Hydroxid
Hydroxidy je název chemických látek, které mají v molekule 1 či více OH- skupinu a kovový kationt s oxidačním číslem 1 až 5, či NH4+. Tyto látky jsou zasadité, nejzasaditější jsou hydroxidy alkalických kovů, jejichž pH se blíží 14. Za nimi jsou hydroxidy kovů alkalických zemin, a následně jsou kovy a přechodné kovy. Je-li kationtem nekov, polokov či halogen, jedná se spíše o kyselinu, nežli o hydroxid.
Obsah |
Vznik [editovat]
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) Reakce s vodou (vzniká vodík, velice exotermní, větší kousky mohou explodovat!)
2) Reakce oxidu s vodou (rovněž exotermní, probíhá i se vzdušnou vlhkostí) |
| Amoniak | 1) Reakce s vodou
2) Reakce amonné s hydroxidem alkalických zemin (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.) |
Nejdůležitější hydroxid - hydroxid sodný - se vyrábí elektrolýzou solanky. Reakce probíhá takho:
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]
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]
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]
- Hydroxid vápenatý, též známý jako hašené vápno, průmyslově se vyrábí reakcí páleného vápna, tedy karbidu vápenatého (karbidu vápníku), s vodou, dle rovnice:
CaC2 + 2 H2O → C2H2 + Ca(OH)2
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 hodně využívá v organické i anorganické chemii.
- hydroxid hořečnatý se používá jako antacid, tedy při neutralizaci překyseleného žaludku.
Výskyt [editovat]
Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydrátované 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]
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
2.png)
Hydroxid či kyselina? [editovat]
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.
| Hydroxidy dle oxidačního čísla |
|---|
