Главная страница Случайная страница Разделы сайта АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Соединения с кислородом
Оксиды Э2О – кристаллические вещества с ионной решеткой; термическая устойчивость от Li2О к Сs2О уменьшается; Li2О и Nа2О – бесцветные, К2О, Rb2О – желтые, Сs2О – оранжевый. Оксид лития получают при взаимодействии простых веществ: 4Li + О2 → 2Li2О. Оксиды остальных металлов – косвенным путем: Э2О2 + 2Э 2Э2О, или 2ЭОН + 2Э 2Э2О + Н2. Оксиды щелочных металлов энергично реагируют с водой, образуя щелочи: Э2О + Н2О → 2ЭОН (интенсивность взаимодействия увеличивается от Li2О к Сs2О). Все оксиды, кроме Li2О, взаимодействуют с кислородом при комнатной температуре, образуя пероксиды: 2Э2О + О2 → 2Э2О2. С углекислым газом: Na2О + СО2 → Na2СО3. Пероксиды Э2О2 – кристаллические вещества с ионной решеткой; термическая устойчивость от Li2О2 к Сs2О2 увеличивается; Li2О2 и Nа2О2 разлагаются уже при 342 и 460°С: Э2О2 Э2О + 1/2О2. Li2О2 – бесцветный, Nа2О2 – желтый, К2О2 – розовый. Пероксид натрия получают по реакции: 2Na + О2(избыток) Na2О2; пероксиды калия, рубидия, стронция: 2ЭО2 Э2О2 + О2. Пероксиды можно рассматривать как соли Н2О2. Они взаимодействуют с водой (гидролиз): Э2О2 + 2Н2О ⇄ 2ЭОН + Н2О2; с кислотами: Э2О2 + Н2SO4 → Э2SО4 + Н2О2. Пероксиды являются сильными окислителями (с органическими и горючими веществами реагируют со взрывом или вспышкой): Э2О2 + 2FeSО4 + 2Н2SО4 → Fe2(SО4)3 + Э2SО4 + 2Н2О; 2КI + Nа2О2 + 2Н2SО4 → К2SО4 + Nа2SО4 + I2 + 2Н2О; 2Nа2О2 + S → Nа2SО3 + Nа2О; 3Nа2О2 + 2Аl → 2NаАlО2 + 2Nа2О. Взаимодействуют с углекислым газом (реакции используются для регенерации воздуха): 2Nа2О2 + 2СО2 → 2Nа2СО3 + О2; Nа2О2 + СО2 + Н2О → Nа2СО3 + Н2О2; с угарным газом: Nа2О2 + СО → Nа2СО3. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют восстановительные свойства: 5Э2О2 + 2КМnО4 + 8Н2SО4 → 5О2 + 2МnSО4 + 5Э2SО4 + К2SО4 + 8Н2О; Nа2О2 + О2 → 2NаО2; Nа2О2 + Сl2 → 2NаСl + О2. Надпероксиды ЭО2 известны только у калия, рубидия, цезия. Это кристаллические вещества с ионной решеткой; термическая устойчивость увеличивается, но ниже, чем у пероксидов: 4ЭО2 2Э2О + 3О2. КО2 – оранжевый, СsО2 – желтый, RbО2 –коричневый. Надпероксиды получают по реакции: Э + О2(избыток) → ЭО2. Надпероксиды взаимодействуют с водой: 2КО2 + 2Н2О 2КОН + Н2О2 + О2 + 110 кДж; 2КО2 + Н2О 2КОН + 1, 5О2 + 100 кДж; с кислотами: 2ЭО2 + Н2SО4 → Э2SО4 + Н2О2 + О2. Надпероксиды являются очень сильными окислителями: 2КО2 + С → К2СО3 + О2; 2КО2 + S → К2SО4; 2КО2 + SО2 → К2SО4 + О2; 2КО2 + 2NО2 → 2КNО3 + О2. Надпероксиды взаимодействуют с углекислым и угарным газами: 2КО2 + СО2 → К2СО3 + 3/2О2; 2КО2 + СО → К2СО3 + О2 (реакции используются для регенерации воздуха). Озониды ЭО3 неустойчивы, разлагаются до плавления на оксид и кислород, наиболее устойчив озонид цезия (оранжево-красное вещество, температура разложения 82°С). Озониды получают по реакции: 2КОН + 2О3 → 2КО3 + Н2О + ½ О2. LiО3 неизвестен, NаО3 сильно неустойчив. Озониды взаимодействуют с водой, углекислым и угарным газами: 2RbО3 + Н2О → 2RbОН + 2, 5О2; 2СsО3 + СО2 → Сs2СО3 + 2, 5О2; 2RbО3 + СО → Rb2СО3 + 2О2. Озониды являются сильными окислителями. Рубидий и цезий образуют и другие соединения с кислородом состава Rb6О, Rb9О2 (медно-красный, с металлическим блеском), Сs7О (бронзовый), Сs4О (фиолетовый), Сs3О (темно-зеленый), Сs11О3 (фиолетово-голубой).
Гидроксиды ЭОН – бесцветные кристаллические вещества с ионной решеткой, сравнительно легкоплавки (у LiОН температура плавления 473, у NаОН – 322°С), очень хорошо растворимы в воде, за исключением LiОН (растворимость LiОН равна 12, 8 г/100 г Н2О; NаОН – 108, 7; КОН – 112, 4; RbОН – 179; СsОН – 385, 6). LiОН, RbОН, СsОН получают по реакции: Э2SО4 + Ва(ОН)2 → ВаSО4↓ + 2ЭОН. NаОН, КОН: 1) электролизом водных растворов хлоридов: Катод (Fе): 2Н2О + 2е → Н2↑ + 2ОН–; Анод (Тi): 2Сl– – 2е → Сl2↑. Суммарное уравнение: 2NаСl + 2Н2О 2NаОН + Сl2 + Н2; 2) реакцией каустификации: Э2СО3 + Са(ОН)2 СаСО3↓ + 2ЭОН. Гидроксиды щелочных металлов являются сильными электролитами, энергично поглощают из воздуха влагу (кроме LiОН) и углекислый газ: NаОН + Н2О → NаОН·Н2О и т. п.; 2NаОН + СО2 → Nа2СО3 + Н2О. При плавлении разрушают стекло и фарфор: 2NаОН(к) + SiО2(к) Na2SiО3(к) + Н2О(г). При доступе кислорода разрушают платину, поэтому их плавят в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани. Термически устойчивы (кроме LiОН) до температуры более 1000°С: 2LiОН Li2О + Н2О. Проявляют сильные основные свойства (реагируют с кислотами, кислотными оксидами), усиливающиеся от LiОН к СsОН. Соли щелочных металлов имеют ионную кристаллическую решетку. Соли лития неустойчивы к нагреванию: Li2СО3 Li2О + СО2; 4LiNО3 2Li2О + 4NО2 + О2. Карбонаты – бесцветные кристаллические ионные вещества. Гигроскопичны (кроме Li2СО3), образуют кристаллогидраты, плавятся без разложения при 800–900°С (кроме Li2СО3), хорошо растворяются в воде (кроме Li2СО3). В водных растворах взаимодействуют с углекислым газом, образуя гидрокарбонаты: Nа2СО3 + СО2 + Н2О → 2NаНСО3. Гидрокарбонаты (LiНСО3 неизвестен) – бесцветные, безводные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде (кроме NаНСО3). Взаимодействуют с кислотами: Nа2СО3 + 2НСl → 2NаСl + Н2О + СО2. Подвергаются гидролизу. Карбонаты получают по реакциям: Li2SО4 + Nа2СО3 → Li2СО3↓ + Nа2SО4; КОН + СО2 → КНСО3; КНСО3 К2СО3 + СО2 + Н2О. Современное промышленное производство Nа2СО3 (соды) применяет аммиачный способ Э. Сольве, по которому вначале получают гидрокарбонат аммония: NН3 + СО2 + Н2О → NН4НСО3. Необходимый для этой реакции СО2 образуется при термическом разложении известняка (или мела): СаСО3 → СаО + СО2. Затем осуществляют обменную реакцию: NаСl + NН4НСО3 → NаНСО3↓ + NН4Сl; Осадок NаНСО3 отфильтровывают и нагревают до полного его разложения: 2NаНСО3 Nа2СО3 + СО2 + Н2О. Выделяющийся СО2 используют в реакции образования NН4НСО3. Аммиак также непрерывно регенерируется: 2NН4Сl + Са(ОН)2 → 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О. Вместо NaCl можно использовать мирабилит Na2SO4·10Н2О: Na2SO4 + 2 NН3 + 2СО2 + 2Н2О ⇄ 2 NаНСО3 + (NН4)2SO4; нефелин: (Nа, К)[AlSiО4] + СаСО3 (Nа, К)АlО2 + СаSiО3 + СО2; Образовавшийся спек обрабатывают водой, при этом алюминаты натрия и калия переходят в раствор, а силикат кальция остается в осадке. После удаления осадка через фильтрат пропускают СО2: 2NаАlО2 + 2КАlО2 + 6Н2О + 2СО2 → 4Аl(ОН)3↓ + Nа2СО3 + К2СО3. Осадок гидроксида алюминия отделяют, а фильтрат, содержащий Nа2СО3 и К2СО3, упаривают. Первым в осадок при этом выпадает менее растворимый Na2CO3× H2O. При наличии дешевых источников энергии и запасов мирабилита рентабельным может быть сульфатный способ Н. Леблана (1791): Nа2SО4(к) + СаСО3(к) + 2С(к) Nа2СО3(ж) + СаS(ж) + 2СО2(г). Сульфаты – бесцветные, кристаллические ионные вещества. Хорошо растворимы в воде. При нагревании плавятся без разложения. Сульфаты получают по реакциям: Н2SО4(р-р) + Nа2СО3 → Na2SО4 + Н2О + СО2; Н2SО4(р-р) + 2NаОН → Na2SО4 + Н2О. Нитраты – бесцветные, хорошо растворимые ионные кристаллические вещества. Только LiNО3 образует кристаллогидрат LiNО3·3Н2О, остальные кристаллизуются в безводном состоянии. При нагревании сначала плавятся, а затем разлагаются: ЭNО3 ЭNО2 + ½ О2 (кроме LiNО3). Расплавленные нитраты – сильные окислители: разрушают платину и другие металлы. Нитраты получают действием азотной кислоты на карбонат или гидроксид металла. Галогениды – бесцветные ионные кристаллические вещества, плавятся и кипят без разложения, температуры плавления и кипения уменьшаются от фторидов к иодидам. LiF – малорастворим и не образует кристаллогидратов. NaF, RbCl, CsCl, бромиды и иодиды калия, рубидия и цезия не образуют кристаллогидратов. В плавиковой кислоте: НF + ЭF → ЭНF2 (гидродифториды, которые и кристаллизуются из пересыщенных растворов). Бромиды и иодиды калия, рубидия и цезия взаимодействуют в растворе (особенно в органических растворителях – неполярных) с бромом и иодом: CsI + I2 → Cs[I(I)2]; CsBr + Br2 → Cs[Br(Br)2]; RbCl + ICl3 → Rb[ICl4]. При действии на раствор CsI в НСl избытка хлора: CsI + 2Cl2 → Cs[ICl4]. Галогениды получают по реакции: ЭОН + НСl → ЭСl + Н2О, или: 6КОН + 3I2 → 5КI + КIО3 + 3Н2О; КIО3 + 3Н2О2 → КI + 3О2 + 3Н2О.
|