Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
или перекись водорода — соединение состава $H_2O_2$, в котором присутствует пероксидная группа $(-О-О-)^{-2}$. Формально у каждого атома кислорода в этом соединении степень окисления -1, поэтому обычно степени окисления в молекуле расставляют следующим образом: $H_2^{+1}O_2^{-1}$.
Строение и физические свойства
Строение молекулы следующее:
Вследствие своей несимметричности молекула является полярной, неограниченно растворяется в воде, спирте и эфире. Имеет высокую вязкость, так как способна образовывать развитую систему водородных связей.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА пероксида водорода
Пероксид водорода представляет собой почти бесцветную (бледно-голубую) вязкую жидкость. Чистый пероксид водорода крайне неустойчив, он обладает способностью к самопроизвольному разложению со взрывом. Неограниченно смешивается с водой, в продажу поступает в виде 30-40%-ного раствора, который называется «пергидроль». Для медицинского применения реализуется раствор с массовой долей пероксида водорода 3%.
В таблице представлены некоторые характеристики пероксида водорода:
| $T_{плав}$ | −0,432 °C |
| $T_{кип}$ | 150,2 °C |
| Плотность | 1,448 г/см$^3$ |
| Цвет | нет |
| Запах | специфический |
| Вкус | «металлический» |
ПОЛУЧЕНИЕ пероксида водорода
В промышленности пероксид водорода изначально получали электролизом серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте. В результате этого процесса образуется надсерная кислота $H_2S_2O_8$, гидролиз которой приводит к образованию пероксида и серной кислоты:
$H_2S_2O_8 + 2H_2O rightarrow H_2O_2 + 2H_2SO_4$
Впоследствии был разработан так называемый «антрахиноновый процесс»; в этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона.
2-этилантрахинон растворяют в смеси эфира и углеводорода (или спирта и углеводорода) и восстанавливают водородом на катализаторе (никеле Ренея или палладии). В результате происходит образование хинола, массовое содержание пероксида водорода в смеси продуктов достигает порядка 1%. По окончании процесса катализатор отделяют, производят разделение продуктов. Хинол снова окисляют до 2-этилантрахинона, а $H_2O_2$ концентрируют перегонкой при пониженном давлении.
Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта:
$(CH_3)_2CH-OH + O_2 rightarrow (CH_3)C=O + H_2O_2$
В лаборатории для получения пероксида водорода используют реакцию взаимодействия пероксида бария с соляной кислотой:
$BaO_2 + 2HCl rightarrow BaCl_2 + H_2O_2$
Образующийся хлорид бария осаждают в виде сульфата:
$Ba^{2+} + SO_4^{2-} rightarrow BaSO_4downarrow$
Часто в различных источниках можно обнаружить информацию о том, что получение пероксида водорода в лаборатории проводят путём обработки пероксида бария серной кислотой:
$BaO_2 + H_2SO_4 rightarrow BaSO_4downarrow + H_2O_2$
Однако на практике данный метод не используется. Причина состоит в том, что осадок сульфата бария образуется прямо на зёрнах пероксида бария, в результате реагент как бы покрывается «коркой» из нерастворимого продукта, что сильно замедляет реакцию и существенно снижает выход продукта.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА
а) Кислотно-основные свойства
Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства ($K_a = 1.78 cdot 10^{-12}$) и диссоциирует по двум ступеням:
$H_2O_2 leftrightarrow H^+ + OOH^-$
$ OOH^- leftrightarrow H^+ + O_2^{2-}$
Пероксид водорода является чуть более сильной кислотой, чем вода. Пероксиды металлов и аммония можно рассматривать как «соли» этой слабой кислоты. В присутствии щёлочи кислотно-основное равновесие в растворе смещается в сторону образования гидропероксид-ионов $OOH^-$.
Так как в водных растворах $H_2O_2$ ведет себя как очень слабая кислота, реакцию взаимодействия, например, гидроксида бария с пероксидом водорода, приводящую к образованию пероксида бария $BaO_2$, можно рассматривать как реакцию нейтрализации:
$Ba(OH)_2 + H_2O_2 = BaO_2 + 2H_2O$
б) Окислительно-восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных реакциях пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от условий. Это связано с тем, что оба атома кислорода в молекуле $H_2O_2$ находятся в промежуточной степени окисления -1. Стоит отметить, однако, что наиболее характерными для пероксида водорода являются окислительные свойства. Восстановителем пероксид водорода может быть только в реакциях с сильными окислителями.
Принимая электрон на внешний уровень (выступая в качестве окислителя), кислород переходит в степень окисления -2:
$H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 = I_2 downarrow + K_2SO_4 + 2H_2O$
$H_2O_2 + Na_2SO_3 = Na_2SO_4 + H_2O$
$Mn(OH)_2 + H_2O_2 = MnO_2 + 2H_2O$
$PbS + 4H_2O_2 = PbSO_4 + 4H_2O$
$H_2O_2 + SO_2 = H_2SO_4$
$H_2O_2 + KNO_2 = KNO_3 + H_2O$
$H_2O_2 + 2HCl + 2FeCl_2 = 2H_2O + 2FeCl_3$
$H_2O_2 + 2HI = 2H_2O + I_2downarrow$
$3H_2O_2 + 10NaOH + 2CrCl_3 = 8H_2O + 6NaCl + 2Na_2CrO_4$
$5H_2O_2 + I_2 = 4H_2O + 2HIO_3$
$H_2O_2 + H_2SO_4 + 2FeSO_4 = 2H_2O + Fe_2(SO_4)_3$
$3H_2O_2 + 2KOH + 2K[Cr(OH)_4] = 8H_2O + 2K_2CrO_4$
$4H_2O_2 + H_2S = H_2SO_4 + 4H_2O$
$H_2O_2 + H_2SO_4 + Cu = CuSO_4 + 2H_2O$
$4H_2O_2 + ZnS = 4H_2O + ZnSO_4$
$3H_2O_2 + 2NH_3 = 6H_2O + N_2uparrow$
Отдавая электрон, $O^{-1}$ переходит в степень окисления 0, превращаясь в молекулярный кислород $O_2$ и проявляя восстановительные свойства, например:
$2KMnO_4 + 5H_2O_2 + 3H_2SO_4 = 5O_2 uparrow + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O $
$Cl_2 + H_2O_2 + 2NaOH = 2NaCl + 2H_2O + O_2uparrow$
$2AgNO_3 + H_2O_2 = 2Ag + O_2uparrow + 2HNO_3$
$KIO_4 + H_2O_2 = KIO_3 + H_2O + O_2uparrow$
$3H_2O_2 + 6NaOH + 2AuCl_3 = 6H_2O + 3O_2uparrow + 6NaCl$
$5H_2O_2 + 2HIO_3 = 6H_2O + 5O_2uparrow + I_2downarrow$
$H_2O_2 + Fe = O_2uparrow + H_2Fe$
$3H_2O_2 + K_2Cr_2O_7 + 4H_2SO_4 = Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 3O_2uparrow + 7H_2O$
$H_2O_2 + Ag_2O = 2Agdownarrow + O_2uparrow + H_2O$
$2H_2O_2 +Ca(ClO)_2 = CaCl_2 + 2O_2uparrow + 2H_2O$
$H_2O_2 + 2KMnO_4 = 2MnO_2downarrow + 2O_2uparrow + 2KOH$
$H_2O_2 + 2AgNO_3 + 2NaOH = 2 NaNO_3 + 2Agdownarrow + O_2uparrow + 2H_2O$
$H_2O_2 + HClO = H_2O + HCl + O_2uparrow$
$H_2O_2 + Cl_2 = 2HCl + O_2uparrow$
Полезно сравнить потенциалы полуреакций с участием пероксида водорода в кислой и щелочной среде:
| Окислитель | Восстановитель | ||
| Полуреакция | $E^circ$, В | Полуреакция | $E^circ$, В |
| $H_2O_2 + 2H^+ + 2 bar{e} = 2H_2O$ | +1,776 | $O_2+ 2H^+ + 2bar{e} = H_2O_2$ | +0,695 |
| $H_2O_2 + 2 bar{e} = 2OH^-$ | +0,88 | $O_2 + 2H_2O + 2bar{e} = H_2O_2 + 2OH^-$ | -0,146 |
Из приведённых в таблице данных можно сделать вывод о том, что как окислитель пероксид водорода сильнее в кислой среде, а как восстановитель — в щелочной.
УСЛОВИЯ ХРАНЕНИЯ
Пероксид водорода хранят вдали от солнечного света в закрытой тёмной посуде (преимущественно пластиковой) с добавлением ингибиторов разложения, при транспортировке избегают встряхиваний и других механических воздействий, поскольку все эти факторы приводят к разложению перекиси водорода.
МЕРЫ ПРЕДОСТОРОЖНОСТИ
Работая в лаборатории с концентрированным раствором пероксида водорода, соблюдайте меры предосторожности по работе с сильными окислителями. Перекись водорода при попадании на кожу и слизистые вызывает сильные ожоги. В высоких концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен.
Реакция разложения пероксида водорода:
$2H_2O_2 xrightarrow []{kat} 2H_2O + O_2uparrow$
катализируется некоторыми металлами ($Pt, Ag$), диоксидом марганца $MnO_2$, добавлением следовых количеств щёлочи или пыли. Особую осторожность следует проявлять при работе с очень концентрированными растворами пероксида водорода или с чистым $H_2O_2$: все операции проводят в «беспылевых» условиях и в отсутствие ионов металлов.
ПРИМЕНЕНИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА
Пероксид водорода находит широкое применение во многих областях.
В промышленности его используют в качестве отбеливателя в текстильном и кожевенном производстве и при изготовлении бумаги, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. Благодаря окислительным свойствам перекись водорода используется как ракетное топливо.
Применяется в аналитической химии и в катализе, а также для синтеза высокоэффективных отбеливающих агентов (пероксоборатов, пероксокарбонатов). В органическом синтезе пероксид водорода применяют для получения эпоксидов, пропиленоксида и капролактонов для стабилизаторов поливинилхлорида и полиуретанов. Органические пероксосоединения, применяемые в качестве вулканизаторов, отвердителей, инициаторов процессов полимеризации, также получают с использованием пероксида водорода. В качестве эффективного окислителя $H_2O_2$ выступает в синтезе особо чистых реактивов — гидрохинона, фармацевтических препаратов и пищевых продуктов.
Разбавленные растворы пероксида водорода применяются в медицине для обеззараживания небольших поверхностных ран, поскольку он обеспечивает очищение и обладает антисептическими свойствами. В пищевой промышленности он используется для дезинфекции технологических поверхностей оборудования и упаковки. Кроме того, его применяют для обесцвечивания волос, отбеливания зубов. 3%-ный раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшихся рыб, очистки аквариумов от нежелательной флоры.
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 О22– Можно считать, что О22–-радикал присоединяет или теряет электроны: О22– + 2 e– = 2О-2 – окислитель, О22– – 2 e– = О2 – восстановитель.
В первом случае пероксиды проявляют окислительные свойства, во втором восстановительные. Например:
2KI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O, (8)
Окислитель
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O. (9)
Восстановитель
Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные:
H2O2 + 2H+ + 2e– = 2H2O, E0298 = 1,77 в,
H2O2 –2e– = O2 + 2H+, E0298 = 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 H2O2.
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 H2O2 сильно полярна (µ = 2,1 D). Между молекулами H2O2 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 H2O2·2H2O (температура плавления – 52ºС). В лаборатории обычно используются 3- и 30%-е растворы H2O2 (последний называют пергидролем).
В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота (Киониз = 2,24·10–12):
H2O··· H2O2 ↔ OH3+ + HO2– (11)
гидропероксид-ион
В химических реакциях пероксид – радикал может, не изменяясь, переходить в другие соединения, например:
H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O, (12)
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2. (13)
Последняя реакция используется для получения пероксида водорода [5].
1.6 Пероксид натрия Na2O2
Пероксид натрия Na2O2 – одно из пероксидных соединений натрия, характеризующееся наличием молекулярного иона O22–; содержание активного кислорода составляет 20,5 вес %. Чистая натрия пероксид – белый порошок; технический порошок имеет слабожелтую окраску, обусловленную примесью надпероксида натрия NaO2. Решетка Na2O2 гексагональная (искаженная); плотность 2,60. Существует в трех модификациях: Q – Na2O2, устойчива при температуре жидкого воздуха, Na2O2 (I), устойчива до 512±1°С и Na2O2 (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, H2O2 и выделяется некоторое количество кислорода, т.к. щелочная среда и повышенная температура способствуют разложению H2O2. 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 Na2O2×8H2O), с пероксидом водорода (дипероксигидрат Na2O2×2H2O2) и с водой и пероксидом водорода (тетрагидрат дипероксигидрата Na2O2×2H2O2×4H2O). С влагой и углекислым газом воздуха пероксид натрия реагирует с образованием NaOH, Na2CO3 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% Na2O2. 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+CO32– + 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 H2O2, 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 + H2O2 = Na2O2 + 2H2O. (15)
Дано: m (Na2O2) = 10 гр.;
М (Na2O2) = 78 г./моль;
М (NaOH) = 40 г./моль;
М (H2O2) = 34 г./моль;
а) Рассчитаем сколько моль составляет 10 г. пероксида натрия:
n (Na2O2) = 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 (H2O2) = 34 г./моль * 0,13 моль = 4,4 г.
в) Рассчитаем массу 35% раствора H2O2:
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 H2O2.
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 00С 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 Na2O2 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.
Раздел: Химия
Количество знаков с пробелами: 18522
Количество таблиц: 3
Количество изображений: 0
… «ОВР» можно свести в единую схему [13] , которая отражает их взаимосвязь (таблица 3). Таблица 3. Понятия об окислительно-восстановительных реакциях Умения пользоваться химическим языком I группа II группа Относительная электроотрицательность исление1восстановление1 степень окисления окисление2 восстановление2 окислитель восстановитель единство окисления и восстановления ОВР …
… высших одноатомных спиртов. Так, например, в состав пчелиного воска входит эфир пальмитиновой кислоты и мирицилового спирта С15Н31-СО-ОС30Н61 (Тпл. 72 оС). Глицериды Глицеридами называются сложные эфиры карбоновых кислот и трехатомного спирта глицерина. Они входят в состав чрезвычайно важных веществ – жиров, поэтому на рассмотрении глицеридов мы остановимся несколько подробнее. Жиры Природные жиры …