Химическая формула перекиси. H2O2 - что это за вещество? Получение перекись водорода
Общеизвестна формула основы жизни - воды. Её молекула состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, что записывается как H2O. Если же кислорода будет в два раза больше, то получится совсем другое вещество - H2O2. Что это и чем полученное вещество будет отличаться от своей «родственницы» воды?
H2O2 - что это за вещество?
Остановимся на нем подробнее. H2O2 - формула перекиси водорода, Да, той самой, которой обрабатывают царапины, белой. Пероксид водорода H2O2 - научное.
Для дезинфекции используют трехпроцентный раствор перекиси. В чистом или концентрированном виде она вызывает химические ожоги кожи. Тридцатипроцентный раствор перекиси иначе называют пергидроль; раньше его применяли в парикмахерских для обесцвечивания волос. Обожженная им кожа также становится белой.
Химические свойства Н2О2
Перекись водорода представляет собой жидкость без цвета и с «металлическим» привкусом. Является хорошим растворителем и сама легко растворяется в воде, эфире, спиртах.
Трёх- и шестипроцентные растворы перекиси обычно готовят, разбавляя тридцатипроцентный раствор. При хранении концентрированного Н2О2 происходит разложение вещества с выделением кислорода, поэтому в плотно закупоренных емкостях его хранить не следует во избежание взрыва. С уменьшением концентрации пероксида, повышается его устойчивость. Также для замедления разложения Н2О2 можно добавлять в него различные вещества, например, фосфорную или салициловую кислоту. Для хранения растворов сильной концентрации (более 90 процентов) в перекись добавляют пирофосфат натрия, который стабилизирует состояние вещества, а также используют сосуды из алюминия.
Н2О2 в химических реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем. Однако чаще пероксид проявляет окислительные свойства. Перекись принято считать кислотой, но очень слабой; соли перекиси водорода называют пероксидами.
как метод получения кислорода
Реакция разложения Н2О2 происходит при воздействии на вещество высокой температуры (более 150 градусов Цельсия). В результате образуются вода и кислород.
Формула реакции - 2 Н2О2 + t -> 2 Н2О + О2
Степень окисления Н в Н 2 О 2 и Н 2 О = +1.
Степень окисления О: в Н 2 О 2 = -1, в Н 2 О = -2, в О 2 = 0
2 О -1 - 2е -> О2 0
О -1 + е -> О -2
2 Н2О2 = 2 Н2О + О2
Разложение перекиси водорода может произойти и при комнатной температуре, если использовать катализатор (химическое вещество, ускоряющее реакцию).
В лабораториях одним из методов получения кислорода, наряду с разложением бертолетовой соли или марганцовки, является реакция разложения перекиси. В таком случае в качестве катализатора используют оксид марганца (IV). Другие вещества, ускоряющие разложение H2O2, - медь, платина, гидроксид натрия.
История открытия перекиси
Первые шаги к открытию перекиси были сделаны в 1790 году немцем Александром Гумбольдтом, когда он обнаружил превращения оксида бария в пероксид при нагревании. Тот процесс сопровождался поглощением кислорода из воздуха. Через двенадцать лет учеными Тенаром и Гей-Люссаком был проведен опыт по сжиганию щелочных металлов с избытком кислорода, в результате чего был получен пероксид натрия. Но пероксид водорода был получен позже, лишь в 1818 году, когда Луи Тенар изучал воздействие кислот на металлы; для их устойчивого взаимодействия было необходимо низкое количество кислорода. Проводя подтверждающий опыт с перекисью бария и серной кислотой, ученый добавил к ним воду, хлористый водород и лёд. Через непродолжительное время, Тенар обнаружил на стенках емкости с пероксидом бария небольшие застывшие капли. Стало ясно, что это H2O2. Тогда дали полученному H2O2 название «окисленная вода». Это и была перекись водорода - бесцветная, ничем не пахнущая, трудноиспаримая жидкость, хорошо растворяющая другие вещества. Результат взаимодействия H2O2 и H2O2 - реакция диссоциации, перекись растворима в воде.
Интересный факт - быстро обнаружились свойства нового вещества, позволяющие использовать его в реставрационных работах. Сам Тенар при помощи пероксида отреставрировал картину Рафаэля, потемневшую от времени.
Перекись водорода в XX веке
После тщательного изучения полученного вещества его стали производить в промышленных масштабах. В начале двадцатого века ввели электрохимическую технологию производства перекиси, основанную на процессе электролиза. Но срок годности полученного таким методом вещества был невелик, около пары недель. Чистая перекись нестабильна, и по большей части её выпускали в тридцатипроцентной концентрации для отбеливания ткани и в трёх- или шестипроцентной - для бытовых нужд.
Учёные фашистской Германии использовали пероксид для создания ракетного двигателя на жидком топливе, который использовался для оборонных нужд во Второй Мировой войне. В результате взаимодействия Н2О2 и метанола/гидразина, получалось мощное топливо, на котором самолет достигал скорости более 950 км/ч.
Где применяется Н2О2 сейчас?
- в медицине - для обработки ран;
- в целлюлозно-бумажной промышленности используются отбеливающие свойства вещества;
- в текстильной промышленности перекисью отбеливают натуральные и синтетические ткани, меха, шерсть;
- как ракетное топливо или его окислитель;
- в химии - для получения кислорода, как пенообразователь для производства пористых материалов, как катализатор или гидрирующий агент;
- для производства дезинфицирующих или чистящих средств, отбеливателей;
- для обесцвечивания волос (это устаревший метод, так как волосы сильно повреждаются пероксидом);
Перекись водорода можно успешно применять для решения разных бытовых задач. Но использовать в этих целях можно лишь трёхпроцентную перекись водорода. Вот некоторые способы:
- Для очистки поверхностей нужно залить перекись в сосуд пульверизатором и разбрызгивать на загрязненные места.
- Для дезинфекции предметов их нужно протереть неразбавленным раствором Н2О2. Это поможет очистить их от вредных микроорганизмов. Губки для мытья можно замочить в воде с перекисью (пропорция 1:1).
- Для отбеливания тканей при стирке белых вещей добавляют стакан пероксида. Можно также выполоскать белые ткани в воде, смешанной со стаканом Н2О2. Этот способ возвращает белизну, предохраняет ткани от пожелтения и помогает удалить трудновыводимые пятна.
- Для борьбы с плесенью и грибком следует смешать в емкости с пульверизатором перекись и воду в пропорции 1:2. Полученную смесь распылять на зараженные поверхности и через 10 минут очищать их при помощи щётки или губки.
- Обновить потемневшую затирку в кафельной плитке можно, распылив пероксид на нужные участки. Через 30 минут нужно тщательно потереть их жесткой щёткой.
- Для мытья посуды полстакана Н2О2 добавить в полный таз с водой (или раковину с закрытым сливом). Промытые в таком растворе чашки и тарелки будут сиять чистотой.
- Чтобы очистить зубную щётку, нужно опустить её в неразведенный трёхпроцентный раствор перекиси. Затем промыть под сильной струей воды. Этот способ хорошо дезинфицирует предмет гигиены.
- Чтобы продезинфицировать купленные овощи и фрукты, следует распылить на них раствор 1 части перекиси и 1 части воды, после чего тщательно промыть их водой (можно холодной).
- На дачном участке при помощи Н2О2 можно бороться с болезнями растений. Нужно опрыскивать их раствором перекиси или замочить семена незадолго до посадки в 4,5 литрах воды, смешанной с 30 мл сорокапроцентной перекиси водорода.
- Для оживления аквариумных рыбок, если они отравились аммиаком, задохнулись при отключении аэрации или по другой причине, можно попробовать поместить их в воду с перекисью водорода. Нужно смешать трёхпроцентную перекись с водой из расчёта 30 мл на 100 литров и поместить в полученную смесь бездыханных рыб на 15-20 минут. Если они не оживут за это время, значит, средство не помогло.
Даже в результате активного встряхивания бутылки с водой в ней образуется некоторое количество пероксида, так как вода при этом действии насыщается кислородом.
В свежих фруктах и овощах Н2О2 также содержится, пока они не подвергнутся термической обработке. При нагреве, варке, обжарке и других процессах с сопутствующей высокой температурой уничтожается большое количество кислорода. Именно поэтому прошедшие кулинарную обработку продукты считаются не такими полезными, хотя какое-то количество витаминов в них остается. Свежевыжатые соки или кислородные коктейли, подаваемые в санаториях, полезны по той же причине - из-за насыщения кислородом, который дает организму новые силы и очищает его.
Опасность перекиси при употреблении внутрь
После вышесказанного может показаться, что перекись можно специально принимать внутрь, и от этого будет польза организму. Но это совсем не так. В воде или соках соединение содержится в минимальных количествах и тесно связано с другими веществами. Прием же «ненатуральной» перекиси водорода внутрь (а вся перекись, купленная в магазине или произведенная в результате химических опытов самостоятельно, никак не может считаться натуральной, к тому же обладает слишком высокой концентрацией по сравнению с природной) может привести к опасным для жизни и здоровья последствиям. Чтобы понять - почему, нужно вновь обратиться к химии.
Как уже упомянуто, при некоторых условиях пероксид водорода разрушается и выделяет кислород, являющийся активным окислителем. может произойти при столкновении Н2О2 с пероксидазой - внутриклеточным ферментом. В основе использования перекиси для дезинфекции положены именно её окислительные свойства. Так, когда рану обрабатывают Н2О2 - выделяющийся кислород уничтожает живые патогенные микроорганизмы, попавшие в нее. Такое же действие она оказывает и на другие живые клетки. Если обработать неповрежденную кожу пероксидом, а потом протереть место обработки спиртом, почувствуется жжение, что подтверждает наличие микроскопических повреждений после перекиси. Но при внешнем применении перекиси низкой концентрации какого-то заметного вреда организму не будет.
Другое дело, если её пытаться принимать внутрь. То вещество, которое способно повреждать даже сравнительно толстую кожу снаружи, попадает на слизистые оболочки пищеварительного тракта. То есть происходят химические мини-ожоги. Разумеется, выделяющийся окислитель - кислород - может заодно убить и вредные микробы. Но этот же процесс произойдет и с клетками пищевого тракта. Если ожоги в результате действия окислителя будут повторяться, то возможна атрофия слизистых оболочек, а это - первый шаг на пути к раку. Гибель клеток кишечника приводит к невозможности организма усваивать питательные вещества, этим объясняется, например, снижение веса и исчезновение запоров у некоторых людей, практикующих «лечение» перекисью.
Отдельно нужно сказать о таком методе употребления перекиси, как внутривенные инъекции. Даже если по какой-то причине их назначил врач (оправдано это может быть лишь при заражении крови, когда других подходящих лекарств в наличии нет), то под медицинским наблюдением и со строгим расчетом дозировок риски все-таки есть. Но в такой экстремальной ситуации это будет шансом на выздоровление. Самому же назначать себе уколы перекиси водорода ни в коем случае нельзя. Н2О2 представляет большую опасность для клеток крови - эритроцитов и тромбоцитов, так как при попадании в кровеносное русло разрушает их. К тому же, может произойти смертельно опасная закупорка сосудов высвободившимся кислородом - газовая эмболия.
Меры безопасности в обращении с Н2О2
- Хранить в недоступном для детей и недееспособных лиц месте. Отсутствие запаха и выраженного вкуса делает перекись особенно опасной для них, так как могут быть приняты большие дозы. При попадании внутрь раствора, последствия употребления могут быть непредсказуемыми. Необходимо незамедлительно обратиться к врачу.
- Растворы перекиси концентрацией более трёх процентов вызывают ожоги при попадании на кожу. Место ожога нужно промыть большим количеством воды.
- Не допускать попадания раствора пероксида в глаза, так как образуется их отек, покраснение, раздражение, иногда болевые ощущения. Первая помощь до обращения к врачу - обильное промывание глаз водой.
- Хранить вещество так, чтобы было понятно, что это - H2O2, то есть в емкости с наклейкой во избежание случайного применения не по назначению.
- Условия хранения, продлевающие его срок, - темное, сухое, прохладное место.
- Нельзя смешивать пероксид водорода с любыми жидкостями, кроме чистой воды, в том числе и с хлорированной водой из-под крана.
- Все вышесказанное применимо не только к Н2О2, но и ко всем содержащим его препаратам.
Пероксид (перекись) водорода представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью , затвердевающую при - . Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:
Водные растворы пероксида водорода более устойчивы; в прохладном месте они могут сохраняться довольно долго. Пергидроль - раствор, который поступает в продажу, - содержит . В нем, а также в высококонцентрированных растворах пероксида водорода содержатся стабилизирующие добавки.
Разложение пероксида водорода ускоряется катализаторами. Если, например, в раствор пероксида водорода бросить немного диоксида марганца , то происходит бурная реакция и выделяется кислород. К катализаторам, способствующим разложению пероксида водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов. Уже следы этих металлов могут вызвать распад .
Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода, но ввиду высокой температуры водородного пламени тотчас же разлагается на воду и кислород.
Рис. 108. Схема строения молекулы . Угол близок к , угол - к . Длины связей: .
Однако если направить водородное пламя на кусок льда, то в образующейся воде можно обнаружить следы пероксида водорода.
Пероксид водорода получается также при действии атомарного водорода на кислород.
В промышленности пероксид водорода получают в основном электрохимическими методами, например анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной кислоты (см. § 132). Происходящие при этом процессы можно изобразить схемой:
В пероксиде водорода атомы водорода ковалентно связаны с атомами кислорода, между которыми также осуществляется простая связь. Строение пероксида водорода можно выразить следующей структурной формулой: Н-О-О-Н.
Молекулы обладают значительной полярностью , что является следствием их пространственной структуры (рис. 106).
В молекуле пероксида водорода связи между атомами водорода и кислорода полярны (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода). Поэтому в водном растворе под влиянием полярных молекул воды пероксид водорода может отщеплять ионы водорода, т. е. он обладает кислотными свойствами. Пероксид водорода - очень слабая двухосновная кислота в водном растворе он распадается, хотя и в незначительной степени, на ионы:
Диссоциация по второй ступени
практически не протекает. Она подавляется присутствием воды - вещества, диссоциирующего с образованием ионов водорода в большей степени, чем пероксид водорода. Однако при связывании ионов водорода (например, при введении в раствор щелочи) диссоциация по второй ступени происходит.
С некоторыми основаниями пероксид водорода реагирует непосредственно, образуя соли.
Так, при действии пероксида водорода на водный раствор гидроксида бария выпадает осадок бариевой соли пероксида водорода:
Соли пероксида водорода называются пероксидами или перекисями. Они состоят из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов , электронное строение которых можно изобразить схемой:
Степень окисленности кислорода в пероксиде водорода равна -1, т. е. имеет промежуточное значение между степенью окисленности кислорода в воде и в молекулярном кислороде (0). Поэтому пероксид водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т. е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Все же для него более характерны окислительные свойства, так как стандартный потенциал электрохимической системы
в которой выступает как окислитель, равен 1,776 В, в то время как стандартный потенциал электрохимической системы
в которой пероксид водорода является восстановителем, равен 0,682 В. Иначе говоря, пероксид водорода может окислять вещества, которых не превышает 1,776 В, а восстанавливать только те, которых больше 0,682 В. По табл. 18 (на стр. 277) можно видеть, что в первую группу входит гораздо больше веществ.
В качестве примеров реакций, в которых служит окислителем, можно привести окисление нитрита калия
и выделение иода из иодида калия:
Как пример восстановительной способности пероксида водорода укажем на реакции взаимодействия с оксидом
а также с раствором перманганата калия в кислой среде:
Если сложить уравнения, отвечающие восстановлению пероксида водорода и его окислению, то получится уравнение самоокисления-самовосстановления пероксида водорода:
Это - уравнение процесса разложения пероксида водорода, о котором говорилось выше.
Применение пероксида водорода связано с его окислительной способностью и с безвредностью продукта его восстановления . Его используют для отбелки тканей и мехов, применяют в медицине (3% раствор - дезинфицирующее средство), в пищевой промышленности (при консервировании пищевых продуктов), в сельском хозяйстве для протравливания семян, а также в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов. Как сильный окислитель пероксид водорода используется в ракетной технике.
Пероксид водорода применяют также для обновления старых картин, написанных масляными красками и потемневших от времени вследствие превращения свинцовых белил в черный сульфид свинца под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода. При промывании таких картин пероксидом водорода сульфид свинца окисляется в белый сульфат свинца.
Пероксид водорода (перекись водорода), H 2 O 2 - простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H 2 O 2 2H 2 O.
Строение молекулы
Молекула Н 2 O 2 содержит в своем составе пероксидный анион O 2 -2 . Каждый атом кислорода образует 2 ковалентные связи, но имеет степень окисления, равную -1. В упрощенном виде строение молекулы отражает графическая формула:
H +1 -O -1 -O -1 -H +1
Физические свойства
В чистом безводном виде Н 2 O 2 - бесцв. сиропообразная жидкость с плотностью 1,45 г/см 3 (т. пл. -0,41°С, т. кип. 150,2°С). Смешивается с водой в любых соотношениях, растворяется также в спирте, эфире. 30%-ный р-р Н 2 O 2 называют пергидролем. Подобно воде, Н 2 O 2 - хороший полярный растворитель, в котором вещества с ионной и полярной ковалентной связью диссоциируют на ионы.
Химические свойства
Разложение Н 2 O 2 (диспропорционирование)
2Н 2 O 2 = 2Н 2 O + O 2
2O -1 - 2e - → O 2 0
2O -1 +2e - → 2О -2
При Т > 90° С пероксид водорода разлагается практически полностью. Причиной непрочности молекул Н 2 O 2 является неустойчивость атома кислорода в степепени окисления -1.
Н 2 O 2 - слабая кислота
Молекулы Н 2 O 2 в незначительной степени диссоциируют в водном растворе по схеме:
Н 2 O 2 = Н + + HO 2 -
(К дисс = 1,5 * 10 -12 при 20°С)
Кислотные свойства проявляются в реакциях со щелочами с образованием солей - средних (пероксидов) и кислых (гидропероксидов), например:
Н 2 O 2 + Ва(ОН) 2 = ВаO 2 + 2Н 2 O пероксид бария
Гидролиз пероксидов металлов
Хотя по составу пероксиды напоминают оксиды, они на самом деле обладают свойствами солей. В водных растворах полностью гидролизуются с выделением Н 2 O 2:
К 2 O 2 + 2Н 2 O = 2КОН + Н 2 O 2
Получение Н 2 O 2 из пероксидов металлов
Так как Н 2 O 2 - очень слабая кислота, то она вытесняется из своих солей как сильными кислотами, так и слабыми, например:
ВаO 2 + H 2 SO 4 = Н 2 O 2 + BaSO 4 ↓
ВаO 2 + СO 2 + Н 2 O = Н 2 O 2 + ВаСO 3 ↓
Н 2 O 2 сильный окислитель
Атомы кислорода, находящиеся в неустойчивой степени окисления -1, стремятся приобрести еще один электрон для перехода в устойчивое состояние. Поэтому пероксид водорода проявляет очень сильные окислительные свойства, особенно в кислой среде:
Н 2 O - 2 + 2H + + 2e - → 2Н 2 O -2
Окисление неорганических веществ
ЗН 2 O 2 + 2NH 3 = N 2 + 6Н 2 O
4Н 2 O 2 + H 2 S = H 2 SO 4 + 4Н 2 O
Н 2 O 2 + 2HI = I 2 + 2Н 2 O
4Н 2 O 2 + PbS = PbSO 4 + 4Н 2 O
ЗН 2 O 2 + 2СrСl 3 + 10КОН = 2К 2 СrO 4 + 6KCl + 8Н 2 O
Н 2 O 2 + 2FeSO 4 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 O
Окисление органических веществ
Конц. водные растворы Н 2 O 2 в смеси с органическими веществами способны к воспламенению и взрыву при ударе. Например, органические кислоты окисляются до СO 2 и Н 2 О(как при горении в O 2):
4Н 2 O 2 + CH 3 COOH = 2CO 2 + 6Н 2 O
Н 2 O 2 + Н 2 С 2 O 4 = 2СO 2 + 2Н 2 O
Пероксиды щел. Me - очень сильные окислители
Окисляют многие неорганические и органические вещества, например:
4Na 2 O 2 + СН 3 СООН = 2Na 2 CO 3 + 4NaOH
Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4
Важной реакцией является диспропорционирование пероксида Na при взаимодействии с углекислым газом:
2Na 2 O 2 + 2СO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
На этой реакции основано использование Na 2 O 2 в автономных дыхательных аппаратах и в замкнутых помещениях для поглощения СO 2 и образования O 2 .
Н 2 O 2 - слабый восстановитель (в реакциях с очень сильными окислителями)
Окисление пероксида водорода обычно протекает по схеме:
2Н 2 O - 2 - 2e - → O 0 2 + 2H +
Примеры реакций:
5Н 2 O 2 + 2КМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 O
ЗН 2 O 2 + К 2 Сr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3O 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 O
3Н 2 O 2 + KClO 3 = 3O 2 + KCl + 3Н 2 O
3Н 2 O 2 + 2AuCl 3 = 3O 2 + 2Au + 6HCl
Перокси́д водоро́да (перекись водорода ), 2 2 - простейший представитель пероксидов . Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом , неограниченно растворимая в воде , спирте и эфире . Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H 2 O 2 2H 2 O.
Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:
Физические свойства
Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н 2 О 2 , который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3). Замерзает Н 2 О 2 при температуре, немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н 2 О 2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н 2 О 2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н 2 О 2 хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н 2 О 2 , жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.
Чистый Н 2 О 2 , как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н 2 О 2 (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н 2 О 2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.
2Н 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.
Пероксид водорода проявляет очень слабые кислотные свойства (К = 1,4·10 –12). При действии концентрированного раствора Н 2 O 2 на гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов (Li 2 O 2 , MgO 2 и др.):
Н 2 O 2 + 2NaOH → Na 2 O 2 + 2H 2 O
Пероксидная группа -O-O- входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na 2 O 2 , BaO 2 и др.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H 3 PO 5 и пероксидосерная H 2 S 2 O 8 кислоты.
Окислительно-восстановительные свойства
Пероксид водорода обладает сильными 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 кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.
При восстановлении Н 2 O 2 образуется Н 2 O или ОН–, например: Н 2 О 2 + 2КI + Н 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O
При действии сильных окислителей H 2 O 2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:
O 2 2– – 2e – → O 2
Реакцию KMnO 4 с Н 2 O 2 используют в химическом анализе для определения содержания Н 2 O 2:
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты .
Биологические свойства
Перекись 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 , НАД(Ф)H-оксидаза, циклоксигеназа и др.) продуцируют супероксид , который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в перекись водорода.
Получение
Пероксид водорода получаются в промышленности по реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта :
(CH 3) 2 СН(ОН) + O 2 → CH 3 C(O)CH 3 + H 2 O 2
Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон .
В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию
BaO 2 + H 2 SO 4 → H 2 O 2 + BaSO 4
Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой .
Применение
3 % 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). Используется в аналитической химии , в медицине , в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит свое применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов. В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство . При контакте с поврежденной кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови и создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов. Однако такое действие непродолжительно и обладает слабым эффектом. Тем не менее, пероксид водорода (аптечное название - перекись водорода, 3 %) применяется при первичной обработке ран (в том числе открытых). Перекись водорода очень эффективна для лечения небольших царапин, особенно у детей - она не «щиплет», не имеет запаха, бесцветна. Однако она может вызывать небольшое жжение в районе открытой раны. Стоимость пузырька такого раствора (на 2009 год) - около 6 руб. В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции, соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»). Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.
Формы выпуска
Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 3, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98%. 30% водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем .
Опасность применения
Несмотря на то, что пероксид водорода не токсичен , его концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен.
Ссылки
Литература
- Ахметов Н.С. "Общая и неорганическая химия" М.:Высшая школа, 2001
- Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия 1994
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Перекись водорода" в других словарях:
ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА - (Hydrogenium hy peroxy datum, Hydrogenium peroxy datum), H202, сиропообразная жидкость, прозрачная, в тонких слоях бесцветная, в толстых голубого цвета, в 1х/2 раза тяжелее воды, металлического острого вкуса, растворяется в любых отношениях в… … Большая медицинская энциклопедия
ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА - бесцветная жидкость; хорошо смешивается с водой; применяется как дезинфицирующее (для полоскания горла, при мелких порезах и т. п.) и отбеливающее средство. Используется для отбелки хлопчатобумажных, льняных, шерстяных и шёлковых тканей, перьев и … Краткая энциклопедия домашнего хозяйства
- (Н2О2), жидкость, состоящая из водорода и кислорода, обычно продается в водных растворах. Перекись получают электролитическим ОКИСЛЕНИЕМ серной кислоты и методами, основанными на ВОССТАНОВЛЕНИИ кислорода. Раствор перекиси водорода используется… … Научно-технический энциклопедический словарь
ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА, то же, что водорода пероксид … Современная энциклопедия
То же, что водорода пероксид … Большой Энциклопедический словарь
Действующее вещество ›› Водорода пероксид (Hydrogen peroxide) … Словарь медицинских препаратов
Перекись водорода - ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА, то же, что водорода пероксид. … Иллюстрированный энциклопедический словарь
перекись водорода - Неорганическое вещество, быстро разлагающееся в организме (под действием фермента каталазы) с образованием молекулярного кислорода: H2O2. [Арефьев В.А., Лисовенко Л.А. Англо русский толковый словарь генетических терминов 1995 407с.] Тематики… … Справочник технического переводчика
I (техн.) находит в последнее время применение в довольно широких размерах для беления шелковых и шерстяных изделий, а также перьев. По сравнению с сернистой кислотой, которая издавна употребляется для этой цели, перекись водорода отбеливает… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
См. Водорода пероксид. * * * ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА, то же, что водорода пероксид (см. ВОДОРОДА ПЕРОКСИД) … Энциклопедический словарь
Кроме воды, известно другое соединение водорода с кислородом - пероксид водорода (Н 2 О 2). В природе он образуется как побочный продукт при окислении многих веществ кислородом воздуха. Следы его постоянно содержатся в атмосферных осадках. Пероксид водорода частично образуется также в пламени горящего водорода, но при остывании продуктов сгорания разлагается.
В довольно больших концентрациях (до нескольких процентах) Н 2 О 2 может быть получена взаимодействием водорода в момент выделения с молекулярным кислородом. Пероксид водорода частично образуется также при нагревании до 2000 °С влажного кислорода, при прохождении тихого электрического разряда сквозь влажную смесь водорода с кислородом и при действии на воду ультрафиолетовых лучей или озона.
Теплота образование пероксида водорода.
Непосредственно определить теплоту образования пероксида водорода из элементов не удаётся. Возможность найти её косвенным путём даёт установленный Г. И. Гессом (1840 г.) закон постоянства сумм тепла: общий тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми исходными веществами и конечными продуктами.
Строго говоря, закон Гесса следовало бы сформулировать, как "закон постоянства сумм энергий", потому что при химических превращениях энергия может выделяться или поглощаться не только в тепловой, но и как механическая, электрическая и др. Кроме того, предполагается, что рассматриваемые процессы протекают при постоянном давлении или постоянном объёме. Как правило, именно так и обстоит дело при химических реакциях, а все другие формы энергии могут быть пересчитаны на тепловую. Сущность этого закона особенно наглядно выявляется в свете следующей механической аналогии: общая работа, производимая опускающимся без трения грузом, зависит не от пути, а только от разности начальной и конечной высот. Подобным же образом общий тепловой эффект той или иной химической реакции определяется только разностью теплот образования (из элементов) её конечных продуктов и исходных веществ. Если всё эти величины известны, то для вычисления теплового эффекта реакции достаточно из суммы теплот образования конечных продуктов вычесть сумму теплот образования исходных веществ. Законом Гесса часто пользуются при вычислении теплот таких реакций, для которых прямое экспериментальное их определение трудно или даже невозможно.
В применении к Н 2 О 2 расчёт можно провести на основе рассмотрения двух различных путей образования воды:
1. Пусть первоначально при соединении водорода и кислорода образуется пероксид водорода, который затем разлагается на воду и кислород. Тогда будем иметь следующие два процесса:
2 Н 2 + 2 О 2 = 2 Н 2 О 2 + 2х кДж
2 Н 2 О 2 = 2 Н 2 О + О 2 + 196 кДж
Тепловой эффект последней реакции легко определяется экспериментально. Складывая почленно оба уравнения и сокращая одиночные члены, получаем
2 Н 2 + О 2 = 2 Н 2 О + (2х + 196) кДж.
2. Пусть при соединении водорода с кислородом непосредственно образуется вода, тогда имеем
2 Н 2 + О 2 = 2 Н 2 О + 573 кДж.
Так как в обоих случаях и исходные вещества, и конечные продукты одинаковы, 2х + 196 = 573, откуда х = 188,5 кДж. Это и будет теплота образования моля пероксида водорода из элементов.
Получение.
Пероксид водорода проще всего получать из пероксида бария (ВаО2), действуя на неё разбавленной серной кислотой:
ВаО 2 + Н 2 SO 4 = BaSO 4 + Н 2 О 2 .
При этом наряду с пероксидом водорода образуется нерастворимый в воде сульфат бария, от которого жидкость может быть отделена фильтрованием. Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%-ного водного раствора.
Продолжительным упариванием обычного 3%-ного водного раствора Н 2 О 2 при 60-70 °С можно довести содержание в нём пероксида водорода до 30%. Для получения более крепких растворов отгонку воды приходится производить под уменьшенным давлением. Так, при 15 мм рт. ст. сначала (примерно с 30 °С) отгоняется главным образом вода, а когда температура достигает 50 °С, в перегонной колбе остаётся очень концентрированный раствор пероксида водорода, из которого при сильном охлаждении могут быть выделены его белые кристаллы.
Основным методом получения пероксида водорода является взаимодействие с водой надсерной кислоты (или некоторых её солей), легко протекающее по схеме:
Н 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4 + Н 2 О 2 .
Меньшее значение имеют некоторые новые методы (разложение органических пероксидных соединений и др.) и старый способ получения из ВаО 2 . Для хранения и перевозки больших количеств пероксида водорода наиболее пригодны ёмкости из алюминия (не ниже 99,6%-ной чистоты).
Физические свойства.
Чистый пероксид водорода - бесцветная сиропообразная жидкость (с плотностью около 1,5 г/мл), под достаточно уменьшенным давлением перегоняющуюся без разложения. Замерзание Н 2 О 2 сопровождается сжатием (в отличие от воды). Белые кристаллы пероксида водорода плавятся при -0,5 °С, т. е. почти при той же температуре, что и лёд.
Теплота плавления пероксида водорода составляет 13 кДж/моль, теплота испарения - 50 кДж/моль (при 25 °С). Под обычным давлением чистый Н 2 О 2 кипит при 152 °С с сильным разложением (причём пары могут быть взрывоопасны). Для его критических температуры и давления теоретически рассчитаны значения 458 °С и 214 атм. Плотность чистого Н 2 О 2 равна 1,71 г/см3 в твёрдом состоянии, 1,47 г/см3 при 0 °С и 1,44 г/см3 при 25 °С. Жидкий пероксид водорода, подобно воде, сильно ассоциирована. Показатель преломления Н 2 О 2 (1,41), а также её вязкость и поверхностное натяжение несколько выше, чем у воды (при той же температуре).
Структурная формула.
Структурная формула пероксида водорода Н-О-О-Н показывает, что два атома кислорода непосредственно соединены друг с другом. Связь это непрочна и обусловливает неустойчивость молекулы. Действительно, чистая Н 2 О 2 способна разлагаться на воду и кислород со взрывом. В разбавленных водных растворах она значительно устойчивее.
Оптическими методами установлено, что молекула Н-О-О-Н не линейна: связи Н-О образуют углы около 95° со связью О-О. Крайними пространственными формами молекул подобного типа являются показанные ниже плоские структуры - цис-форма (обе связи Н-О по одну сторону от связи О-О) и транс-форма (связи Н-О по разные стороны).
Переход от одной из них к другой мог бы осуществляться путём поворота связи Н-О по оси связи О-О, но этому препятствует потенциальный барьер внутреннего вращения, обусловленный необходимостью промежуточного преодоления менее энергетически выгодных состояний (на 3,8 кДж/моль для транс-формы и на 15 кДж/моль для цис-формы). Практически круговое вращение связей Н-О в молекулах Н 2 О 2 не осуществляется, а происходит только некоторые их колебания около наиболее устойчивого для данной молекулы промежуточного состояния - косой ("гош") - формы.
Химические свойства.
Чем чище пероксид водорода, тем медленнее она разлагается при хранении. Особенно активными катализаторами разложения Н 2 О 2 являются соединения некоторых металлов (Сu, Fe, Mn и др.), причём заметно действуют даже такие их следы, которые не поддаются прямому аналитическому определению. Для связывания этил металлов к пероксиду водорода в качестве "стабилизатора" часто добавляют немного (порядка 1:10 000) пирофосфата натрия - Na 4 P 2 O 7 .
Сама по себе щелочная Среда не вызывает разложения пероксида водорода, но сильно способствует её каталитическому распаду. Напротив, кислотная среда этот распад затрудняет. Поэтому раствор Н 2 О 2 часто подкисляют серной или фосфорной кислотой. Разложение пероксида водорода идёт быстрее при нагревании и на свету, поэтому хранить его следует в тёмном прохладном месте.
Подобно воде, пероксид водорода хорошо растворяет многие соли. С водой (также со спиртом) она смешивается в любых соотношениях. Разбавленный его раствор имеет неприятный "металлический" вкус. При действии на кожу крепких растворов получаются ожоги, причём обожженное место окрашивается в белый цвет.
Ниже сопоставлена растворимость некоторых солей в воде и пероксиде водорода при 0 °С (г на 100 г растворителя):