Hydroxidy

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

Hydroxidy jsou chemické sloučeniny, které obsahují ion OH- a kovový kation či NH4+.

Příprava a výroba[editovat | editovat zdroj]

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!)

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 zemin (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.

  • NH3 + H2O ↔ NH3·H2O ↔ NH4OH

Reakce[editovat | editovat zdroj]

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:

  • 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. 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[editovat | editovat zdroj]

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). Většina hydroxidů je hygroskopická.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Kyselina telurová
Kyselina boritá

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. 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.

Výskyt[editovat | editovat zdroj]

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.

Vzhled[editovat | editovat zdroj]

Většina hydroxidů je bílá, zde jsou obrázky některých hydroxidů:

Hydroxid či kyselina?[editovat | editovat zdroj]

Některé látky obsahují OH skupiny, nicméně se neřadí mezi hydroxidy. Zdánlivé hydroxidy halogenů, nekovů a polokovů jsou ve skutečnosti kyseliny. 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.

Citováno z „https://cs.wikipedia.org/w/index.php?title=Hydroxidy&oldid=13134788“