Hydroxidy

Hydroxidy jsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidový aniont OH⁻ a kovový kationt (například Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺) 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.

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):

${\displaystyle \mathrm {NaOH\ \rightleftharpoons \ Na_{(aq)}^{+}+OH_{(aq)}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\ \rightleftharpoons \ Ca_{(aq)}^{2+}+2\ OH_{(aq)}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {NH_{3}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}+OH^{-}} }$

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⁻.

${\displaystyle \mathrm {H_{2}O+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+OH^{-}} }$

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. 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

• Zásady (chemie)
• Kyseliny
• pH
• Disociace

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