АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соединения пероксидного типа

Читайте также:
  1. Азотсодержащие соединения
  2. АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ.
  3. Биологически важные гетероциклические соединения
  4. В органических соединениях
  5. Важнейшие классы неорганических соединений. Бинарные и многоэлементные соединения. Оксиды: определение, классификация, номенклатура, способы получения, химические свойства
  6. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  7. Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
  8. Взаимосогласованные договоры и договоры присоединения.
  9. Виды договоров. Предварительный договор, публичный договор, договор присоединения и договор в пользу третьего лица, их особенности.
  10. Виды соединения проводников.
  11. Гемоглобин и его соединения
  12. Гетероатомные соединения нефти

Присоединение одного электрона к молекуле О2 вызывает образование надпероксид-иона О2:

О2 + 1е = О2.

Производные радикала О2 называются надпероксидами, они известны для наиболее активных щелочных металлов (K, Rb, Cs). Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ:

K + О2 = KО2.

Непарный электрон иона О2 обусловливает парамагнетизм надпероксидов и наличие у них окраски. Надпероксиды это – очень сильные окислители. Они бурно реагируют с водой с выделением кислорода.

Присоединяя два электрона, молекула О2 превращается в пероксид-ион О22–, в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, и поэтому он диамагнитен:

О2 + 2е = О22–.

Производные О22– называются пероксидами.

Пероксиды образуются при окислении ряда металлов, например:

2Nа + О2 = Na2О2.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода Н2О2. Молекула пероксида водорода несимметричная (рисунок 1).

 

Рисунок 1 – Строение молекулы пероксида водорода

 

Энергия связи О–О (210 кДж/моль) значительно меньше энергии связи О–Н (468 кДж/моль).

Вследствие несимметричного распределения связей Н–О молекула Н2О2 сильно полярна. Между молекулами Н2О2 возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – это сиропообразная жидкость с довольно высокой температурой кипения. Она имеет бледно-голубую окраску. Пероксид водорода – хороший ионизирующий растворитель. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата Н2О2·2Н2О. В лаборатории обычно используется 3 %-ные и 30 %-ные растворы Н2О2 (последний называют пергидролем).

В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота:

Н2О…Н2О2 ↔ ОН3+ + НО2,

гидропероксид-ион

Н2О2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O.

В лаборатории пероксид водорода получают по реакции:

ВаО2(крист.) + H2SO4 = BaSO4 + H2O2.

Для соединений перекисного типа характерны реакции, сопровождающиеся разрушением связи О–О или изменением заряда иона О22–. Эти процессы можно трактовать как проявление ионом О22– окислительных и восстановительных свойств:

-1 -1 0 -2

2KI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O,

окислитель

+7 -1 +2 0

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O.

восстановитель

Для пероксида водорода характерен также распад по типу диспропорционирования (в присутствии катализатора, например MnO2):

-1 -1 -2 0

Н2О2 + Н2О2 = 2Н2О + О2.

Этот распад ускоряется в присутствии примесей, при освещении, нагревании и может протекать со взрывом. Довольно устойчивы только очень чистый Н2О2 и его 30–65 %-ные растворы. Пероксид водорода и его растворы обычно хранят в темной посуде и на холоде, для стабилизации добавляют ингибиторы.

Водные растворы пероксида водорода широко используются для отбелки различных материалов, для обеззараживания сточных вод. Пероксид водорода применяют как окислитель ракетного топлива.

Кислоты, в которых имеется группировка –О–О– (пероксидный мостик), называют пероксокислотами:


пероксоазотная кислота пероксосерная кислота

При гидролизе пероксокислот образуется пероксид водорода, что используется для его получения в промышленности.

Характерным свойством пероксидных соединений является способность образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород при термическом разложении.

Соединения кислорода (+2), кислорода (+1) и кислорода (0)

Эти степени окисления кислорода проявляются в его соединениях с фтором, например:

ОF2 O2F2

NO3F ClO4F

Дифторид кислорода ОF2 получают при быстром пропускании фтора через 2 %-ный раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.

Дифторид кислорода – ядовитый газ бледно-желтого цвета; термически устойчив, сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.

Диокcифторид О2F2 образуется при взаимодействии простых веществ в электрическом разряде. Соединение крайне неустойчиво, что определяется низкой энергией разрыва связи OF (75 кДж/моль).

Получены также полиоксидифториды типа O4F2, O5F2 и O6F2, существующие лишь при низкой температуре (–190 °С). Предполагают, что их молекулы имеют цепное строение, например:


Термическая устойчивость оксидифторидов уменьшается с увеличением числа атомов в молекуле OnF2 (n = 2–6).

Энергия ионизации молекулы О2 довольно значительная (12,08 эВ). Однако при взаимодействии О2 с сильнейшим окислителем PtF6 образуется солеподобное вещество О2+[PtF6]:

О2 + [PtF6] = О2+[PtF6],

в котором роль катиона играет молекулярный ион О2+ (диоксигенил).

Гексафтороплатинат (V) диоксигенила О2[PtF6] – парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219 °С. Синтез этого соединения канадским ученым Н. Бартлетом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода.

Синтез диоксигенильных солей можно осуществлять нагреванием (при 150–500 °С) смеси кислорода, фтора и порошка соответствующего металла:

О2 + 3F2 + M = O2+[MF6],

где М – As, Sb, Bi, Nb, Pt, Au, Ru, Rh.

В воде эти соединения разлагаются, выделяя кислород:

2ClO4F + H2O = 2HClO4 + 2HF + O2.

Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Соединения кислорода (+4)

В качестве производного, в котором кислород проявляет степень окисления +4, можно рассматривать аллотропную модификацию кислорода – озон О3:

+4 –2

(ОО2).

Молекула О3 диамагнитна, имеет угловое строение и обладает некоторой полярностью. Длина связи (0,128 нм) является промежуточной между длиной одинарной связи (0,149 нм) и двойной (0,1207 нм). Поэтому можно считать, что в молекуле О3 порядок связи 1,5 и строение молекулы О3 изобразить следующей структурной формулой:

Озон (от др. греч. – пахну). При нормальных условиях – голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы. При низких концентрациях он нетоксичен, но при концентрациях свыше
100 миллионных долей становится токсичным. Образуется О3 в стратосфере в результате физико-химических реакций под действием ультрафиолетового излучения или разрядов атмосферного электричества (грозы). Его общая масса невелика и при нормальном давлении составила бы слой мощностью 1,7–4 мм, но даже такой слой способен задерживать губительную коротковолновую радиацию Солнца. Возник озоновый экран в начале Палеозоя 600 млн. лет назад.

Озон – эндотермичное и очень неустойчивое соединение. При высоких концентрациях он взрывоопасен, способен реагировать с алкенами, расщепляя их двойные связи в процессе озонолиза. При этом образуются органические соединения, которые называются озонидами.


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 | 49 | 50 | 51 | 52 | 53 | 54 | 55 | 56 | 57 | 58 | 59 | 60 | 61 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.006 сек.)