과산화 금속

Metal peroxide
과산화나트륨 NaO의22 단위 세포.나트륨 이온은 보라색이고 과산화수소 이온은 붉은색이다.

금속 과산화물은 이온성 또는 공동결합 과산화물(O2−
2)군이 있는 금속 함유 화합물이다.이 많은 화합물군은 이온성 과산화물과 공동발효성 과산화물로 나눌 수 있다.제1종류는 알칼리 및 알칼리성 토금속 과산화물을 주로 함유하고 있는 반면, 공발성 과산화수소와 과산화모노술황산(HSO25)과 같은 화합물로 대표된다.알칼리 금속 과산화물의 순전히 이온적인 성격과 대조적으로 전이 금속의 과산화물은 더 공동의 특성을 갖는다.[1]

O22− 단위의 본딩

과산화물 이온의 분자 궤도도

과산화이온은 하나의 결합으로 연결된 두 개의 산소 원자로 이루어져 있다.과산화다이온의 분자 궤도 다이어그램은 이중 점유 항균 orbital* 궤도 그리고 결합 순서는 1을 예측한다.결합 길이는 149pm으로 산소 분자(3O2, 121pm)의 접지 상태(트리플트 산소)보다 크다.이는 결합의 작은 힘 상수(O의 경우 2.8 N/cm 대 112.4 N/cm)와 분자 진동의 낮은 주파수(O의2 경우 770 cm−1 대 1555 cm−1)로 해석된다.[2]

과산화이온은 과산화질소 O와−
2 과산화질소인 디옥시겐과 비교할 수 있다.[2]

과산화염 준비

대부분의 알칼리 금속 과산화물은 원소의 산소화에 의해 직접 합성될 수 있다.과산화리튬은 수산화리튬을 과산화수소로 처리하면 생성된다.[1]

2 LiOH + HO22 → LiO22 + 2 HO2

과산화바륨은 높은 온도와 압력에서 산화바륨의 산소로 만들어진다.[3]

과산화바륨은 한때 공기로부터 순수한 산소를 생산하는데 사용되었다.이 과정은 산소와 과산화물 사이의 온도에 따른 화학적 균형에 의존한다: 500 °C에서 공기와 함께 산소가 반응하면 과산화물이 되며, 700 °C 이상으로 가열하면 다시 산소가 순수한 산소를 방출하는 산소로 분해된다.[3]가벼운 알칼리성 토금속인 칼슘, 마그네슘, 스트론튬도 과산화물을 형성해 상업적으로 산소원이나 산화제로 사용된다.

과산화염의 반응

과산화염에 대한 반응은 일반적으로 거의 없다.묽은 산이나 물을 초과하면 과산화수소를 방출한다.[1]

NaO22 + 2 HCl → 2 NaCl + HO22

가열할 때 물과 반응하면 산소가 방출된다.[1]공기에 노출되면 알칼리 금속 과산화물이 CO를2 흡수해 과산화 탄화수소를 공급한다.

전이 금속 과산화물

알칼리 금속과 알칼리성 접지 금속 과산화물과 달리 바이너리 전이 금속 과산화물, 즉 금속 양이온과 과산화 음이온만을 함유한 화합물은 드물다.MnO2, Rutile(TiO2) 등 금속 이산화물이 만연해 있지만 이것들은 과산화물이 아니라 산화물이다.잘 특징적인 예로는 d 금속10 양이온을 들 수 있다: 과산화 아연2(ZnO), 과산화 수은(HgO2), 과산화 카드뮴(CdO2.

과산화수소는 금속 복합체에서 흔히 볼 수 있는 리간드다.전이 금속 다이옥시겐 복합체 영역 내에서 O는2−
2 바이덴산 리간드의 기능을 한다.[4]일부 단지는 과산화질소(VI) 과산화질소(Cr(O
2)2−
4 등 과산화질소 리간드만 가지고 있다.마찬가지로 몰리브데이트는 과산화 알칼리성 매체에 반응하여 적색 과산화합성 Mo(O
2)를 형성한다.2−
4[5]과산화수소의 수용성 티타늄 반응(IV)는 밝은 색상의 과산화수소는 물론 티타늄에 유용한 시험인 과산화수소를 제공한다.많은 전이 금속 다이옥시겐 복합체가 과산화수소의 유도체로 가장 잘 설명된다.[6]

적용들

많은 무기물 과산화물이 섬유와 종이를 표백하는 데 사용되며 세제나 세척 제품에 표백 첨가제로 사용된다.[3]환경 우려가 커지면서 염소계 화합물보다 과산화물이 선호되고 과산화물 생산량이 급증했다.[7][8]과거 세제와 세정제의[9] 첨가제로 사용되던 상버레이트가 과탄산염으로 대체된 경우가 많았다.세제에 과산화화합물을 사용하는 것은 종종 그들의 상호에 반영된다. 예를 들어, 페르실은 과산화합물과 규산염의 합성어다.

일부 과산화수소염은 이산화탄소와 반응하면 산소를 방출한다.이 반응은 잠수함과 우주선에 이산화탄소를 내뿜는 산소의 생성에 사용된다.나트륨이나 리튬 과산화물은 어금니 질량이 낮아 단위 무게당 산소 산출량이 높기 때문에 우주 응용 분야에서 선호된다.[3]

2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2

알칼리 금속 과산화물은 유기 과산화물의 합성에 사용될 수 있다.과산화나트륨을 함유한 염화 벤조일(benzoyl)을 과산화디벤조일(dibenzoyl)로 전환하는 것이 대표적인 예다.[10]

Synthesis of dibenzoyl

역사

알렉산더 폰 훔볼트는 1799년 공기를 분해하려는 시도의 부산물로 과산화바륨을 합성했다.

19년 후 루이 자크 테나르는 이 화합물이 과산화수소의 조제에 사용될 수 있다는 것을 깨달았다.[11]테나드와 조셉 루이스 게이-루삭은 1811년에 과산화나트륨을 합성했다.과산화물과 그 염분이 천연염료에 미치는 표백 효과는 그 무렵 알려졌으나, 과산화수소를 생산하는 산업생산의 초기 시도는 실패하였고, 과산화수소를 생산하는 최초의 공장이 1873년 베를린에 세워졌다.

참고 항목

참조

  1. ^ a b c d 볼노브, I. I. 알칼리 및 알칼리성 대지 금속의 과산화물 및 오조니드, 페이지 21–51, 플레넘 프레스, 뉴욕, 1966, ISBN 없음
  2. ^ a b Wiberg, Egon, Wiberg, Nils 및 Holleman, Arnold Frederick 무기 화학, Academic Press, 2001, ISBN0-12-352651-5, 페이지 475 ff
  3. ^ a b c d Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick 무기화학, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5, 페이지 471–502
  4. ^ Mimoun, H. (1983). "Transition-metal peroxides—synthesis and use as oxidizing agents". In S. Patai (ed.). Peroxides. John Wiley & Sons. doi:10.1002/9780470771730.ch15.
  5. ^ Eagleson, Mary (1994). Concise encyclopedia chemistry. Walter de Gruyter. pp. 660–. ISBN 978-3-11-011451-5.
  6. ^ 그린우드, N. N. 앤 어니쇼, A. (1997년)원소의 화학 (제2차 EDN), 옥스퍼드:버터워스 하이네만ISBN 0-7506-3365-4
  7. ^ Offermanns, Heribert; Dittrich, Gunther; Steiner, Norbert (2000). "Wasserstoffperoxid in Umweltschutz und Synthese". Chemie in unserer Zeit. 34 (3): 150. doi:10.1002/1521-3781(200006)34:3<150::AID-CIUZ150>3.0.CO;2-A.
  8. ^ 울만의 산업 화학 백과사전, V 19, 5 Ed, 페이지 177–197, VCH, Weinheim, 1991년 ISBN 3-527-20138-6
  9. ^ 브라더톤, B.J. "보론: 무기 화학" , 무기 화학 백과사전 (1994) 에드.R. Bruce King, John Wiley & Sons ISBN 0-471-93620-0
  10. ^ Gambarjan, Stephan (1909). "Diphenylamine and Acylperoxyde" (PDF). Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 42 (3): 4003. doi:10.1002/cber.190904203164.
  11. ^ C. W. 존스, J. H. 클라크.과산화수소 및 파생상품의 응용1999년 영국 왕립 화학 협회