et faktisk eksempel hvor du kan se hvordan forholdet mellom ladning og radius virker på måten løselige hydroksokomplekser dannes på.
Kommentarer
- Kan du gi en referanse, bortsett fra læreboksproblemer som ofte utgjør ting, for $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
- Godt spørsmål. Det er nevnt i Riedel – Anorganische Chemie og den nye utgaven av den tidligere Holleman Wiberg som eksisterte. Men jeg vil sjekke Gmelin på jern senere.