Пероксид водню

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
Пероксид водню
Hydrogen-peroxide-3D-balls.png
Інші назви Пероксид гідрогену, перекис водню, пергідроль
Ідентифікатори
Номер CAS 7722-84-1
PubChem 784
Номер EINECS 231-765-0
KEGG D00008
Назва MeSH D01.248.497.158.685.750.424, D01.339.431.374.424, D01.650.550.750.400 і D02.389.338.253
ChEBI 16240
RTECS MX0900000
Код ATC A01AB02
SMILES
OO
InChI
InChI=1S/H2O2/c1-2/h1-2H
Номер Бельштейна 3587191
Номер Гмеліна 509
Властивості
Молекулярна формула H2O2
Молярна маса 34,01 г/моль
Зовнішній вигляд Прозора безбарвна рідина
Густина 1,4 г/см³
Тпл -0,432 °C
Ткип 150,2 °C
Розчинність (вода) необмежена
Кислотність (pKa) 11,6
Небезпеки
Індекс ЄС 008-003-00-9
Класифікація ЄС Окисник O Їдка речовина C
Шкідливо Xn
R-фрази R34 R8
S-фрази S28 S3 S36/39 S45
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Пероксид водню (також пероксид гідрогену, пере́кис во́дню, лат. Hydrogen peroxide) — бінарна сполука гідрогену з оксигеном складу . В молекулі наявний ковалентний зв'язок між атомами оксигену.

Історія відкриття[ред. | ред. код]

Пероксид водню вперше добув французький хімік Луї Жак Тенар в 1818 році дією кислоти на барій пероксид [1]. Метод добування чистого пероксиду за реакцією: BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + Н2О2 в наш час має лише історичне значення.

Отримання[ред. | ред. код]

Схема процесу виробництва пероксиду водню.

Основний промисловий спосіб (понад 80% світового виробництва) — окиснення антрагідрохінону, див. схему. Також застосовують анодне окиснення сульфатної кислоти в розведеному розчині:

2H2SO4 - 2e- = H2S2O8 + 2H+,
H2S2O8 + H2O = H2SO5 + H2SO4,
H2SO5 + H2O = H2O2 + H2SO4.

Промисловий продукт — водний розчин із вмістом від 30% до 90%. Пергідроль[2] — це 30%(35%) розчин пероксиду водню, що містить стабілізаційні добавки.

Фізичні властивості[ред. | ред. код]

Безбарвна рідина. Змішується з водою в будь-якому співвідношенні. Розчинний в етанолі, діетиловому етері. Утворює кристалосольвати, найвідоміший із яких із карбамідом — гідроперит ·; вони використовуються як тверді носії пероксиду водню. Переганяють під зниженим тиском при 80 °C.

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

Доволі нестійка хімічна сполука, здатна спонтанно розкладатися на кисень та воду.

2О2 = 2Н2О + O2

В чистому вигляді термічно стійка, забруднення солями важких металів суттєво збільшує швидкість розкладу, який може відбуватися з вибухом. Концентровані розчини є вибухонебезпечними і можуть спричиняти займання при контакті з горючими речовинами. Стійкість водних розчинів збільшується з додаванням кислоти та максимальна при pH 3,5-4,5.

Молекула пероксиду водню здатна розпадатися двома шляхами:

  1. Н2О2 → 2Н2О + O: (окиснювальний розпад)
  2. Н2О2 → 2OH· (вільнорадикальний розпад)

Завдяки проміжному ступеню окиснення оксигену (-1), пероксид водню здатен виявляти властивості як окисника (відновлюється до O−2), так і відновника (окиснюється до кисню). Тож його розклад слід розглядати як реакцію диспропорціонування.

Окисник:

H2O2 + 2HI = I2 + 2H2O
H2O2 + SO2 = H2SO4
4H2O2 + PbS↓ = PbSO4↓ + 4H2O
H2O2 + C6H6C6H5OH + H2O
H2O2 + C2H4C2H4O + H2O

Відновник:

H2O2 + Ag2O↓ = 2Ag↓ + H2O + O2
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

Здатен заміщувати гідроксильну групу на гідропероксидну (приміром, при добуванні надкислот) або на пероксидну (утворення пероксидів металів).

Здатен приєднуватися по подвійному зв'язку органічної молекули з утворенням двоатомних спиртів — гліколів:

H2O2 + C2H4CH2OH-CH2OH (водний розчин, кислотний каталіз)

Біологічна дія[ред. | ред. код]

У біологічних системах токсичний, оскільки утворює вільні радикали. Знешкоджується з допомогою ферментів антиоксидативного захисту у цитоплазмі клітини та деяких органелах, зокрема мітохондріях та пероксисомах.

Шкіра, яка підлягла впливу 35% розчину H2O2.

Більш концентровані розчини спричиняють опіки шкіри, слизових оболонок та дихальних шляхів; ГДК в повітрі встановлено на рівні 1,4 мг/м³. Білий колір опіку пояснюється окисненням ліпідів, як наслідок епідермальний шар шкіри стає малопрозорим. Через декілька днів ліпідні оболонки оновлюються, опік пергідролем проходить безслідно.

Застосування[ред. | ред. код]

Перекис водню, 3% розчин для зовнішнього застосування.

Для відбілювання паперу, шкіри, хутра, текстильних матеріалів, олій, жирів. Окисник у складі ракетних палив. Дезінфекційний засіб для знешкодження побутових та промислових стічних вод. В хімічному синтезі: для добування органічних і неорганічних пероксидів, також епоксидів, гліколів тощо.

Медицина[ред. | ред. код]

Користують, як самостійний розчин, так і у поєднанні[3] (наприклад, для приготування антисептика C4).

Застосовують як дезінфектант для медичного інструментарію та певного виду медичного оснащення.

Існують суперечки щодо ефективності перекису водню при лікуванні ран[4][5][6][7][8][3].

Історично перекис водню застосовували для антисептичного та механічного очищення ран, частково через низьку вартість та швидку доступність у порівнянні з іншими антисептиками, також чітку кровоспинну дію[9].


Зараз[коли?] вважається, що гальмує загоєння і може провокувати появу рубців, оскільки він руйнує новоутворені клітини шкіри[джерело?]. Одне дослідження показало[джерело?], що лише дуже низькі концентрації (0,15% розчин, це розведення типового 3% пероксиду в 20 разів) можуть сприяти загоєнню, і лише якщо їх не застосовувати повторно. Було виявлено, що 0,5% розчин перешкоджає загоєнню.

Використовується для лікування ран у багатьох країнах, в Україні також є поширеним як основний антисептик та кровоспинний для надання першої допомоги.

Застосовується для лікування варикозної хвороби судин нижніх кінцівок[10], у тому числі внутрішньовенно[11]; як компонент другого етапу лікування після неефективної антибактеріальної терапії при інфекції золотистим стафілококом[12], в отоларингології як місцевий протимікробний засіб.

Див. також[ред. | ред. код]

Примітки[ред. | ред. код]

  1. L. J. Thénard (1818). Observations sur des nouvelles combinaisons entre l’oxigène et divers acides. Annales de chimie et de physique, 2nd series 8: 306–312.  (фр.)
  2. ПЕРГІДРОЛЬ
  3. а б Chemical Disinfectants/ Guideline for Disinfection and Sterilization in Healthcare Facilities (2008)
  4. Чому перекис водню не працює і які засоби використовувати МОЗУ, 2018
  5. Лікування кровотеч
  6. Photometric analysis. LOVIBOND®. Photometry Lovibond®. Hydrogen peroxide pills. Detection range: 0,03-3mg/l H2O2. Number of pills, tests or ml: 100
  7. Cytochemical Localization of H2O2 in Biological Tissues. E. Ann Ellis. DOI:10.1385%2F1-59259-274-0%3A0310.1385/1-59259-274-0:03 2002
  8. Dermal wound healing is subject to redox control (on mouses) doi:10.1016/j.ymthe.2005.07.684 2005
  9. ВОДНЮ ПЕРОКСИДУ РОЗЧИН 30%
  10. ВИКОРИСТАННЯ МЕТОДУ ВНУТРІШНЬОВЕННОГО ВВЕДЕННЯ РОЗЧИНУ ПЕРЕКИСУ ВОДНЮ ДЛЯ ЛІКУВАННЯ ПАЦІЄНТІВ З ВАРИКОЗНИМ РОЗШИРЕННЯМ ВЕН НИЖНІХ КІНЦІВОК DOI:10.11603/1811-2471.2018.v0.i3.9271
  11. Mechanochemical endovenous ablation of small saphenous vein insufficiency using the ClariVein device: One-year results of a prospective series / D. Boersma, R. R. J. P. van Eekeren, D. A. B. Werson [et al.] // European Journal of Vascular and Endovascular Surgery. – 2013. – Vol. 45, Issue 3. – P. 299–303.
  12. Фізика + біохімія: інфекції мультирезистентного золотистого стафілокока вилікують без… ліків(Ваше Здоров'я, 2019)

Джерела[ред. | ред. код]

  • Фармацевтична хімія: навчальний посібник для студентів хімічних спеціальностей вищих педагогічних навчальних закладів / О.С. Худоярова. – Вінниця: ТОВ «Нілан – ЛТД», 2018.– 194 с. Електронне джерело(С.91-92, 94 )
  • Аналітична хімія. Хімічні методи аналізу: навчальний посібник/ Л.П.Циганок, Т.О.Бубель, А.Б.Вишнікін, О.Ю.Вашкевич; За ред. проф.Л.П.Циганок - Дніпропетровськ: ДНУ ім. О.Гончара, 2014.- 252 с. Електронне джерело (С.199, 242)
  • Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — Т. 1 : Абляционные материалы — Дарзана реакция. — М.: Сов. энцикл., 1988. — 623 с. : ил., табл. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-008-8. (рос.) (С.?)
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. / Ред. Григорьев А. Н. — М.: Высший химический колледж РАН, 1999. — 140 с., список лит. 5780 назв. (рос.) (С.?)
  • Кемпбел Дж. Современная общая химия / Пер. с англ. под ред. Соколовской Е. М. — В 3 т. — Т. 2. — М.: Мир, 1975. (рос.)(С.?)

Література[ред. | ред. код]

  • Фармацевтична хімія: Підручник/ Ред. П. О. Безуглий. — Вінниця: Нова Книга, 2008. — 560 с. ISBN 978-966-382-113-9 (С.61, 85)
  • Фармакологія: підручник (ВНЗ І—ІІІ р. а.) / І.В. Нековаль, Т.В. Казанюк. — 7-е вид., переробл. і допов. — «Медицина», 2016 — 552 с. ISBN 978-617-505-507-6
  • Хімія неметалів з основами біогеохімії. Навчальний посібник для студентів вищих навчальних закладів екологічного та агрономічного профілю /Укл. Мартиненко В.Г., Мартиненко А.П., Медведєва О.В. - Кропивницький: ЦНТУ, 2018.- 330 с. (С.155-156)

Посилання[ред. | ред. код]