Skābie hidroksīdi ir hidroksilgrupas –OH un metāla vai nemetāla neorganiskie savienojumi ar oksidācijas pakāpi +5, +6. Vēl viens nosaukums ir skābekli saturošas neorganiskās skābes. To iezīme ir protona likvidēšana disociācijas laikā.
Hidroksīdu klasifikācija
Hidroksīdus sauc arī par hidroksīdiem un degvīnu. Tās ir gandrīz visos ķīmiskajos elementos, daži ir plaši izplatīti dabā, piemēram, minerāli hidrargilīts un brucīts ir attiecīgi alumīnija un magnija hidroksīdi.
Izšķir šādus hidroksīdu veidus:
- pamata;
- amfotērikas;
- skābe.
Klasifikācija balstās uz to, vai oksīds, kas veido hidroksīdu, ir bāzisks, skābs vai amfotērisks.
Vispārīgie rekvizīti
Visinteresantākās ir oksīdu un hidroksīdu skābju-bāzes īpašības, jo no tām ir atkarīga reakciju iespējamība. Tas, vai hidroksīdam būs skābas, bāziskas vai amfoteriskas īpašības, ir atkarīgs no saites stiprības starp skābekli, ūdeņradi un elementu.
Ietekmē jonu stiprumupotenciāls, palielinoties hidroksīdu bāzes īpašībām, vājinās un hidroksīdu skābās īpašības palielinās.
Lielāks hidroksīda līmenis
Augstākie hidroksīdi ir savienojumi, kuros veidojošais elements ir visaugstākajā oksidācijas stāvoklī. Tie ir vieni no visiem klases veidiem. Bāzes piemērs ir magnija hidroksīds. Alumīnija hidroksīds ir amfotērisks, savukārt perhlorskābi var klasificēt kā skābu hidroksīdu.
Šo vielu īpašību izmaiņas atkarībā no veidojošā elementa var izsekot pēc D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas. Augstāko hidroksīdu skābās īpašības palielinās no kreisās puses uz labo, savukārt metāliskās īpašības attiecīgi vājinās šajā virzienā.
Bāzes hidroksīdi
Šaurā nozīmē šo tipu sauc par bāzi, jo OH anjons tiek atdalīts tā disociācijas laikā. Slavenākie no šiem savienojumiem ir sārmi, piemēram:
- Dzēsts kaļķis Ca(OH)2 izmanto balināšanai telpās, ādas miecēšanai, pretsēnīšu šķidrumu, javu un betona pagatavošanai, ūdens mīkstināšanai, cukura, balinātāja un mēslošanas līdzekļu ražošanai, kausticizēšanai nātrija un kālija karbonāti, skābo šķīdumu neitralizācija, oglekļa dioksīda noteikšana, dezinfekcija, augsnes pretestības samazināšana, kā pārtikas piedeva.
- KOH kodīgais potašs, ko izmanto fotogrāfijā, naftas pārstrādē, pārtikas, papīra un metalurģijas rūpniecībā, kā arī sārma akumulators, skābes neitralizators, katalizators, gāzes attīrītājs, pH regulators, elektrolīts,mazgāšanas līdzekļu sastāvdaļa, urbšanas šķidrumi, krāsvielas, mēslošanas līdzekļi, potaša organiskās un neorganiskās vielas, pesticīdi, farmaceitiskie preparāti kārpu ārstēšanai, ziepes, sintētiskā gumija.
- Kaustiskā soda NaOH, nepieciešama celulozes un papīra rūpniecībai, tauku pārziepjošanai mazgāšanas līdzekļu ražošanā, skābes neitralizēšanai, biodīzeļa ražošanai, aizsprostojumu šķīdināšanai, toksisko vielu degazēšanai, kokvilnas un vilnas apstrādei, veidņu mazgāšanai, pārtikas ražošanai, kosmetoloģija, fotogrāfija.
Bāzes hidroksīdi veidojas attiecīgo metālu oksīdu mijiedarbības rezultātā ar ūdeni, vairumā gadījumu ar oksidācijas pakāpi +1 vai +2. Tie ietver sārmu, sārmzemju un pārejas elementus.
Turklāt bāzes var iegūt šādos veidos:
- sārmu mijiedarbība ar zema aktīvā metāla sāli;
- reakcija starp sārmzemju vai sārmzemju elementu un ūdeni;
- ar sāls ūdens šķīduma elektrolīzi.
Skābie un bāziskie hidroksīdi mijiedarbojas viens ar otru, veidojot sāli un ūdeni. Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tai ir liela nozīme titrimetriskajā analīzē. Turklāt to izmanto ikdienas dzīvē. Kad skābe ir izlijusi, bīstamu reaģentu var neitralizēt ar sodas palīdzību, un sārmam tiek izmantots etiķis.
Turklāt bāziskie hidroksīdi izmaina jonu līdzsvaru disociācijas laikā šķīdumā, kas izpaužas kā indikatoru krāsu maiņa, un iesaistās apmaiņas reakcijās.
Karsējot, nešķīstošie savienojumi sadalās oksīdos un ūdenī, un sārmi izkūst. Bāziskais hidroksīds un skābais oksīds veido sāli.
Amfoteriskie hidroksīdi
Dažiem elementiem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābes īpašības. Uz tiem balstītos hidroksīdus sauc par amfotēriem. Tos ir viegli identificēt pēc sastāvā iekļautā metāla, kura oksidācijas pakāpe ir +3, +4. Piemēram, b alta želatīna viela - alumīnija hidroksīds Al(OH)3, ko izmanto ūdens attīrīšanā augstās adsorbcijas spējas dēļ, vakcīnu ražošanā kā imūnreakciju pastiprinošu vielu., medicīnā no skābes atkarīgu kuņģa-zarnu trakta slimību ārstēšanai. To bieži iekļauj arī liesmu slāpējošā plastmasā un darbojas kā katalizatoru nesējs.
Bet ir izņēmumi, kad elementa oksidācijas pakāpes vērtība ir +2. Tas ir raksturīgi berilijam, alvai, svinam un cinkam. Pēdējā metāla hidroksīds Zn(OH)2 tiek plaši izmantots ķīmiskajā rūpniecībā, galvenokārt dažādu savienojumu sintēzei.
Amfotērisko hidroksīdu var iegūt, reaģējot pārejas metāla sāls šķīdumu ar atšķaidītu sārmu.
Amfoteriskais hidroksīds un skābes oksīds, sārms vai skābe mijiedarbojoties veido sāli. Karsējot hidroksīdu, tas sadalās ūdenī un metahidroksīdā, kas tālāk karsējot pārvēršas oksīdā.
Amfotērisks unskābie hidroksīdi uzvedas vienādi sārmainā vidē. Mijiedarbojoties ar skābēm, amfoteriskie hidroksīdi darbojas kā bāzes.
Skābes hidroksīdi
Šo tipu raksturo elementa klātbūtne oksidācijas stāvoklī no +4 līdz +7. Šķīdumā tie spēj ziedot ūdeņraža katjonu vai pieņemt elektronu pāri un izveidot kovalento saiti. Visbiežāk tiem ir šķidruma agregācijas stāvoklis, taču starp tiem ir arī cietas vielas.
Veido hidroksīda skābu oksīdu, kas spēj veidot sāļus un satur nemetālu vai pārejas metālu. Oksīdu iegūst nemetāla oksidēšanas, skābes vai sāls sadalīšanās rezultātā.
Hidroksīdu skābās īpašības izpaužas to spējā krāsot indikatorus, izšķīdināt aktīvos metālus ar ūdeņraža izdalīšanos, reaģēt ar bāzēm un bāziskajiem oksīdiem. To atšķirīgā iezīme ir dalība redoksreakcijās. Ķīmiskā procesa laikā tie piestiprina sev negatīvi lādētas elementārdaļiņas. Atšķaidīšana un pārvēršana sāļos vājina spēju darboties kā elektronu akceptoram.
Tādējādi var atšķirt ne tikai hidroksīdu skābju-bāzes īpašības, bet arī oksidējošās.
Slāpekļskābe
HNO3 tiek uzskatīta par spēcīgu vienbāzisku skābi. Tas ir ļoti indīgs, atstāj uz ādas čūlas ar dzeltenu ādas krāsojumu, un tā tvaiki uzreiz kairina elpceļu gļotādu. Vecais nosaukums ir stiprs degvīns. Tas attiecas uz skābju hidroksīdiem ūdens šķīdumospilnībā sadalās jonos. Ārēji tas izskatās kā bezkrāsains šķidrums, kas kūp gaisā. Par koncentrētu ūdens šķīdumu uzskata 60–70% vielas, un, ja saturs pārsniedz 95%, to sauc par kūpošo slāpekļskābi.
Jo augstāka koncentrācija, jo tumšāks šķidrums. Tam var būt pat brūna krāsa, jo gaismā vai ar nelielu karsēšanu sadalās oksīdā, skābeklī un ūdenī, tāpēc tas jāuzglabā tumšā stikla traukā vēsā vietā.
Skābā hidroksīda ķīmiskās īpašības ir tādas, ka to var destilēt tikai pazeminātā spiedienā nesadaloties. Ar to reaģē visi metāli, izņemot zeltu, dažus platīna grupas pārstāvjus un tantalu, bet galaprodukts ir atkarīgs no skābes koncentrācijas.
Piemēram, 60% viela, mijiedarbojoties ar cinku, kā dominējošo blakusproduktu dod slāpekļa dioksīdu, 30% - monoksīdu, 20% - slāpekļa oksīdu (smieklu gāzi). Pat zemākas koncentrācijas 10% un 3% dod vienkāršu vielu slāpekli attiecīgi gāzes un amonija nitrāta veidā. Tādējādi no skābes var iegūt dažādus nitro savienojumus. Kā redzams no piemēra, jo zemāka koncentrācija, jo dziļāka slāpekļa samazināšanās. To ietekmē arī metāla aktivitāte.
Viela var izšķīdināt zeltu vai platīnu tikai akva regia sastāvā - trīs daļu sālsskābes un vienas slāpekļskābes maisījumā. Stikls un PTFE ir pret to izturīgi.
Papildus metāliem viela reaģē arbāziskie un amfoteriskie oksīdi, bāzes, vājās skābes. Visos gadījumos rezultāts ir sāļi, ar nemetāliem - skābes. Ne visas reakcijas notiek droši, piemēram, amīni un terpentīns spontāni aizdegas, nonākot saskarē ar koncentrētā stāvoklī esošu hidroksīdu.
Sāļus sauc par nitrātiem. Sildot, tie sadalās vai uzrāda oksidējošas īpašības. Praksē tos izmanto kā mēslojumu. Dabā tie praktiski nav sastopami augstās šķīdības dēļ, tāpēc visi sāļi, izņemot kāliju un nātriju, tiek iegūti mākslīgi.
Pati skābe tiek iegūta no sintezēta amonjaka un, ja nepieciešams, tiek koncentrēta vairākos veidos:
- līdzsvara maiņa, palielinot spiedienu;
- karsējot sērskābes klātbūtnē;
- destilācija.
Turklāt to izmanto minerālmēslu, krāsvielu un medikamentu ražošanā, militārajā rūpniecībā, molbertu grafikā, juvelierizstrādājumos, organiskajā sintēzē. Reizēm fotogrāfijā tiek izmantota atšķaidīta skābe, lai paskābinātu tonēšanas šķīdumus.
Sērskābe
Н2SO4 ir spēcīga divvērtīgā skābe. Tas izskatās kā bezkrāsains smags eļļains šķidrums, bez smaržas. Novecojušais nosaukums ir vitriols (ūdens šķīdums) vai vitriola eļļa (maisījums ar sēra dioksīdu). Šis nosaukums tika dots tāpēc, ka 19. gadsimta sākumā sēru ražoja vitriola rūpnīcās. Godinot tradīcijas, sulfātu hidrātus joprojām sauc par vitriolu.
Skābes ražošana ir izveidota rūpnieciskā mērogā unir aptuveni 200 miljoni tonnu gadā. To iegūst, oksidējot sēra dioksīdu ar skābekli vai slāpekļa dioksīdu ūdens klātbūtnē, vai arī, reaģējot sērūdeņradi ar vara, sudraba, svina vai dzīvsudraba sulfātu. Iegūtā koncentrētā viela ir spēcīgs oksidētājs: izspiež halogēnus no atbilstošajām skābēm, pārvērš oglekli un sēru skābos oksīdos. Pēc tam hidroksīdu reducē par sēra dioksīdu, sērūdeņradi vai sēru. Atšķaidītai skābei parasti nav oksidējošas īpašības, un tā veido vidējus un skābus sāļus vai esterus.
Vielu var noteikt un identificēt, reaģējot ar šķīstošiem bārija sāļiem, kā rezultātā izgulsnējas b altas sulfāta nogulsnes.
Skābi tālāk izmanto rūdu apstrādē, minerālmēslu, ķīmisko šķiedru, krāsvielu, dūmu un sprāgstvielu ražošanā, dažādās nozarēs, organiskajā sintēzē, kā elektrolītu, lai iegūtu minerālsāļus.
Bet lietošana ir saistīta ar zināmām briesmām. Kodīga viela, saskaroties ar ādu vai gļotādām, izraisa ķīmiskus apdegumus. Ieelpojot, vispirms parādās klepus, pēc tam - balsenes, trahejas un bronhu iekaisuma slimības. Maksimāli pieļaujamās koncentrācijas 1 mg uz kubikmetru pārsniegšana ir nāvējoša.
Ar sērskābes tvaiku var sastapt ne tikai specializētās nozarēs, bet arī pilsētas atmosfērā. Tas notiek, ja ķīmiskās un metalurģijasuzņēmumi izdala sēra oksīdus, kas pēc tam nokrīt kā skābais lietus.
Visas šīs briesmas ir novedušas pie tā, ka sērskābes, kuras masas koncentrācija pārsniedz 45%, aprite Krievijā ir ierobežota.
Sērskābe
Н2SO3 - vājāka skābe nekā sērskābe. Tās formula atšķiras tikai ar vienu skābekļa atomu, taču tas padara to nestabilu. Tas nav izolēts brīvā stāvoklī; tas pastāv tikai atšķaidītos ūdens šķīdumos. Tos var atpazīt pēc specifiskas asas smakas, kas atgādina piedegušu sērkociņu. Un, lai apstiprinātu sulfītjona klātbūtni - reaģējot ar kālija permanganātu, kā rezultātā sarkanvioletais šķīdums kļūst bezkrāsains.
Viela dažādos apstākļos var darboties kā reducētājs un oksidētājs, veidot skābus un vidējus sāļus. To izmanto pārtikas konservēšanai, celulozes iegūšanai no koka, kā arī smalkai vilnas, zīda un citu materiālu balināšanai.
Ortofosforskābe
H3PO4 ir vidēja stipruma skābe, kas izskatās kā bezkrāsaini kristāli. Ortofosforskābi sauc arī par 85% šo kristālu šķīdumu ūdenī. Šķiet, ka tas ir sīrupains šķidrums bez smaržas, kas ir pakļauts hipotermijai. Sildot virs 210 grādiem pēc Celsija, tā pārvēršas par pirofosforskābi.
Fosforskābe labi šķīst ūdenī, neitralizē ar sārmiem un amonjaka hidrātu, reaģē ar metāliem,veido polimēru savienojumus.
Jūs varat iegūt vielu dažādos veidos:
- sarkanā fosfora šķīdināšana ūdenī zem spiediena, 700-900 grādu temperatūrā, izmantojot platīnu, varu, titānu vai cirkoniju;
- sarkanā fosfora vārīšana koncentrētā slāpekļskābē;
- pievienojot fosfīnam karstu koncentrētu slāpekļskābi;
- fosfīna skābekļa oksidēšana 150 grādos;
- tetrafosfora dekaoksīda pakļaušana 0 grādu temperatūrai, pēc tam to pakāpeniski paaugstinot līdz 20 grādiem un vienmērīga pāreja uz vārīšanu (ūdens ir nepieciešams visos posmos);
- pentahlorīda vai fosfora trihlorīda oksīda izšķīdināšana ūdenī.
Iegūtā produkta lietojums ir plašs. Ar tās palīdzību tiek samazināts virsmas spraigums un noņemti oksīdi no virsmām, kuras sagatavo lodēšanai, metāli tiek attīrīti no rūsas un uz to virsmas tiek izveidota aizsargplēve, kas novērš turpmāku koroziju. Turklāt ortofosforskābi izmanto rūpnieciskajās saldētavās un pētījumos molekulārajā bioloģijā.
Turklāt savienojums ir daļa no aviācijas hidrauliskajiem šķidrumiem, pārtikas piedevām un skābuma regulatoriem. To lieto lopkopībā ūdeļu urolitiāzes profilaksei un zobārstniecībā manipulācijām pirms plombēšanas.
Pirofosforskābe
H4R2O7 - skābe, kas raksturota kā spēcīga pirmajā posms un vājš citos. Viņa kūst bezsadalīšanās, jo šim procesam nepieciešama karsēšana vakuumā vai spēcīgu skābju klātbūtne. To neitralizē sārmi un reaģē ar ūdeņraža peroksīdu. Iegūstiet to vienā no šiem veidiem:
- tetrafosfora dekaoksīda sadalīšana ūdenī nulles temperatūrā un pēc tam karsēšana līdz 20 grādiem;
- karsējot fosforskābi līdz 150 grādiem;
- koncentrētas fosforskābes reakcija ar tetrafosfora dekaoksīdu 80-100 grādu temperatūrā.
Izmanto galvenokārt mēslojuma ražošanai.
Bez šiem ir arī daudzi citi skābo hidroksīdu pārstāvji. Katram no tiem ir savas īpašības un īpašības, taču kopumā oksīdu un hidroksīdu skābās īpašības slēpjas to spējā atdalīt ūdeņradi, sadalīties, mijiedarboties ar sārmiem, sāļiem un metāliem.
