Списък на киселинните хидроксиди и техните химични свойства

2024 Автор: Angel Austin | [email protected]. Последно модифициран: 2023-12-17 05:17

Киселинните хидроксиди са неорганични съединения от хидроксилната група –OH и метал или неметал със степен на окисление +5, +6. Друго име са кислород-съдържащи неорганични киселини. Тяхната характеристика е елиминирането на протон по време на дисоциация.

Класификация на хидроксидите

Хидроксидите се наричат още хидроксиди и водооксиди. Почти всички химични елементи ги притежават, някои са широко разпространени в природата, например минералите хидраргилит и бруцит са съответно алуминиев и магнезиев хидроксид.

Разграничават се следните видове хидроксиди:

• основен;
• амфотеричен;
• acid.

Класификацията се основава на това дали оксидът, образуващ хидроксида, е основен, кисел или амфотерен.

Общи свойства

Най-интересни са киселинно-основните свойства на оксидите и хидроксидите, тъй като възможността за реакции зависи от тях. Дали хидроксидът ще проявява киселинни, основни или амфотерни свойства зависи от силата на връзката между кислорода, водорода и елемента.

Йонната сила е засегнатапотенциал, с увеличаване, при което основните свойства на хидроксидите отслабват и киселинните свойства на хидроксидите се увеличават.

По-високи хидроксиди

По-високите хидроксиди са съединения, в които образуващият елемент е в най-високо окислително състояние. Те са сред всички видове в класа. Пример за основа е магнезиевият хидроксид. Алуминиевият хидроксид е амфотерен, докато перхлорната киселина може да се класифицира като кисел хидроксид.

Промяната в характеристиките на тези вещества в зависимост от образуващия елемент може да се проследи според периодичната система на Д. И. Менделеев. Киселинните свойства на по-високите хидроксиди се увеличават отляво надясно, докато металните свойства, съответно, отслабват в тази посока.

Основни хидроксиди

В тесен смисъл този тип се нарича база, тъй като OH анионът се отцепва по време на дисоциацията му. Най-известните от тези съединения са алкали, например:

• Гасена вар Ca(OH)₂ използва се в помещения за варосване, щавене на кожи, приготвяне на противогъбични течности, разтвори и бетон, омекотяване на вода, производство на захар, белина и тор, каустизиране на натриев и калиев карбонат, неутрализация на киселинни разтвори, откриване на въглероден диоксид, дезинфекция, намаляване на съпротивлението на почвата, като хранителна добавка.
• KOH каустичен поташ, използван във фотографията, рафинирането на нефт, хранителната, хартиената и металургичната промишленост, както и алкална батерия, киселинен неутрализатор, катализатор, пречиствател на газ, регулатор на pH, електролит,компонент на детергенти, сондажни течности, багрила, торове, поташни органични и неорганични вещества, пестициди, фармацевтични препарати за лечение на брадавици, сапуни, синтетичен каучук.
• Сода каустик NaOH, необходима за целулоза и хартиената промишленост, осапуняване на мазнини при производството на детергенти, неутрализиране на киселини, производство на биодизел, разтваряне на запушване, дегазиране на токсични вещества, обработка на памук и вълна, измиване на плесен, производство на храни, козметология, фотография.

Основните хидроксиди се образуват в резултат на взаимодействие с вода на съответните метални оксиди, в по-голямата част от случаите със степен на окисление +1 или +2. Те включват алкални, алкалоземни и преходни елементи.

В допълнение, бази могат да бъдат получени по следните начини:

• взаимодействие на алкали със сол на нискоактивен метал;
• реакция между алкален или алкалоземен елемент и вода;
• чрез електролиза на воден разтвор на сол.

Киселинните и основни хидроксиди взаимодействат един с друг, за да образуват сол и вода. Тази реакция се нарича неутрализация и е от голямо значение за титриметричния анализ. Освен това се използва в ежедневието. Когато се разлее киселина, опасен реагент може да бъде неутрализиран със сода, а оцетът се използва за алкали.

В допълнение, основните хидроксиди изместват йонното равновесие по време на дисоциация в разтвор, което се проявява в промяна в цветовете на индикаторите и влизат в обменни реакции.

При нагряване неразтворимите съединения се разлагат на оксид и вода, а алкалите се топят. Основен хидроксид и кисел оксид образуват сол.

Амфотерни хидроксиди

Някои елементи, в зависимост от условията, проявяват или основни, или киселинни свойства. Хидроксидите на тяхна основа се наричат амфотерни. Те са лесни за идентифициране по метала, включен в състава, който има степен на окисление +3, +4. Например бяла желатинова субстанция - алуминиев хидроксид Al(OH)₃, използвана при пречистване на вода поради високата си адсорбционна способност, при производството на ваксини като вещество, което повишава имунния отговор, в медицината за лечение на киселинно-зависими заболявания на стомашно-чревния тракт. Също така често се включва в огнезащитни пластмаси и действа като носител на катализатори.

Но има изключения, когато стойността на степента на окисление на елемента е +2. Това е характерно за берилий, калай, олово и цинк. Хидроксидът на последния метал Zn(OH)₂ се използва широко в химическата промишленост, главно за синтеза на различни съединения.

Можете да получите амфотерен хидроксид чрез взаимодействие на разтвор на сол на преходен метал с разредена основа.

Амфотерният хидроксид и киселинният оксид, алкали или киселина образуват сол при взаимодействие. Нагряването на хидроксида води до неговото разлагане до вода и метахидроксид, който при по-нататъшно нагряване се превръща в оксид.

Амфотерни икиселинните хидроксиди се държат по същия начин в алкална среда. Когато взаимодействат с киселини, амфотерните хидроксиди действат като основи.

Киселинни хидроксиди

Този тип се характеризира с наличието на елемент в степен на окисление от +4 до +7. В разтвор те са в състояние да дарят водороден катион или да приемат електронна двойка и да образуват ковалентна връзка. Най-често те имат агрегатно състояние на течност, но сред тях има и твърди вещества.

Образува хидроксиден кисел оксид, способен да образува сол и съдържащ неметал или преходен метал. Оксидът се получава в резултат на окисляване на неметал, разлагане на киселина или сол.

Киселинните свойства на хидроксидите се проявяват в способността им да оцветяват индикатори, да разтварят активните метали с отделяне на водород, да реагират с основи и основни оксиди. Тяхната отличителна черта е участието в редокс реакции. По време на химичния процес те прикрепват към себе си отрицателно заредени елементарни частици. Способността да действа като акцептор на електрони е отслабена от разреждане и превръщане в соли.

По този начин е възможно да се разграничат не само киселинно-основните свойства на хидроксидите, но и окислителните.

Азотна киселина

HNO₃ се счита за силна едноосновна киселина. Той е много отровен, оставя язви по кожата с жълто оцветяване на кожата, а изпаренията му моментално дразнят дихателната лигавица. Старото име е силна водка. Отнася се до киселинни хидроксиди във водни разтворинапълно се дисоциира на йони. Външно изглежда като безцветна течност, димяща във въздуха. Концентриран воден разтвор се счита за 60 - 70% от веществото, а ако съдържанието надвишава 95%, се нарича димяща азотна киселина.

Колкото по-висока е концентрацията, толкова по-тъмна изглежда течността. Може дори да има кафяв цвят поради разлагане на оксид, кислород и вода на светлина или при леко нагряване, така че трябва да се съхранява в тъмен стъклен съд на хладно място.

Химичните свойства на киселинния хидроксид са такива, че той може да бъде дестилиран без разлагане само при понижено налягане. С него реагират всички метали с изключение на златото, някои представители на платинената група и тантал, но крайният продукт зависи от концентрацията на киселината.

Например, 60% вещество, когато взаимодейства с цинк, дава азотен диоксид като преобладаващ страничен продукт, 30% - монооксид, 20% - диазотен оксид (газ за смях). Още по-ниски концентрации от 10% и 3% дават просто вещество азот под формата на газ и съответно амониев нитрат. Така от киселината могат да се получат различни нитросъединения. Както може да се види от примера, колкото по-ниска е концентрацията, толкова по-дълбоко е редуцирането на азота. Активността на метала също влияе върху това.

Вещество може да разтвори златото или платината само в състава на царската вода - смес от три части солна и една азотна киселина. Стъклото и PTFE са устойчиви на него.

В допълнение към металите, веществото реагира сосновни и амфотерни оксиди, основи, слаби киселини. Във всички случаи резултатът са соли, с неметали - киселини. Не всички реакции протичат безопасно, например амините и терпентинът спонтанно се възпламеняват при контакт с хидроксид в концентрирано състояние.

Солите се наричат нитрати. При нагряване те се разлагат или проявяват окислителни свойства. На практика те се използват като торове. Те практически не се срещат в природата поради високата разтворимост, поради което всички соли с изключение на калий и натрий се получават изкуствено.

Самата киселина се получава от синтезиран амоняк и, ако е необходимо, се концентрира по няколко начина:

• изместване на баланса чрез увеличаване на натиска;
• чрез нагряване в присъствието на сярна киселина;
• дестилация.

Освен това се използва в производството на минерални торове, оцветители и лекарства, военната индустрия, статива графика, бижута, органичен синтез. Понякога във фотографията се използва разредена киселина за подкисляване на разтвори за тониране.

Сярна киселина

Н₂SO₄ е силна двуосновна киселина. Изглежда като безцветна тежка мазна течност, без мирис. Остарялото име е витриол (воден разтвор) или масло от витриол (смес със серен диоксид). Това име е дадено поради факта, че в началото на 19 век сяра се произвежда в заводи за витриол. В знак на почит към традицията, сулфатните хидрати все още се наричат витриол и до днес.

Производството на киселина е установено в промишлен мащаб ие около 200 милиона тона годишно. Получава се чрез окисляване на серен диоксид с кислород или азотен диоксид в присъствието на вода или чрез взаимодействие на сероводород с меден, сребърен, оловен или живачен сулфат. Полученото концентрирано вещество е силен окислител: измества халогените от съответните киселини, превръща въглерода и сярата в киселинни оксиди. След това хидроксидът се редуцира до серен диоксид, сероводород или сяра. Разредена киселина обикновено не показва окислителни свойства и образува средни и киселинни соли или естери.

Веществото може да бъде открито и идентифицирано чрез реакция с разтворими бариеви соли, в резултат на което се утаява бяла утайка от сулфат.

Киселината се използва допълнително при преработката на руди, производството на минерални торове, химически влакна, багрила, дим и експлозиви, различни индустрии, органичен синтез, като електролит, за получаване на минерални соли.

Но употребата е изпълнена с определени опасности. Корозивното вещество причинява химически изгаряния при контакт с кожата или лигавиците. При вдишване първо се появява кашлица, а впоследствие - възпалителни заболявания на ларинкса, трахеята и бронхите. Превишаването на максимално допустимата концентрация от 1 mg на кубичен метър е смъртоносно.

Можете да срещнете изпарения на сярна киселина не само в специализирани индустрии, но и в атмосферата на града. Това се случва, когато химически и металургичнипредприятията отделят серни оксиди, които след това падат като киселинен дъжд.

Всички тези опасности доведоха до факта, че циркулацията на сярна киселина, съдържаща повече от 45% масова концентрация в Русия, е ограничена.

Сярна киселина

Н₂SO₃ - по-слаба киселина от сярната киселина. Формулата му се различава само с един кислороден атом, но това го прави нестабилен. Не е изолиран в свободно състояние; съществува само в разредени водни разтвори. Те могат да бъдат идентифицирани по специфична остра миризма, напомняща изгоряла кибрит. И да се потвърди наличието на сулфитен йон - чрез реакция с калиев перманганат, в резултат на което червено-виолетовият разтвор става безцветен.

Вещество при различни условия може да действа като редуциращ агент и окислител, образувайки киселинни и средни соли. Използва се за консервиране на храни, получаване на целулоза от дърво, както и за деликатно избелване на вълна, коприна и други материали.

Ортофосфорна киселина

H₃PO₄ е киселина със средна сила, която изглежда като безцветни кристали. Ортофосфорната киселина се нарича още 85% разтвор на тези кристали във вода. Изглежда като сиропирана течност без мирис, която е склонна към хипотермия. Нагряване над 210 градуса по Целзий го кара да се превърне в пирофосфорна киселина.

Фосфорната киселина се разтваря добре във вода, неутрализира с алкали и амонячен хидрат, реагира с метали,образува полимерни съединения.

Можете да получите веществото по различни начини:

• разтваряне на червен фосфор във вода под налягане, при температура 700-900 градуса, използвайки платина, мед, титан или цирконий;
• кипящ червен фосфор в концентрирана азотна киселина;
• чрез добавяне на гореща концентрирана азотна киселина към фосфин;
• окисление на фосфинов кислород при 150 градуса;
• излагане на тетрафосфорния декаооксид на температура от 0 градуса, след което постепенно повишаване на температурата до 20 градуса и плавен преход към кипене (вода е необходима на всички етапи);
• разтваряне на пентахлорид или фосфорен трихлорид оксид във вода.

Употребата на получения продукт е широка. С негова помощ повърхностното напрежение се намалява и оксидите се отстраняват от подготвящите се за запояване повърхности, металите се почистват от ръжда и върху повърхността им се създава защитен филм, който предотвратява по-нататъшната корозия. В допълнение, ортофосфорната киселина се използва в промишлени фризери и за изследвания в молекулярната биология.

Също така съединението е част от авиационни хидравлични течности, хранителни добавки и регулатори на киселинността. Използва се в животновъдството за профилактика на уролитиаза при норки и в стоматологията за манипулации преди пломбиране.

Пирофосфорна киселина

H₄R₂O₇ - киселина, характеризираща се като силна в първия етап и слаб в др. Тя се топи безразлагане, тъй като този процес изисква нагряване във вакуум или присъствие на силни киселини. Неутрализира се от алкали и реагира с водороден прекис. Вземете го по един от следните начини:

• разлагане на тетрафосфорен деоксид във вода при нулева температура и след това загряване до 20 градуса;
• чрез нагряване на фосфорна киселина до 150 градуса;
• реакция на концентрирана фосфорна киселина с тетрафосфорен декаоксид при 80-100 градуса.

Използва се главно за производство на торове.

Освен тези има много други представители на киселинните хидроксиди. Всеки от тях има свои собствени характеристики и характеристики, но като цяло киселинните свойства на оксидите и хидроксидите се крият в способността им да отделят водорода, да се разлагат, да взаимодействат с основи, соли и метали.