Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.

Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства. Кислород
Содержание
  1. Безопасность монопропиленгликоля
  2. Где можно встретить е1520
  3. Использование в фармакологии
  4. Как используют реагент с концентрацией 50%
  5. Как приобрести pg у праймкемикалсгрупп
  6. Концентрации перекиси, применяемые в медицине и быту. применение 37%-ного реактива
  7. Меры безопасности
  8. Общая характеристика элементов via группы
  9. Обычные концентрации перекиси
  10. Опасность вещества
  11. Параметры 37%-ного раствора, устанавливаемые гостом 177-88
  12. Перекись водорода как лекарство: настоящее и мнимое –
  13. Положение в периодической системе химических элементов
  14. Природа и свойства вещества
  15. Природные соединения
  16. Репетитор по химии и биологии: конспекты. пероксид (перекись) водорода. химические свойства.
  17. Соединения кислорода
  18. Способы получения кислорода
  19. Строение молекулы
  20. Физические свойства
  21. Физические свойства и нахождение в природе
  22. Химические свойства
  23. Цель применения пг в продуктах питания
  24. Электронное строение кислорода

Безопасность монопропиленгликоля

Пищевая добавка Е1520 признана безопасной во всем мире. Она пожароопасна, но не токсична даже при приеме внутрь. Не обладает канцерогенным и мутагенным свойствами. В организме не накапливается, быстро расщепляется до молочной и пировиноградной кислот, частично выводится в неизменном виде. У некоторых людей встречается индивидуальная непереносимость реагента, которая может спровоцировать аллергическую реакцию.

Где можно встретить е1520

Е1520 пищевая добавка используется при изготовлении:• выпечки и сахаристых продуктов;• ароматизаторов для пищепрома;• жевательной резинки;• некоторых спиртных напитков;• низкокалорийного мороженого со сниженным содержанием жира;• газировки;• творога;• зубных паст;• средств декоративной и уходовой косметики (помады, шампуни, дезодоранты, кремы и т. п.);• некоторых фармацевтических средств.

Использование в фармакологии

В фармацевтике пропиленгликоль пищевой применяется как растворитель, влагоудерживающий агент, консервант с антисептическими свойствами. Например, вещество добавляют в заменители плазмы крови, препараты против ожогов, некоторые лекарства, мази, пасты, кремы.

Как используют реагент с концентрацией 50%

Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.
• как отбеливатель в текстильпроме и целлюлозно-бумажной отрасли;
• катализатор в химпроме;
• для дезинфицирующей обработки медицинского, фармацевтического и пищевого оборудования, упаковок в пищепроме;
• в горнодобывающей отрасли;
• как экологичный антисептик для обеззараживания воды в бассейнах, удаления зеленого налета со стенок;
•    в сельском хозяйстве для обработки помещений, семян, почвы, силоса; в качестве удобрения;
•    реактив в лабораторной практике.

Как приобрести pg у праймкемикалсгрупп

Заказать пропиленгликоль у нас можно Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.
• в Каталоге или на странице товара;
• по телефону (также можно заказать обратный звонок — кнопка вверху сайта, справа);
• через электронную почту или мессенджеры WhatsApp и Telegram.

Вся информация есть в разделе Контакты, а также в верхней и нижней части страниц сайта.

Концентрации перекиси, применяемые в медицине и быту. применение 37%-ного реактива

В медицине и быту наиболее популярны концентрации: 27,5-35%, 37% и 3%.

Перекись водорода медицинская 37-процентная применяется:• для дезинфекции оборудования на фармацевтических и пищевых производствах, а также в мед. учреждениях;• как ингредиент косметических средств;• для изготовления фармацевтических препаратов;• как экологически чистый дезинфектант для обеззараживания воды в уличных бассейнах, в том числе на даче или в частном доме;• как антисептик для обработки одежды, инструментов, помещений;• для чистки сантехники.

3%-ный пероксид водорода наименее агрессивен, свободно продается в аптеках и некоторых магазинах. Используется как медицинский и бытовой антисептик для обработки ран, полоскания горла, кровоостанавливающего средства, антидота при отравлении перманганатом калия.

Меры безопасности

Перекись водорода не горит, но пожаро- и взрывоопасна. При разложении выделяется горючий кислород, возможен взрыв из-за подъема давления в наглухо закрытом сосуде. Кроме этого реактив окисляет такие материалы, как бумага, натуральные ткани, древесина, что может привести к их самовоспламенению.

Не допускается контакт с железом, серебром, хромом, медью, латунью, марганцем и некоторыми другими металлами, стимулирующими разложения реагента.

37%-ный раствор относится ко 2-му классу опасности для человека. Может вызывать химический ожог кожи и слизистых. Поэтому работники, имеющие дело с реактивом, должны использовать плотную спецодежду, прорезиненные фартуки, резиновые перчатки, защитные химические очки и респираторы.

Общая характеристика элементов via группы

Общее название элементов VIa группы O, S, Se, Te, Po — халькогены. Халькогены (греч. χαλκος — руда γενος —
рождающий) — входят в состав многих минералов. Например, кислород составляет 50% массы земной коры.


От O к Po (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Среди элементов VIa группы O, S, Se — неметаллы. Te, Po — металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np4:

  • O — 2s22p4
  • S — 3s23p4
  • Se — 4s24p4
  • Te — 5s25p4
  • Po — 6s26p4

Обычные концентрации перекиси

Промышленность выпускает пероксид водорода разной концентрации. Наиболее востребованными являются:• пероксид 60%• перекись 50 процентов;• перекись 35-40%;• раствор 3%.

Первые три варианта применяются в промышленности, а последний — в медицине и быту.

Опасность вещества

Концентрированные растворы взрыво- и пожароопасны. Разложение реагента в замкнутом пространстве может привести к взрыву из-за повышения давления. Разложение ускоряется при нагревании, под действием света, при контакте с орг. материалами, ионами металлов, оксидами металлов.

Сама перекись водорода быстро окисляет натуральные материалы (ткани, бумагу, кожу, древесину), что может вызвать их самовоспламенение.

Концентрированные растворы едкие, брызги могут вызвать химический ожог кожи и слизистых, прожечь дырку в ткани из натуральных волокон, разрушить краску на волокнах ткани. Пары опасны для органов дыхания и слизистой глаз.

Параметры 37%-ного раствора, устанавливаемые гостом 177-88

В ГОСТе 177-88 зафиксировано, что 37%-ный гидропероксид выпускается в квалификации «медицинская» и «техническая».

Медицинская перекись водорода 37%-ной концентрации должна соответствовать следующим параметрам:
Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.
• доля концентрации серной кислоты — не более 0,3 г/куб. дм;
• уксусная кислоты не должно быть вовсе;
• концентрация нелетучего остатка не должна превышать 0,6 г/куб. дм;
• содержание стабилизирующих компонентов — не более 0,6 г/куб. дм;
• доля ингибитора коррозии для хранения или перевозки в алюминиевых емкостях может составлять (0,2±0,05) г/куб. дм.

Перекись водорода как лекарство: настоящее и мнимое –

Что такое перекись водорода?

Пероксид водорода (Н2О2) может как окислять, так и восстанавливать. Но известность ей принесла именно потрясающая способность к окислению. Это соединение является так называемой активной формой кислорода (АФК). А это значит, что если в клетке или тканях его слишком много, то развивается оксидативный (окислительный) стресс — тот самый, с которым борются при помощи различных антиоксидантов.

В последние годы ученые все чаще сомневаются в безусловном вреде таких вырабатываемых организмом оксидантов, как перекись водорода. Например, согласно данным британских исследователей, она может играть ключевую роль в процессах регуляции артериального давления.

Перекись водорода — достаточно стабильная АФК, которая может проникать сквозь клеточные мембраны и ткани. Растения используют ее для передачи сигналов от одних тканей к другим (паракринная функция). Оказалось, что и у животных перекись, получаемая в результате внутриклеточных процессов, может делать нечто подобное. В цитоплазме клеток она задействована в обмене веществ, регуляции активности фермента фосфатазы и транскрипции генов.

Макрофаги — клетки иммунной системы организма — производят перекись в ответ на атаку патогенных бактерий. А опыты на рыбках еще в 2009 году показали, что Н2О2 вырабатывается при повреждении поверхностных тканей. В этом случае, помимо асептических свойств, перекись являлась сигналом для находящихся неподалеку лейкоцитов немедленно перемещаться к месту повреждения и начинать «ремонтные работы».

Благодаря своим окислительным свойствам, перекись используют для обработки поверхностных повреждений кожи — ран, ссадин, царапин. Это один из самых популярных антисептиков — веществ, уничтожающих патогенные микроорганизмы. Данные препараты используют для обработки ран, чтобы предотвратить нагноение.

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы  (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Природа и свойства вещества

Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.

Пропан-1,2-диол — это густая прозрачная, бесцветная, очень гигроскопичная жидкость. Характерный запах гликолей почти неощутим. Вкус сладковатый. Легко смешивается с водой и этиловым спиртом. Растворяет большую часть низкомолекулярных кислородо- и азотосодержащих углеводородов (одноатомные спирты, простейшие гликоли, орг. кислоты, альдегиды, эфиры, амины и т.п.).

Вещество вступает в реакции со щелочами и щелочными металлами, орг. кислотами, ангидридами, сложными эфирами. В химпроме широко используются реакции этерификации и окисления метилгликоля для получения альдегидов, спиртов, ацетона, орг. кислот, формальдегида, ацетальдегида и др.

Природные соединения

  • Воздух — в составе воздуха кислород занимает 21% (это число пригодится в задачах!)
  • В форме различных минералов в земной коре кислорода содержится около 50%
  • В живых организмов кислород входит в состав органических веществ: белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот

Репетитор по химии и биологии: конспекты. пероксид (перекись) водорода. химические свойства.

На этой странице Вы можете найти конспект на тему «Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.» и оценить уровень подготовленного материала. Я надеюсь, что Вы, обращаясь ко мне за помощью, уже не будете покупать кота в мешке. Вы будете знать, что Вашего ребенка или Вас учит знающий свое дело специалист — репетитор по химии. Более подробную информацию обо мне Вы сможете прочитать здесь.

С уважением,
доктор биологических наук,
ведущий научный сотрудник НИИ акушерства и гинекологии им. Д.О.Отта
репетитор по химии и биологии
Соколов Дмитрий Игоревич

Кроме воды, известно другое соединение водорода с
кислородом — пероксид водорода (Н2О2). В природе он
образуется как побочный продукт при окислении многих веществ кислородом
воздуха. Следы его постоянно содержатся в атмосферных осадках. Пероксид
водорода частично образуется также в пламени горящего водорода, но при
остывании продуктов сгорания разлагается.

В довольно больших концентрациях (до нескольких
процентах) Н2О2 может быть получена взаимодействием
водорода в момент выделения с молекулярным кислородом. Пероксид водорода
частично образуется также при нагревании до 2000 °С влажного кислорода, при
прохождении тихого электрического разряда сквозь влажную смесь водорода с
кислородом и при действии на воду ультрафиолетовых лучей или озона.

Теплота образование
пероксида водорода.

Непосредственно определить теплоту образования
пероксида водорода из элементов не удаётся. Возможность найти её косвенным
путём даёт установленный Г. И. Гессом (1840 г.) закон постоянства сумм тепла:
общий тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому
эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми исходными веществами и
конечными продуктами.

Строго говоря, закон Гесса следовало бы
сформулировать, как «закон постоянства сумм энергий», потому что при
химических превращениях энергия может выделяться или поглощаться не только в
тепловой, но и как механическая, электрическая и др. Кроме того,
предполагается, что рассматриваемые процессы протекают при постоянном давлении
или постоянном объёме. Как правило, именно так и обстоит дело при химических
реакциях, а все другие формы энергии могут быть пересчитаны на тепловую.
Сущность этого закона особенно наглядно выявляется в свете следующей
механической аналогии: общая работа, производимая опускающимся без трения
грузом, зависит не от пути, а только от разности начальной и конечной высот.
Подобным же образом общий тепловой эффект той или иной химической реакции
определяется только разностью теплот образования (из
элементов) её конечных продуктов и исходных веществ. Если всё эти величины
известны, то для вычисления теплового эффекта реакции достаточно из суммы теплот образования конечных продуктов вычесть сумму теплот образования исходных веществ. Законом Гесса часто
пользуются при вычислении теплот таких реакций, для
которых прямое экспериментальное их определение трудно или даже невозможно.

В применении к Н2О2 расчёт можно
провести на основе рассмотрения двух различных путей образования воды:

1. Пусть первоначально при соединении водорода и
кислорода образуется пероксид водорода, который затем разлагается на воду и
кислород. Тогда будем иметь следующие два процесса:

2 Н2 2 О2 = 2 Н2О2
2х кДж

2 Н2О2 = 2 Н2О О2
196 кДж

Тепловой эффект последней реакции легко определяется экспериментально.
Складывая почленно оба уравнения и сокращая одиночные
члены, получаем

2 Н2 О2 = 2 Н2О
(2х 196) кДж.

2. Пусть при соединении водорода с кислородом
непосредственно образуется вода, тогда имеем

2 Н2 О2 = 2 Н2О
573 кДж.

Так как в обоих случаях и исходные вещества, и
конечные продукты одинаковы, 2х 196 = 573, откуда х = 188,5 кДж. Это и будет
теплота образования моля пероксида водорода из элементов.

Получение.

Пероксид водорода проще всего получать из пероксида
бария (ВаО2), действуя на неё разбавленной серной кислотой:

ВаО2 Н2SO4 = BaSO4
Н2О2.

При этом наряду с пероксидом водорода образуется
нерастворимый в воде сульфат бария, от которого жидкость может быть отделена
фильтрованием. Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%-ного
водного раствора.

Продолжительным упариванием обычного 3%-ного водного раствора Н2О2 при 60-70
°С можно довести содержание в нём пероксида водорода до 30%. Для получения
более крепких растворов отгонку воды приходится производить под уменьшенным
давлением. Так, при 15 мм рт. ст. сначала (примерно с 30 °С) отгоняется главным
образом вода, а когда температура достигает 50 °С, в перегонной колбе остаётся
очень концентрированный раствор пероксида водорода, из которого при сильном
охлаждении могут быть выделены его белые кристаллы.

Основным методом получения пероксида водорода является
взаимодействие с водой надсерной кислоты (или
некоторых её солей), легко протекающее по схеме:

Н2S2O8 2 H2O
= 2 H2SO4 Н2О2.

Меньшее значение имеют некоторые новые методы
(разложение органических пероксидных соединений и
др.) и старый способ получения из ВаО2. Для хранения и перевозки
больших количеств пероксида водорода наиболее пригодны ёмкости из алюминия (не
ниже 99,6%-ной чистоты).

Пероксид
водорода получают в промышленности при 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.

Физические свойства.

Чистый пероксид водорода — бесцветная сиропообразная
жидкость (с плотностью около 1,5 г/мл), под достаточно уменьшенным давлением перегоняющуюся без разложения. Замерзание Н2О2
сопровождается сжатием (в отличие от воды). Белые кристаллы пероксида водорода
плавятся при -0,5 °С, т. е. почти при той же температуре, что и лёд.

Теплота плавления пероксида водорода составляет 13
кДж/моль, теплота испарения — 50 кДж/моль (при 25 °С). Под обычным давлением
чистый Н2О2 кипит при 152 °С с
сильным разложением (причём пары могут быть взрывоопасны). Для его критических
температуры и давления теоретически рассчитаны значения 458 °С и 214 атм.
Плотность чистого Н2О2 равна 1,71 г/см3 в твёрдом
состоянии, 1,47 г/см3 при 0 °С и 1,44 г/см3 при 25 °С. Жидкий пероксид
водорода, подобно воде, сильно ассоциирована. Показатель преломления Н2О2
(1,41), а также её вязкость и поверхностное натяжение несколько выше, чем у
воды (при той же температуре).

Структурная формула.

Структурная формула пероксида водорода Н-О-О-Н показывает, что два атома кислорода непосредственно
соединены друг с другом. Связь это непрочна и обусловливает неустойчивость
молекулы. Действительно, чистая Н2О2 способна разлагаться
на воду и кислород со взрывом. В разбавленных водных растворах она значительно
устойчивее.

Оптическими методами установлено, что молекула Н-О-О-Н не линейна: связи Н-О образуют углы около 95° со
связью О-О. Крайними пространственными формами молекул подобного типа являются
показанные ниже плоские структуры — цис-форма (обе связи Н-О по одну сторону от
связи О-О) и транс-форма (связи Н-О по разные стороны).

Переход от одной из них к другой мог бы осуществляться
путём поворота связи Н-О по оси связи О-О, но этому
препятствует потенциальный барьер внутреннего вращения, обусловленный
необходимостью промежуточного преодоления менее энергетически выгодных
состояний (на 3,8 кДж/моль для транс-формы и на 15 кДж/моль для цис-формы).
Практически круговое вращение связей Н-О в молекулах Н2О2
не осуществляется, а происходит только некоторые их колебания около наиболее
устойчивого для данной молекулы промежуточного состояния — косой («гош«) — формы.

Химические свойства.

Чем чище пероксид водорода, тем медленнее она
разлагается при хранении. Особенно активными катализаторами разложения Н2О2
являются соединения некоторых металлов (Сu, Fe, Mn и др.), причём заметно
действуют даже такие их следы, которые не поддаются прямому аналитическому
определению. Для связывания этил металлов к пероксиду водорода в качестве
«стабилизатора» часто добавляют немного (порядка 1:10 000) пирофосфата натрия — Na4P2O7.

Сама по себе щелочная Среда не вызывает разложения
пероксида водорода, но сильно способствует её каталитическому распаду.
Напротив, кислотная среда этот распад затрудняет. Поэтому раствор Н2О2
часто подкисляют серной или фосфорной кислотой. Разложение пероксида водорода
идёт быстрее при нагревании и на свету, поэтому хранить его следует в тёмном
прохладном месте.

Подобно воде, пероксид водорода хорошо растворяет
многие соли. С водой (также со спиртом) она смешивается в любых соотношениях.
Разбавленный его раствор имеет неприятный «металлический» вкус. При
действии на кожу крепких растворов получаются ожоги, причём обожженное место
окрашивается в белый цвет.

Ниже сопоставлена растворимость некоторых солей в воде
и пероксиде водорода при 0 °С (г на 100 г растворителя):

КСl

NaCl

NaNO3

Na2SO4

K2SO4

Н2О

28,2

35,6

73,3

4,9

7,3

Н2О2

63,3

20,5

30,9

26,7

96,1

 Из приведённых
примеров видно, что при переходе от Н2О к Н2О2
происходит не простое смещение растворимости в ту или иную сторону, а
проявляется его сильная зависимость от химической природы солей.

Несмотря на большое сходство пероксида водорода с
водой по составу и ряду свойств, смеси их замерзают при гораздо более низкой
температуре, чем каждое вещество в отдельности. Существуют смеси
замерзающие лишь ниже -50 °С. При таких условиях может образоваться очень
нестойкое соединений состава Н2О2·2Н2О.
Следует отметить, что содержащие более 50% Н2О2 водные
растворы (равно как и безводный пероксид водорода) весьма склонны к
переохлаждению. С эфиром пероксид водорода, подобно воде, смешивается лишь
ограничено.

Пероксид водорода является сильным окислителем, т. е.
легко отдаёт свой лишний (по сравнению с более устойчивым соединением — водой)
атом кислорода. Так, при действии безводной и даже высококонцентрированной Н2О2
на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Практическое
применение пероксида водорода основано главным образом на его окисляющем
действии. Ежегодное мировое производство Н2О2 превышает
100 тыс. т.

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 и серебра:

2H2O2 → 2H2O
O2

Характерный для пероксида водорода окислительный
распад может быть схематически (в окислительно-восстановительных реакциях) изображён
так:

Н2О2 = Н2О О (на
окисление).

Кислая среда более благоприятствует этому распаду, чем
щелочная.

В реакции с нитритом калия соединение служит
окислителем:

~mathrm{KNO_2 H_2stackrel{-1}{O}_2 longrightarrow KNstackrel{-2}{O}_3 H_2O}

Значительно менее характерен для пероксида водорода
восстановительный распад по схеме:

Н2О2 = О2 2
Н (на восстановление)

Щелочная среда более благоприятствует такому распаду,
чем кислая.

При восстановлении Н2O2
образуется Н2O или ОН-, например:

Н2О2 2KI H2SO4
= I2 K2SO4 2H2O

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

O22− — 2e− → O2

Восстановительный распад пероксида водорода имеет
место, например, в присутствии оксида серебра:

Ag2O Н2О2 = 2 Ag H2O O2.

Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие
с озоном:

О3 Н2О2 = 2 Н2О
2 О2

и с перманганатом калия в кислой среде:

2 КMnO4 5 Н2О2 3 H2SO4
= K2SO4 2 MnSO4 5 O2 8 H2O.

Последняя реакция применяется для количественного
определения пероксида водорода.

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

~mathrm{H_2O_2 rightleftarrows H^  HO_2^-;~~~~~~HO_2^- rightleftarrows H^  O_2^{2-}}

При её взаимодействии с гидроксидами некоторых
металлов образуются соответствующие пероксиды, которые следует рассматривать
как соли пероксида водорода. Так идёт реакция, например, с гидроксидом бария:

Н2O2 2NaOH → Na2O2
2H2O

H2O2 Ba(OH)2
→ BaO2↓ 2H2O

Соли пероксида водорода характеризуются наличием в
молекулах пероксидной цепочки из двух атомов
кислорода. У нормальных оксидов подобные цепочки не имеется. Например:

Na-O-O-Na и О=С=О.

В связи с этим отношение пероксидов и нормальных
оксидов к кислотам различно — первые реагируют с образованием пероксида
водорода, а вторые дают воду:

ВаО2 Н2SO4 = BaSO4 Н2О2

SnO2 2
H2SO4 = Sn(SO4)2 2 H2O

Путём изучения продуктов реакции с кислотами можно,
таким образом, установить, является ли данное кислородное соединение пероксидом
или оксидом.

Водородные атомы пероксида водорода могут быть
замещены не только на металл, но и на некоторые радикалы кислотного характера.
В последнем случае получаются кислоты, содержащие в составе молекулы пероксидную цепочку и называемые надкислотами.
Они являются, следовательно, производными пероксида водорода (и подобно
последней обладают сильными окислительными свойствами). Примером может служить надсерная кислота, схематическая формула которой:

НO3SOOSO3H.

Соли пероксида водорода являются наиболее обычными
представителями пероксидов. Последние можно в общей формуле определить
как химические соединения, содержащие непосредственно связанные друг с другом
атомы кислорода. Обычные оксиды таких кислород-кислородных мостиков не
содержат, чем принципиально и отличаются от пероксидов.

Сообщалось, что при взаимодействии Н2 и О2
с использованием электрического разряда удалось получить Н2О3.
По данным инфракрасной спектроскопии, молекула имеет структуру О(ОН)2, причём связи О-О примерно на 5% длиннее и
на 25% слабее, чем в Н2О2. При -60 °С разложение Н2О3
происходит за несколько часов на воду и кислород. В обычных условиях этот надпероксид совершенно неустойчив.

Применение.

Более половины всего вырабатываемого пероксида
водорода расходуется на отбелку различных материалов, проводимую обычно в очень
разбавленных (0,1-1%) водных растворов Н2О2. Важное
преимущество пероксида водорода перед другими окислителями заключается в
«мягкости» действия, благодаря чему сам отбеливаемый материал почти
не затрагивается, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при
изготовлении бумаги.

Очень концентрированные (80% и выше) водные растворы Н2О2
находят применение в качестве источников энергии и самостоятельно (с помощью
катализаторов быстрого разложения Н2О2 из одного литра
жидкого пероксида водорода можно получить около 5000 л нагретой до 700 °С смеси
кислорода с водяным паром), и как окислитель реактивных топлив. Пероксид
водорода применяется как окислитель в химических производствах, как исходное
сырьё для получения пероксидных соединений, инициатор
полимеризационных процессов, при изготовлении
некоторых пористых изделий, для искусственного старения вин, крашения волос,
вывода пятен и т. д.

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. 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.

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

Биологические свойства

Перекись водорода относится к реактивным формам
кислорода и при повышенном образовании в клетке вызывает оксидативный
стресс. Некоторые ферменты, напримерглюкозоксидаза, 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.

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. 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.

По материалам сайта www.bestreferat.ru

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород 2, 1, 0, -1 и -2.

Соединения кислорода:

Степень окисления Типичные соединения
2 Фторид кислорода OF2
1 Пероксофторид кислорода O2F2
-1 Пероксид водорода H2O2

Пероксид натрия Na2Oи др.

-2 Вода H2O

Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др.

Кислородсодержащие кислоты

Соли кислородсодержащих кислот

Кислородсодержащие органические вещества

Основания и амфотерные гидроксиды

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

  • Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

2KMnO4 → K2MnO4 MnO2 O2

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора  MnO2:

2KClO3 → 2KCl 3O2

Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 →  2H2O O2

2HgO → 2Hg O2

2KNO3 → 2KNO2 O2

Строение молекулы

Молекула Н2O2 содержит в своем составе пероксидный анион O2-2 . Каждый атом кислорода образует 2 ковалентные связи, но имеет степень окисления, равную -1. В упрощенном виде строение молекулы отражает графическая формула:

H 1-O-1-O-1-H 1

Физические свойства

В чистом безводном виде Н2O2 — бесцв. сиропообразная жидкость с плотностью 1,45 г/см3 (т. пл. -0,41°С, т. кип. 150,2°С). Смешивается с водой в любых соотношениях, растворяется также в спирте, эфире. 30%-ный р-р Н2O2 называют пергидролем.

Физические свойства и нахождение в природе

Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183оС.

Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре —  около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %. 

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

  • летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

  • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

  • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Цель применения пг в продуктах питания

Пищевая добавка Е1520 выполняет несколько задач:•    Это ПАВ и стабилизатор, который помогает создавать продукт с единой консистенцией из плохосмешивающихся веществ. •    Он ускоряет растворимость ароматизаторов и пищевых добавок.•    Удерживает влагу, способствуя сохранению вкусовых качеств продукта и его товарного вида.•    Обладает консервирующими и антибактерицидными свойствами, продлевает срок хранения.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация  кислорода в основном состоянии:

😯 1s22s22p4     1s Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.  2s Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.  2s Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства. 2p Репетитор по Химии и Биологии: Конспекты. Пероксид (перекись) водорода. Химические свойства.

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий