Гидроксиды

Кристаллические решётки гидроксидов щелочных и щёлочноземельных металлов содержат ионы OH⁻ , которые легко обнаруживаются по широкой полосе в ИК-спектре при 3600 см⁻¹ . Щёлочи при растворении в воде подвергаются электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов OH⁻ и аквакатионов металла. В концентрированных неводных растворах гидроксидов щелочных металлов возможно образование ионных пар, например (K⁺ ·OH⁻ ), c включением в их состав молекул растворителя. Гидроксиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде, гидроксиды остальных металлов малорастворимы и часто выделяются из водного раствора в виде гелей переменного состава, содержащих молекулы воды.

К амфотерным гидроксидам относят Be(OH)₂ , Zn(OH)₂ , Al(OH)₃ , Ga(OH)₃ , Sn(OH)₂ , Pb(OH)₂ , CrO(OH) и др. При взаимодействии с кислотами они образуют соли, с сильными основаниями – гидроксокомплексы. Например, гидроксид цинка может реагировать как с кислотой, так и с основанием:

${\displaystyle Zn(OH)_{2}+2HCl\rightarrow ZnCl_{2}+2H_{2}O}$,

${\displaystyle Zn(OH)_{2}+2KOH\rightarrow K_{2}[Zn(OH)_{4}]}$.

Гидроксиды многих металлов, особенно элементов IV B группы периодической системы, склонны к поликонденсации в результате процесса оляции – образования мостиковых групп OH. При этом гидроксиды превращаются в сложные нестехиометрические соединения – многоядерные гидроксоаквакомплексы, содержащие такие, например, фрагменты, как на рис. 1.

Образованию этих соединений способствует повышение температуры, концентрации раствора и водородного показателя (pH). При старении осадка многоядерных гидроксоаквакомплексов гидроксогруппы необратимо превращаются в оксогруппы (процесс оксоляции, рис. 2):

Многие гидроксиды и их водные растворы поглощают СО₂ из воздуха с образованием карбонатов, с кислотами дают соли. При нагревании гидроксиды щелочных металлов, кроме LiOH, плавятся, а остальные, в том числе и LiOH, разлагаются на оксид металла и воду, например:

${\displaystyle Cu(OH)_{2}\rightarrow CuO+H_{2}O}$.

Гидроксиды Cu(I), Ag(I), Au(I) разлагаются на воду и оксид в процессе их образования.

Гидроксиды щелочных металлов получают: электролизом водных растворов солей, чаще всего хлоридов; методом ионного обмена с использованием анионитов в OH-форме; иногда по обменным реакциям, например:

${\displaystyle Li_{2}SO_{4}+Ba(OH)_{2}\rightarrow 2LiOH+BaSO_{4}}$.

Гидроксиды остальных металлов получают в основном по обменным реакциям. В отдельных случаях гидроксиды щёлочноземельных металлов синтезируют взаимодействием их оксидов с водой, например:

${\displaystyle CaO+H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}}$.

Гидроксиды встречаются в природе в виде минералов, например гидраргиллита Al(OH)₃ , брусита Mg(OH)₂ .

Систематические названия гидроксидов составляются по обычным номенклатурным правилам. Например: NaOH – гидроксид натрия; Fe(OH)₂ – гидроксид железа(II); Al(OH)₃ – гидроксид алюминия.

Если в гидроксиде электроотрицательная составляющая включает оксидные и гидроксидные анионы одновременно, то в систематических названиях используются числовые приставки: TiO(OH)₂ – дигидроксид-оксид титана; MoO(OH)₃ – тригидроксид-оксид молибдена.

Для соединений, содержащих группу O(OH), используют традиционные названия с приставкой мета-: FeO(OH) – метагидроксид железа; CrO(OH) – метагидроксид хрома.

Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, например, Fe₂ O₃ ·nH₂ O, недопустимо писать формулы типа Fe(OH)₃ . Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется. Примеры систематических названий: Au₂ O₃ ·nH₂ O – полигидрат оксида золота(III); MnO₂ ·nH₂ O – полигидрат оксида марганца(IV).

Особо следует отметить гидрат аммика NH₃ ·H₂ O, называемый раньше гидроксидом аммония NH₄ OH.