Kisli hidroksidi so anorganske spojine hidroksilne skupine –OH in kovine ali nekovine z oksidacijskim stanjem +5, +6. Drugo ime so anorganske kisline, ki vsebujejo kisik. Njihova značilnost je izločanje protona med disociacijo.
Razvrstitev hidroksidov
Hidroksidi se imenujejo tudi hidroksidi in vodooksidi. Imajo jih skoraj vsi kemični elementi, nekateri so v naravi zelo razširjeni, na primer minerala hidrargilit in brucit sta aluminijev oziroma magnezijev hidroksid.
Ločimo naslednje vrste hidroksidov:
- osnovno;
- amfoterično;
- acid.
Razvrstitev temelji na tem, ali je oksid, ki tvori hidroksid, bazičen, kisli ali amfoterni.
Splošne lastnosti
Najbolj zanimive so kislinsko-bazične lastnosti oksidov in hidroksidov, saj je od njih odvisna možnost reakcij. Ali bo hidroksid pokazal kisle, bazične ali amfoterne lastnosti, je odvisno od moči vezi med kisikom, vodikom in elementom.
Prizadeto je ionska močpotencial, s povečanjem, pri katerem oslabijo osnovne lastnosti hidroksidov in povečajo kislinske lastnosti hidroksidov.
Višji hidroksidi
Višji hidroksidi so spojine, v katerih je tvorni element v najvišjem oksidacijskem stanju. Te so med vsemi vrstami v razredu. Primer baze je magnezijev hidroksid. Aluminijev hidroksid je amfoteren, perklorovodikova kislina pa se lahko razvrsti kot kisli hidroksid.
Spremembo lastnosti teh snovi glede na tvorni element je mogoče zaslediti po periodičnem sistemu D. I. Mendelejeva. Kisle lastnosti višjih hidroksidov se povečajo od leve proti desni, medtem ko kovinske lastnosti v tej smeri oslabijo.
Bazični hidroksidi
V ožjem pomenu se ta tip imenuje baza, saj se anion OH med svojo disociacijo odcepi. Najbolj znane od teh spojin so alkalije, na primer:
- Gašeno apno Ca(OH)2 uporablja se v prostorih za beljenje, strojenje usnja, priprava protiglivičnih tekočin, m alt in betona, mehčanje vode, proizvodnja sladkorja, belila in gnojil, kavstizacija natrijevi in kalijevi karbonati, nevtralizacija kislih raztopin, odkrivanje ogljikovega dioksida, dezinfekcija, zmanjšanje upornosti tal, kot aditiv za živila.
- KOH kavstična pepelika, ki se uporablja v fotografiji, rafiniranju nafte, živilski, papirni in metalurški industriji, pa tudi za alkalne baterije, nevtralizator kislin, katalizator, čistilec plina, regulator pH, elektrolit,sestavina detergentov, tekočin za vrtanje, barvil, gnojil, pepelike organske in anorganske snovi, pesticidov, farmacevtskih pripravkov za zdravljenje bradavic, mila, sintetičnega kavčuka.
- Kavstična soda NaOH, potrebna za celulozno in papirno industrijo, umiljenje maščob pri proizvodnji detergentov, nevtralizacija kislin, proizvodnja biodizla, raztapljanje blokad, razplinjevanje strupenih snovi, predelava bombaža in volne, pranje plesni, proizvodnja hrane, kozmetologija, fotografija.
Bazični hidroksidi nastanejo kot posledica interakcije z vodo ustreznih kovinskih oksidov, v veliki večini primerov z oksidacijskim stanjem +1 ali +2. Ti vključujejo alkalne, zemeljskoalkalijske in prehodne elemente.
Poleg tega lahko baze pridobite na naslednje načine:
- interakcija alkalije s soljo nizko aktivne kovine;
- reakcija med alkalnim ali zemeljskoalkalijskim elementom in vodo;
- z elektrolizo vodne raztopine soli.
Kisli in bazični hidroksidi medsebojno delujejo, da tvorijo sol in vodo. Ta reakcija se imenuje nevtralizacija in je zelo pomembna za titrimetrično analizo. Poleg tega se uporablja v vsakdanjem življenju. Ko se kislina razlije, lahko nevaren reagent nevtraliziramo s sodo, za alkalijo pa uporabimo kis.
Poleg tega bazični hidroksidi premikajo ionsko ravnotežje med disociacijo v raztopini, kar se kaže v spremembi barv indikatorjev in vstopajo v reakcije izmenjave.
Pri segrevanju se netopne spojine razgradijo v oksid in vodo, alkalije pa se stopijo. Osnovni hidroksid in kisli oksid tvorita sol.
Amfoterni hidroksidi
Nekateri elementi, odvisno od pogojev, kažejo bazične ali kisle lastnosti. Hidroksidi na njihovi osnovi se imenujejo amfoterni. Preprosto jih je prepoznati po kovini, ki je vključena v sestavo, ki ima oksidacijsko stanje +3, +4. Na primer, bela želatinasta snov - aluminijev hidroksid Al(OH)3, ki se uporablja pri čiščenju vode zaradi svoje visoke adsorpcijske sposobnosti, pri izdelavi cepiv kot snov, ki krepi imunski odziv, v medicini za zdravljenje kislinsko odvisnih bolezni prebavil. Prav tako je pogosto vgrajen v ognjevarno plastiko in deluje kot nosilec za katalizatorje.
Vendar obstajajo izjeme, ko je vrednost oksidacijskega stanja elementa +2. To je značilno za berilij, kositer, svinec in cink. Hidroksid zadnje kovine Zn(OH)2 se široko uporablja v kemični industriji, predvsem za sintezo različnih spojin.
Amfoterni hidroksid lahko dobite z reakcijo raztopine soli prehodne kovine z razredčeno alkalijo.
Amfoterni hidroksid in kislinski oksid, alkalija ali kislina pri medsebojnem delovanju tvorita sol. Segrevanje hidroksida vodi do njegove razgradnje v vodo in metahidroksid, ki se ob nadaljnjem segrevanju pretvori v oksid.
Amfoterično inkisli hidroksidi se na enak način obnašajo v alkalnem mediju. Pri interakciji s kislinami delujejo amfoterni hidroksidi kot baze.
kislinski hidroksidi
Za to vrsto je značilna prisotnost elementa v oksidacijskem stanju od +4 do +7. V raztopini so sposobni darovati vodikov kation ali sprejeti elektronski par in tvoriti kovalentno vez. Najpogosteje imajo agregatno stanje tekočine, vendar so med njimi tudi trdne snovi.
Tvori hidroksidni kisli oksid, ki je sposoben tvorbe soli in vsebuje nekovino ali prehodno kovino. Oksid nastane kot posledica oksidacije nekovine, razgradnje kisline ali soli.
Kisle lastnosti hidroksidov se kažejo v njihovi sposobnosti, da obarvajo indikatorje, raztapljajo aktivne kovine z razvojem vodika, reagirajo z bazami in bazičnimi oksidi. Njihova posebnost je sodelovanje v redoks reakcijah. Med kemičnim procesom nase pritrdijo negativno nabite elementarne delce. Sposobnost delovanja kot akceptor elektronov je oslabljena z redčenjem in pretvorbo v soli.
Tako je mogoče razlikovati ne le kislinsko-bazične lastnosti hidroksidov, ampak tudi oksidativne.
dušikova kislina
HNO3 velja za močno enobazno kislino. Je zelo strupena, na koži pušča razjede z rumeno obarvanjem kože, njeni hlapi pa takoj dražijo sluznico dihal. Staro ime je močna vodka. Nanaša se na kisle hidrokside v vodnih raztopinahpopolnoma disociira na ione. Navzven je videti kot brezbarvna tekočina, ki dimi v zraku. Šteje se, da je koncentrirana vodna raztopina 60 - 70 % snovi, in če vsebnost presega 95 %, se imenuje dimljiva dušikova kislina.
Višja kot je koncentracija, temnejša je tekočina. Lahko ima celo rjavo barvo zaradi razgradnje v oksid, kisik in vodo na svetlobi ali ob rahlem segrevanju, zato jo je treba hraniti v temni stekleni posodi na hladnem.
Kemične lastnosti kislega hidroksida so takšne, da ga je mogoče destilirati brez razgradnje le pod znižanim tlakom. Z njo reagirajo vse kovine razen zlata, nekaterih predstavnikov skupine platine in tantala, vendar je končni produkt odvisen od koncentracije kisline.
Na primer, 60-odstotna snov pri interakciji s cinkom daje dušikov dioksid kot prevladujoči stranski produkt, 30% - monoksid, 20% - dinitrogen oksid (smejalni plin). Še nižje koncentracije 10 % in 3 % dajejo preprosto snov dušik v obliki plina oziroma amonijevega nitrata. Tako lahko iz kisline dobimo različne nitro spojine. Kot je razvidno iz primera, nižja kot je koncentracija, globlje je redukcija dušika. Na to vpliva tudi aktivnost kovine.
Snov lahko raztopi zlato ali platino le v sestavi aqua regia - mešanice treh delov klorovodikove in ene dušikove kisline. Steklo in PTFE sta odporna na to.
Poleg kovin, snov reagira sbazični in amfoterni oksidi, baze, šibke kisline. V vseh primerih so rezultat soli, z nekovinami - kisline. Vse reakcije ne potekajo varno, na primer, amini in terpentin se spontano vžgejo, ko so v stiku s hidroksidom v koncentriranem stanju.
Soli se imenujejo nitrati. Pri segrevanju se razgradijo ali pokažejo oksidativne lastnosti. V praksi se uporabljajo kot gnojila. V naravi se zaradi visoke topnosti praktično ne pojavljajo, zato so vse soli, razen kalija in natrija, pridobljene umetno.
Samo kislino pridobimo iz sintetiziranega amoniaka in jo po potrebi koncentriramo na več načinov:
- premikanje ravnotežja s povečanjem pritiska;
- s segrevanjem v prisotnosti žveplove kisline;
- destilacija.
Poleg tega se uporablja v proizvodnji mineralnih gnojil, barvil in zdravil, vojaški industriji, štafelajnih grafikah, nakitu, organski sintezi. Občasno se v fotografiji uporablja razredčena kislina za zakisanost barvnih raztopin.
žveplova kislina
Н2SO4 je močna dvobazična kislina. Videti je kot brezbarvna težka oljnata tekočina, brez vonja. Zastarelo ime je vitriol (vodna raztopina) ali olje vitriola (mešanica z žveplovim dioksidom). To ime je dobilo zaradi dejstva, da so v začetku 19. stoletja žveplo proizvajali v tovarnah vitriol. V poklon tradiciji se sulfatni hidrati še danes imenujejo vitriol.
Proizvodnja kisline je vzpostavljena v industrijskem obsegu inje približno 200 milijonov ton na leto. Pridobiva se z oksidacijo žveplovega dioksida s kisikom ali dušikovim dioksidom v prisotnosti vode ali z reakcijo vodikovega sulfida z bakrovim, srebrovim, svinčevim ali živosrebrovim sulfatom. Nastala koncentrirana snov je močno oksidacijsko sredstvo: izpodriva halogene iz ustreznih kislin, pretvarja ogljik in žveplo v kislinske okside. Hidroksid se nato reducira v žveplov dioksid, vodikov sulfid ali žveplo. Razredčena kislina običajno ne kaže oksidacijskih lastnosti in tvori srednje in kisle soli ali estre.
Snov je mogoče zaznati in identificirati z reakcijo s topnimi barijevimi solmi, zaradi česar se obori bela oborina sulfata.
Kislina se nadalje uporablja pri predelavi rud, proizvodnji mineralnih gnojil, kemičnih vlaken, barvil, dima in eksplozivov, različnih industrijah, organski sintezi, kot elektrolit, za pridobivanje mineralnih soli.
Toda uporaba je polna določenih nevarnosti. Jedka snov povzroči kemične opekline ob stiku s kožo ali sluznico. Pri vdihavanju se najprej pojavi kašelj, nato pa vnetne bolezni grla, sapnika in bronhijev. Preseganje največje dovoljene koncentracije 1 mg na kubični meter je smrtonosno.
Hlapi žveplove kisline lahko naletite ne samo v specializiranih industrijah, ampak tudi v mestnem ozračju. To se zgodi pri kemični in metalurškipodjetja oddajajo žveplove okside, ki nato padajo kot kisli dež.
Vse te nevarnosti so privedle do dejstva, da je kroženje žveplove kisline z več kot 45-odstotno masno koncentracijo v Rusiji omejeno.
žveplova kislina
Н2SO3 - šibkejša kislina kot žveplova kislina. Njegova formula se razlikuje le za en atom kisika, vendar je zaradi tega nestabilna. V prostem stanju ni izoliran, obstaja le v razredčenih vodnih raztopinah. Prepoznamo jih po specifičnem ostrem vonju, ki spominja na zažgano vžigalico. In za potrditev prisotnosti sulfitnega iona - z reakcijo s kalijevim permanganatom, zaradi česar rdeče-vijolična raztopina postane brezbarvna.
Snov pod različnimi pogoji lahko deluje kot redukcijsko in oksidacijsko sredstvo, tvori kisle in srednje soli. Uporablja se za konzerviranje živil, pridobivanje celuloze iz lesa, pa tudi za občutljivo beljenje volne, svile in drugih materialov.
ortofosforna kislina
H3PO4 je kislina srednje jakosti, ki izgleda kot brezbarvni kristali. Ortofosforna kislina se imenuje tudi 85-odstotna raztopina teh kristalov v vodi. Videti je kot sirupasta tekočina brez vonja, ki je nagnjena k hipotermiji. Segrevanje nad 210 stopinj Celzija povzroči, da se spremeni v pirofosforno kislino.
Fosforna kislina se dobro raztopi v vodi, nevtralizira z alkalijami in amoniak hidratom, reagira s kovinami,tvori polimerne spojine.
Snov lahko dobite na različne načine:
- raztapljanje rdečega fosforja v vodi pod pritiskom, pri temperaturi 700-900 stopinj, z uporabo platine, bakra, titana ali cirkonija;
- vreli rdeči fosfor v koncentrirani dušikovi kislini;
- z dodajanjem vroče koncentrirane dušikove kisline fosfinu;
- oksidacija fosfinskega kisika pri 150 stopinjah;
- izpostavite tetrafosforjev dekaooksid temperaturi 0 stopinj, nato jo postopoma povečajte na 20 stopinj in gladek prehod na vrenje (voda je potrebna na vseh stopnjah);
- raztapljanje pentaklorida ali fosforjevega triklorid-oksida v vodi.
Uporaba nastalega izdelka je široka. Z njegovo pomočjo se zmanjša površinska napetost in odstranijo se oksidi s površin, ki se pripravljajo za spajkanje, kovine se očistijo rje in na njihovi površini se ustvari zaščitni film, ki preprečuje nadaljnjo korozijo. Poleg tega se ortofosforna kislina uporablja v industrijskih zamrzovalnikih in za raziskave molekularne biologije.
Prav tako je spojina del letalskih hidravličnih tekočin, aditivov za živila in regulatorjev kislosti. Uporablja se v živinoreji za preprečevanje urolitiaze kun in v zobozdravstvu za manipulacije pred polnjenjem.
pirofosforna kislina
H4R2O7 - kislina, označena kot močna v prvem stopnja in šibka pri drugih. Brez nje se topirazgradnjo, saj ta postopek zahteva segrevanje v vakuumu ali prisotnost močnih kislin. Nevtralizira se z alkalijami in reagira z vodikovim peroksidom. Pridobite ga na enega od naslednjih načinov:
- razgradnja tetrafosforjevega deoksida v vodi pri ničelni temperaturi in nato segrevanje na 20 stopinj;
- s segrevanjem fosforne kisline na 150 stopinj;
- reakcija koncentrirane fosforjeve kisline s tetrafosforjevim dekaoksidom pri 80-100 stopinj.
Uporablja se predvsem za proizvodnjo gnojil.
Poleg teh obstaja še veliko drugih predstavnikov kislih hidroksidov. Vsak od njih ima svoje značilnosti in značilnosti, na splošno pa so kisle lastnosti oksidov in hidroksidov v njihovi sposobnosti odcepitve vodika, razgradnje, interakcije z alkalijami, solmi in kovinami.
