Русская Википедия:Пероксид водорода

Материал из Онлайн справочника
Перейти к навигацииПерейти к поиску

Шаблон:Вещество

Перокси́д водоро́да (пе́рекись водоро́да, химическая формула — H2O2) — неорганическое химическое соединение водорода и кислорода, являющееся простейшим представителем класса пероксидов.

Физические свойства

Файл:H2O2 structure-ru.svg
Структура молекулы пероксида водорода

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7Шаблон:E Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Водородный показатель — 4,75. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

При стандартных условиях пероксид водорода — это бесцветная сиропообразная[1] тяжёлая полярная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и диэтиловом эфире.

Также он является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2∙2H2O.

Концентрированные водные растворы пероксида водорода взрывоопасны. Шаблон:Clearleft

Химические свойства

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Также этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. Чистое вещество крайне неустойчиво и разлагается с выделением теплоты, поэтому в высококонцентрированных его растворах и в пергидроле присутствуют стабилизирующие добавки. Однако в разбавленных водных растворах пероксид водорода сравнительно устойчив[1]. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

<math>\mathsf{2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2}.</math>

В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон:

<math>\mathsf{H_2O_2 + O_2 \rightarrow H_2O + O_3\uparrow}.</math>

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4Шаблон:E) и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

<math>\mathsf{H_2O_2 \rightleftarrows H^++HO_2^-;09:55, 4 сентября 2023 (+04)~HO_2^- \rightleftarrows H^++O_2^{2-}}.</math>

При действии концентрированного раствора Н2O2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li2O2, MgO2 и др.):

<math>\mathsf{H_2O_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2O_2 + 2H_2O};</math>
<math>\mathsf{H_2O_2 + Ba(OH)_2 \rightarrow BaO_2\downarrow + 2H_2O}.</math>

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5, пероксодисерная H2S2O8 и пероксоазотная HNO4 кислоты.

Окислительно-восстановительные свойства

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также марганца при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

<math>\mathsf{H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 \rightarrow I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O}.</math>

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

<math>\mathsf{O_2^{2-} \rightarrow O_2 + 2e^-},</math>

например:

<math>\mathsf{3H_2O_2 + 2KMnO_4 \rightarrow 2MnO_2 + 2KOH + 3O_2 \uparrow + 2H_2O}.</math>

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:

<math>\mathsf{5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5O_2 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O}.</math>

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Биологические свойства

Пероксид водорода относится к реактивным формам кислорода и при повышенном образовании в клетке вызывает оксидативный стресс. Некоторые ферменты, например глюкозоксидаза, образуют в ходе окислительно-восстановительной реакции пероксид водорода, который может играть защитную роль в качестве бактерицидного агента. В клетках млекопитающих нет ферментов, которые бы восстанавливали кислород до перекиси водорода. Однако несколько ферментных систем (ксантиноксидаза, НАДФ•H-оксидаза, циклооксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в пероксид водорода.

Получение

Исторически первым промышленным методом синтеза пероксида водорода был электролиз серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которого образуется пероксодисерная кислота, с последующим гидролизом последней до пероксида и серной кислоты:

<math>\mathsf{H_2S_2O_8 + 2H_2O \rightarrow H_2O_2 + 2H_2SO_4}.</math>

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х[2]. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона:

Антрахиноновый процесс синтеза перекиси водорода
Антрахиноновый процесс синтеза перекиси водорода

Процесс основан на автоокислении алкилантрагидрохинонов (обычно 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов) кислородом воздуха с образованием антрахинонов и пероксида водорода. Реакция проводится в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле с добавлением вторичных спиртов, по завершении процесса пероксид водорода экстрагируют из органической фазы водой. Для регенерации исходных антрагидрохинонов бензольный раствор антрахинонов восстанавливают водородом в присутствии каталитических количеств палладия[3].

Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта [4]:

<math>\mathsf{(CH_3)_2CHOH + O_2 \rightarrow (CH_3)_2CO + H_2O_2},</math>

при этом ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон, однако в широких масштабах в промышленности этот метод в настоящее время не используется.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию разбавленной серной кислоты с пероксидом бария:

<math>\mathsf{BaO_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + H_2O_2}.</math>

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

При растворении гидроперита в воде образуется пероксид водорода и мочевина.

В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать [[Триоксид диводорода|HШаблон:SubOШаблон:Sub]] и HШаблон:SubOШаблон:Sub. Эти соединения весьма неустойчивы. При обычных температурах (н.у.) они разлагаются за доли секунды, однако при низких температурах порядка −70 °C существуют часами. Спектро-химическое исследование показывает, что их молекулы имеют зигзагообразную цепную структуру (подобную сульфанам): H—O—O—O—H, H—O—O—O—O—H[5].

Является одним из промежуточных продуктов сгорания водорода, однако сразу же разлагается на воду и кислород. Но при направлении пламени на лёд можно увидеть следы перекиси водорода[1].

Методы определения концентрации

В разбавленных водных растворах с концентрацией пероксида водорода порядка 10-20 мМ точные значения концентрации могут быть определены спектрофотометрически в ультрафиолетовом диапазоне длин волн. При 240 нм водный раствор пероксида водорода с концентрацией 20 мМ имеет величину поглощения 0,872 при измерении против дистиллированной воды.[6]

Применение

Файл:Hydrogen peroxide.jpg
3%-й раствор перекиси водорода

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при изготовлении бумаги. Применяется как ракетное топливо, в качестве окислителя или как однокомпонентное (с разложением на катализаторе), в том числе для привода турбонасосных агрегатов.[7] Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит своё применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов.

В медицине и гигиене

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также увеличивает время заживления[8][9]. Обладая хорошими очищающими и определёнными кровоостанавливающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживления ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также увеличивать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток[10]. Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи[11].

Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затёков, флегмон и других гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остаётся предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом каталазой. Это в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые будут легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки пероксидом водорода антисептический раствор не сможет удалить эти патологические образования, что приведет к значительному увеличению времени заживления раны и ухудшит состояние больного.

Перекись водорода применяют для растворения пробок в слуховых каналах. Раствор вступает в реакцию с ушной серой и растворяет пробку.

В косметических целях

Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос[12].

В пищевой промышленности

Растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции и соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»). В технических целях пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.

В быту

Применяется также для выведения пятен MnO2, образовавшихся при взаимодействии перманганата калия («марганцовки») с предметами (ввиду его восстановительных свойств), удаления пятен крови с одежды и др.

3%-й раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме[13].

Для демонстрации химической реакции

Перекись водорода используется в известном опыте, демонстрирующем многократное увеличение объёма вещества в результате химической реакции[14].

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %Шаблон:Нет АИ. 30%-й водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем. Выпускаемый в виде таблеток твёрдого клатрата с мочевиной пероксид водорода называется гидроперитом.

Опасность применения

Файл:Hydrogen peroxide 35 percent on skin.jpg
Кожа после попадания на неё концентрированного раствора перекиси водорода

Концентрированные растворы пероксида водорода при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен. Опасен при приёме внутрь концентрированных растворов. Вызывает выраженные деструктивные изменения, сходные с действиями щелочей. Летальная доза 30%-го раствора пероксида водорода (пергидроля) — 50—100 мл[15].

Пероксид водорода в повреждённой торпеде называется одной из причин крушения «Курска». В торпеде 65-76 пероксид водорода является окислителем керосина.

Примечания

Шаблон:Примечания

Литература

Ссылки

Шаблон:Бинарные соединения водорода Шаблон:Стоматологические препараты Шаблон:ВС

Партнерские ресурсы
Криптовалюты
Магазины
Хостинг
Разное

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 Общая химия: учебное пособие/Н. Л. Глинка. — Изд. стер. — М.: КНОРУС, 2012. — 752 с. — ISBN 978-5-406-02149-1
  2. ↑ H. Riedl and G. Pfleiderer, U.S. Patent 2,158,525 (2 October 1936 in USA, and 10 October 1935 in Germany) to I. G. Farbenindustrie, Germany
  3. ↑ Шаблон:Статья
  4. ↑ Шаблон:Статья
  5. ↑ Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — 2-е изд. — М.:Высшая школа, 1988. — с. 304.
  6. ↑ Шаблон:Статья
  7. ↑ Космонавтика, энциклопедия. М., 1985.
  8. ↑ Шаблон:Cite news
  9. ↑ Шаблон:Cite news
  10. ↑ Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
  11. ↑ Шаблон:Статья
  12. ↑ Шаблон:Cite web
  13. ↑ Шаблон:Книга
  14. ↑ Шаблон:Cite web
  15. ↑ Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях Шаблон:WaybackШаблон:Проверить авторитетность
Источник — http://wikihandbk.com/ruwiki/index.php?title=Русская_Википедия:Пероксид_водорода&oldid=10579740