Wodorotlenki

Wodorotlenkami nazywamy takie związki, które zawierają atom metalu oraz jedną lub więcej grup wodorotlenkowych. Wzór ogólny wodorotlenku to M(OH)_x, gdzie M to oczywiście symbol metalu, bądź półmetalu. Nie wszystkie wodorotlenki mają charakter zasadowy - niektóre są amfoteryczne. Różnica między wodorotlenkiem a zasadą jest taka, że zasada jest wodorotlenkiem rozpuszczalnym w wodzie i ma charakter zasadowy.

W teorii Arrheniusa zasady to związki zdolne do oddysocjowania jonu wodorotlenkowego OH^-. W teorii Bronsteda zasada to cząsteczka lub jon, która jest zdolna do przyjęcia jonu wodorowego H⁺.

Otrzymywanie wodorotlenków

Są trzy główne sposoby otrzymywania wodorotlenków. Najprostszy z nich to reakcja metalu aktywnego z wodą. Reakcje te zachodzą z różną szybkością i intensywnością, ale jedno można powiedzieć - metale I grupy reagują bardzo gwałtownie.

$$2 K + 2 H_{2}O \rightarrow 2 KOH + H_{2}↑\\ 2 K + 2 H_{2}O \rightarrow 2 K^{+} + 2 OH^{-} + H_{2}↑$$

Druga reakcja to ta, którą już omawialiśmy przy okazji tlenków - reakcja tlenku zasadowego (rozpuszczalnego w wodzie!) z wodą.

$$CaO + H_{2}O \rightarrow Ca(OH)_{2}\\ CaO + H_{2}O \rightarrow Ca^{2+} + 2 OH^{-}$$

Ostatnia reakcja to reakcja strącania nierozpuszczalnego lub słabo rozpuszczalnego wodorotlenku:

$$FeCl_{3} + 3 KOH \rightarrow Fe(OH)_{3} + 3 NaCl\\ Fe^{3+} + 3 OH^{-} \rightarrow Fe(OH)_{3}$$

Właściwości wodorotlenków

Wodorotlenki ulegają szeregowi reakcji chemicznych

Rozkład nietrwałych wodorotlenków

$$2 Al(OH)_{3} \rightarrow Al_{2}O_{3} + 3 H_{2}O$$

Niektóre wodorotlenki są tak nietrwałe, że praktycznie nie da się ich otrzymać i wydzielić. Dobrym przykładem jest tutaj wodorotlenek srebra, którego powstanie można zaobserwować przez bardzo krótką chwilę po dodaniu zasady do roztworu soli srebra.

$$2 AgNO_{3} + 2 KOH \rightarrow AgO + H_{2}O + 2 NaNO_{3}\\ 2 Ag^{+} + 2 OH^{-} \rightarrow Ag_{2}O + H_{2}O$$

Reakcja wodorotlenku zasadowego z kwasem

$$NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_{2}O\\ H^{+} + OH^{-} \rightarrow H_{2}O$$

Jeżeli zdarzy się nadmiar któregoś z odczynników oraz związek ten będzie miał więcej niż jedną grupę hydroksylową lub wodorową, jest możliwe utworzenie hydroksysoli lub wodorosoli.

$$KOH + H_{2}S \rightarrow KHS + H_{2}O\;\;[wodorosól]\\ OH^{-} + H_{2}S \rightarrow HS^{-} + H_{2}O\\ \\ Al(OH)_{3} + HCl \rightarrow Al(OH)_{2}Cl + H_{2}O\;\;[hydroksosól]\\ Al(OH)_{3} + H^{+} \rightarrow Al(OH)_{2}^{-} + H_{2}O$$

Reakcja wodorotlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym

$$2 KOH + CO_{2} \rightarrow K_{2}CO_{3} + H_{2}O\\ 2 OH^{-} + CO_{2} \rightarrow CO_{3}^{2-} + H_{2}O$$

Reakcja wodorotlenku amfoterycznego z mocnym kwasem

$$Al(OH)_{3} + 3 HCl \rightarrow AlCl_{3} + 3 H_{2}O\\ Al(OH)_{3} + 3 H^{+} \rightarrow Al^{3+} + 3 H_{2}O$$

Reakcja wodorotlenku amfoterycznego z mocną zasadą

$$Zn(OH)_{2} + 2 NaCl \rightarrow Na_{2}ZnO_{2} + 2 H_{2}O\\ Zn(OH)_{2} + 2 OH^{-} \rightarrow ZnO_{2}^{2-} + 2 H_{2}O\\ lub\\ Zn(OH)_{2} + 2 NaOH \rightarrow Na_{2}[Zn(OH)_{4}]\\ Zn(OH)_{2} + 2 OH^{-} \rightarrow [Zn(OH)_{4})]^{2-}$$

Właściwości zasad

Podobnie jak kwasy, zasady też dzielimy na mocne i słabe. Zasady mocne dysocjują calkowicie w wodzie (należą do nich m.in wszystkie wodorotlenki metali I grupy układu okresowego). Słabe zasady dysocjują w stopniu niecałkowitym. Większość wodorotlenków jest zasadowa, jednak zdarzają się też amfoteryczne. Do najbardziej typowych należą Al(OH)₃, Zn(OH)₂ oraz Cr(OH)₃.