Розділи

-Пероксиди. Надпероксиди. Озоніди

В молекулах пероксидів атоми Оксигену сполучені між собою в ані­он О22–. Пероксиди мо­жуть утворювати як метали, так і неметали. Наприклад, Н2О2, К2О2, СаО2, NО3, SО4 тощо. Тверді пероксиди металів І та II груп періодичної системи можна розглядати як солі слабкої кислоти – Н2О2. Кристалічні решітки їх складаються з іонів металу та пероксид-іонів О22–.

У молекулах надпероксидів атоми Оксигену сполучені між собою в аніон О2–, наприклад: NаО2, КО2, Са(О2)2, Sr(О2)2 тощо. В молекулах озонідів атоми Оксигену сполучені між собою в аніон О3–. Озоніди, які утворюють лужні метали – МеО3, складаються з іонів металу та озонід-іонів.

Номенклатура. Назви бінарних сполук елементів, що містять аніони О22–, О2–, О3–, утворюються з назв елементів у називному відмінку і відповідних слів: пероксид, надпероксид, озонід. Напри­клад: СаО2 – кальцій пероксид, КО2 – калій надпероксид, КО3 – калій озонід.

Основні методи добування пероксидів, надпероксидів, озонідів. Пероксиди утворюються при спалюванні лужних, лужно-земельних металів, оксидів лужно-земельних металів у кисні; при взаємодії пероксиду Гідрогену з гідроксидом або сіллю металу; озону з деякими оксидами неметалів і гідроксидами металів, наприклад:

2Nа + О2 = Nа2О2; НgСl2 + Н2О2 = НgО2 + 2НСl;

2ВаО + О2 = 2ВаО2; NО2 + О3 = NО3 + О2;

2LіОН + Н2О2 = Lі2О2 + 2Н2О; 4КОН(тв) + 4О3 = 4КО3(тв) + О2 + 2Н2О.

Основні хімічні властивості пероксидів, надпероксидів, озонідів. Пероксиди лужних металів Ме2О2, лужно-земельних МеО2, надпероксиди і озоніди взаємодіють з водою і кислотами, наприклад:

Nа2О2 + 2Н2О = 2NаОН + Н2О2; Nа2О2 + Н2SО4 = Nа2SО4 + Н2О2;

СаО2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2О2; 2КО2 + Н2SО4 = К2SО4 + Н2О2 + О2;

Са(О2)2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2О2 + О2; 4КО3 + 2Н2О = 4КОН + 5О2.

Пероксиди на практиці використовують як окислювачі та від­новники, наприклад:

РbS + 4Н2О2 = РbSО4 + 5Н2О;

2КМnО4 + 5Н2О2 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5О2 + 8Н2О.

Властивості сполук Е(ОН)х залежно від хімічної природи елемента Е

Більшість оксидів прямо або посередньо утворюють сполуки з водою, склад яких можна виразити загальною формулою Е(ОН)х, де х – валентність елемента Е.

Залежно від хімічної природи елемента Е сполуки Е(ОН)х поділяються на основи, кислоти та амфотерні гідроксиди. Належ­ність сполуки Е(ОН)х до певного класу зумовлена його дисоціа­цією, що залежить від полярності валентних зв' язків Е–О та О–Н. Якщо елемент характеризується різко вираженими мета­лічними властивостями, то зв'язок між ним і Оксигеном – полярний (з переходом в іонний), в той час як зв'язок О–Н малополярний [Е(ОН)х – основа]. Навпаки, якщо елемент Е має різко виражені неметалічні властивості, то зв'язок між ним і Оксигеном – малопо­лярний, а зв'язок О–Н –полярний [Е(ОН)х – кислота]. Коли полярності зв'язків Е–О та О–Н дуже близькі, дисоціація мож­лива в обох напрямках [Е(ОН)х – амфотерний гідроксид].

В межах періоду періодичної систе­ми основні властивості сполук Е(ОН)х послаблюються, а кислот­ні – посилюються. Наприклад, у третьому періоді: NаОН, Мg(ОН)2 – основи, Аl(ОН)3 – амфотерний гідроксид, Н4SіО4 – слабка кислота, Н3РО4 – кислота середньої сили, Н2SО4, НСlО4 – сильні кислоти.

В межах груп спостерігається закономірне послаб­лення кислотного і посилення основного характеру сполуки Е(ОН)х. Наприклад, у III групі: Н3ВО3 – кислота, Аl(ОН)3, Gа(ОН)3 – амфотерні гідроксиди, Іn(ОН)3 – амфотерний гідро­ксид з перевагою основної функції, Тl(ОН)3 – основа.

Хімічний характер сполук Е(ОН)х, залежить від валентності елемента Е. Збільшення ступеня окислення атома еле­мента Е призводить до зменшення основних і зростання кислотних властивостей. Наприклад: Мn(ОН)2, Мn(ОН)3 – основи, Мn(ОН)4 – амфотерний гідроксид, НМnО4 – кислота.

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 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92  Наверх ↑

Кращі книги