Jag har precis börjat oorganisk kemi i skolan och jag har just lärt mig om metallvattenjoner och hur de reagerar i vatten. Jag lärde mig att $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ reagerar i vatten genom att förlora en $ \ ce {H +} $ fungerar som en Bronsted-Lowry-syra som producerar $ \ ce {H +} $ -joner. På grund av denna reaktion kan vi testa för metaller som $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ genom att reagera med $ \ ce {NaOH} $ . Detta beror på att $ \ ce {OH -} $ -jonerna reagerar med $ \ ce {H +} $ producerade joner som pressar jämvikten åt höger och bildar en olöslig fällning. Mina frågor är, varför slutar reaktionen där? Reaktionen slutar en gång $ \ ce {[Fe (OH) 2 (H2O) 4]} $ bildar vilket är den olösliga fällningen men varför fortsätter den inte att bildas $ \ ce {[Fe (H2O) 3 (OH) 3] -} $ och bli löslig igen?
Kommentarer
- Faktisk fällning är inte ’ t [Fe (OH) 2 (H2O) 4]. Nederbörd börjar med det, men det ’ är ganska komplex kondens / polymerisationsprocess.
Svar
Eftersom du sa att du har precis börjat oorganisk kemi i skolan, jag ger dig lite enklare inblick:
Enkelt, en komplex metalljon har en metalljon i centrum med ett antal andra molekyler ( t.ex. , $ \ ce {H2O} $ ) eller joner ( t.ex. , $ \ ce {CN -} $ ) som omger det. När du börjar lära dig komplexa joner (eller molekyler) måste du lära dig varför komplexa joner av typen $ \ ce {[M (H2O) 6] ^ n +} $ (hexaaquajoner) är sura. Exempel är $ \ 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. Det första du behöver veta är lösningar av hexaaquajoner med lika koncentrationer har varierande surhetsgrad (lösningens pH), som beror mycket på typen av metall, laddning, jonradie, etc. Se följande graf extraherad från webbsidan, Komplexa metalljoner – surheten hos Hexaaqua-jonerna .
Låt oss ta hexaaquairon (III), $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ som typisk komplex jon. Strukturen på jonen (oktaedrisk) ges i diagrammet A nedan och en förklaring till dess surhet ges i diagrammet B (Från Komplexa metalljoner – Surheten hos Hexaaqua-jonerna ):
Denna förklaring ges genom att visualisera att laddningen av jonen 3+ ligger helt på $ \ ce {Fe} $ i mitten. När en av ensamstående par på $ \ ce {O} $ för varje $ \ ce {H2O} $ bildar en koordinatbindning med järnet, det kan visualiseras att dessa ensamma par rör sig närmare $ \ ce {Fe} $ . Det har en effekt på elektronerna i alla $ \ ce {OH} $ obligationer i komplexet (tänk dig alla $ \ ce {O} $ -atomer har delvis positiva laddningar på grund av denna elektronrörelse). Elektronerna i $ \ ce {O-H} $ binder i sin tur mot syret ännu mer än vanligt på grund av detta. Det lämnar varje $ \ ce {H} $ kärna mer exponerad än normalt (jämfört med den i $ \ ce {H2O} $ -molekyler i lösningen). Den övergripande effekten är att var och en av $ \ ce {H} $ atomer är mer positiv än i vanliga vattenmolekyler. Således ligger 3+ laddningen inte längre helt på $ \ ce {Fe} $ utan sprids över hela jonen – mycket av det på väteatomerna i samordnat vatten.
$ \ ce {H} $ atomer kopplade till $ \ ce {H2O} $ ligander är tillräckligt positiva för att de kan fungera som Brønsted-syra och kan dras av i en syrabasreaktion som involverar $ \ ce {H2O} $ molekyler i lösning enligt följande ekvationssekvens som illustrerar processens tre första steg: $$ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 + + H2O < = > [Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H3O +} \\\ ce {Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2+ + H2O < = > [Fe (H2O) 4 (OH) 4] ^ + + H3O +} \\\ ce { Fe (H2O) 4 (OH) 2] ^ + + H2O < = > [Fe (H2O) 3 (OH) 3] + H3O +} $$
Som ni ser slutar processen med ett komplex utan kostnad efter det tredje steget. Detta komplex beskrivs som en Neutral Complex . Eftersom den inte har någon laddning löses den således inte upp i vatten i någon utsträckning och kommer att fällas ut när den bildas. Se nedanstående diagram för färgillustration av reaktionen mellan $ \ ce {[NaOH} $ med $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 2 +} $ och $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ .
Fe (III)
Svar
Det här är en ganska intressant fråga. Först och främst har du rätt, om du någonsin råkar se en gul $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ lösning som inte var något rent vattenkomplex men mer troligt $ \ ce {[Fe (H2O) 5 (OH)] ^ 2 -} $ . Den verkliga $ \ ce {[Fe (H2O) 6] ^ 3 +} $ till exempel, som om den bildas i konc. $ \ ce {HNO3} $ eller $ \ ce {HClO4} $ är faktiskt lite lila. Vi kallar dessa föreningar katjoniska syror. Så vattenkomplexen kommer att fungera som syror och deprotoneras i vatten. För ditt exempel på $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ är det ungefär detsamma. Jag läser ofta i studentrapporter att, om till exempel ett hexaquakomplex är behandlad med en bas skulle $ \ ce {OH ^ -} $ byta mot en vattenligand. Många drog sedan slutsatsen att $ \ ce {OH ^ -} $ måste vara den starkare liganden i den spektrokemiska serien. Detta är naturligtvis fel och inte relaterat till varandra här. Vad som är mycket mer logiskt, åtminstone för mig är, att genom samordning kommer vattnet närmare det högt laddade metallcentret. Men det betyder att det finns en avstötning från $ \ ce {H} $ i $ \ ce {H2O} $ och metallcentret eftersom båda har en positiv (formell) laddning. Detta gör det mycket lättare att bli deprotonerad av en bas.
Men varför stannar detta vid vissa tillfällen? Jag ställde mig samma fråga för exemplet med $ \ ce {B eO} $ reagerar med $ \ ce {OH ^ -} $ för att bilda $ \ ce {[Be (OH) 4] ^ 2 -} $ . Varför bildar Berylliumoxid amfoterisk ett berrylat medan $ \ ce {MgO} $ till $ \ ce {BaO} $ visa inte denna förmåga? Det tog mig ett tag att hitta ett svar på detta. Det finns en ekvation av Cartledge som försöker beskriva detta fenomen:
$$ \ ce {Φ = z / r} $$
Där Φ är jonpotentialen, z laddningen och r radien. Om $ \ ce {Φ ^ {1/2}} $ är mindre än 2,2 anses jonen vara basisk, över 3,2 anses den vara sur. i mitten anses det vara amfoteriskt. Vad betyder det? Det verkar som om det finns ett förhållande mellan radie och laddning. Små, mycket laddade joner verkar polarisera de omgivande vattenmolekylerna så mycket att de snabbt tappar ett proton.
I ditt fall talar vi inte specifikt om oxider men jag antar att något liknande borde hända. Den höga laddningen på metallen och det faktum att $ \ ce {Fe} $ redan finns i mitten av d-raden där atomradier minskar längs raden ska vara tillräckligt för att faktiskt orsaka ännu mer deprotonation, den här gången kanske inte av omgivande vattenmolekyler som i fallet med $ \ ce {BeO} $ utan de som redan är ligerade till metallcentret. Vid någon tidpunkt kommer det att kräva ytterligare hjälp som händer när pH-värdet höjs. Och faktiskt för $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ en $ \ ce {Na4 [Fe (OH) 6 ]} $ verkar finnas.
Jag antar att jämförelsen med $ \ ce {BeO} $ kanske kan vara lite långt hämtad men det skulle vara ett verkligt exempel där du kan se hur förhållandet laddning till radie verkar på hur lösliga hydroxokomplex bildas.
Kommentarer
- Kan du ge en referens, förutom läroboksproblem som ofta utgör saker, för $ \ ce {Na4Fe (OH) 6} $?
- Bra fråga. Det nämns i Riedel – Anorganische Chemie och den nya upplagan av den tidigare Holleman Wiberg att existera. Men jag kommer att kontrollera Gmelin på järn senare.