Надпероксид калия: химические свойства
Надпероксид калия KO2 — неорганическое соединение щелочного металла калия и кислорода. Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением.
Относительная молекулярная масса Mr = 71,10; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,158; tпл = 535º C при избыточном давлении
Получение
1. Надпероксид калия можно получить путем сгорания калия в кислороде (воздухе), образуется надпероксид калия и пероксид калия:
Химические свойства
1. Реагируя с водой , надпероксид калия образует гидроксид калия, надпероксид натрия в растворе и кислород, если температура 0º С:
при взаимодействии надпероксида калия и горячей воды образуется гидроксид калия и кислород:
2. Надпероксид калия способен реагировать с простыми веществами :
2.1 . Реагируя с озоном при температуре до 0º С надпероксид калия образует озонид калия и кислород:
2.2. При 30º С взаимодействуя с углеродом (графитом) надпероксид калия образует карбонат калия и оксид калия:
2.3. Взаимодействуя с серой при 130–140º C пероксид калия образует сульфат калия:
2.4. В результате реакции пероксида калия и калия при 700º C и повышенном давлении образуется оксид калия:
3. Надпероксид калия реагирует со сложными веществами :
3.1. Надпероксид калия может взаимодействовать с кислотами :
3.1.1. В результате взаимодействия надпероксида калия и разбавленной и холодной хлороводородной кислоты образуется хлорид калия, газ кислород и пероксид водорода:
3.1.2. Реагируя с безводной серной кислотой при комнатной температуре н адпероксид калия образует сульфат калия, воду и газ озон:
3.2. Возможны реакции между надпероксидом калия и оксидами :
3.2.1. В результате реакции при комнатной температуре между надпероксидом калия и влажным углекислым газом образуется карбонат калия и кислород:
3.2.2. Взаимодействуя с оксидом серы (IV) при 100º С пероксид калия образует сульфат калия и кислород:
3.2.3. Пероксид натрия реагирует с угарным газом . При этом образуется карбонат калия и кислород:
3.2.4. Реагируя с оксидом азота (IV) при 70º С пероксид калия образует нитрат калия и кислород:
3.3. Пероксид натрия способен реагировать с аммиаком при комнатной температуре, в результате реакции образуется гидроксид калия, азот и вода:
Источник
Пероксид калия: химические свойства
Пероксид калия K2O2 — соединение щелочного металла калия и кислорода. Белый. При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением O2.
Относительная молекулярная масса Mr = 110,19; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,40; tпл = 545º C под избыточным давлением.
Получение
1. Пероксид калия можно получить путем сгорания калия в кислороде (воздухе), образуется пероксид калия и надпероксид калия:
Химические свойства
1. Пероксид калия при разложении при температуре выше 500º C образует оксид калия и кислород:
2. Реагируя с водой , пероксид калия образует гидроксид калия и пероксид водорода, если вода холодная, а если вода горячая, то образует гидроксид калия и кислород:
3. Пероксид калия способен реагировать с простыми веществами :
3.1 . Реагируя с кислородом (воздухом) при комнатной температуре пероксид калия образует надпероксид калия:
3.2. При 100º С взаимодействуя с углеродом (графитом) пероксид калия образует карбонат калия и оксид калия:
4. Пероксид калия реагирует со сложными веществами :
4.1. Пероксид калия может взаимодействовать с кислотами :
4.1.1. В результате взаимодействия пероксида калия и разбавленной и холодной хлороводородной кислоты образуется хлорид калия и пероксид водорода:
4.1.2. Реагируя с разбавленной и горячей серной кислотой пероксид калия образует сульфат калия, воду и кислород:
4.2. Возможны реакции между пероксидом калия и оксидами :
4.2.1. В результате реакции при комнатной температуре между пероксидом калия и углекислым газом образуется карбонат калия и кислород:
Источник
Источники опасности при работе c калием.
Калий (плотность 0,87 г/см3, температура плавления 63,7 °С).
По химическим свойствам калий сходен с натрием, а по активности превосходит его.
Во всех отношениях калий представляет гораздо более серьезную опасность, чем натрий.
С абсолютно сухим кислородом калий не взаимодействует даже при нагревании до температуры кипения. Оставленный на воздухе калий быстро покрывается оксидной пленкой:
Во влажном воздухе окисление идет настолько быстро, что металл расплавляется и может воспламениться, особенно при локальном применении давления и обнажении свежей поверхности, например при выдавливании проволоки.
При длительном контакте с воздухом куски калия покрываются плотной коркой надпероксида калия с промежуточной прослойкой из оксида. Надпероксид калия — очень энергичный окислитель. Реакция его с водой протекает чрезвычайно бурно:
Взаимодействие надпероксида калия со способными окисляться органическими или неорганическими веществами настолько активно, что может сопровождаться взрывом. Взрыв возможен уже при простом соприкосновении органических веществ с сильно окислившимися кусками калия.
При срезании корки оксидов с кусков калия нередко происходит воспламенение или даже взрыв. Хотя контакт свежеочищенной поверхности калия с чистым надпероксидом калия приводит только к воспламенению после некоторого индукционного периода, присутствие следов воды, примесей углеводородных растворителей или минерального масла значительно увеличивает вероятность взрыва.
Старые, сильно окислившиеся куски калия, у которых корка оксидов окрашена в желтый или желто-оранжевый цвет, использовать нельзя. Они должны быть уничтожены добавлением небольших порций трет-бутилового спирта в фарфоровом стакане под слоем ксилола.
Взаимодействие калия даже с холодной водой протекает настолько бурно, что выделяющийся водород немедленно воспламеняется. При контакте крупных кусков калия с водой происходит взрыв, мелкие брызги горящего расплавленного металла разлетаются (иногда в радиусе нескольких метров), вызывая вторичные очаги загорания, а при попадании на кожу — очень опасные ожоги. Взрываются и мелкие кусочки калия в случае их контакта с ограниченным количеством воды, например при попадании на влажные поверхности.
Со спиртами калий реагирует гораздо энергичнее, чем натрий. Попытки получения алкоголятов путем добавления калия к спиртам (включая октанол, бензиловый спирт, циклогексанол) приводят к взрыву, если воздух из реакционного сосуда не был предварительно вытеснен азотом или аргоном. Вносить калий в спирты рекомендуется очень небольшими порциями при перемешивании, обязательно контролируя температуру массы. Добавлять очередную порцию калия следует только после охлаждения раствора. Необходимо полностью исключить возможность попадания кусочков калия в охлаждающую баню: при контакте калия со снегом или льдом происходит взрыв.
С диоксидом углерода калий реагирует аналогично натрию.
С оксидом углерода СО, в отличие от натрия, калий легко реагирует с образованием взрывоопасного карбонила. Реакция идет уже при — 50 °С, продуктом ее является дикарбонил калия КС2О2. При контакте с воздухом или водой, а также при нагревании до 100 °С последний взрывается.
Калий легко реагирует с различными, формами углерода — сажей, графитовым порошком, активным углем. При повышенных температурах реакция протекает весьма бурно. Если углерод находится в мелкодисперсном состоянии, взаимодействие его с калием в присутствии воздуха может происходить со взрывом. Главную роль при этом играет, очевидно, реакция образующегося надпероксида калия с углеродом. Взрывы могут происходить также при попытках погасить горящий калий графитовым порошком, который нередко рекомендуют в качестве оглегасительного средства, что неправильно.
С галогенпроизводными углеводородов калий образует взрывоопасные смеси, которые еше более чувствительны к удару и нагреваний, чем смеси с натрием. Взрывоопасность повышается с увеличением числа атомов галогена в молекуле. Так, смесь калия с четыреххлористым углеродом в 150— 200 раз чувствительнее к удару по сравнению с гремучей ртутью, а смесь калия с бромоформом взрывается От ничтожного сотрясения. Смеси с тетра- и пентахлорэтаном склонны взрываться самопроизвольно. Взаимодействие калия с галогенпроизводными углеводородов в инертных растворителях поддается контролю при точном соблюдении условий реакции, в частности температурного режима, однако следует строго следить за тем, чтобы поверхность металла была свежеочищенной — наличие даже следов оксидов приводит к непредсказуемому течению реакции.
С галогенидами многих металлов калий реагирует аналогично натрию, но более энергично.
Многие органические и неорганические соединения, содержащие нитрогруппу, например нитрат аммония, пикриновая кислота, нитробензол, будучи нечувствительны к удару сами по себе, становятся чрезвычайно взрывоопасными в присутствии даже следов калия или калий-натриевого сплава.
Источник
Щелочные металлы
К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.
Общая характеристика
От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :
- Li — 2s 1
- Na — 3s 1
- K — 4s 1
- Rb — 5s 1
- Cs — 6s 1
- Fr — 7s 1
Природные соединения
В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:
- NaCl — галит (каменная соль)
- KCl — сильвин
- NaCl*KCl — сильвинит
Получение
Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно — безводных):
NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)
Химические свойства
Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
Реакции с неметаллами
Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.
Li + H2 → LiH (в гидридах водород -1)
Na + F2 → NaF (в фторидах фтор -1)
Na + S → Na2S (в сульфидах сера -2)
K + N2 → K3N (в нитридах азот -3)
Реакция с водой
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.
Na + H2O → NaOH + H2↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)
Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.
Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный, цезий — синий.
Оксиды щелочных металлов
Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.
Получение
Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:
В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:
Химические свойства
По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)
Na2O + SO2 → Na2SO3 (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)
Гидроксиды щелочных металлов
Относятся к щелочам — растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH — едкий натр, KOH — едкое кали.
Получение
Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:
KCl + H2O → (электролиз!) KOH + H2 + Cl2 (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)
Химические свойства
Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
LiOH + H2SO4 → LiHSO4 + H2O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)
2LiOH + H2SO4 → Li2SO4 + 2H2O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)
KOH + SO2 → KHSO3 (соотношение 1:1 — получается кислая соль)
2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)
С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (в водном растворе образуются комплексные соли)
NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + H2O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al2O3 и Na2O, вода испаряется)
Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:
NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)
NaOH + Cl2 → NaClO3 + NaCl + H2O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)
В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:
NaOH + I2 → NaIO3 + NaI + H2O (с нагреванием)
NaOH + S → Na2S + Na2SO3 + H2O (сера переходит в СО -2 и +4)
Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO2, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной, и азотистой.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
