У каких гидроксидов основные свойства вы

3. Гидроксиды

Среди
многоэлементных
соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них
проявляют
свойства оснований (основные гидроксиды)  – NaOH, Ba(OH)2
и т.п.; другие
проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) – HNO3, H3PO4 и другие.
Существуют и амфотерные гидроксиды,
способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований,
так и
свойства  кислот – Zn(OH)2,
Al(OH) 3
и т.п.

3.1.
Классификация,
получение и свойства оснований

Основаниями
(основными
гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются
вещества,
диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН–.

По современной
номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием,
если
необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН
– гидроксид
калия, гидроксид натрия NaOH,
гидроксид кальция Ca(OH)2,
гидроксид хрома (II) – Cr(OH)2,
гидроксид хрома (III) – Cr(OH)3.

Гидроксиды
металлов принято делить
на две группы: растворимые
в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами
– Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и поэтому
называемые щелочами) и нерастворимые в воде.
Основное различие между
ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах
щелочей достаточно
высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью
вещества
и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации
иона ОН- даже в
растворах нерастворимых
оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу
гидроксильных
групп (кислотность),
способных замещаться на кислотный остаток, различают:

– однокислотные
основания
– KOH, NaOH;

– двухкислотные
основания
– Fe(OH)2,
Ba(OH)2;

– трехкислотные
основания
– Al(OH)3,
Fe(OH)3.

Получение
оснований

1. Общим методом
получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут
быть
получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO4
+ 2KOH = Cu(OH)2↓
+ K2SO4,

K2SO4
+ Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓.

При получении
этим
методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении
нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами,
следует
избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение
амфотерного
основания, например,

AlCl3
+ 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3
+ KOH = K[Al(OH)4].

В подобных
случаях для
получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором
амфотерные оксиды
не растворяются:

AlCl3
+ 3NH4OH
= Al(OH)3↓
+ 3NH4Cl.

Гидроксиды
серебра, ртути
настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной
реакцией
вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO3
+ 2KOH = Ag2O↓
+ H2O + 2KNO3.

2. Щелочи в
технике
обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl
+ 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(суммарная
реакция электролиза)

Щелочи могут
быть также
получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их
оксидов с
водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Химические
свойства оснований

1. Все
нерастворимые в
воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3
= Fe2O3 + 3H2O,

Ca(OH)2
= CaO + H2O.

2. Наиболее
характерной
реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами –
реакция
нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2
+ H2SO4 = CuSO4
+ 2H2O.

3. Щелочи
взаимодействуют
с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH
+ CO2 = K2CO3
+ H2O,

2NaOH
+ Al2O3 = 2NaAlO2
+ H2O.

4. Основания
могут
вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO3
+ 2KOH = Na2SO3 + K2SO3
+2H2O,

Ca(HCO3)2
+ Ba(OH)2 = BaCO3↓
+ CaCO3 + 2H2O.

Cu(OH)2
+ 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4
+2H2O.

5. Необходимо
особенно
подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми
неметаллами
(галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NaOH + Cl2 = NaCl +NaOCl + H2O (на
холоду),

6KOH + 3Cl2 = 5KCl
+
KClO3 + 3H2O (при
нагревании),

6KOH
+ 3S = K2SO3 + 2K2S
+ 3H2O,

3KOH
+ 4P + 3H2O = PH3↑
+ 3KH2PO2,

2NaOH
+ Si + H2O = Na2SiO3
+ 2H2↑.

6. Кроме того,
концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять
также и
некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными
свойствами):

2Al
+ 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4]
+ 3H2↑,

Zn
+ 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4]
+ H2↑.

Растворы щелочей
имеют рН
> 7 (щелочная среда), изменяют
окраску индикаторов
(лакмус – синяя, фенолфталеин – фиолетовая).

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению

К основным классам неорганических веществ, кроме оксидов, кислот и солей, относится группа соединений, называемых основаниями или гидроксидами. Все они имеют единый план строения молекулы: обязательно содержат в ее составе одну или несколько гидроксильных групп, соединенных с ионом металла. Основные гидроксиды генетически связаны с оксидами металлов и солями, это обуславливает не только их химические свойства, но и способы получения в лаборатории и промышленности.

Существует несколько форм классификации оснований, которые базируются как на характеристике металла, входящего в состав молекулы, так и на способности вещества растворяться в воде. В нашей статье мы рассмотрим эти особенности гидроксидов, а также ознакомимся с их химическими свойствами, от которых зависит применение оснований в промышленности и быту.

Физические свойства

Все основания, образованные активными или типичными металлами, представляют собой твердые вещества, обладающие широким диапазоном температур плавления. По отношению к воде они делятся на хорошо растворимые – щелочи и нерастворимые в воде. Например, основные гидроксиды, содержащие в качестве катионов элементы IA группы, легко растворяются в воде и являются сильными электролитами. Они мыльные на ощупь, разъедают ткань, кожу и называются щелочами. При их диссоциации в растворе обнаруживаются ионы ОН-, определяемые с помощью индикаторов. Например, бесцветный фенолфталеин в щелочной среде становится малиновым. Как растворы, так и расплавы гидроксидов натрия, калия, бария, кальция являются электролитами, т.е. проводят электрический ток и считаются проводниками второго рода. К растворимым основаниям, наиболее часто используемым в промышленности, относится около 11 соединений, например, таких, как основные гидроксиды натрия, калия, аммония и др.

Строение молекулы основания

Между катионом металла и анионами гидроксильных групп в молекуле вещества образуется ионная связь. Она достаточно прочная у нерастворимых в воде гидроксидов, поэтому полярные молекулы воды не способны разрушить кристаллическую решетку такого соединения. Щелочи являются веществами стойкими и практически не образуют при нагревании оксид и воду. Так, основные гидроксиды калия и натрия кипят при температуре более 1000 °С, при этом они не разлагаются. В графических формулах всех оснований хорошо видно, что атом кислорода гидроксильной группы связывается одной ковалентной связью с атомом металла, а другой – с атомом водорода. Строение молекулы и тип химической связи обуславливают не только физические, но и все химические характеристики веществ. Остановимся на них подробнее.

Кальций и магний и особенности свойств их соединений

Оба элемента являются типичными представителями активных металлов и могут взаимодействовать с кислородом и водой. Продуктом первой реакции является основный оксид. Гидроксид образуется вследствие экзотермического процесса, идущего с выделением большого количества теплоты. Основания кальция и магния представляют собой малорастворимые белые порошковидные вещества. Для соединения кальция часто применяют следующие названия: известковое молоко (если это суспензия в воде) и известковая вода. Будучи типичным основным гидроксидом, Са(ОН)2 взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и амфотерными основаниями, например, с гидроксидами алюминия и цинка. В отличие от типичных щелочей, устойчивых к нагреванию, соединения магния и кальция под действием температуры разлагаются на оксид и воду. Оба основания, особенно Са(ОН)2, широко используются в промышленности, сельском хозяйстве и в бытовых нуждах. Рассмотрим их применение далее.

Области применения соединений кальция и магния

Хорошо известно, что в строительстве применяют химический материал, называемый пушенкой или гашеной известью. Это – основание кальция. Чаше всего его получают реакцией воды с основным оксидом кальция. Химические свойства основных гидроксидов позволяют широко использовать их в различных отраслях народного хозяйства. Напимер, для очистки примесей в производстве сахара-сырца, для получения хлорной извести, в отбеливании хлопчатобумажной и льняной пряжи. До изобретения ионообменников – катионитов, основания кальция и магния применяли в технологиях умягчения воды, что позволяло избавиться от гидрокарбонатов, ухудшающих ее качество. Для этого воду кипятили с небольшим количеством кальцинированной соды или гашеной извести. Водную суспензию гидроксида магния можно применять в качестве лечебного средства больным гастритом для снижения кислотности желудочного сока.

Свойства основных оксидов и гидроксидов

Наиболее важными для веществ это группы являются реакции с кислотными оксидами, кислотами, амфотерными основаниями и солями. Интересно, что нерастворимые основания, например, такие как гидроксиды меди, железа или никеля нельзя получить прямой реакцией оксида с водой. В этом случае в лаборатории пользуются реакцией между соответствующей солью и щелочью. В результате образуются основания, которые выпадают в осадок. Например, так получают голубой осадок гидроксида меди, зеленый осадок основания двухвалентного железа. В дальнейшем их выпаривают до твердых порошковидных веществ, относящихся к нерастворимым в воде гидроксидам. Отличительная особенность этих соединений заключается в том, что при действии высоких температур они разлагаются на соответствующий оксид и воду, чего нельзя сказать о щелочах. Ведь растворимые в воде основания являются термически стойкими.

Способность к электролизу

Продолжая изучать основные свойства гидроксидов, остановимся еще на одной черте, по которой можно отличить основания щелочных и щелочно-земельных металлов от нерастворимых в воде соединений. Это невозможность последних диссоциировать на ионы под действием электрического тока. Напротив, расплавы и растворы гидроксидов калия, натрия, бария, стронция легко подвергаются электролизу и являются проводниками второго рода.

Получение оснований

Говоря о свойствах этого класса неорганических веществ, мы частично перечислили химические реакции, лежащие в основе их получения в лабораторных и промышленных условиях. Наиболее доступным и экономически выгодным можно считать способ термического разложения природного известняка, в результате которого получить негашеную известь. Если провести реакцию с водой, то она образует гидроксид основного характера – Са(ОН)2. Смесь этого вещества с песком и водой называют строительным раствором. Его продолжают использовать для оштукатуривания стен, для связки кирпичей и в других видах строительных работ. Щелочи также можно получить реакцией соответствующих оксидов водой. Например: К2О + Н2О = 2КОН. Процесс является экзотермическим идет с выделением большого количества теплоты.

Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами

К характерным химическим свойствам растворимых в воде оснований можно отнести их способность образовывать соли в реакциях с оксидами, содержащими в молекулах атомы неметаллов, например, такими, как углекислый газ, диоксид серы или оксид кремния. В частности, гидроксид кальция используют для осушения газов, а гидроксиды натрия и калия для получения соответствующих карбонатов. Оксиды цинка и алюминия, относящиеся к амфотерным веществам, могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами. В последнем случае могут образовываться комплексные соединения, например, такие, как гидроксоцинкат натрия.

Реакция нейтрализации

Одним из наиболее важных свойств оснований, как нерастворимых в воде, так и щелочей, является их способность реагировать с неорганическими или органическими кислотами. Данная реакция сводится к взаимодействию между собой двух видов ионов: водорода и гидроксильных групп. Оно приводит к образованию молекул воды: HCI + КОН = KCI + Н2О . С точки зрения теории электролитической диссоциации вся реакция сводится к образованию слабого малодиссоциированного электролита – воды.

В приведенном примере образовалась средняя соль – хлорид калия. Если же для реакции взяты гидроксиды основного характера в количестве меньшем, чем нужно для полной нейтрализации многоосновной кислоты, то при выпаривании образовавшегося продукта обнаруживаются кристаллы кислой соли. Реакция нейтрализации играет важную роль в метаболических процессах, протекающих в живых системах – клетках и позволяет им с помощью собственных буферных комплексов нейтрализовать избыточное количество ионов водорода, накапливающихся в реакциях диссимиляции.

Кислотные гидроксиды – это неорганические соединения гидроксильной группы –ОН и металла или неметалла со степенью окисления +5, +6. Другое название – кислородсодержащие неорганические кислоты. Их особенностью является отщепление протона при диссоциации.

Классификация гидроксидов

Гидроксиды также имеют название гидроокисей и водокисей. Они есть практически у всех химических элементов, некоторые имеют широкое распространение в природе, например, минералы гидраргиллит и брусит – это гидроокиси алюминия и магния соответственно.

Выделяют следующие виды гидроксидов:

• основные;
• амфотерные;
• кислотные.

Классификация основывается на принадлежности оксида, образующего гидроокись, к основному, кислотному или амфотерному типу.

Общие свойства

Наибольший интерес вызывают кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, так как от них зависит возможность протекания реакций. Будет ли гидроокись проявлять кислотные, основные или амфотерные свойства, зависит от прочности связи между кислородом, водородом и элементом.

На прочность влияют ионный потенциал, с увеличением которого ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов.

Высшие гидроксиды

Высшими гидроокисями называют соединения, в которых образующий элемент находится в высшей степени окисления. Такие есть среди всех типов в классе. Пример основания – гидроксид магния. Гидроксид алюминия относится к амфотерным, а хлорная кислота может классифицироваться как кислотный гидроксид.

Изменение характеристик этих веществ в зависимости от образующего элемента можно проследить по периодической системе Д. И. Менделеева. Кислотные свойства высших гидроксидов усиливаются слева направо, а металлические, соответственно, ослабевают в этом направлении.

Основные гидроксиды

В узком смысле этот тип называется основанием, так как при его диссоциации отщепляется анион ОН. Самые известные из таких соединений – щелочи, например:

• Гашеная известь Са(ОН)2, используемая при побелке помещений, дублении кож, для приготовления противогрибковых жидкостей, строительных растворов и бетона, умягчения воды, производства сахара, хлорной извести и удобрений, каустификации карбонатов натрия и калия, нейтрализации кислых растворов, обнаружения углекислого газа, дезинфекции, снижения удельного сопротивления грунта, в качестве пищевой добавки.
• Каустический поташ КОН, применяемый в фотографии, нефтепереработке, пищевом, бумажном и металлургическом производстве, а также как щелочной элемент питания, нейтрализатор кислот, катализатор, газоочиститель, регулятор водородного показателя, электролит, компонент моющих средств, буровых растворов, красителей, удобрений, калийных органических и неорганических веществ, пестицидов, фармацевтических препаратов для лечения бородавок, мыла, синтетического каучука.
• Едкий натр NaOH, необходимый для целлюлозно-бумажной промышленности, омыления жиров при производстве моющих средств, нейтрализации кислот, изготовления биодизельного топлива, растворения засоров, дегазации отравляющих веществ, обработки хлопка и шерсти, мойки пресс-форм, пищевого производства, косметологии, фотографии.

Основные гидроксиды образуются как результат взаимодействия с водой соответствующих оксидов металлов, в подавляющем большинстве случаев со степенью окисления +1 или +2. К таким относятся щелочные, щелочноземельные и переходные элементы.

Кроме того, основания можно получить следующими способами:

• взаимодействием щелочи с солью малоактивного металла;
• реакцией между щелочным либо щелочноземельным элементом и водой;
• электролизом водного раствора соли.

Кислотные и основные гидроксиды взаимодействуют между собой с образованием соли и воды. Такая реакция называется нейтрализацией и имеет большое значение для титриметрического анализа. Кроме того, она используется в быту. При проливе кислоты нейтрализовать опасный реагент можно содой, а для щелочи используют уксус.

Кроме того, основные гидроокиси смещают ионное равновесие при диссоциации в растворе, что проявляется в изменении цветов индикаторов, и вступают в обменные реакции.

При нагревании нерастворимые соединения разлагаются на оксид и воду, а щелочи плавятся. Основный гидроксид и кислотный оксид образуют соль.

Амфотерные гидроксиды

Некоторые элементы в зависимости от условий проявляют то основные, то кислотные свойства. Гидроксиды на их основе называются амфотерными. Их легко определить по входящему в состав металлу, имеющему степень окисления +3, +4. Например, белое студенистое вещество – гидроксид алюминия Al(ОН)3, используемый при очистке воды благодаря его высокой адсорбирующей способности, изготовлении вакцин в качестве вещества, усиливающего иммунный ответ, в медицине для лечения кислотозависимых заболеваний желудочно-кишечного тракта. Также он часто включается в состав пластиков для подавления горения и выступает в качестве носителя для катализаторов.

Но есть и исключения, когда значение степени окисления элемента +2. Это характерно для бериллия, олова, свинца и цинка. Гидроксид последнего металла Zn(ОН)2 находит широкое применение в химических отраслях, в первую очередь, для синтеза различных соединений.

Получить амфотерную гидроокись можно, проведя реакцию между раствором соли переходного металла и разбавленной щелочью.

Амфотерный гидроксид и кислотный оксид, щелочь или кислота образуют соль при взаимодействии. Нагревание гидроокиси приводит к ее разложению на воду и метагидроксид, который при дальнейшем нагревании преобразуется в оксид.

Амфотерные и кислотные гидроксиды одинаково ведут себя в щелочной среде. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроокиси выступают в роли оснований.

Кислотные гидроксиды

Этот тип характеризуется наличием в составе элемента в степени окисления от +4 до +7. В растворе они способны отдавать катион водорода или принимать электронную пару и образовывать ковалентную связь. Чаще всего они имеют агрегатное состояние жидкости, но есть среди них и твердые вещества.

Образует гидроксид кислотный оксид, способный к солеобразованию и содержащий в составе неметалл или переходный металл. Оксид получается в результате окисления неметалла, разложения кислоты или соли.

Кислотные свойства гидроксидов проявляются в их способности окрашивать индикаторы, растворять активные металлы с выделением водорода, реагировать с основаниями и основными оксидами. Их отличительной особенностью является участие в окислительно-восстановительных реакциях. Во время химического процесса они присоединяют к себе отрицательно заряженные элементарные частицы. Способность выступать в качестве акцептора электронов ослабевает при разбавлении и превращении в соли.

Таким образом, можно выделить не только кислотно-основные свойства гидроксидов, но и окислительные.

Азотная кислота

HNO3 считается сильной одноосновной кислотой. Она очень ядовита, оставляет язвы на коже с желтым окрашиванием покровов, а ее пары моментально раздражают слизистую дыхательных путей. Устаревшее название – крепкая водка. Она относится к кислотным гидроксидам, в водных растворах полностью диссоциирует на ионы. Внешне выглядит как бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость. Концентрированным считается водный раствор, в который входит 60 – 70 % вещества, а если содержание превышает 95 %, его называют дымящейся азотной кислотой.

Чем выше концентрация, тем более темной выглядит жидкость. Она может иметь даже бурую окраску из-за разложения на оксид, кислород и воду на свету или при небольшом нагревании, поэтому хранить ее следует в емкости из темного стекла в прохладном месте.

Химические свойства кислотного гидроксида таковы, что перегонять без разложения его можно лишь при пониженном давлении. С ним реагируют все металлы кроме золота, некоторых представителей платиновой группы и тантала, но конечный продукт зависит от концентрации кислоты.

Например, 60%-е вещество при взаимодействии с цинком дает диоксид азота в качестве преобладающего побочного продукта, 30%-е – монооксид, 20%-е – оксид диазота (веселящий газ). Еще меньшие концентрации в 10% и 3% дают простое вещество азот в виде газа и аммонийную селитру соответственно. Таким образом, на основе кислоты можно получать различные нитросоединения. Как видно из примера, чем меньше концентрация, тем глубже восстановление азота. Также на это влияет активность металла.

Растворить золото или платину вещество может только в составе царской водки – смеси из трех частей соляной и одной азотной кислот. Стекло и политетрафторэтилен к нему устойчивы.

Помимо металлов вещество вступает в реакцию с основными и амфотерными оксидами, основаниями, слабыми кислотами. Во всех случаях в результате получаются соли, с неметаллами – кислоты. Не все реакции происходят безопасно, так, амины и скипидар самовоспламеняются при контакте с гидроксидом в концентрированном состоянии.

Соли называются нитратами. При нагревании они разлагаются или проявляют окислительные свойства. На практике используются как удобрения. В природе практически не встречаются из-за высокой растворимости, поэтому все соли кроме калийных и натриевых получают искусственно.

Саму кислоту получают из синтезированного аммиака и в случае необходимости концентрируют несколькими способами:

• смещением равновесия путем повышения давления;
• нагреванием в присутствии серной кислоты;
• дистилляцией.

Далее ее используют в производстве минеральных удобрений, красителей и лекарств, военной промышленности, станковой графике, ювелирном деле, органическом синтезе. Изредка разбавленную кислоту применяют в фотографии для подкисления тонирующих растворов.

Серная кислота

Н2SO4 – сильная двухосновная кислота. Выглядит как бесцветная тяжелая маслянистая жидкость, не обладает запахом. Устаревшее название – купорос (водный раствор) или купоросное масло (смесь с сернистым ангидридом). Такое наименование было присвоено из-за того, что в начале XIX века серу производили на купоросных заводах. В дань традиции кристаллогидраты сульфатов по сей день называют купоросом.

Производство кислоты налажено в промышленных масштабах и составляет около 200 миллионов тонн в год. Ее получают окислением сернистого газа кислородом или диоксидом азота в присутствии воды либо взаимодействием сероводорода с сульфатом меди, серебра, свинца или ртути. Получающееся в итоге концентрированное вещество является сильным окислителем: вытесняет галогены из соответствующих кислот, преобразует углерод и серу в кислотные оксиды. Гидроксид при этом восстанавливается до сернистого газа, сероводорода или серы. Разбавленная кислота обычно не проявляет окислительных свойств и образует средние и кислые соли или эфиры.

Обнаружить и идентифицировать вещество можно по реакции с растворимыми солями бария, в результате которой выпадает белый осадок сульфата.

В дальнейшем кислота используется в обработке руд, производстве минеральных удобрений, химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, различных отраслях промышленности, органическом синтезе, в качестве электролита, для получения минеральных солей.

Но применение сопряжено с определенными опасностями. Едкое вещество вызывает химические ожоги при соприкосновении с кожей или слизистыми оболочками. При вдыхании сначала появляется кашель, а впоследствии – воспалительные заболевания гортани, трахеи, бронхов. Превышение предельно допустимой концентрации в 1 мг на кубический метр смертельно опасно.

Столкнуться с сернокислотными парами можно не только на специализированных производствах, но и в атмосфере города. Такое случается, когда химические и металлургические предприятия осуществляют выбросы оксидов серы, которые затем выпадают в виде кислотных дождей.

Все эти опасности привели к тому, что оборот серной кислоты, содержащей более 45% массовой концентрации, в России ограничен.

Сернистая кислота

Н2SO3 – более слабая кислота по сравнению с серной. Ее формула отличается всего на один атом кислорода, но это делает ее неустойчивой. В свободном состоянии она не выделена, существует только в разбавленных водных растворах. Идентифицировать их можно по специфическому резкому запаху, напоминающему прогоревшую спичку. А подтвердить наличие сульфит-иона – по реакции с перманганатом калия, в результате которой красно-фиолетовый раствор обесцвечивается.

Вещество в разных условиях может выступать в роли восстановителя и окислителя, образовывать кислые и средние соли. Применяется оно для пищевого консервирования, получения целлюлозы из древесины, а также для деликатного отбеливания шерсти, шелка и других материалов.

Ортофосфорная кислота

Н3РО4 – кислота средней силы, которая выглядит как бесцветные кристаллы. Также ортофосфорной кислотой называют 85%-ный раствор этих кристаллов в воде. Он выглядит как сиропообразная жидкость без запаха, склонная к переохлаждению. Нагревание выше 210 градусов Цельсия приводит к ее превращению в пирофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота хорошо растворяется в воде, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака, реагирует с металлами, образует полимерные соединения.

Получить вещество можно разными способами:

• растворением красного фосфора в воде под давлением, при температуре 700-900 градусов, с использованием платины, меди, титана или циркония;
• кипячением красного фосфора в концентрированной азотной кислоте;
• добавлением горячей концентрированной азотной кислоты к фосфину;
• окислением фосфина кислорода при 150 градусах;
• воздействием на декаоскид тетрафосфора температурой в 0 градусов, затем ее постепенным повышением до 20 градусов и плавным переходом к кипячению (на всех этапах нужна вода);
• растворением пентахлорида или оксид-трихлорида фосфора в воде.

Применение у получаемого продукта широкое. С его помощью снижают поверхностное натяжение и удаляют оксиды с поверхностей, готовящихся к пайке, очищают металлы от ржавчины и создают на их поверхности защитную пленку, препятствующую дальнейшей коррозии. Кроме того, ортофосфорную кислоту используют в промышленных морозильных установках и для исследований в молекулярной биологии.

Также соединение входит в состав авиационных гидрожидкостей, пищевых добавок и регуляторов кислотности. Применяется в звероводстве для профилактики мочекаменной болезни у норок и в стоматологии для манипуляций, предшествующих пломбированию.

Пирофосфорная кислота

Н4Р2О7 – кислота, характеризующаяся как сильная по первой ступени и слабая по остальным. Плавится она без разложения, так как для этого процесса нужно нагревание в вакууме или присутствие сильных кислот. Нейтрализуется щелочами и реагирует с перекисью водорода. Получают ее одним из следующих способов:

• разложением декаоксида тетрафосфора в воде при нулевой температуре, а затем его нагреванием до 20 градусов;
• нагреванием ортофосфорной кислоты до 150 градусов;
• взаимодействием концентрированной фосфорной кислоты с декаоксидом тетрафосфора при 80-100 градусах.

Применяется продукт в основном для производства удобрений.

Помимо этих, есть множество других представителей кислотных гидроокисей. Каждая из них имеет свои особенности и характеристики, но в общем кислотные свойства оксидов и гидроксидов заключаются в их способности отщеплять водород, разлагаться, взаимодействовать с щелочами, солями и металлами.