Пергидроль

Пероксид водорода
Общие
Систематическое наименование	Пероксид водорода
Химическая формула	H2O2
Отн. молек. масса	34,01 а. е. м.
Молярная масса	34,01 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества	1.4 г/см³
Состояние (ст. усл.)	жидкость
Термические свойства
Температура плавления	−0,432 °C
Температура кипения	150,2 °C
Энтальпия (ст. усл.)	-136.11 кДж/моль
Химические свойства
pKa	11.65
Растворимость в воде	неограниченная г/100 мл
Классификация
номер CAS	[7722-84-1]

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:

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.

Физические свойства

Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н₂О₂, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3). Замерзает Н₂О₂ 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 Н₂О₂ замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н₂О₂ при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н₂О₂ 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 Н₂О₂, 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 Н₂О₂, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н₂О₂ (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 Н₂О₂ такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

Химические свойства

Разлагается на кислород и воду при нагревании, под действием ультрафиолетового излучения, а также в присутствии ионов переходных металлов и серебра:

2Н₂O₂ → 2H₂O + O₂

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

Пероксид водорода проявляет очень слабые кислотные свойства (К = 1,4·10^–12). При действии концентрированного раствора Н₂O₂ на гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов (Li₂O₂, MgO₂ и др.):

Н₂O₂ + 2NaOH → Na₂O₂ + 2H₂O

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.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H₃PO₅ и пероксидосерная H₂S₂O₈ 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 Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН–, например: Н₂О₂ + 2КI + Н₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

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

O₂^2– – 2e^– → O₂

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

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

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:

(CH₃)₂СН(ОН) + O₂ → CH₃C(O)CH₃ + H₂O₂

Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию

BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄

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

NIST Chemistry WebBook

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