Kyslé hydroxidy sú anorganické zlúčeniny hydroxylovej skupiny –OH a kovu alebo nekovu s oxidačným stavom +5, +6. Ďalším názvom sú anorganické kyseliny obsahujúce kyslík. Ich vlastnosťou je eliminácia protónu počas disociácie.
Klasifikácia hydroxidov
Hydroxidy sa tiež nazývajú hydroxidy a vodoxidy. Majú ich takmer všetky chemické prvky, niektoré sú v prírode široko rozšírené, napríklad minerály hydrargillit a brucit sú hydroxidy hliníka a horčíka.
Rozlišujú sa tieto typy hydroxidov:
- basic;
- amfoterický;
- acid.
Klasifikácia je založená na tom, či je oxid tvoriaci hydroxid zásaditý, kyslý alebo amfotérny.
Všeobecné vlastnosti
Najzaujímavejšie sú acidobázické vlastnosti oxidov a hydroxidov, keďže od nich závisí možnosť reakcií. Či bude hydroxid vykazovať kyslé, zásadité alebo amfotérne vlastnosti, závisí od sily väzby medzi kyslíkom, vodíkom a prvkom.
Sila iónov je ovplyvnenápotenciál, s nárastom, pri ktorom sa oslabujú základné vlastnosti hydroxidov a zvyšujú sa kyslé vlastnosti hydroxidov.
Vyššie hydroxidy
Vyššie hydroxidy sú zlúčeniny, v ktorých je tvoriaci prvok v najvyššom oxidačnom stave. Patria medzi všetky typy v triede. Príkladom zásady je hydroxid horečnatý. Hydroxid hlinitý je amfotérny, zatiaľ čo kyselina chloristá môže byť klasifikovaná ako kyslý hydroxid.
Zmenu charakteristík týchto látok v závislosti od tvoriaceho prvku možno vysledovať podľa periodického systému D. I. Mendelejeva. Kyslé vlastnosti vyšších hydroxidov sa zvyšujú zľava doprava, zatiaľ čo kovové vlastnosti sa v tomto smere oslabujú.
Bazické hydroxidy
V užšom zmysle sa tento typ nazýva báza, pretože OH anión sa odštiepi počas svojej disociácie. Najznámejšie z týchto zlúčenín sú alkálie, napríklad:
- hasené vápno Ca(OH)2 používané na bielenie miestností, činenie kože, prípravu protiplesňových kvapalín, mált a betónu, zmäkčovanie vody, výrobu cukru, bielidiel a hnojív, kaustifikáciu uhličitan sodný a draselný, neutralizácia kyslých roztokov, detekcia oxidu uhličitého, dezinfekcia, zníženie odporu pôdy, ako prísada do potravín.
- KOH hydroxid draselný používaný vo fotografii, rafinácii ropy, potravinárskom, papierenskom a metalurgickom priemysle, ako aj alkalická batéria, neutralizátor kyselín, katalyzátor, čistič plynu, regulátor pH, elektrolyt,zložka čistiacich prostriedkov, vrtné kvapaliny, farbivá, hnojivá, potaš organické a anorganické látky, pesticídy, farmaceutické prípravky na liečbu bradavíc, mydlá, syntetický kaučuk.
- Lehún sodný NaOH, potrebný pre celulózový a papierenský priemysel, zmydelňovanie tukov pri výrobe čistiacich prostriedkov, neutralizácia kyselín, výroba bionafty, rozpúšťanie upchatia, odplyňovanie toxických látok, spracovanie bavlny a vlny, pranie foriem, výroba potravín, kozmetológia, fotografia.
Bázické hydroxidy vznikajú ako výsledok interakcie zodpovedajúcich oxidov kovov s vodou, vo veľkej väčšine prípadov s oxidačným stavom +1 alebo +2. Patria sem alkalické prvky, prvky alkalických zemín a prechodné prvky.
Okrem toho je možné základy získať nasledujúcimi spôsobmi:
- interakcia alkálie so soľou málo aktívneho kovu;
- reakcia medzi alkalickým prvkom alebo prvkom alkalickej zeminy a vodou;
- elektrolýzou vodného roztoku soli.
Kyslé a zásadité hydroxidy sa navzájom ovplyvňujú a vytvárajú soľ a vodu. Táto reakcia sa nazýva neutralizácia a má veľký význam pre titračnú analýzu. Okrem toho sa používa v každodennom živote. Keď sa kyselina rozleje, nebezpečné činidlo môže byť neutralizované sódou a ocot sa používa ako zásada.
Zásadité hydroxidy navyše pri disociácii v roztoku posúvajú iónovú rovnováhu, čo sa prejavuje zmenou farby indikátorov a vstupujú do výmenných reakcií.
Pri zahrievaní sa nerozpustné zlúčeniny rozkladajú na oxid a vodu a alkálie sa topia. Zásaditý hydroxid a kyslý oxid tvoria soľ.
Amfotérne hydroxidy
Niektoré prvky v závislosti od podmienok vykazujú buď zásadité alebo kyslé vlastnosti. Hydroxidy založené na nich sa nazývajú amfotérne. Sú ľahko identifikovateľné podľa kovu obsiahnutého v kompozícii, ktorý má oxidačný stav +3, +4. Napríklad biela želatínová látka – hydroxid hlinitý Al(OH)3, používaná pri čistení vody vďaka svojej vysokej adsorpčnej kapacite, pri výrobe vakcín ako látka, ktorá zvyšuje imunitnú odpoveď. v medicíne na liečbu chorôb tráviaceho traktu závislých od kyseliny. Často sa tiež začleňuje do plastov spomaľujúcich horenie a pôsobí ako nosič katalyzátorov.
Existujú však výnimky, keď je hodnota oxidačného stavu prvku +2. To je typické pre berýlium, cín, olovo a zinok. Hydroxid posledného kovu Zn(OH)2 je široko používaný v chemickom priemysle, predovšetkým na syntézu rôznych zlúčenín.
Amfotérny hydroxid môžete získať reakciou roztoku soli prechodného kovu so zriedenou zásadou.
Amfotérny hydroxid a kyslý oxid, zásada alebo kyselina tvoria pri interakcii soľ. Zahrievaním hydroxidu dochádza k jeho rozkladu na vodu a metahydroxid, ktorý sa ďalším zahrievaním mení na oxid.
Amfotérne akyslé hydroxidy sa správajú rovnako v alkalickom prostredí. Pri interakcii s kyselinami pôsobia amfotérne hydroxidy ako zásady.
Kyslé hydroxidy
Tento typ sa vyznačuje prítomnosťou prvku v oxidačnom stave od +4 do +7. V roztoku sú schopné darovať vodíkový katión alebo prijať elektrónový pár a vytvoriť kovalentnú väzbu. Najčastejšie majú stav agregácie kvapaliny, ale sú medzi nimi aj pevné látky.
Vytvára kyslý hydroxid-oxid schopný tvorby soli a obsahujúci nekov alebo prechodný kov. Oxid sa získava ako výsledok oxidácie nekovu, rozkladu kyseliny alebo soli.
Kyslé vlastnosti hydroxidov sa prejavujú v ich schopnosti farbiť indikátory, rozpúšťať aktívne kovy za vývoja vodíka, reagovať so zásadami a zásaditými oxidmi. Ich charakteristickou črtou je účasť na redoxných reakciách. Počas chemického procesu na seba viažu negatívne nabité elementárne častice. Schopnosť pôsobiť ako akceptor elektrónov je oslabená zriedením a premenou na soli.
Takto je možné rozlíšiť nielen acidobázické vlastnosti hydroxidov, ale aj oxidačné.
Kyselina dusičná
HNO3 sa považuje za silnú jednosýtnu kyselinu. Je veľmi jedovatý, na koži zanecháva vredy so žltým sfarbením kože a jeho výpary okamžite dráždia sliznicu dýchacích ciest. Starý názov je silná vodka. Vzťahuje sa na kyslé hydroxidy vo vodných roztokochúplne disociuje na ióny. Navonok to vyzerá ako bezfarebná kvapalina dymiaca vo vzduchu. Za koncentrovaný vodný roztok sa považuje 60 - 70 % látky a ak obsah presahuje 95 %, nazýva sa to dymivá kyselina dusičná.
Čím vyššia je koncentrácia, tým je kvapalina tmavšia. Môže mať dokonca hnedú farbu v dôsledku rozkladu na oxid, kyslík a vodu na svetle alebo pri miernom zahriatí, preto by sa mal skladovať v nádobe z tmavého skla na chladnom mieste.
Chemické vlastnosti kyslého hydroxidu sú také, že ho možno destilovať bez rozkladu iba pri zníženom tlaku. Reagujú s ňou všetky kovy okrem zlata, niektorých zástupcov skupiny platiny a tantalu, no konečný produkt závisí od koncentrácie kyseliny.
Napríklad 60% látka pri interakcii so zinkom dáva ako hlavný vedľajší produkt oxid dusičitý, 30% - oxid monoxid, 20% - oxid dusný (smeje). Už nižšie koncentrácie 10 % a 3 % poskytujú jednoduchú látku dusík vo forme plynu a dusičnanu amónneho. Z kyseliny teda možno získať rôzne nitrozlúčeniny. Ako je zrejmé z príkladu, čím nižšia je koncentrácia, tým hlbšie je zníženie dusíka. To ovplyvňuje aj aktivita kovu.
Látka môže rozpustiť zlato alebo platinu iba v zložení aqua regia - zmes troch dielov chlorovodíkovej a jednej kyseliny dusičnej. Sklo a PTFE sú voči nemu odolné.
Okrem kovov látka reaguje szásadité a amfotérne oxidy, zásady, slabé kyseliny. Vo všetkých prípadoch sú výsledkom soli, s nekovmi - kyselinami. Nie všetky reakcie prebiehajú bezpečne, napríklad amíny a terpentín sa spontánne vznietia pri kontakte s hydroxidom v koncentrovanom stave.
Soli sa nazývajú dusičnany. Pri zahrievaní sa rozkladajú alebo vykazujú oxidačné vlastnosti. V praxi sa používajú ako hnojivá. V prírode sa pre vysokú rozpustnosť prakticky nevyskytujú, preto sa všetky soli okrem draslíka a sodíka získavajú umelo.
Samotná kyselina sa získava zo syntetizovaného amoniaku a v prípade potreby sa koncentruje niekoľkými spôsobmi:
- posun rovnováhy zvýšením tlaku;
- zahrievaním v prítomnosti kyseliny sírovej;
- destilácia.
Ďalej sa používa pri výrobe minerálnych hnojív, farbív a liečiv, vo vojenskom priemysle, stojanovej grafike, šperkoch, organickej syntéze. Občas sa vo fotografii používa zriedená kyselina na okyslenie tónovacích roztokov.
Kyselina sírová
Н2SO4 je silná dvojsýtna kyselina. Vyzerá ako bezfarebná ťažká olejovitá kvapalina, bez zápachu. Zastaraný názov je vitriol (vodný roztok) alebo vitriolový olej (zmes s oxidom siričitým). Tento názov bol daný kvôli skutočnosti, že na začiatku 19. storočia sa síra vyrábala v závodoch na výrobu vitriolu. Na počesť tradície sa hydráty síranov dodnes nazývajú vitriol.
Výroba kyseliny je zavedená v priemyselnom meradle aje asi 200 miliónov ton ročne. Získava sa oxidáciou oxidu siričitého kyslíkom alebo oxidom dusičitým v prítomnosti vody alebo reakciou sírovodíka so síranom meďnatým, striebrom, olovom alebo ortuťou. Výsledná koncentrovaná látka je silné oxidačné činidlo: vytláča halogény zo zodpovedajúcich kyselín, premieňa uhlík a síru na kyslé oxidy. Hydroxid sa potom redukuje na oxid siričitý, sírovodík alebo síru. Zriedená kyselina zvyčajne nevykazuje oxidačné vlastnosti a tvorí stredne kyslé soli alebo estery.
Látka sa dá detegovať a identifikovať reakciou s rozpustnými soľami bária, v dôsledku čoho sa vyzráža biela zrazenina síranu.
Kyselina sa ďalej používa pri spracovaní rúd, výrobe minerálnych hnojív, chemických vlákien, farbív, dymu a výbušnín, rôznych priemyselných odvetviach, organickej syntéze, ako elektrolyt, na získanie minerálnych solí.
Používanie je však spojené s určitými rizikami. Žieravá látka spôsobuje chemické popáleniny pri kontakte s pokožkou alebo sliznicami. Pri vdýchnutí sa najskôr objaví kašeľ a následne zápalové ochorenia hrtana, priedušnice a priedušiek. Prekročenie maximálnej povolenej koncentrácie 1 mg na meter kubický je smrteľné.
S výparmi kyseliny sírovej sa môžete stretnúť nielen v špecializovaných odvetviach, ale aj v atmosfére mesta. Stáva sa to pri chemickom a metalurgickom priemyslepodniky vypúšťajú oxidy síry, ktoré potom padajú ako kyslé dažde.
Všetky tieto nebezpečenstvá viedli k tomu, že cirkulácia kyseliny sírovej s viac ako 45% hmotnostnou koncentráciou v Rusku je obmedzená.
Kyselina sírová
Н2SO3 - slabšia kyselina ako kyselina sírová. Jeho vzorec sa líši iba o jeden atóm kyslíka, čo ho však robí nestabilným. Vo voľnom stave nebol izolovaný, existuje iba v zriedených vodných roztokoch. Poznáte ich podľa špecifického štipľavého zápachu, ktorý pripomína spálenú zápalku. A na potvrdenie prítomnosti siričitanového iónu - reakciou s manganistanom draselným, v dôsledku čoho sa červenofialový roztok stáva bezfarebným.
Látka za rôznych podmienok môže pôsobiť ako redukčné činidlo a oxidačné činidlo, vytvárať kyslé a stredné soli. Používa sa na konzerváciu potravín, získavanie celulózy z dreva, ako aj na jemné bielenie vlny, hodvábu a iných materiálov.
Kyselina ortofosforečná
H3PO4 je stredne silná kyselina, ktorá vyzerá ako bezfarebné kryštály. Kyselina ortofosforečná sa tiež nazýva 85% roztok týchto kryštálov vo vode. Vyzerá ako sirupovitá kvapalina bez zápachu, ktorá je náchylná na podchladenie. Zahriatie nad 210 stupňov Celzia spôsobuje jeho premenu na kyselinu pyrofosforečnú.
Kyselina fosforečná sa dobre rozpúšťa vo vode, neutralizuje alkáliami a hydrátom amoniaku, reaguje s kovmi,tvorí polymérne zlúčeniny.
Látku môžete získať rôznymi spôsobmi:
- rozpúšťanie červeného fosforu vo vode pod tlakom, pri teplote 700-900 stupňov, pomocou platiny, medi, titánu alebo zirkónu;
- varenie červeného fosforu v koncentrovanej kyseline dusičnej;
- pridaním horúcej koncentrovanej kyseliny dusičnej k fosfínu;
- oxidácia fosfínového kyslíka pri 150 stupňoch;
- vystavenie oxidu tetrafosforového teplote 0 stupňov, potom postupné zvyšovanie na 20 stupňov a plynulý prechod do varu (voda je potrebná vo všetkých fázach);
- rozpúšťanie pentachloridu alebo oxidu fosforitého vo vode.
Využitie výsledného produktu je široké. S jeho pomocou sa znižuje povrchové napätie a z povrchov pripravujúcich sa na spájkovanie sa odstraňujú oxidy, kovy sa čistia od hrdze a na ich povrchu sa vytvára ochranný film, ktorý zabraňuje ďalšej korózii. Okrem toho sa kyselina ortofosforečná používa v priemyselných mrazničkách a na výskum v molekulárnej biológii.
Zmes je tiež súčasťou leteckých hydraulických kvapalín, potravinárskych prísad a regulátorov kyslosti. Používa sa v chove zvierat na prevenciu urolitiázy u norkov a v stomatológii na manipuláciu pred plnením.
Kyselina pyrofosforečná
H4R2O7 - kyselina charakterizovaná ako silná v prvom štádiu a slabé u iných. Roztopí sa bezrozklad, keďže tento proces vyžaduje zahrievanie vo vákuu alebo prítomnosť silných kyselín. Neutralizuje sa zásadami a reaguje s peroxidom vodíka. Získajte ho jedným z nasledujúcich spôsobov:
- rozklad dekaoxidu tetrafosforového vo vode pri nulovej teplote a následný ohrev na 20 stupňov;
- zahriatím kyseliny fosforečnej na 150 stupňov;
- reakcia koncentrovanej kyseliny fosforečnej s tetrafosforečným dekaoxidom pri 80-100 stupňoch.
Používa sa hlavne na výrobu hnojív.
Okrem nich existuje mnoho ďalších zástupcov kyslých hydroxidov. Každý z nich má svoje vlastné charakteristiky a vlastnosti, ale vo všeobecnosti kyslé vlastnosti oxidov a hydroxidov spočívajú v ich schopnosti oddeľovať vodík, rozkladať sa, interagovať s alkáliami, soľami a kovmi.
