Kyselé hydroxidy jsou anorganické sloučeniny hydroxylové skupiny –OH a kovu nebo nekovu s oxidačním stavem +5, +6. Dalším názvem jsou anorganické kyseliny obsahující kyslík. Jejich rysem je eliminace protonu během disociace.
Klasifikace hydroxidů
Hydroxidy se také nazývají hydroxidy a vodoxidy. Mají je téměř všechny chemické prvky, některé jsou v přírodě široce rozšířeny, například minerály hydrargillit a brucit jsou hydroxidy hliníku a hořčíku.
Rozlišují se následující typy hydroxidů:
- basic;
- amfoterní;
- kyselina.
Klasifikace je založena na tom, zda je oxid tvořící hydroxid zásaditý, kyselý nebo amfoterní.
Obecné vlastnosti
Nejzajímavější jsou acidobazické vlastnosti oxidů a hydroxidů, protože na nich závisí možnost reakcí. Zda bude hydroxid vykazovat kyselé, zásadité nebo amfoterní vlastnosti, závisí na síle vazby mezi kyslíkem, vodíkem a prvkem.
Síla iontů je ovlivněnapotenciál, s nárůstem, při kterém slábnou základní vlastnosti hydroxidů a zvyšují se kyselé vlastnosti hydroxidů.
Vyšší hydroxidy
Vyšší hydroxidy jsou sloučeniny, ve kterých je tvořící prvek v nejvyšším oxidačním stavu. Patří mezi všechny typy ve třídě. Příkladem báze je hydroxid hořečnatý. Hydroxid hlinitý je amfoterní, zatímco kyselina chloristá může být klasifikována jako kyselý hydroxid.
Změnu vlastností těchto látek v závislosti na tvořícím prvku lze vysledovat podle periodického systému D. I. Mendělejeva. Kyselé vlastnosti vyšších hydroxidů se zvyšují zleva doprava, zatímco kovové vlastnosti v tomto směru slábnou.
Bazické hydroxidy
V užším smyslu se tento typ nazývá báze, protože anion OH se odštěpuje během své disociace. Nejznámější z těchto sloučenin jsou alkálie, například:
- hašené vápno Ca(OH)2 používané při bělení místností, činění kůže, přípravě protiplísňových kapalin, m alt a betonu, změkčování vody, výrobě cukru, bělidel a hnojiv, kaustifikaci uhličitan sodný a draselný, neutralizace kyselých roztoků, detekce oxidu uhličitého, dezinfekce, snížení odporu půdy, jako potravinářská přísada.
- KOH hydroxid draselný používaný ve fotografii, rafinaci ropy, potravinářském, papírenském a metalurgickém průmyslu, dále jako alkalická baterie, neutralizátor kyselin, katalyzátor, čistička plynu, regulátor pH, elektrolyt,součást detergentů, vrtné kapaliny, barviva, hnojiva, potaš organické a anorganické látky, pesticidy, farmaceutické přípravky na léčbu bradavic, mýdla, syntetický kaučuk.
- Žíravá soda NaOH, potřebná pro celulózový a papírenský průmysl, zmýdelnění tuků při výrobě detergentů, neutralizace kyselin, výroba bionafty, rozpouštění ucpání, odplyňování toxických látek, zpracování bavlny a vlny, mytí forem, výroba potravin, kosmetologie, fotografie.
Bazické hydroxidy vznikají v důsledku interakce odpovídajících oxidů kovů s vodou, v naprosté většině případů s oxidačním stavem +1 nebo +2. Patří mezi ně alkalické prvky, prvky alkalických zemin a přechodné prvky.
Kromě toho lze báze získat následujícími způsoby:
- interakce alkálie se solí nízkoaktivního kovu;
- reakce mezi alkalickým prvkem nebo prvkem alkalické zeminy a vodou;
- elektrolýzou vodného roztoku soli.
Kyselé a zásadité hydroxidy se vzájemně ovlivňují za vzniku soli a vody. Tato reakce se nazývá neutralizace a má velký význam pro titrimetrickou analýzu. Kromě toho se používá v každodenním životě. Při rozlití kyseliny lze nebezpečné činidlo neutralizovat sodou a ocet se používá jako zásada.
Bazické hydroxidy navíc při disociaci v roztoku posouvají iontovou rovnováhu, což se projevuje změnou barvy indikátorů, a vstupují do výměnných reakcí.
Při zahřívání se nerozpustné sloučeniny rozkládají na oxid a vodu a alkálie tají. Zásaditý hydroxid a kyselý oxid tvoří sůl.
Amfoterní hydroxidy
Některé prvky v závislosti na podmínkách vykazují buď zásadité nebo kyselé vlastnosti. Hydroxidy založené na nich se nazývají amfoterní. Jsou snadno identifikovatelné podle kovu obsaženého ve složení, který má oxidační stav +3, +4. Například bílá želatinová látka – hydroxid hlinitý Al(OH)3, používaný při čištění vody díky své vysoké adsorpční kapacitě, při výrobě vakcín jako látka posilující imunitní odpověď, v medicíně pro léčbu onemocnění trávicího traktu závislých na kyselině. Často se také začleňuje do plastů zpomalujících hoření a působí jako nosič katalyzátorů.
Existují však výjimky, kdy je hodnota oxidačního stavu prvku +2. To je typické pro berylium, cín, olovo a zinek. Hydroxid posledního kovu Zn(OH)2 je široce používán v chemickém průmyslu, především pro syntézu různých sloučenin.
Amfoterní hydroxid můžete získat reakcí roztoku soli přechodného kovu se zředěnou alkálií.
Amfoterní hydroxid a kyselý oxid, zásada nebo kyselina tvoří při interakci sůl. Zahříváním hydroxidu dochází k jeho rozkladu na vodu a metahydroxid, který se dalším zahříváním přeměňuje na oxid.
Amfoterní akyselé hydroxidy se chovají stejně v alkalickém prostředí. Při interakci s kyselinami působí amfoterní hydroxidy jako zásady.
Kyselé hydroxidy
Tento typ se vyznačuje přítomností prvku v oxidačním stavu od +4 do +7. V roztoku jsou schopny darovat vodíkový kationt nebo přijmout elektronový pár a vytvořit kovalentní vazbu. Nejčastěji mají stav agregace kapaliny, ale jsou mezi nimi i pevné látky.
Tvoří hydroxid kyselý oxid schopný tvořit sůl a obsahující nekov nebo přechodný kov. Oxid se získává jako výsledek oxidace nekovu, rozkladu kyseliny nebo soli.
Kyselé vlastnosti hydroxidů se projevují v jejich schopnosti barvit indikátory, rozpouštět aktivní kovy za vývoje vodíku, reagovat s bázemi a zásaditými oxidy. Jejich charakteristickým rysem je účast na redoxních reakcích. Během chemického procesu k sobě připojují záporně nabité elementární částice. Schopnost fungovat jako akceptor elektronů je oslabena zředěním a přeměnou na soli.
Je tak možné rozlišit nejen acidobazické vlastnosti hydroxidů, ale i oxidační.
Kyselina dusičná
HNO3 je považována za silnou jednosytnou kyselinu. Je prudce jedovatý, na kůži zanechává vředy se žlutým zabarvením kožní vrstvy a jeho páry okamžitě dráždí dýchací sliznici. Starý název je silná vodka. Vztahuje se na kyselé hydroxidy ve vodných roztocíchzcela disociuje na ionty. Navenek to vypadá jako bezbarvá kapalina dýmající ve vzduchu. Za koncentrovaný vodný roztok se považuje 60 - 70 % látky, a pokud obsah překročí 95 %, nazývá se dýmavá kyselina dusičná.
Čím vyšší koncentrace, tím tmavší je kapalina. Může mít dokonce hnědou barvu v důsledku rozkladu na oxid, kyslík a vodu na světle nebo při mírném zahřátí, proto by měl být skladován v tmavé skleněné nádobě na chladném místě.
Chemické vlastnosti kyselého hydroxidu jsou takové, že jej lze destilovat bez rozkladu pouze za sníženého tlaku. Reagují s ní všechny kovy kromě zlata, některých zástupců skupiny platiny a tantalu, ale konečný produkt závisí na koncentraci kyseliny.
Například 60% látka při interakci se zinkem dává jako převládající vedlejší produkt oxid dusičitý, 30% - oxid monoxid, 20% - oxid dusný (smějící se plyn). Ještě nižší koncentrace 10 % a 3 % dávají jednoduchou látku dusík ve formě plynu a dusičnanu amonného. Z kyseliny tak lze získat různé nitrosloučeniny. Jak je vidět z příkladu, čím nižší koncentrace, tím hlubší je redukce dusíku. Na to má vliv i aktivita kovu.
Látka může rozpustit zlato nebo platinu pouze ve složení aqua regia - směs tří dílů chlorovodíkové a jedné kyseliny dusičné. Sklo a PTFE jsou vůči němu odolné.
Kromě kovů látka reaguje szásadité a amfoterní oxidy, zásady, slabé kyseliny. Ve všech případech jsou výsledkem soli, s nekovy - kyseliny. Ne všechny reakce probíhají bezpečně, například aminy a terpentýn se spontánně vznítí při kontaktu s hydroxidem v koncentrovaném stavu.
Soli se nazývají dusičnany. Při zahřívání se rozkládají nebo vykazují oxidační vlastnosti. V praxi se používají jako hnojiva. V přírodě se kvůli vysoké rozpustnosti prakticky nevyskytují, proto jsou všechny soli kromě draslíku a sodíku získávány uměle.
Samotná kyselina se získává ze syntetizovaného amoniaku a v případě potřeby se koncentruje několika způsoby:
- posun rovnováhy zvýšením tlaku;
- zahříváním v přítomnosti kyseliny sírové;
- destilace.
Dále se používá při výrobě minerálních hnojiv, barviv a léků, vojenském průmyslu, stojanové grafice, klenotnictví, organické syntéze. Občas se ve fotografii používá zředěná kyselina k okyselení tónovacích roztoků.
Kyselina sírová
Н2SO4 je silná dvojsytná kyselina. Vypadá jako bezbarvá těžká olejovitá kapalina, bez zápachu. Zastaralý název je vitriol (vodný roztok) nebo vitriolový olej (směs s oxidem siřičitým). Tento název byl dán tím, že na počátku 19. století se ve vitriolových závodech vyráběla síra. Na poctu tradici se síranové hydráty dodnes nazývají vitriol.
Výroba kyseliny je zavedena v průmyslovém měřítku aje asi 200 milionů tun ročně. Získává se oxidací oxidu siřičitého kyslíkem nebo oxidem dusičitým za přítomnosti vody nebo reakcí sirovodíku se síranem mědi, stříbra, olovu nebo rtuti. Výsledná koncentrovaná látka je silné oxidační činidlo: vytěsňuje halogeny z odpovídajících kyselin, přeměňuje uhlík a síru na oxidy kyselin. Hydroxid se pak redukuje na oxid siřičitý, sirovodík nebo síru. Zředěná kyselina obvykle nevykazuje oxidační vlastnosti a tvoří střední a kyselé soli nebo estery.
Látka může být detekována a identifikována reakcí s rozpustnými barnatými solemi, v důsledku čehož se vysráží bílá sraženina síranu.
Kyselina se dále používá při zpracování rud, výrobě minerálních hnojiv, chemických vláken, barviv, kouře a výbušnin, různých průmyslových odvětvích, organické syntéze, jako elektrolyt, k získávání minerálních solí.
Používání je však spojeno s určitými nebezpečími. Žíravá látka způsobuje chemické poleptání při kontaktu s kůží nebo sliznicemi. Při vdechování se nejprve objeví kašel a následně - zánětlivá onemocnění hrtanu, průdušnice a průdušek. Překročení maximální povolené koncentrace 1 mg na metr krychlový je smrtící.
S výpary kyseliny sírové se můžete setkat nejen ve specializovaných průmyslových odvětvích, ale také v atmosféře města. To se děje v chemické a metalurgické výroběpodniky vypouštějí oxidy síry, které pak padají jako kyselé deště.
Všechna tato nebezpečí vedla k tomu, že cirkulace kyseliny sírové obsahující více než 45% hmotnostní koncentraci v Rusku je omezená.
Kyselina sírová
Н2SO3 - slabší kyselina než kyselina sírová. Jeho vzorec se liší pouze o jeden atom kyslíku, ale to ho činí nestabilním. Nebyl izolován ve volném stavu, existuje pouze ve zředěných vodných roztocích. Poznáte je podle specifického štiplavého zápachu, připomínajícího spálenou zápalku. A potvrdit přítomnost siřičitanového iontu - reakcí s manganistanem draselným, v důsledku čehož se červenofialový roztok stane bezbarvým.
Látka za různých podmínek může působit jako redukční činidlo a oxidační činidlo, tvořit kyselé a střední soli. Používá se ke konzervaci potravin, získávání celulózy ze dřeva a také k jemnému bělení vlny, hedvábí a dalších materiálů.
Kyselina ortofosforečná
H3PO4 je středně silná kyselina, která vypadá jako bezbarvé krystaly. Kyselina ortofosforečná se také nazývá 85% roztok těchto krystalů ve vodě. Vypadá jako sirupovitá kapalina bez zápachu, která je náchylná k podchlazení. Zahřátí nad 210 stupňů Celsia způsobí, že se změní na kyselinu pyrofosforečnou.
Kyselina fosforečná se dobře rozpouští ve vodě, neutralizuje alkáliemi a hydrátem amoniaku, reaguje s kovy,tvoří polymerní sloučeniny.
Látku můžete získat různými způsoby:
- rozpouštění červeného fosforu ve vodě pod tlakem, při teplotě 700-900 stupňů, za použití platiny, mědi, titanu nebo zirkonia;
- vaření červeného fosforu v koncentrované kyselině dusičné;
- přidáním horké koncentrované kyseliny dusičné k fosfinu;
- oxidace fosfinového kyslíku při 150 stupních;
- vystavení oxidu tetrafosforového teplotě 0 stupňů, pak postupné zvýšení na 20 stupňů a hladký přechod k varu (voda je potřeba ve všech fázích);
- rozpouštění pentachloridu nebo oxidu fosforitého ve vodě.
Využití výsledného produktu je široké. S jeho pomocí se snižuje povrchové napětí a odstraňují oxidy z povrchů připravujících se na pájení, kovy se čistí od rzi a na jejich povrchu se vytváří ochranný film, který brání další korozi. Kromě toho se kyselina ortofosforečná používá v průmyslových mrazničkách a pro výzkum v molekulární biologii.
Směs je také součástí leteckých hydraulických kapalin, potravinářských přísad a regulátorů kyselosti. Používá se v chovu zvířat k prevenci urolitiázy u norků a ve stomatologii pro manipulace před plněním.
Kyselina pyrofosforečná
H4R2O7 - kyselina charakterizovaná jako silná v prvním stádium a slabé u ostatních. Rozplývá se bezrozklad, protože tento proces vyžaduje zahřívání ve vakuu nebo přítomnost silných kyselin. Je neutralizován alkáliemi a reaguje s peroxidem vodíku. Získejte jej jedním z následujících způsobů:
- rozklad dekaoxidu tetrafosforového ve vodě při nulové teplotě a následné zahřátí na 20 stupňů;
- zahřátím kyseliny fosforečné na 150 stupňů;
- reakce koncentrované kyseliny fosforečné s tetrafosforečným dekaoxidem při 80-100 stupních.
Používá se hlavně pro výrobu hnojiv.
Kromě nich existuje mnoho dalších zástupců kyselých hydroxidů. Každý z nich má své vlastní charakteristiky a vlastnosti, ale obecně kyselé vlastnosti oxidů a hydroxidů spočívají v jejich schopnosti odštěpovat vodík, rozkládat se, interagovat s alkáliemi, solemi a kovy.
