Hydroxidy

Hydroxidyjsou chemické sloučeniny, které obsahují hydroxidovýaniontOHa kovovýkationt(napříkladNa,K,Ca,Fe,Mg) či amonný kationtNH+4. Mezi skupinou OHa kovem je iontová vazba.
Hydroxidy jsou nejběžnějšímizásadami(bázemi). Vytvářejí je zásadotvornékovypředevším jako reakci svýchoxidůs vodou.
Nejznámějšími jsou hydroxidyalkalických kovůaalkalických zemin(například NaOH –hydroxid sodný, KOH –hydroxid draselný, Ca(OH)2–hydroxid vápenatýnebo Mg(OH)2–hydroxid hořečnatý).
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 hydroxidydisociujíve 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 stupnicipH(určuje koncentraci vodíkových kationtů Hv roztoku) nebo na stupnici pOH (určuje koncentraci hydroxidových aniontů OHv 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):
NaOH⇌Na(aq)++OH(aq)−{\displaystyle \mathrm {NaOH\ \rightleftharpoons \ Na_{(aq)}^{+}+OH_{(aq)}^{-}} }
Ca(OH)2⇌Ca(aq)2++2OH(aq)−{\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\ \rightleftharpoons \ Ca_{(aq)}^{2+}+2\ OH_{(aq)}^{-}} }
NH3+H2O⇌NH4++OH−{\displaystyle \mathrm {NH_{3}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}+OH^{-}} }
Disociační reakce vody se nazýváautoionizace vody. Je to chemická reakce, během níž se dvě molekulyvodypřemění nahydroxoniový kationtH3Oa hydroxidový aniont OH.
H2O+H2O⇌H3O++OH−{\displaystyle \mathrm {H_{2}O+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+OH^{-}} }
V této tabulce jsou u jednotlivých skupin látek popsány postupy přípravy hydroxidy za laboratorních podmínek.
Hydroxid sodnýpatří k nejdůležitějším hydroxidům a vyrábí se elektrolýzousolanky. Reakce probíhá takto:
Jelikož reakce probíhá ve vodném prostředí a sodík reaguje s vodou, probíhá reakce dále takto:
Nakatoděse neuvolňuje kovový sodík, ale vodík. Plynný chlór, který se uvolňuje naanoděnereaguje s vodou, a stejně jako vodík je odváděn jinam. Průmyslově se z něj pak vyrábíchlorovodíka následněkyselina chlorovodíková.
Zvláštní pozornost si zasloužíhydroxid amonný. Vyskytuje se pouze ve vodném roztoku a samovolně se rozkládá na vodu aamoniak.
Hydroxidy reagují s kyselinami, tato reakce se nazýváneutralizace. Při této reakci vznikásůlkyseliny a voda. Typickým příkladem je reakcekyseliny chlorovodíkovéa hydroxidu sodného, dle rovnice:
Nebo reakcehydroxidu draselnéhoskyselinou sírovou:
Různé hydroxidy jsou různě reaktivní. Všechny hydroxidy reagují s oxidy nekovů a polokovů, příkladem je reakce se vzdušnýmoxidem 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 vznikákřemičitankovu avoda, reakce probíhá takto:
Čím více je kov vBeketovově řadě kovůvpravo, 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:
Čím více je kov vpravo v Beketovově řadě kovů, tím nižší teplota je potřeba na rozpad. Kupříkladuhydroxid měďnatý(Cu(OH)2) potřebuje na rozklad jenom asi 75 °C.
Hydroxid sodnýmá široké použití v chemickém průmyslu (výrobamýdela dalších povrchově aktivních látek, příprava dalších sloučeninsodíku, jako reakční složka při organických a anorganickýchsyntézách), v potravinářském průmyslu (při zpracovánítukůaolejů, ale také jako desinfekční činidlo pro vymývání strojů) nebo ve vodárenství při úpravách pitné vody. Vdomácnostechse dá použít při čištění odpadníchpotrubí, 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 (hašené vápno) se používá především ve stavebnictví jako součástmalty,omítkovýchsměsí a nátěrových hmot nastěny. Průmyslově se vyrábí reakcíoxidu vápenatého(pálené vápno) s vodou podle rovnice:
Při tuhnutí reaguje se vzdušnýmoxidem uhličitýmpodle rovnice:
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.
Jehosuspenzes vodou je zásaditou aminerálnísoučástí různýchpotravinových doplňkůprodávaných v lékárnách. Používá se jakoantacidpři neutralizaci překyseleného žaludku.
Většina hydroxidů je bílá, zde jsou obrázky některých hydroxidů:
Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydratované oxidy. Příkladem je zejménalimonit(Fe2O3·nH2O či Fe(OH)3), čibauxit(Al2O3·nH2O či Al(OH)3). V běžném životě se můžeme setkat s hydroxidy jakožto s železnourzí.
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. Zejménahydroxid hlinitýje schopen reagovat skovovým sodíkemza vznikuhlinitanu sodného.
Některé kovy tvoří hydroxidy i kyseliny, avšak v jiných oxidačních číslech. Vznikají tak například kyseliny jako jekyselina chromová,kyselina manganistá,kyselina rhenistá,kyselina wolframová, kyselina zlatitá, kyselina zlatná nebo kyselina osmičelá.
V tomto článku byly použitypřekladytextů z článkůBasen (Chemie)na německé Wikipedii aHydroxidena anglické Wikipedii.