166603 (Синтез Na2O2 (пероксида натрия))

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Курсовая работа по неорганической химии

"СИНТЕЗ Na₂O₂"

Красноярск 2008

Введение

В повседневной жизни пероксиды очень важны для человека. Пероксид водорода, например, широко используется для отбеливания тканей и шерсти, соломы, перьев. Разлагая красящие вещества (пигменты), он не разрушает отбеливаемый материал. В медицине H₂O₂ используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство [1].

Большое практическое применение также имеют пероксиды щелочноземельных металлов, например, BaO₂ (для получения H₂O₂, в органическом синтезе, в пиротехнике, для покрытия термоионных катодов). В меньшей степени применяют пероксид кальция (в хлебопечении, вулканизации бутилкаучука), пероксид стронция (в пиротехнике), гидратные формы пероксидов магния и цинка (в медицине) [2].

Целью этой работы было синтезирование пероксида водорода по реакции:

2NaOH + H₂O₂ = Na₂O₂ + 2H₂O. (1)

Пероксид натрия употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках.

Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процессе взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода, [3]:

Na₂⁺O₂^2– + CO₂ = Na₂⁺CO₃^2– + O₂. (2)

1. Литературная часть

1.1 Общая характеристика пероксидов

Пероксидами называют кислородные соединения, содержащие ион кислорода, не полностью восстановленный, в виде [O₂]^2–, [О₄]^2– или [О₂] ^– [3].

Соединения, содержащие в своем составе пероксогруппу (О―О)^2– и называемые пероксосоединениями, рассматривают как производные пероксида водорода и делят на два больших вида: простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, называемые пероксидами, в которых пероксогруппа соединена с ионом или атомом металла ионной или атомной связью. Эти соединения могут быть образованы всеми металлами IА-, IIА – (за исключением бериллия) и II В-группы периодической системы Д.И. Менделеева. По мере увеличения электроотрицательности металла (от щелочных и щелочно-земельных металлов к таким d-металлам, как ртуть) ионный характер связи в пероксидах изменяется на ковалентный [4].

Кроме пероксидов формулы Me₂[O₂], для калия, рубидия и цезия имеются еще пероксиды типа Me₂[O₃] и Me₂[O₄]. Пероксиды типа Me₂[O₄] имеют строение Me₂⁺[[O₂]^2–O₂]^2–, т.е. молекулярный кислород в этих соединениях находится в комплексе с ионом кислорода [O₂]^2–: [[O₂]^2–O₂]^{2 –} [3].

К комплексным пероксосоединениям относятся соединения, в которых пероксогруппа является лигандом. Такие соединения образуют элементы III и последующих групп периодической системы.

Комплексные пероксогруппы принято делить на пять групп. Первая из них – это пероксокислоты и их соли общего состава [Э_п(О₂^2–)_xL_y]^z–, в которых один или несколько пероксид-ионов входят в комплексный ион, играя роль либо монодентатного лиганда (Э–О–О^–), либо бидентатного лиганда (О–О), либо мостикового лиганда (Э–О–О–Э) с образованием многоядерного комплекса, где Э – элемент-комплексообразователь и L – лиганды, к которым относится и О^2–.

К этой группе соединений относятся многочисленные пероксокислоты, образованные серой. Известна пероксомоносерная кислота (кислота Каро) состава H₂SO₅. Лигандная пероксогруппа в комплексах играет роль мостиковой связи предпочтительнее между атомами неметаллов. Это имеет место, в частности, в пероксодисерной кислоте состава H₂S₂O₈ – белом кристаллическом легкоплавком веществе.

Вторую группу пероксидных комплексов образуют соединения, содержащие пероксогруппу в составе комплексного катиона или комплексной молекулы и потому не являющиеся пероксокислотами или их солями. Состав таких комплексов может быть выражен формулой: [Э_n(O₂)_x L_y]^z.

Третью, четвертую и пятую группы пероксидных комплексных соединений образуют пероксиды, содержащие, соответственно, либо кристаллизованную воду (например, кристаллогидраты: Na₂O₂×8H₂O и CaO₂×8H₂O), либо кристаллизационный пероксид водорода (например, кристаллопероксогидраты: Na₂O₂×4H₂O₂, 2Na₂СO₃×3H₂O₂ и CaO₂×2H₂O₂), либо и то и другое (например, кристаллогидраты – пероксогидраты: Na₂O₂×2H₂O₂×4H₂O и Na₃ PO₄×2H₂O₂×4H₂O) [4].

Характерным свойством перекисных соединений, как простых, так и комплексных, является способность образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород в активной форме при термическом разложении или действии воды и других химических агентов. Другие соединения, которые могут быть источником кислорода, как, например, нитраты, хлораты, перхлораты, перманганаты и некоторые оксиды, не выделяют пероксид водорода при действии воды. Кислород они выделяют только при нагревании и в присутствии катализаторов [5].

1.2 Получение пероксидов

Все простые пероксосоединения могут быть получены обменной реакцией между H₂O₂ и гидроксидом нужного металла.

Высокая реакционная способность щелочных металлов (за исключением лития) по отношению к кислороду позволяет синтезировать их пероксиды непосредственным окислением металла кислородом при атмосферном давлении. Эта способность обусловлена тем, что Na, K, Rb и Cs, в отличии от других металлов, обладают наибольшими значениями атомного радиуса и наименьшими значениями энергии ионизации. Литий же этими свойствами не обладает, и синтез пероксида лития осуществим лишь взаимодействием гидроксида с растворами H₂O₂ [2].

Лабораторные способы получения пероксидов сводятся к окислению избытком кислорода растворов металлов в жидком аммиаке или же к непосредственному сжиганию их при температуре около 300–400 ºС, причем образуются не только пероксиды типа Me₂O₂, но у калия, рубидия и цезия – типа Me₂O₄.

Пероксид лития в чистом виде добывают из кристаллического соединения Li₂O₂×H₂O₂×3H₂O, высушивая его над P₂O₅ или H₂SO₄ в эксикаторе. Самое соединение Li₂O₂×H₂O₂×3H₂O выкристаллизовывается из спиртового раствора смеси Li(OH) и H₂O₂.

Для натрия известен гидрат состава Na₂O₂×8H₂O образующийся при взаимодействии Na₂O₂ с водой при сильном охлаждении. Кроме упомянутого соединения, может быть получен и гидрат состава Na₂O₂×2H₂O₂×4H₂O, легко теряющий воду при высушивании в эксикаторе.

Пероксид бария BaO₂ получают окислением BaO в токе кислорода при 500–520ºС, пероксидные соединения других элементов этой группы – взаимодействием соответствующих гидроксидов с растворами H₂O₂ [3].

1.3 Физические и химические свойства пероксидов

Пероксиды щелочных металлов представляют собой твердые кристаллические вещества различного цвета: пероксид лития – белого, натрия – слабо-желтого, калия – розового, рубидия и цезия, по-видимому, тоже розового цвета.

Пероксиды типа Me₂[O₃] окрашены в различные оттенки коричневого цвета. Их температура плавления несколько ниже температур плавления соответствующих пероксидов типа Me₂[O₂], но также повышаются от калия к цезию (таблица-1):

Таблица 1. Температуры плавления пероксидов типа Me₂[O₃]

Температура плавления пероксидов в подгруппе повышается с увеличением порядкового номера (таблица-2):

Таблица 2. Температура плавления пероксидов типа Me₂[O₂]

Температура плавления пероксидов типа Me₂[O₄] также соответственно несколько ниже температур плавления пероксидов типа Me₂[O₃] и в том же направлении повышаются (таблица-3):

Таблица 3. Температура плавления пероксидов типа Me₂[O₄]

Цвет K₂O₄ оранжевый, Rb₂O₄ темно-коричневый, Cs₂O₄ желтый.

Пероксиды Ca, Sr, Ba и гидратные формы пероксиды Mg, Zn и Cd в чистом виде бесцветны и диамагнитны; пероксид ртути HgO₂ желтого цвета.

Пероксиды термически очень устойчивы; устойчивость их повышается с увеличением заряда ядра. Однако с увеличением количества кислорода в молекуле их температуры плавления и термическая устойчивость понижаются.

Являясь солями слабой кислоты, они при растворении в воде подвергаются гидролизу:

Na₂⁺[O₂]^2–+ 2H⁺OH^– → H₂⁺[O₂]^2– + 2Na⁺OH^– (3)

Пероксиды же типа Me⁺₂[O₄]^{2 –} при гидролизе дают помимо пероксида водорода и молекулу кислорода:

K₂⁺[O₄]^2–+ 2H⁺OH^– → H₂⁺[O₂]^2– + O₂ + 2K⁺OH^– (4)

При действии кислот протекают те же самые реакции:

Na₂⁺[O₂]^2– + H₂⁺SO₄^2– → H₂⁺[O₂]^2– + Na₂⁺SO₄^2–, (5)

K₂⁺[O₄]^2– + H₂⁺SO₄^2– → H₂⁺[O₂]^2– + O₂ + K₂⁺SO₄^2– (6)

Все пероксиды взаимодействуют с углекислым газом, выделяя кислород:

2Na₂O₂ + 2CO₂↑ = 2Na₂CO₃ + O₂ ↑. (7)

Во всех пероксидных соединениях, как простых, так и комплексных (известных в настоящее время для полусотни элементов), степень окисления образующего их элемента является максимальной и равна номеру группы, к которой относится этот элемент [3].

1.4 Окислительно-восстановительные свойства пероксидов

Пероксиды щелочных металлов могут быть окислителями и восстановителями. Окислительные свойства обуславливаются наличием в них пероксидного иона [O₂]^2–, способного принимать электроны.

Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О–О или изменением заряда иона О₂^2– Можно считать, что О₂^2–-радикал присоединяет или теряет электроны: О₂^2– + 2 e^– = 2О^-2 – окислитель, О₂^2– – 2 e^– = О₂ – восстановитель.

В первом случае пероксиды проявляют окислительные свойства, во втором восстановительные. Например:

2KI + Na₂O₂ + 2H₂SO₄ = I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O, (8)

^{Окислитель}

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O. (9)