Пероксид водорода

Пероксид водорода
Общие
Систематическое наименование	Пероксид водорода
Химическая формула	H2O2
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	жидкость
Отн. молек. масса	34,01 а. е. м.
Молярная масса	34,01 г/моль
Плотность	1.4 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	−0,432 °C
Температура кипения	150,2 °C
Энтальпия образования (ст. усл.)	-136.11 кДж/моль
Химические свойства
pKa	11.65
Растворимость в воде	неограниченная
Классификация
Рег. номер CAS	7722-84-1
SMILES	OO
Регистрационный номер EC	231-765-0

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.

Химические свойства

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 кислорода:

$\mathsf{2AgNO_3 + H_2O_2 \rightarrow 2Ag + O_2\uparrow + 2HNO_3}$

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 не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H₂O и O₂.Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

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

Однако очень чистый пероксид водорода 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 пероксидисерная H₂S₂O₈ 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 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:

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

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

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 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.

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 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 и удлиняет время заживления.^[1][2] Обладая хорошими очищающими свойствами, перекись 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.^[3] Более того, перекись водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи.^[4] Однако, в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затеков, флегмон, и других гнойных ран санация которых затруднена, перикись водорода остается препаратом выбора. Так как она обладает не только антисептическим эффектом, но и продуцирует большое количество пены, при взаимодействии с ферментом пероксидазой. Что в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые буду легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки перекисью водорода, антисептический раствор не сможет удалить данные патологические образования, что приведет значительному увеличению времени заживления раны, и ухудшит состояние больного.

Перекись водорода применяется также для обесцвечивания волос^[5] и отбеливания зубов^[6], 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, 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, получившихся при взаимодействии перманганата калия «марганцовки» с предметами (ввиду его окислительных свойств).

Пероксид водорода в аквариумистике

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники. Эта отметка установлена 29 апреля 2012.

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 (гидры, планарии, паразиты, водоросли, бактерии и др.)

Формы выпуска

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.

См.также: Гидроперит

Опасность применения

Кожа после попадания на неё 30% 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.^[7]

Ссылки

1. ↑ 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.
2. ↑ Carroll, Aaron E., Rachel C. Vreeman. Medical myths don't die easily, CNN (12 июля 2011). Проверено 13 июля 2011.
3. ↑ Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
4. ↑ 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.
5. ↑ Средства для осветления волос
6. ↑ Способы отбеливания зубов
7. ↑ Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях

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.

Неорганические соединения водорода

 

Гидриды   Алюмогидрид лития  • Арсин  • Висмутин  • Герман  • Гермилен  • Гидрид алюминия  • Гидрид бария  • Гидрид кальция  • Гидрид лития  • Гидрид магния  • Гидрид натрия  • Гидрид рубидия  • Гидрид цезия  • Диборан  • Дистаннан  • Пентаборан  • Плюмбан  • Силан  • Силен  • Станнан  • Стибин  • Гидридоборат рубидия  • Гидридоборат цезия  • Фосфин Гидроксиды   Гидрат аммиака  • Гидроксид актиния  • Гидроксид алюминия  • Гидроксид бария  • Гидроксид бериллия  • Гидроксид железа(II)  • Гидроксид кадмия  • Гидроксид калия  • Гидроксид кальция  • Гидроксид лития  • Гидроксид магния  • Гидроксид марганца(II)  • Гидроксид меди  • Гидроксид рубидия  • Гидроксид стронция  • Гидроксид цинка  • Гидроксиламин  • Метагидроксид железа Неорганические кислоты   Азотистоводородная  • Бромоводород  • Вольфрамовая  • Изоциановая  • Иодоводород  • Кремнефтористоводородная  • Фосфорная (ортофосфорная)  • Плавиковая кислота  • Роданистоводородная  • Селеноводород  • Селеновая кислота  • Сероводород  • Синильная  • Хлороводород (соляная)  • Сурьмяная  • Тетрахлороаурат водорода  • Угольная  • Фтороводород  • Хромовая  • Царская водка Основные хлорсодержащие неорганические кислоты   Соляная кислота •Хлорноватистая кислота • Хлористая кислота • Хлорноватая кислота • Хлорная кислота

Другие

Аммиак  • Вода  • Бороводороды  • Галогеноводороды  • Гидразин  • Дигаллан  • Пероксид водорода  • Персульфид водорода  • Трихлорсилан  • Аммоний