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Gli mwawidrossidi sono mwbacomposti mwbqsalini ternari costituiti da un mwbgmetallo, mwbwossigeno e mwcaidrogeno e hanno mwcqformula generale M(OH)mwcgn, dove n è il numero di mwcwgruppi mwdaanione mwdqidrossidocite-ref-1[1] (OHmweg-) legati al mwewcatione metallico. Gli idrossidi disciolti nell'acqua, dissociandosi, rilasciano il gruppo OHmwfa- e uno ione metallico positivo.

Sono tutti mwiabasi di mwiqArrhenius più o meno forti e si possono formare tramite reazione formale tra l'mwigacqua e un mwiwossido basico, come negli esempi:

mwjq Na 2 O + H 2 O ⟶ ⟶ 2 NaOH {\displaystyle {\ce {Na2O + H2O -> 2NaOH}}}

mwjw CaO + H 2 O ⟶ ⟶ Ca ( OH ) 2 {\displaystyle {\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}}

mwkq Al 2 O 3 + 3 H 2 O ⟶ ⟶ 2 Al ( OH ) 3 {\displaystyle {\ce {Al2O3 + 3H2O -> 2Al(OH)3}}}

• Nomenclatura

• Categoria degli idrossidi

• Caratteristiche degli idrossidi: la basicità e gli equilibri di precipitazione

• Lista degli idrossidi più comuni

• Note

• Bibliografia

• Voci correlate

• Altri progetti

• Collegamenti esterni

La nomenclatura è tradizionale o mwlqIUPAC.

La nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ha le seguenti regole per nominare gli idrossidi:cite-ref-2[2]

• Vengono chiamati mwnqIdrossido 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:

• mwoqIdrossido di... seguito dal nome del metallo e dal suo numero di ossidazione

• Anteponendo a mwowIdrossido 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 mwpwIdrossido di ... seguito dal nome del metallo.

• Se invece il metallo possiede più ossidazioni, allora si usa scrivere mwqqIdrossido ... seguito dal nome del metallo con suffisso mwqg-ico o mwqw-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)mwrw2 di-idrossido di ferro, idrossido di ferro(II), idrossido ferroso

• Fe(OH)mwsq3 tri-idrossido di ferro, idrossido di ferro(III), idrossido ferrico

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)mwta3 tri-idrossido di alluminio o idrossido di alluminio(III) (o ancora idrossido alluminico, mwtqobsoleto).

Gli idrossidi sono dei sistemi basici cioè in grado di rilasciare anioni idrossido OHmwua- in mwuqsoluzione acquosa (teoria acido base di Arrhenius), di accettare protoni (Hmwug+) in qualsiasi tipo di solvente (teoria acido-base di Bronsted-Lowry) o di donare un mwuwdoppietto elettronico (teoria acido-base di Lewis). Per questi sistemi esiste quindi un equilibrio acido-base governato da una costante termodinamica KmwvaT 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:

KmwvwT = Kmwwaeq x Kmwwqγ

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

M(OH)= Mmwxq+ + OHmwxg-

Kmwyqγ = γmwygMmwyw+ x γmwzaOHmwzq+ / γmwzgM(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:

Kmwageq = [Mmwaw+] x [OHmwba-]/[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:

Kmwcaeq = [Mmwcq+] x [OHmwcg-]

Questa è la legge che governa l'equilibrio di solubilità di una specie generica M(OH). Se la specie fosse stata M(OH)mwda2 l'equilibrio viene scritto in questo modo:

M(OH)mwdw2= M(OH)mwea+ + OHmweq- = Mmweg2+ + 2OHmwew-

e la costante di equilibrio:

Kmwfweq = [Mmwga++] x [OHmwgq-]mwgg2

Le basi, in generale, possono essere classificate anche come 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)mwha2 ). 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 mwhqequilibrio chimico. Gli idrossidi sono composti ionici (e come tali in soluzione possono presentarsi solo nella loro forma dissociata, indipendentemente dalla solubilità, con un eventuale corpo di fondo -che non partecipa mai all'equilibrio chimico della soluzione- quando essa risulta bassa). La loro "forza" come basi può essere vista in due modi: secondo la teoria di Bronsted-Lowry, sono acidi forti quelli che cedono protoni all'acqua in maniera completa; di conseguenza, le basi forti sono quelle che acquistano in maniera completa protoni dall'acqua. Gli idrossidi del I e del II gruppo della tavola periodica costituiscono le basi forti. Tra queste ricordiamo l'idrossido di sodio NaOH; LiOH; KOH; Ba(OH)₂. Alcuni idrossidi del gruppo II - l'idrossido di magnesio Mg(OH)₂ e l'idrossido di calcio Ca(OH)₂ - pur essendo basi forti secondo tale modello sono poco solubili: essi dunque, benché la loro dissociazione in acqua sia completa, in soluzione liberano pochi ioni OH⁻ a causa della difficoltà a sciogliersi.

In effetti, nonostante quella di Arrhenius sia più datata e meno completa come teoria acido-base (e, a dire il vero, priva di uno scopo quantificativo nella definizione di acidi e basi che reagisono in soluzione), essa può risultare utile, in relazione alla sua trattazione e in modo estensivo, per definire la forza degli idrossidi come basi in funzione del grado di solubilità: NaOH (idrossido di sodio), ad esempio, verrebbe considerato una base forte in virtù della sua alta solubilità come composto ionico, ossia della sua capacità di fornire quantitativi elevati di ioni ossidrili in soluzione; viceversa, come accennato, idrossidi meno solubili ne forniscono quantitativi minori.

• mwigIdrossido di litio

• mwjaIdrossido di sodio (conosciuto anche come "soda caustica")

• mwjgIdrossido di potassio (conosciuto anche come "potassa caustica")

• mwkaIdrossido di rubidio

• mwkgIdrossido di cesio

• mwlaIdrossido di berillio

• mwlgIdrossido di magnesio

• mwmaIdrossido di calcio (conosciuto anche come "calce spenta")

• mwmgIdrossido di stronzio

• mwnaIdrossido di bario

• mwngIdrossido di alluminio

• mwoaIdrossido di gallio

• Idrossido di indio

• Idrossido di stagno

cite-note-11. ↑ secondo la nomenclatura IUPAC 2000 e 2005, l'uso del termine mwqwossidrile è deprecato.

cite-note-22. ↑ mwrwmwsamwsqIUPAC RED Book, definizione di "idrossido" (mwsgmwswPDF), su mwtaiupac.org.

• Freiser & Fernando "Gli equilibri ionici nella chimica analitica" Ed. Piccin

• Kolthoff, I.M. Elving, P. "Treatise on analytical chemistry" (adesso anche nella versione italiana)

• mwvaBase (chimica)

• mwvgOssido

• mwwaGruppo ossidrilico

• mwwgNomenclatura chimica inorganica

Altri progetti

• Wikizionario

• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «idrossido»

• citerefbritannica-com(EN) hydroxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.