работа на курса на неорганична химия
В ежедневието, прекиси са много важни за човешкия организъм. Водороден пероксид, например, се използва широко за избелване на тъкани и вълна, слама, пера. Разширяване на оцветители (пигменти), тя не унищожи избелена материал. В H2O2 се използва като лекарство, дезинфектант и кръвоспиращо [1].
Голямо практическо използване са също алкалоземни пероксиди, например BaO2 (за Н2О2, в органичния синтез, в пиротехника, покриване топъл катод катоди). В по-малка степен калциев използва пероксид (при печене, втвърдяване бутилова гума), стронциев прекис (в пиротехника) хидратирани форми на магнезий и цинк пероксиди (лекарство) [2].
Целта на тази работа е да се синтезира водороден пероксид съгласно реакцията:
2NaOH + H2O2 = Na2O2 + 2H2O. (1)
натриев прекис се използва за избелване на различни материали (слама, коприна, кост, вълна), и за производството на маски, както и в подводни операции, в подводници.
Използването на натриев пероксид в последните случаи, методът се основава на взаимодействия между пероксид и въглероден диоксид, [3]:
Na2 + O22- + CO2 = Na2 + CO32- + О2. (2)
1. Литературно част
1.1 Общи характеристики на пероксиди
Пероксиди, наречени кислородни съединения, съдържащи кислород йон не е напълно възстановени, под формата на [O2] 2-, [D4] 2 или [O2] - [3].
Съединения, съдържащи в състава си пероксо (О # 8213; О) 2- и нарича пероксо съединения се считат като производни на водороден пероксид и се разделят на два основни вида: прости и сложни. С прости перокси съединения включват съединения, наречени пероксиди в която пероксо свързани с йонен или метален атом, йон или атомна връзка. Тези съединения могат да бъдат получени от всички метали IA-, Па, - (с изключение на берилий) и II-B на периодичната система DI Менделеев. Като метален електроотрицателност (от алкални и алкалоземни метали на D-метали като живак) в йонен характер на пероксиди варира за ковалентна [4].
Освен пероксиди с формула Me2 [O2], за калий, рубидий и цезий пероксиди са друг тип Me2 [О3] и Me2 [O4]. Пероксиди тип Me2 [O4], имат следната структура Me2 + [[O2] 2-O2] 2-, т.е. молекулен кислород в тези съединения е в комбинация с йон кислород [O2] 2: [[O2] 2-O2] 2 - [3].
За сложни пероксо съединения са съединения, в които пероксо лиганд. Такива съединения форма III и следващите елементи от периодичната система.
комплекс пероксо могат да бъдат разделени в пет групи. Първият от тях - това перкиселини и техни соли общ състав [Ep (O22-) xLy] Z-, в която един или повече пероксиди йони са включени в комплекс йон, в качеството на монодентатен лиганд или (О-О-О-), или бидентатен лиганд (О-О) или мостова лиганд (О-О-О-Е) за образуване на мултиядрен комплекс, където Е - комплексиране елемент и L - лиганди, които включват O2-.
Тази група съединения включва много перкиселини образувани сяра. Известен peroxomonosulphuric киселина (Каро киселина) състав H2SO5. Пероксо лигандни комплекси играят роля в свързването между атомите предпочитане неметали. Това се случва по-специално peroxodisulfuric състав киселина H2S2O8 - бяло кристално вещество топим.
Втора група от пероксидни комплекси, образувани от съединения, съдържащи пероксо комплекс катион в състава или молекула комплекс, и следователно не са перкиселини или техните соли. Съставът на такива комплекси може да се изрази с формулата: [En (О2) х Ly] Z.
В третата, четвъртата и петата група на перокси комплексни съединения са пероксиди, съдържащи съответно или кристализирала вода (например, кристални хидрати: Na2O2Ch8H2O и CaO2Ch8H2O) или водороден пероксид на кристализация (например, kristalloperoksogidraty: Na2O2Ch4H2O2, 2Na2SO3Ch3H2O2 и CaO2Ch2H2O2) или и двете, (например, кристални хидрати - peroxohydrate: Na2O2Ch2H2O2Ch4H2O и Na3 PO4CH2H2O2CH4H2O) [4].
Характерно свойство на пероксидни съединения, както прости и сложни, е способен да продуцира водороден пероксид чрез взаимодействие с разредена киселина решения, и освобождава кислород в активна форма чрез термично разлагане или действието на вода и други химически агенти. Други съединения, които могат да бъдат източник на кислород, като например, нитрати, хлорати, перхлорати, перманганати и някои оксиди, водороден пероксид не събрани по време на действието на вода. Кислород те излъчват само при нагряване и в присъствие на катализатори [5].
1.2 Получаване на пероксиди
Всички прости пероксо съединения могат да бъдат получени чрез реакция на обмен между H2O2 и желания метален хидроксид.
Високата реактивността на алкални метали (с изключение на литий) за кислород позволява да се синтезира техните пероксиди директно окисляване на метал с кислород при атмосферно налягане. Тази способност се дължи на факта, че Na, К, Rb и Cs, за разлика от други метали, имат най-големите стойности на атомната радиус и най-малките стойности на енергията на йонизация. Литиево има следните свойства не са, и синтезът на пероксид е възможно само чрез взаимодействие с литиев хидроксид H2O2 решения [2].
Лабораторни методи за получаване на пероксиди намалени до окисляване с излишък на кислород разтвори на метал в течен амоняк, или чрез директно изгаряне на тях при температура от около 300-400 єS, където пероксиди са оформени не само от вида на Me2O2, но калий, рубидий и цезий - тип Me2O4.
Литиево пероксид в чиста форма се получава от кристално съединение Li2O2ChH2O2Ch3H2O, сушене над Р2О5 или H2SO4 в ексикатор. Най Li2O2ChH2O2Ch3H2O съединение кристализира от алкохолен разтвор смес Li (ОН) и Н2О2.
Натриев хидрат за известен състав Na2O2Ch8H2O Na2O2 образуван чрез взаимодействие с вода с енергично охлаждане. Освен това тези съединения могат да бъдат получени и хидрат състав Na2O2Ch2H2O2Ch4H2O лесно загуба на вода чрез сушене в сушилня.
Бариев пероксид, BaO2 BaO получава чрез окисление в поток от кислород 500-520єS, пероксидни съединения, различни елементи на тази група - чрез взаимодействие на съответните хидроокиси с H2O2 решения [3].
1.3 Физични и химични свойства на пероксиди
Пероксиди на алкалните метали са твърди кристални вещества с различни цветове: литиев пероксид - бяло, натриеви - леко жълт, калиев - розов, рубидий и цезий, очевидно твърде розови.
Пероксиди тип Me2 [О3] боядисани различни нюанси на кафяво. Тяхната температура на топене е малко под температурата на топене на съответния вид пероксид Me2 [O2], но също нараства от калиев да цезиев (Таблица 1):
Таблица тип 1. температури на топене пероксид Me2 [О3]
K2O4 оранжев цвят, Rb2O4 тъмно кафяво, жълто Cs2O4.
Пероксиди Са, Sr, Ва и Mg хидратирани форми пероксиди, Zn и Cd чист безцветен и диамагнитната; Пероксид HgO2 живак жълто.
Пероксиди са термично много стабилни; устойчивостта им се увеличава с заряда на ядрото. Въпреки това, с увеличаване на размера на кислород в молекулата на тяхната температура на топене и намаляване термична стабилност.
Като сол на слаба киселина, чрез разтваряне във вода, се подложи на хидролиза:
Na2 + [O2] 2- + 2Н + ОН- → H2 + [O2] 2- + 2Na + ОН- (3)
Пероксиди същия тип Me + 2 [O4] 2 - при хидролиза дават прибавяне на водороден пероксид и кислород молекула:
К2 + [O4] 2- + 2Н + ОН- → H2 + [O2] 2- + O2 + 2К + ОН- (4)
Под действието на киселини възникне същата реакция:
Na2 + [O2] 2- + H2 + SO42- → H2 + [O2] 2- + Na2 + SO42-, (5)
К2 + [O4] 2- + H2 + SO42- → H2 + [O2] 2- + O2 + К2 + SO42- (6)
Всички пероксиди реагират с въглероден диоксид, кислород освобождаване:
2Na2O2 + 2CO2 ↑ = 2Na2CO3 + O2 ↑. (7)
Всички пероксидни съединения, както прости и сложни (понастоящем известни петдесет елементи), образуващи окисляване състояние на елемента е максимално и е равен на броя на групата, към който този елемент [3].
1.4 Редоксисистемите Имоти пероксиди
Пероксиди на алкалните метали могат да бъдат окислители и редуктори. Огъня са причинени от присъствието на пероксид йон [O2] 2-, способен да приема електрони.
Повечето реакции възникват, придружени от разрушаването на О-О или промяна на йонен заряд O22- може да се предположи, че O22 - радикални присъединява или губи електрони: O22- + 2 e- = 2О 2 - окислител O22- - 2 e- = O2 - редуктор.
В първия случай пероксиди проявяват окислителни свойства, във втората намаление. Например:
2KI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O, (8)
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O. (9)
Окислителни свойства на пероксиди, са по-силно изразени, отколкото възстановяването:
H2O2 + 2Н + + 2e- = 2H2O, E0298 = 1,77 в,
H2O2 - 2e- = O2 + 2Н +, E0298 = 0,68 инча
Тъй като пероксиди и свойства показват редукция на оксидирането, при подходящи условия, те претърпяват реакция на диспропорциониране:
LI2 + [O2] 2- + LI2 + [O2] 2- → O2 + 2Li2 + O2-(10)
Обаче, реакцията на диспропорциониране не протича при обикновена температура, ако пероксидът се съхранява сухо в плътно затворен съд. Това е така, защото в влажен въздух или във воден разтвор на пероксид като сол на слаба киселина се подлага на хидролиза и което се образува водороден пероксид, който е нестабилен термично. Неговите молекули не са в еднакво състояние на енергия и следователно диспропорциониране [3] реакция настъпва между тях.
1.5 Водороден пероксид и неговите свойства
От най-голямо практическо значение пероксиди е водороден пероксид Н2О2.
Свързващата енергия на О-О (210 кДж / мол) е почти два пъти по-малък от свързващата енергия на О-Н (468 кДж / мол).
Поради асиметрични разпространение връзки на Н-О H2O2 силно полярна молекула (μ = 2,1 D). Между H2O2 молекули случва доста силни водородни връзки, което води до тяхната връзка. Следователно, при нормални условия на водороден прекис - бледо синьо сироповидна течност (плътност 1,44) при относително висока точка на кипене (150,2єS) и добро йонизиращо разтворител. Когато - 0,43єS водороден пероксид замръзва. С вода се смесва във всяка връзка поради появата на нови водородни връзки. От разтворите освобождава под формата на нестабилна кристален H2O2 · 2H2O (температура на топене - 52єS). Най-често се използва лабораторията 3- и разтвор на Н2О2 30% (последно perhydrol повикване).
Водните разтвори на водороден прекис - слаба киселина (Kioniz = 2.24 х 10-12):
H2O ··· Н2О2 ↔ OH3 + + HO2- (11)
радикал може, без да се променя, за да се премести в други съединения, например - пероксид в химични реакции:
H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O, (12)
BaO2 + H2SO4 = BaSO 4 + Н2О2. (13)
Последната реакция се използва за производство на водороден пероксид [5].
При нагряване с натриев пероксид при 311-400 ° С, има известна загуба на активен кислород, насилие разлагане започва при 540 ° С Натриев пероксид се топи над 596 ° С и дава напълно активен кислород при 675 ° С Разтворим във вода. В тази форма на NaOH, Н2О2 и някои кислород се освобождава, защото алкална среда и по-високи температури подпомагат разграждането на Н2О2. С разредени киселини натриев пероксид реагира за образуване на съответните соли и водороден пероксид. Енергично реагират с кислород, сяра, натрий, моно- и въглероден диоксид. Известен молекулно съединение с натриев пероксид вода (октахидрат Na2O2Ch8H2O) с водороден пероксид (diperoksigidrat Na2O2Ch2H2O2) и с вода и водороден пероксид (тетрахидрат diperoksigidrata Na2O2Ch2H2O2Ch4H2O). С влага и въглероден диоксид на въздуха натриев пероксид реагира за образуване на NaOH, Na2CO3 и с освобождаване на кислород. Това е основата на неговото прилагане към регенерация на въздуха в затворени пространства.
натриев пероксид се получава чрез окисляване на стопения метал на натриев тави противоток пречистени от СО2 и се суши на въздух или експлоатирани струйни апарати. За да се получи високо качество натриев пероксид препоръчва възстанови натриев пероксид, произведен чрез окисляване на метала да оксид чрез нагряване при 130-200 ° С с малки порции натриев метал в инертна атмосфера се овлажнява с водна пара, и така полученият оксид се окислява до пероксид в ротационна пещ при 250 -400 ° С Полученият продукт съдържа 96-98% Na2O2. Тъй като натриев пероксид доста агресивна към метали, когато е получен обикновено никел реактор сплав покритие графит, и циркониеви бъркалки.
натриев пероксид, произведени в значителни количества. Използва се основно за избелване на памучни, вълнени платове и бельо, юта материали. Той е широко използван за избелване дървесен пулп - механичен пулп (приземен дърво), сулфат и сулфит маса, пулпа от стара хартия и полуцелулозна целулоза и вискозна маса, слама и други материали. В херметично затворен контейнер не е изложен на натриев пероксид разлагане, дори след продължително съхранение. Съдове с натриев пероксид трябва да се съхраняват на хладно място, далече от запалими материали. Сама по себе си, натриев пероксид не е запалим, но лесно запалими при контакт с органични вещества, като например дърво, масло, хартия, или редуциращи агенти в присъствието на влага [6].
Той се използва за избелване на различни материали (слама, коприна, кост, вълна и т.н.), както и за извършване маски, както и в подводни операции, в подводници и т.н.
Използването на натриев пероксид в последните случаи се основава на взаимодействието между пероксид и въглероден диоксид:
Na2 + [O2] 2- + CO2 = Na2 + CO32- + О2. (14)
Издишвания въглероден диоксид се абсорбира от светлината с едновременно пропускане на газообразен кислород. Последната отново може да се използва за дишане. [3]
Водороден прекис разтвори обикновено се използват за избелващи тъкани и вълна, слама, пера. Разширяване оцветители (пигменти), водороден пероксид не разрушава обезцветения материал. тя се използва като дезинфектант и кръвоспиращ агент в медицината.
агрохимически и почвени лаборатории водороден прекис се използва за опепеляване проби от почва или растителен материал. Концентрираният водороден прекис в смес с горимия материал се използва за производството на взривни състави [1].
В химическата практика, той се използва като окисляващ агент "не е глезен" продукти решения за възстановяване, тъй като в този случай се получава само вода [7].
Практическо приложение има основно BaO2 (за Н2О2, в органичния синтез, в пиротехника, покриване топъл катод катоди). В по-малка степен калциев използва пероксид (при печене, втвърдяване бутилова гума), стронциев прекис (в пиротехника) хидратирани форми на магнезий и цинк пероксиди (лекарство) [2].
2. Експериментална част
2.1 инструменти и реагенти
Обемни колби в 50 мл;
Наситен разтвор на натриев хидроксид;
Разтвор на водороден пероксид 42%.
Да се изчисли колко трябва да се вземат на изходните материали за '10 натриев пероксид.
Изчисленията са направени съгласно реакцията:
2NaOH + H2O2 = Na2O2 + 2H2O. (15)
Предвид: m (Na2O2) = 10 гр.
M (Na2O2) = '78 / мол;
М (NaOH) = '40 / мол;
M (Н2О2) = '34 / мол;
а) Изчислява се броят на моловете е 10 грама натриев пероксид.:
п (Na2O2) = '10 / 78 гр. / мол = 0.13 мол.
б) изчисляване на масата на изходни материали:
m (NaOH) = 2 * четиресетграма мол / мол * 0,13 мола = 10,4 грама
m (Н2О2) = '34 / мол * 0,13 грама = 4.4 мол
в) изчисляване на масата на 35% разтвор на Н2О2:
100 грама - 35 грама
х грама - 4.4 грама,
където х = 12.6 гр
г) изчисляване на обема на водороден прекис:
където р - плътност от 35% разтвор на Н2О2.
V = 12,6 / 1.130 = 11. 1 мл
След изчисления са установили, че за да се получи 10 грама водороден пероксид трябва да изходни материали:. Т (NaOH) = 10,4 д, V = 11. 1 мл.
2.3 Провеждане на синтеза
Прие 10.4 грама сух натриев хидроксид в колба и се разтваря в 20 мл вода, след това се излива в друга колба 35% натриев пероксид. И двете решения са поставени в хладилника. След охлаждане до тях 00C се смесват 11,1 мл разтвор на водороден пероксид и разтвор на натриев хидроксид [8]. Веднага образува жълт мътен разтвор с бяла утайка на дъното, което веднага се разтваря.
1. Метод за получаване на натриев пероксид.
2. Показано е, че много нестабилна, когато се опитва да се разграничи от разтвора се разтваря в лаборатория Получената утайка Na2O2 на.
1. Remi G. неорганична химия курс / G. Remy - Мир, 1978 - 606 ° С.
2. Глинка NL Обща Химия / NL Глинка - L. Chemistry, 1988 - 306 ° С.
3. Mikhaylenko YI Обща и неорганична химия на курса / YI Михайленко - Москва гимназия, 1966 г. - 238 гр.
6. Кратко Химическа енциклопедия / Ed. IL Knuniants - М. съветски енциклопедия, 1964 - 379 стр.
8. Карякин, Y. Pure Chemicals / JV Карякин, II Angels - М. Chemistry, 1974 - 267 ° С.
Свързани статии