Реакция пероксида водорода с металлом

Водород

Водород (лат. hydrogenium = греч. ὕδωρ — вода + γεννάω — рождаю) — самый легкий химический элемент, при обычных условиях — газ без цвета, запаха и вкуса. В соединении с кислородом образует воду.

Водород — самый распространенный элемент Вселенной, входит в состав всего живого и небесных тел (73% массы Солнца).

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, +1.

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

    Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C

Методом газификации угля, торфа, сланца

Электролизом водных растворов щелочей

Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

    Вытеснением водорода из кислот

Взаимодействием активных металлов с водой

Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых выше, чем у водорода:

Как восстановитель реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой, оксидами металлов. При комнатной температуре из перечисленных реакция идет только со фтором.

H2 + F2 → HF (со взрывом в темноте)

H2 + Cl2 → (t) HCl (со взрывом только на свету)

Na + H2 → NaH (гидрид натрия)

Химические свойства:

    Реакция с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

Реакции с основными и кислотными оксидами

Реагирует с основными оксидами — с образованием оснований (реакция идет, если основание растворимо), и с кислотными оксидами — с образованием соответствующих кислот. Не забывайте сохранять степени окисления!

Отмечу здесь реакцию двойного гидролиза, которая заключается в гидролизе одной соли по катиону (CrBr3), а другой — по аниону (Na2CO3).

Реакция с гидридами активных металлов

Реакции с C, CO, CH4

Cl2 + H2O → HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl2 + H2O → HCl + HClO3 (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты — кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO4*2H2O, Na2SO4*10H2O.

При нагревании кристаллогидраты теряют воду. Одним из наиболее известных кристаллогидратов является медный купорос: CuSO4*5H2O. Медный купорос имеет характерный голубой цвет, а безводный сульфат меди — белый.

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

Также перекись проявляет окислительные свойства:

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки, предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

© 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.

Читайте также:  Как отделить металл от алюминия

Источник

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

Перекись водорода как окислитель

Окислительно восстановительные реакции перекиси водорода с металлами

В разделе щелочных металлов следует остановиться на окислительных свойствах перекисных соединений этих металлов, рассматривая их как соли слабой кислоты — перекиси водорода. Изучение этих свойств удобнее вести на примере перекиси натрия.

Окислительные свойства перекиси натрия в водном растворе можно объяснить гидролизом её, как соли слабой кислоты и сильного основания:

Если реакция ведётся в кислом растворе, то опять получается перекись водорода:

В последнем случае слабая кислота — перекись водород вытесняется более сильной — серной кислотой.

Как в первом, так и во втором случае получившаяся перекись водорода и проявляет окислительные свойства.

В промышленности, медицине и бытовой жизни используются главным образом окислительные свойства перекиси водорода, поэтому говорить подробно в средней школе о её восстановительных свойствах нет особой необходимости.

К объяснению механизма окислительных свойств перекиси водорода можно подойти так: в растворе эта кислота, можно допустить, диссоциирует по уравнению:

Анион перекиси водорода [O2]« может принять ещё два электрона и получатся два аниона кислорода:

Таким образом, перекись водорода как окислитель обладает окислительным числом, равным двум, т. е. она может принять два электрона. Пример окислительно-восстановительной реакции при участии перекиси водорода:

Следует чётко подчеркнуть различие между перекисями металлов и нормальными окислами: перекиси в реакциях с кислотами дают перекись водорода и соли, а нормальные окислы— воду и соль:

В связи с изучением перекисных соединений целесообразно продемонстрировать опыты:

1. Разложение перекиси натрия. В пробирке нагревается 0,5 г перекиси натрия. Тлеющей лучинкой констатируется выделение кислорода:

По охлаждении пробирки можно добавить в неё воды и индикаторами доказать образование щёлочи:

2. Разложение перекиси натрия водой. В пробирку наливается около 3 см 3 воды и насыпается в неё около 1 г перекиси натрия. Опять констатируется выделение кислорода и образование щёлочи.

Читайте также:  Заточка резца для строгания металла

3. Окислительные свойства перекиси водорода. К нитрату свинца (или ацетату свинца) добавить сероводородной воды. Происходит реакция по уравнению:

К половине раствора с чёрным осадком добавить перекиси водорода. Происходит окислительно-восстановительная реакция:

Следует предложить учащимся дописать это уравнение с указанием окислителя и восстановителя в ней.

В связи с этим опытом полезно сделать замечания воспитательного характера, которые всегда с неизменным интересом выслушиваются учащимися, а именно: в масляных красках обычно содержатся свинцовые белила; как само название показывает, они имеют белый цвет. Состав их приблизительно выражается формулой:

Под влиянием сероводорода, всегда в некотором количестве находящегося в воздухе, на картинах и иконах, писанных масляными красками, происходит реакция:

Вследствие образования PbS картина или икона темнеет, «стареет».

Протиранием перекисью водорода изображения, написанного масляными красками и с течением времени потемневшего, чёрный PbS заменяется белым PbSО4.

На этом принципе основана реставрация старинных картин, этим же принципом в недалёком прошлом пользовались (а возможно, и сейчас ещё где-нибудь пользуются) реакционные церковники—«обновленцы» икон.

В связи с получением гидратов щелочных металлов путём электролиза водных растворов солей этих металлов можно перейти к объяснению электролиза с разрядкой ионов воды.

Статья на тему Перекись водорода как окислитель

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

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.

Читайте также:  Борфреза по металлу вк8

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

Поделиться с друзьями
Металл
Adblock
detector