Hydroxidy
Hydroxidy jsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidový aniont OH− a kovový kationt (například Na+, K+, Ca2+, Fe3+, Mg2+) či amonný kationt NH +
4 . 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. 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.
Rozpustné hydroxidy | Nerozpustné hydroxidy |
---|---|
hydroxid lithný LiOH | hydroxid hořečnatý Mg(OH)2 |
hydroxid sodný NaOH | hydroxid cínatý Sn(OH)2 |
hydroxid draselný KOH | hydroxid zinečnatý Zn(OH)2 |
hydroxid vápenatý Ca(OH)2 | hydroxid hlinitý Al(OH)3 |
hydroxid barnatý Ba(OH)2 | hydroxid olovnatý Pb(OH)2 |
hydroxid strontnatý Sr(OH)2 | hydroxid železitý Fe(OH)3 |
hydroxid amonný NH4OH | hydroxid měďnatý Cu(OH)2 |
Disociace hydroxidů
Rozpustné hydroxidy 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.
Například disociační reakce hydroxidu sodného, hydroxidu vápenatého a amoniaku lze popsat těmito rovnicemi (dolní index (aq) znamená roztok):
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−.
Příprava a výroba
V této tabulce jsou u jednotlivých skupin látek popsány postupy přípravy hydroxidy za laboratorních podmínek.
Skupina či látka | Možnosti výroby |
---|---|
Alkalické kovy | 1) Reakcí s vodou (vzniká vodík, velice exotermní reakce, větší kousky mohou explodovat!) 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) |
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.) |
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. 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.
- NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4OH
Reakce hydroxidů
Hydroxidy reagují s kyselinami, tato reakce se nazývá neutralizace. Při této reakci vzniká sůl kyseliny a voda. 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. 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. 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. 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:
- Hydroxid sodný NaOH
- Hydroxid železnatý Fe(OH)2
- Hydroxid zinečnatý Zn(OH)2
- Hydroxid olovnatý Pb(OH)2
- Hydroxid nikelnatý Ni(OH)2
- Hydroxid hořečnatý Mg(OH)2
- Hydroxid hlinitý Al(OH)3
- Hydroxid železitý Fe(OH)3
- Hydroxid vápenatý Ca(OH)2
- Hydroxid bismutitý Bi(OH)3
- Hydroxid kademnatý Cd(OH)2
- Hydroxid lithný LiOH
Výskyt
Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydratované oxidy. 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. 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
Reference
V tomto článku byly použity překlady textů z článků Basen (Chemie) na německé Wikipedii a Hydroxide na anglické Wikipedii.
Externí odkazy
- Encyklopedické heslo Hydráty v Ottově slovníku naučném ve Wikizdrojích
Média použitá na této stránce
Hydroxid nikelnatý - Ni(OH)2
Hydroxid bismutitý, Bi(OH)3
Hydroxid olovnatý - Pb(OH)2
Hydroxid lithný - LiOH
Hydroxid kademnatý - Cd(OH)2