Array ( [0] => 14709800 [id] => 14709800 [1] => cswiki [site] => cswiki [2] => Hydroxidy [uri] => Hydroxidy [3] => [img] => [4] => [day_avg] => [5] => [day_diff] => [6] => [day_last] => [7] => [day_prev_last] => [8] => Hydroxidy 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. [oai] => Hydroxidy 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. [9] => [is_good] => [10] => [object_type] => [11] => 0 [has_content] => 0 [12] => [oai_cs_optimisticky] => ) Array ( [0] => [[Soubor:Hydroxide-lone-pairs-2D.png|náhled|164x164pixelů|Hydroxidový aniont: tečky znamenají elektrony, čárka elektronový pár a znaménko v horním indexu záporný náboj]] [1] => '''Hydroxidy''' jsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidový [[Anion|aniont]] [[Kyslík|O]][[Vodík|H]]− a kovový [[Kation|kationt]] (například [[Sodík|Na]]+, [[Draslík|K]]+, [[Vápník|Ca]]2+, [[Železo|Fe]]3+, [[Hořčík|Mg]]2+) či amonný kationt [[Amonný kation|NH{{su|b=4|p=+}}]]. Mezi skupinou OH− a kovem je iontová vazba. [2] => [3] => Hydroxidy jsou nejběžnějšími [[Zásady (chemie)|zásadami]] (bázemi). Vytvářejí je zásadotvorné [[kovy]] především jako reakci svých [[Oxidy|oxidů]] s vodou. [4] => [5] => Nejznámějšími jsou hydroxidy [[Alkalické kovy|alkalických kovů]] a [[Kovy alkalických zemin|alkalických zemin]] (například NaOH – [[Hydroxid sodný|hydroxid sodný]], KOH – [[hydroxid draselný]], Ca(OH)2 – [[hydroxid vápenatý]] nebo Mg(OH)2 – [[Hydroxid hořečnatý|hydroxid hořečnatý).]] [6] => [7] => == Dělení hydroxidů podle rozpustnosti == [8] => 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. [9] => [10] => * Rozpustné hydroxidy - [[alkalické kovy]] a [[kovy alkalických zemin]] (I. a II. 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. [11] => * Nerozpustné hydroxidy - ostatní [[kovy]] tvoří s vodou nerozpustné nebo méně rozpustné hydroxidy. [12] => [13] => {| class="wikitable" [14] => |+ [15] => !Rozpustné hydroxidy [16] => !Nerozpustné hydroxidy [17] => |- [18] => |[[hydroxid lithný]] LiOH [19] => |[[hydroxid hořečnatý]] Mg(OH)2 [20] => |- [21] => |[[hydroxid sodný]] NaOH [22] => |[[hydroxid cínatý]] Sn(OH)2 [23] => |- [24] => |[[hydroxid draselný]] KOH [25] => |[[hydroxid zinečnatý]] Zn(OH)2 [26] => |- [27] => |[[hydroxid vápenatý]] Ca(OH)2 [28] => |[[hydroxid hlinitý]] Al(OH)3 [29] => |- [30] => |[[hydroxid barnatý]] Ba(OH)2 [31] => |[[hydroxid olovnatý]] Pb(OH)2 [32] => |- [33] => |[[hydroxid strontnatý]] Sr(OH)2 [34] => |[[hydroxid železitý]] Fe(OH)3 [35] => |- [36] => |[[Amoniak|hydroxid amonný]] NH4OH [37] => |[[hydroxid měďnatý]] Cu(OH)2 [38] => |} [39] => [40] => == Disociace hydroxidů == [41] => Rozpustné hydroxidy [[Disociace|disociují]] ve vodě na kovové a hydroxidové ionty. Tyto roztoky se nazývají alkalické roztoky nebo louhy. 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. [42] => [43] => Například disociační reakce hydroxidu sodného, hydroxidu vápenatého a amoniaku lze popsat těmito rovnicemi (dolní index (aq) znamená roztok): [44] => [45] => \mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}} [46] => [47] => \mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+}_{(aq)} + 2 \ OH^-_{(aq)}} [48] => [49] => \mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-} [50] => [51] => Disociační reakce vody se nazývá [[autoionizace vody]]. Je to chemická reakce, během níž se dvě molekuly [[Voda|vody]] přemění na [[Hydronium|hydroxoniový kationt]] H3O+ a hydroxidový aniont OH−. [52] => [53] => \mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-} [54] => [55] => == Příprava a výroba == [56] => V této tabulce jsou u jednotlivých skupin látek popsány postupy přípravy hydroxidy za laboratorních podmínek. [57] => {| class="wikitable" [58] => |- [59] => ! Skupina či látka !! Možnosti výroby [60] => |- [61] => | [[Alkalické kovy]] || 1) Reakcí s vodou (vzniká [[vodík]], velice [[exotermní reakce]], větší kousky mohou explodovat!) [62] => 2) Reakce oxidu s vodou (rovněž exotermní, probíhá i se vzdušnou vlhkostí) [63] => |- [64] => | [[Amoniak]] || 1) Reakce s vodou [65] => 2) Reakce amonné soli s hydroxidem [[alkalické kovy|alkalických kovů]] (zejména s [[hydroxid sodný|hydroxidem sodným]]) [66] => |- [67] => | [[2. skupina|Kovy alkalických zemin]] || 1) Reakce s vodou [68] => 2) Reakce oxidu s vodou (exotermní, příklad je zejména hašení [[oxid vápenatý|vápna]])
3) Reakce sloučeniny daného kovu s hydroxidem alkalických kovů (zejména s [[hydroxid sodný|hydroxidem sodným]]) [69] => |- [70] => | [[Přechodné kovy]] a [[kovy]] || 1) Reakce oxidu kovu s vodou [71] => 2) Reakce kovu s vodou za přístupu kyslíku (vzniká oxid, dále probíhá reakce, viz bod 1.)
3) Reakce sloučeniny kovu s hydroxidem sodným [72] => |} [73] => [74] => === Hydroxid sodný === [75] => [[Hydroxid sodný]] patří k nejdůležitějším hydroxidům a vyrábí se elektrolýzou [[solanka|solanky]]. Reakce probíhá takto: [76] => [77] => * NaCl → Na+ + Cl− [78] => * Na+ + e− → Na0 [79] => * Cl− - e− → Cl0 [80] => Jelikož reakce probíhá ve vodném prostředí a sodík reaguje s vodou, probíhá reakce dále takto: [81] => [82] => * 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 [83] => Na [[katoda|katodě]] se neuvolňuje kovový sodík, ale vodík. Plynný chlór, který se uvolňuje na [[anoda|anodě]] nereaguje s vodou, a stejně jako vodík je odváděn jinam. Průmyslově se z něj pak vyrábí [[chlorovodík]] a následně [[kyselina chlorovodíková]]. [84] => [85] => === Hydroxid amonný === [86] => Zvláštní pozornost si zaslouží [[amoniak|hydroxid amonný]]. Vyskytuje se pouze ve vodném roztoku a samovolně se rozkládá na vodu a [[amoniak]]. [87] => * NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4OH [88] => [89] => == Reakce hydroxidů == [90] => Hydroxidy reagují s kyselinami, tato reakce se nazývá [[neutralizace]]. Při této reakci vzniká [[soli|sůl]] kyseliny a voda. Typickým příkladem je reakce [[kyselina chlorovodíková|kyseliny chlorovodíkové]] a hydroxidu sodného, dle rovnice: [91] => * NaOH + HCl → NaCl + H2O [92] => [93] => Nebo reakce [[hydroxid draselný|hydroxidu draselného]] s [[kyselina sírová|kyselinou sírovou]]: [94] => * 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O [95] => [96] => Různé hydroxidy jsou různě reaktivní. Všechny hydroxidy reagují s oxidy nekovů a polokovů, příkladem je reakce se vzdušným [[oxid uhličitý|oxidem uhličitým]], podle rovnice: [97] => [98] => 2 NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O [99] => [100] => Čisté hydroxidy alkalických kovů jsou tedy schopné reagovat i se sklem. Reakce probíhá docela pomalu, rychleji probíhá s roztaveným hydroxidem. Kvůli tomuto faktu se hydroxidy musí skladovat v plastových lahvích. Při reakci vzniká [[Křemičitany|křemičitan]] kovu a [[voda]], reakce probíhá takto: [101] => [102] => * 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O [103] => [104] => Čím více je kov v [[beketovova řada kovů|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: [105] => [106] => * Mg(OH)2 —t→ MgO + H2O [107] => [108] => 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. [109] => [110] => == Využití == [111] => [112] => === Hydroxid sodný === [113] => [[Hydroxid sodný]] má široké použití v chemickém průmyslu (výroba [[Mýdlo|mýdel]] a dalších povrchově aktivních látek, příprava dalších sloučenin [[Sodík|sodíku]], jako reakční složka při organických a anorganických [[Chemická syntéza|syntézách]]), v potravinářském průmyslu (při zpracování [[Tuky|tuků]] a [[Olej|olejů]], ale také jako desinfekční činidlo pro vymývání strojů) nebo ve vodárenství při úpravách pitné vody. V [[Domácnost|domácnostech]] se dá použít při čištění odpadních [[potrubí]], neboť je velmi žíravý. Po vhození několika peciček hydroxidu sodného do odpadu a zalití horkou vodou začne vařící roztok hydroxidu sodného leptat usazeniny v potrubí. [114] => [115] => === Hydroxid vápenatý === [116] => Hydroxid vápenatý (hašené vápno) se používá především ve stavebnictví jako součást [[Malta (materiál)|malty]], [[Omítka|omítkových]] směsí a nátěrových hmot na [[Zeď|stěny]]. Průmyslově se vyrábí reakcí [[oxid vápenatý|oxidu vápenatého]] (pálené vápno) s vodou podle rovnice: [117] => * CaO + H2O → Ca(OH)2 [118] => [119] => Při tuhnutí reaguje se vzdušným [[Oxid uhličitý|oxidem uhličitým]] podle rovnice: [120] => [121] => * Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O [122] => [123] => === Hydroxid hořečnatý === [124] => Hydroxid hořečnatý se používá ke korekcím kyselosti u některých potravin (převážně konzervované potraviny) a u krémů na pokožku. Pomáhá také udržovat barevnost výrobků. Je významným zdrojem hořčíku. [125] => Jeho [[Suspenze (chemie)|suspenze]] s vodou je zásaditou a [[Minerál|minerální]] součástí různých [[Doplněk stravy|potravinových doplňků]] prodávaných v lékárnách. Používá se jako [[antacida|antacid]] při neutralizaci překyseleného žaludku. [126] => [127] => == Vzhled == [128] => Většina hydroxidů je bílá, zde jsou obrázky některých hydroxidů: [129] => [130] => soubor:Hydroxid sodný.JPG|[[Hydroxid sodný]] NaOH [131] => soubor:Hydroxid železnatý.PNG|[[Hydroxid železnatý]] Fe(OH)2 [132] => soubor:Hydroxid zinečnatý.PNG|[[Hydroxid zinečnatý]] Zn(OH)2 [133] => soubor:Hydroxid olovnatý.PNG|[[Hydroxid olovnatý]] Pb(OH)2 [134] => soubor:Hydroxid nikelnatý.PNG|[[Hydroxid nikelnatý]] Ni(OH)2 [135] => soubor:Hydroxid hořečnatý.PNG|[[Hydroxid hořečnatý]] Mg(OH)2 [136] => soubor:Hydroxid hlinitý.PNG|[[Hydroxid hlinitý]] Al(OH)3 [137] => soubor:Hydroxid železitý.PNG|[[Hydroxid železitý]] Fe(OH)3 [138] => soubor:Hydroxid vápenatý.PNG|[[Hydroxid vápenatý]] Ca(OH)2 [139] => soubor:Hydroxid bismutitý.PNG|[[Hydroxid bismutitý]] Bi(OH)3 [140] => soubor:Cd(OH)2.png|[[Hydroxid kademnatý]] Cd(OH)2 [141] => soubor:LiOH.png|[[Hydroxid lithný]] LiOH [142] => [143] => [144] => == Výskyt == [145] => Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydratované oxidy. Příkladem je zejména [[limonit]] (Fe2O3·''n''H2O či Fe(OH)3), či [[bauxit]] (Al2O3·''n''H2O či Al(OH)3). V běžném životě se můžeme setkat s hydroxidy jakožto s železnou [[rez|rzí]]. [146] => [147] => == Hydroxid nebo kyselina == [148] => Některé látky obsahují hydroxidové skupiny, ale neřadí se mezi hydroxidy. Například hydroxidy halogenů, nekovů a polokovů jsou ve skutečnosti kyseliny. Tyto látky se chovají jako kyseliny a odštěpují kationt H+. [149] => [150] => Některé hydroxidy se chovají jako kyseliny pouze částečně. Zejména [[hydroxid hlinitý]] je schopen reagovat s [[sodík|kovovým sodíkem]] za vzniku [[hlinitan sodný|hlinitanu sodného]]. [151] => [152] => 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. [153] => [154] => == Související články == [155] => [156] => * [[Zásady (chemie)]] [157] => * [[Kyseliny]] [158] => * [[pH]] [159] => * [[Disociace]] [160] => [161] => == Reference == [162] => {{Překlad|jazyk=de|článek=Basen (Chemie)|revize=239176751|článek2=Hydroxide|revize2=1190624023|jazyk2=en}} [163] => [164] => == Externí odkazy == [165] => * {{Otto|heslo=Hydráty}} [166] => [167] => {{Navboxes [168] => | title = Hydroxidy dle oxidačního čísla [169] => | list = [170] => {{Hydroxidy I.}} [171] => {{Hydroxidy II.}} [172] => {{Hydroxidy III.}} [173] => {{Hydroxidy IV.}} [174] => }} [175] => {{Autoritní data}} [176] => [177] => {{Portály|Chemie}} [178] => [179] => [[Kategorie:Hydroxidy| ]] [180] => [[Kategorie:Oxyanionty]] [] => )
good wiki

Hydroxidy

More about us

About

Expert Team

Vivamus eget neque lacus. Pellentesque egauris ex.

Award winning agency

Lorem ipsum, dolor sit amet consectetur elitorceat .

10 Year Exp.

Pellen tesque eget, mauris lorem iupsum neque lacus.

You might be interested in

,'Hydroxid sodný','hydroxid sodný','kovy','hydroxid draselný','hydroxid vápenatý','hydroxid hlinitý','Amoniak','Hydroxid hořečnatý','Alkalické kovy','pH','alkalické kovy','Disociace'

Amoniak

Disociace

Kovy

PH