Синтез Na2O2 (пероксида натрия)

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Курсовая работа по неорганической химии

"СИНТЕЗ Na2
O2
"

Красноярск 2008

Введение

В повседневной жизни пероксиды очень важны для человека. Пероксид водорода, например, широко используется для отбеливания тканей и шерсти, соломы, перьев. Разлагая красящие вещества (пигменты), он не разрушает отбеливаемый материал. В медицине H2
O2
используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство [1].

Большое практическое применение также имеют пероксиды щелочноземельных металлов, например, BaO2
(для получения H2
O2
, в органическом синтезе, в пиротехнике, для покрытия термоионных катодов). В меньшей степени применяют пероксид кальция (в хлебопечении, вулканизации бутилкаучука), пероксид стронция (в пиротехнике), гидратные формы пероксидов магния и цинка (в медицине) [2].

Целью этой работы было синтезирование пероксида водорода по реакции:

2NaOH + H2
O2
= Na2
O2
+ 2H2
O. (1)

Пероксид натрия употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках.

Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процессе взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода, [3]:

Na2
+
O2
2–
+ CO2
= Na2
+
CO3
2–
+ O2
. (2)

1. Литературная часть

1.1 Общая характеристика пероксидов

Пероксидами называют кислородные соединения, содержащие ион кислорода, не полностью восстановленный, в виде [O2
]2–
, [О4
]2–
или [О2
] –
[3].

Соединения, содержащие в своем составе пероксогруппу (О―О)2–
и называемые пероксосоединениями, рассматривают как производные пероксида водорода и делят на два больших вида: простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, называемые пероксидами, в которых пероксогруппа соединена с ионом или атомом металла ионной или атомной связью. Эти соединения могут быть образованы всеми металлами IА-, IIА – (за исключением бериллия) и II В-группы периодической системы Д.И. Менделеева. По мере увеличения электроотрицательности металла (от щелочных и щелочно-земельных металлов к таким d-металлам, как ртуть) ионный характер связи в пероксидах изменяется на ковалентный [4].

Кроме пероксидов формулы Me2
[O2
], для калия, рубидия и цезия имеются еще пероксиды типа Me2
[O3
] и Me2
[O4
]. Пероксиды типа Me2
[O4
] имеют строение Me2
+
[[O2
]2–
O2
]2–
, т.е. молекулярный кислород в этих соединениях находится в комплексе с ионом кислорода [O2
]2–
: [[O2
]2–
O2
]2 –
[3].

К комплексным пероксосоединениям относятся соединения, в которых пероксогруппа является лигандом. Такие соединения образуют элементы III и последующих групп периодической системы.

Комплексные пероксогруппы принято делить на пять групп. Первая из них – это пероксокислоты и их соли общего состава [Эп
(О2
2–
)x
Ly
]z
–
, в которых один или несколько пероксид-ионов входят в комплексный ион, играя роль либо монодентатного лиганда (Э–О–О–
), либо бидентатного лиганда (О–О), либо мостикового лиганда (Э–О–О–Э) с образованием многоядерного комплекса, где Э – элемент-комплексообразователь и L – лиганды, к которым относится и О2–
.

К этой группе соединений относятся многочисленные пероксокислоты, образованные серой. Известна пероксомоносерная кислота (кислота Каро) состава H2
SO5
. Лигандная пероксогруппа в комплексах играет роль мостиковой связи предпочтительнее между атомами неметаллов. Это имеет место, в частности, в пероксодисерной кислоте состава H2
S2
O8
– белом кристаллическом легкоплавком веществе.

Вторую группу пероксидных комплексов образуют соединения, содержащие пероксогруппу в составе комплексного катиона или комплексной молекулы и потому не являющиеся пероксокислотами или их солями. Состав таких комплексов может быть выражен формулой: [Эn
(O2
)x
Ly
]z
.

Третью, четвертую и пятую группы пероксидных комплексных соединений образуют пероксиды, содержащие, соответственно, либо кристаллизованную воду (например, кристаллогидраты: Na2
O2
×8H2
O и CaO2
×8H2
O), либо кристаллизационный пероксид водорода (например, кристаллопероксогидраты: Na2
O2
×4H2
O2
, 2Na2
СO3
×3H2
O2
и CaO2
×2H2
O2
), либо и то и другое (например, кристаллогидраты – пероксогидраты: Na2
O2
×2H2
O2
×4H2
O и Na3
PO4
×2H2
O2
×4H2
O) [4].

Характерным свойством перекисных соединений, как простых, так и комплексных, является способность образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород в активной форме при термическом разложении или действии воды и других химических агентов. Другие соединения, которые могут быть источником кислорода, как, например, нитраты, хлораты, перхлораты, перманганаты и некоторые оксиды, не выделяют пероксид водорода при действии воды. Кислород они выделяют только при нагревании и в присутствии катализаторов [5].

1.2 Получение пероксидов

Все простые пероксосоединения могут быть получены обменной реакцией между H2
O2
и гидроксидом нужного металла.

Высокая реакционная способность щелочных металлов (за исключением лития) по отношению к кислороду позволяет синтезировать их пероксиды непосредственным окислением металла кислородом при атмосферном давлении. Эта способность обусловлена тем, что Na, K, Rb и Cs, в отличии от других металлов, обладают наибольшими значениями атомного радиуса и наименьшими значениями энергии ионизации. Литий же этими свойствами не обладает, и синтез пероксида лития осуществим лишь взаимодействием гидроксида с растворами H2
O2
[2].

Лабораторные способы получения пероксидов сводятся к окислению избытком кислорода растворов металлов в жидком аммиаке или же к непосредственному сжиганию их при температуре около 300–400 ºС, причем образуются не только пероксиды типа Me2
O2
, но у калия, рубидия и цезия – типа Me2
O4
.

Пероксид лития в чистом виде добывают из кристаллического соединения Li2
O2
×H2
O2
×3H2
O, высушивая его над P2
O5
или H2
SO4
в эксикаторе. Самое соединение Li2
O2
×H2
O2
×3H2
O выкристаллизовывается из спиртового раствора смеси Li(OH) и H2
O2
.

Для натрия известен гидрат состава Na2
O2
×8H2
O образующийся при взаимодействии Na2
O2
с водой при сильном охлаждении. Кроме упомянутого соединения, может быть получен и гидрат состава Na2
O2
×2H2
O2
×4H2
O, легко теряющий воду при высушивании в эксикаторе.

Пероксид бария BaO2
получают окислением BaO в токе кислорода при 500–520ºС, пероксидные соединения других элементов этой группы – взаимодействием соответствующих гидроксидов с растворами H2
O2
[3].

1.3 Физические и химические свойства пероксидов

Пероксиды щелочных металлов представляют собой твердые кристаллические вещества различного цвета: пероксид лития – белого, натрия – слабо-желтого, калия – розового, рубидия и цезия, по-видимому, тоже розового цвета.

Пероксиды типа Me2
[O3
] окрашены в различные оттенки коричневого цвета. Их температура плавления несколько ниже температур плавления соответствующих пероксидов типа Me2
[O2
], но также повышаются от калия к цезию (таблица-1):

Таблица 1. Температуры плавления пероксидов типа Me2
[O3
]

	K2 O3	Rb2 O3	Cs2 O3
Т. пл., ºС	430	489	502

Температура плавления пероксидов в подгруппе повышается с увеличением порядкового номера (таблица-2):

Таблица 2. Температура плавления пероксидов типа Me2
[O2
]

	Li2 O2	Na2 O2	K2 O2	Rb2 O2	Cs2 O2	Fr2 O2
Т. пл., ºС	430	460	490	590	600	–

Температура плавления пероксидов типа Me2
[O4
] также соответственно несколько ниже температур плавления пероксидов типа Me2
[O3
] и в том же направлении повышаются (таблица-3):

Таблица 3. Температура плавления пероксидов типа Me2
[O4
]

	K2 O4	Rb2 O4	Cs2 O4
Т. пл., ºС	380	412	515

Цвет K2
O4
оранжевый, Rb2
O4
темно-коричневый, Cs2
O4
желтый.

Пероксиды Ca, Sr, Ba и гидратные формы пероксиды Mg, Zn и Cd в чистом виде бесцветны и диамагнитны; пероксид ртути HgO2
желтого цвета.

Пероксиды термически очень устойчивы; устойчивость их повышается с увеличением заряда ядра. Однако с увеличением количества кислорода в молекуле их температуры плавления и термическая устойчивость понижаются.

Являясь солями слабой кислоты, они при растворении в воде подвергаются гидролизу:

Na2
+
[O2
]2–
+ 2H+
OH–
→ H2
+
[O2
]2–
+ 2Na+
OH–
(3)

Пероксиды же типа Me+
2
[O4
]2 –
при гидролизе дают помимо пероксида водорода и молекулу кислорода:

K2
+
[O4
]2–
+ 2H+
OH–
→ H2
+
[O2
]2–
+ O2
+ 2K+
OH–
(4)

При действии кислот протекают те же самые реакции:

Na2
+
[O2
]2–
+ H2
+
SO4
2–
→ H2
+
[O2
]2–
+ Na2
+
SO4
2–
, (5)

K2
+
[O4
]2–
+ H2
+
SO4
2–
→ H2
+
[O2
]2–
+ O2
+ K2
+
SO4
2–
(6)

Все пероксиды взаимодействуют с углекислым газом, выделяя кислород:

2Na2
O2
+ 2CO2
↑ = 2Na2
CO3
+ O2
↑. (7)

Во всех пероксидных соединениях, как простых, так и комплексных (известных в настоящее время для полусотни элементов), степень окисления обра

зующего их элемента является максимальной и равна номеру группы, к которой относится этот элемент [3].

1.4 Окислительно-восстановительные свойства пероксидов

Пероксиды щелочных металлов могут быть окислителями и восстановителями. Окислительные свойства обуславливаются наличием в них пероксидного иона [O2
]2–
, способного принимать электроны.

Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О–О или изменением заряда иона О2
2–
Можно считать, что О2
2–
-радикал присоединяет или теряет электроны: О2
2–
+ 2 e–
= 2О-2
– окислитель, О2
2–
– 2 e–
= О2
– восстановитель.

В первом случае пероксиды проявляют окислительные свойства, во втором восстановительные. Например:

2KI + Na2
O2
+ 2H2
SO4
= I2
+ Na2
SO4
+ K2
SO4
+ 2H2
O, (8)

Окислитель

2KMnO4
+ 5H2
O2
+ 3H2
SO4
= 2MnSO4
+ 5O2
+ K2
SO4
+ 8H2
O. (9)

Восстановитель

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные:

H2
O2
+ 2H+
+ 2e–
= 2H2
O, E0
298
= 1,77 в,

H2
O2
– 2e–
= O2
+ 2H+
, E0
298
= 0,68 в.

Так как пероксиды проявляют окислительные и восстановительные свойства, то в соответствующих условиях они подвергаются реакции диспропорционирования:

Li2
+
[O2
]2–
+ Li2
+
[O2
]2–
→ O2
+ 2Li2
+
O2–
(10)

Однако реакция диспропорционирования не протекает при обыкновенной температуре, если пероксид сохраняется в сухом месте в плотно закрытом сосуде. Это объясняется тем, что во влажном воздухе или в водном растворе пероксид как соль слабой кислоты подвергается гидролизу и при этом образуется перекись водорода, которая термически непрочна. Молекулы ее находятся не в одинаковом энергетическом состоянии, и поэтому между ними наступает реакция диспропорционирования [3].

1.5 Пероксид водорода и его свойства

Из пероксидов наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода H2
O2
.

Энергия связи О–О (210 кДж/моль
) почти в два раза меньше энергии связи O–H (468 кДж/моль
).

Из-за несимметричного распределения связей H–O молекула H2
O2
сильно полярна (µ = 2,1 D). Между молекулами H2
O2
возникает довольно прочная водородная связь, вызывающая их ассоциацию. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – бледно-голубая сиропообразная жидкость (плотность 1,44) с довольно высокой температурой кипения (150,2ºС) и хорошей ионизирующий растворитель. При – 0,43ºС пероксид водорода замерзает. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2
O2
·2H2
O (температура плавления – 52ºС). В лаборатории обычно используются 3- и 30%-е растворы H2
O2
(последний называют пергидролем).

В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота (Киониз
= 2,24·10–12
):

H2
O··· H2
O2
↔ OH3
+
+ HO2
–
(11)

гидропероксид-ион

В химических реакциях пероксид – радикал может, не изменяясь, переходить в другие соединения, например:

H2
O2
+ 2NaOH = Na2
O2
+ 2H2
O, (12)

BaO2
+ H2
SO4
= BaSO4
+ H2
O2
. (13)

Последняя реакция используется для получения пероксида водорода [5].

1.6 Пероксид натрия
Na
2

O
2

Пероксид натрия Na2
O2
– одно из пероксидных соединений натрия, характеризующееся наличием молекулярного иона O2
2–
; содержание активного кислорода составляет 20,5 вес %. Чистая натрия пероксид – белый порошок; технический порошок имеет слабожелтую окраску, обусловленную примесью надпероксида натрия NaO2
. Решетка Na2
O2
гексагональная (искаженная); плотность 2,60. Существует в трех модификациях: Q – Na2
O2
, устойчива при температуре жидкого воздуха, Na2
O2
(I), устойчива до 512±1°С и Na2
O2
(II), устойчива выше этой температуры. Пероксид натрия диомагнитен.

При нагревании пероксида натрия при 311–400°С наблюдается некоторая потеря активного кислорода, бурное разложение начинается при 540°С. Плавится пероксид натрия выше 596°С и полностью отдает свой активный кислород при 675°С. Растворяется в воде. При этом образуются NaOH, H2
O2
и выделяется некоторое количество кислорода, т.к. щелочная среда и повышенная температура способствуют разложению H2
O2
. С разбавленными кислотами пероксид натрия реагирует с образованием соответствующих солей и пероксида водорода. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно- и диоксидом углерода. Известны молекулярные соединения пероксида натрия с водой (октагидрат Na2
O2
×8H2
O), с пероксидом водорода (дипероксигидрат Na2
O2
×2H2
O2
) и с водой и пероксидом водорода (тетрагидрат дипероксигидрата Na2
O2
×2H2
O2
×4H2
O). С влагой и углекислым газом воздуха пероксид натрия реагирует с образованием NaOH, Na2
CO3
и с выделением кислорода. На этом основано его применение для регенерации воздуха в закрытых помещениях.

Пероксид натрия получают окислением расплавленного на противнях металлического натрия в противотоке очищенного от CO2
и высушенного воздуха или форсуночных аппаратах. Для получения высококачественного пероксида натрия рекомендуется восстанавливать пероксид натрия, полученный окислением металла, до окиси путем нагревания при 130–200°С с небольшими порциями металлического натрия в инертной атмосфере, увлажненной парами воды, а полученный таким образом оксид окислять до пероксида во вращающихся печах при 250–400°С. Полученный продукт содержит 96–98% Na2
O2
. Поскольку пероксид натрия весьма агрессивен по отношению к металлам, при его получении пользуются обычно реакторами из никелевых сплавов, покрытых графитом, и мешалками из циркония.

Пероксид натрия производят в значительных количествах. Применяют в основном для отбеливания хлопчатобумажных, льняных и шерстяных тканей, джутовых материалов. Широко используют для отбелки древесной массы – механической пульпы (молотой древесины), сульфатной и сульфитной пульпы, пульпы из старой бумаги и полухимической пульпы, а также вискозной массы, соломы и прочих материалов. В герметически закрытой таре пероксид натрия не подвержен разложению даже при продолжительном хранении. Сосуды с пероксидом натрия следует хранить в прохладном месте, вдалеке от воспламеняющихся материалов. Сам по себе пероксид натрия не воспламеняется, но огнеопасен при соприкосновении с органическими веществами, например деревом, маслом, бумагой или восстановителями в присутствии влаги [6].

Он употребляется для отбелки различных материалов (соломы, шелка, костей, шерсти и др.) и для изготовления противогазов, а также при подводных работах, в подводных лодках и т.п.

Применение пероксида натрия в последних случаях основано на процесс взаимодействия между пероксидом и двуокисью углерода:

Na2
+
[O2
]2–
+ CO2
= Na2
+
CO3
2–
+ O2
. (14)

Выдыхаемый легкими углекислый газ поглощается с одновременным выделением газообразного кислорода. Последний снова может служить для дыхания [3].

1.7 Применение

Растворы пероксида водорода широко используются для отбеливания тканей и шерсти, соломы, перьев. Разлагая красящие вещества (пигменты), пероксид водорода не разрушает отбеливаемый материал. В медицине он используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.

В агрохимических и почвенных лабораториях пероксид водорода используют для озоления образцов почвы или растительного материала. Концентрированный пероксид водорода в смеси с горючими материалами служит для изготовления взрывчатых составов[1].

В химической практике он применяется как окислитель, «не пачкающий» растворы продуктами восстановления, так как при этом получается только вода [7].

Практическое применение имеет в основном BaO2
(для получения H2
O2
, в органическом синтезе, в пиротехнике, для покрытия термоионных катодов). В меньшей степени применяют пероксид кальция (в хлебопечении, вулканизации бутилкаучука), пероксид стронция (в пиротехнике), гидратные формы пероксидов магния и цинка (в медицине) [2].

2. Экспериментальная часть

2.1 Приборы и реактивы

· Мерные колбы на 50 мл;

· Пробирка;

· Весы;

· Насыщенный раствор гидроксида натрия;

· Раствор пероксида водорода, 42%.

2.2 Расчёты

Рассчитаем сколько нужно взять исходных веществ для получения 10 г. пероксида натрия.

Вычисление производим по реакции:

2NaOH + H2
O2
= Na2
O2
+ 2H2
O. (15)

Дано: m (Na2
O2
) = 10 гр.;

М (Na2
O2
) = 78 г./моль;

М (NaOH) = 40 г./моль;

М (H2
O2
) = 34 г./моль;

а) Рассчитаем сколько моль составляет 10 г. пероксида натрия:

n (Na2
O2
) = 10 г. / 78 г./моль = 0,13 моль.

б) Рассчитаем массу исходных веществ:

m (NaOH) = 2 моль*40 г./моль * 0,13 моль = 10,4 г.

m (H2
O2
) = 34 г./моль * 0,13 моль = 4,4 г.

в) Рассчитаем массу 35% раствора H2
O2:

100 грамм – 35 грамм

x грамм – 4.4 грамм,

откуда x = 12.6 грамм

г) Рассчитаем объём пероксида водорода:

V = m / p, (16)

где р – плотность 35% раствора H2
O2
.

V = 12,6 / 1.130 = 11. 1 мл

После расчетов выяснили, что для получения 10 г. пероксида водорода нужно взять исходных веществ: m (NaOH) = 10,4 г, V = 11. 1 мл.

2.3 Проведение синтеза

Взяли 10,4 грамм сухого гидроксида натрия и в колбе растворили в 20 мл воды, затем налили в другую колбу 35% раствор пероксида натрия. Поставили оба раствора в холодильник. После охлаждения их до 00
С смешали 11.1 мл раствора пероксида водорода и раствор гидроксида натрия [8]. Сразу образовался желтый мутный раствор с белым осадком на дне, который тут же растворился.

Выводы

1. Изучен процесс получения пероксида натрия.

2. Показано, что в условиях лаборатории полученный осадок Na2
O2
очень неустойчив, при попытке выделения его из раствора растворяется.

Список литературы

1. Реми, Г. Курс неорганической химии / Г. Реми – М.: Мир, 1978. – 606 c.

2. Глинка Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка – Л.: Химия, 1988. – 306 c.

3. Михайленко Я.И. Курс общей и неорганической химии / Я.И. Михайленко – М.: Высшая школа, 1966. – 238 c.

4. Павлов, Н.Н. Неорганическая химия./ Н.Н. Павлов – М.: Дрофа, 2001. – 240 с.

5. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов – М.: Высшая Школа, 1998. – 340 с.

6. Краткая химическая энциклопедия / под ред. И.Л. Кнунянц – М.: Советская энциклопедия, 1964. – 379 с.

7. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин – М.: Химия, 1994. – 206 c.

8. Карякин, Ю.В. Чистые химические вещества / Ю.В. Карякин, И.И. Ангелов – М.:Химия, 1974. – 267 c.