Hydroxidy

Hydroxidový aniont: tečky znamenají elektrony, čárka elektronový pár a znaménko v horním indexu záporný náboj Hydroxidy jsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidový aniont OH− a kovový kationt (například Na+, K+, Ca2+, Fe3+, Mg2+) či amonný kationt p=+. Mezi skupinou OH− a kovem je iontová vazba.

Hydroxidy jsou nejběžnějšími zásadami (bázemi). Vytvářejí je zásadotvorné kovy především jako reakci svých oxidů s vodou.

Nejznámějšími jsou hydroxidy alkalických kovů a alkalických zemin (například NaOH - hydroxid sodný, KOH - hydroxid draselný, Ca(OH)2 - hydroxid vápenatý nebo Mg(OH)2 - hydroxid hořečnatý).

Dělení hydroxidů podle rozpustnosti

Hydroxidy se dělí na ve vodě rozpustné a ve vodě nerozpustné. Rozpouštění hydroxidů ve vodě je exotermní děj, při kterém se uvolňuje teplo. Většina hydroxidů je hygroskopická.

* Rozpustné hydroxidy - alkalické kovy a kovy alkalických zemin (I. a II. +more skupina prvků) tvoří s vodou rozpustné hydroxidy a silně alkalické roztoky (například hydroxid sodný a hydroxid draselný). Slabé alkalické roztoky tvoří například hydroxid barnatý a hydroxid vápenatý. Jejich nasycené roztoky se nazývají barytová voda a vápenná voda. Také hydroxid amonný je ve vodě rozpustný a dokonce existuje pouze jako roztok. * Nerozpustné hydroxidy - ostatní kovy tvoří s vodou nerozpustné nebo méně rozpustné hydroxidy.

Disociace hydroxidů

Rozpustné hydroxidy disociují ve vodě na kovové a hydroxidové ionty. Tyto roztoky se nazývají alkalické roztoky nebo louhy. +more Jsou vždy zásadité, neboť mají pH větší než 7 a pOH naopak menší než 7. Zásaditost a kyselost se měří na stupnici pH (určuje koncentraci vodíkových kationtů H+ v roztoku) nebo na stupnici pOH (určuje koncentraci hydroxidových aniontů OH− v roztoku). Rozsah stupnice je od 0 do 14, neutrální roztoky (například voda) mají pH i pOH rovné 7.

Například disociační reakce hydroxidu sodného, hydroxidu vápenatého a amoniaku lze popsat těmito rovnicemi (dolní index (aq) znamená roztok):

\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}}

\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+}_{(aq)} + 2 \ OH^-_{(aq)}}

\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}

Disociační reakce vody se nazývá autoionizace vody. Je to chemická reakce, během níž se dvě molekuly vody přemění na hydroxoniový kationt H3O+ a hydroxidový aniont OH−.

\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}

Příprava a výroba

V této tabulce jsou u jednotlivých skupin látek popsány postupy přípravy hydroxidy za laboratorních podmínek.

Hydroxid sodný

Hydroxid sodný patří k nejdůležitějším hydroxidům a vyrábí se elektrolýzou solanky. Reakce probíhá takto:

* NaCl → Na+ + Cl− * Na+ + e− → Na0 * Cl− - e− → Cl0 Jelikož reakce probíhá ve vodném prostředí a sodík reaguje s vodou, probíhá reakce dále takto:

* 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Na katodě se neuvolňuje kovový sodík, ale vodík. Plynný chlór, který se uvolňuje na anodě nereaguje s vodou, a stejně jako vodík je odváděn jinam. +more Průmyslově se z něj pak vyrábí chlorovodík a následně kyselina chlorovodíková.

Hydroxid amonný

Zvláštní pozornost si zaslouží hydroxid amonný. Vyskytuje se pouze ve vodném roztoku a samovolně se rozkládá na vodu a amoniak. +more * NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4OH.

Reakce hydroxidů

Hydroxidy reagují s kyselinami, tato reakce se nazývá neutralizace. Při této reakci vzniká sůl kyseliny a voda. +more Typickým příkladem je reakce kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu sodného, dle rovnice: * NaOH + HCl → NaCl + H2O.

Nebo reakce hydroxidu draselného s kyselinou sírovou: * 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O

Různé hydroxidy jsou různě reaktivní. Všechny hydroxidy reagují s oxidy nekovů a polokovů, příkladem je reakce se vzdušným oxidem uhličitým, podle rovnice:

2 NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

Čisté hydroxidy alkalických kovů jsou tedy schopné reagovat i se sklem. Reakce probíhá docela pomalu, rychleji probíhá s roztaveným hydroxidem. +more Kvůli tomuto faktu se hydroxidy musí skladovat v plastových lahvích. Při reakci vzniká křemičitan kovu a voda, reakce probíhá takto:.

* 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O

Čím více je kov v Beketovově řadě kovů vpravo, tedy s vyšším elektrodovým potenciálem, tím méně je hydroxid stabilní a hůře vzniká. Kovy alkalických zemin se při zahřívání na vysokou teplotu rozkládá na oxid a vodu, dle rovnice:

* Mg(OH)2 -t→ MgO + H2O

Čím více je kov vpravo v Beketovově řadě kovů, tím nižší teplota je potřeba na rozpad. Kupříkladu hydroxid měďnatý (Cu(OH)2) potřebuje na rozklad jenom asi 75 °C.

Využití

Hydroxid sodný

Hydroxid sodný má široké použití v chemickém průmyslu (výroba mýdel a dalších povrchově aktivních látek, příprava dalších sloučenin sodíku, jako reakční složka při organických a anorganických syntézách), v potravinářském průmyslu (při zpracování tuků a olejů, ale také jako desinfekční činidlo pro vymývání strojů) nebo ve vodárenství při úpravách pitné vody. V domácnostech se dá použít při čištění odpadních potrubí, neboť je velmi žíravý. +more Po vhození několika peciček hydroxidu sodného do odpadu a zalití horkou vodou začne vařící roztok hydroxidu sodného leptat usazeniny v potrubí.

Hydroxid vápenatý

Hydroxid vápenatý (hašené vápno) se používá především ve stavebnictví jako součást malty, omítkových směsí a nátěrových hmot na stěny. Průmyslově se vyrábí reakcí oxidu vápenatého (pálené vápno) s vodou podle rovnice: * CaO + H2O → Ca(OH)2

Při tuhnutí reaguje se vzdušným oxidem uhličitým podle rovnice:

* Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Hydroxid hořečnatý

Hydroxid hořečnatý se používá ke korekcím kyselosti u některých potravin (převážně konzervované potraviny) a u krémů na pokožku. Pomáhá také udržovat barevnost výrobků. +more Je významným zdrojem hořčíku. Jeho suspenze s vodou je zásaditou a minerální součástí různých potravinových doplňků prodávaných v lékárnách. Používá se jako antacid při neutralizaci překyseleného žaludku.

Vzhled

Většina hydroxidů je bílá, zde jsou obrázky některých hydroxidů:

soubor:Hydroxid sodný. JPG|Hydroxid sodný NaOH soubor:Hydroxid železnatý. +morePNG|Hydroxid železnatý Fe(OH)2 soubor:Hydroxid zinečnatý. PNG|Hydroxid zinečnatý Zn(OH)2 soubor:Hydroxid olovnatý. PNG|Hydroxid olovnatý Pb(OH)2 soubor:Hydroxid nikelnatý. PNG|Hydroxid nikelnatý Ni(OH)2 soubor:Hydroxid hořečnatý. PNG|Hydroxid hořečnatý Mg(OH)2 soubor:Hydroxid hlinitý. PNG|Hydroxid hlinitý Al(OH)3 soubor:Hydroxid železitý. PNG|Hydroxid železitý Fe(OH)3 soubor:Hydroxid vápenatý. PNG|Hydroxid vápenatý Ca(OH)2 soubor:Hydroxid bismutitý. PNG|Hydroxid bismutitý Bi(OH)3 soubor:Cd(OH)2. png|Hydroxid kademnatý Cd(OH)2 soubor:LiOH. png|Hydroxid lithný LiOH.

Výskyt

Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydratované oxidy. +more Příkladem je zejména limonit (Fe2O3·nH2O či Fe(OH)3), či bauxit (Al2O3·nH2O či Al(OH)3). V běžném životě se můžeme setkat s hydroxidy jakožto s železnou rzí.

Hydroxid nebo kyselina

Některé látky obsahují hydroxidové skupiny, ale neřadí se mezi hydroxidy. Například hydroxidy halogenů, nekovů a polokovů jsou ve skutečnosti kyseliny. +more Tyto látky se chovají jako kyseliny a odštěpují kationt H+.

Některé hydroxidy se chovají jako kyseliny pouze částečně. Zejména hydroxid hlinitý je schopen reagovat s kovovým sodíkem za vzniku hlinitanu sodného.

Některé kovy tvoří hydroxidy i kyseliny, avšak v jiných oxidačních číslech. Vznikají tak například kyseliny jako je kyselina chromová, kyselina manganistá, kyselina rhenistá, kyselina wolframová, kyselina zlatitá, kyselina zlatná nebo kyselina osmičelá.

Související články

Zásady (chemie) * Kyseliny * pH * Disociace

Reference

Externí odkazy

Kategorie:Oxyanionty