Гідроген пероксид

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Гідроген пероксид
Hydrogen-peroxide-3D-balls.png
Інші назви Перекис водню, пергідроль
Ідентифікатори
Номер CAS 7722-84-1
PubChem 784
SMILES
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 приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гідроге́н перокси́д, пере́кис во́дню — бінарна сполука гідрогену з оксигеном складу Н2О2. В молекулі наявний ковалентний зв'язок між атомами оксигену.

Історія відкриття[ред.ред. код]

Гідроген пероксид вперше добув французький хімік Луї Жак Тенар в 1818 році дією кислоти на барій пероксид BaO2[1]. Метод добування чистого пероксиду за реакцією: BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2Н2О2 в наш час має лише історичне значення.

Отримання[ред.ред. код]

Схема процесу виробництва гідроген пероксиду.

Основний промисловий спосіб (більше 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 H2O2 від 30% до 90%. Пергідроль — це 30% розчин гідроген пероксиду, що містить стабілізуючі 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 CO(NH2)2·H2O2; вони використовуються як тверді носії гідроген пероксиду. 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 H2O2 збільшується з додаванням кислоти і максимальна при pH 3,5-4,5.

Молекула гідроген пероксиду здатна розпадатися двома шляхами:

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

Завдяки проміжному ступеню окиснення оксигену (-1), гідроген пероксид 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 -OH на гідропероксидну -OOH (приміром, при добуванні надкислот) або на пероксидну -OO- (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.

У медицині розчин перекису водню (зазвичай 3%) застосовують як антисептичний засіб. При контакті із пошкодженою шкірою чи слизовими оболонками перекис водню під впливом каталази розщеплюється з активним виділенням кисню, що сприяє згортанню крові та створює несприятливі умови для розвитку мікроорганізмів.

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. с. 306–312.  (фр.)

Посилання[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • 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.)
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. / Ред. Григорьев А. Н. — М.: Высший химический колледж РАН, 1999. — 140 с., список лит. 5780 назв. (рос.)
  • Кемпбел Дж. Современная общая химия / Пер. с англ. под ред. Соколовской Е. М. — В 3 т. — Т. 2. — М.: Мир, 1975. (рос.)