Hidróxido
El hidróxido es un anión diatómico con fórmula química OH−. Consiste en un átomo de oxígeno e hidrógeno unidos por un solo enlace covalente y lleva una carga eléctrica negativa. Es un componente importante pero generalmente menor del agua. Funciona como base, ligando, nucleófilo y catalizador. El ion hidróxido forma sales, algunas de las cuales se disocian en solución acuosa, liberando iones hidróxido solvatados. El hidróxido de sodio es un producto químico de varios millones de toneladas por año. El compuesto eléctricamente neutro correspondiente HO• es el radical hidroxilo. El correspondiente grupo unido covalentemente -OH de los átomos es el grupo hidroxi. Tanto el ion hidróxido como el grupo hidroxi 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 hidroxi.
Ion hidróxido
El ion hidróxido es una parte natural del agua debido a la reacción de autoionización en la que su complemento, el hidronio, se convierte en hidrógeno:
- H3O+ + OH− ⇌ 2H2O
La constante de equilibrio para esta reacción, definida como
- Kw [H]+[OH]−]
tiene un valor cercano a 10−14 a 25 °C, por lo que la concentración de iones de 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 cogaritmo decimal de la concentración de cationes de hidrógeno; el pH del agua pura está cerca de 7 a temperatura ambiente. La concentración de iones de hidróxido se puede expresar en términos de pOH, que está cerca de (14 − pH), por lo que el pOH del agua pura también está cerca de 7. La adición de una base al agua reducirá la concentración de cationes de hidrógeno y, por lo tanto, aumentará la concentración de iones de hidróxido (aumenta el pH, disminuye el pOH) incluso si la base en sí no contiene hidróxido. Por ejemplo, las soluciones de amoníaco tienen un pH superior a 7 debido a la reacción NH3 + H+ ⇌ NH+
4 , lo que disminuye la concentración de cationes de hidrógeno, lo que aumenta la concentración de iones de hidróxido. El pOH se puede mantener en un valor casi constante con varias soluciones tampón.
En solución acuosa, el ion hidróxido es una base en el sentido de Brønsted-Lowry, ya que puede aceptar un protón de un ácido de Brønsted-Lowry para formar una molécula de agua. También puede actuar como base de Lewis donando un par de electrones a un ácido de Lewis. En solución acuosa, tanto los iones de hidrógeno como los de hidróxido están fuertemente solvatados, con enlaces de hidrógeno entre los átomos de oxígeno e hidrógeno. De hecho, el ion bihidróxido H
3O−
2 se ha caracterizado en la de Estado sólido. Este compuesto es centrosimétrico y tiene un enlace de hidrógeno muy corto (114,5 pm) que es similar a la longitud del ion bifluoruro HF−
2 (114 pm). En solución acuosa, el ion hidróxido forma fuertes enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua. Una consecuencia de esto es que las soluciones concentradas de hidróxido de sodio tienen una alta viscosidad debido a la formación de una extensa red de enlaces de hidrógeno como en las soluciones de fluoruro de hidrógeno.
En solución, expuesto al aire, el ion hidróxido reacciona rápidamente con el dióxido de carbono atmosférico, actuando como un ácido, para formar, inicialmente, el ion bicarbonato.
- Oh.− + CO2 ⇌ HCO−
3
La constante de equilibrio para esta reacción se puede especificar como una reacción con dióxido de carbono disuelto o como una reacción con dióxido de carbono gaseoso (ver Ácido carbónico para valores y detalles). A pH neutro o ácido, la reacción es lenta, pero es catalizada por la enzima anhidrasa carbónica, que crea efectivamente iones de hidróxido en el sitio activo.
Soluciones que contienen el vidrio de ataque de iones de hidróxido. 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 tetrahidroxoaluminato/tetrahidroxidoaluminato [Al(OH)4]−. También se encuentra a menudo en complejos de ligandos mixtos del tipo [MLx(OH)y]< sup>z+, donde L es un ligando. El ion hidróxido a menudo sirve como ligando puente, donando un par de electrones a cada uno de los átomos que se unen. Como se ilustra con [Pb2(OH)]3+, los hidróxidos metálicos a menudo se escriben en un formato simplificado. Incluso puede actuar como donante de 3 pares de electrones, como en el tetrámero [PtMe3(OH)]4.
Cuando se unen a un centro metálico fuertemente atractor de electrones, los ligandos de hidróxido tienden a ionizarse en ligandos de óxido. Por ejemplo, el ion bicromato [HCrO4]− se disocia de acuerdo con
- [O3CrO-H]− ⇌ [CrO4]2 - 2 + H+
con una pKa de alrededor de 5,9.
Espectros de vibración
Los espectros infrarrojos de los compuestos que contienen el grupo funcional OH tienen fuertes bandas de absorción en la región centrada alrededor de 3500 cm−1. La alta frecuencia de la vibración molecular es consecuencia de la pequeña masa del átomo de hidrógeno en comparación con la masa del átomo de oxígeno, y esto hace que la detección de grupos hidroxilo por espectroscopia infrarroja sea relativamente fácil. Una banda debida a un grupo OH tiende a ser aguda. Sin embargo, el ancho de banda aumenta cuando el grupo OH está involucrado en el enlace de hidrógeno. Una molécula de agua tiene un modo de flexión HOH de aproximadamente 1600 cm−1, por lo que la ausencia de esta banda se puede usar para distinguir un grupo OH de una molécula de agua.
Cuando el grupo OH se une a un ion metálico en un complejo de coordinación, se puede observar un modo de flexión M−OH. Por ejemplo, en [Sn(OH)6]2− ocurre en 1065 cm−1. El modo de flexión para un hidróxido puente tiende a ser a una frecuencia más baja como en [(bipiridina)Cu(OH)2Cu(bipiridina)]2+ (955 cm< sup>−1). Las vibraciones de estiramiento de M−OH se producen por debajo de unos 600 cm−1. Por ejemplo, el ion tetraédrico [Zn(OH)4]2− tiene bandas a 470 cm−1 (Raman-activo, polarizado) y 420 cm−1 (infrarrojo). El mismo ion tiene una vibración de flexión (HO)–Zn–(OH) a 300 cm−1.
Aplicaciones
Las soluciones de hidróxido de sodio, también conocidas como lejía y sosa cáustica, se utilizan en la fabricación de pulpa y papel, textiles, agua potable, jabones y detergentes, y como limpiador de desagües. La producción mundial en 2004 fue de aproximadamente 60 millones de toneladas. El principal método de fabricación es el proceso de cloro-álcali.
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.
- CO2 - 2
3 + H2O ⇌ HCO−
3 + OH− (pKa2= 10.33 a 25 °C y cero fuerza iónica)
Aunque la fuerza base de las soluciones de carbonato de sodio es menor que la de una solución concentrada de hidróxido de sodio, tiene la ventaja de ser un sólido. También se fabrica a gran escala (42 millones de toneladas en 2005) mediante el proceso Solvay. Un ejemplo del uso del carbonato de sodio como álcali es cuando la soda de lavado (otro nombre del carbonato de sodio) actúa sobre los 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. 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.
Hidróxidos inorgánicos
Metales alcalinos
Además de NaOH y KOH, que disfrutan de aplicaciones a gran escala, los hidróxidos de otros metales alcalinos también son útiles. El hidróxido de litio es una base fuerte, con un pKb de -0,36. El hidróxido de litio se utiliza en los sistemas de purificación de gas respirable para naves espaciales, submarinos y rebreathers para eliminar el dióxido de carbono del gas exhalado.
- 2 LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O
Se prefiere el hidróxido de litio al de sodio debido a su menor masa. El hidróxido de sodio, el hidróxido de potasio y los hidróxidos de otros metales alcalinos también son bases fuertes.
Metales alcalinotérreos
Las moléculas de agua adheridas a Be se omiten
El hidróxido de berilio Be(OH)2 es anfótero. El hidróxido en sí es insoluble en agua, con un producto de solubilidad log K*sp de −11,7. La adición de ácido da productos de hidrólisis solubles, incluido el ion trimérico [Be3(OH)3(H2O)6< /sub>]3+, que tiene grupos OH que se unen entre pares de iones de berilio formando un anillo de 6 miembros. A un pH muy bajo se forma el ion agua [Be(H2O)4]2+. La adición de hidróxido a Be(OH)2 da el anión tetrahidroxoberilato/tetrahidroxidoberilato soluble, [Be(OH)4]2−.
La solubilidad en agua de los otros hidróxidos de este grupo aumenta al aumentar el número atómico. 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 alcalinotérreos más pesados: hidróxido de calcio, estroncio hidróxido e hidróxido de bario. Una solución o suspensión de hidróxido de calcio se conoce como agua de cal y se puede usar para probar el dióxido de carbono ácido débil. La reacción Ca(OH)2 + CO2 ⇌ Ca2+ + 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 utiliza como absorbente de CO2.
Elementos del grupo Boro
El hidróxido de boro más simple B(OH)3, conocido como ácido bórico, es un ácido. A diferencia de los hidróxidos de los hidróxidos 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 + H2O ⇌ B(OH)−4 + H+
Se conocen diversos oxianiones de boro que, en forma protonada, contienen grupos hidróxido.
aluminate(III) ion
El hidróxido de aluminio Al(OH)3 es anfótero y se disuelve en solución alcalina.
- Al(OH)3 (sólido) + OH−(aq) ⇌ Al(OH)−4 (aq)
En el proceso Bayer para la producción de óxido de aluminio puro a partir de minerales de bauxita, este equilibrio se manipula mediante un control cuidadoso de la temperatura y la concentración de álcali. En la primera fase, el aluminio se disuelve en una solución alcalina caliente como Al(OH)−
4, pero otros hidróxidos suelen estar presentes en el minerales, como los hidróxidos de hierro, no se disuelven porque no son anfóteros. Después de eliminar los insolubles, el llamado lodo rojo, se hace precipitar hidróxido de aluminio puro bajando la temperatura y añadiendo agua al extracto, que, al diluir el álcali, baja 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 hidroxi/hidroxido formados por el aluminio son algo diferentes a los del boro, lo que refleja el mayor tamaño del Al(III) frente al B(III). La concentración de la especie [Al13(OH)32]7+ es muy dependiente de la concentración total de aluminio. Varios otros hidroxocomplejos se encuentran en compuestos cristalinos. Quizás el más importante es el hidróxido básico AlO(OH), un material polimérico conocido con los nombres de las formas minerales bohemita o diáspora, dependiendo de la estructura cristalina. El hidróxido de galio, el hidróxido de indio y el hidróxido de talio (III) también son anfóteros. El hidróxido de talio (I) es una base fuerte.
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:
- C(OH)4 → HCO−
3 + H3O+ - HCO−
3 + H+ ⇌ H2CO3
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).
Ácido silícico es el nombre dado a una variedad de compuestos con una fórmula genérica [SiOx(OH)4−2x]n. Se ha identificado ácido ortosilícico en solución acuosa muy diluida. Es un ácido débil con pKa1 = 9,84, pKa2 = 13,2 a 25 °C. Por lo general, se escribe como H4SiO4, pero generalmente se acepta la fórmula Si(OH)4. Otros ácidos silícicos como el ácido metasilícico (H2SiO3), el ácido disilícico (H2 Si2O5), y ácido pirosilícico (H6Si2< /sub>O7) han sido caracterizados. Estos ácidos también tienen grupos hidróxido unidos al silicio; las fórmulas sugieren que estos ácidos son formas protonadas de polioxianiones.
Se han caracterizado pocos hidroxocomplejos de germanio. Se preparó hidróxido de estaño(II) Sn(OH)2 en medio anhidro. Cuando el óxido de estaño (II) se trata con álcali, el complejo hidroxo piramidal Sn(OH)−< /sup>
3 se forma. Cuando se acidifican soluciones que contienen este ion, se forma el ion [Sn3(OH)4]2+ junto con algunos hidroxocomplejos básicos. La estructura de [Sn3(OH)4]2+ tiene un triángulo de átomos de estaño conectados por grupos puente de hidróxido. Se desconoce el hidróxido de estaño (IV), pero puede considerarse como el ácido hipotético del que se derivan los estanatos, con una fórmula [Sn(OH)6]2−, por reacción con el ion hidróxido básico (Lewis).
La hidrólisis de Pb2+ en solución acuosa va acompañada de la formación de varios complejos que contienen hidroxo, algunos de los cuales son insolubles. El hidroxocomplejo básico [Pb6O(OH)6]4+ es un grupo de seis centros de plomo con enlaces metal-metal que rodean un ión óxido central. Los seis grupos hidróxido se encuentran en las caras de los dos tetraedros externos de Pb4. En soluciones fuertemente alcalinas se forman iones plumbato solubles, incluido [Pb(OH)6]2−.
Otros elementos del grupo principal
 |  |  |  |  |  |
| Ácido fósforo | Ácido fósforo | Ácido sulfúrico | Ácido Telluric | Ortho- Ácido peritódico | Ácido Xenic |
En los estados de oxidación superiores de los pnictógenos, calcógenos, halógenos y gases nobles, hay oxoácidos en los que el átomo central está unido a iones de óxido e hidróxido. Los ejemplos incluyen ácido fosfórico H3PO4 y ácido sulfúrico H2SO4. En estos compuestos, uno o más grupos de hidróxido pueden disociarse con la liberación de cationes de hidrógeno como en un ácido de Brønsted-Lowry estándar. Se conocen muchos oxoácidos de azufre y todos presentan grupos OH que pueden disociarse.
El ácido telúrico a menudo se escribe con la fórmula H2TeO4·2H2O pero se describe mejor estructuralmente como Te(OH) 6.
El ácido peryódico orto puede perder todos sus protones y eventualmente formar el ion peryodato [IO4]−. También se puede protonar 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 del yodo (VII) que contienen grupos hidróxido, en particular en sales como el ion mesoperyodato que se presenta en K4[I2< /sub>O8(OH)2]·8H2O.
Como es común fuera de los metales alcalinos, los hidróxidos de los elementos en estados de oxidación más bajos son complicados. Por ejemplo, el ácido fosforoso H3PO3 tiene predominantemente la estructura OP(H)(OH)2, en equilibrio con una pequeña cantidad de P(OH)3.
Los oxoácidos de cloro, bromo y yodo tienen la fórmula On− 1/2A(OH), donde n es el número de oxidación: +1, +3, +5 o +7, y A = Cl, Br o I. El único oxoácido del flúor es F(OH), ácido hipofluoroso. Cuando estos ácidos se neutralizan, el átomo de hidrógeno se elimina del grupo hidróxido.
Metales de transición y post-transición
Los hidróxidos de los metales de transición y post-transición suelen tener el metal en el +2 (M = Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) o +3 (M = Fe, Ru, Rh, Ir) estado de oxidación. Ninguno es soluble en agua y muchos están mal definidos. Una característica complicada de los hidróxidos es su tendencia a sufrir una mayor condensación a los óxidos, un proceso llamado olación. Los hidróxidos de metales en el 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. Los compuestos poliméricos M(OH)2 y M(OH)3 se preparan en general aumentando el pH de una solución acuosa de los cationes metálicos correspondientes hasta que precipita el hidróxido. de solución Por el contrario, los hidróxidos se disuelven en solución ácida. El hidróxido de zinc Zn(OH)2 es anfótero y forma el ion tetrahidroxidozincato Zn(OH)2−
4 en solución fuertemente alcalina.
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 se pueden hacer por desprotonación del complejo acuoso metálico correspondiente.
- LnM(OH2) + B ⇌ LnM(OH) + BH+ (L = ligand, B = base)
El ácido vanádico H3VO4 muestra similitudes con el ácido fosfórico H3PO4 aunque tiene una química de oxoaniones de 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, p. V, Cr, Nb, Ta, Mo, W, tienden a existir en altos estados de oxidación. En lugar de formar hidróxidos en solución acuosa, se convierten en grupos oxo mediante el proceso de olación, formando polioxometalatos.
Sales básicas que contienen hidróxido
En algunos casos, los productos de hidrólisis parcial de iones metálicos, descritos anteriormente, se pueden encontrar en compuestos cristalinos. Un ejemplo llamativo se encuentra con el circonio (IV). Debido al 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)< sub>8(H2O)16]8+ en el que hay un cuadrado de Zr4+ iones con dos grupos de hidróxido que forman un puente entre los átomos de Zr a cada lado del cuadrado y con cuatro moléculas de agua unidas a cada átomo de Zr.
El mineral malaquita es un ejemplo típico de un carbonato básico. La fórmula, Cu2CO3(OH)2 muestra que está a mitad de camino entre el carbonato de cobre y el hidróxido de cobre. De hecho, en el pasado la fórmula se escribía como CuCO3·Cu(OH)2. La estructura cristalina está formada por iones de cobre, carbonato e hidróxido. El mineral atacamita es un ejemplo de un cloruro básico. Tiene la fórmula Cu2Cl(OH)3. En este caso la composición es más cercana a la del hidróxido que a la del cloruro CuCl2·3Cu(OH)2. El cobre forma compuestos de hidroxifosfato (libetenita), arseniato (olivenita), sulfato (brochantita) y nitrato. El albayalde es un carbonato básico de plomo, (PbCO3)2·Pb(OH)2, que se ha utilizado como pigmento blanco porque de su calidad opaca, aunque su uso ahora está restringido porque puede ser una fuente de envenenamiento por plomo.
Química estructural
El ion hidróxido parece girar libremente en los cristales de los hidróxidos de metales alcalinos más pesados a temperaturas más altas para presentarse como un ion esférico, con un radio iónico efectivo de alrededor de 153 pm. Por lo tanto, las formas de alta temperatura de KOH y NaOH tienen la estructura de cloruro de sodio, que se congela gradualmente en una estructura de cloruro de sodio monoclínicamente distorsionada a temperaturas por debajo de los 300 °C. Los grupos OH todavía giran incluso a temperatura ambiente alrededor de sus ejes de simetría y, por lo tanto, no pueden detectarse por difracción de rayos X. La forma a temperatura ambiente de NaOH tiene la estructura de yoduro de talio. LiOH, sin embargo, tiene una estructura en capas, formada por unidades tetraédricas de Li(OH)4 y (OH)Li4. Esto es consistente con el carácter débilmente básico del LiOH en solución, lo que indica que el enlace Li-OH tiene mucho carácter covalente.
El ion hidróxido muestra 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 el yoduro de cadmio estructura de capas, con una especie de empaquetamiento cerrado de iones de magnesio e hidróxido.
El hidróxido anfótero Al(OH)3 tiene cuatro formas cristalinas principales: gibbsita (la más estable), bayerita, nordstrandita y doyleita. Todos estos polimorfos están formados por capas dobles de iones de hidróxido, los átomos de aluminio en dos tercios de los agujeros octaédricos entre las dos capas, y difieren solo en la secuencia de apilamiento de las capas. Las estructuras son similares a la estructura de brucita. Sin embargo, mientras que la estructura de brucita se puede describir como una estructura compacta en gibbsita, los grupos OH en la parte inferior de una capa descansan sobre los grupos de la capa inferior. Este arreglo condujo a la sugerencia de que existen enlaces direccionales entre los grupos OH en capas adyacentes. Esta es una forma inusual de enlace de hidrógeno, ya que se esperaría que los dos iones de hidróxido involucrados apunten en dirección contraria. Los átomos de hidrógeno se han localizado mediante experimentos de difracción de neutrones en α-AlO(OH) (diáspora). La distancia O-H-O es muy corta, a las 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. 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 .
Se conocen varios hidróxidos mixtos con estequiometría A3MIII(OH)6, A2MIV(OH)6, y AMV(OH)6. Como sugiere la fórmula, estas sustancias contienen unidades estructurales octaédricas M(OH)6. Los hidróxidos dobles en capas se pueden representar mediante la fórmula [Mz+
1−x M3+
x(OH)
2]q+(Xn−)
q⁄n·yH
2O. Más comúnmente, z = 2, y M2+ = Ca2+, Mg2+, Mn< sup>2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, o Zn2+; por lo tanto q = x.
En reacciones orgánicas
El hidróxido de potasio y el hidróxido de sodio son dos reactivos muy conocidos en química orgánica.
Catálisis básica
El ion hidróxido puede actuar como catalizador base. La base extrae un protón de un ácido débil para dar un intermedio que luego reacciona con otro reactivo. Los sustratos comunes para la extracción de protones son alcoholes, fenoles, aminas y ácidos carbónicos. El valor de pKa para la disociación de un enlace C–H es extremadamente alto, pero los hidrógenos alfa de pKa de un compuesto de carbonilo son unas 3 unidades logarítmicas inferiores. Los valores típicos de pKa son 16,7 para acetaldehído y 19 para acetona. La disociación puede ocurrir en presencia de una base adecuada.
- RC(O)CH2R' + B ⇌ RC(O)CH−R' + BH+
La base debe tener un valor de pKa no inferior a unas 4 unidades logarítmicas menor, o el equilibrio se encontrará casi completamente a la izquierda.
El ion hidróxido por sí solo no es una base lo suficientemente fuerte, pero se puede convertir en uno agregando hidróxido de sodio al etanol
- Oh.− + EtOH ⇌ EtO− + H2O
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 lo suficientemente fuerte. 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 un catalizador de base de Lewis.
Como reactivo nucleófilo
El ion hidróxido tiene una nucleofilia intermedia entre el ion fluoruro F− y el ion amida NH−
2. La hidrólisis de un éster.
- R1C(O)OR2 + H2O ⇌ R1C(O)OH + HOR2
También conocido como saponificación, es un ejemplo de una sustitución de acilo nucleofílica con el ion hidróxido actuando como nucleófilo. En este caso, el grupo saliente es un ion alcóxido, que inmediatamente elimina un protón de una molécula de agua para formar un alcohol. En la fabricación de jabón, se agrega cloruro de sodio para salar la sal de sodio del ácido carboxílico; este es un ejemplo de la aplicación del efecto de ion común.
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 en reacciones de eliminación. El medio de reacción para el KOH y el NaOH suele ser agua, pero con un catalizador de transferencia de fase, el anión hidróxido también se puede transportar a un disolvente orgánico, por ejemplo, en la generación del intermedio reactivo diclorocarbeno.
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