Cesko.wiki Hydroxidy
Author
Albert FloresHydroxidy jsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidovou skupinu OH-. Jsou základními chemickými sloučeninami, které mají významný vliv na různé chemické a biologické procesy. V přírodě se vyskytují ve formě minerálů, jako například vápenec (Ca(OH)2) nebo magnetit (Fe(OH)2). Hydroxidy se také používají v průmyslu a v laboratoři jako zásady, katalyzátory, žíraviny nebo anodové materiály v elektrochemii. V této článku jsou popsány základní vlastnosti hydroxidů, jejich struktura, fyzikální a chemické vlastnosti a příklady jejich použití.
2.png)
Příprava a výroba
V této tabulce jsou u jednotlivých skupin látek vypsány postupy, jak se vytvářejí hydroxidy za laboratorních podmínek.
| Skupina či látka | Možnosti výroby |
|---|---|
| Alkalické kovy | 1) Reakcí s vodou (vzniká vodík, velice exotermní reakce, větší kousky mohou explodovat. +more) 2) Reakce oxidu s vodou (rovněž exotermní, probíhá i se vzdušnou vlhkostí) |
| Amoniak | 1) Reakce s vodou 2) Reakce amonné soli s hydroxidem alkalických kovů (zejména s hydroxidem sodným) |
| Kovy alkalických zemin | 1) Reakce s vodou 2) Reakce oxidu s vodou (exotermní, příklad je zejména hašení vápna) 3) Reakce sloučeniny daného kovu s hydroxidem alkalických kovů (zejména s hydroxidem sodným) |
| Přechodné kovy a kovy | 1) Reakce oxidu kovu s vodou 2) Reakce kovu s vodou za přístupu kyslíku (vzniká oxid, dále probíhá reakce, viz bod 1. ) 3) Reakce sloučeniny kovu s hydroxidem sodným |
Nejdůležitější hydroxid - hydroxid sodný - se vyrábí 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:
* 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 Tedy 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, a průmyslově se z něj vytváří chlorovodík a následně kyselina chlorovodíková.
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
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: * 2KOH + 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:
* 2NaOH + 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.
Chování hydroxidů s vodou
Většina hydroxidů je ve vodě nerozpustná, výjimkou jsou hydroxidy alkalických kovů, hydroxid amonný, barnatý, strontnatý a thallný. Rozpouštění hydroxidů ve vodě je exotermní děj, tedy se uvolňuje teplo, avšak molekula zůstane nezměněná, čehož se využívá při čištění odpadů hydroxidem sodným (viz níže). +more Většina hydroxidů je hygroskopická.
Využití
Kyselina telurová +morepng|náhled'>Kyselina boritá * Hydroxid vápenatý, též známý jako hašené vápno, průmyslově se vyrábí reakcí páleného vápna, tedy oxidu vápenatého, s vodou, dle rovnice: * CaO + H2O → Ca(OH)2.
Jakožto vápno se využívá ve stavebnictví. Při tuhnutí reaguje se vzdušným oxidem uhličitým, dle rovnice:
* Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
* Hydroxid sodný je chemická látka, která se používá na pročištění ucpaného odpadního potrubí. Zde se využívá toho, že je hydroxid sodný velice žíravý, a že při rozpouštění ve vodě stoupá teplota. +more Několik peciček hydroxidu sodného se vhodí do odpadu a zalije se horkou vodou. Hydroxid ohřeje vodu, díky čemuž se voda začne vařit, roztok vařícího hydroxidu sodného začne leptat překážky v potrubí. Hydroxid sodný se taktéž využívá na čištění sazí. Tato látka se hojně využívá v organické i anorganické chemii. * hydroxid hořečnatý se používá jako antacid, tedy 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.
Hydroxid či kyselina?
Některé látky obsahují OH skupiny, nicméně se neřadí mezi hydroxidy. Zdánlivé hydroxidy halogenů, nekovů a polokovů jsou ve skutečnosti kyseliny. +more Tyto látky se nechovají jako hydroxidy, ale jako kyseliny, tedy odštěpují kationt H+. Některé hydroxidy se však částečně chovají jako kyseliny, zejména hydroxid hlinitý je schopen reagovat s kovovým sodíkem za vzniku hlinitanu sodného.
Některé kovy však tvoří i kyseliny, tak vznikají kyseliny jako je kyselina chromová, dále kyselina manganistá, kyselina osmičelá, kyselina rhenistá, kyselina zlatitá, kyselina zlatná a kyselina wolframová, ale tyto kovy tvoří i hydroxidy, avšak v jiných oxidačních číslech.