Este Fe (OH) 2 solubil în alcalii?

De când ai spus că tocmai am început chimia anorganică în școală, vă dau o perspectivă mai simplă:

Pur și simplu, un ion metalic complex are un ion metalic în centru cu o serie de alte molecule ( ex , $ \ ce {H2O} $ ) sau ioni ( eg , $ \ ce {CN -} $ ) care îl înconjoară. Când începeți să învățați ioni complexi (sau molecule), trebuie să aflați de ce ioni complexi de tipul $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (ioni hexaaqua) sunt acizi. Exemplele sunt, $ \ 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. Primul lucru pe care trebuie să-l știți este soluțiile de ioni hexaaqua cu concentrații egale au o gamă variabilă de aciditate (pH-ul soluției), care depinde foarte mult de tipul de încărcare a metalului, raza ionică etc. Vezi următorul grafic extras de pe pagina web, Ioni metalici complexi – Aciditatea ionilor Hexaaqua .

Să luăm hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ ca ion complex tipic. Structura ionului (octaedric) este dată în diagrama A de mai jos și o explicație a acidității sale este dată în diagramă B (Din Ionii metalici complexi – Aciditatea ionilor Hexaaqua ):

Această explicație este dată de vizualizarea încărcării de 3+ a ionului, situată în întregime pe $ \ ce {Fe} $ în centru. Când una dintre perechi izolate din $ \ ce {O} $ din fiecare $ \ ce {H2O} $ formează o legătură de coordonate cu fierul de călcat, se poate vizualiza că aceste perechi izolate se apropie de $ \ ce {Fe} $ . Acest lucru are un efect asupra electronilor din toate $ \ ce {OH} $ legături din cadrul complexului (imaginați-vă toate $ \ ce {O} $ atomii au sarcini parțiale pozitive datorită acestei mișcări de electroni). La rândul lor, electronii legăturilor $ \ ce {O-H} $ se îndreaptă spre oxigen chiar mai mult decât de obicei din această cauză. Acest lucru lasă fiecare $ \ ce {H} $ nucleu mai expus decât în mod normal (comparativ cu cel din $ \ ce {H2O} $ molecule în soluție). Efectul general este că fiecare dintre $ \ ce {H} $ este mai pozitiv decât este în moleculele obișnuite de apă. Astfel, încărcarea de 3+ nu mai este localizată în întregime pe $ \ ce {Fe} $ , ci se întinde pe întregul ion – o mare parte din aceasta pe atomii de hidrogen ai apă coordonată.

$ \ ce {H} $ atomi atașați la $ \ ce {H2O} $ liganzii sunt suficient de pozitivi încât pot acționa ca acid Brønsted și pot fi trageți într-o reacție acid-bazică care implică $ \ ce {H2O} $ molecule din soluție conform următoarei secvențe de ecuații care ilustrează primele trei etape ale procesului: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$

După cum vedeți, procesul se termină cu un complex fără taxe pe acesta după a treia etapă. Acest complex este descris ca Complex neutru . Deoarece nu are nicio încărcare, astfel nu se dizolvă în apă în nici o măsură și va precipita pe măsură ce se formează. Vedeți diagrama de mai jos pentru ilustrarea color a reacției $ \ ce {[NaOH} $ cu $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ și $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ , respectiv.

Aceasta este o întrebare destul de interesantă. Mai întâi de toate, aveți dreptate, dacă s-a întâmplat vreodată să vedeți un galben $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ soluție care nu era un complex acvatic pur, dar mai probabil $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ de exemplu, cum ar fi format în conc. $ \ ce {HNO3} $ sau $ \ ce {HClO4} $ este de fapt oarecum violet. Acești compuși numim acizi cationici. Deci, complexele acvatice vor acționa ca acizi și vor fi deprotonate în apă. Pentru exemplul dvs. $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ este cam la fel. Am citit deseori în rapoartele studenților că, de exemplu, un complex hexaqua este tratat cu o bază pe care $ \ ce {OH ^ -} $ ar schimba-o cu un ligand de apă. Mulți au ajuns apoi la concluzia că $ \ ce {OH ^ -} $ trebuia să fie cel mai puternic ligand din seria spectrochimică. Acesta este, desigur, greșit și nu are legătură unul cu celălalt aici. Ceea ce este mult mai logic, cel puțin pentru mine este, că prin coordonare apa se apropie de centrul metalic foarte încărcat. Dar asta înseamnă că există o respingere de la $ \ ce {H} $ în $ \ ce {H2O} $ și centrul metalic, deoarece ambele au o încărcare pozitivă (formală). Acest lucru face mult mai ușor să devii deprotonat de o bază.

Dar de ce se oprește acest lucru în anumite momente? Mi-am pus aceeași întrebare pentru exemplul $ \ ce {B eO} $ reacționând cu $ \ ce {OH ^ -} $ pentru a forma $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . De ce oxidul de beriliu amfoteric formează un berrilat în timp ce $ \ ce {MgO} $ la $ \ ce {BaO} $ nu arată această abilitate? Mi-a luat destul timp să găsesc un răspuns la acest lucru. Există o ecuație a lui Cartledge care încearcă să descrie acest fenomen:

$$ \ ce {Φ = z / r} $$

Unde Φ este potențialul ionic, z sarcina și r raza. Dacă $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ este mai mic decât 2,2, ionul este considerat bazic, peste 3,2 este considerat acid. mijloc, este considerat amfoteric. Ce înseamnă asta? Se pare că există un raport dintre raza și încărcare. Ionii mici, foarte încărcați, par să polarizeze atât de mult moleculele de apă din jur, încât pierd rapid un proton.

În cazul dvs., nu vorbim în mod specific despre oxizi, dar cred că ar trebui să se întâmple ceva similar. Încărcarea mare pe metal și faptul că $ \ ce {Fe} $ se află deja în mijlocul rândului d unde razele atomice scad de-a lungul rândului suficient pentru a provoca de fapt și mai multă deprotonare, de data aceasta probabil nu pentru moleculele de apă din jur, ca în cazul $ \ ce {BeO} $ , ci pentru cele care sunt deja legate la centrul metalic. La un moment dat va necesita ajutor suplimentar care se întâmplă atunci când pH-ul este crescut. Și de fapt pentru $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ pare să existe.

Bănuiesc că comparația cu $ \ ce {BeO} $ poate fi un pic îndepărtată, dar ar fi un exemplu real în care poate vedea cum acționează raportul sarcină / rază asupra modului în care se formează hidroxo-complexe solubile.

Comentarii

• Puteți oferi o referință, în afară de problemele de manual care adesea inventează lucrurile, pentru $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
• Întrebare bună. Este menționat în Riedel – Anorganische Chemie și în noua ediție a fostului Holleman Wiberg să existe. Dar voi verifica Gmelin pe fier mai târziu.