blank

Кислородные соединения элементов первой и второй групп

Как показывает наша практика и опыт в обучении химии, эффективной подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ по химии на 90+ баллов – рассматривать соединения простых веществ нужно комплексно. Что это значит? А то, что к примеру оксиды мы с вами будем изучать не отдельно по группам, что зачастую приводит к бездумному заучиванию. А нам ведь нужны знания, а не только оценка. Итак, мы свами сегодня начнем рассматривать изменение свойств кислородных соединений элементов в периодах и главных подгруппах. Такой подход научит вас анализировать простые вещества и точно определять свойства их оксидов.

При движении от элементов главной подгруппы первой группы к элементам главной подгруппы седьмой группы химическая связь в оксидах изменяется от ионной до типично ковалентной. Вспомните, что щелочные и щелочноземельные металлы имеют типично ионный тип связи, а галогены – ковалентный. Одновременно с изменение характера химической связи кристаллические решетки в оксидах изменяются от типично ионных к молекулярным. Именно поэтому оксиды элементов главных подгрупп, расположенных в правой крайней части периодической системы являются при обычных условиях могут быть либо газами, либо летучими твердыми и жидкими веществами, а вот оксиды от первой до четвертой подгруппы включительно (за исключением оксида углерода) –нелетучие, твердый при обычных условиях, вещества, зачастую тугоплавкие. А значит, общая тенденция изменения характера структур оксидов элементов главных подгрупп в периодической системе следующая: по мере уменьшения электроотрицательности элементов структура их оксидов в твердом состоянии изменяется от молекулярной к атомной, а после к ионной.

Пример: углерод и кремний. При переходе от углерода к кремнию фиксируется резкое отличие оксидных свойств. Так диоксид углерода под атмосферным давлением находится в газообразном состоянии при температурах выше минус 78 градусов по Цельсию, а вот оксид кремния наоборот твердое вещество при комнатной температуре и имеет температуру плавления 1723 градуса.

Кислотно-основные свойства оксидов

При движении в периодах слева направо основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают и усиливаются кислотные.

При движении сверху вниз в главных подгруппах нарастают основные свойства оксидов и соответствующих гидратов и ослабевают кислотные. Если один элемент образует несколько оксидов, то основные свойства выражены сильнее у низших оксидов и их гидратов, а кислотные – у высших.

Каждый гидрат может диссоциировать несколькими путями. Каждый путь сопровождается определенным изменением энтальпии и энтропии (вспоминайте что это такое). Превалирует тот процесс, который сопровождается большим уменьшением энергии Гиббса. А если изменение энергии Гиббса для двух процессов сопоставимо, то гидрат будет амфотерным.

Факт, что чем выше энергия разрыва связи элемент – кислород, тем менее вероятны основные свойства, и обратное утверждение, чем прочнее связь кислород-водород, тем менее вероятна диссоциация по кислотному типу. При этом всегда помните, что энергия разрыва связи не просто равна энергии этой связи, но представляет собой очень сложную величину. Это означает, что при разрыве связи происходит ряд побочных явлений таких как:

-оставшиеся атомы и электроны подвергаются перегруппировке;

— происходит изменение кратности связи и межатомных расстояний (это следствие из первого утверждения);

— энергия оставшихся связей изменяется.

В водных растворах процесс диссоциации сопровождается изменением энергии взаимодействия частиц с растворителем. Так как в растворе исходные молекулы гидратированы, то в процессе диссоциации энергия дегидратации расходуется, однако при этом выделяется энергия гидратации образующихся ионов.

Когда мы говорим, что тот или иной оксид амфотерен, то имеем ввиду, что у него в равных степенях проявляются и кислотные и основные свойства.

Особенности кислородных соединений элементов первой и второй групп

blank

Мы привыкли, что кислород у нас двухвалентный, а щелочные металлы одновалентные и поэтому ожидаем, что металлы первой группы образуют соединения с кислородом с общей формулой Э2О. Что не совсем соответствует действительности. Кислородных соединений щелочных элементов намного больше. С довольно экзотическими формулами.

Принято называть оксиды состава Э2О (где Э-щелочной металл) – оксидами, а оксиды состава Э2О2 –пероксидами (или перекись), ЭО2-супероксидами (надперекисями), а МеО3- озонидами.

Нормальными оксидами принять называть Э2О и ЭО (щелочноземельные оксиды) они обладают типичными свойствами основных оксидов. Поэтому мы с вами подробно рассмотрим ниже особенности перекисных соединений.

Горение. При горении щелочных металлов в атмосфере воздуха лишь в случае лития образуется оксид типа Ме2О. Все оставшиеся элементы при горении присоединяют огромное количество кислорода. Поэтому для получения оксидов Ме2О необходимо использовать другие методы.

Процесс горения натрия сопровождается образованием Na2O2, а горение калия приводит к образованию KO2 – супероксида калия. Пероксид калия получаем в процессе пропускания кислорода через раствор калия в жидком аммиаке при температуре ниже минус шестидесяти градусов. Супероксид натрия можно получить при нагревании пероксида натрия в атмосфере кислорода и повышенном давлении.

В кристаллических решетках перекисных соединений щелочных металлов имеются группы из нескольких атомов кислорода, несущих значительный эффективный заряд.

Щелочноземельные металлы также образуют пероксиды, устойчивость из возрастает от кальция к барию.

Пероксид водорода (бесцветная жидкость) смешивается с водой в любых соотношениях, образуя раствор с характерным металлическим привкусом. При этом чистый раствор пероксида водорода и его концентраты крайне неустойчивы. Разбавленные растворы имеют большую устойчивость. Разложение пероксида водорода можно ускорить применением катализаторов (диоксид марганца, соли меди, щелочь) и при проведении реакции на свету с нагреванием. Отсюда понятно, почему растворы пероксида водорода мы храним в темноте и в холодильниках.

blank

Пероксид водорода проявляет окислительные и восстановительные свойства. В основном его применяют в качестве окислителя. Восстановительные свойства пероксида водорода проявляются в реакциях с наиболее сильными окислителями (перманганат-, дихромат-ионы, озон). Чтобы безошибочно предсказать какую роль в реакции сыграет пероксид водорода (окислителя или восстановителя) необходимо знать восстановительный потенциал его партнера.

Пероксид водорода имеет слабые кислотные свойства. Поэтому пероксиды металлов допустимо рассматривать как соли пероксида водорода, содержащие кислотный остаток. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода и пероксидах металлов равна минус одному, что и отличает их от обычных оксидов. Отсюда следует, что продукты реакции нормальных оксидов и пероксидов с кислотами – различные. В первом случае образуется соль и вода, а во втором – соль и пероксид водорода.

Пероксид стронция и бария образуют при повышенном давлении кислорода. Пероксид бария получаем при нагревании оксида бария в атмосфере воздуха при температуре в триста градусов.

Пероксид магния получить возможно косвенным путем. Алюминий не имеет перекисных соединений.

Все пероксиды и супероксиды являются сильными окислителями. Пероксид натрия в контакте с ледяной уксусной кислотой образует вспышку. Смесь пероксида натрия с алюминием в контакте с водой также вспыхивает.

При взаимодействии с водой пероксиды образуют гидроксиды и перекись водорода. А при взаимодействии с кислотами – соответствующую соль и также перекис водорода. При взаимодействии супероксидов с водой помимо перекиси водорода выделяется кислород.

Применение пероксидов

Пероксид натрия используют в оргсинтезе и неорганическом синтезе в качестве сильного окислителя.

Пероксид бария для регенерации воздуха в замкнутых системах.

Пероксид водорода используют в медицине в качестве дезинфектора. В концентрированном виде перекись водорода использовалась в косметике, применяется в отбеливании шерсти, шелка. Высококонцентрированный пероксид водорода применяют в качестве окислителя ракетного топлива.

Оставить Комментарий