Wodorotlenki to związki kationów metali z anoinami \(OH^{-}\)

Wzór wodorotlenków ma postać:

\[M\ (OH)_{n}\]

Gdzie n oznacza stopień utlenienia metalu

Wodorotlenek nazywamy jako wodorotlenek metalu podając w nawiasie opcjonalnie wartościowość metalu, jeżeli metal może przyjmować więcej niż jest jedną wartościowość; np.:

Na OH - wodorotlenek sodu

Cu (OH) ₂ - wodorotlenek miedzi (II)

Mn (OH) ₄ - wodorotlenek manganu (IV)

Al (OH) ₃ - wodorotlenek glinu

Wodorotlenki mogą być zasadowe (głównie I i II grupy) oraz amfoteryczne. Charakter chemiczny wodorotlenków jest zawsze taki jak odpowiedniego tlenku na danym stopniu utlenienia, więc można to wyczytać z tej samej tabeli. Zasady (ługi) to wodorotlenki I i II grupy - bez berylu, zwykle są dobrze rozpuszczalne i bardzo żrące, wodorotlenki amfoteryczne zwykle źle rozpuszczalne i nie mają właściwości korodujących. Moc wodorotlenków I i II grupy rośnie w dół układu okresowego (KOH > NaOH; Ba(OH) ₂ >Ca(OH) ₂ ). Wodorotlenki I grupy są zawsze znacznie silniejsze od wodorotlenków II grupy dla atomów w tym samym okresie. Jednocześnie dla danego pierwiastka, im niższy stopień utlenienia tym silniejsze właściwości zasadowe. Dla I i II grupy wartościowość metalu jest zawsze równa odpowiednio 1 i 2, dla wodorotlenków grupy 12 wartościowość jest równa 2. W przypadku wodorotlenków metali przejściowych w zasadzie jest to wolna amerykanka.

Otrzymywanie:

Istnieją trzy główne metody otrzymywania wodorotlenków:

Metal po wrzuceniu do wody daje wodorotlenek i wodór:

\[Metal\ + \ Woda\ \rightarrow \ Wodorotlenek\ + \ wodór.\]

np.

\[2\mathbf{Na}\ + 2H_{2}O \rightarrow \ 2\ \mathbf{Na}OH\ + H_{2}\]

\[\mathbf{Ba}\ + \ 2H_{2}O\ \rightarrow \ \mathbf{Ba}(OH)_{2}\ + \ H_{2}\]

Metoda ta jest ograniczona do bardzo reaktywnych metali takich jak sód lub potas. Granicznym przykładem jest magnez – na ciepło reakcja ta zachodzi, na zimno nie zachodzi.

Kolejną metodą jest reakcja tlenków metali z wodą:

\[Tlenek\ metalu\ + H_{2}O\ \rightarrow \ wodorotlenek.\]

\[\mathbf{Mg}O\ + H_{2}O\ \rightarrow \ \mathbf{Mg}(OH)_{2}\]

\[\mathbf{N}\mathbf{a}_{2}O\ + H_{2}O \rightarrow \ 2\mathbf{Na}OH\]

Metoda ta jest ograniczona do tlenków zasadowych, amfoterycznych wodorotlenków w ten sposób nie da się otrzymać.

Kolejną metodą jest metoda strąceniowa –jest najpopularniejsza metoda przy otrzymywania ciężko rozpuszczalnych wodorotlenków amfoterycznych, gdyż praktycznie wszystkie wodorotlenki amfoteryczne są cieżkorozpuszczalne.

Schemat otrzymywania wedle tej metody wygląda nastepująco:

\(sól\ dobrze\ rozpuszczalna\ + dobrze\ rozpuszczalny\ wodorotlenek \rightarrow\) \(\ źle\ rozpuszczalny\ wodorotlenek\ + \ sól\ dobrze\ rozpuszczalna.\)

Przykładem jest reakcja, wytrącania \(Cr(OH)_{3}\) , którą możemy zapisać jako:

\[\mathbf{Cr}Cl_{3}\ + \ 3\mathbf{Na}OH\ \rightarrow \mathbf{Cr}(OH)_{3}\ + \ 3\mathbf{Na}Cl\]

W przypadku przeprowadzania tych reakcji w laboratorium należy zwrócić szczególną uwagę na właściwe dobranie ilości reagentów, tak aby uniknąć dodania nadmiaru zasady. Ewentualny nadmiar zasady spowoduje utworzenie rozpuszczalnego związku kompleksowego - wodorotlenek amfoteryczny przereaguje z nadmiarem wodorotlenku:

\[\mathbf{Cr}(OH)_{3}\ + \ 3\mathbf{Na}OH\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{3}\lbrack\mathbf{Cr}(OH)_{6}\rbrack\]

Jony kompleksowe omówione są dalej.

Do trzech głównych metod można jeszcze dodać metodę przy użyciu wodorków metali:

\[Wodorek + woda\ \rightarrow \ wodorotlenek\ + wodór\]

Np.

\[\mathbf{Na}H\ + \ H_{2}O\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}OH\ + H_{2}\]

\[\mathbf{Al}H_{3}\ + \ 3\ H_{2}O\ \rightarrow \mathbf{Al}(OH)_{3}\ + \ 3\ H_{2}\]

Metoda, choć ogólna tzn. umożliwia otrzymanie wodorotlenków zarówno amfoterycznych jak i zasadowych, jest ograniczona jest tylko do wodorków metali, które występują, jednak z uwagi na różnorodność i mnogość połączeń z wodorem reakcje te są omówione w reaktywności wodorków.

Związki kompleksowe, z szczególnym uwzględnieniem hydroksosoli

Związki kompleksowe w roztworach wodnych to związki, które zbudowane są atomu metalu zwanym atomem centralnym i ligandów połączonych wiązaniami koordynacyjnym. Mimo bardzo zbliżonej definicji, jako związku kompleksowego nie rozpatrujemy np. kwasu siarkowego (VI), czy też anionu tego kwasu, pomimo posiadania dwóch wiązań koordynacyjnych w swojej cząsteczce. Atomem centralnym musi być metal. Ligandy to molekuły (zwykle aniony lub związki elektroobojętne), które posiadają przynajmniej jedną wolną parę elektronową i mogą ją uwspólniać z atomem centralnym.

W chemii związków kompleksowych wykorzystuje się pojęcie liczby koordynacyjnej, oznaczanej dalej jako l _k . Liczba ta jest zdefiniowana dla każdego kationu metalu i jest najczęściej równa podwojonemu ładunkowi tego kationu (np. Fe ³⁺ → l _k = 6, Ag ⁺ ↓ l _k = 2, Cu ²⁺ → l _k = 4). Oczywiście zbyt pięknie by było, jakby od tej zasady nie istniały wyjątki, gdyż taki kation Fe ²⁺ posiada liczbę koordynacyjną 6, a dla kationu Cr ³⁺ i Al ³⁺ liczba ta jest równa 4 lub 6, Au ³⁺ zaś ma l _k równą 4. Polecam uczyć się reguły oraz wyjątków od opisanej powyżej reguły, gdyż jest ich stosunkowo mało, a nauka wszystkich liczb koordynacyjnych na pamięć wydaje mi się przesadą. Opisywana liczba świadczy o ilości wiązań koordynacyjnych możliwych do utworzenia przez dany kation metalu, a więc w przypadku najbardziej popularnych ligandów o ich liczbie dołączonych do danego atomu centralnego. Czasem liczba koordynacyjna zależy od rodzaju ligandu, jednak w liceum nie omawia się tego typu przykładów.

Pierwszymi związkami koordynacyjnymi, z jakimi spotykamy się w szkole są te otrzymywane przez działanie np. wodorotlenkiem zasadowym na wodorotlenek amfoteryczny.

Rozważmy reakcję:

\(NaOH\ + \ Fe(OH)_{3} \rightarrow\)

widzimy, iż mamy tu silną zasadę -wodorotlenek sodu oraz wodorotlenek żelaza (III) -wodorotlenek amfoteryczny. W związkach kompleksowych zwykle atom centralny jest metalem lub półmetalem z bloku d lub p, nie tworzącym silnych zasad, więc w omawianym przypadku jest to żelazo (III). Mamy tutaj jony hydroksylowe, które mogą stanowić ligandy. Żelazo jest trójdodatnie ,a więc jego liczba koordynacyjna wynosi 6 - przyłącza tyle ligandów czyli jonów jonów OH ^- . Uzyskujemy w ten sposób jon Fe(OH) ₆ , jego ładunek jest sumą ładunków molekuł z jakich się składa: 3 ⁺ + 6 ^- =3 ^- , więc jest trójujemny. Ilość przyłączonego sodu musi zrównoważyć otrzymany ładunek ujemny, więc dołączamy 3 atomu sodu. Otrzymany wzór związku ma postać Na ₃ Fe(OH) ₆ , inną poprawną formą zapisu jest Na ₃ [Fe(OH) ₆ ]. Zbilansowane równanie reakcji będzie miało postać:

\[3\mathbf{Na}OH\ + \ \mathbf{Fe}(OH)_{3}\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{3}\lbrack\mathbf{Fe}(OH)_{6}\rbrack.\]

Dla reakcji

Analogicznie możemy rozpracować produkt reakcji:

\[\mathbf{Ba}(OH)_{2}\ + \mathbf{Al}(OH)_{3} \rightarrow\]

Metalem centralnym jest tutaj glin, załóżmy, iż ma on liczbę koordynacyjną 6. Liczba ta może równać się też 4, kwestia jest w ilości użytej ilości zasady, w zadaniach maturalnych jest liczba koordynacyjna jest zwykle podana, a jak nie to dla glinu obie uznawane są jako poprawne. Utworzony jon kompleksowy będzie miał wzór Al(OH) ₆ ^3- , kation baru obdarzony jest ładunkiem dwudodatnim, więc potrzebujemy dwóch jonów Al(OH) ₆ ^3- na trzy kationy Ba ²⁺ aby uzyskać związek nie obdarzony ładunkiem, więc związek ten będzie miał wzór:

Ba ₃ [Al(OH) ₆ ] ₂ . W zapisie należy koniecznie zastosować nawias kwadratowy, aby zaznaczyć ilość jonów kompleksowym w związku. Zbilansowane równanie reakcji będzie miało postać:

\[3\mathbf{Ba}(OH)_{2}\ + 2\mathbf{Al}(OH)_{3} \rightarrow \ \mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Al}(OH)_{6} \right\rbrack_{2}\]

Analogicznie możemy określić wzór produktów reakcji tlenków oraz wodorotlenków zasadowych i amfoterycznych, należy podkreślić, iż zawsze wzory produktów tych reakcji w środowisku wodnym są takie same jak wzory produktów reakcji wodorotlenków amfoterycznych i zasadowych na odpowiednich stopniach utlenienia.

W przypadku reakcji:

Zn O + Na OH

możemy wywnioskować, iż atomem centralnym jest cynk – jest on metalem amfoterycznym, stopień utlenienia dla niego wynosi +2, nie jest on wyjątkiem, więc jego liczba koordynacyjna to 4. Metal ten tworzyć będzie cztery wiązania koordynacyjne, wiążąc cztery jony OH ^- i tworząc jon kompleksowy Zn(OH) ₄ . Jon ten obdarzony jest ładunkiem równym -2 (możemy to obliczyć 2+ +4*(-1) = - 2), jest więc dwuwartościowy, otrzymany związek ma więc wzór Na ₂ [Zn(OH) ₄ ]. Po bilansie atomów w równaniu reakcji widać, iż brakuje cząsteczki wody, poprawny zapis to:

\[\mathbf{Zn}O\ + \ H_{2}O\ + 2\ \mathbf{Na}OH\ \rightarrow \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack.\]

Porównując to równanie do równania reakcji wodorotlenku cynku:

\[\mathbf{Zn}(OH)_{2}\ + 2\ \mathbf{Na}OH\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack\]

widzimy, iż produkt obu tych reakcji jest taki sam, stosunek reagujących cynków i sodów również są stałe, różnica jest w zastosowaniu wody, ale jest to ilość taka, która umożliwia przekształcenie tlenku cynku w wodorotlenek. Zajście takiej reakcji (tlenek amfoteryczny → wodorotlenek) jest niemożliwe, gdyż użyty tlenek jest amfoteryczny, ale bilans, choć jest możliwy tylko "na kartce" w zupełnie sprawdza się przy pisaniu równania reakcji.

W przypadku reakcji odpowiedniego tlenku zasadowego z wodorotlenkiem amfoterycznym w obecności wody również otrzymamy ten sam produkt. Rozpatrzmy reakcję tlenku sodu z wodorotlenkiem cynku:

\[\mathbf{Zn}(OH)_{2}\ + \ H_{2}O\ + \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}O\ \rightarrow \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack.\]

Widać duże podobieństwo pomiędzy dwoma omówionymi metodami, w trakcie dodawania tlenków do wody powstaje wodorotlenek sodu i ta reakcja w przeciwieństwie do reakcji tlenku cynku z wodą zachodzi w również w praktyce - w końcu jest tlenek zasadowy.

Analogicznie można otrzymać ten związek kompleksowy w reakcji obu tlenków w obecności wody:

\[\mathbf{Zn}O\ + \ 2H_{2}O\ + \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}O\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack.\]

W tym wypadku rzeczywiście pierwszą reakcją jest reakcja tlenku zasadowego z wodą ( Na ₂ O+H ₂ O) z utworzeniem zasady i następcza reakcja ługu z tlenkiem amfoterycznym.

Porównajmy opisane metody:

\[\mathbf{Zn}(OH)_{2}\ + 2\ \mathbf{Na}OH\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack\]

\[\mathbf{Zn}O\ + \ H_{2}O\ + 2\ \mathbf{Na}OH\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack\]

\[\mathbf{Zn}(OH)_{2}\ + \ H_{2}O\ + \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}O\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack\]

\[\mathbf{Zn}O\ + \ 2H_{2}O\ + \ \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}O\ \rightarrow \mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Zn}(OH)_{4}\rbrack\]

Metody te różnią się zawartością wody w substratach, brakująca woda jest pochodzi z roztworu, w których prowadzona jest reakcja. Te cztery metody otrzymywania związków kompleksowych z grupami hydroksolowymi są uniwersalne dla wszystkich pochodnych tego typu. Analogicznie można zapisać (l _k dla Cr ³⁺ = 6, otrzymywany jon kompleksowy to Cr (OH) ₆ ^3- ]

\[3\ \mathbf{Ba}(OH)_{2}\ + \ 2\mathbf{Cr}(OH)_{3} \rightarrow \mathbf{\ }\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Cr}(OH)_{6} \right\rbrack_{2}\]

\[3\ \mathbf{Ba}O\ + 3\ H_{2}O\ + \ 2\mathbf{Cr}(OH)_{3}\ \rightarrow \mathbf{\ }\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Cr}(OH)_{6} \right\rbrack_{2}\]

\[3\ \mathbf{Ba}(OH)_{2}\ + 3\ H_{2}O\ + \ \mathbf{C}\mathbf{r}_{2}O_{3}\ \rightarrow \mathbf{\ }\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Cr}(OH)_{6} \right\rbrack_{2}\]

\[3\ \mathbf{Ba}O\ + 6\ H_{2}O\ + \ \mathbf{C}\mathbf{r}_{2}O_{3}\ \rightarrow \mathbf{\ }\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Cr}(OH)_{6} \right\rbrack_{2}\]

Nazewnictwo związków kompleksowych A _n [ B (OH) _x ] _m :

Nazwę zaczynamy od podania ilości ligandów / jonów OH ^- przypadających na jeden atom centralny 1 - mono , 2 - di, 3- tri, kolejne to tetra, penta, seksta, hepta, okta. Po ustaleniu ilości ligandów nazywamy ligand - w naszym wypadku jest to jon \(OH^{-}\) czyli jon hydrokso, następnie nazywamy resztę tak jakby była anionem pochodzącym od kwasu tlenowego - podając nazwę metalu amfoterycznego i dodając końcówkę -an lub -ian (zmiękczenie, język polski jest piękny...). Te trzy człony piszemy razem, nie stawiając spacji. Po spacji podajemy metal aktywny, który występuje w postaci kationów. Dla metali, które występują na więcej, niż jednym stopniu utlenienia podajemy te stopnie w nawiasach, analogicznie jak dla związków nieorganicznych innych klas. Pewną trudnością może być określenie stopnia utlenienia atomu centralnego, można określić wartościowość anionu kompleksowego przez analogię dla soli dla związku kompleksowego A _n [ B (OH) _x ] _m można powiedzieć że iloczyn wartościowości metalu A i ich ilości n jest równy ilości jonów kompleksowych B (OH) _x i ich ilości m. Następnie do tak uzyskanego ładunku dodajemy ilość jonów OH ^- , w naszym przypadku x Wynik ten stanowi wartościowość metalu centralnego. Spójrzmy na przykłady:

\(\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Cr}(OH)_{\mathbf{6}} \right\rbrack_{2}\ \) - heksahydroksochromian (III) baru

\(\mathbf{N}\mathbf{a}_{2}\lbrack\mathbf{Z}\mathbf{n}(OH)_{\mathbf{4}}\rbrack\) - tetrahydroksocynkan sodu

\(\mathbf{B}\mathbf{a}_{3}\left\lbrack \mathbf{Al}(OH)_{\mathbf{6}} \right\rbrack_{2}\) - heksahydroksoglinian baru

\(\mathbf{Ba}\left\lbrack \mathbf{Al}(OH)_{\mathbf{4}} \right\rbrack_{2}\ \) - tetrahydroksoglinian baru

\(\mathbf{N}\mathbf{a}_{3}\lbrack\mathbf{Fe}(OH)_{\mathbf{6}}\rbrack\) - heksahydroksożelazian (III) sodu

\(\mathbf{N}\mathbf{a}_{4}\lbrack\mathbf{Fe}(OH)_{\mathbf{6}}\rbrack\ \) - heksahydroksożelazian (II) sodu

Analogicznie posiadając nazwę możemy zapisać wzór związku kompleksowego. Znając stopień utlenienia metalu centralnego i ilość ligandów (jonów OH ^- ) obliczamy ładunek jonu kompleksowego, a następnie bilansujemy jon kompleksowy kationami metalu. Spójrzmy na przykłady:

tetrahydroksomiedzian (II) potasu - atom centralny to miedź obdarzona ładunkiem 2+, miedź ta otoczona jest czterema jonami \(OH^{-}\) więc jon kompleksowy to \(Cu\lbrack OH\rbrack_{4}^{2 -}\) . Ładunek tego jonu to -2 więc do zbilansowania ładunku potrzebujemy dwóch kationów potasu. Związek ten musi mieć wzór: \(\mathbf{K}_{2}\lbrack\mathbf{Cu}(OH)_{\mathbf{4}}\rbrack\)

heksahydroksoglinian magnezu - atomem centralnym jest glin, metal ten jest obdarzony ładunkiem +3, w otoczeniu koordynacyjnym znajduje się sześć ligandów OH-, więc jon kompleksowy to Al[OH] ₆ ^3- . Do zbilansowania ładunku dwóch takich jonów potrzeba trzech kationów magnezu. Związek ma wzór: \(\mathbf{M}\mathbf{g}_{3}\left\lbrack \mathbf{Al}(OH)_{\mathbf{6}} \right\rbrack_{2}\)

inne związki koordynacyjne.

Związki kompleksowe nie muszą zawierać tylko ligandów hydroksylowych, mogą być to dowolne związki posiadające wolną parę elektronową o właściwościach nukleofilowych, szczególnie obdarzone ładunkiem ujemnym. Popularne ligandy zebrane są w tabeli:

Nazwy związków kompleksowych obdarzone ładunkiem ujemnym zawierających ligandy inne niż hydroksylowe tworzone są analogicznie jak te z jonami OH ^- . Pójrzmy na przykłady:

tetrahydroglinian litu - związek ten posiada cztery ligandy H ^- , jonem centralnym jest trójdodatni kation glinu, więc całość anionu kompleksowego obdarzona jest ładunkiem -1.Do zbilansowania ładunku potrzebny jest jeden kation litu, a związek ten ma wzór LiAlH ₄ .

ditiosiarczanosrebrzan baru - kompleks zawiera dwa dwuujemne ligandy tiosiarczanowe, jonem centralnym jest dodatni kation srebra, więc całość anionu kompleksowego to Ag(S ₂ O ₃ ) ₂ ^3- .Do zbilansowania ładunku dwóch takich anionów potrzebne są więc trzy dwudodatnie kation baru, a związek ten ma wzór Ba ₃ [Ag(S ₂ O ₃ ) ₂ ] ₂ .

heksacyjanożelazian(II) żelaza(III) - atomem centralnym jest dwudodatni kation żelaza otoczony sześcioma ligandami - anionami cyjanowymi CN ^- . Wzór jonu kompleksowego to Fe(CN) ₆ ^4- , kationami są w tym wypadku trójdodatnie kationy żelaza. Aby zbilansować cztery kationy żelaza potrzeba jest trzech czteroujemnych anionów kompleksowych Fe ₄ [Fe(CN) ₆ ] ₃ .

Trochę inaczej nazywany związki kompleksowe zawierające wiązania koordynacyjne w części kationowej lub elektroobojętne. W tym przypadku w celu podkreślenia, iż mamy do czynienia z kationem nie dodajemy końcówki -an, pozostając przy nazwie metalu. Rozpatrzmy kilka przykładów:

Fe(CO) ₅ - związek ten jest elektroobojętny, zawiera pięć ligandów CO - karbonylowych, a atomem centralnym jest żelazo (0), więc związek ten nazywamy pentakarbonylżelazo(V)

Cu(H ₂ O) ₄ Cl ₂ - za ładunek ujemny odpowiadają dwa aniony chlorkowe, kationem w tym związku jest Cu(H ₂ O) ₄ ²⁺ . Ligandami w tym przypadku są cząsteczki wody, więc kation ten nazywamy tetraakwamiedź (II). Z uwagi na ładunek dodatni NIE dodajemy końcówki -an, a nazwa całego związku to chlorek tetraakwamiedzi (II).

[Ag(NH ₃ ) ₂ ] ₂ SO ₄ - jonem ujemnym jest jon siarczanowy(VI), obdarzony jest ładunkiem -2. Część kationowa zawiera dwa kompleksowe kationy, gdzie atomem centralnym jest srebro, każdy taki kompleks musi być jednododatni, aby zrównoważyć ładunek siarczanu (VI). Ligandem w tym związku jest elektroobojętny amoniak NH ₃ (amina), więc srebro musi być . Całość związku nazywać się więc będzie siarczan (VI) diaminasrebra(I)

W przypadku kompleksu zawierającego różne ligandy wymienia się je zgodnie z kolejnością alfabetyczną dla symboli chemicznych, a nie dla nazw ligandów, jednocześnie nie wliczając przedrostków świadczących o liczbie: [CrCl ₂ (H ₂ O) ₄ ]Cl to chlorek tetraakwadichlorochromu(III).

Oczywiście mogą być związki zbudowane zarówno z kationów jak i anionów koordynacyjnych np:

Cu(NH ₃ ) ₄ [Fe(CN ₆ )] - heksacyjanożelazian (VI) tetraminomiedzi(II).

W tym miejscu należy podkreślić, iż kationy praktycznie wszystkich metali występują jako akwajony (jony uwodnione) w wodzie. Powoduje to stosunkowo duże konsekwencje dla chemii w roztworach wodnych oraz implikuje jeden dość popularny typ zadań maturalnych. Kationy metali, które dość silnie oddziałują z wodą dość silne oddziałują również z jonami OH ^- , co przy większych stężeniach powoduje często tworzenie całych sieci kation metalu -jony OH ^- , układ ten defakto jest polimerem koordynacyjnym. Związek taki nie może być dobrze rozpuszczalny, więc znaczna część wodorotlenków metali tworzących związki koordynacyjne jest źle rozpuszczalna. Dodatek nadmiarowej ilości jonów OH ^- powoduje zapełnienie wszystkich miejsc koordynacyjnych przez te aniony i ponowne utworzenie małocząsteczkowych, a więc dobrze rozpuszczalnych struktur. Zasada ta działa dość ogólnie - jeżeli dodamy mocniej oddziałujący ligand do roztworu zawierającego jony metalu podmieni on inne, słabiej oddziałujące ligandy. Jeżeli ligandów będzie ilość taka, która wymusza mostkowanie (tzn. będzie ich za mało), a ligand posiada dwie wolne pary koordynacyjne i dość silnie oddziałuje z atomami koordynacyjnymi powoduje to utworzenie polimerów koordynacyjnych i następcze strącenie osadu.

W tabelce znajdują się przykłady:

Przyjrzyjmy się reakcjom wodorotlenków zasadowych, amfoterycznych oraz związków kompleksowych składających się z ligandów hydroksylowych, należy podkreślić, iż w celu uproszczenia zapisu w tabelkach znajdują się reakcje w roztworach wodnych. W ciele stałym możliwe są również odwodnienia, co wykracza raczej poza wiedzę licealną. Związki te mają podobną strukturę oraz reaktywność do siebie. Pierwszą znaczącą różnicą jest rozpuszczalność w wodzie. Mocne zasady oraz sole kompleksowe są w przeważającej większości bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, wynika to z dużej ruchliwości reaktywnych kationów metali tworzących mocne wodorotlenki. Kationy metali amfoterycznych są dość mocno związane z anionami hydroksylowymi, z czego wynika słaba rozpuszczalność wodorotlenków tych metali oraz spora trwałość hydroksylowych jonów kompleksowych metali przejściowych.

Zasada (najczęściej) nie reaguje z tlenkiem zasadowym, w zaprezentowanym przykładzie wodorotlenek baru Ba(OH) ₂ nie reaguje z Na ₂ O. Należy jednak być świadomym tego, iż zastosowanie wodnego roztworu Ba(OH) ₂ spowoduje, iż tlenek sodu przereaguje z obecną w układzie wodą z utworzeniem wodorotlenku, a obecność drugiego wodorotlenku nie będzie mu w tym przeszkadzać:

\[Na_{2}O\ + \ H_{2}O \rightarrow \ 2\ NaOH\]

Reakcja wodorotlenków zarówno amfoterycznych jak i zasadowych z kwasem jest klasyczną metodą otrzymywania soli z wydzieleniem wody. Produktem zmieszania siarkowodoru z wodorotlenkiem baru będzie sól złożona z kationów baru i anionów reszty kwasu siarkowodorowego, wzór jej możemy ustalić jako BaS. Analogiczny produkt będziemy otrzymywać dla reakcji pomiędzy amfoterycznym wodorotlenkiem chromu(III) i siarkowodorem, wzór soli będzie jednak inny z uwagi na inną wartościowość metalu - Cr ₂ S ₃ . Zapisane i zbilansowane równania mają postać:

\[Ba(OH)_{2}\ + \ H_{2}SO_{4}\ \rightarrow Ba\mathbf{S}\mathbf{O}_{\mathbf{4}}\ + 2H_{2}O\]

\[Cr(OH)_{3}\ + \ H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Cr_{2}\left( \mathbf{S}\mathbf{O}_{\mathbf{4}} \right)_{\mathbf{3}}\ + \ 3H_{2}O\]

Możliwe reakcje związku kompleksowego, w zastosowanym przykładzie tetraglinianu sodu NaAl (OH) ₄ z kwasem wymagają dokładniejszego omówienia, gdyż otrzymane produkty zależą od stechiometrii. Użycie dostatecznej ilości kwasu siarkowego(VI) (lub nadmiaru), tak, aby związać wszystkie jony \(OH^{-}\) obecnego w kompleksie spowoduje całkowite związanie jonów hydroksylowych w tworzącej się wodzie i utworzenie dwóch soli o anionach pochodzących z kwasu siarkowego (VI) - sodowej i glinowej, ich wzór możemy ustalić jako Na ₂ SO ₄ oraz Al ₂ ( SO ₄ ) ₃ . Zapiszmy reakcję:

\[\mathbf{Na}\mathbf{Al}(OH)_{4}\ + \ H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Na_{2}SO_{4}\ + \ Al_{2}\left( \mathbf{S}\mathbf{O}_{\mathbf{4}} \right)_{\mathbf{3}}\ + \ H_{2}O\]

Po bilansie

\[2\ \mathbf{Na}\mathbf{Al}(OH)_{4}\ + \ 4H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Na_{2}SO_{4}\ + \ Al_{2}\left( \mathbf{S}\mathbf{O}_{\mathbf{4}} \right)_{\mathbf{3}}\ + \ 4H_{2}O\]

Możliwe jest użycie ściśle określonej ilości siarkowego(VI) tak, aby pozostawić tylko jony hydroksylowe związane z jonami glinami, występującymi w postaci trudno rozpuszczalnego wodorotlenku, i jednocześnie całkowicie wyprzeć te, które tworzą jony kompleksowe. Otrzymamy wówczas trudno rozpuszczalny wodorotlenek amfoteryczny - w tym przypadku glinu oraz sól metalu aktywnego - w omawianym przypadku siarczan(VI) sodu. Równanie reakcji wygląda następująco:

\[2\ \mathbf{Na}\mathbf{Al}(OH)_{4}\ + \ H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Na_{2}SO_{4}\ + \ 2Al(OH)_{3}\ + \ 2H_{2}O\]

Dodatkowo dla związków koordynacyjnych zbudowanych z metalu amfoterycznego o wyższej z dwóch możliwych liczbach koordynacyjnych możliwe jest zmniejszenie tejże z utworzeniem soli zasadowego metalu i reszty użytego kwasu. W przypadku użycia heksahydroksoglinianu sodu Na ₃ [Al(OH) ₆ ] glin posiada liczbę koordynacyjną sześć, tą wyższą z dostępnych (dla glinu cztery i sześć), możliwe jest przy użyciu odpowiedniej ilości kwasu obniżenie jej do czterech. Produktami tej przemiany będą: związek kompleksowy o obniżonej liczbie koordynacyjnej - tetrahydroksoglinian sodu Na[Al(OH) ₄ ], woda oraz sól sodu i kwasu siarkowego (VI) - siarczan(VI) sodu. Zapiszmy reakcję:

\[\mathbf{N}\mathbf{a}_{3}\mathbf{Al}(OH)_{6}\ + \ H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Na_{2}SO_{4}\ + \ Na\lbrack Al(OH)_{4}\rbrack\ + \ H_{2}O\]

Po bilansie uzyskujemy:

\[\mathbf{N}\mathbf{a}_{3}\mathbf{Al}(OH)_{6}\ + \ H_{2}SO_{4} \rightarrow \ Na_{2}SO_{4}\ + \ Na\lbrack Al(OH)_{4}\rbrack\ + 2\ H_{2}O\]

Podsumowując przebieg reakcji kwasu z kompleksem hydroksylowym jest silnie zależny od proporcji użytych reagentów i może dawać różne produkty, jednak w wszystkich tych reakcjach powstaje woda oraz sól metalu zasadowego.

Reakcja pomiędzy dwoma zasadowymi wodorotlenkami nie przebiega. W przypadku reakcji pomiędzy wodorotlenkiem amfoterycznym i zasadowym otrzymywać będziemy związek kompleksowy zbudowany z jonów metalu alkalicznego oraz kompleksowych jonów składających się jonów wodorotlenkowych i kationu metalu amfoterycznego. Reakcja pomiędzy użytym w nadmiarze wodorotlenkiem wapnia oraz wodorotlenkiem chromu (III) prowadzi do otrzymania soli składającej się z anionu heksahydroksochromianu (III) oraz przeciwjonów wapnia Ca ²⁺ , jej wzór ustalamy zgodnie z zasadami tworzenia związków kompleksowych jako Ca ₃ (Cr[OH] ₆ ) ₂ Przyjrzyjmy się reakcji:

\[Ca(OH)_{2}\ + Cr(OH)_{3} \rightarrow \ Ca_{3}\left( Cr\lbrack OH\rbrack_{6} \right)_{2}\]

Po bilansie uzyskujemy

\[3Ca(OH)_{2}\ + 2Cr(OH)_{3} \rightarrow \ Ca_{3}\left( Cr\lbrack OH\rbrack_{6} \right)_{2}\]

W przypadku użycia mniejszej ilości wodorotlenku zasadowego wobec wodorotlenku amfoterycznego możliwe jest uzyskanie kompleksu o mniejszej liczbie koordynacyjnej (jeżeli taka liczba istnieje) - dla chromu będzie to 4. Wzór uzyskanego związku zapisujemy jako \(Ca\left( Cr\lbrack OH\rbrack_{4} \right)_{2}\) . Przyjrzyjmy się reakcji:

\[Ca(OH)_{2}\ + 2Cr(OH)_{3} \rightarrow \ Ca\left( Cr\lbrack OH\rbrack_{4} \right)_{2}\]

Widać, iż w tym przypadku stosujemy zamiast trzech ekwiwalentów zasady wapniowej na dwa ekwiwalenty wodorotlenku chromu tylko jeden.

Aby możliwy jest przebieg jakiekolwiek reakcji pomiędzy związkiem kompleksowym i wodorotlenkiem zasadowym w środowisku wodnym użyty anion związku kompleksowego musi posiadać przynajmniej dwie liczby koordynacyjne i występować przed reakcją na tej niższej. W prezentowanym przypadku tetrahydroksoglinian sodu Na[Al(OH) ₄ ] glin posiada liczbę koordynacyjną 4, natomiast dla glinu ta liczba może wynosić 4 lub 6. Dodatek zasady wapniowej spowoduje podwyższenie liczby koordynacyjnej w kompleksie glinu do sześciu, co spowoduje utworzenie heksahydroksoglinianu jako jonu kompleksowego. Anion ten obdarzony jest trójujemnym ładunkiem więc należy do jego zrównoważenia potrzeba kationów metali o łącznym ładunku dodatnim równym trzy - czyli jeden jednododatni kation sodu i jednododatni kation wapnia. Bilans reakcji nie przedstawia trudności:

\[Ca(OH)_{2}\ + \ Na\left\lbrack Al(OH)_{4} \right\rbrack \rightarrow \ CaNa\lbrack Al(OH)_{6}\rbrack\]

Analogicznie do reakcji pomiędzy wodorotlenkiem cynku i wodorotlenkiem chromu przebiegać będzie reakcja pomiędzy wodorotlenkiem baru i wodorotlenkiem cynku - w tym przypadku istnieje tylko jeden możliwy produkt reakcji, gdyż cynk posiada tylko jedną liczbę koordynacyjną - 4. Wzór produktu możemy ustalić jako BaZn(OH) ₄ , a zbilansowanie równania reakcji nie stanowi problemu:

\[Ba(OH)_{2}\ + \ Zn(OH)_{2} \rightarrow \ BaZn(OH)_{4}\]

Reakcje wodorotlenków z różnymi tlenkami w roztworach wodnych przebiegają z utworzeniem zwykle takich samych produktów jak reakcje z wodorotlenkami/ kwasami, które wywodzą się z odpowiednich tlenków. Wodorotlenek baru nie reaguje bezpośrednio z tlenkiem sodu, jednak w przypadku użycia roztworu wodnego tlenek reaguje z wodą obecną w układzie z utworzeniem wodorotlenku:

\[Na_{2}O\ + \ H_{2}O \rightarrow \ 2NaOH\]

Reakcja pomiędzy tlenkiem sodu i wodorotlenkiem chromu(III) będzie prowadziła do związku kompleksowego, którego anion będzie zbudowany z anionów hydroksylowych otoczonych dookoła jonów centrum koordynacyjnego - jonu chromu (III). Chrom może przyjmować liczbę koordynacyjną 4 oraz 6, możemy więc uzyskać dwa związki kompleksowe o anionach heksahydroksochromianowych \(Cr(OH)_{6}^{3 -}\) lub tetrahydroksochromianowych \(Cr(OH)_{4}^{-}\) . Zapiszmy obie te reakcje i zbilansujmy atomy metali:

\[Na_{2}O\ + \ 2Cr(OH)_{3} \rightarrow \ 2\ Na\lbrack Cr(OH)_{4}\rbrack\]

\[3Na_{2}O\ + \ 2Cr(OH)_{3} \rightarrow 2\ Na_{3}\lbrack Cr(OH)_{6}\rbrack\]

widać, iż w reakcjach po stronie substratów brakuje tlenu i wodoru w proporcji 1:2 – więc należy dopisać wodę

\[Na_{2}O\ + \ H_{2}O\ + \ 2Cr(OH)_{3}\ \rightarrow \ 2\ Na\lbrack Cr(OH)_{4}\rbrack\]

\[3Na_{2}O\ + \ 3H_{2}O\ + \ 2Cr(OH)_{3} \rightarrow \ 2\ Na_{3}\lbrack Cr(OH)_{6}\rbrack\]

Należy zauważyć, iż produkty tych reakcji są takie same jak dla reakcji pomiędzy wodorotlenkiem sodu i tlenkiem chromu(III), oczywiście współczynniki stechiometryczne należałoby skrócić, jednak pozostawię takie dla klarowności zapisu

\[2NaOH + \ 2Cr(OH)_{3} \rightarrow \ 2\ Na\lbrack Cr(OH)_{4}\rbrack\]

\[6\ NaOH\ \ + \ 2Cr(OH)_{3} \rightarrow 2\ Na_{3}\lbrack Cr(OH)_{6}\rbrack\]

Po przyjrzeniu się tym równaniom możemy zauważyć, iż ilość wody brakującej wody jest zgodna z reakcją tworzenia wodorotlenku z tlenku sodu.

Reakcja tlenku zasadowego z związkiem kompleksowym w rozworze wodnym zachodzi tylko wtedy, kiedy możliwe jest podwyższenie liczby koordynacyjnej dla atomu centralnego. W przedstawionym przykładzie tlenek sodu reaguje z tetrahydroksoglinianem sodu - związkiem kompleksowym glinu o liczbie koordynacyjnej równej cztery (dla glinu ta liczba może być cztery lub sześć). Jako produktu oczekujemy związku koordynacyjnego zbudowanego z anionów hydroksylowych o liczbie koordynacyjnej sześć - \(Al(OH)_{6}^{3 -}\) , jako przeciwjony możemy to kationy potasu, więc możemy ustalić wzór produktu jako \(K_{3}Al(OH)_{6}\) .

Po zapisaniu równania reakcji i zbilansowaniu metali:

\[Na_{2}O\ + \ \ Na\left\lbrack Al(OH)_{4} \right\rbrack \rightarrow Na_{3}\lbrack Al(OH)_{6}\rbrack\]

widzimy, iż znowu brakuje cząsteczki wody, poprawny zapis równania ma więc postać:

\[Na_{2}O\ + \ \ H_{2}O\ + \ Na\left\lbrack Al(OH)_{4} \right\rbrack \rightarrow \ \ Na_{3}\lbrack Al(OH)_{6}\rbrack\]

Oczywiście dodanie większej ilości tlenku lub wodorotlenku zasadowego nie zmieni już składu kompleksu, gdyż dla glinu nie istnieje większa liczba koordynacyjna.

Reakcje wodorotlenków metali i hydroksylowych związków kompleksowych z tlenkiem kwasowym SO ₃ dają te same produkty, co w reakcji z odpowiadającym mu kwasem siarkowym (VI). Dla reakcji z wodorotlenkami metali otrzymujemy sole metalu z resztą kwasową - siarczanu(VI):

\[Ba(OH)_{2}\ + \ SO_{3} \rightarrow BaSO_{4}\ + \ H_{2}O\]

\[2Cr(OH)_{3}\ + \ 3SO_{3} \rightarrow \ Cr_{2}\left( SO_{4} \right)_{3}\ + \ 3H_{2}O\]

W przypadku reakcji z tlenkiem kwasowym w środowisku wodnym możliwe produkty i przebiegi reakcji są takie same jak dla kwasów i zależą od stechiometrii reakcji; dodatkowo możliwe jest dla związków koordynacyjnych obniżenie liczby koordynacyjnej oraz powstanie soli powstanie soli zasadowego metalu i użytego kwasu; powstanie soli zasadowego metalu oraz wodorotlenku amfoterycznego; lub powstanie dwóch soli. W przypadku użycia związku kompleksowego atomu amfoterycznego z ligandami hydroksylowymi otrzymujemy najpierw, jeżeli to możliwe, związek kompleksowy o mniejszej liczbie koordynacyjnej. Dla heksahydroksoglinianu sodu (liczba koordynacyjna glinu wynosi 4 lub 6) otrzymywać będziemy najpierw tetrahydroksoglinian sodu oraz sól sodową o reszcie kwasowej siarczanu(VI). Zobaczmy reakcję:

\[Na_{3}\left\lbrack Al(OH)_{6} \right\rbrack + \ SO_{3} \rightarrow \ Na\ \lbrack Al(OH)_{4}\rbrack\ + \ Na_{2}SO_{4}\]

jak widać brakuje wody po stronie produktów, poprawnie zbilansowane równanie ma postać:

\[Na_{3}\left\lbrack Al(OH)_{6} \right\rbrack + \ SO_{3} \rightarrow \ Na\ \lbrack Al(OH)_{4}\rbrack\ + \ Na_{2}SO_{4}\ + H_{2}O\]

Używając większej ilości tlenku siarki (VI) w stosunku do związku kompleksowego możemy otrzymać wodorotlenek amfoteryczny - wodorotlenek glinu oraz sól metalu zasadowego - w naszym przypadku siarczan(VI) sodu, reakcja po zbilansowaniu ma postać:

\[2Na_{3}\lbrack Al(OH)_{6}\rbrack\ + \ 3SO_{3}\ \rightarrow \ 2Al(OH)_{3}\ + \ 3Na_{2}SO_{4}\ + \ 3H_{2}O\]

Natomiast stosując nadmiar tlenku kwasowego uzyskamy dwie sole, w tym wypadku siarczanowe(VI) oraz wodę:

2
\[2Na_{3}\lbrack Al(OH)_{6}\rbrack\ + \ 6SO_{3}\ \rightarrow \ Al_{2}\left( SO_{4} \right)_{3}\ + \ 3Na_{2}SO_{4}\ + \ 6H_{2}O\]

W przypadku reakcji tlenków amfoterycznych z wodorotlenkami otrzymujemy związki kompleksowe zbudowane z kationu metalu zasadowego i anionu kompleksowego składającego się metalu amfoterycznego pochodzącego z użytego tlenku oraz jonów wodorotlenowych. Na przykład, w reakcji wodorotlenku baru z tlenkiem miedzi (II) otrzymywać będziemy związek kompleksowy składający się z kationów baru i anionów kompleksowych miedzi - dla miedzi liczba koordynacyjna miedzi wynosi cztery, więc będzie to dwuujemny anion tetramiedzianowy(IV), \(Cu(OH)_{4}^{2 -}\) . Wzór związku ustalamy jako \(\mathbf{Ba}\mathbf{Cu}(OH)_{4}\)

Po zapisaniu reakcji

\[CuO\ + Ba(OH)_{2} \rightarrow \ \ \mathbf{Ba}\mathbf{Cu}(OH)_{4}\]

widać, iż potrzebujemy dodać wody po stronie substratów:

\[CuO\ + \ H_{2}O\ + \ Ba(OH)_{2}\ \rightarrow \mathbf{Ba}\mathbf{Cu}(OH)_{4}\]

Tlenki amfoteryczne nie reagują z sobą w roztworach wodnych (ale można je stapiać, co trochę wybiega ponad program), ani poza omówionymi wyjątkami nie reagują także z hydroksylowymi związkami kompleksowymi.

Wyjątkiem są reakcje pomiędzy tlenkiem glinu i heksahydroksoglinianem oraz tlenkiem chromu(III) i heksahydroksochromianem(III). Oba te metale mogą przyjmować dwie liczby koordynacyjne - cztery oraz sześć, podczas ich reakcji następuje wymiana ligandów hydroksylowych, tak, aby wszystkie atomy miały niższą liczbę koordynacyjną. Zapiszmy reakcje (w obu przypadkach zakładam, że kationem metalu jest potas, ale może być to dowolny metal reaktywny):

\[Al_{2}O_{3}\ + \ K_{3}Al(OH)_{6}\ + \ 3\ H_{2}O \rightarrow \ 3\ KAl(OH)_{4}\]

\[Cr_{2}O_{3}\ + \ K_{3}Cr(OH)_{6}\ + \ 3\ H_{2}O \rightarrow \ 3\ KCr(OH)_{4}\]

Omówmy jeszcze kwestię ogrzewania: wodorotlenki amfoteryczne, w przeciwieństwie do tlenków zasadowych dość łatwo tracą wodę i odwadniają się do tlenków na tym samym stopniu utlenienia co metal występował, np. wodorotlenek chromu(III) ogrzewany tworzy tlenek chromu (III):

\[2Cr(OH)_{3} \rightarrow Cr_{2}O_{3} + 3H_{2}O\]

Możliwe jest odwodnienie także związków kompleksowych z całkowitą utratą wody. Wzór takich, często dość egzotycznych związków można utworzyć przez usunięcie wielokrotności cząsteczek wody, tak aby uzyskać związek nie zawierający wodorów w swoim składzie. W przypadku ogrzewania \(\mathbf{Na}\mathbf{Al}(OH)_{4}\) widzimy, iż substrat zawiera cztery atomy wodoru, więc musimy usunąć z jego wzoru dwie cząsteczki wody. W wzorze produktu zostaną dwa atomy tlenu, jego formułę można ustalić jako \(\mathbf{Na}\mathbf{Al}O_{2}\) , zaś reakcje zapisać w postaci:

\[\mathbf{Na}\mathbf{Al}(OH)_{4}\mathbf{\rightarrow Na}\mathbf{Al}O_{2}\ + \ 2H_{2}O\]

Nazewnictwo takich związków znacznie wykracza po za zakres matury, ale w przypadku gdyby istniała konieczność należy nazywać jak normalne sole - ten będzie glinianem sodu, często dodawany jest przedrostek, który dokładnie określa strukturę anionu.