Пероксид водорода

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Пероксид водорода
Hydrogen-peroxide-2D.png
Пероксид водорода
Общие
Систематическое
наименование
Пероксид водорода
Хим. формула H2O2
Физические свойства
Состояние жидкость
Молярная масса 34,01 г/моль
Плотность 1.4 г/см³
Кинематическая вязкость 1,245 см²/с
(при 20 °C)
Термические свойства
Т. плав. −0,432 °C
Т. кип. 150,2 °C
Энтальпия образования -136.11 кДж/моль
Химические свойства
pKa 11.65
Растворимость в воде неограниченная
Классификация
Рег. номер CAS 7722-84-1
PubChem 784
Рег. номер EINECS 231-765-0
SMILES
Рег. номер EC 231-765-0
RTECS MX0900000
ChemSpider 763
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), 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: Structure of hydrogen peroxide

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 вики-текст]

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

\mathsf{Na_2SO_3 + H_2O_2 \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O}
\mathsf{Mn(OH)_2 + H_2O_2 \rightarrow MnO(OH)_2 + H_2O}

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до атомарного кислорода:

\mathsf{2AgNO_3 + H_2O_2 \rightarrow 2Ag + 2O + 2HNO_3}

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H2O и 2O. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

\mathsf{2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2}

Однако очень чистый пероксид водорода вполне устойчив.

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

~\mathsf{H_2O_2 \rightleftarrows H^++HO_2^-;~~~~~~HO_2^- \rightleftarrows H^++O_2^{2-}}

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.):

\mathsf{H_2O_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2O_2 + 2H_2O}
\mathsf{H_2O_2 + Ba(OH)_2 \rightarrow BaO_2\downarrow + 2H_2O}

Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем:

~\mathsf{H_2\stackrel{-1}{O}_2+Ag_2O \longrightarrow 2Ag+\stackrel{0}{O}_2+H_2O}

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

~\mathsf{KNO_2+H_2\stackrel{-1}{O}_2 \longrightarrow KN\stackrel{-2}{O}_3+H_2O}

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 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

Окислительно-восстановительные свойства[править | править вики-текст]

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 кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

\mathsf{H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 \rightarrow I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O}

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

\mathsf{O_2^{2-} \rightarrow O_2 + 2e^-}

например:

\mathsf{3H_2O_2 + 2KMnO_4 \rightarrow 2MnO_2 + 2KOH + 3O_2 \uparrow + 2H_2O}

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

\mathsf{5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5O_2 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O}

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

Биологические свойства[править | править вики-текст]

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 вики-текст]

Пероксид водорода получают в промышленности при реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта:

\mathsf{(CH_3)_2CHOH + O_2 \rightarrow (CH_3)_2CO + H_2O_2}

Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон.

В промышленных масштабах пероксид водорода получают электролизом серной кислоты, в ходе которого образуется надсерная кислота, и последующим разложением последней до пероксида и серной кислоты.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию:

\mathsf{BaO_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + H_2O_2}

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.[1]

Применение[править | править вики-текст]

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.[2] Используется в аналитической химии, 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.

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяется для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также удлиняет время заживления.[3][4] Обладая хорошими очищающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также удлинять время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток.[5] Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи.[6] Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затеков, флегмон и других гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остается предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом пероксидазой. 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.

Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос[7] и отбеливания зубов[8], однако эффект в обоих случаях основан на окислении, а следовательно — разрушении тканей, и потому такое применение (особенно в отношении зубов) не рекомендуется специалистами.

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[9].


Формы выпуска[править | править вики-текст]

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1-6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %. 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 вики-текст]

Кожа после попадания на неё концентрированного раствора перекиси водорода.

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. 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[10].

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — 2-е изд. — М.:Высшая школа, 1988. — с. 304.
  2. Космонавтика, энциклопедия. М., 1985.
  3. O’Connor, Anahd. Really? The Claim: Hydrogen Peroxide Is a Good Treatment for Small Wounds, New York Times (19 июня 2007). Проверено 13 июля 2011.
  4. Carroll, Aaron E., Rachel C. Vreeman. Medical myths don't die easily, CNN (12 июля 2011). Проверено 13 июля 2011.
  5. Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
  6. Wilgus TA, Bergdall VK, Dipietro LA, Oberyszyn TM (2005). «Hydrogen peroxide disrupts scarless fetal wound repair». Wound Repair Regen 13 (5): 513–9. DOI:10.1111/j.1067-1927.2005.00072.x. PMID 16176460.
  7. Средства для осветления волос
  8. Способы отбеливания зубов
  9. М. Бейли, П. Бергресс Золотая книга аквариумиста. Полный справочник по уходу за пресноводными тропическими рыбами. — М.: Аквариум ЛТД, 2004.
  10. Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях

Ссылки[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.