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.
Brak komentarzy:
Prześlij komentarz