Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Элементарная ячейка перекиси натрия Na 2 O 2 . Ионы натрия окрашены в фиолетовый цвет, а ионы перекиси - в красный цвет.

Пероксиды металлов - это металлосодержащие соединения с пероксидом с ионной или ковалентной связью ( O2-
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. [1]

Связь в O2²- [ править ]

Молекулярная орбитальная диаграмма пероксид-иона

Ион пероксида состоит из двух атомов кислорода, связанных одинарной связью. Орбиталь диаграмма пероксидного дианиона предсказывает дважды оккупировали рыхляющий л * орбиталь и порядок облигаций одного. Длина связи составляет 149 пм , что больше, чем в основном состоянии ( триплетный кислород ) 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 для3 O 2 ). [2]

Ион пероксида можно сравнить с супероксидом O-
2, который является радикалом, и кислородом, бирадикалом. [2]

Приготовление пероксидных солей [ править ]

Большинство пероксидов щелочных металлов можно синтезировать непосредственно путем оксигенации элементов. Перекись лития образуется при обработке гидроксида лития перекисью водорода: [1]

2 LiOH + H 2 O 2 → Li 2 O 2 + 2 H 2 O

Пероксид бария получают оксигенацией оксида бария при повышенных температуре и давлении. [3]

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. . [3] Более легкие щелочноземельные металлы - кальций , магний и стронций - также образуют пероксиды, которые коммерчески используются в качестве источников кислорода или окислителей.

Реакция пероксидных солей [ править ]

Для пероксидной соли обычно разрабатывается несколько реакций. При избытке разбавленных кислот или воды они выделяют перекись водорода. [1]

Na 2 O 2 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 O 2

При нагревании реакция с водой приводит к выделению кислорода. [1] При контакте с воздухом пероксиды щелочных металлов поглощают CO 2 с образованием пероксикарбонатов.

Пероксиды переходных металлов [ править ]

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, например MnO 2 и рутил (TiO 2 ), но это оксиды, а не пероксиды. Хорошо охарактеризованные примеры включают катионы металлов d 10 , пероксид цинка (ZnO 2 ), две взрывоопасные полиморфы пероксида ртути (HgO 2 ) и пероксид кадмия (CdO 2 ).

Пероксид является обычным лигандом в комплексах металлов . В области переходного металла дикислорода комплексов , О2-
2действует как бидентатный лиганд . [4] Некоторые комплексы содержат 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. [5] Реакция перекиси водорода с водным раствором титана (IV) дает ярко окрашенный пероксисомплекс, который является полезным тестом для титана, а также перекиси водорода. Многие дикислородные комплексы переходных металлов лучше всего описывать как аддукты пероксида. [6]

Приложения [ править ]

Многие неорганические пероксиды используются для отбеливания тканей и бумаги, а также в качестве отбеливающей добавки к детергентам и чистящим средствам. [3] Растущие экологические проблемы привели к предпочтению пероксидов соединениям на основе хлора и резкому увеличению производства пероксидов. [7] [8] Прошлое использование перборатов в качестве добавок к детергентам и чистящим средствам [9] было в значительной степени заменено перкарбонатами . Использование перекисных соединений в моющих средствах часто отражается в их торговых названиях; например, Persil - это комбинация слов per borate и silicate.

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. [3]

2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2

Пероксиды щелочных металлов можно использовать для синтеза органических пероксидов. Одним из примеров является превращение бензоилхлорида пероксидом натрия в пероксид дибензоила . [10]

История [ править ]

Александр фон Гумбольдт синтезировал перекись бария в 1799 году в качестве побочного продукта своих попыток разложить воздух.

Девятнадцать лет спустя Луи Жак Тенар понял, что это соединение можно использовать для получения перекиси водорода. [11] Тенар и Джозеф Луи Гей-Люссак синтезировали пероксид натрия в 1811 году. Примерно в то время стало известно об отбеливающем действии пероксидов и их солей на натуральные красители , но первые попытки промышленного производства пероксидов потерпели неудачу, и первое предприятие по производству пероксида водорода был построен в 1873 году в Берлине .

См. Также [ править ]

  • Озонид , O-
    3
  • Супероксид , O-
    2
  • Пероксид водорода

Ссылки [ править ]

  1. ^ a b c d Вольнов И.И. Пероксиды, супероксиды и озониды щелочных и щелочноземельных металлов , стр. 21–51, Plenum Press, New York, 1966, без ISBN.
  2. ^ а б Виберг, Эгон; Виберг, Нильс и Холлеман, Неорганическая химия Арнольда Фредерика , Academic Press, 2001, ISBN  0-12-352651-5 , стр. 475 и далее.
  3. ^ а б в г Виберг, Эгон; Виберг, Нильс и Холлеман, Неорганическая химия Арнольда Фредерика , Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5 , стр. 471-502 
  4. ^ Mimoun, H. (1983). «Пероксиды переходных металлов - синтез и использование в качестве окислителей». В С. Патай (ред.). Перекиси . Джон Вили и сыновья. DOI : 10.1002 / 9780470771730.ch15 .
  5. ^ Иглсон, Мэри (1994). Краткая энциклопедия химии . Вальтер де Грюйтер. С. 660–. ISBN 978-3-11-011451-5.
  6. ^ Гринвуд, штат Нью-Йорк; И Эрншоу, А. (1997). Химия элементов (2-е изд.), Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 0-7506-3365-4 . 
  7. ^ Офферманнс, Хериберт ; Диттрих, Гюнтер; Штайнер, Норберт (2000). «Wasserstoffperoxid в Umweltschutz und Synthese». Chemie in unserer Zeit . 34 (3): 150. doi : 10.1002 / 1521-3781 (200006) 34: 3 <150 :: AID-CIUZ150> 3.0.CO; 2-A .
  8. ^ Энциклопедия Ульмана промышленной химии, том 19, 5изд., Стр. 177-197, VCH, Weinheim, 1991, ISBN 3-527-20138-6 
  9. ^ Brotherton, BJ "Бор: неорганическая химия", в Энциклопедии неорганической химии (1994), изд. Р. Брюс Кинг, John Wiley & Sons ISBN 0-471-93620-0 
  10. ^ Гамбарджан, Стефан (1909). «Дифениламин и ацилпероксид» (PDF) . Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft . 42 (3): 4003. DOI : 10.1002 / cber.190904203164 .
  11. ↑ CW Jones, JH Clark. Применение перекиси водорода и производных . Королевское химическое общество, 1999 .