Hydroxidion

hydroxidion

Generel
Chem. formel	HO⁻
Klassifikation
CAS nummer	14280-30-9
PubChem	961
ChemSpider	936
CHEBI	16234
medicin bank	DB14522
SMIL
[ÅH-]
InChI
InChI=1S/H2O/h1H2/p-1
Data er baseret på standardbetingelser (25℃, 100kPa), medmindre andet er angivet.

Hydroxidion ( hydroxidanion , hydroxidion ) er en negativt ladet hydroxidion OH- .

Hydroxidionen eksisterer isoleret i gasfasen , er placeret i krystalgitteret af hydroxider og basiske salte , dannes i vandige opløsninger som et resultat af den elektrolytiske dissociation af vand og/eller opløste hydroxider.

Tilstedeværelsen i en vandig opløsning af OH-ionen - i koncentrationer over 10 -7 mol / liter fører til en alkalisk reaktion af opløsningen.

I kompleksdannelsesreaktioner kan hydroxidionen fungere som en ligand [1] .

Den løse lagdelte krystalstruktur af hydroxider er en konsekvens af den høje polariserbarhed og store ioniske radius af hydroxidanionen.

Ioniske ligevægte i gasfasen

I gasfasen finder en ligevægtsreaktion sted, som karakteriserer hydroxidionens termiske stabilitet

{\displaystyle {\mathsf {OH^{-}\højrepil OH+e^{-))))

Ligevægtskonstantens (K p ) afhængighed af den absolutte temperatur (T) [2] :

T,k	1000	2000	3000	4000	5000	6000
Cr	1,66 10 −7	2,34 10 −2	1,94	2,23 10	1.11 10 2	3,56 10 2

Elektrolytisk dissociation af baser

Under den elektrolytiske dissociation af baser dannes metalkationer og hydroxidioner, der er fælles for alle baser :

{\mathsf {NaOH\rightleftarrows Na^{+}+OH^{-}}}

{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}\rightleftarrows Ba^{2+}+2OH^{-))))

Baser kan således defineres som kemiske forbindelser, der giver hydroxidioner i en vandig opløsning.

Den elektrolytiske dissociation af baser er karakteriseret ved dissociationskonstanten i vandige opløsninger K B [3] :

Grundlag	LiOH	NaOH	Ca(OH) 2	Sr(OH) 2	Ba(OH) 2	NH4OH _ _
KB , ved 25° C	6,75 10 −1	5.9	4,3 10 −2	1,5 10 −1	2,3 10 −1	1,79 10 −5

Hydroxidionens kemiske egenskaber

Den vigtigste reaktion, hvori hydroxidionen deltager, er neutraliseringen af syrer og baser:

{\mathsf {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O))

eller i ionisk form:

{\mathsf {OH^{-}+H^{+}\højrepil H_{2}O))

Det sidste udtryk er en generel ligning for neutraliseringsreaktioner og viser, at i alle tilfælde, når H + -ioner møder OH - hydroxidioner , kombineres de til næsten udissocierede vandmolekyler. I reaktionen udviser hydroxidionen egenskaberne af en nukleofil - et elektrisk rigeligt kemisk reagens, der er i stand til at interagere med elektrofiler (elektrondeficiente forbindelser) ifølge donor-acceptor-mekanismen , hvilket fører til dannelsen af en kovalent kemisk binding .

Hydroxidionen deltager i bimolekylære nukleofile substitutionsreaktioner . For eksempel donerer oxygenatomet i hydroxidionen et par elektroner for at binde sig til carbonatomet i bromethanmolekylet:

Typiske nukleofile substitutionsreaktioner:

Dannelse af alkoholer ud fra halogencarboner:

{\displaystyle {\mathsf {C_{2}H_{5}Br+OH^{-}\højrepil C_{2}H_{5}OH+Br^{-))))

Dannelse af ketoner:

{\mathsf {CH_{3}CBr_{2}CH_{3}+2OH^{-}\højrepil (CH_{3})_{2}O+2Br^{-}+H_{2}O }}

Dannelse af carboxylsyrer:

{\mathsf {CH_{3}CCl_{3}+3OH^{-}\højrepil CH_{3}COOH+3Cl^{-}+H_{2}O))

Forsæbning af estere:

{\mathsf {CH_{3}COOC_{2}H_{5}+OH^{-}\rightarrow CH_{3}COO^{-}+C_{2}H_{5}OH))

Noter

↑ Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Konstanter af uorganiske stoffer: en opslagsbog. - M. : Bustard, 2006. - S. 595-596.
↑ Håndbog om en kemiker. - 2. udg., revideret. og yderligere .. - M. - L . : "Kemi", 1964. - T. 3. - S. 75. - 1008 s.
↑ Håndbog om en kemiker. - 2. udg., revideret. og yderligere .. - M. - L . : "Kemi", 1964. - T. 3. - S. 81. - 1008 s.

Litteratur

Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. og andre - M . : Soviet Encyclopedia, 1988. - T. 1 (Abl-Dar). — 623 s.