Пероксиды надпероксиды щелочных металлов

Пероксиды встречаются во многих заданиях, рассмотрим важнейшие моменты, которые могут пригодиться вам на ЕГЭПероксиды встречаются во многих заданиях, рассмотрим важнейшие моменты, которые могут пригодиться вам на ЕГЭ

Приветствую своих подписчиков и всех, кто заглянул на мой канал. Здесь вы найдёте разбор важнейших тем теории, тренинги по заданиям ЕГЭ, научитесь подходам к решению самых трудных задач. Подписывайтесь, если вам это интересно.

Приступаем к разбору некоторых тем, мимо которых проходят многие выпускники, а знать их всё-таки нужно. Например, актуальными становятся (всё чаще встречаются в заданиях на ЕГЭ) кислые и комплексные соли, пероксиды, простые эфиры и другие классы веществ, на изучении которых в школьном курсе химии акцент обычно не делается.

Сегодня подробно рассмотрим ПЕРОКСИДЫ.

Состав, строение, физические свойства

Приставка «пер» означает «сверх» – по сравнению с оксидами в пероксидах содержится больше кислорода. Есть ещё супероксиды, или надпероксиды – в них содержание кислорода ещё выше.

• Виды химической связи в пероксидах и супероксидах:
• · между атомами кислорода – ковалентная неполярная
• · между атомом кислорода и атомом водорода — ковалентная полярная
• · между кислородом и металлом – ионная

В каких заданиях КИМов это может пригодиться? В 4-м (строение вещества и виды химической связи) и в 5-м (классификация неорганических веществ). Ну а цвет соединений иногда упоминается в 32-м задании.

Получение пероксидов и супероксидов

При горении щелочных металлов, как вы знаете, только литий образует оксид Li2O , натрий уже образует пероксид Na2O2 , а в продуктах горения калия, рубидия и цезия в основном содержатся супероксиды. Из щелочноземельных металлов только барий горит с образованием пероксида: Ва + О2 = BaO2 .

Для лучшего запоминания сведём это в табличку:

Химические свойства пероксидов и супероксидов

1. Как уже было сказано, пероксиды – неустойчивые соединения и при нагревании разлагаются с выделением кислорода:

Также надо помнить, что пероксид водорода можно разложить каталитически и без нагревания. Катализатор – оксид марганца ( IV ) MnO2.

2. Пероксиды и cупероксиды реагируют с водой с образованием щелочей:

3. Пероксиды и cупероксиды металлов являются сильными окислителями:

4. Пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность в зависимости от свойств реагента (при этом его окислительные свойства выражены сильнее):

5. Интересна химическая реакция пероксидов и cупероксидов металлов с углекислым газом (используется для регенерации воздуха в подводных лодках и космических аппаратах):

Знание химических свойств этих веществ может принести вам баллы на ЕГЭ при решении заданий 8, 9, 10, а во второй части – заданий 30, 32 и 34-й задачи. Чтобы не быть голословной, привожу примеры таких заданий.

Как видите, в третьей реакции участвует пероксид водорода как окислитель.Как видите, в третьей реакции участвует пероксид водорода как окислитель.Здесь уже первая реакция с пероксидом, и она нам знакома)).Здесь уже первая реакция с пероксидом, и она нам знакома)).

Решение этой задачи на соотношение атомов («новинка» ЕГЭ 2020 года) вы можете посмотреть в видеоуроке по этой ссылке.

Вы можете посмотреть видеоурок с тренингом по 30 заданию с подробным разбором 11 примеров, в том числе и этого. В этом видео вы найдете лайфхаки, как работать с такими заданиями и что надо знать для успеха.

1. Ну и напоследок, чтобы завершить тему, давайте вспомним
2. Применение пероксидов и cупероксидов
3. Как уже было сказано, пероксиды и cупероксиды металлов используются для регенерации воздуха в замкнутых пространствах (в реакции поглощается углекислый газ и выделяется кислород).

Пероксид водорода используется как окислитель. Им отбеливают ткани, мех, применяют также для отбеливания волос. 3%-ный раствор пероксида водорода используется в медицине для обработки ран – как антисептическое и кровоостанавливающее средство. В сельском хозяйстве его применяют для протравливания семян.

При реставрации потемневших картин, написанных масляными красками, их обрабатывают раствором пероксида водорода. Дело в том, что входящие в состав красок свинцовые белила PbCO3 со временем превращаются на воздухе в PbS чёрного цвета (реагируют с сероводородом). А пероксидом водорода чёрный PbS окисляется в белый PbSO4 . Уравнение этой реакции приведено выше.

Думаю, эти знания тоже могут вам пригодиться. Вообще, обращайте внимание на области применения веществ – в 26-м задании попадаются такие вопросы.

Я надеюсь, этот материал для вас полезен. Учитетеорию и сдавайте ЕГЭ на высокие баллы!

Подписывайтесь на мой канал . Он создан недавно и постоянно пополняется новыми материалами. В ближайшее время рассмотрим с вами кислые соли. Ставьте лайки, это мотивирует. Пишите комментарии.

Желаю вам успехов! У вас обязательно всё получится.

Пероксиды и надпероксиды

Пероксид натрия образуется при сгорании натрия на воздухе. Пероксиды калия, рубидия и цезия Ме2О2 получают косвенным путём, они менее устойчивы, чем Na2O2.

• К, Rb, Cs при сгорании образуют надпероксиды МеО2 (КО2, RbO2, CsO2).
• Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов сильные окислители, например:
• Na2O2(ТВ) + 2СО2 = 2Na2CO3(ТВ) + О2↑
• 2КO2 + S = K2SO4.
• Пероксиды и надпероксиды легко разлагаются водой, например:
• Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2;
• 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2.
• Гидроксиды

Гидроксиды щелочных металлов Ме(ОН) – бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде (исключая LiOH), являются сильными электролитами (существуют в воде только в виде ионов). В ряду Li – Cs растворимость гидроксидов и их основные свойства усиливаются.

1. Гидроксиды активно поглощают из воздуха СО2 и Н2О (поэтому всегда содержат примеси – карбонаты).
2. Гидроксиды проявляют все характерные свойства оснований:
3. NaOH + HCl = NaCl + H2O,
4. NaOH + CO2 = NaHCO3,
5. 2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O (сплавление),
6. NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4],
7. 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓ + 2NaCl,
8. 6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O.
9. В промышленности гидроксиды получают электролизом водных растворов их солей, например:
10. 2NaCl + 2H2O —————-→ H2(катод) + Cl2(анод) + 2NaOH.

Твёрдые гидроксиды и их концентрированные водные растворы разрушают живые ткани вследствие обезвоживания и щелочного гидролиза белков. Поэтому работа с ними требует мер предосторожности (резиновые перчатки, очки).

Соли

Щелочные металлы образуют соли с большинством известных кислот. С многоосновными кислотами образуют средние соли (MeCO3, MeSO3, MeSO4, Me3(PO4)3 и др.) и кислые (MeHSO3, MeHSO4, MeH2PO4, Me2HPO4 и др.).

Кислых солей щелочных металлов известно очень много, а у других металлов они встречаются редко. Склонность к образованию таких солей и их термическая устойчивость увеличивается в ряду Li – Cs.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Исключение составляют соли лития.

• Все соли щелочных металлов характеризуются высокими температурами плавления, хорошо проводят электрический ток их расплавы и растворы.
• В водных растворах соли слабых кислот пордвергаются гидролизу. Например:
• Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH;
• K2S + H2O ↔ KHS + KOH.

Летучие соединения щелочных металлов окрашивают пламя в характерные цвета: натрий – желтый, калий – фиолетовый и т.д.).

Токсикология.Ионы Na+ и K+ — активные участники биохимических процессов в живых организмах. Ионы Li+ являются биологическим антагонистом ионов натрия Na+, они осорбенно токсичны при недостатке ионов Na+ в рационе.

S-элементы IIA группы

s-Элементы IIA группы – это бериллий, магний и щелочно-земельные металлы – кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радиоактивный радий Ra. Последние так называют потому, что их оксиды тугоплавки и малорастворимы в воде (такие вещества раньше назывались «землями»), а продукты их взаимодействия с водой имеют щелочные свойства.

В свободном состоянии эти металлы представляют собой серебристо-белые вещества, более твёрдые, чем щелочные металлы, со сравнительно высокими температурами плавления. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами.

1. Строение внешнего электронного уровня атомов этих элементов можно представить так: ns2, в возбуждённом состоянии ns1np1.
2. Атомы элементов IIA группы проявляют в своих соединениях одну степень окисления +2.
3. Металлы группы IIA сильные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов:

• 2Ве + О2 = 2ВеО
• 2Са + О2 = 2СаО
• (металлы легко окисляются образуя не пероксиды, а оксиды; оксидная плёнка бериллия и магния довольно прочная, поэтому эти металлы могут храниться на воздухе);
• С водородом металлы образуют гидриды МеН2. Например:
• Са + Н2 = СаН2.
• Бериллий с водородом не взаимодействует.

Гидриды щелочноземельных металлов белые кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой, анион Н‾. Гидриды Ве и Mg твёрдые полимерные соединения. Термическая устойчивость гидридов понижается от Ва к Ве (ВеН2 плавится при 1250С, а ВаН2 – при 12000С). Гидриды группы металлов IIA, как и гидриды металлов группы IA, сильные восстановители.

1. С водой активно реагируют щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ba), реакции идут при обычной температуре. Например:
2. Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
3. Магний реагирует при нагревании, а бериллий имеет поверхность, покрытую прочной плёнкой оксида и, поэтому, с водой не реагирует даже при высоких температурах (хотя термодинамически это возможно).
4. Активность взаимодействия с водой в ряду Mg – Ca – Sr – Ba – Ra возрастает.
5. Оксиды

Оксиды щелочно-земельных металлов – твёдые белые тугоплавкие вещества. Они могут быть получены термическим разложением карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

• МеСО3 = МеО + СО2↑.
• Оксиды, кроме ВеО, реагируют с водой; MgO реагирует с горячей водой:
• МеО + Н2О = Ме(ОН)2
• Оксиды щелочно-земельных металлов проявляют свойства основных оксидов:
• ВаО + 2HCl = BaCl2 + H2O,
• CaO + CO2 = CaCO3,
• CaO + SiO2 = CaSiO3.
• ВеО – амфотерный оксид, белое тугоплавкое, термически устойчивое вещество. При нагревании взаимодействует с кислотами и щелочами, кислотными и основными оксидами:
• ВеО + 2НCl(конц.) = ВеCl2 + H2O,
• ВеО + H2SO4 (конц.) = ВеSO4 ↓+ H2O

ВеО + 2NaOH(конц. Гор.) + H2O = Na2[Be(OH)4],

1. ВеО + 2Na2O = Na4BeO3 (t = 5000C)
2. 2ВеО + SiO2 = Be2SiO4 (фенакит; t= 16000C)
3. 2 ВеО + Al2O3 = (BeAl2)O4 (хризоберилл; t = 14000C)
4. ВеО – токсичен, раздражает дыхательные пути, при попадании в лёгкие вызывает хроническое заболевание бериллиоз (лёгочная недостаточность).
5. Гидроксиды

Элементы группы IIA образуют гидроксиды Ме(ОН)2. Это бесцветные, тугоплавкие, твёрдые вещества. Они являются более слабыми основаниями, чем гидроксиды щелочных металлов. Основные свойства гидроксидов усиливаются от Ве(ОН)2 к Ва(ОН)2. Гидроксиды бериллия и магния – слабые основания, плохо растворимые в воде. Ве(ОН)2 склонен к полимеризации.

Гидроксиды щелочно-земельных металлов являются сильными основаниями. Они активно взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами. Например:

• Ва(ОН)2 + Н2SO4 = BaSO4 + 2H2O↓,
• Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓.
• При нагревании гидроксиды разлагаются. Например:
• Ме(ОН)2 = МеО + Н2О↑.
• Гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении:
• Be(OH)2 + 2HCl(разб.) = BeCl2 + 2H2O,
• Be(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Be(OH)4],
• Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O (t = 3000C).
• Cоли

Элементы IIA подобно щелочным металлам образуют соли со всеми кислотами. Многие соли растворимы. Малорастворимы или практически нерастворимы фториды и карбонаты, а также сульфаты кальция, стронция и бария. С ростом порядкового номера элемента растворимость солей понижается.

1. Растворимые соли бериллия и магния подвергаются гидролизу:
2. ВеCl2 + H2O ↔ BeOHCl + HCl,
3. Mg(NO3)2 + H2O ↔ MgOHNO3 + HNO3.

Ионы элементов группы IIA, как и ионы щелочных металлов, не образуют устойчивых комплексных соединений. Более склонны к образованию комплексных соединений бериллий и магний. В ряду Be2+ — Mg2+- Ca2+ — Sr2+ — Ba2+ прочность комплексных соединений уменьшается.

Жесткость воды

Жесткость воды обусловлена наличием ионов Са2+ и Mg2+. Чем выше их содержание в природной воде, тем больше её жесткость.

Количественно жесткость воды характеризуют через суммарное содержание ионов Са2+ и Mg2+, выраженное в моль/л. По жесткости все природные воды делятся на мягкие (общая жесткость менее 2 ммоль/л) и жесткие со средней степенью жесткости (2 – 10 ммоль/л) и высокой степенью жесткости (более 10 ммоль/л).

Виды жесткости

Различают общую жесткость, которая складывается из временной и постоянной жесткости.

Временная жесткость (устранимая, или карбонатная жесткость) удаляется кипячением воды.

Эта жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов Са(НСО3)2 и Mg (НСО3)2 и количественно равна концентрации ионов Са2+ и Mg2+, которая соответствует удвоенной концентрации гидрокарбонат-иона НСО3‾.

При длительном кипечении воды в ней появляется осадок МеСО3 и одновременно выделяется газ СО2:

• Сa(HCO3)2 = CaCO3↓ +CO2↑ +H2O,
• Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ +CO2↑ +H2O,
• Поэтому карбонатную жесткость называют временной жесткостью.

Постоянная жесткость (неустранимая, или некарбонатная) сохраняется при кипячении воды. Количественно она равна концентрации ионов Са2+ и Mg2+ за вычетом временной жесткости.

Обычно постоянную жесткость характеризуют содержанием CaSO4 и MgSO4, поэтому её называют сульфатной жесткостью.

Эту жесткость устраняют введением в воду химических реагентов (карбонат натрия, гидроксид кальция, ортофосфат натрия, тетраборат натрия и др.). Например:

1. Сa(HCO3)2 + Сa(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O,
2. MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4,
3. 3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 3Na2SO4.
4. Ортофосфаты менее растворимы, чем карбонаты, поэтому лучшее умягчение достигается с помощью реагента Na3PO4.

Современный способ умягчения воды основан на использовании ионообменных смол – ионитов (катионитов и анионитов). Через трубчатый обменник, заполненный смолой в Na+-форме пропускают жесткую воду, при этом ионы Са2+ и Mg2+, эквивалентно замещают ионы Na+ в смоле. Ионит периодически регенерируют, промывая концентрированным раствором хлорида натрия.

Умягчение воды при стирке проводят с помощью комплексообразующих ионитов (полифосфаты натрия, метафосфаты натрия и др.). Ионы Са2+ и Mg2+ связываются в устойчивые комплексы и становятся инертными по отношению к мылу.

В некоторых случаях проводят полное обессоливание воды. Для этого воду подвергают перегонке (дистилляции). Другой способ обессоливания – последовательная обработка воды с помощью катионита и анионита.

При пропускании через катионитный фильтр ионы металлов в растворе заменяются на ионы Н+, а при пропускании воды через анионитный фильтр анионы кислот в растворе заменяются на ионы ОН ‾. Таким образом, в целом из воды удаляются соли, а перешедшие в воду ионы взаимно нейтрализуются: Н+ + ОН ‾ = Н2О.

Периодически иониты восстанавливают промывая их разбавленными растворами соответственно серной кислоты и гидроксидом натрия.

Понятие о ионофорах

Ионофоры – органические вещества, осуществляющие перенос катионов щелочных и щелочно-земельных металлов или NH4+ через биологические мембраны. К ионофорам относятся многие антиьиотики (валиномицин, нактины, энниатины и др.).

В основе действия ионофоров лежит их способность образовывать комплексы с транспортируемыми катионами. Механизм переноса ионов обычно включает следующие стадии.

Вначале ионофор, расположенный на поверхности мембраны, взаимодействует с катионом, находящимся в водной фазе с одной стороны мембраны.

Образующийся комплекс внедряется в мембрану и перемещается к другой её стороне под действием электрического поля или градиента концентрации, после чего комплекс диссоциирует. Катион вновь переходит в водную фазу (принцип подвижного переносчика).

ПОИСК

    Свойства пероксидов, надпероксидов и озонидов щелочно-земельных металлов имеют много общего со свойствами щелочных металлов (см. гл. 10 н 11). [c.

264]

    Все, щелочные металлы весьма энергично реагируют с кислородом.

При избытке кислорода литий образует оксид Li20 (с небольшой гримесью пероксида Li202), натрий — пероксид МпгОг, а К, Rb, s — надпероксиды ЭО2. Реакция [c.302]

    При воздействии озона на щелочные металлы можно получить озониды — неустойчивые соединения, которые разлагаются на надпероксиды и кислород  [c.427]

    Чаще пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Пероксиды и супероксиды (надпероксиды) щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в подводных лодках и изолирующих противогазах, так как они являются не только источниками кислорода, но и поглощают вредные примеси  [c.134]

    Свойства. Щелочные металлы Ыа, К, КЬ, Сз — легкоплавкие металлы. Ы, Ыа, К, КЬ имеют серебристо-белую окраску, а Сз — золотисто-желтую, не такую яркую как у золота, но вполне заметную. Находящиеся под керосином щелочные металлы бывают покрыты слоем нз оксидов и пероксидов (литпй — смес1 .

ю нитрида и оксида) . На воздухе они легко окисляются (КЬ и Сз — самовозгораются), реакция ускоряется под действием влаги в совершенно сухом кислороде при комнатной температуре натрий не окисляется н сохраняет блестящую поверхность. Литий приблизительно такой же мягкий, как свинец, натрий — как воск.

К, КЬ и Сз — еще мягче. Щелочные металлы обладают высокой сжимаемостью, электро- и теплопроводностью. Литий — самое легкое из твердых веществ, существующих прп комнатной температуре. Некоторые свойства щелочных металлов указаны в табл. 3.

1 Работа со щелочными металлами требует боль иой осторожно сти,. гак как они легко загораются, бурно реагируют с водой многими другими веществами.

При длительном хранении в керо сине калий покрывается слоем надпероксида, который при разре зании металла может с ним интенсивно реагировать, вызывая загорание и разбрызгивание горящей массы. [c.299]

    Производные радикала О называются надпероксидами, они известны для наиболее активных щелочных металлов (К, Rb, s). [c.341]

    Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов являются сильными окислителями. Горючие вещества (алюминиевый порошок, древесные опилки и др.), будучи смешанными с НагОг, дают яркую вспышку при поджигании. Реакцию можно вызвать также добавлением небольшого количества воды или H2SO4. [c.302]

    Пероксиды, надпероксиды и полуторные оксиды. Пероксиды М2О2 образуют все щелочные металлы известны также пероксиды МО2 цинка, кадмия, кальция, стронция н бария. [c.197]

    Производные радикала О2 называются надпероксидами они известны для наиболее активных щелочных металлов (К, Р Ь, Сз). Над-пероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ К + 02=К02. [c.315]

    Взаимодействие самых активных из щелочных металлов — калия, рубидия и цезия — с кислородом приводит к образованию надпероксидов общей формулы ЭО — Это также ионные соединения с сильно выраженными окислительными свойствами. Их взаимодействие с водой и кислотами протекает с выделением Н2О2 и 0 . [c.66]

    Химические свойства Кислород обладает высокой химической активностью Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ад, Аи, Р1 и благородных газов, образуя оксиды Наиболее активные щелочные металлы (К, КЬ, Сз) образуют при этом надпероксиды ЭОг, а Ма — пероксид МагОг Кислород окисляется только при взаимо действии с р2 [c.350]

    Платина реагирует при нагревании с белым фосфором, серой, кремнием, мышьяком, бором и углеродом. Она образует сплавы со свинцом и оловом.

Особенно опасно плавить и прокаливать в платиновой посуде гидроксиды, нитраты, карбонаты, пероксиды, надпероксиды и озониды щелочных металлов.

Нельзя допускать контакта с платиной 8102 в присутствии восстановителей (активированный уголь, газ пламени горелки и т.п.) и плавить в платиновых тиглях стекло выше 900 °С. [c.27]

    Работа со щелочными металлами требует большой осторожности, так как они легко загораю.тся, бурно реагируют с водой и многими другими веществами. При длительном хранении в керосине калий покрывается слоем надпероксида, который при разрезании металла может с ним интенсивно реагировать, вызывая загорание и разбрызгивание горящей массы. [c.299]

    Такие электроны в растворе — хорошие восстановители. Например, в этих растворах легко получить чистые образцы надпероксидов щелочных металлов  [c.226]

    О2 и озониды, содержащие О3. Ионы О2 и Оз можно рассматривать как молекулы Оа и Оз, присоединившие электрон, который занимает разрыхляющую орбиталь. Поэтому надпероксиды и озониды образуют только наиболее активные щелочные металлы К, Rb, s (получены также ЫаОг и NaOs, но эти вещества всегда получаются со значительной примесью пероксида натрия). [c.438]

    При сг-ораиии при атмосферном давлении литий образует только оксид Ь1зО натрий дает пероксид натрия ЫзаОз, калий, рубидий и цезий образуют надпероксиды МО2.

Пероксид натрия при повышении давления и температуры может дальше реагировать с кислородом, образуя ЫаОз. Для натрия и элементов подгруппы калия известны также озониды МО.,.

С увеличением размера иона щелочного металла устойчивость надпероксидов и пероксидов повышается. [c.254]

    Следует иметь в виду, что при длительном хранении в керосине калий покрывается слоем надпероксида, поэтому при разрезании металла надпер-оксцд может иитеисивно реагировать с металлом, что может вызвать загорание и разбрызгивание горящей массы. Остатки щелочных металлов после рабо- [c.319]

    Все щелочные металлы весьма энергично реагируют с кислородом. При избытке кислорода литий образует оксид UiO (с н льшой примесью пероксида UjOi), натрий — пероксид NaiOj, а К, Rb, s — надпероксиды ЭОг. Надпероксид натрия получается по реакции, протекающей прн 50Ю °С и давлении 30 МПа [c.322]

    Соединения. Кислород образует четыре типа соединений оксиды, содержащие О , пероксиды, имеющие пероксогруппу Ч)-0-, надпероксиды, в структуре которых есть ион О2. и озониды, содержащие 05.

Ионы 05 и Оэ можно рассматривать как молекулы О2 и О], присоединившие электрон, который занимает разрыхляющую орбиталь.

Поэтому надпероксиды и озониды образуют только наиболее активные щелочные металлы К, НЬ, Са (получаемые N80 и N803 всегда содержат значительную примесь пероксида натрия №202). [c.432]

    В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов М2О2 и надпероксидов МО2 находятся перок-сид-ионы Ог и надпероксид-ионы О2 известны и ионные озо-ниды состава МО3. Все эти соединения легко распадаются при нагревании с выделением кислорода, а также подвергаются гидролизу  [c.196]

    В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов М2О2 находятся пероксид-ионы Ог (или О—О ), а в узлах решеток надпероксидов МО2-надпероксид-ионы О2 (или О—О ). Кроме того, для К, ЯЬ и Сз получены озониды МО3, содержащие озонид-ионы [c.164]

    Степень окисления элементо в.Среди формальных понятий химии важнейшим является понятие степени окисления. Степень окисления — воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества.

Определение степеней окисления элементов основано на следующих положениях 1) степень окисления кисло1Х)да принимается равной -2. Исключение составляют пероксидные соединения (NaaOa), где степень окисления кислорода -1. А в надпероксидах (КОг) и озони-дах (КОз) окислительное число кислорода соответственно -1/2 и -1/3.

Наконец, во фторидах кислорода степень окисления кислорода положительна например, в OF2 она равна +2 2) водород имеет степень окисления +1.

Только в солеобразных гидридах типа NaH его степень окисления равна -1 3) степень окисления щелочных металлов равна +1 4) степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна нулю 5) в любом ионе алгебраическая сумма всех степеней окисления равна заряду иона, а в нейтральных молекулах эта сумма равна нулю. [c.55]

    Пероксидные соединения. Щелочные металлы образуют перо- ксидные соединения — соединения, в которых имеются химические связи кислород — кислород. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава М2О9 и надпероксиды МО2, где М — щелочной металл. [c.246]

    При окислении на воздухе щелочные металлы образуют различные кислородные соединения-, литий — оксид Ь1гО, натрий — пероксид КагОг, а калий, рубидий и цезий — надпероксиды КО2, КЬОг и СзОг. Металлы ПА-группы с кислородом образуют оксиды МО. [c.114]

    В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов М2О2 и надпероксидов МО2 находятся пероксид-ионы О2 и надпероксид-ионы О2 известны и ионные озониды состава МО3.

Все эти соединения легко распадаются при нагревании с выделением кислорода, а также подвергаются гидролизу с образованием гидроксид- и гидропероксид-ионов. Пероксиды, надпероксиды и озониды — сильные окислители.

Как и щелочные металлы, щелочноземельные образуют не только оксиды, но также пероксиды МО2 и надпероксиды М(02)2, которые при обработке разбавленными растворами кислот на холоду выделяют пероксид водорода, а при нагревании — кислород. [c.115]

    Получение свободных щелочных металлов (1009). Очистка лочных металлов (1014). Гидриды щелочных металлов (И Моноксиды щелочных металлов (1025). Диоксиды (перокс щелочных металлов (1030). Диоксиды (надпероксиды) ще ных металлов (1031). Гидроксиды щелочных металлов (И Сульфиды, селениды и теллуриды щелочных металлов (К Нитрид лития (1035).

Фосфиды, арсениды, антимониды и мутиды щелочных металлов (1036). Фосфиды щелочных таллов (1036). Арсениды щелочных металлов (1037). Ант ниды щелочных металлов (1040). Висмутиды щелочных ме лов (1041). Двухзамещенные ацетилиды (карбиды) щело металлов (1042). Однозамещенные ацетилиды щелочных таллов (1043). Фениллитий (1045). Силициды и герма щелочных металлов (1046).

 [c.1056]

    Nb20s или Ta20s нагревают с карбонатом или гидроксидом щелочного металла. Можно также применять пероксиды и надпероксиды щелочных металлов, а для особо важных опытов и оксиды М2О.

В зависимости от соотношения реагентов, температуры нагревания и дальнейшей обработки получают соли различного состава. В системах оксид щелочного металла — пентаоксид имеется большое число фаз.

Соединения с большим содержанием щелочного металла гигроскопичны. [c.1573]

    С помощью краун-эфиров удается растворять в органических растворителях обычно нерастворимые в них соли щелочных металлов.

Например, становится возможным использовать для окисления в органическом растворителе надпероксид калия КО2, содержащий сильный окислитель — гипероксид-ион, а для восстановления применять сильный восстановитель — боргидрид натрия ЫаВН4.

Можно ожидать, что краун-эфиры с различным числом атомов углерода в цикле получат широкое практическое применение для избирательного захвата катионов и других целей. [c.279]

    Соединения с кислородом. Соединения щелочных металлов с кислородом оксиды Э2О (ряд —Сз), пероксиды Э2О2 (ряд Ь —Сз) и надпероксиды ЭО2 (ряд К—Сз) — кристалличеекие вещества с ионной решеткой, различной окраски (бесцветные — ЫгО, МагО, желтые — [c.181]

Оксиды и пероксиды щелочных металлов

Общая характеристика металлов.

Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка — решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами.

У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической.

                           Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.

Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%. В природе металлы встречаются в различном виде: — в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть

— в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др.

— в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2 и др. — различных солей: сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,

• хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.
• Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.

Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Общая характеристика:                                                                                                                             К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.

Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns1, где n — номер периода, в котором находится металл.                     Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий — золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.

1. Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.
2. При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:
3. 2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2­.

Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов «стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:

Me — e + ПИ = Me+

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается.

И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов «с удовольствием», т.е.

с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:

Me + e = Me- + СЭ.

Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов — это одно, а их поведение в молекулах, т.е.

при взаимодействии с атомами других химических элементов — это качественно другая ситуация.

В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.

Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 — в молекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 — в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.

• Получение
• Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
• 2KCl = 2K+ + 2Cl-, катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2.
• Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, oС

1. Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
2. 4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­.
3. Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:
4. 3Li2O + 2Al 6Li­ + Al2O3, 4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl2 + CaSiO3.

Свойства: Щелочные металлы — очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:

• 2Me + H2 = 2MeH (гидриды), 2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды), 2Me + S = Me2S (сульфиды), 3Me + P = Me3P (фосфиды), 6Me + N2 = 2Me3N (нитриды), 2Me + 2H2O = 2MeOH + H2­.
• Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
• MeH + H2O = MeOH + H2­, 2MeH + O2 = 2 MeOH.
• Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
• MeF + H2O = MeOH + HF.
• Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
• TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.

Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.

Оксиды и пероксиды щелочных металлов

Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов — Me2O, пероксидов — Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

1. · Li2O,
2. · Na2O, Na2O2 (пероксид),
3. · K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),
4. · Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид),
5. · Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).
6. Литий не образует пероксидов, у Na — один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:
7. 4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2.
8. Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
9. 2МеO2 Ме2O2 + О2­
10. и пероксидов:
11. Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O.
12. Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:
13. Li2CO3 Li2O + CO2­.
14. Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
15. Ме2O + H2O = 2 МеOH.
16. Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
17. Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2, 2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­,
18. с кислотными оксидами и кислотами:
19. Me2O + SO3 = Me2SO4, Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O, Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2, 4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.
20. Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
21. Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O,
22. но могут и сами окисляться:
23. 5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2­ .
24. Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:
25. 4KO2 + 2H2O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2­.
26. Гидроксиды
27. Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
28. Получение
29. Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
30. Me2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 MeOH, Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH,
31. электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
32. 2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH + H2­ + Cl2­, катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- — 2e = Cl2.
33. Свойства

Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы — это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.

• 2Al + 2 MeOH + 6 H2O = 2Me[Al(OH)4] + 3H2­, Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O, MeOH + HCl = MeCl + H2O, NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3­ + H2O, CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2¯ + 2MeCl, NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O, 2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O, 2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O.
• Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
• Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.