Idrossido

Gli idrossidi sono composti salini ternari costituiti da un metallo, ossigeno e idrogeno e hanno formula generale M(OH)_n, dove n è il numero di gruppi anione idrossido (OH^-) legati al catione metallico. Gli idrossidi disciolti nell'acqua, dissociandosi, rilasciano il gruppo OH^- e uno ione metallico positivo.

Sono tutti basi di Arrhenius più o meno forti e si possono formare tramite reazione formale tra l'acqua e un ossido basico, come negli esempi:

${\ce {Na2O H2O -> 2NaOH}}$

${\ce {CaO H2O -> Ca(OH)2}}$

${\ce {Al2O3 3H2O -> 2Al(OH)3}}$

Nomenclatura

La nomenclatura è tradizionale o IUPAC.

La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha le seguenti regole per nominare gli idrossidi:

Vengono chiamati Idrossido di... seguito dal nome del metallo.
Se il metallo può formare idrossidi in cui ha diversi stati di ossidazione ci sono vari modi di chiamarli:
- Idrossido di... seguito dal nome del metallo e dal suo numero di ossidazione
- Anteponendo a Idrossido di (Metallo) un prefisso che indica il numero di ossidrili a cui il metallo è legato (di-, tri-, tetra-, ecc.).

La nomenclatura tradizionale invece, segue queste regole:

Se il metallo con cui è formato il legame ha un solo numero di ossidazione, si indica con Idrossido di ... seguito dal nome del metallo.
Se invece il metallo possiede più ossidazioni, allora si usa scrivere Idrossido ... seguito dal nome del metallo con suffisso -ico o -oso a indicare rispettivamente il più alto e il più basso tra i numeri di ossidazione più comunemente utilizzati del metallo stesso (in alcune tavole, i numeri di ossidazione sono disposti secondo importanza, per cui basterà considerare i primi due numeri positivi indicati, in quanto il gruppo ossidrilico assume sempre un numero di ossidazione complessivo di -1).

Ad esempio il ferro può avere numero di ossidazione 2 o 3 e dare i rispettivi idrossidi:

Fe(OH)₂ di-idrossido di ferro, idrossido di ferro(II), idrossido ferroso
Fe(OH)₃ tri-idrossido di ferro, idrossido di ferro(III), idrossido ferrico

Categoria degli idrossidi

Gli idrossidi essenzialmente sono costituiti da elementi del primo e del secondo gruppo della tavola periodica quindi con i metalli alcalini e alcalino-terrosi e dai sistemi atomici anfoteri. Un esempio di idrossido di un sistema atomico anfotero è Al(OH)₃ tri-idrossido di alluminio o idrossido di alluminio(III) (o ancora idrossido alluminico, obsoleto).

Caratteristiche degli idrossidi: la basicità e gli equilibri di precipitazione

Gli idrossidi sono dei sistemi basici cioè in grado di rilasciare anioni idrossido OH^- in soluzione acquosa (teoria acido base di Arrhenius), di accettare protoni (H) in qualsiasi tipo di solvente (teoria acido-base di Bronsted-Lowry) o di donare un doppietto elettronico (teoria acido-base di Lewis). Per questi sistemi esiste quindi un equilibrio acido-base governato da una costante termodinamica K_T funzione dell'attività delle specie in soluzione e che può essere separata in due costanti: una costante dipendente dalle concentrazioni delle specie in soluzione e una costante dipendente dai coefficienti di attività ionica delle specie in soluzione:

K_T = K_eq x K_γ

L'equilibro della nostra specie basica (l'idrossido) quindi è:

M(OH)= M OH^-

K_γ = γ_M x γ_OH / γ_M(OH)

γ è il coefficiente di attività ionica dipendente dalla carica degli ioni, dalla temperatura della soluzione (T), dalla costante dielettrica del solvente (D), da un termine correttivo (B) e dalla forza ionica delle specie in soluzione (u) e questi coefficienti di attività ionica per una specie possono essere ricavati tramite la legge di Debye-Hückel. Da ricordare che in soluzione non si possono isolare ioni né tanto è possibile conoscere il coefficiente di attività per un singolo ione. Però per soluzioni diluite si è visto che i coefficienti di attività ionica γ tendono tutti a 1 quindi è possibile effettuare un'approssimazione e considerare per il nostro equilibrio acido-base o di precipitazione la sola costante di equilibrio dipendente dalle concentrazioni e ciò ci permette di lavorare con le concentrazioni e conoscere pH, descrivere curve acido-base, ecc. perché altrimenti per soluzioni fortemente concentrate a partire da 1M in su entra in gioco la forza ionica e quindi i coefficienti di attività non tendono più a 1 quindi bisogna calcolarli con la legge di Debye-Hückel e nonostante ciò si ottengono risultati che scartano abbastanza dal valor vero. Quindi:

K_eq = [M] x [OH^-]/[M(OH)]

Generalmente le specie neutre come M(OH) in soluzione acquosa si presentano sotto forma di precipitato in quanto hanno un basso prodotto di solubilità e quindi il sistema acqua non è in grado di rompere la molecola dell'idrossido per poterla scindere in catione e anione. Quindi per la specie M(OH) neutra che si presenta sotto forma di precipitato essendo appunto un solido, la sua attività sarà unitaria quindi avremo:

K_eq = [M] x [OH^-]

Questa è la legge che governa l'equilibrio di solubilità di una specie generica M(OH). Se la specie fosse stata M(OH)₂ l'equilibrio viene scritto in questo modo:

M(OH)₂= M(OH) OH^- = M² 2OH^-

e la costante di equilibrio:

K_eq = [M] x [OH^-]²

Le basi possono essere classificate anche come basi mono-basiche, cioè in grado di accettare un protone (soda caustica o idrossido di sodio, NaOH) o poli-basiche, cioè in grado di accettare più protoni (es. idrossido di calcio Ca(OH)₂ ). Possono inoltre essere basi forti se sono completamente dissociate in soluzione (ovvero quando l'equilibrio è spostato totalmente a destra) o basi deboli quando la dissociazione è parziale, portando alla formazione di un equilibrio chimico.

Lista degli idrossidi più comuni

Idrossido di litio
Idrossido di sodio (conosciuto anche come "soda caustica")
Idrossido di potassio (conosciuto anche come "potassa caustica")
Idrossido di rubidio
Idrossido di cesio
Idrossido di berillio
Idrossido di magnesio
Idrossido di calcio (conosciuto anche come "calce spenta")
Idrossido di stronzio
Idrossido di bario
Idrossido di alluminio
Idrossido di gallio
Idrossido di indio
Idrossido di stagno

Note

Bibliografia

Freiser & Fernando "Gli equilibri ionici nella chimica analitica" Ed. Piccin
Kolthoff, I.M. Elving, P. "Treatise on analytical chemistry" (adesso anche nella versione italiana)