На основании каких свойств можно сделать вывод что пероксиды
Перокси́д водоро́да (пе́рекись водорóда), H2O2 — 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 H2O2∙2H2O.
Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:
Структура молекулы пероксида водорода
Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7⋅10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.
Химические свойства[править | править код]
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. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H2O и O2. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:
В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон:
Однако очень чистый пероксид водорода вполне устойчив.
Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4⋅10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:
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.):
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[править | править код]
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 марганец при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.
При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:
При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:
например:
Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:
Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.
Биологические свойства[править | править код]
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[править | править код]
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:
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:
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]:
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:
Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.
В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать H2O3 и H2O4. 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].
Применение[править | править код]
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), в том числе для привода турбонасосных агрегатов.[6] 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.
Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также продлевает время заживления[7][8]. Обладая хорошими очищающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также продлевать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток[9]. Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи[10].
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.
Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос[11].
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»).
Для технических целей 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).
3%-ный раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме[12].
С 90-х годов ХХ века 3%-ный раствор пероксида водорода продвигался целителем И. П. Неумывакиным для приёма внутрь как универсальное средство лечения и оздоровления человека. Научного подтверждения допустимости и эффективности данный метод не имеет.
Перекись водорода используется в известном опыте, демонстрирующем многократное увеличение объёма вещества в результате химической реакции[13].
Формы выпуска[править | править код]
Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %[источник не указан 292 дня]. 30 % водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем. Выпускаемый в виде таблеток твёрдого клатрата с мочевиной пероксид водорода называется гидроперитом.
Опасность применения[править | править код]
Кожа после попадания на неё концентрированного раствора перекиси водорода.
Несмотря на то, что пероксид водорода нетоксичен, 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.
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[14].
Примечания[править | править код]
- ↑ 1 2 https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0335.html
- ↑ 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
- ↑
Jose M. Campos-Martin, Gema Blanco-Brieva, Jose L. G. Fierro; Blanco-Brieva; Fierro. Hydrogen Peroxide Synthesis: An Outlook beyond the Anthraquinone Process (англ.) // Angewandte Chemie International Edition : journal. — 2006. — Vol. 45, no. 42. — P. 6962—6984. — doi:10.1002/anie.200503779. — PMID 17039551. - ↑
Burgess, A. R.; Cullis, C. F.; Newitt, E. J. 365. The gaseous oxidation of isopropyl alcohol. Part 1. The influence of temperature, pressure, and mixture composition on the formation of hydrogen peroxide and other products (англ.) // Journal of the Chemical Society (англ.)русск. : journal. — Chemical Society, 1961. — 1 January (no. 0). — P. 1884—1893. — ISSN 0368-1769. — doi:10.1039/JR9610001884. - ↑ Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — 2-е изд. — М.:Высшая школа, 1988. — с. 304.
- ↑ Космонавтика, энциклопедия. М., 1985.
- ↑ O’Connor, Anahd. Really? The Claim: Hydrogen Peroxide Is a Good Treatment for Small Wounds, New York Times (19 июня 2007). Дата обращения 13 июля 2011.
- ↑ Carroll, Aaron E., Rachel C. Vreeman. Medical myths don’t die easily, CNN (12 июля 2011). Дата обращения 13 июля 2011.
- ↑ Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
- ↑ Wilgus T. A., Bergdall V. K., Dipietro L. A., Oberyszyn T. M. Hydrogen peroxide disrupts scarless fetal wound repair (неопр.) // Wound Repair Regen. — 2005. — Т. 13, № 5. — С. 513—519. — doi:10.1111/j.1067-1927.2005.00072.x. — PMID 16176460.
- ↑ Средства для осветления волос
- ↑ М. Бейли, П. Бергресс. Золотая книга аквариумиста. Полный справочник по уходу за пресноводными тропическими рыбами. — М.: Аквариум ЛТД, 2004.
- ↑ Elephant’s Toothpaste. University of Utah Chemistry Demonstrations. University of Utah. Дата обращения 21 марта 2014.
- ↑ Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях Архивная копия от 25 августа 2011 на Wayback Machine[неавторитетный источник?]
Литература[править | править код]
- Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
- Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
Ссылки[править | править код]
- NIST Chemistry WebBook
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Пероксид водорода (тривиальное название — перекись водорода) — соединение состава $H_2O_2$, в котором присутствует пероксидная группа $(-O-O-)^{-2}$. 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 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 $
$Cl_2 + H_2O_2 + 2NaOH = 2NaCl + 2H_2O + O_2uparrow$
$2AgNO_3 + H_2O_2 = 2Ag + O_2uparrow + 2HNO_3$
$KIO_4 + H_2O_2 = KIO_3 + H_2O + O_2uparrow$
$3H_2O_2 + 6NaOH + 2AuCl_3 = 6H_2O + 3O_2uparrow + 6NaCl$
$5H_2O_2 + 2HIO_3 = 6H_2O + 5O_2uparrow + I_2downarrow$
$H_2O_2 + Fe = O_2uparrow + H_2Fe$
$3H_2O_2 + K_2Cr_2O_7 + 4H_2O = Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 3O_2uparrow + 7H_2O$
$H_2O_2 + Ag_2O = 2Agdownarrow + O_2uparrow + H_2O$
$2H_2O_2 +Ca(ClO)_2 = CaCl_2 + 2O_2uparrow + 2H_2O$
$H_2O_2 + 2KMnO_4 = 2MnO_2downarrow + 2O_2uparrow + 2KOH$
$H_2O_2 + 2AgNO_3 + 2NaOH = 2 NaNO_3 + 2Agdownarrow + O_2uparrow + 2H_2O$
$H_2O_2 + HClO = H_2O + HCl + O_2uparrow$
$H_2O_2 + Cl_2 = 2HCl + O_2uparrow$
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.