Кислотні гідроксиди – це неорганічні сполуки гідроксильної групи –ВІН і металу або складальні зі ступенем окиснення +5, +6. Інша назва – неорганічні кисневмісні кислоти. Їх особливістю є відщеплення протона при дисоціації.
Класифікація гідроксидів
Гідроксиди також мають назву гідрооксиду і водокисей. Вони є практично у всіх хімічних елементів, деякі мають широке розповсюдження в природі, наприклад, мінерали гидраргиллит і брусит – це гідроокису алюмінію і магнію відповідно.
Виділяють наступні види гідроксидів:
- основні;
- амфотерні;
- кислотні.
Класифікація ґрунтується на належності оксиду, що утворює гідроксид, до основного, кислотного або амфотерному типу.
Загальні властивості
Найбільший інтерес викликають кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів, так як від них залежить можливість протікання реакцій. Буде гідроокис проявляти кислотні, основні або амфотерні властивості, що залежить від міцності зв’язку між киснем, воднем і елементом.
На міцність впливають іонний потенціал, із збільшенням якого слабшають посилюються основні та кислотні властивості гідроксидів.
Вищі гідроксиди
Вищими гидроокисями називають сполуки, в яких утворює елемент знаходиться у вищій ступеня окислення. Такі є серед всіх типів в класі. Приклад підстави – гідроксид магнію. Гідроксид алюмінію відноситься до амфотерным, а хлорне кислота може класифікуватися як кислотний гідроксид.
Зміна характеристик цих речовин у залежності від утворює елемента можна простежити за періодичною системою Менделєєва Д. І.. Кислотні властивості вищих гідроксидів посилюються зліва направо, а металеві, відповідно, слабшають в цьому напрямку.
Основні гідроксиди
У вузькому сенсі цей тип називається підставою, так як при його дисоціації відщеплюється аніон ВІН. Найвідоміші з таких з’єднань – луги, наприклад:
- Гашене вапно Са(ОН)2, використовувана при біленні приміщень, дубленні шкір, для приготування протигрибкових рідин, будівельних розчинів і бетону, пом’якшення води, виробництва цукру, хлорного вапна та добрив, каустификации карбонатів натрію і калію, нейтралізації кислих розчинів, виявлення вуглекислого газу, дезінфекції, зниження питомої опору грунту, в якості харчової добавки.
- Каустичний поташ КОН, застосовуваний у фотографії, нафтопереробці, харчовому, паперовому та металургійному виробництві, а також як лужний елемент живлення, нейтралізатор кислот, каталізатор, газоочисникам, регулятор водневого показника, електроліт, компонент миючих засобів, бурових розчинів, барвників, добрив, калійних органічних і неорганічних речовин, пестицидів, фармацевтичних препаратів для лікування бородавок, мила, синтетичного каучуку.
- Їдкий натр NaOH, необхідну для целюлозно-паперової промисловості, омилення жирів при виробництві миючих засобів, нейтралізації кислот, виготовлення біодизельного палива, розчинення засмічень, дегазації отруйних речовин, обробки бавовни і шерсті, мийки прес-форм, харчового виробництва, косметології, фотографії.
Основні гідроксиди утворюються як результат взаємодії з водою відповідних оксидів металів, в переважній більшості випадків зі ступенем окислення +1 або +2. До таких належать лужні, лужноземельні і перехідні елементи.
Крім того, підстави можна отримати наступними способами:
- взаємодією лугу з сіллю малоактивного металу;
- реакцією між лужним або щелочноземельным елементом і водою;
- електролізом водного розчину солі.
Кислотні і основні гідроксиди взаємодіють між собою з утворенням солі і води. Така реакція називається нейтралізацією і має велике значення для титриметрического аналізу. Крім того, вона використовується в побуті. При протоці кислоти нейтралізувати небезпечний реагент можна содою, а для лугу використовують оцет.
Крім того, основні гідроокису зміщують іонну рівновагу при дисоціації в розчині, що проявляється в зміні кольорів індикаторів, і вступають в обмінні реакції.
При нагріванні нерозчинні сполуки розпадаються на оксид і воду, а луги плавляться. Основний гідроксид і кислотний оксид утворюють сіль.
Амфотерні гідроксиди
Деякі елементи залежно від умов виявляють основні, кислотні властивості. Гідроксиди на їх основі амфотерними називаються. Їх легко визначити по вхідному до складу металу, що має ступінь окислення +3, +4. Наприклад, біле драглисте речовина – гідроксид алюмінію Al(ОН)3, що використовується при очищенні води завдяки його високій адсорбуючою здібності, виготовленні вакцин в якості речовини, що підсилює імунну відповідь, в медицині для лікування кислотозалежних захворювань шлунково-кишкового тракту. Також він часто включається до складу пластиків для придушення горіння і виступає в якості носія для каталізаторів.
Але є і виключення, коли значення ступеня окиснення елемента +2. Це характерно для берилію, олова, свинцю і цинку. Гідроксид останнього металу Zn(ВІН)2 знаходить широке застосування в хімічних галузях, в першу чергу, для синтезу різних сполук.
Отримати амфотерную гідроокис можна, провівши реакцію між розчином солі перехідного металу і розведеної лугом.
Амфотерний гідроксид і кислотний оксид, луг або кислота утворюють сіль при взаємодії. Нагрівання гідроокису призводить до її розпаду на воду і метагидроксид, який при подальшому нагріванні перетворюється в оксид.
Амфотерні і кислотні гідроксиди однаково поводяться в лужному середовищі. При взаємодії з кислотами амфотерні гідроокису виступають у ролі підстав.
Кислотні гідроксиди
Цей тип характеризується наявністю у складі елемента в ступені окиснення від +4 до +7. У розчині вони здатні віддавати катіон водню або приймати електронну пару і утворювати ковалентную зв’язок. Найчастіше вони мають агрегатний стан рідини, але є серед них і тверді речовини.
Утворює гідроксид кислотний оксид, здатний до солеобразованию і містить в складі металоїд або перехідний метал. Оксид виходить в результаті окислення неметалів, розкладання кислоти або солі.
Кислотні властивості гідроксидів проявляються в їх здатності фарбувати індикатори, розчиняти активні метали з виділенням водню, реагувати з підставами та основними оксидами. Їх відмітною особливістю є участь в окисно-відновних реакціях. Під час хімічного процесу вони приєднують до себе негативно заряджені елементарні частинки. Здатність виступати в якості акцептора електронів слабшає при розбавленні і перетворення в солі.
Таким чином, можна виділити не тільки кислотно-основні властивості гідроксидів, але й окислювальні.
Азотна кислота
HNO3 вважається сильною одноосновной кислотою. Вона дуже отруйна, залишає виразки на шкірі з жовтим фарбуванням покривів, а її пари моментально дратують слизову дихальних шляхів. Застаріла назва – міцна горілка. Вона належить до кислотних гидроксидам, у водних розчинах повністю дисоціює на іони. Зовні виглядає як безбарвна, димляча на повітрі рідина. Вважається концентрованим водний розчин, в який входить 60 – 70 % речовини, а якщо зміст перевищує 95 %, його називають димлячої азотною кислотою.
Чим вище концентрація, тим більш темною виглядає рідина. Вона може мати навіть бурого забарвлення через розкладання на оксид, кисень і воду на світлі або при невеликому нагріванні, тому зберігати її слід в ємності з темного скла в прохолодному місці.
Хімічні властивості кислотного гідроксиду такі, що переганяти без розкладання його можна лише при зниженому тиску. З ним реагують всі метали, окрім золота, деяких представників платинової групи і танталу, але кінцевий продукт залежить від концентрації кислоти.
Наприклад, 60%-е речовина при взаємодії з цинком дає діоксид азоту в якості переважаючого побічного продукту, 30%-е – монооксид, 20%-е – оксид діазота (звеселяючий газ). Ще менші концентрації в 10% і 3% дають простої речовина азот у вигляді газу і амонійну селітру відповідно. Таким чином, на основі кислоти можна отримувати різні нітросполуки. Як видно з прикладу, чим менше концентрація, тим глибше відновлення азоту. Також на це впливає активність металу.
Розчинити золото або платину речовина може тільки в складі царської горілки – суміші з трьох частин соляної та однієї азотної кислот. Скло і політетрафторетилен до нього стійкі.
Крім металів речовина вступає в реакцію з основними та амфотерними оксидами, основами, слабкими кислотами. У всіх випадках в результаті виходять солі, з неметалами – кислоти. Не всі реакції відбуваються безпечно, так, аміни і скипидар самозаймаються при контакті з гідроксидом в концентрованому стані.
Солі називаються нітратами. При нагріванні вони розкладаються або проявляють окисні властивості. На практиці використовуються як добрива. В природі практично не зустрічаються з-за високої розчинності, тому всі солі крім калієвих і натрієвих одержують штучно.
Саму кислоту отримують з синтезованого аміаку і в разі необхідності концентрують кількома способами:
- зміщенням рівноваги шляхом підвищення тиску;
- нагріванням у присутності сірчаної кислоти;
- дистиляцією.
Далі її використовують у виробництві мінеральних добрив, барвників, ліків, військової промисловості, станковій графіці, ювелірній справі, органічному синтезі. Зрідка розведену кислоту застосовують у фотографії для підкислення тонуючих розчинів.
Сірчана кислота
Н2ЅО4 – сильна двухосновная кислота. Виглядає як безбарвна важка масляниста рідина, не володіє запахом. Застаріла назва – купорос (водний розчин) або купоросное масло (суміш з сірчистим ангідридом). Таке найменування було присвоєно з-за того, що на початку XIX століття сірку виробляли на купоросних заводах. В данину традиції кристалогідрати сульфатів донині називають купоросом.
Виробництво кислоти налагоджено в промислових масштабах і становить близько 200 мільйонів тонн у рік. Її отримують окисленням сірчистого газу киснем або діоксидом азоту у присутності води або взаємодії сірководню з сульфатом міді, срібла, свинцю або ртуті. Получающееся в результаті концентроване речовина є сильним окислювачем: витісняє галогени з відповідних кислот, перетворює вуглець і сірку в кислотні оксиди. Гідроксид при цьому відновлюється до сірчистого газу, сірководню або сірки. Розведена кислота звичайно не виявляє окисних властивостей і утворює середні і кислі солі або ефіри.
Виявити та ідентифікувати речовину можна по реакції з розчинними солями барію, в результаті якої випадає білий осад сульфату.
Надалі кислота використовується в обробці руд, виробництво мінеральних добрив, хімічних волокон, барвників, дымообразующих і вибухових речовин, різних галузях промисловості, органічному синтезі, в якості електроліту для одержання мінеральних солей.
Але застосування пов’язане з певними небезпеками. Їдка речовина викликає хімічні опіки при контакті зі шкірою або слизовими оболонками. При вдиханні спочатку з’являється кашель, а згодом – запальні захворювання гортані, трахеї, бронхів. Перевищення гранично допустимої концентрації 1 мг на кубічний метр смертельно небезпечно.
Зіткнутися з сернокислотными парами можна не тільки на спеціалізованих виробництвах, але і в атмосфері міста. Таке трапляється, коли хімічні і металургійні підприємства здійснюють викиди оксидів сірки, які потім випадають у вигляді кислотних дощів.
Всі ці небезпеки призвели до того, що оборот сірчаної кислоти, що містить більше 45% масової концентрації, в Росії обмежений.
Сірчиста кислота
Н2ЅО3 – більш слабка кислота порівняно з сірчаною. Її формула відрізняється всього на один атом кисню, але це робить її нестійкою. У вільному стані вона не виділена, існує лише в розбавлених водних розчинах. Ідентифікувати їх можна по специфічному різкого запаху, що нагадує прогорілу сірник. А підтвердити наявність сульфіт-іона – по реакції з перманганатом калію, в результаті якої червоно-фіолетовий розчин знебарвлюється.
Речовина в різних умовах може виступати в ролі відновника і окислювача, утворювати кислі і середні солі. Застосовується воно для харчового консервування, одержання целюлози з деревини, а також для делікатного відбілювання вовни, шовку та інших матеріалів.
Ортофосфорна кислота
Н3РО4 – кислота середньої сили, яка виглядає як безбарвні кристали. Також ортофосфорною кислотою називають 85%-ний розчин цих кристалів у воді. Він виглядає як сиропоподібна рідина без запаху, схильна до переохолодження. Нагрівання вище 210 градусів Цельсія призводить до її перетворення в пирофосфорную кислоту.
Ортофосфорна кислота добре розчиняється у воді, нейтралізується лугами і гидратом аміаку, реагує з металами, утворює полімерні сполуки.
Отримати речовину можна різними способами:
- розчиненням червоного фосфору у воді під тиском, при температурі 700-900 градусів, з використанням платини, міді, титану або цирконію;
- кип’ятінням червоного фосфору в концентрованій азотній кислоті;
- додаванням гарячої концентрованої азотної кислоти до фосфину;
- окисленням фосфіну кисню при 150 градусах;
- впливом на декаоскид тетрафосфора температурою в 0 градусів, потім її поступовим підвищенням до 20 градусів і плавним переходом до кип’ятіння (на всіх етапах потрібна вода);
- розчиненням пентахлорида або оксид-трихлорида фосфору у воді.
Застосування у одержуваного продукту широке. З його допомогою знижують поверхневий натяг і видаляють оксиди з поверхонь, що готуються до пайку, очищають метали від іржі і створюють на їх поверхні захисну плівку, що перешкоджає подальшій корозії. Крім того, ортофосфорну кислоту використовують у промислових морозильних установках і для досліджень в молекулярній біології.
Також з’єднання входить до складу авіаційних гидрожидкостей, харчових добавок і регуляторів кислотності. Застосовується в звірівництві для профілактики сечокам’яної хвороби у норок і в стоматології для маніпуляцій, що передують пломбування.
Пирофосфорная кислота
Н4Р2О7 – кислота, що характеризується як сильна по першій ступені і слабка за іншим. Плавиться вона без розкладання, так як для цього процесу потрібно нагрівання у вакуумі або присутність сильних кислот. Нейтралізується лугами і реагує з перекисом водню. Отримують її одним з наступних способів:
- розкладанням декаоксида тетрафосфора у воді при нульовій температурі, а потім його нагріванням до 20 градусів;
- нагріванням ортофосфорної кислоти до 150 градусів;
- взаємодією концентрованої фосфорної кислоти з декаоксидом тетрафосфора при 80-100 градусах.
Застосовується продукт в основному для виробництва добрив.
Крім цих, є безліч інших представників кислотних гідрооксиду. Кожна з них має свої особливості і характеристики, але загалом кислотні властивості оксидів і гідроксидів полягають у їх здатності відщеплює водень, розкладатися, взаємодіяти з лугами, солями і металами.
