- Водород
- Пероксиды щелочных металлов
- Химические свойства
- Добавить комментарий Отменить ответ
- Перекись водорода как окислитель
- Окислительно восстановительные реакции перекиси водорода с металлами
- Похожие страницы:
- Перекись металла — Metal peroxide
- СОДЕРЖАНИЕ
- Связь в O 2 2-
- Приготовление пероксидных солей
- Реакция пероксидных солей
- Пероксиды переходных металлов
- Приложения
- История
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.
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.
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 [ 500 ^ <\ circ><\ 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