Is Fe (OH) 2 oplosbaar in basen?

Aangezien je zei dat je ben net begonnen met anorganische chemie op school, ik geef je wat eenvoudiger inzicht:

Simpel gezegd, een complex metaalion heeft een metaalion in het midden met een aantal andere moleculen ( bijv. , $ \ ce {H2O} $ ) of ionen ( bijv. , $ \ ce {CN -} $ ) eromheen. Wanneer je complexe ionen (of moleculen) begint te leren, moet je leren waarom complexe ionen van het type $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (hexaaqua-ionen) zijn zuur. Voorbeelden zijn $ \ 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. Het eerste dat u moet weten, is de oplossingen van hexaaqua-ionen met gelijke concentraties hebben een variërende zuurgraad (pH van de oplossing), die sterk afhangt van het type metaal “lading, ionenstraal, enz. Zie de volgende grafiek uit de webpagina, Complexe metaalionen – de zuurgraad van de hexaaqua-ionen .

Laten we “hexaaquairon (III) nemen, $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ als typisch complex ion. De structuur van het ion (octaëder) wordt gegeven in het diagram A hieronder en een verklaring voor de zuurgraad wordt gegeven in het diagram B (From Complexe metaalionen – de zuurgraad van de hexaaqua-ionen ):

Deze verklaring wordt gegeven door te visualiseren dat de 3+ lading van het ion zich volledig op $ \ ce {Fe} $ in het midden bevindt. Wanneer een van de eenzame paren in de $ \ ce {O} $ van elk $ \ ce {H2O} $ een coördinatenband vormen met het ijzer, kan worden gevisualiseerd dat deze eenzame paren dichter naar $ \ ce {Fe} $ toe bewegen. Dat heeft een effect op de elektronen in alle $ \ ce {OH} $ bindingen binnen het complex (stel je voor dat alle $ \ ce {O} $ -atomen hebben gedeeltelijke positieve ladingen als gevolg van deze elektronenbeweging). De elektronen van $ \ ce {O-H} $ bindingen worden op hun beurt daardoor zelfs meer dan normaal naar de zuurstof getrokken. Dat laat elke $ \ ce {H} $ kern meer zichtbaar dan normaal (vergeleken met die in $ \ ce {H2O} $ moleculen in de oplossing). Het algemene effect is dat elk van de $ \ ce {H} $ atomen positiever is dan in gewone watermoleculen. De 3+ lading bevindt zich dus niet langer volledig op $ \ ce {Fe} $ maar verspreid over het hele ion – veel ervan op de waterstofatomen van gecoördineerd water.

De $ \ ce {H} $ atomen gekoppeld aan $ \ ce {H2O} $ liganden zijn voldoende positief dat ze kunnen werken als Brønsted-zuur en kunnen worden afgevoerd in een zuur-base-reactie waarbij $ \ ce {H2O} $ moleculen in de oplossing volgens de volgende reeks vergelijkingen die de eerste drie fasen van het proces illustreren: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Zoals u ziet, eindigt het proces met een complex zonder kosten na de derde fase. Dit complex wordt beschreven als een Neutraal complex . Omdat het geen lading heeft, lost het dus in geen enkele mate op in water en zal het neerslaan als het wordt gevormd. Zie het onderstaande diagram voor een illustratie in kleur van de reactie van $ \ ce {[NaOH} $ met $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ en $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , respectievelijk.

Dit is een vrij interessante vraag. Allereerst heb je gelijk, als je ooit een gele $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ oplossing die geen puur aqua-complex was, maar waarschijnlijker $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . De echte $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ bijvoorbeeld, zoals het wordt gevormd in conc. $ \ ce {HNO3} $ of $ \ ce {HClO4} $ is eigenlijk wat paars. We noemen deze verbindingen kationische zuren. De aquacomplexen zullen dus als zuren werken en in water gedeprotoneerd raken. Voor uw $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ voorbeeld is het vrijwel hetzelfde. Ik lees vaak in leerlingrapporten dat, als bijvoorbeeld een hexaqua-complex is behandeld met een basis zou de $ \ ce {OH ^ -} $ worden vervangen door één waterligand. Velen concludeerden toen dat $ \ ce {OH ^ -} $ moest de sterkere ligand in de spectrochemische reeks zijn. Dit is natuurlijk verkeerd en hier niet aan elkaar gerelateerd. Wat in ieder geval voor mij veel logischer is, is dat door coördinatie het water dichter bij het sterk geladen metalen centrum komt. Maar dat betekent dat er een afstoting is van de $ \ ce {H} $ in $ \ ce {H2O} $ en het metalen centrum, aangezien beide een positieve (formele) lading hebben. Dit maakt het veel gemakkelijker om gedeprotoneerd te worden door een basis.

Maar waarom stopt dit op sommige punten? Ik stelde mezelf dezelfde vraag voor het voorbeeld van $ \ ce {B eO} $ reageert met $ \ ce {OH ^ -} $ om $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Waarom vormt berylliumoxide amfoteer een berrylaat terwijl $ \ ce {MgO} $ naar $ \ ce {BaO} $ laat dit vermogen niet zien? Het kostte me behoorlijk wat tijd om hier een antwoord op te vinden. Er is een vergelijking van Cartledge die dit fenomeen probeert te beschrijven:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Waar Φ de ionische potentiaal is, z de lading en r de straal. Als $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ kleiner is dan 2,2, wordt het ion als basisch beschouwd, boven 3,2 wordt het als zuur beschouwd. In de midden, het wordt als amfoteer beschouwd. Wat betekent dat? Het lijkt erop dat er een verhouding is tussen straal en lading. Kleine, sterk geladen ionen lijken de omringende watermoleculen zo erg te polariseren dat ze snel een proton verliezen.

In jouw geval hebben we het niet specifiek over oxiden, maar ik denk dat er iets soortgelijks zou moeten gebeuren. De hoge lading op het metaal en het feit dat $ \ ce {Fe} $ zich al in het midden van de d-rij bevindt, waar de atoomstralen langs de rij moeten afnemen genoeg om zelfs nog meer deprotonering te veroorzaken, deze keer misschien niet van omringende watermoleculen zoals in het geval van $ \ ce {BeO} $ maar de moleculen die al zijn geligeerd aan het metalen midden. Op een gegeven moment heeft het extra hulp nodig, wat gebeurt wanneer de pH wordt verhoogd. En in feite voor $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ een $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ lijkt te bestaan.

Ik denk dat de vergelijking met de $ \ ce {BeO} $ misschien wat vergezocht is, maar het zou een concreet voorbeeld zijn waarin je kan zien hoe de verhouding tussen lading en straal werkt op de manier waarop oplosbare hydroxocomplexen worden gevormd.

Opmerkingen

• Kunt u voor $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} een referentie geven, anders dan leerboekproblemen die vaak verzinnen $?
• Goede vraag. Het wordt genoemd in de Riedel – Anorganische Chemie en de nieuwe editie van de voormalige Holleman Wiberg om te bestaan. Maar ik zal de Gmelin later op ijzer controleren.