Wodorotlenki

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj

Wodorotlenkizwiązki chemiczne zawierające stabilny kation oraz anion wodorotlenowy OH. Wodorotlenki mogą tworzyć zarówno kationy metali („M”) o różnej wartościowości (od I do IV), kation amonowy NH+4, jak również kationy organiczne, najczęściej czwartorzędowe związki amoniowe, np. wodorotlenek tetrametyloamoniowy (CH3)4N+OH. Wzór ogólny wodorotlenków ma postać M(OH)x (gdzie x to liczba anionów wodorotlenkowych = wartościowości kationu). Wodorotlenki są związkami jonowymi tzn. pomiędzy kationem i anionem występuje oddziaływanie typu jon–jon.

Ze względu na właściwości kwasowo-zasadowe wodorotlenki mogą mieć charakter zasadowy lub amfoteryczny[1].

Przegląd wodorotlenków nieorganicznych[edytuj | edytuj kod]

Charakter kwasowo-zasadowy wodorotlenków jest zależny od charakteru i energii wiązania M–O (metal–tlen). Jeżeli metal ma niską elektroujemność (litowce, berylowce) to wiązanie określa się jako jonowe, wodorotlenek ma charakter zasadowy i w pełni dysocjuje na jony OH. Jeżeli wiązanie ma charakter kowalencyjny wodorotlenek może mieć właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych (np. Zn(OH)2), a nawet kwasowych (np. Ti(OH)4).

Otrzymywanie wodorotlenków nieorganicznych[edytuj | edytuj kod]

  • metal + woda → wodorotlenek + H2
dotyczy szczególnie aktywnych metali (litowce, niektóre berylowce, czasem na gorąco).
  • tlenek metalu + woda → wodorotlenek
dotyczy tlenków zasadotwórczych, istnieją tlenki metali, które nie reagują z wodą m.in. to amfoteryczne tlenki glinu, żelaza, cynku.
  • sól + zasada → wodorotlenek + sól↓
reakcja zachodzi tylko jeśli w roztworze znajdzie się taka kombinacja jonów, które utworzą trudno rozpuszczalną sól i wytrącą się jako osad.
  • wodorek metalu + woda → wodorotlenek + H2
  • nadtlenek metalu + woda → wodorotlenek + H2O2
  • węglik metalu + woda → wodorotlenek + węglowodór nienasycony↑
dotyczy węglików aktywnych metali.

Przypisy

  1. hydroxide. W: A Dictionary of Chemistry. John Daintith (red.). Wyd. 6. Oxford: Oxford University Press, 2008, s. 279. ISBN 978-0-19-920463-2.