-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.
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 ↑