Hydroxidy
Příprava a výroba
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) |
| 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 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
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
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
- Hydroxid vápenatý, též známý jako hašené vápno, průmyslově se vyrábí reakcí páleného vápna, tedy oxidu vápenatého, s vodou, dle rovnice:
- CaO + H2O → 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 hojně využívá v organické i anorganické chemii.
- hydroxid hořečnatý se používá jako antacid, tedy při neutralizaci překyseleného žaludku.
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.
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)32.png.webp)
Hydroxid kademnatý Cd(OH)2
Hydroxid lithný LiOH
Hydroxid či kyselina?
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.
Externí odkazy
Encyklopedické heslo Hydráty v Ottově slovníku naučném ve Wikizdrojích
