Пероксид водорода, химические свойства, получение

Пероксид водорода, химические свойства, получение Кислород

Основное состояние атома кислорода

У атома кислорода (как и атомы азота, фтора, неона) нет возбужденного состояния, так как отсутствует свободная орбиталь с более
высоким энергетическим уровнем, куда могли бы перемещаться валентные электроны.

Атом кислорода имеется два неспаренных электрона, максимальная валентность II.

Галогены*

* Для фтора только 0 и -1; At также является галогеном, но его не рассматриваем, так как в природе его практически нет.

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты — кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в
состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO4*2H2O,
Na2SO4*10H2O.

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует
вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

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

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.


K2O2 H2O → KOH H2O2

BaO2 H2SO4 → BaSO4 H2O2

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:


H2O2 → H2O O2↑

Также перекись проявляет окислительные свойства:

KCl H2O2 H2SO4 → Cl2 K2SO4 H2O


Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки,
предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

Пероксид водорода h2o2

Молекула H2O2 неплоская, имеет строение H−O−O−H с σ-связью O−O на ребре и связями H-O на плоскостях двугранного угла:

На свету и под действием катализаторов (MnO2) легко разлагается (при нагревании — со взрывом):2H2O2 = 2H2O O2↑

Известны производные H2O2:Na2O2 — пероксид натрияBaO2 — пероксид бария

Пероксиды при нагревании выделяют кислород:2BaO2 = 2BaO O2

реагируют с углекислым газом:2Na2O2 2CO2 = 2 Na2CO3 O2(реакция используется для регенерации воздуха).

Пероксиды проявляют сильные окислительные свойства (O−I → O−II):

4H2O2 PbS(т) = 4H2O PbSO4↓Na2O2(т) 2H2SO4 2KI = 2H2O I2↓ Na2SO4 K2SO4

и умеренные восстановительные свойства (O−I → O0):

2H2O2 Ca(ClO)2 = CaCl2 2H2O 2O2↑5Na2O2(т) 8H2SO4 2KMnO4 = 5O2↑ 8H2O 2MnSO4 5Na2SO4 K2SO4

Получение H2O2:BaO2 2HCl(конц., хол.)= BaCl2 H2O2

Пероксиды применяются как отбеливатели текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислители ракетного топлива, реагенты в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (красочный слой, потемневший из-за перехода белил (гидроксокарбоната свинца в черный PbS) осветляют переводом в белый PbSO4).

Пероксид водорода, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

  • Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C
  • CH4 H2O → CO H2

  • Методом газификации угля, торфа, сланца
  • C H2O → CO H2

  • Электролизом водных растворов щелочей
  • H2O → H2↑ O2

  • Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)
  • CH4 O2 → CO H2

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

  • Вытеснением водорода из кислот
  • Fe HCl → FeCl2 H2

  • Гидролизом гидридов
  • CaH2 H2O → Ca(OH)2 H2

  • Взаимодействием активных металлов с водой
  • Ca H2O → Ca(OH)2 H2

  • Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи
  • Al NaOH H2O → Na[Al(OH)4] H2

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

Свойства перекиси водорода

Строение молекулы

  • валентность O = 2
  • степень окисления O = -1
  • молекула полярна

Физические свойства перекиси водорода

жидкое бесцветное вещество без запаха; с «металлическим» привкусом

очень хорошо растворимо в воде, точнее, перекись может смешиваться с H2O в любых соотношениях;

хорошо растворяется в полярных (органических) растворителях).

Химические свойства перекиси водорода

  • Часто можно наблюдать, как капелька перекиси водорода «пузырит» — вещество очень легко разлагается на свету — образуется вода и выделяется кислород:

2H2O2 = 2H2O O2

Поэтому перекись нельзя держать открытой на воздухе — со временем в склянке останется только вода.

пероксид водорода проявляет свойства очень слабой кислоты (слабее угольной):

с.о. -1 делает возможным и окислительные — восстановление до O(-2), и восстановительные  — окисление до O2, свойства:

Биологические свойства перекиси водорода

 — безвредное для организма противомикробное средство,  дезинфицирующее средство

Методы получения:

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель, в аналитической химии, в медицине — как антисептик, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств.

Перекись водорода применяется также для обесцвечивания волос (пергидроль) 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.

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, 1.

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.

Химические свойства

Разложение Н2O2 (диспропорционирование)

2Н2O2 = 2Н2O O2↑

2O-1 — 2e- → O20

2O-1 2e- → 2О-2

При Т > 90° С пероксид водорода разлагается практически полностью. Причиной непрочности молекул Н2O2 является неустойчивость атома кислорода в степепени окисления -1.

Н2O2 — слабая кислота

Молекулы Н2O2 в незначительной степени диссоциируют в водном растворе по схеме:

Н2O2 = Н HO2-

(Кдисс = 1,5 * 10-12 при 20°С)

Кислотные свойства проявляются в реакциях со щелочами с образованием солей — средних (пероксидов) и кислых (гидропероксидов), например:

Н2O2 Ва(ОН)2 = ВаO2 2Н2O
пероксид бария

Гидролиз пероксидов металлов

Хотя по составу пероксиды напоминают оксиды, они на самом деле обладают свойствами солей. В водных растворах полностью гидролизуются с выделением Н2O2:

К2O2 2Н2O = 2КОН Н2O2

Получение Н2O2 из пероксидов металлов

Так как Н2O2 — очень слабая кислота, то она вытесняется из своих солей как сильными кислотами, так и слабыми, например:

ВаO2 H2SO4 = Н2O2 BaSO4↓

ВаO2 СO2 Н2O = Н2O2 ВаСO3↓

Н2O2 сильный окислитель

Атомы кислорода, находящиеся в неустойчивой степени окисления -1, стремятся приобрести еще один электрон для перехода в устойчивое состояние. Поэтому пероксид водорода проявляет очень сильные окислительные свойства, особенно в кислой среде:

Н2O-2 2H 2e- → 2Н2O-2

Окисление неорганических веществ

Примеры:

ЗН2O2 2NH3 = N2 6Н2O

4Н2O2 H2S = H2SO4 4Н2O

Н2O2 2HI = I2 2Н2O

4Н2O2 PbS = PbSO4 4Н2O

ЗН2O2 2СrСl3 10КОН = 2К2СrO4 6KCl 8Н2O

Н2O2 2FeSO4 H2SO4 = Fe2(SO4)3 2Н2O

Окисление органических веществ

Конц. водные растворы Н2O2 в смеси с органическими веществами способны к воспламенению и взрыву при ударе. Например, органические кислоты окисляются до СO2 и Н2О(как при горении в O2):

4Н2O2 CH3COOH = 2CO2↑ 6Н2O

Н2O2 Н2С2O4 = 2СO2↑ 2Н2O

Пероксиды щел. Me — очень сильные окислители

Окисляют многие неорганические и органические вещества, например:

4Na2O2 СН3СООН = 2Na2CO3 4NaOH

Na2O2 SO2 = Na2SO4

Важной реакцией является диспропорционирование пероксида Na при взаимодействии с углекислым газом:

2Na2O2 2СO2 = 2Na2CO3 O2↑

На этой реакции основано использование Na2O2 в автономных дыхательных аппаратах и в замкнутых помещениях для поглощения СO2 и образования O2.

Н2O2 — слабый восстановитель (в реакциях с очень сильными окислителями)

Окисление пероксида водорода обычно протекает по схеме:

2Н2O-2 — 2e- → O02↑ 2H

Примеры реакций:

5Н2O2 2КМnO4 3H2SO4 = 5O2↑ 2MnSO4 K2SO4 8Н2O

ЗН2O2 К2Сr2O7 4H2SO4 = 3O2↑ Cr2(SO4)3 K2SO4 7Н2O

3Н2O2 KClO3 = 3O2↑ KCl 3Н2O

3Н2O2 2AuCl3 = 3O2↑ 2Au 6HCl

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий