Реакция пероксидов металлов с водой

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Добавить комментарий Отменить ответ

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

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

Перекись металла — Metal peroxide

Пероксиды металлов — это металлосодержащие соединения с пероксидом с ионной или ковалентной связью ( O 2-
2 ) группы. Это большое семейство соединений можно разделить на ионные и ковалентные пероксиды. Первый класс в основном содержит пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов, тогда как ковалентные пероксиды представлены такими соединениями, как пероксид водорода и пероксимоносерная кислота (H ₂ SO ₅ ). В отличие от чисто ионного характера пероксидов щелочных металлов, пероксиды переходных металлов имеют более ковалентный характер.

СОДЕРЖАНИЕ

Связь в O ₂ 2-

Ион пероксида состоит из двух атомов кислорода, связанных одинарной связью. Молекулярная орбиталь диаграмма , пероксидного дианиона предсказывает дважды занимали антисвязывающих π * орбитали и порядка связи из 1. длина связи составляет 149 м , что больше , чем в основном состоянии ( триплетного кислорода ) молекулы кислорода ( 3 O ₂ , 121 пм). Это означает меньшую силовую постоянную связи (2,8 Н / см против 11,4 Н / см для 3 O ₂ ) и более низкую частоту молекулярных колебаний (770 см -1 против 1555 см -1 для 3 O ₂ ). .

Ион пероксида можно сравнить с супероксидом O —
2 , который является радикалом, и кислородом, бирадикалом.

Приготовление пероксидных солей

Большинство пероксидов щелочных металлов можно синтезировать непосредственно путем оксигенации элементов. Перекись лития образуется при обработке гидроксида лития перекисью водорода:

Пероксид бария получают оксигенацией оксида бария при повышенных температуре и давлении.

[500^<\circ ><\ce >]>>\overbrace <\ce <2\,BaO2>> ^<\ce ><\ce <->[700^<\circ ><\ce >]>>\ <\ce <2\,BaO>>+<\ce >>»> 2 BaO ⏞ барий окись + О 2 ( воздух ) → 500 ∘ C 2 BaO 2 ⏞ барий перекись → 700 ∘ C 2 BaO + О 2 <\ displaystyle \ overbrace <\ ce <2 \, bao>> ^ <\ ce <барий \ оксид>> + <\ ce > _ <\ ce <(воздух)>> <\ ce <->[ 500 ^ <\ circ><\ ce >]>> \ overbrace <\ ce <2 \, bao2>> ^ <\ ce <барий \ пероксид>> <\ ce <->[700 ^ <\ circ ><\ ce >]>> \ <\ ce <2 \, bao>> + <\ ce >> [ 500 ^ <\ circ><\ ce >]>> \ overbrace <\ ce <2 \, bao2>> ^ <\ ce <барий \ пероксид>> <\ ce <->[700 ^ <\ circ ><\ ce >]>> \ <\ ce <2 \, bao>> + <\ ce >>»>

Когда-то перекись бария использовалась для получения чистого кислорода из воздуха. Этот процесс основан на зависящем от температуры химическом балансе между оксидом и пероксидом бария: реакция оксида бария с воздухом при 500 ° C приводит к образованию пероксида бария, который при нагревании до температуры выше 700 ° C в кислороде снова разлагается до оксида бария с выделением чистого кислорода. . Более легкие щелочноземельные металлы — кальций , магний и стронций — также образуют пероксиды, которые коммерчески используются в качестве источников кислорода или окислителей.

Реакция пероксидных солей

Для пероксидной соли обычно разрабатывается несколько реакций. При избытке разбавленных кислот или воды они выделяют перекись водорода.

При нагревании реакция с водой приводит к выделению кислорода. При контакте с воздухом пероксиды щелочных металлов поглощают CO ₂ с образованием пероксикарбонатов.

Пероксиды переходных металлов

В отличие от пероксидов щелочных и щелочноземельных металлов, бинарные пероксиды переходных металлов, то есть соединения, содержащие только катионы металлов и анионы пероксидов, встречаются редко. Широко распространены диоксиды металлов, такие как MnO ₂ и рутил (TiO ₂ ), но это оксиды, а не пероксиды. Хорошо охарактеризованные примеры включают катионы металлов d 10 , пероксид цинка (ZnO ₂ ), два взрывчатых полиморфа пероксида ртути (HgO ₂ ) и пероксида кадмия (CdO ₂ ).

Перекись является обычным лигандом в комплексах металлов . В области переходного металла дикислорода комплексов , О 2-
2 действует как бидентатный лиганд . Некоторые комплексы имеют только пероксидные лиганды, например, пероксид оксида хрома (VI) ( Cr (O
2 ) 2-
4 ). Аналогичным образом молибдат реагирует в щелочной среде с пероксидом с образованием пероксомолибдата красного цвета Mo (O
2 ) 2-
4 . Реакция пероксида водорода с водным раствором титана (IV) дает ярко окрашенный пероксисомплекс, который является полезным тестом для титана, а также пероксида водорода. Многие дикислородные комплексы переходных металлов лучше всего описывать как аддукты пероксида.

Приложения

Многие неорганические пероксиды используются для отбеливания тканей и бумаги, а также в качестве отбеливающей добавки к детергентам и чистящим средствам. Растущие экологические проблемы привели к предпочтению пероксидов соединениям на основе хлора и резкому увеличению производства пероксидов. Прошлое использование перборатов в качестве добавок к детергентам и чистящим средствам в значительной степени было заменено перкарбонатами . Использование перекисных соединений в моющих средствах часто отражается в их торговых названиях; например, Persil представляет собой комбинацию слов в борат и Sil icate.

Некоторые соли перекиси выделяют кислород при реакции с диоксидом углерода. Эта реакция используется для производства кислорода из выдыхаемого углекислого газа на подводных лодках и космических кораблях. Пероксиды натрия или лития предпочтительны для использования в космосе из-за их более низкой молярной массы и, следовательно, более высокого выхода кислорода на единицу веса.

Пероксиды щелочных металлов можно использовать для синтеза органических пероксидов. Одним из примеров является превращение бензоилхлорида пероксидом натрия в пероксид дибензоила .

История

Александр фон Гумбольдт синтезировал перекись бария в 1799 году как побочный продукт своих попыток разложить воздух.

Девятнадцать лет спустя Луи Жак Тенар понял, что это соединение можно использовать для получения перекиси водорода. Тенар и Жозеф Луи Гей-Люссак синтезировали пероксид натрия в 1811 году. Примерно в то время стало известно об отбеливающем действии пероксидов и их солей на природные красители , но первые попытки промышленного производства пероксидов потерпели неудачу, и в городе был построен первый завод по производству пероксида водорода. 1873 год в Берлине .

Источник