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Articulo de referencia

Hidróxido

{{cite journal|doi=10.1002/hlca.202400103|title=The pKa of Water and the Fundamental Laws Describing Solution Equilibria: An Appeal for a Consistent Thermodynamic Pedagogy|autho...

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El hidróxido es un anión diatómico con fórmula química OH⁻ . Consiste en un átomo de oxígeno y uno de hidrógeno unidos por un enlace covalente simple , y posee una carga eléctrica negativa . Es un componente importante, aunque generalmente minoritario, del agua . Funciona como base , ligando , nucleófilo y catalizador . El ion hidróxido forma sales , algunas de las cuales se disocian en soluciones acuosas, liberando iones hidróxido solvatados . El hidróxido de sodio es un producto químico básico que se utiliza en millones de toneladas anuales . El compuesto eléctricamente neutro correspondiente, HO •, es el radical hidroxilo . El grupo −OH correspondiente , unido covalentemente a átomos, es el grupo hidroxilo . Tanto el ion hidróxido como el grupo hidroxilo son nucleófilos y pueden actuar como catalizadores en química orgánica .  

Muchas sustancias inorgánicas que llevan la palabra hidróxido en su nombre no son compuestos iónicos del ion hidróxido, sino compuestos covalentes que contienen grupos hidroxilo .

ión hidróxido

El ion hidróxido se produce naturalmente a partir del agua mediante la reacción de autoionización : [ 2 ]

H₃O⁺ + OH⁻ ⇌ 2H₂O​​​​​

La constante de equilibrio para esta reacción, definida como

K w = [H + ][OH − ] [ nota 1 ]

tiene un valor cercano a 10 −14 a 25  °C, por lo que la concentración de iones hidróxido en agua pura es cercana a 10 −7  mol∙dm −3 , para satisfacer la restricción de carga igual. El pH de una solución es igual al cologaritmo decimal de la concentración de cationes hidrógeno ; [ nota 2 ] el pH del agua pura es cercano a 7 a temperaturas ambiente. La concentración de iones hidróxido se puede expresar en términos de pOH , que es cercano a (14  −  pH), [ nota 3 ] por lo que el pOH del agua pura también es cercano a 7. La adición de una base al agua reducirá la concentración de cationes hidrógeno y por lo tanto aumentará la concentración de iones hidróxido (disminuirá el pH, aumentará el pOH) incluso si la base en sí misma no contiene hidróxido. Por ejemplo, las soluciones de amoníaco tienen un pH mayor que 7 debido a la reacción NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺ , que disminuye la concentración de cationes hidrógeno, lo que aumenta la concentración de iones hidróxido. El pOH se puede mantener en un valor casi constante con diversas soluciones tampón .

Representación esquemática del ion bihidróxido [ 3 ]

En una solución acuosa [ 4 ], el ion hidróxido es una base en el sentido de Brønsted-Lowry , ya que puede aceptar un protón [ nota 4 ] de un ácido de Brønsted-Lowry para formar una molécula de agua. También puede actuar como una base de Lewis al donar un par de electrones a un ácido de Lewis. En solución acuosa, tanto los iones hidrógeno como los iones hidróxido están fuertemente solvatados , con enlaces de hidrógeno entre los átomos de oxígeno e hidrógeno. De hecho, el ion bihidróxido HEl compuesto 3O − 2 se ha caracterizado en estado sólido. Este compuesto es centrosimétrico y tiene un enlace de hidrógeno muy corto (114,5pm) similar a la longitud delionbifluoruroHF − 2 (114pm). [ 3 ] En solución acuosa ,el ion hidróxido forma fuertes enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua. Como consecuencia, las soluciones concentradas de hidróxido de sodio presentan una altaviscosidaddebido a la formación de una extensa red de enlaces de hidrógeno, similar a la dede fluoruro de hidrógeno.  

En solución, expuesto al aire, el ion hidróxido reacciona rápidamente con el dióxido de carbono atmosférico , que actúa como un ácido de Lewis, para formar, inicialmente, el ion bicarbonato .

OH − + CO 2 ⇌ HCO − 3

La constante de equilibrio para esta reacción puede especificarse como una reacción con dióxido de carbono disuelto o como una reacción con dióxido de carbono gaseoso (véase Ácido carbónico para valores y detalles). A pH neutro o ácido, la reacción es lenta, pero está catalizada por la enzima anhidrasa carbónica , que genera iones hidróxido en el sitio activo.

Las soluciones que contienen iones hidróxido atacan el vidrio . En este caso, los silicatos del vidrio actúan como ácidos. Los hidróxidos básicos, ya sean sólidos o en solución, se almacenan en recipientes de plástico herméticos .

El ion hidróxido puede funcionar como un ligando donador de pares de electrones típico , formando complejos como el tetrahidroxoaluminato/tetrahidroxidoaluminato [ Al(OH) 4 ] − . También se encuentra frecuentemente en complejos de ligandos mixtos del tipo [ML x (OH) y ] z + , donde L es un ligando. El ion hidróxido suele actuar como ligando puente , donando un par de electrones a cada uno de los átomos que une. Como ilustra [Pb 2 (OH)] 3+ , los hidróxidos metálicos se suelen escribir en un formato simplificado. Incluso puede actuar como donador de 3 pares de electrones, como en el tetrámero [PtMe 3 (OH)] 4 . [ 5 ]

Cuando se unen a un centro metálico fuertemente atractor de electrones, los ligandos hidróxido tienden a ionizarse en ligandos óxido. Por ejemplo, el ion bicromato [HCrO 4 ] − se disocia según

[O3CrO–H]−⇌ [CrO4]2− + H+

with a pKa of about 5.9.[6]

Vibrational spectra

The infrared spectra of compounds containing the OH functional group have strong absorption bands in the region centered around 3500 cm−1.[7] The high frequency of molecular vibration is a consequence of the small mass of the hydrogen atom as compared to the mass of the oxygen atom, and this makes detection of hydroxyl groups by infrared spectroscopy relatively easy. A band due to an OH group tends to be sharp. However, the band width increases when the OH group is involved in hydrogen bonding. A water molecule has an HOH bending mode at about 1600 cm−1, so the absence of this band can be used to distinguish an OH group from a water molecule.

When the OH group is bound to a metal ion in a coordination complex, an M−OH bending mode can be observed. For example, in [Sn(OH)6]2− it occurs at 1065 cm−1. The bending mode for a bridging hydroxide tends to be at a lower frequency as in [(bipyridine)Cu(OH)2Cu(bipyridine)]2+ (955 cm−1).[8] M−OH stretching vibrations occur below about 600 cm−1. For example, the tetrahedral ion [Zn(OH)4]2− has bands at 470 cm−1 (Raman-active, polarized) and 420 cm−1 (infrared). The same ion has a (HO)–Zn–(OH) bending vibration at 300 cm−1.[9]

Applications

Sodium hydroxide solutions, also known as lye and caustic soda, are used in the manufacture of pulp and paper, textiles, drinking water, soaps and detergents, and as a drain cleaner. Worldwide production in 2004 was approximately 60 million tonnes.[10] The principal method of manufacture is the chloralkali process.

Las soluciones que contienen el ion hidróxido se generan cuando se disuelve en agua una sal de un ácido débil . El carbonato de sodio se utiliza como álcali, por ejemplo, en virtud de la reacción de hidrólisis.

CO 2− 3 + H 2 O ⇌ HCO − 3 + OH − ( p K a2 = 10,33 a 25 °C y fuerza iónica cero )     

Un ejemplo del uso del carbonato de sodio como álcali es cuando el carbonato de sodio (otro nombre para el carbonato de sodio) actúa sobre ésteres insolubles , como los triglicéridos , comúnmente conocidos como grasas, para hidrolizarlos y hacerlos solubles.

La bauxita , un hidróxido básico de aluminio , es el principal mineral a partir del cual se fabrica el metal. [ 11 ] De manera similar, la goetita (α-FeO(OH)) y la lepidocrocita (γ-FeO(OH)), hidróxidos básicos de hierro , se encuentran entre los principales minerales utilizados para la fabricación de hierro metálico. [ 12 ]

hidróxidos inorgánicos

Metales alcalinos

Además del NaOH y el KOH, que tienen aplicaciones a gran escala, los hidróxidos de otros metales alcalinos también son útiles. El hidróxido de litio (LiOH) se utiliza en sistemas de purificación de gases respiratorios para naves espaciales , submarinos y respiradores para eliminar el dióxido de carbono del gas exhalado. [ 13 ]

2 LiOH + CO 2 → Li 2 CO 3 + H 2 O

El hidróxido de litio se prefiere al de sodio debido a su menor masa. El hidróxido de sodio , el hidróxido de potasio y los hidróxidos de los demás metales alcalinos también son bases fuertes . [ 14 ]

metales alcalinotérreos

Producto de hidrólisis trimérico del dicatión de berilio [ nota 5 ]
Hidrólisis del berilio en función del pH. Se omiten las moléculas de agua unidas al Be.

El hidróxido de berilio Be(OH) ₂ es anfótero . [ 15 ] El hidróxido en sí es insoluble en agua, con un producto de solubilidad log K * sp de −11,7. La adición de ácido produce productos de hidrólisis solubles , incluido el ion trimérico [Be₃ ( OH) ₃ (H₂O ) ₆ ] ³⁺ , que tiene grupos OH que unen pares de iones berilio formando un anillo de 6 miembros. [ 16 ] A pH muy bajo se forma el ion acuoso [Be(H₂O ) ₄ ] ²⁺ . La adición de hidróxido a Be(OH) ₂ produce el anión tetrahidroxoberilato o tetrahidroxidoberilato soluble , [Be(OH) ₄ ] ²⁻ . 

La solubilidad en agua de los demás hidróxidos de este grupo aumenta con el número atómico . [ 17 ] El hidróxido de magnesio Mg(OH) 2 es una base fuerte (hasta el límite de su solubilidad, que es muy baja en agua pura), al igual que los hidróxidos de los metales alcalinotérreos más pesados: hidróxido de calcio , hidróxido de estroncio e hidróxido de bario . Una solución o suspensión de hidróxido de calcio se conoce como agua de cal y puede usarse para detectar el dióxido de carbono, un ácido débil . La reacción Ca(OH) 2 + CO 2 ⇌ Ca 2+ + HCO − 3 + OH − ilustra la basicidad del hidróxido de calcio. La cal sodada , que es una mezcla de las bases fuertes NaOH y KOH con Ca(OH) 2 , se usa como absorbente de CO 2 .

Elementos del grupo del boro

Hidrólisis del aluminio en función del pH. Se omiten las moléculas de agua unidas al aluminio.

El hidróxido de boro más simple, B(OH) ₃ , conocido como ácido bórico , es un ácido. A diferencia de los hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos, no se disocia en solución acuosa. En cambio, reacciona con las moléculas de agua actuando como un ácido de Lewis, liberando protones.

B(OH) 3 + H 2 O ⇌ B(OH) − 4 + H +

Se conocen diversos oxianiones de boro que, en su forma protonada, contienen grupos hidróxido. [ 18 ]

ión tetrahidroxoaluminato(III )

El hidróxido de aluminio Al(OH) 3 es anfótero y se disuelve en solución alcalina. [ 15 ]

Al(OH) 3 (sólido) + OH −  (ac) ⇌ Al(OH) − 4  (ac)

En el proceso Bayer [ 19 ] para la producción de óxido de aluminio puro a partir de minerales de bauxita , este equilibrio se manipula mediante un control preciso de la temperatura y la concentración de álcali. En la primera fase, el aluminio se disuelve en solución alcalina caliente como Al (OH) ₄ , pero otros hidróxidos que suelen estar presentes en el mineral, como los hidróxidos de hierro, no se disuelven porque no son anfóteros. Tras la eliminación de los insolubles, el llamado lodo rojo , se hace precipitar el hidróxido de aluminio puro reduciendo la temperatura y añadiendo agua al extracto, lo que, al diluir el álcali, reduce el pH de la solución. El hidróxido de aluminio básico AlO(OH), que puede estar presente en la bauxita, también es anfótero.

En soluciones ligeramente ácidas, los complejos hidróxido/hidróxido formados por el aluminio son algo diferentes de los del boro, lo que refleja el mayor tamaño de Al(III) en comparación con B(III). La concentración de la especie [Al 13 (OH) 32 ] 7+ depende en gran medida de la concentración total de aluminio. En compuestos cristalinos se encuentran otros complejos hidróxido. Quizás el más importante sea el hidróxido básico AlO(OH), un material polimérico conocido por los nombres de las formas minerales boehmita o diásporo , según su estructura cristalina. El hidróxido de galio , [ 15 ] el hidróxido de indio y el hidróxido de talio(III) también son anfóteros. El hidróxido de talio(I) es una base fuerte. [ 20 ]

elementos del grupo del carbono

El carbono no forma hidróxidos simples. El compuesto hipotético C(OH) 4 ( ácido ortocarbónico o metanotetrol) es inestable en solución acuosa: [ 21 ]

C(OH) 4 → HCO − 3 + H 3 O +
HCO − 3 + H + ⇌ H 2 CO 3

Solo se ha podido producir en laboratorio a partir de dióxido de carbono y agua, bajo temperaturas y presiones extremadamente bajas y con irradiación de alta energía.

    El dióxido de carbono también se conoce como anhídrido carbónico, lo que significa que se forma por deshidratación del ácido carbónico H₂CO₃ ( OC(OH) ₂ ) . [ 22 ]

    El ácido silícico es el nombre que se le da a una variedad de compuestos con una fórmula genérica [SiO x (OH) 4−2 x ] n . [ 23 ] [ 24 ] El ácido ortosilícico se ha identificado en solución acuosa muy diluida. Es un ácido débil con p K a1  =  9,84, p K a2  =  13,2 a 25  °C. Se puede escribir como H 4 SiO 4 o Si(OH) 4 . [ 6 ] Se han caracterizado otros ácidos silícicos como el ácido metasilícico (H 2 SiO 3 ), el ácido disilícico (H 2 Si 2 O 5 ) y el ácido pirosilícico (H 6 Si 2 O 7 ). Estos ácidos también tienen grupos hidróxido unidos al silicio; las fórmulas sugieren que estos ácidos son formas protonadas de polioxianiones .

    Se han caracterizado pocos complejos hidróxido de germanio . El hidróxido de estaño(II) Sn(OH) ₂ se preparó en medio anhidro. Cuando el óxido de estaño(II) se trata con álcali, se forma el complejo hidróxido piramidal Sn(OH) ₃ . Cuando se acidifican soluciones que contienen este ion, se forma el ion [ Sn₃ (OH) ₄ ] ²⁺ junto con algunos complejos hidróxido básicos. La estructura de [Sn₃ ( OH) ₄ ] ²⁺ tiene un triángulo de átomos de estaño conectados por grupos hidróxido puente. [ 25 ] El hidróxido de estaño(IV) es desconocido, pero puede considerarse como el ácido hipotético del cual se derivan los estannatos , con fórmula [Sn(OH) ₆ ] ²⁻ , por reacción con el ion hidróxido básico (de Lewis). [ 26 ]

    La hidrólisis del Pb²⁺ en solución acuosa se acompaña de la formación de diversos complejos que contienen grupos hidroxilo, algunos de los cuales son insolubles. El complejo hidroxilo básico [Pb₆O ( OH) ₆ ] ⁴⁺ es un clúster de seis centros de plomo con enlaces metal-metal que rodean un ion óxido central. Los seis grupos hidróxido se encuentran en las caras de los dos tetraedros de Pb₄ externos . En soluciones fuertemente alcalinas se forman iones plumbato solubles, incluyendo [Pb(OH) ₆ ] ²⁻ . [ 27 ]

    Otros elementos del grupo principal

    En los estados de oxidación más altos de los pnictógenos , calcógenos , halógenos y gases nobles existen oxoácidos en los que el átomo central está unido a iones óxido e iones hidróxido. Ejemplos de ello son el ácido fosfórico H₃PO₄ y el ácido sulfúrico H₂SO₄ . En estos compuestos , uno o más grupos hidróxido pueden disociarse liberando cationes hidrógeno, como en un ácido de Brønsted-Lowry estándar . Se conocen muchos oxoácidos de azufre, y todos ellos presentan grupos OH que pueden disociarse. [ 28 ]

    El ácido telúrico se suele escribir con la fórmula H₂TeO₄ · 2H₂O , pero se describe mejor estructuralmente como Te(OH) ₆ . [ 29 ]

    El ácido ortoperiódico [ nota 6 ] puede perder todos sus protones, formando finalmente el ion periodato [IO₄ ] ⁻ . También puede protonarse en condiciones fuertemente ácidas para dar el ion octaédrico [I(OH) ₆ ] ⁺ , completando la serie isoelectrónica , [E(OH) ₆ ] z , E = Sn, Sb, Te, I; z = −2, −1, 0, +1. Se conocen otros ácidos de yodo ( VII) que contienen grupos hidróxido, en particular en sales como el ion mesoperiodato que se encuentra en K₄ [ I₂O₈ ( OH) ₂ ]· 8H₂O . [ 30 ]

    Como suele ocurrir fuera de los metales alcalinos, los hidróxidos de los elementos en estados de oxidación inferiores son complejos. Por ejemplo, el ácido fosforoso H₃PO₃ tiene predominantemente la estructura OP(H)(OH) ₂ , en equilibrio con una pequeña cantidad de P ( OH) ₃ . [ 31 ] [ 32 ]

    Los oxoácidos de cloro , bromo y yodo tienen la fórmula O ⁠ n −1 / 2 ⁠ A(OH), donde n es el número de oxidación : +1, +3, +5 o +7, y A = Cl, Br o I. El único oxoácido de flúor es F(OH), ácido hipofluoroso . Cuando estos ácidos se neutralizan, el átomo de hidrógeno se elimina del grupo hidróxido. [ 33 ]

    Metales de transición y post-transición

    Los hidróxidos de los metales de transición y postransición suelen tener el metal en estado de oxidación +2 (M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) o +3 (M = Fe, Ru, Rh, Ir). Ninguno es soluble en agua y muchos están mal definidos. Una característica que complica la situación de los hidróxidos es su tendencia a sufrir condensación adicional para formar óxidos, un proceso llamado olación . Los hidróxidos de metales en estado de oxidación +1 también están mal definidos o son inestables. Por ejemplo, el hidróxido de plata Ag(OH) se descompone espontáneamente en el óxido (Ag₂O ) . Los hidróxidos de cobre(I) y oro(I) también son inestables, aunque se conocen aductos estables de CuOH y AuOH. [ 34 ] Los compuestos poliméricos M(OH) ₂ y M(OH) ₃ se preparan generalmente aumentando el pH de una solución acuosa del catión metálico correspondiente hasta que el hidróxido precipita de la solución. Por el contrario, los hidróxidos se disuelven en solución ácida. El hidróxido de zinc Zn (OH) ₂ es anfótero, formando el ion tetrahidróxido zincato Zn(OH) ₂⁻⁴ en solución fuertemente alcalina. [ 15 ]

    Existen numerosos complejos de ligandos mixtos de estos metales con el ion hidróxido. De hecho, estos están, en general, mejor definidos que los derivados más simples. Muchos pueden obtenerse mediante la desprotonación del complejo acuoso metálico correspondiente .

    L n M(OH 2 ) + B ⇌ L n M(OH) – + BH + (L = ligando, B = base)

    El ácido vanádico H₃VO₄ muestra similitudes con el ácido fosfórico H₃PO₄ , aunque tiene una química de oxoanión vanadato mucho más compleja . El ácido crómico H₂CrO₄ tiene similitudes con el ácido sulfúrico H₂SO₄ ; por ejemplo, ambos forman sales ácidas A⁺ [HMO₄ ] ⁻ . Algunos metales, por ejemplo, V, Cr, Nb, Ta, Mo, W, tienden a existir en estados de oxidación altos. En lugar de formar hidróxidos en solución acuosa, se convierten en clústeres oxo mediante el proceso de olación , formando polioxometalatos . [ 35 ]

    Sales básicas que contienen hidróxido

    En algunos casos, los productos de la hidrólisis parcial del ion metálico, descritos anteriormente, pueden encontrarse en compuestos cristalinos. Un ejemplo notable se observa con el zirconio (IV). Debido a su alto estado de oxidación, las sales de Zr⁴⁺ se hidrolizan extensamente en agua incluso a pH bajo. Se descubrió que el compuesto originalmente formulado como ZrOCl₂ · 8H₂O era la sal de cloruro de un catión tetramérico [Zr₄ ( OH) ₈ (H₂O ) ₁₆ ] ⁸⁺ en el que hay un cuadrado de iones Zr⁴⁺ con dos grupos hidróxido que unen los átomos de Zr a cada lado del cuadrado y con cuatro moléculas de agua unidas a cada átomo de Zr. [ 36 ]

    El mineral malaquita es un ejemplo típico de un carbonato básico. La fórmula, Cu 2 CO 3 (OH) 2 muestra que está a medio camino entre el carbonato de cobre y el hidróxido de cobre . De hecho, en el pasado la fórmula se escribía como CuCO 3 ·Cu(OH) 2 . La estructura cristalina está compuesta por iones de cobre, carbonato e hidróxido. [ 36 ] El mineral atacamita es un ejemplo de un cloruro básico. Tiene la fórmula Cu 2 Cl(OH) 3 . En este caso la composición está más cerca de la del hidróxido que de la del cloruro: CuCl 2 ·3Cu(OH) 2 . [ 37 ] El cobre forma compuestos de hidroxifosfato ( libetenita ), arseniato ( olivenita ), sulfato ( brochantita ) y nitrato. El blanco de plomo es un carbonato básico de plomo , ( PbCO₃ ) ₂ ·Pb(OH) ₂ , que se ha utilizado como pigmento blanco debido a su opacidad, aunque su uso ahora está restringido porque puede ser una fuente de envenenamiento por plomo . [ 36 ]

    Química estructural

    El ion hidróxido parece rotar libremente en cristales de hidróxidos de metales alcalinos más pesados ​​a temperaturas más altas, presentándose como un ion esférico, con un radio iónico efectivo de aproximadamente 153  pm. [ 38 ] Por lo tanto, las formas de alta temperatura de KOH y NaOH tienen la estructura de cloruro de sodio , [ 39 ] que se congela gradualmente en una estructura de cloruro de sodio monoclínica distorsionada a temperaturas inferiores a unos 300  °C. Los grupos OH aún rotan incluso a temperatura ambiente alrededor de sus ejes de simetría y, por lo tanto, no pueden detectarse por difracción de rayos X. [ 40 ] La forma de NaOH a temperatura ambiente tiene la estructura de yoduro de talio . LiOH, sin embargo, tiene una estructura laminar, compuesta por unidades tetraédricas Li(OH) 4 y (OH)Li 4. [ 38 ] Esto es consistente con el carácter débilmente básico de LiOH en solución, lo que indica que el enlace Li–OH tiene un carácter muy covalente.

    El ion hidróxido presenta simetría cilíndrica en los hidróxidos de metales divalentes Ca, Cd, Mn, Fe y Co. Por ejemplo, el hidróxido de magnesio Mg(OH) ₂ ( brucita ) cristaliza con la estructura de capas de yoduro de cadmio , con una especie de empaquetamiento compacto de iones magnesio e hidróxido. [ 38 ] [ 41 ]

    El hidróxido anfótero Al(OH) ₃ tiene cuatro formas cristalinas principales: gibbsita (la más estable), bayerita , nordstrandita y doyleíta . [ nota 7 ] Todos estos polimorfos están formados por capas dobles de iones hidróxido —los átomos de aluminio en dos tercios de los huecos octaédricos entre las dos capas— y difieren solo en la secuencia de apilamiento de las capas. [ 42 ] Las estructuras son similares a la estructura de la brucita. Sin embargo, mientras que la estructura de la brucita puede describirse como una estructura compacta, en la gibbsita los grupos OH en la parte inferior de una capa descansan sobre los grupos de la capa inferior. Esta disposición llevó a sugerir que existen enlaces direccionales entre los grupos OH en capas adyacentes. [ 43 ] Esta es una forma inusual de enlace de hidrógeno ya que se esperaría que los dos iones hidróxido involucrados apuntaran en direcciones opuestas. Los átomos de hidrógeno se han localizado mediante experimentos de difracción de neutrones en α-AlO(OH) ( diasporo ). La distancia O–H–O es muy corta, de 265  pm; el hidrógeno no es equidistante entre los átomos de oxígeno y el enlace OH corto forma un ángulo de 12° con la línea O–O. [ 44 ] Se ha propuesto un tipo similar de enlace de hidrógeno para otros hidróxidos anfóteros, incluidos Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , y Fe(OH) 3 . [ 38 ]

    Se conocen varios hidróxidos mixtos con estequiometría A 3 M III (OH) 6 , A 2 M IV (OH) 6 , y AM V (OH) 6 . Como sugiere la fórmula, estas sustancias contienen unidades estructurales octaédricas M(OH) 6. [ 45 ] Los hidróxidos dobles laminares pueden representarse mediante la fórmula [M z + 1− x M 3+ x (OH)2 ] q +(X n −)q / n ·yH2 O. Lo más común es quez = 2, y M2+= Ca2+, Mg2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, o Zn2+; por lo tantoq =x. 

    Reacciones orgánicas

    El hidróxido de potasio y el hidróxido de sodio son dos reactivos bien conocidos en química orgánica .

    catálisis básica

    El ion hidróxido puede actuar como catalizador básico . [ 46 ] La base abstrae un protón de un ácido débil para dar un intermedio que luego reacciona con otro reactivo. Los sustratos comunes para la abstracción de protones son alcoholes , fenoles , aminas y ácidos de carbono . El valor de pK a para la disociación de un enlace C–H es extremadamente alto, pero el pK a de los hidrógenos alfa de un compuesto carbonílico es aproximadamente 3 unidades logarítmicas más bajo. Los valores típicos de pK a son 16,7 para el acetaldehído y 19 para la acetona . [ 47 ] La disociación puede ocurrir en presencia de una base adecuada.

    RC(O)CH 2 R' + B ⇌ RC(O)CH − R' + BH +

    La base debe tener un valor de ap K no menor que aproximadamente 4 unidades logarítmicas menor, o el equilibrio se desplazará casi completamente hacia la izquierda.

    El ion hidróxido por sí solo no es una base lo suficientemente fuerte, pero puede convertirse en una añadiendo hidróxido de sodio al etanol.

    OH − + EtOH ⇌ EtO − + H 2 O

    para producir el ion etóxido . El pKa para la autodisociación del etanol es de aproximadamente 16, por lo que el ion alcóxido es una base suficientemente fuerte. [ 48 ] La adición de un alcohol a un aldehído para formar un hemiacetal es un ejemplo de una reacción que puede ser catalizada por la presencia de hidróxido. El hidróxido también puede actuar como catalizador de base de Lewis. [ 49 ]

    Como reactivo nucleofílico

    Sustitución acílica nucleofílica con un nucleófilo aniónico (Nu − ) y un grupo saliente (L − )

    El ion hidróxido es intermedio en nucleofilicidad entre el ion fluoruro F − , y el ion amida NH − 2 . [ 50 ] Hidrólisis de ésteres en condiciones alcalinas (también conocida como hidrólisis básica )

    R 1 C(O)OR 2 + OH − ⇌ R 1 CO(O)H + − O 2 ⇌ R 1 CO 2 − + HOR 2

    es un ejemplo de un ion hidróxido que actúa como nucleófilo. [ 51 ]

    Los primeros métodos para fabricar jabón trataban los triglicéridos de la grasa animal (el éster) con lejía .

    Otros casos en los que el hidróxido puede actuar como reactivo nucleofílico son la hidrólisis de amidas , la reacción de Cannizzaro , la sustitución alifática nucleofílica , la sustitución aromática nucleofílica y las reacciones de eliminación . El medio de reacción para KOH y NaOH suele ser agua, pero con un catalizador de transferencia de fase, el anión hidróxido también puede ser transportado a un disolvente orgánico, por ejemplo, en la generación del intermedio reactivo diclorocarbeno .

    Notas

    1. ↑ [H + ] denota la concentración de cationes de hidrógeno y [OH − ] la concentración de iones hidróxido
    2. ↑ Estrictamente hablando, el pH es el cologaritmo de la actividad del catión hidrógeno.
    3. ↑ pOH significa el logaritmo negativo en base 10 de [OH − ], o bien el logaritmo de 1 / [ OH − ]
    4. ↑ En este contexto, protón es el término utilizado para un catión de hidrógeno solvatado.
    5. ↑ En solución acuosa, los ligandos L son moléculas de agua, pero pueden ser reemplazados por otros ligandos.
    6. ↑ El nombre no deriva de "periodo", sino de "yodo": ácido periódico (compárese con ácido yódico , ácido perclórico ), y por lo tanto se pronuncia per-yodico / ˌ p ɜːr aɪ ˈ ɒ d ɪ k / PUR -eye- OD -ik , y no como / ˌ p ɪər ɪ -/ PEER -ee- .
    7. ↑ Las estructuras cristalinas se ilustran en el sitio web de minerales: Gibbsita , Bayerita , Norstrandita y Doyleita.

    Referencias

    1. ↑ Neils, TL; Schaertel, S. y Silverstein, TP (2024). "El pKa del agua y las leyes fundamentales que describen los equilibrios de las soluciones: un llamamiento a favor de una pedagogía termodinámica coherente" . Helv. Chim. Acta . 107 (11) e202400103. Bibcode : 2024HChAc.107E0103N . doi : 10.1002/hlca.202400103 .{{cite journal}}: CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace )
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