O Fe (OH) 2 é solúvel em álcalis?

Já que você disse que acabamos de começar a química inorgânica na escola, vou dar-lhe algumas dicas mais simples:

Simplesmente, um íon de metal complexo tem um íon de metal em seu centro com várias outras moléculas ( por exemplo, , $ \ ce {H2O} $ ) ou íons ( por exemplo , $ \ ce {CN -} $ ) ao seu redor. Ao começar a aprender íons complexos (ou moléculas), você deve aprender por que íons complexos do tipo $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (íons hexaaqua) são ácidos. Os exemplos são, $ \ 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. A primeira coisa que você precisa saber é o soluções de íons hexaaqua com concentrações iguais têm faixa variável de acidez (pH da solução), que depende muito do tipo de carga do metal, raio iônico, etc. Veja o gráfico a seguir extraído da página da web, Íons metálicos complexos – A acidez dos íons hexaaqua .

Vamos pegar o hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ como íon complexo típico. A estrutura do íon (octaédrico) é dada no diagrama A abaixo e uma explicação para sua acidez é dada no diagrama B (De Íons metálicos complexos – a acidez dos íons hexaaqua ):

Esta explicação é dada visualizando que a carga 3+ do íon está localizada inteiramente em $ \ ce {Fe} $ no centro. Quando um dos pares solitários no $ \ ce {O} $ de cada $ \ ce {H2O} $ formar uma ligação de coordenadas com o ferro, pode-se visualizar que esses pares solitários se aproximam de $ \ ce {Fe} $ . Isso tem um efeito sobre os elétrons em todas as ligações $ \ ce {OH} $ dentro do complexo (imagine todas as $ \ ce {O} $ átomos têm cargas positivas parciais devido ao movimento deste elétron). Os elétrons das ligações $ \ ce {O-H} $ , por sua vez, são puxados para o oxigênio ainda mais do que o normal por causa disso. Isso deixa cada $ \ ce {H} $ núcleo mais exposto do que o normal (em comparação com o de $ \ ce {H2O} $ moléculas na solução). O efeito geral é que cada um dos $ \ ce {H} $ átomos é mais positivo do que nas moléculas de água comuns. Assim, a carga 3+ não está mais localizada inteiramente em $ \ ce {Fe} $ , mas espalhada por todo o íon – grande parte dela nos átomos de hidrogênio de água coordenada.

Os $ \ ce {H} $ átomos anexados a $ \ ce {H2O} $ ligantes são suficientemente positivos que podem atuar como ácido de Brønsted e podem ser retirados em uma reação ácido-base envolvendo $ \ ce {H2O} $ moléculas no solução de acordo com a seguinte sequência de equações que ilustram os três primeiros estágios do processo: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

Como você pode ver, o processo acaba com um complexo sem carga após a terceira etapa. Este complexo é descrito como um Complexo Neutro . Por não ter carga, portanto, não se dissolve em água em nenhuma extensão e precipitará conforme se forma. Veja o diagrama abaixo para ilustração colorida da reação de $ \ ce {[NaOH} $ com $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ e $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , respectivamente.

Esta é uma pergunta muito interessante. Em primeiro lugar, você está certo, se por acaso você viu um $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ solução que não era um complexo aquático puro, mas mais provavelmente $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . O real $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ por exemplo, como se fosse formado em conc. $ \ ce {HNO3} $ ou $ \ ce {HClO4} $ é na verdade, um pouco roxo. Chamamos esses compostos de ácidos catiônicos. Portanto, os complexos aquáticos agirão como ácidos e se tornarão desprotonados na água. Para o seu exemplo de $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ , é praticamente o mesmo. Costumo ler em relatórios de alunos que, se, por exemplo, um complexo hexaqua for tratado com uma base, o $ \ ce {OH ^ -} $ trocaria por um ligante de água. Muitos concluíram que $ \ ce {OH ^ -} $ tinha que ser o ligante mais forte na série espectroquímica. Isso, é claro, está errado e não está relacionado um ao outro aqui. O que é muito mais lógico, pelo menos para mim é, que, por coordenação, a água se aproxima do centro de metal altamente carregado. Mas isso significa que há uma repulsão do $ \ ce {H} $ em $ \ ce {H2O} $ e o centro de metal, já que ambos têm uma carga positiva (formal). Isso torna muito mais fácil ser desprotonado por uma base.

Mas por que isso para em alguns pontos? Eu me fiz a mesma pergunta para o exemplo de $ \ ce {B eO} $ reagindo com $ \ ce {OH ^ -} $ para formar $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Por que o óxido de berílio anfotérico forma um berrilato enquanto $ \ ce {MgO} $ a $ \ ce {BaO} $ não mostra essa habilidade? Levei um bom tempo para encontrar uma resposta para isso. Existe uma equação de Cartledge que tenta descrever esse fenômeno:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Onde Φ é o potencial iônico, z a carga er o raio. Se $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ for menor que 2,2, o íon é considerado básico; acima de 3,2, é considerado ácido. meio, é considerado anfotérico. O que isso significa? Parece que existe uma relação entre o raio e a carga. Íons pequenos e altamente carregados parecem polarizar tanto as moléculas de água ao redor que elas perdem rapidamente um próton.

No seu caso, não estamos falando especificamente sobre óxidos, mas acho que algo semelhante deveria estar acontecendo. A alta carga no metal e o fato de que $ \ ce {Fe} $ já está no meio da linha d, onde os raios atômicos diminuem ao longo da linha o suficiente para realmente causar ainda mais desprotonação, desta vez talvez não das moléculas de água circundantes como no caso de $ \ ce {BeO} $ , mas aquelas que já estão ligadas a o centro de metal. Em algum momento, isso exigirá ajuda adicional, o que acontece quando o pH é aumentado. E, de fato, para $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ parece existir.

Eu acho que a comparação com o $ \ ce {BeO} $ pode ser um pouco rebuscada, mas seria um exemplo real onde você pode ver como a relação carga / raio atua na forma como os hidroxocomplexos solúveis são formados.

Comentários

• Você pode dar uma referência, além de problemas de livros que costumam inventar as coisas, para $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
• Boa pergunta. É mencionado no Riedel – Anorganische Chemie e na nova edição do antigo Holleman Wiberg de existir. Mas vou verificar o Gmelin no ferro mais tarde.