Перокси́д водоро́да ( пе́рекись водоро́да , химическая формула — H ₂ O ₂ ) — неорганическое химическое соединение водорода и кислорода , являющееся простейшим представителем класса пероксидов .

Физические свойства

Вследствие несимметричности молекула H ₂ O ₂ сильно полярна (μ = 0,7⋅10 ⁻²⁹ 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 H ₂ O ₂ также способна образовывать донорно-акцепторные связи .

При стандартных условиях пероксид водорода — это бесцветная сиропообразная 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 H ₂ O ₂ ∙2H ₂ O.

Концентрированные водные растворы пероксида водорода взрывоопасны .

Химические свойства

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H ₂ O ₂ — 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 . Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

${\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}.}$

В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон :

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O+O_{3}\uparrow }}.}$

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4⋅10 ⁻¹² ) и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}\rightleftarrows H^{+}+HO_{2}^{-};~~~~~~HO_{2}^{-}\rightleftarrows H^{+}+O_{2}^{2-}}}.}$

При действии концентрированного раствора Н ₂ O ₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода ( Li ₂ O ₂ , MgO ₂ и др.):

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}O_{2}+2H_{2}O}};}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+Ba(OH)_{2}\rightarrow BaO_{2}\downarrow +2H_{2}O}}.}$

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.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами , например, пероксомонофосфорная H ₃ PO ₅ , пероксодисерная H ₂ S ₂ O ₈ и пероксоазотная 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 Н ₂ O ₂ образуется Н ₂ O или ОН- , например:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+2KI+H_{2}SO_{4}\rightarrow I_{2}+K_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}.}$

При действии сильных окислителей H ₂ O ₂ проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

${\displaystyle {\mathsf {O_{2}^{2-}\rightarrow O_{2}+2e^{-}}},}$

например:

${\displaystyle {\mathsf {3H_{2}O_{2}+2KMnO_{4}\rightarrow 2MnO_{2}+2KOH+3O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}.}$

Реакцию KMnO ₄ с Н ₂ O ₂ используют в химическом анализе для определения содержания Н ₂ O ₂ :

${\displaystyle {\mathsf {5H_{2}O_{2}+2KMnO_{4}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 5O_{2}+2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}+8H_{2}O}}.}$

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

Биологические свойства

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:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}S_{2}O_{8}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}O_{2}+2H_{2}SO_{4}}}.}$

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х . 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 .

Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта :

${\displaystyle {\mathsf {(CH_{3})_{2}CHOH+O_{2}\rightarrow (CH_{3})_{2}CO+H_{2}O_{2}}},}$

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 :

${\displaystyle {\mathsf {BaO_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +H_{2}O_{2}}}.}$

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 H ₂ O ₃ и H ₂ O ₄ . 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 ): H—O—O—O—H, H—O—O—O—O—H .

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 .

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.

Применение

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 (один из первых примеров — ракета Фау-2 ). 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 . 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 . Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи .

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 .

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 MnO ₂ , 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 .

Для демонстрации химической реакции

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

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 % ^{[ источник не указан 1656 дней ]} . 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

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 .

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

Примечания

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.

Ссылки