2.1.7. Пероксиды
От оксидов следует отличать пероксиды, например:
|
H2O |
– оксид водорода (вода) |
H2O2 |
– пероксид водорода |
|
Na2O |
– оксид натрия |
Na2O2 |
– пероксид натрия |
|
BaO |
– оксид бария |
BaO2 |
– пероксид бария |
В оксидах и в пероксидах электронная валентность кислорода и число образуемых атомами кислорода химических связей – одинаковое (две связи), и это означает, что электронная валентность, равная числу связей, у кислорода в пекроксидах равна двум. Но стехиометрическая валентность кислорода различная: в оксидах она равна II, а в пероксидах – I. Соответственно степень окисления кислорода в оксидах равна –2, а в пероксидах –1. Это различие объясняется тем, что в молекулах пероксидов имеется химическая связь между атомами кислорода. Отличие пероксидов от оксидов хорошо видно на структурных формулах
|
Вода H2O
|
Оксид натрия Na2O
|
Оксид бария BaO
|
|
Пероксид водорода H2O2
|
Пероксид натрия Na2O2
|
Пероксид бария BaO2
|
Число пероксидов ограничено: это пероксид водорода (H2O2) и пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов: K2O2, CaO2 и т.д. Имеются сведения о существовании пероксидов магния и цинка, но они неустойчивы и легко разлагаются. Другие элементы пероксидов не образуют.
Пероксиды металлов образуются при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов с избытком кислорода:
2Na + O2 = Na2O2; Ba + O2 = BaO2
Пероксид водорода получают при взаимодействии пероксидов металлов с кислотами:
BaO2 + H2SO4 = BaSO¯ + H2O2
Пероксиды щелочых и щелочноземельных металлов, подобно соответствующим оксидам, взаимодействуют с водой, но при этом образуется не только щёлочь, но и кислород:
2Na2O2 + 2Н2O = 4NaOН + O2; 2BaO2 + 2Н2O = 2Ba(OН)2 + O2
Пероксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, при этом образуется соль и кислород. Например, пероксид натрия взаимодействует с углекислым газом по уравнению:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
На этой реакции основано применение пероксида натрия для регенерации кислорода на космических станциях и подводных лодках.
Пероксиды металлов – твёрдые, а пероксид водорода – жидкое вещество, хорошо растворяющееся в воде. Пероксид водорода – сильный окислитель, на чём основано его применение в ракетных двигателях, для отбеливания тканей и в медицине (дезинфицирующее средство).
2.2. Основания
2.2.1 Классификация оснований
Основаниями называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединённые с одной или несколькими гидроксогруппами: NaOH, Ca(OH)2, Cr(OH)3 и т.д. Но это определение исключает из класса оснований гидроксид аммония NH4OH, поэтому лучше пользоваться определением на основе теории электролитической диссоциации: основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:
NaOH = Na+ + OH–; NH4OH D NH4+ + OH–
По растворимости к воде основания подразделяются на растворимые и нерастворимые.
К растворимым относятся основания щелочных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, RbOH, CsOH, FrOH), щелочноземельных (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2) и гидроксид аммония NH4OH. Свойства этих оснований определяются концентрацией в их растворах гидроксид-ионов.
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов – сильные электролиты. Их диссоциация в водных растворах протекает практически необратимо, концентрация OH– -ионов в растворах велика, поэтому растворы мыльные на ощупь, они разъедают кожу, изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый и т.д. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называются щелочами.
Гидроксид аммония – слабый электролит, его диссоциация обратима, поэтому концентрация OH–-ионов в растворах этого основания невелика, но достаточна для изменения цвета индикаторов.
Остальные основания практически нерастворимы в воде, ионы OH– в их растворах практически отсутствуют, поэтому цвет индикаторов в них не изменяется.
По взаимодействию с другими веществами основания подразделяются на типичные и амфотерные. Типичными являются те основания, которым соответствуют основные оксиды: это все щёлочи, а также Mg(OH)2, La(OH)3, Mn(OH)2 , Bi(OH)3 и др. Амфотерными являются те основания, которым соответствуют амфотерные оксиды. Это Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2, Pb(OH)4, Mn(OH)4 и др.
Необходимо иметь в виду ещё одну классификацию оснований – по числу гидроксогрупп в составе одной формульной единице. Основания с одним гидроксид-ионом называются однокислотными, с двумя – двухкислотными, с тремя – трёхкислотными и с четырьмя – четырёхкислотными. Кислотность основания равна количеству одноосновной кислоты (см. п. 2.3.1), затрачиваемой на реакцию с одним молем данного основания.
На взаимодействие с одним молем однокислотного основания требуется один моль одноосновной кислоты:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Если основание двухкислотное, то требуется два моля кислоты:
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O
А если в реакции участвует один моль трёх- или четырёхкислотного основания, то затрачивается три или четыре моля кислоты, соответственно:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O; Sn(OH)4 + 4HCl = SnCl4 + 4H2O