Общая характеристика, химические и физические свойства, методы получения пероксидов щелочных металлов

Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

Введение

В этой работе описаны общая характеристика пероксидов щелочных металлов, их химические и физические свойства, а также их получение. Особое внимание направлено на пероксиды лития и натрия, описывается их получение и освещаются сферы их применения.

1. Общая характеристика пероксидов

Соединения, имеющие состав R2O2 называют пероксидами или перекисями. Когда молекула O2 присоединят два электрона, она переходит в ион O22-. При акцептировании двух электронов в молекуле кислорода происходят изменения:

- увеличивается длинна связи O-O,

- уменьшается порядок связи,

- уменьшается энергия диссоциации.

Следующие константы описывают эти изменения:

O2 L (O-O)= 1,21 * 10-10, Eсв (O-O)= 421 кДж/моль

O22- L (O-O) = 1,5 * 10-10, Eсв (O=O)= 1431 кДж/моль

Процесс акцептирования двух электронов молекулой O2 требует затрат энергии, т.е. процесс эндотермический (ДH0 = 100 кДж/моль). Выше перечисленные факты обосновывают стабильность перекисной группировки.

Пероксид водорода.

Наибольшее практическое применение имеет перекись водорода (H2O2).

Рис. 1. Строение молекулы

L (O-H) = 95 пм, L (O-O) = 148 пм.

Из - за несимметричного расположения связей O-H молекула H2O2 сильно полярна (µ = 2,1 Д).

Полярность связи O-H в молекуле H2O2 значительно выше чем в молекуле воды. Это обуславливает большую кислотность перекиси в сравнении с водой:

H2O2 + H2O H3O+ + OH-Kр = 10-12

2. Физические и химические свойства

Пероксид водорода представляет собой бесцветную вязкую жидкость с плотностью 1,46 г/см3, замерзающую при t = -0.48c и кипящую при t = 152c. В лаборатории обычно используют 3% и 30% растворы H2O2, т. к. перекись водорода соединение неустойчивое и разлагается со взрывом:

2H2O2 > 2H2O + O2 , ДH = - 197,5 кДж/моль

Как и вода перекись водорода обладает кислотно-основной двойственностью, т. к. в химических реакциях может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания:

NaOH + H2O2 > Na2O2 + H2O

H2O2 + H2SO4 > H3O2+ + HSO4-

Так же в химической реакции возможно разрушение связи O-O, эти процессы можно назвать проявлением окислительно-восстановительных свойств:

2KY + H2O2 + H2SO4 > Y2 + K2SO4 + 2H2O , (H2O2 - ок-ль)

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 > MnSO4 + K2SO4 + O2 + 2H2O , (H2O2 - в-ль)

При рассмотрении стандартных электродных потенциалов:

H2O2 + 2H+ + 2e- ? 2H2O, гo = 1.78 в

O2 + 2H+ + 2e- ? H2O2, гo = 0.68 в

можно сделать вывод о превосходстве окислительных свойств пероксидов над восстановительными.

3. Получение

Промышленное получение пероксида водорода или его водных растворов ведут разложением полученной электролитическим путем надсерной кислоты или её солей. Более целесообразно сначала получать персульфат аммония, который имеет больший выход нежели надсерная кислота. Из подкисленного серной кислотой раствора этой соли при соответствующем методе работы при нагревании под уменьшенным давлением можно отогнать H2O2 точно так же как это происходит в случае раствора H2S2O8.

химический пероксид электролитический надсерный

Так же H2O2 получают в промышленности при реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта:

В лаборатории H2O2 получают добавляя влажный BaO2 в 20% серную кислоту или в концентрированную фосфорную:

4. Применение

Применение H2O2 связано с его окислительными свойствами и безвредностью продукта его восстановления (H2O).

Его использую для отбеливания тканей и мехов, применяю в медицине в качестве антисептика (3% раствор), в пищевой промышленности (при консервировании пищевых продуктов), в сельском хозяйстве для протравливания семян, а также в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов. Как сильный окислитель H2O2 используют в качестве ракетного топлива.

Пероксид водорода используют так же при реставрации картин, написанных масляными красками и потемневших от времени вследствие превращения свинцовых белил в черный PbS под действие содержащихся в воздухе следов H2S. При промывании картин H2O2, PbS окисляется в белый PbSO4:

5. Пероксид лития

Физические свойства.

Белый мелкокристаллический порошок имеющий гексагональную кристаллическую решетку.

Химические свойства.

При нагревании пероксид лития не плавясь разлагается:

Взаимодействует с водой (по разному при разных температурах):

Реакция с кислотой тоже зависит от температуры:

Поглощает углекислоту из воздуха:

Получение:

Смешивают органический растворитель, например, этанол, и моногидрат гидроксида лития, нагревают. При температуре на 5-10oС ниже температуры кипения растворителя добавляют 30% Н2О2. Мольное соотношение LiOH : Н2О2=1: (1,1 - 1,15). Осадок отфильтровывают, промывают органическим растворителем, сушат в вакуум-сушильном шкафу при 35-40oС 30-40 мин. Затем повышают температуру до 125-135oС и сушат продукт 8-9 ч. Остаточное давление в вакуум-сушильном шкафу - не более 30 мм рт.ст. В фильтрат и промывочный раствор добавляют безводный LiОН. Осадок отфильтровывают, термообрабатывают при 160-180oС. К регенерированному растворителю добавляют этанол. Полученную смесь подают на стадию смешивания с моногидратом гидроксида лития. Выход по литию за 5 циклов - 95,8 - 96,6 мас.%, продукт содержит 86 - 94 мас.% пероксида лития.

6. Пероксид натрия

Физические свойства

Очень чистый Na2O2 бесцветен, обычно полученный продукт чуть желтоватого цвета. Tпл = 6750 c (разлагается). Гексагональная кристаллическая решетка.

Химические свойства.

Энергично реагируют с водой со значительным выделением тепла:

Для пероксида натрия характерно образование хорошо кристаллизующихся гидратов и аддуктов с пероксидом водорода. Так, быстрой кристаллизацией пероксида натрия из ледяной воды легко осаждается гидрат Na2O2*8H2O.

Пероксид натрия является сильным окислителем. С восстановителями, такими, как сера, порошок алюминия, эфиры реагирует с образованием пламени. С монооксидом углерода реагирует менее активно, образуя карбонат:

Окисление аммиака пероксидом натрия приводит к образованию нитрата натрия:

Получение:

Пероксид натрия получают окислением расплавленного на противнях металлического натрия в противотоке очищенного от CO2 и высушенного воздуха или форсуночных аппаратах. Для получения высококачественного пероксида натрия рекомендуется восстанавливать пероксид натрия, полученный окислением металла, до окиси путем нагревания при 130-200°С с небольшими порциями металлического натрия в инертной атмосфере, увлажненной парами воды, а полученный таким образом оксид окислять до пероксида во вращающихся печах при 250-400°С. Полученный продукт содержит 96-98% Na2O2. Поскольку пероксид натрия весьма агрессивен по отношению к металлам, при его получении пользуются обычно реакторами из никелевых сплавов, покрытых графитом, и мешалками из циркония.

Применение.

Пероксид натрия производят в значительных количествах. Применяют в основном для отбеливания хлопчатобумажных, льняных и шерстяных тканей, джутовых материалов. Широко используют для отбелки древесной массы - механической пульпы (молотой древесины), сульфатной и сульфитной пульпы, пульпы из старой бумаги и полухимической пульпы, а также вискозной массы, соломы и прочих материалов. В герметически закрытой таре пероксид натрия не подвержен разложению даже при продолжительном хранении. Сосуды с пероксидом натрия следует хранить в прохладном месте, вдалеке от воспламеняющихся материалов. Сам по себе пероксид натрия не воспламеняется, но огнеопасен при соприкосновении с органическими веществами, например, деревом, маслом, бумагой или восстановителями в присутствии влаги. Он употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти и др.) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках и т.п. Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процесс взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода:

Na2+[O2]2- + CO2 = Na2+CO32- + O2.

Выдыхаемый легкими углекислый газ поглощается с одновременным выделением газообразного кислорода. Последний снова может служить для дыхания.

7. Пероксиды калия, рубидия, цезия

Физические свойства.

Очень чистые вещества бесцветные и очень устойчивые соединения.

Получение:

Диоксид щелочного металла получают путем быстрого окисления кислородом, растворенного в жидком аммиаке (-500с).

Так же K2O2 и Rb2O2 можно получить при термическом разложении высших надпероксидов в высоком вакууме при 2900с (для Cs2O2 такое разложение приводит к получению Cs2O3)

Литература

1. М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. “Общая и неорганическая химия”. М. 2000 г.

2. Угай. “Общая и неорганическая химия”. Москва. 2000 г.

3. Г. Реми “Курс неорганической химии” I том. Москва. 1963 г.

4. Глинка Н.Л. “Общая химия” Москва. 1988.

5. “Краткая химическая энциклопедия”. под ред. И.Л. Кнунянц. М.: Советская энциклопедия, 1964.

Размещено на Allbest.ru