Popis kiselih hidroksida i njihovih kemijskih svojstava

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Zadnja promjena: 2023-12-17 05:28

Kiseli hidroksidi su anorganski spojevi hidroksilne skupine –OH i metala ili nemetala s oksidacijskim stanjem +5, +6. Drugi naziv su anorganske kiseline koje sadrže kisik. Njihova je značajka eliminacija protona tijekom disocijacije.

Klasifikacija hidroksida

Hidroksidi se također nazivaju hidroksidi i vodooksidi. Imaju ih gotovo svi kemijski elementi, neki su široko rasprostranjeni u prirodi, na primjer, minerali hidrargilit i brucit su aluminij odnosno magnezijev hidroksidi.

Razlikuju se sljedeće vrste hidroksida:

• osnovni;
• amfoterično;
• acid.

Klasifikacija se temelji na tome je li oksid koji tvori hidroksid bazičan, kiseli ili amfoteričan.

Opća svojstva

Najzanimljivija su kiselinsko-bazna svojstva oksida i hidroksida, jer o njima ovisi mogućnost reakcija. Hoće li hidroksid pokazati kisela, bazična ili amfoterna svojstva ovisi o jačini veze između kisika, vodika i elementa.

Utječe na snagu ionapotencijal, s povećanjem u kojem osnovna svojstva hidroksida slabe, a kisela svojstva hidroksida rastu.

Viši hidroksidi

Viši hidroksidi su spojevi u kojima je tvorni element u najvišem oksidacijskom stanju. To su među svim vrstama u razredu. Primjer baze je magnezijev hidroksid. Aluminijev hidroksid je amfoteran, dok se perklorna kiselina može klasificirati kao kiseli hidroksid.

Promjene karakteristika ovih supstanci ovisno o tvorbenom elementu mogu se pratiti prema periodičnom sustavu D. I. Mendeljejeva. Kisela svojstva viših hidroksida povećavaju se s lijeva na desno, dok metalna svojstva, respektivno, slabe u tom smjeru.

Bazični hidroksidi

U užem smislu, ovaj tip se naziva baza, budući da se OH anion odcijepi tijekom svoje disocijacije. Najpoznatiji od ovih spojeva su alkalije, na primjer:

• Gašeno vapno Ca(OH)₂ koristi se u sobama za izbjeljivanje, štavljenje kože, priprema antifungalnih tekućina, žbuke i betona, omekšavanje vode, proizvodnja šećera, bjelila i gnojiva, kaustizacija natrij i kalij karbonati, neutralizacija kiselih otopina, detekcija ugljičnog dioksida, dezinfekcija, smanjenje otpornosti tla, kao dodatak hrani.
• KOH kaustična potaša koja se koristi u fotografiji, preradi nafte, prehrambenoj, papirnoj i metalurškoj industriji, kao i kao alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, pročistač plina, regulator pH, elektrolit,komponenta deterdženata, tekućina za bušenje, bojila, gnojiva, kalijevih organskih i anorganskih tvari, pesticida, farmaceutskih pripravaka za liječenje bradavica, sapuna, sintetičke gume.
• Kaustična soda NaOH, potrebna za industriju celuloze i papira, saponifikacija masti u proizvodnji deterdženata, neutralizacija kiselina, proizvodnja biodizela, otpuštanje blokada, otplinjavanje otrovnih tvari, prerada pamuka i vune, pranje plijesni, proizvodnja hrane, kozmetologija, fotografija.

Bazični hidroksidi nastaju kao rezultat interakcije s vodom odgovarajućih metalnih oksida, u velikoj većini slučajeva s oksidacijskim stanjem +1 ili +2. To uključuje alkalne, zemnoalkalne i prijelazne elemente.

Osim toga, baze se mogu dobiti na sljedeće načine:

• interakcija lužine sa soli niskoaktivnog metala;
• reakcija između alkalnog ili zemnoalkalnog elementa i vode;
• elektrolizom vodene otopine soli.

Kiseli i bazični hidroksidi međusobno djeluju tvoreći sol i vodu. Ova reakcija se naziva neutralizacija i od velike je važnosti za titrimetrijsku analizu. Osim toga, koristi se u svakodnevnom životu. Kada se prolije kiselina, opasan reagens može se neutralizirati sodom, a ocat se koristi za lužinu.

Osim toga, bazični hidroksidi pomiču ionsku ravnotežu tijekom disocijacije u otopini, što se očituje u promjeni boja indikatora, te ulaze u reakcije razmjene.

Kada se zagrije, netopljivi spojevi se raspadaju na oksid i vodu, a lužine se tope. Osnovni hidroksid i kiseli oksid tvore sol.

Amfoterni hidroksidi

Neki elementi, ovisno o uvjetima, pokazuju ili bazična ili kisela svojstva. Hidroksidi koji se temelje na njima nazivaju se amfoternim. Lako ih je prepoznati po metalu uključenom u sastav, koji ima oksidacijsko stanje +3, +4. Na primjer, bijela želatinasta tvar - aluminijev hidroksid Al(OH)₃, koja se koristi u pročišćavanju vode zbog svoje velike sposobnosti adsorpcije, u proizvodnji cjepiva kao tvar koja pojačava imunološki odgovor, u medicini za liječenje bolesti gastrointestinalnog trakta ovisnih o kiselini. Također se često ugrađuje u plastiku koja usporava plamen i djeluje kao nosač za katalizatore.

Ali postoje iznimke kada je vrijednost oksidacijskog stanja elementa +2. To je tipično za berilij, kositar, olovo i cink. Hidroksid posljednjeg metala Zn(OH)₂ ima široku primjenu u kemijskoj industriji, prvenstveno za sintezu različitih spojeva.

Možete dobiti amfoterni hidroksid reakcijom otopine soli prijelaznog metala s razrijeđenom lužinom.

Amfoterni hidroksid i kiseli oksid, lužina ili kiselina tvore sol prilikom interakcije. Zagrijavanjem hidroksida dolazi do njegovog razlaganja u vodu i metahidroksid, koji se daljnjim zagrijavanjem pretvara u oksid.

Amfoterično ikiseli hidroksidi se na isti način ponašaju u alkalnom mediju. Kada su u interakciji s kiselinama, amfoterni hidroksidi djeluju kao baze.

Kiseli hidroksidi

Ovu vrstu karakterizira prisutnost elementa u oksidacijskom stanju od +4 do +7. U otopini su u stanju donirati vodikov kation ili prihvatiti elektronski par i formirati kovalentnu vezu. Najčešće imaju agregatno stanje tekućine, ali među njima ima i čvrstih tvari.

Tvori hidroksidni kiseli oksid sposoban za stvaranje soli i koji sadrži nemetal ili prijelazni metal. Oksid se dobiva kao rezultat oksidacije nemetala, razgradnje kiseline ili soli.

Kisela svojstva hidroksida očituju se u njihovoj sposobnosti da boje indikatore, otapaju aktivne metale s razvojem vodika, reagiraju s bazama i bazičnim oksidima. Njihova posebnost je sudjelovanje u redoks reakcijama. Tijekom kemijskog procesa oni na sebe vežu negativno nabijene elementarne čestice. Sposobnost da djeluje kao akceptor elektrona oslabljena je razrjeđivanjem i pretvorbom u soli.

Dakle, moguće je razlikovati ne samo kiselinsko-bazna svojstva hidroksida, već i ona oksidirajuća.

Dušična kiselina

HNO₃ smatra se jakom jednobaznom kiselinom. Vrlo je otrovan, ostavlja čireve na koži sa žutim mrljama integumenta, a njegove pare trenutno nadražuju dišnu sluznicu. Stari naziv je jaka votka. Odnosi se na kisele hidrokside, u vodenim otopinamapotpuno disocira na ione. Izvana izgleda kao bezbojna tekućina koja dimi u zraku. Koncentrirana vodena otopina smatra se 60 - 70% tvari, a ako sadržaj prelazi 95%, naziva se dimeća dušična kiselina.

Što je veća koncentracija, tekućina je tamnija. Može imati čak i smeđu boju zbog raspadanja u oksid, kisik i vodu na svjetlu ili uz lagano zagrijavanje, pa ga treba čuvati u tamnoj staklenoj posudi na hladnom mjestu.

Kemijska svojstva kiselog hidroksida su takva da se može destilirati bez raspadanja samo pod sniženim tlakom. S njim reagiraju svi metali osim zlata, nekih predstavnika skupine platine i tantala, ali konačni produkt ovisi o koncentraciji kiseline.

Na primjer, 60% tvari, u interakciji s cinkom, daje dušikov dioksid kao prevladavajući nusproizvod, 30% - monoksid, 20% - didušikov oksid (plin za smijeh). Još niže koncentracije od 10% i 3% daju jednostavnu tvar dušik u obliku plina, odnosno amonijevog nitrata. Tako se iz kiseline mogu dobiti različiti nitro spojevi. Kao što se može vidjeti iz primjera, što je niža koncentracija, to je dublja redukcija dušika. Aktivnost metala također utječe na to.

Supstanca može otopiti zlato ili platinu samo u sastavu aqua regia - mješavine tri dijela klorovodične i jedne dušične kiseline. Staklo i PTFE su otporni na to.

Osim metala, tvar reagira sbazični i amfoterni oksidi, baze, slabe kiseline. U svim slučajevima rezultat su soli, s nemetalima - kiseline. Ne odvijaju se sve reakcije sigurno, na primjer, amini i terpentin spontano se zapale kada su u kontaktu s hidroksidom u koncentriranom stanju.

Soli se nazivaju nitrati. Kada se zagrijavaju, oni se razgrađuju ili pokazuju oksidirajuća svojstva. U praksi se koriste kao gnojiva. U prirodi se praktički ne pojavljuju zbog visoke topljivosti, stoga se sve soli osim kalija i natrija dobivaju umjetno.

Sama kiselina se dobiva iz sintetiziranog amonijaka i po potrebi se koncentrira na nekoliko načina:

• promjena ravnoteže povećanjem pritiska;
• zagrijavanjem u prisutnosti sumporne kiseline;
• destilacija.

Dalje, koristi se u proizvodnji mineralnih gnojiva, boja i lijekova, vojnoj industriji, štafelajnoj grafiki, nakitu, organskoj sintezi. Povremeno se u fotografiji koristi razrijeđena kiselina za zakiseljavanje otopina za nijansiranje.

Sumporna kiselina

N₂SO₄ je jaka dvobazna kiselina. Izgleda kao bezbojna teška uljasta tekućina, bez mirisa. Zastarjeli naziv je vitriol (vodena otopina) ili ulje vitriola (mješavina sa sumpornim dioksidom). Ovaj naziv dobio je zbog činjenice da se početkom 19. stoljeća sumpor proizvodio u tvornicama vitriola. Odajući počast tradiciji, sulfatni hidrati se i danas nazivaju vitriol.

Proizvodnja kiseline uspostavljena je u industrijskom razmjeru iiznosi oko 200 milijuna tona godišnje. Dobiva se oksidacijom sumporovog dioksida kisikom ili dušikovim dioksidom u prisutnosti vode, ili reakcijom sumporovodika s bakrenim, srebrnim, olovnim ili živinim sulfatom. Dobivena koncentrirana tvar snažno je oksidacijsko sredstvo: istiskuje halogene iz odgovarajućih kiselina, pretvara ugljik i sumpor u kisele okside. Hidroksid se zatim reducira u sumporov dioksid, sumporovodik ili sumpor. Razrijeđena kiselina obično ne pokazuje oksidirajuća svojstva i stvara srednje i kisele soli ili estere.

Tvar se može otkriti i identificirati reakcijom s topivim barijevim solima, zbog čega se taloži bijeli talog sulfata.

Kiselina se dalje koristi u preradi ruda, proizvodnji mineralnih gnojiva, kemijskih vlakana, bojila, dima i eksploziva, raznim industrijama, organskoj sintezi, kao elektrolit, za dobivanje mineralnih soli.

Ali upotreba je puna određenih opasnosti. Korozivna tvar uzrokuje kemijske opekline u dodiru s kožom ili sluznicom. Kada se udahne, prvo se pojavljuje kašalj, a potom - upalne bolesti grkljana, dušnika i bronha. Prekoračenje najveće dopuštene koncentracije od 1 mg po kubnom metru smrtonosno je.

Možete susresti pare sumporne kiseline ne samo u specijaliziranim industrijama, već iu atmosferi grada. To se događa kada je kemijski i metalurškipoduzeća ispuštaju okside sumpora, koji potom padaju kao kisele kiše.

Sve ove opasnosti dovele su do činjenice da je cirkulacija sumporne kiseline koja sadrži više od 45% masene koncentracije u Rusiji ograničena.

Sumporna kiselina

N₂SO₃ - slabija kiselina od sumporne kiseline. Njegova se formula razlikuje samo po jednom atomu kisika, ali to ga čini nestabilnim. Nije izoliran u slobodnom stanju, postoji samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Mogu se prepoznati po specifičnom oštrom mirisu, koji podsjeća na spaljenu šibicu. I potvrditi prisutnost sulfitnog iona - reakcijom s kalijevim permanganatom, zbog čega crveno-ljubičasta otopina postaje bezbojna.

Tvar pod različitim uvjetima može djelovati kao redukcijsko i oksidacijsko sredstvo, tvoreći kisele i srednje soli. Koristi se za konzerviranje hrane, dobivanje celuloze iz drva, kao i za nježno izbjeljivanje vune, svile i drugih materijala.

Ortofosforna kiselina

H₃PO₄ je kiselina srednje jačine koja izgleda kao bezbojni kristali. Ortofosforna kiselina se također naziva 85% otopina ovih kristala u vodi. Čini se kao sirupasta tekućina bez mirisa koja je sklona hipotermiji. Zagrijavanjem iznad 210 stupnjeva Celzija pretvara se u pirofosfornu kiselinu.

Fosforna kiselina se dobro otapa u vodi, neutralizira alkalijama i amonijačnim hidratom, reagira s metalima,tvori polimerne spojeve.

Tvar možete dobiti na različite načine:

• otapanje crvenog fosfora u vodi pod pritiskom, na temperaturi od 700-900 stupnjeva, korištenjem platine, bakra, titana ili cirkonija;
• kipući crveni fosfor u koncentriranoj dušičnoj kiselini;
• dodavanjem vruće koncentrirane dušične kiseline fosfinu;
• oksidacija fosfinskog kisika na 150 stupnjeva;
• izlaganje tetrafosfor dekaooksida temperaturi od 0 stupnjeva, zatim postupno povećanje na 20 stupnjeva i glatki prijelaz na ključanje (voda je potrebna u svim fazama);
• otapanje pentaklorida ili fosfor triklorid oksida u vodi.

Upotreba dobivenog proizvoda je široka. Uz njegovu pomoć smanjuje se površinska napetost i uklanjaju se oksidi s površina koje se pripremaju za lemljenje, metali se čiste od hrđe, a na njihovoj površini stvara se zaštitni film koji sprječava daljnju koroziju. Osim toga, ortofosforna kiselina se koristi u industrijskim zamrzivačima i za istraživanja u molekularnoj biologiji.

Također, spoj je dio zrakoplovnih hidrauličnih tekućina, aditiva za hranu i regulatora kiselosti. Koristi se u stočarstvu za prevenciju urolitijaze kod kuraca i u stomatologiji za manipulacije prije punjenja.

Pirofosforna kiselina

H₄R₂O₇ - kiselina okarakterizirana kao jaka u prvom pozornica i slaba u drugima. Ona se topi bezrazgradnju, budući da ovaj proces zahtijeva zagrijavanje u vakuumu ili prisutnost jakih kiselina. Neutralizira se lužinama i reagira s vodikovim peroksidom. Nabavite ga na jedan od sljedećih načina:

• razlaganje tetrafosfor deoksida u vodi na nulti temperaturi i zatim zagrijavanje na 20 stupnjeva;
• zagrijavanjem fosforne kiseline na 150 stupnjeva;
• reakcija koncentrirane fosforne kiseline s tetrafosfor dekaoksidom na 80-100 stupnjeva.

Koristi se uglavnom za proizvodnju gnojiva.

Osim ovih, postoje mnogi drugi predstavnici kiselih hidroksida. Svaki od njih ima svoje karakteristike i karakteristike, ali općenito, kisela svojstva oksida i hidroksida leže u njihovoj sposobnosti da odvajaju vodik, razlažu se, međusobno djeluju s lužinama, solima i metalima.