Курсова робота з неорганічної хімії
У повсякденному житті пероксиди дуже важливі для людини. Пероксид водню, наприклад, широко використовується для відбілювання тканин і шерсті, соломи, пір'я. Розкладаючи фарбувальні речовини (пігменти), він не руйнує відбілюючі матеріал. У медицині H2O2 використовується як дезінфікуючий і кровоспинний засіб [1].
Велике практичне застосування також мають пероксиди лужноземельних металів, наприклад, BaO2 (для отримання H2O2, в органічному синтезі, в піротехніці, для покриття термоіонних катодів). У меншій мірі застосовують пероксид кальцію (в хлібопеченні, вулканізації бутилкаучуку), пероксид стронцію (в піротехніці), гідратів форми пероксидов магнію і цинку (в медицині) [2].
Метою цієї роботи було синтезування пероксиду водню по реакції:
2NaOH + H2O2 = Na2O2 + 2H2O. (1)
Пероксид натрію вживається для відбілювання різних матеріалів (соломи, шовку, кісток, вовни) і для виготовлення протигазів, а також при підводних роботах, в підводних човнах.
Застосування пероксиду натрію в останніх випадках засноване на процесі взаємодії між пероксидом і двоокисом вуглецю, [3]:
Na2 + O22- + CO2 = Na2 + CO32- + O2. (2)
1. Літературна частина
1.1 Загальна характеристика пероксидів
Пероксидамі називають кисневі сполуки, що містять іон кисню, в повному обсязі відновлений, у вигляді [O2] 2-, [О4] 2- або [О2] - [3].
Сполуки, що містять у своєму складі пероксогруппу (Про # 8213; О) 2- і звані пероксосоедіненіямі, розглядають як похідні пероксиду водню і ділять на два великі види: прості і комплексні. До простих пероксосоедіненіям відносяться з'єднання, звані пероксидамі, в яких пероксогруппа з'єднана з іоном або атомом металу іонної або атомної зв'язком. Ці сполуки можуть бути утворені всіма металами IА-, IIА - (за винятком берилію) і II В-групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. У міру збільшення електронегативності металу (від лужних і лужно-земельних металів до таких d-металів, як ртуть) іонний характер зв'язку в пероксид змінюється на ковалентний [4].
Крім пероксидов формули Me2 [O2], для калію, заліза і цезію є ще пероксиди типу Me2 [O3] і Me2 [O4]. Пероксиди типу Me2 [O4] мають будову Me2 + [[O2] 2-O2] 2-, тобто молекулярний кисень в цих з'єднаннях знаходиться в комплексі з іоном кисню [O2] 2: [[O2] 2-O2] 2 - [3].
До комплексних пероксосоедіненіям відносяться з'єднання, в яких пероксогруппа є лігандом. Такі сполуки утворюють елементи III і наступних груп періодичної системи.
Комплексні пероксогруппи прийнято ділити на п'ять груп. Перша з них - це пероксокислот і їх солі загального складу [Еп (О22-) xLy] z-, в яких один або кілька пероксид-іонів входять в комплексний іон, граючи роль або монодентатно лиганда (Е-О-О-), або бідентатного лиганда (О-О), або мостикового лиганда (Е-О-О-Е) з утворенням многоядерного комплексу, де Е - елемент-комплексоутворювач і L - ліганди, до яких відноситься і О2.
До цієї групи сполук відносяться численні пероксокислот, утворені сірою. Відома пероксомоносерная кислота (кислота Каро) складу H2SO5. Лігандная пероксогруппа в комплексах грає роль мостиковой зв'язку переважно між атомами неметалів. Це має місце, зокрема, в пероксодісерной кислоті складу H2S2O8 - білому кристалічному легкоплавка речовині.
Другу групу пероксидних комплексів утворюють сполуки, що містять пероксогруппу в складі комплексного катіона або комплексної молекули і тому не є пероксокислот або їх солями. Склад таких комплексів може бути виражений формулою: [Еn (O2) x Ly] z.
Третю, четверту і п'яту групи пероксидних комплексних сполук утворюють пероксиди, що містять, відповідно, або кристалізовану воду (наприклад, кристалогідрати: Na2O2Ч8H2O і CaO2Ч8H2O), або кристалізаційний пероксид водню (наприклад, крісталлопероксогідрати: Na2O2Ч4H2O2, 2Na2СO3Ч3H2O2 і CaO2Ч2H2O2), або і те й інше (наприклад, кристалогідрати - пероксогідрати: Na2O2Ч2H2O2Ч4H2O і Na3 PO4Ч2H2O2Ч4H2O) [4].
Характерною властивістю перекисних сполук, як простих, так і комплексних, є здатність утворювати пероксид водню при взаємодії з розведеними розчинами кислот, а також виділяти кисень в активній формі при термічному розкладанні або дії води і інших хімічних агентів. Інші сполуки, які можуть бути джерелом кисню, як, наприклад, нітрати, хлорати, перхлорати, перманганат і деякі оксиди, не виділяють пероксид водню при дії води. Кисень вони виділяють тільки при нагріванні і в присутності каталізаторів [5].
1.2 Отримання пероксидов
Всі прості пероксосоедіненія можуть бути отримані обмінної реакцією між H2O2 і гідроксидом потрібного металу.
Висока реакційна здатність лужних металів (за винятком літію) по відношенню до кисню дозволяє синтезувати їх пероксиди безпосереднім окисленням металу киснем при атмосферному тиску. Ця здатність обумовлена тим, що Na, K, Rb і Cs, на відміну від інших металів, володіють найбільшими значеннями атомного радіусу і найменшими значеннями енергії іонізації. Літій ж цими властивостями не володіє, і синтез пероксиду літію здійснимо лише взаємодією гідроксиду з розчинами H2O2 [2].
Лабораторні способи отримання пероксидів зводяться до окислення надлишком кисню розчинів металів в рідкому аміаку або ж до безпосереднього спалювання їх при температурі близько 300-400 º С, при цьому утворюються не тільки пероксиди типу Me2O2, але у калію, заліза і цезію - типу Me2O4.
Пероксид літію в чистому вигляді добувають з кристалічної сполуки Li2O2ЧH2O2Ч3H2O, висушуючи його над P2O5 або H2SO4 в ексикаторі. Саме з'єднання Li2O2ЧH2O2Ч3H2O викристалізовується з спиртового розчину суміші Li (OH) і H2O2.
Для натрію відомий гідрат складу Na2O2Ч8H2O утворюється при взаємодії Na2O2 з водою при сильному охолодженні. Крім згаданого з'єднання, може бути отриманий і гідрат складу Na2O2Ч2H2O2Ч4H2O, легко втрачає воду при висушуванні в ексикаторі.
Пероксид барію BaO2 отримують окисленням BaO в струмі кисню при 500-520єС, пероксидні сполуки інших елементів цієї групи - взаємодією відповідних гідроксидів з розчинами H2O2 [3].
1.3 Фізичні та хімічні властивості пероксидів
Пероксиди лужних металів є тверді кристалічні речовини різного кольору: пероксид літію - білого, натрію - слабо-жовтого, калію - рожевого, рубідію і цезію, по-видимому, теж рожевого кольору.
Пероксиди типу Me2 [O3] пофарбовані в різні відтінки коричневого кольору. Їх температура плавлення трохи нижче температур плавлення відповідних пероксидів типу Me2 [O2], але також підвищуються від калію до цезію (таблиця-1):
Таблиця 1. Температури плавлення пероксидів типу Me2 [O3]
Колір K2O4 помаранчевий, Rb2O4 темно-коричневий, Cs2O4 жовтий.
Пероксиди Ca, Sr, Ba і гідратів форми пероксиди Mg, Zn і Cd в чистому вигляді безбарвні і діамагнітни; пероксид ртуті HgO2 жовтого кольору.
Пероксиди термічно дуже стійкі; стійкість їх підвищується зі збільшенням заряду ядра. Однак зі збільшенням кількості кисню в молекулі їх температури плавлення і термічна стійкість знижуються.
Будучи солями слабкої кислоти, вони при розчиненні у воді піддаються гідролізу:
Na2 + [O2] 2 + 2H + OH- → H2 + [O2] 2 + 2Na + OH- (3)
Пероксиди ж типу Me + 2 [O4] 2 - при гідролізі дають крім пероксиду водню і молекулу кисню:
K2 + [O4] 2 + 2H + OH- → H2 + [O2] 2 + O2 + 2K + OH- (4)
При дії кислот протікають ті ж самі реакції:
Na2 + [O2] 2 + H2 + SO42- → H2 + [O2] 2 + Na2 + SO42-, (5)
K2 + [O4] 2 + H2 + SO42- → H2 + [O2] 2 + O2 + K2 + SO42- (6)
Всі пероксиди взаємодіють з вуглекислим газом, виділяючи кисень:
2Na2O2 + 2CO2 ↑ = 2Na2CO3 + O2 ↑. (7)
У всіх пероксидних сполуках, як простих, так і комплексних (відомих в даний час для півсотні елементів), ступінь окислення утворить їх елемента є максимальною і дорівнює номеру групи, до якої відноситься цей елемент [3].
1.4 Редокс властивості пероксидів
Пероксиди лужних металів можуть бути окислювачами і відновниками. Окисні властивості обумовлюються наявністю в них пероксидного іона [O2] 2-, здатного приймати електрони.
Найчастіше протікають реакції, що супроводжуються руйнуванням зв'язку О-О або зміною заряду іона О22- Можна вважати, що О22 - радикал приєднує або втрачає електрони: О22- + 2 e- = 2О-2 - окислювач, О22- - 2 e- = О2 - відновник.
У першому випадку пероксиди проявляють окисні властивості, у другому відновлювальні. наприклад:
2KI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O, (8)
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O. (9)
Окисні властивості пероксидів виражені сильніше, ніж відновлювальні:
H2O2 + 2H + + 2e- = 2H2O, E0298 = 1,77 в,
H2O2 - 2e- = O2 + 2H +, E0298 = 0,68 в.
Так як пероксиди проявляють окисні і відновні властивості, то в відповідних умовах вони піддаються реакції диспропорціонування:
Li2 + [O2] 2 + Li2 + [O2] 2 → O2 + 2Li2 + O2- (10)
Однак реакція диспропорціонування не протікає при звичайній температурі, якщо пероксид зберігається в сухому місці в щільно закритій посудині. Це пояснюється тим, що у вологому повітрі або у водному розчині пероксид як сіль слабкої кислоти піддається гідролізу і при цьому утворюється перекис водню, яка термічно міцна. Молекули її знаходяться не в однаковому енергетичному стані, і тому між ними настає реакція диспропорціонування [3].
1.5 Пероксид водню і його властивості
З пероксидів найбільше практичне значення має пероксид водню H2O2.
Енергія зв'язку О-О (210 кДж / моль) майже в два рази менше енергії зв'язку O-H (468 кДж / моль).
Через несиметричного розподілу зв'язків H-O молекула H2O2 сильно полярна (μ = 2,1 D). Між молекулами H2O2 виникає досить міцна воднева зв'язок, що викликає їх асоціацію. Тому в звичайних умовах пероксид водню - блідо-блакитна сиропообразная рідина (щільність 1,44) з досить високою температурою кипіння (150,2єС) і хорошою іонізуючий розчинник. При - 0,43єС пероксид водню замерзає. З водою змішується в будь-яких відносинах завдяки виникненню нових водневих зв'язків. З розчинів виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату H2O2 · 2H2O (температура плавлення - 52єС). У лабораторії зазвичай використовуються 3- і 30% -е розчини H2O2 (останній називають пергідролем).
У водних розчинах пероксид водню - слабка кислота (Кіоніз = 2,24 · 10-12):
H2O ··· H2O2 ↔ OH3 + + HO2- (11)
У хімічних реакціях пероксид - радикал може, чи не змінюючись, переходити в інші сполуки, наприклад:
H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O, (12)
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2. (13)
Остання реакція використовується для отримання пероксиду водню [5].
При нагріванні пероксиду натрію при 311-400 ° С спостерігається деяка втрата активного кисню, бурхливий розкладання починається при 540 ° С. Плавиться пероксид натрію вище 596 ° С і повністю віддає свій активний кисень при 675 ° С. Розчиняється в воді. При цьому утворюються NaOH, H2O2 і виділяється певна кількість кисню, тому що лужне середовище і підвищена температура сприяють розкладанню H2O2. З розведеними кислотами пероксид натрію реагує з утворенням відповідних солей і пероксиду водню. Енергійно реагує з киснем, сіркою, натрієм, моно- і діоксидом вуглецю. Відомі молекулярні сполуки пероксиду натрію з водою (октагідрат Na2O2Ч8H2O), з пероксидом водню (діпероксігідрат Na2O2Ч2H2O2) і з водою і пероксидом водню (тетрагідрат діпероксігідрата Na2O2Ч2H2O2Ч4H2O). З вологою і вуглекислим газом повітря пероксид натрію реагує з утворенням NaOH, Na2CO3 і з виділенням кисню. На цьому грунтується його застосування для регенерації повітря в закритих приміщеннях.
Пероксид натрію отримують окисленням розплавленого на деках металевого натрію в противотоке очищеного від CO2 і висушеного повітря або форсункових апаратах. Для отримання високоякісного пероксиду натрію рекомендується відновлювати пероксид натрію, отриманий окисленням металу, до окису шляхом нагрівання при 130-200 ° С з невеликими порціями металевого натрію в інертній атмосфері, зволоженою парами води, а отриманий таким чином оксид окисляти до пероксиду в обертових печах при 250 -400 ° С. Отриманий продукт містить 96-98% Na2O2. Оскільки пероксид натрію вельми агресивний по відношенню до металів, при його отриманні користуються зазвичай реакторами з нікелевих сплавів, покритих графітом, і мішалками з цирконію.
Пероксид натрію виробляють в значних кількостях. Застосовують в основному для відбілювання бавовняних, лляних і вовняних тканин, джутових матеріалів. Широко використовують для відбілювання деревної маси - механічної пульпи (меленої деревини), сульфатної і сульфітної пульпи, пульпи з старого паперу і напівхімічним пульпи, а також віскозної маси, соломи та інших матеріалів. У герметично закритій тарі пероксид натрію не схильний до розкладання навіть при тривалому зберіганні. Судини з пероксидом натрію слід зберігати в прохолодному місці, далеко від займистих матеріалів. Сам по собі пероксид натрію не запалюється, але горить за зіткненні з органічними речовинами, наприклад деревом, маслом, папером або відновниками в присутності вологи [6].
Він вживається для відбілювання різних матеріалів (соломи, шовку, кісток, вовни та ін.) І для виготовлення протигазів, а також при підводних роботах, в підводних човнах і т.п.
Застосування пероксиду натрію в останніх випадках засноване на процес взаємодії між пероксидом і двоокисом вуглецю:
Na2 + [O2] 2 + CO2 = Na2 + CO32- + O2. (14)
Видихається легкими вуглекислий газ поглинається з одночасним виділенням газоподібного кисню. Останній знову може служити для дихання [3].
Розчини пероксиду водню широко використовуються для відбілювання тканин і шерсті, соломи, пір'я. Розкладаючи фарбувальні речовини (пігменти), пероксид водню не руйнує відбілюючі матеріал. У медицині він використовується як дезінфікуючий і кровоспинний засіб.
У агрохімічних і ґрунтових лабораторіях пероксид водню використовують для озоления зразків грунту або рослинного матеріалу. Концентрований пероксид водню в суміші з горючими матеріалами служить для виготовлення вибухових складів [1].
У хімічній практиці він застосовується як окислювач, «не бруднити» розчини продуктами відновлення, так як при цьому виходить тільки вода [7].
Практичне застосування має в основному BaO2 (для отримання H2O2, в органічному синтезі, в піротехніці, для покриття термоіонних катодів). У меншій мірі застосовують пероксид кальцію (в хлібопеченні, вулканізації бутилкаучуку), пероксид стронцію (в піротехніці), гідратів форми пероксидов магнію і цинку (в медицині) [2].
2. Експериментальна частина
2.1 Прилади та реактиви
Мірні колби на 50 мл;
Насичений розчин гідроксиду натрію;
Розчин пероксиду водню, 42%.
Розрахуємо скільки потрібно взяти вихідних речовин для отримання 10 м пероксиду натрію.
Обчислення проводимо по реакції:
2NaOH + H2O2 = Na2O2 + 2H2O. (15)
Дано: m (Na2O2) = 10 гр .;
М (Na2O2) = 78 м / моль;
М (NaOH) = 40 м / моль;
М (H2O2) = 34 м / моль;
а) Розрахуємо скільки моль становить 10 м пероксиду натрію:
n (Na2O2) = 10 м / 78 м / моль = 0,13 моль.
б) Розрахуємо масу вихідних речовин:
m (NaOH) = 2 моль * 40 м / моль * 0,13 моль = 10,4 м
m (H2O2) = 34 м / моль * 0,13 моль = 4,4 м
в) Розрахуємо масу 35% розчину H2O2:
100 грам - 35 грам
x грам - 4.4 грам,
звідки x = 12.6 грам
г) Розрахуємо обсяг пероксиду водню:
де р - щільність 35% розчину H2O2.
V = 12,6 / 1.130 = 11. 1 мл
Після розрахунків з'ясували, що для отримання 10 м пероксиду водню потрібно взяти вихідних речовин: m (NaOH) = 10,4 г, V = 11. 1 мл.
2.3 Проведення синтезу
Взяли 10,4 грам сухого гідроксиду натрію і в колбі розчинили в 20 мл води, потім налили в іншу колбу 35% розчин пероксиду натрію. Поставили обидва розчини в холодильник. Після охолодження їх до 00С змішали 11.1 мл розчину пероксиду водню і розчин гідроксиду натрію [8]. Відразу утворився жовтий каламутний розчин з білим осадом на дні, який тут же розчинився.
1. Вивчено процес отримання пероксиду натрію.
2. Показано, що в умовах лабораторії отриманий осад Na2O2 дуже нестійкий, при спробі виділення його з розчину розчиняється.
1. Ремі, Г. Курс неорганічної хімії / Г. Ремі - М. Мир, 1978. - 606 c.
2. Глінка Н.Л. Загальна хімія / Н.Л. Глінка - Л. Хімія, 1988. - 306 c.
3. Михайленко Я.І. Курс загальної та неорганічної хімії / Я.І. Михайленко - М. Вища школа, 1966. - 238 c.
6. Коротка хімічна енциклопедія / під ред. И.Л. Кнунянц - М. Радянська енциклопедія, 1964. - 379 с.
8. Карякін, Ю.В. Чисті хімічні речовини / Ю.В. Карякін, І.І. Ангелів - М.: Хімія, 1974. - 267 c.