Реакции пероксидов щелочных металлов

Как показывает наша практика и опыт в обучении химии, эффективной подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ по химии на 90+ баллов – рассматривать соединения простых веществ нужно комплексно.

Что это значит? А то, что к примеру оксиды мы с вами будем изучать не отдельно по группам, что зачастую приводит к бездумному заучиванию. А нам ведь нужны знания, а не только оценка.

Итак, мы свами сегодня начнем рассматривать изменение свойств кислородных соединений элементов в периодах и главных подгруппах. Такой подход научит вас анализировать простые вещества и точно определять свойства их оксидов.

При движении от элементов главной подгруппы первой группы к элементам главной подгруппы седьмой группы химическая связь в оксидах изменяется от ионной до типично ковалентной. Вспомните, что щелочные и щелочноземельные металлы имеют типично ионный тип связи, а галогены – ковалентный.

Одновременно с изменение характера химической связи кристаллические решетки в оксидах изменяются от типично ионных к молекулярным.

Именно поэтому оксиды элементов главных подгрупп, расположенных в правой крайней части периодической системы являются при обычных условиях могут быть либо газами, либо летучими твердыми и жидкими веществами, а вот оксиды от первой до четвертой подгруппы включительно (за исключением оксида углерода) –нелетучие, твердый при обычных условиях, вещества, зачастую тугоплавкие. А значит, общая тенденция изменения характера структур оксидов элементов главных подгрупп в периодической системе следующая: по мере уменьшения электроотрицательности элементов структура их оксидов в твердом состоянии изменяется от молекулярной к атомной, а после к ионной.

Пример: углерод и кремний. При переходе от углерода к кремнию фиксируется резкое отличие оксидных свойств. Так диоксид углерода под атмосферным давлением находится в газообразном состоянии при температурах выше минус 78 градусов по Цельсию, а вот оксид кремния наоборот твердое вещество при комнатной температуре и имеет температуру плавления 1723 градуса.

Кислотно-основные свойства оксидов

При движении в периодах слева направо основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают и усиливаются кислотные.

При движении сверху вниз в главных подгруппах нарастают основные свойства оксидов и соответствующих гидратов и ослабевают кислотные. Если один элемент образует несколько оксидов, то основные свойства выражены сильнее у низших оксидов и их гидратов, а кислотные – у высших.

Каждый гидрат может диссоциировать несколькими путями. Каждый путь сопровождается определенным изменением энтальпии и энтропии (вспоминайте что это такое). Превалирует тот процесс, который сопровождается большим уменьшением энергии Гиббса. А если изменение энергии Гиббса для двух процессов сопоставимо, то гидрат будет амфотерным.

Факт, что чем выше энергия разрыва связи элемент – кислород, тем менее вероятны основные свойства, и обратное утверждение, чем прочнее связь кислород-водород, тем менее вероятна диссоциация по кислотному типу.

При этом всегда помните, что энергия разрыва связи не просто равна энергии этой связи, но представляет собой очень сложную величину.

Это означает, что при разрыве связи происходит ряд побочных явлений таких как:

• -оставшиеся атомы и электроны подвергаются перегруппировке;
• — происходит изменение кратности связи и межатомных расстояний (это следствие из первого утверждения);
• — энергия оставшихся связей изменяется.

В водных растворах процесс диссоциации сопровождается изменением энергии взаимодействия частиц с растворителем. Так как в растворе исходные молекулы гидратированы, то в процессе диссоциации энергия дегидратации расходуется, однако при этом выделяется энергия гидратации образующихся ионов.

Когда мы говорим, что тот или иной оксид амфотерен, то имеем ввиду, что у него в равных степенях проявляются и кислотные и основные свойства.

Особенности кислородных соединений элементов первой и второй групп

Мы привыкли, что кислород у нас двухвалентный, а щелочные металлы одновалентные и поэтому ожидаем, что металлы первой группы образуют соединения с кислородом с общей формулой Э2О. Что не совсем соответствует действительности. Кислородных соединений щелочных элементов намного больше. С довольно экзотическими формулами.

Принято называть оксиды состава Э2О (где Э-щелочной металл) – оксидами, а оксиды состава Э2О2 –пероксидами (или перекись), ЭО2-супероксидами (надперекисями), а МеО3- озонидами.

Нормальными оксидами принять называть Э2О и ЭО (щелочноземельные оксиды) они обладают типичными свойствами основных оксидов. Поэтому мы с вами подробно рассмотрим ниже особенности перекисных соединений.

Горение. При горении щелочных металлов в атмосфере воздуха лишь в случае лития образуется оксид типа Ме2О. Все оставшиеся элементы при горении присоединяют огромное количество кислорода. Поэтому для получения оксидов Ме2О необходимо использовать другие методы.

Процесс горения натрия сопровождается образованием Na2O2, а горение калия приводит к образованию KO2 – супероксида калия. Пероксид калия получаем в процессе пропускания кислорода через раствор калия в жидком аммиаке при температуре ниже минус шестидесяти градусов. Супероксид натрия можно получить при нагревании пероксида натрия в атмосфере кислорода и повышенном давлении.

В кристаллических решетках перекисных соединений щелочных металлов имеются группы из нескольких атомов кислорода, несущих значительный эффективный заряд.

Щелочноземельные металлы также образуют пероксиды, устойчивость из возрастает от кальция к барию.

Пероксид водорода (бесцветная жидкость) смешивается с водой в любых соотношениях, образуя раствор с характерным металлическим привкусом. При этом чистый раствор пероксида водорода и его концентраты крайне неустойчивы.

Разбавленные растворы имеют большую устойчивость. Разложение пероксида водорода можно ускорить применением катализаторов (диоксид марганца, соли меди, щелочь) и при проведении реакции на свету с нагреванием.

Отсюда понятно, почему растворы пероксида водорода мы храним в темноте и в холодильниках.

Пероксид водорода проявляет окислительные и восстановительные свойства. В основном его применяют в качестве окислителя.

Восстановительные свойства пероксида водорода проявляются в реакциях с наиболее сильными окислителями (перманганат-, дихромат-ионы, озон).

Чтобы безошибочно предсказать какую роль в реакции сыграет пероксид водорода (окислителя или восстановителя) необходимо знать восстановительный потенциал его партнера.

Пероксид водорода имеет слабые кислотные свойства. Поэтому пероксиды металлов допустимо рассматривать как соли пероксида водорода, содержащие кислотный остаток.

Степень окисления кислорода в пероксиде водорода и пероксидах металлов равна минус одному, что и отличает их от обычных оксидов. Отсюда следует, что продукты реакции нормальных оксидов и пероксидов с кислотами – различные.

В первом случае образуется соль и вода, а во втором – соль и пероксид водорода.

Пероксид стронция и бария образуют при повышенном давлении кислорода. Пероксид бария получаем при нагревании оксида бария в атмосфере воздуха при температуре в триста градусов.

Пероксид магния получить возможно косвенным путем. Алюминий не имеет перекисных соединений.

Все пероксиды и супероксиды являются сильными окислителями. Пероксид натрия в контакте с ледяной уксусной кислотой образует вспышку. Смесь пероксида натрия с алюминием в контакте с водой также вспыхивает.

При взаимодействии с водой пероксиды образуют гидроксиды и перекись водорода. А при взаимодействии с кислотами – соответствующую соль и также перекис водорода. При взаимодействии супероксидов с водой помимо перекиси водорода выделяется кислород.

1. Применение пероксидов
2. Пероксид натрия используют в оргсинтезе и неорганическом синтезе в качестве сильного окислителя.
3. Пероксид бария для регенерации воздуха в замкнутых системах.

Пероксид водорода используют в медицине в качестве дезинфектора. В концентрированном виде перекись водорода использовалась в косметике, применяется в отбеливании шерсти, шелка. Высококонцентрированный пероксид водорода применяют в качестве окислителя ракетного топлива.

химия элементов. Учебнометодическое пособие для студентов Пятигорск 2007 Химия элементов учебнометодическое пособие для студентов

Подборка по базе: 47 Пособие при стомах толстого кишечника.docx, Отчёт по практике для студентов 3 курса по Производственной педа, ВНИМАНИЕ-ОБЪЯВЛЕНИЕ ДЛЯ СТУДЕНТОВ.doc, Высшая математика. Дифференциальное исчисление — пособие.

pdf, Отчет студентов по ПП 01 и ПП 02 группы ПКД -20 22г..docx, Сопромат_ Пособие к решению тестовых заданий.pdf, Литература для самостоятельной работы студентов.odt, СРС методические рекомендации для студентов (2).pdf, Учебное пособие БЖД.pdf, Глоссарий право для студентов.

docx 90% Na2O2 и 10% Na2O.

Установлено, что для получения соединений щелочных металлов с кислородом не­обходимо соблюдать определенные условия, так, при избытке кислорода и температуре 270-370 °С получается пероксид натрия:2Na + O2  2Na2O2При более высоких температурах (400 °С и 12,2 МПа) получается гипероксид натрия:

Na2O2 + O2  2NaO2

При более низкой температуре образуется смесь:

Na2O; Na2O2; и NaO2.

Оксид натрия можно получить сплавлением Na2O2 с ме­таллическим натрием в присутствии кислорода:Na2O2 + 2Na 2Na2OВ отличие от лития и натрия, другие металлы этой подгруппы образуют при сгорании в избытке кислорода гипероксиды: K + O2KO2 (или K2O4). Оксид калия получают аналогично оксиду натрия:

• K2O2 + 2K 2K2O (сплавление в присутствии О2),
• или по реакции: KO2 + 3K 2K2O.
• Оксиды Li2O и Na2O – бесцветны, K2O и Rb2O – желтые, Cs2O — оранжевый.
• 4KO2 + 2C  2K2CO3 + O2

Кислородные соединения Rb и Cs по свойствам и по составу подобны соединениям калия.Пероксиды и гиперокоиды (супероксиды) щелочных металлов являются сильными окислителями:Пероксид натрия применяют для отбеливания соломы, шерсти, шелка. Одно из важнейших свойств пероксидов — способность поглощать CO2 и выде­лять кислород — используется в системах жизнеобеспечения в замкнутых помещениях (подводных лодках, космических кораблях):2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2Пероксиды s-элементов I группы взаимодействуют с кислотами с обра­зованием пероксида водорода:

1. Me2O2 + 2H+  2Me+ + H2O2.
2. Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2.
3. 2Li2O2  2Li2O + O2.

Растворяясь в воде, они подвергаются почти полному гидролизу: Во влажном воздухе разлагаются: Гидроксиды щелочных металловГидроксиды щелочных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH — бесцветные кристаллические вещества, гигроскопичны и хорошо (за исключением LiOH) растворяются в воде с выделением тепла.

Их называют щелочами. Водные растворы щелочей — сильные электро­литы: MeOH  Me+ + OH-.

Из всех гидроксидов щелочных металлов наибольшее практичес­кое значение имеют NaOH и KOH.

NaOH – гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода, каустик) — бесцветные, непрозрачные гранулы, пластинки или чешуйки, очень гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с сильным разогреванием раствора. Благодаря быстрому поглощению влаги NaOH, как и КОН, используется в твердом виде в качестве осушителей газов.

В большинстве органических растворителей NaOH нерастворим,

tпл=322 оС; tкип=1390 оС. В зависимости от температуры он кристаллизуется с различным содержанием кристаллизационной воды, а выше 61,8 оС – безводный. Водный раствор NаOH – сильное основание (щелочь).

Гидроксид натрия является важным продуктом химической и фармацевтической промышленности, используется для получения лекарств, солей (Na2CO3;NaHCO3 и др.), в производстве мыла, моющих средств и для других целей.

Получают NaOH электролизом водного раствора хлорида натрия, или известковым методом:

Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3

Из-за плохой растворимости CaCO3, равновесие смещается в сторону образования NaOH, называемого, согласно способу получения, каустической содой.

KOH — гидроксид калия (едкое кали) — это белая, гигро­скопичная кисталлическая масса, хорошо растворяется в воде с сильным разогре­ванием, tпл.= З60°С; tкип.= 1327 °С.

Многие свойства КОН такие же как у NaOH. Его применяют для получения солей, жид­ких мыл, моющих средств.

Соли щелочных металлов

Щелочные металлы образуют соли практически со всеми кислотами. В большинстве своем это бесцветные кристаллические вещества с ион­ной химической связью. В воде и в расплавах это сильные электролиты, большинство из них хорошо растворяется в воде.

К малорастворимым солям относятся: LiF, Li2CO3, Li3PO4, KClO4, RbClO4, CsClO4 и некоторые комплексные соединения – Na[Sb(OH)6], K2[PtCl6], Rb2[PtCl6], Cs2[PtCl6].

Из щелочных металлов ионы Li+ и Na+ наиболее жесткие кислоты, так как их радиусы наименьшие в ряду всех ионов s-металлов I группы.

Аналогично, в ряду галогенид ионов F-, Cl-, Br-, I-, наиболее жесткое основание F- — ион. В связи с этим растворимость галогенидов уменьшается от MeF к MeI.

Галогениды щелочных металлов находят широкое применение в про­мышленности как исходные вещества для получения многих других соединений

NaCl используют как консервирующее средство; в производстве мыла, органических красителей, в керамической промышленности. Смесь NaCl со льдом в соотношении 3,5:1 понижает температуру до -21°С. В качестве исходного сырья хлорид натрия примеянется в производстве хлора, натрия, хлороводородной кислоты, гидроксида натрия, солей: гипохлорита, хлората, карбоната натрия; гидрокарбоната и гидросульфата натрия и др., что представлено следующей схемой:

Сульфаты s-элементов I группы — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде. В их ионных кристаллических решетках находятся тетраэдрические ионы – SO42-.

Сульфат натрия кристаллизуется с десятью молекулами воды: Na2SO410H2O (глауберова соль), обладает слабительным действием. Сульфат натрия применяется в производстве вискозного волокна, стекла, фармацевтических препаратов и др.

• Карбонаты — бесцветные кристаллические вещества, в их ионных кристаллических решетках находятся треугольные ионы -CO32-. Карбонаты щелочных металлов, кроме Li2CO3, который при нагревании разлагается до точки плавления:
• Li2CO3 Li2O + CO2,
• В водном растворе карбонаты взаимодействуют с CO2, образуя гидрокарбонаты, среди которых NaHCO3 менее растворим в воде, чем гидрокарбонаты остальных щелочных металлов.
• При обычной температуре гидрокарбонаты устойчивы (LiHCO3 в кристаллическом состоянии не известен), но при нагревании легко переходят в средние соли угольной кислоты:

плавятся без разложения при 800-900 °С и хорошо растворяются в воде.2MeHCO3 Me2CO3 + CO2 + H2O Нитраты — бесцветные хорошо растворимые в воде кристалли­ческие вещества, в их ионных кристаллических решетках находятся треугольные ионы – NO3-. Из всех нитратов только LiNO3 образует кристаллогидрат: LiNO33H2O.Нитрат лития в отличие от остальных плавится с разложением до оксида:

4LiNO3 2Li2O + 4NO2 + O2

Остальные разлагаются до нитритов:

2KNO3 2KNO2 + O2

NaNO3 — белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворяются в воде.

В природе NaNO3 встречается в виде минерала — чилийской селитры, которая является составной частью удобрений. NaNO3 применяется в производстве взрывчатых веществ, стекла и эмалей.

Соединения s-элементов II группыГидриды. Гидриды Be и Mg термически менее устойчивы, чем LiH, но MgH2 более устойчив, чем гидрид алюминия. Гидриды щелочноземельных металлов имеют солеобразный характер, легко окисляются кислородом: MeH2 + O2  Me(OH)2.Они — сильные восстановители, реагируют с водой:

MeH2 + H2O  Me(OH)2 + H2

Соединения с кислородом. При горении все s-металлы II груп­пы (кроме бериллия) образуют оксиды:

1. 2Me + O2  2MeO
2. в качестве примесей образуют­ся пероксиды MeO2.
3. MeO + 2H+  Me2+ + H2O
4. CaO + SiO2 CaSiO3
5. BeO + 2HCl + 3H2O [Be(H2O)4]Cl2
6. BeO + 2KOH + H2O K2[Be(OH)4]
7. BeO + 2KOH K2BeO2 + H2O
8. MeO + H2O  Me(OH)2.

Все оксиды порошкообразные вещества белого цвета, имеют солеобразный характер (ионный тип). Все оксиды имеют основной характер (кроме BeO — амфотерный), поэтому взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:BeO реагирует с кислотами и щелочами:Реакции оксидов с водой возможны лишь для щелочноземельных метал­лов:

BeO не реагирует с водой ни при каких условиях. Свежеприготов­ленный MgO растворяется в воде очень медленно, образуя щелочной раствор Mg(OH)2, а кристалличес­кий MgO с ней не реагирует.

Пероксиды. Общая формула — MeO2. Это соли пероксида водорода, имеющие ионную кристаллическую решетку.

• Получают MgO2 согласно реакции:
• Mg(OH)2 + H2O2  MgO2 + 2H2O
• MgO23MgOnH2O

возможно получение смеси: Пероксид бария – BaO2 получают при нагревании BaO в при­сутствии O2:

2BaO + O2 2BaO2

BaO2 — белый рыхлый порошок, плохо растворяется в воде, реагирует с кислотами:

BaO2 + H2SO4  BaSO4 + H2O2При растворении в воде, пероксиды подвергаются полному гидролизу:

MeO2 + 2H2O  Me(OH)2 + H2O2; рН>7

Пероксиды могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, например:

BaO2 + 2KI + 2H2O  I2 + 2KOH + Ba(OH)2

BaO2 + HgCl2  O2 + Hg + BaCl2

Они склонны к реакциям диспропорционирования:

2BaO2 O2 + 2BaO

BaO2 применяют для получения H2O2 в лабораторных условиях, в качестве катализатора крекинг-процесса, также для от­белки шелка, костей, соломы, перьев и т.д.

SrO2 — белый порошок, обладает такими же свойствами, что и BaO2. Его при­меняют в пиротехнике и для средств сигнализации.

Гидроксиды щелочноземельных ме­таллов и магния проявляют основной характер, возрастающий от Mg(OH)2 к Ba(OH)2. Be(OH)2 проявляет амфотерные свойства, раство­ряется в кислотах и щелочах с образованием аква- и гидрокcокомплекcов:Be(OH)2 + 2HCl + 2H2O  [Be(H2O)4]Cl2

Be(OH)2 + 2NaOH  Na2[Be(OH)4]

Mg(OH)2 — слабое основание, проявляет только основные свойства. Остальные гидроксиды — сильные основания, но с невысокой раство­римостью.

Гидроксиды Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают по обменным реакциям:

MeCl2 + 2NaOH  Me(OH)2 + 2NaClОстальные гидроксиды: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 — взаимодействием оксидов с водой:MeO + H2O  Me(OH)2Из всех гидроксидов наибольшее практическое применение нашел Ca(OH)2 — гашеная известь, которая в форме раствора называется из­вестковой водой. Она служит реактивом для обнаружения CO2:Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2OПри дальнейшем пропускании CO2 образуется раствор соли — гидро­карбоната кальция:CaCO3 + H2O + CO2  Ca(HCO3)2Ca(OH)2 применяют в производстве сахара при выделении его из мелассы, а также для получения белильной извести.

Пероксиды: свойства, номенклатура, применение, примеры

Видео: Пероксиды: свойства, номенклатура, применение, примеры

Видео: Номенклатура органических соединений

Содержание:

В перекиси представляют собой все те химические соединения, которые содержат пероксогруппу O-O, либо ковалентно связанную с атомами углерода или другими функциональными группами, либо в ионной форме, такой как анион пероксида, O22-. Вышесказанное графически представлено на изображении ниже. В нем группа O-O выделена синим цветом.

Могут быть органические пероксиды, такие как пероксид диакила (R1-O-O-R2), гидропероксиды (R-O-O-H), перкислоты (RCO-O-O-H) и сложные эфиры (R1CO-O-O-R2). У нас также есть неорганические пероксиды, такие как пероксиды металлов (Mп +ИЛИ22-) и перекись водорода (H-O-O-H). Последний, самый известный из всех, получил название перекиси водорода.

Все пероксиды обладают общим свойством быть высокореактивными, окисляющими и, в некоторых случаях, взрывоопасными веществами. Если их синтез не требуется, они считаются нежелательными и опасными примесями для многих промышленных процессов и для лабораторного синтеза.

Пероксиды в целом являются отличными окислителями, отбеливающими, бактерицидными агентами и активаторами полимеризации за счет образования свободных радикалов. Вот почему они обычно являются очень полезными реагентами или добавками в полимерной промышленности, а также в пищевой промышленности для ускорения окисления и уничтожения бактерий.

Свойства пероксидов

Состав

Структуры пероксидов сосредоточены вокруг группы O-O. Каждый атом кислорода имеет sp-гибридизацию3, поэтому ссылки -O-O- не лежат в одной плоскости. Например, для перекиси водорода H-O-O-H угол, образованный между двумя H, составляет 115,5º, что показывает, что четыре атома не находятся на одной плоскости.

Искажения этого и других углов будут зависеть от идентичности других молекулярных фрагментов, связанных с группой O-O.

С другой стороны, органические и неорганические перекиси (за исключением металлических) можно распознать невооруженным глазом, если группа O-O детализирована в их структуре, как два стакана с «ртом». Таким образом, любой перекись сразу распознается одним взглядом на ее структуру.

Связь O-O относительно слабая по сравнению с другими связями, такими как C-H или C-O. Вот почему он имеет тенденцию разрушаться или фрагментироваться с образованием высокореактивных кислородсодержащих радикалов.

Именно из-за этих радикалов пероксиды классифицируются как химически активные и опасные вещества, поскольку они могут повредить ткани и любое органическое вещество в целом.

Окислительное действие

Пероксиды — мощные окислители, стремящиеся получить электроны из окружающей среды для преобразования в воду, кислород или гидроксиды. Например, перекись водорода является более сильным окислителем, чем сам перманганат калия.

• Это окисляющее действие используется для обнаружения их по реакции с сульфатом железа и тиоцианатом калия:
• Перекись + Fe2+ + SCN–    → Fe (SCN)п(3-н) — (n = от 1 до 6).
• Комплекс, образованный между Fe3+ и СНС– Он имеет кроваво-красный цвет, поэтому наблюдение этого цвета соответствует положительному тесту на наличие пероксидов в образце.

Перекиси — это вещества, чувствительные к высоким температурам и солнечному свету. Поэтому их следует хранить в безопасных местах и ​​в непрозрачных пластиковых контейнерах, чтобы свет не падал прямо на них.

Номенклатура

Номенклатура пероксидов зависит от того, к какому типу они относятся. Как правило, многие называют «перекисью», за которой следуют заместители R в алфавитном порядке. Например, соединение CH3C (O) OOC (O) CH3 (нижнее изображение) называется диацетилом или пероксидом ацетила, потому что он имеет ацетильные группы на каждом конце.

Соединение C6ЧАС5C (O) OOC (O) C6ЧАС5 (нижнее изображение), с другой стороны, называется дибензоил или перекись бензоила по тем же причинам, которые объяснялись в предыдущем абзаце.

Между тем, соединение C6ЧАС5C (O) OOC (O) CH3 это называется перекисью ацетилбензоила. На этот раз ацетильный заместитель упоминается первым, начиная с буквы «а». Другой пример — CH3CH2OOC6ЧАС5, названный пероксидом этилфенила.

Аналогичным образом поступают с гидропероксидами. Например, CH3OOH называют метилгидропероксидом.

Обучение

Некоторые пероксиды могут образовываться непосредственно при воздействии на рассматриваемое вещество кислородом воздуха, с металлическими катализаторами или без них. Они также могут быть образованы при воздействии на вещество озона при определенных условиях, при проведении реакции озонолиза.

1. Другой способ синтеза — реакция пероксида водорода с алкилсульфатом:
2. р2ЮЗ4 + H2ИЛИ2 → R-O-O-R + H2ЮЗ4
3. Чтобы таким образом синтезировать или образовать пероксиды диалкила или даже циклические пероксиды.
4. Между тем, некоторые из методов образования пероксидов металлов основаны на насыщении кислородом соответствующих оксидов металлов, так что они «насыщаются кислородом» и перестают быть МО (Mп +ИЛИ2-) люблю2 (Mп +ИЛИ22-).

Использование пероксидов

Инициаторы полимеризации

Пероксиды, особенно органические пероксиды, добавляются в реакционные среды для синтеза бесконечных пластмасс и материалов, таких как полистирол, силикон, эпоксидные и акриловые смолы, поливинилхлорид, стекловолокно и т. другие.

Это связано с тем, что они подвергаются термическому разложению и превращаются в кислородсодержащие свободные радикалы, которые, в свою очередь, запускают и катализируют полимеризацию. Поэтому они желательны в полимерной промышленности.

Некоторые из пероксидов, используемых в качестве инициаторов, представляют собой пероксид метилэтилкетона (MEK) и пероксид ацетона.

Отбеливатели и дезинфицирующие средства

Пероксиды — это отбеливающие агенты, используемые для отбеливания бумажной массы и муки. Точно так же они являются дезинфицирующими средствами, полностью эффективными, хотя и агрессивными с точки зрения уничтожения бактерий. Классический пример соответствует перекиси водорода, используемой в разбавленных растворах (3%) для дезинфекции ран.

Окислители

Пероксиды также являются окислителями, поэтому они находят множество применений в органическом синтезе сильно насыщенных кислородом веществ.

Источники кислорода

Хотя пероксиды не входят в число основных его применений, они также могут служить источником кислорода при некоторых его разложениях. Это снова случай перекиси водорода.

Примеры пероксидов

Наконец, будут перечислены некоторые примеры пероксидов, органических или неорганических, с их формулами и соответствующими названиями:

-ЧАС2ИЛИ2: перекись водорода или перекись водорода

• -На2ИЛИ2: перекись натрия
• -Луч2: перекись бария
• -C6ЧАС5C (CH3)2OOH: гидропероксид кумола
• — (NH4)2S2ИЛИ8: Персульфат аммония
• — HO3СООСО3H: пероксидисерная кислота
• — (CH3)3COOC (CH3)3: дитрет-бутил пероксид

Ссылки

1. Грэм Соломонс Т.В., Крейг Б. Фрайл. (2011). Органическая химия. (10th издание.). Wiley Plus.
2. Кэри Ф. (2008). Органическая химия. (Издание шестое). Мак Гроу Хилл.
3. Шивер и Аткинс. (2008). Неорганическая химия. (Четвертый выпуск). Мак Гроу Хилл.
4. Википедия. (2020). Органическая перекись. Получено с: en.wikipedia.org
5. Elsevier B.V. (2020). Перекисью. ScienceDirect. Получено с: sciencedirect.com
6. Углубленное развитие химии. (н.д.). Спирты, фенолы и их производные:
7. Пероксиды Правило C-218. Получено с: acdlabs.com
8. Вольнов И.И., Петрочелли А.В. (1966) Классификация и номенклатура неорганических пероксидных соединений. В: Петрочелли А.В. (ред.) Пероксиды, супероксиды и озониды щелочных и щелочноземельных металлов. Спрингер, Бостон, Массачусетс.

86. Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов

При
сжигании в атмосфере кислорода щелочных
металлов образуются пероксиды M2O2.
Только литий при обычных условиях
сгорает в кислороде до Li2O.
Начиная с калия, наряду с M2O2,
образуются надпероксиды (KO2,
RbO2,
CsO2)
и озониды (KO3,
CsO3).

Щелочноземельные
элементы при взаимодействии с кислородом
при аналогичных условиях дают оксиды,
пероксиды получаются труднее, чем для
щелочных элементов. Так, пероксид бария
BaO2
получают нагреванием на воздухе оксида
бария при 700 ºC. Пероксиды остальных
металлов этой группы получают «мокрым»
способом при действии пероксида водорода
на гидроксиды:

Оксиды
s-элементов имеют основной характер,
что подтверждается характером их
взаимодействия с кислотными оксидами:

Исключение,
как и следует ожидать, составляет BeO –
он амфотерен:

Окислительные
свойства пероксидов выражены сильнее,
чем восстановительные. Пероксиды и
надпероксиды, как сильные окислители,
легко разлагаются разбавленными
кислотами и водой:

Гидроксиды

Для
получения гидроксидов
щелочных металлов
в основном используют электролитические
методы. Наиболее крупнотоннажным
является производство гидроксида
натрия
электролизом
концентрированного водного раствора
поваренной
соли:

• катод:
• анод:
• Прежде
  щёлочь
  получали реакцией обмена:

Получаемая
таким способом щёлочь
была сильно загрязнена содой
Na2CO3.

Гидроксиды
щелочных металлов
— белые гигроскопичные
вещества,
водные растворы
которых являются сильными основаниями.
Они участвуют во всех реакциях,
характерных для оснований
— реагируют с кислотами,
кислотными
и амфотерными
оксидами,
амфотерными
гидроксидами:

Гидроксиды
щелочных металлов
при нагревании возгоняются
без разложения, за исключением гидроксида
лития,
который так же, как гидроксиды металлов
главной
подгруппы II группы,
при прокаливании разлагается на оксид
и воду:

Гидроксид
натрия
используется для изготовления мыла,
синтетических
моющих средств,
искусственного волокна, органических
соединений, например фенола.

Гидриды
щелочных металлов

Среди
гидридов щелочных металлов
гидрид лития LiH является наиболее
устойчивым.

Поэтому гидрид лития очень
близок к гидридам щелочноземельных
металлов, которые являются устойчивыми,
чем гидриды щелочных металлов.

LiH получают
при пропускании водорода над слабо
нагретым литием, который находиться в
железной лодочке. При этом образуется
белая твердая, состоящая из правильных
кристаллов масса с точкой плавления
680 °С.

В
то время как при высокой температуре
гидрид лития чрезвычайно реакционноспособен
(аналогично свободным щелочным металлам),
при комнатной температуре он исключительно
устойчив. При обычной температуре он
не реагирует с сухими газами, например
с O2,
Сl2
и НС1. Водой, напротив, энергично
разлагается:

LiH
+ H2O
= LiOH + H2

Выделение
водорода вследствие термической
диссоциации по уравнению LiH = Li + 1/2H2
начинает становиться заметным в вакууме
при 450 °C.

Как
впервые установили Нернст и Моерс,
расплавленный гидрид лития проводит
электрический ток, разлагаясь при этом
на литий и водород. Последний выделяется
на аноде и является, таким образом, в
соединении электроотрицательной
составной частью.

Другие
гидриды щелочных металлов, так как и
гидрид лития, получают непосредственным
соединением составных частей. Но процесс
получения остальных гидридов идет
значительно труднее, чем для гидрида
лития.

Они значительно менее устойчивы,
чем гидрид лития, но по поведению и по
своей природе полностью соответствуют
ему.

По данным Ефратша их температуры
диссоциации лежат намного ниже, чем
температуры диссоциации гидридов
щелочноземельных металлов и лития.

По-видимому,
устойчивость гидридов в направлении
от цезия к натрию несколько возрастает.

 Поэтому
гидрид лития очень близок к гидридам
щелочноземельных металлов, которые
являются устойчивыми, чем гидриды
щелочных металлов. LiH получают при
пропускании водорода над слабо нагретым
литием, который находиться в железной
лодочке. При этом образуется белая
твердая, состоящая из правильных
кристаллов масса с точкой плавления
680 °С.

В
то время как при высокой температуре
гидрид лития чрезвычайно реакционноспособен
(аналогично свободным щелочным металлам),
при комнатной температуре он исключительно
устойчив. При обычной температуре он
не реагирует с сухими газами, например
с O2,
Сl2
и НС1. Водой, напротив, энергично
разлагается:

LiH
+ H2O
= LiOH + H2

Выделение
водорода вследствие термической
диссоциации по уравнению LiH = Li + 1/2H2
начинает становиться заметным в вакууме
при 450 °C.

Как
впервые установили Нернст и Моерс,
расплавленный гидрид лития проводит
электрический ток, разлагаясь при этом
на литий и водород. Последний выделяется
на аноде и является, таким образом, в
соединении электроотрицательной
составной частью.

Другие
гидриды
щелочных металлов,
так как и гидрид лития, получают
непосредственным соединением составных
частей. Но процесс получения остальных
гидридов идет значительно труднее, чем
для гидрида лития.

Они значительно менее
устойчивы, чем гидрид лития, но по
поведению и по своей природе полностью
соответствуют ему.

По данным Ефратша
их температуры диссоциации лежат намного
ниже, чем температуры диссоциации
гидридов щелочноземельных металлов и
лития.

По-видимому,
устойчивость гидридов в направлении
от цезия к натрию несколько возрастает.

87.
Перехо́дные мета́ллы
(перехо́дные
элеме́нты) —
элементы
побочных подгрупп Периодической
системы химических элементов
Д. И. Менделеева,
в атомах
которых появляются электроны
на d- и f-орбиталях. [1]
В общем виде электронное строение
переходных элементов
можно представить следующим образом:

g16m/htmlconvd-MVGJBq_html_da3afd72f1f502f2.png» width=»107″>
.
На ns-орбитали содержится один или два
электрона,
остальные валентные
электроны
находятся на
-орбитали.

Поскольку число валентных
электронов
заметно меньше числа орбиталей, то
простые
вещества,
образованные переходными элементами,
являются металлами.

Все
переходные элементы
имеют следующие общие свойства: [2]

Небольшие
значения электроотрицательности.

Переменные
степени
окисления.
Почти для всех d-элементов, в атомах
которых на внешнем ns-подуровне находятся
2 валентных
электрона,
известна степень
окисления
+2.

Начиная
с d-элементов III группы Периодической
системы химических элементов
Д. И. Менделеева,
элементы
в низшей степени
окисления
образуют соединения, которые проявляют
основные
свойства,
в высшей — кислотные,
в промежуточной — амфотерные.
Например:

Для
всех переходных элементов
характерно образование комплексных
соединений.

Подгруппа
меди

Подгруппа
меди,
или побочная подгруппа I группы
Периодической
системы химических элементов
Д. И. Менделеева,
включает в себя элементы:
медь
Cu, серебро
Ag и золото
Au.

Соединения металлов IА группы

• — Бинарные соединения с кислородом;
• — Гидроксиды щелочных металлов;
• — Важнейшие соли натрия и калия.

Твердые вещества, х.р. в воде (за исключением Li2O, который растворяется медленно). Оксиды Li20 и Na20 бесцветны, К2O -желтовато-белый, Rb2O — светло-желтый, Cs2O — оранжевый.

1. Наиболее устойчивый оксид Li2O образуется при горении Li на воздухе. Для получения других оксидов проводят медленное окисление металлов в условиях недостатка O2 или осуществляют восстановление пероксидов одноименными металлами:
2. 4Na + O2= 2Na2O
3. Na2O2 + 2Na → 2Na2O
4. Являются типичными основными оксидами -взаимодействуют с Н2O, кислотными оксидами, кислотами.
5. На воздухе оксиды «расплываются»; легко поглощают СO2, превращаясь при этом в карбонаты:
6. Ме2O+ СO2 = Ме2СO3

Оксиды щел. Me не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств.

Пероксиды Ме202

• Твердые вещества, растворимые в воде, имеют окраску отсветло-желтой у Na2O2 до темно-коричневой у Rb2O2.
• Практически наиболее важный пероксид натрия образуется при го­рении металла на воздухе:
• 2 Na + O2= Na2O2
• Пероксиды К, Rb, Cs получают действием 02 на растворы щел. Me в жидком NH3

Пероксидыщел. Me можно считать солями пероксида водорода Н2O2. В водномрастворе они гидролизуются как соли слабой кислоты:

1. Na2O2 + Н2O → NaOH + NaHO2
2. Сильные кислоты вытесняют из пероксидов щел. Me пероксид водорода:
3. Na2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + Н2O2

Пероксиды щел. Me являются сильными окислителями. Реакции со многими веществами (порошкообразный Al , уголь, эфир, хлопок и др.) происходят настолько энергично, что сопровождаются взрывом.

• Пероксид натрия поглощает СO2 с выделением кислорода:
• 2Na2O2 + 2СO2 = 2Na2CO3 + O2
• Это свойство используется в дыхательных аппаратах для водолазов и пожарных, а так­же для обновления воздуха а закрытых помещениях, а частности, на подводных лодках.

Супероксиды (надпероксиды) Me+[O2-]

Характерны для калия, рубидия, цезия. Образуются при горении этих металлов навоздухе. Уже при нулевой температуре разлагаются, выделяя свободный кислород:

1. 2КO2+ 2Н2O = 2КОН + Н2O2 + O2
2. Приболее высокой температуре разложение происходит без образования H2O2.
3. Супероксиды являются очень сильными окислителями, подобно пероксидам.

Озониды Me+[O3-]

Известны для К, Rb , Cs . Очень неустойчивые соединения,имеют оранжево-красную окраску. При взаимодействии с водой выделяют наибольшее количество кислорода:

• 2RbO3 +Н2O = 2RbOH + 2,5O2
• Общим свойством всех бинарных соединений щелочных металлов с кислородом является их способность поглощать СO2. Пероксиды, супероксиды и озониды могут связывать также монооксид углерода СО:
• Na2O2 + СО = Na2CO3
• 2КO2 + СО = К2СO3+ O2
• 2RbO3 +СО = Rb2CO3 + 2O2

Гидроксиды щелочных металлов

МеОН — общая формула гидроксидов s'-металлов, называемых щелочами.

Щелочи — твердые, непрозрачные бесцветные вещества, довольно легкоплавкие. Плавятся без разложения в интервале температур -300-50°С. Только гидроксид лития при плавлении частично разлагается:

2LiOH = Li2O + Н2O

Твердые гидроксиды и их концентрированные растворы сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами. Вследствие гигроскопичности твердые щелочи быстро расплываются навоздухе.

Гидроксиды щелочных металлов очень хорошо растворяются в воде (за исключением малорастворимого LiOH ), а также в спирте.

Щелочи — очень агрессивные, едкие вещества. Они вызывают тяжелые ожоги кожи и слизистых оболочек, разъедают ткань, бумагу, кожу и др. вещества.

Щелочи — одни из самых реакционноспособных веществ, используются во многих реакциях неорганического и органического синтеза, а также в технологических процессах. Они находят широкое применение в щелочных аккумуляторах.

Важнейшие соли натрия и калия

NaCI — поваренная, или каменная соль. Пищевой продукт, консервирующее средство, сырье для получе­ния соды Na2C03, хлора, NaOH . Изотонический р-р NaCI (0,9%) используется в медицине (физиологический раствор).

NaBr — бромид натрия. Применяется как седативное средство в медицине.

1. Na2CO3 — кальцинированная сода. Водные растворы имеют сильнощелочную реакцию вследствие гидролиза:
2. Na2CO3 + Н2O = NaHCO3 + NaOH.
3. Получают аммиачно-хлоридным способом (метод Сольвэ):
4. NaCl + NH 3 + СO2 + Н2O = NaHCO3 + NH4Cl
5. 2NaHCO3= Na2CO3 + CO2 + H2O

Применяется для производства стекла, при получении мыла и др.моющих средств.

• NaHCO3 — питьевая, или пищевая, сода. Водные р-ры имеют слабощелочную среду в результате гидролиза:
• NaHCO3 + Н2O = Н2СO3+ NaOH;
• поэтому используются как лекарственное средство для понижения кислотности желудочного сока.

NaNO3 — натриевая, или чилийская, селитра. Применяется как удобрение; в качестве окислителя входит в состав взрывчатых смесей, ракетных топлив, пиротехнических средств.

Na2SO4 • 10H2O — мирабилит, или глауберова соль. Применяетсяв медицине как слабительное средство.

Na2B4O7 • 10H2O — бура (декагидрат тетрабората натрия). Применяют наружно как антисептическое средство для полосканий,спринцеваний и т.д.

KCl — в природе минерал сильвин (сильвинит — NaCl • KCl). Используется как удобрение, применяется при производстве КОН, КСlO3, КСlO4, KNO3 и др.

К2СO3- поташ. В значительных количествах содержится в растительной золе.

KNO3 — калийная селитра. Применяют как удобрение, для изготовления черного пороха (окислитель), в производстве спичек, для консервирования мясных продуктов.

КМnO4 (перманганат калия), К2Сr2О7 (дихромат калия, хромпик), КСlO3 (хлорат калия, бертолетова соль). Сильнейшие окислители, широко используются в неорганическом и органическом синтезе.

K4[Fe(CN)6] — желтая кровяная соль. Используется как реагент для обнаружения ионов Fe3+.

K3[Fe(CN)6] — красная кровяная соль. Используетсякак реагент для обнаружения ионов Fe2+.