Перекись водорода ГОСТ 177-88

Перекись водорода ГОСТ 177-88 Кислород
На чтение 28 мин. Просмотров 53 Опубликовано
Содержание
  1. Биологические свойства
  2. Все тесты
  3. Меры предосторожности
  4. Методы определения концентрации
  5. Окислительно-восстановительные свойства
  6. Получение
  7. Применение
  8. Примечания
  9. Репетитор по химии и биологии: конспекты. пероксид (перекись) водорода. химические свойства.
  10. Ссылки
  11. Строение молекулы
  12. Физические свойства
  13. Формула перекиси водорода в химии
  14. Формы выпуска
  15. Химические свойства

Биологические свойства

Пероксид 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, НАДФ•H-оксидаза, циклооксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в пероксид водорода.

Все тесты

  • Тест на темуАнализ стихотворения «Не с теми я, кто бросил землю» А. Ахматовой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Перемена» Б. Пастернака5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи о Петербурге» А. Ахматовой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи к Блоку» М. Цветаевой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Клеветникам России» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Завещание» Н. Заболоцкого5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи о Москве» М. Цветаевой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Молитва» М. Цветаевой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «И. И. Пущину!» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «День и ночь» Ф. Тютчева5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Весна в лесу» Б. Пастернака5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Журавли» Р. Гамзатова5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Люблю» В. Маяковского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Когда на меня навалилась беда» К. Кулиева5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Гамлет» Б. Пастернака5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Русь» А. Блока5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Ночь» В. Маяковского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения К. Симонова «Ты помнишь, Алёша, дороги Смоленщины…»5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения Жуковского «Приход весны»5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения Анны Ахматовой «Сероглазый король»5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Июль – макушка лета…»5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Мелколесье. Степь и дали…» С. Есенина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Не позволяй душе лениться» Н. Заболоцкого5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «На дне моей жизни» А. Твардовского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Нивы сжаты, рощи голы…» С. Есенина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Бабушкины сказки» С. Есенина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Снежок» Н. Некрасова1 вопрос
  • Тест на темуАнализ стихотворения «По вечерам» Н. Рубцова5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Вчерашний день, часу в шестом…» Н. Некрасова5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Цветы последние милей…» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Я знаю, никакой моей вины…» А. Твардовского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Я не ищу гармонии в природе»Н. Заболоцкого5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Разбуди меня завтра рано» С. Есенина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Снега потемнеют синие» А. Твардовского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Осень» Н. Карамзина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Молитва» А. Ахматовой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Вечер» А. Фета5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Не жалею, не зову, не плачу» С. Есенина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Тучи» М. Лермонтова5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Книга» Г. Тукая5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Необычайное приключение, бывшее с Владимиром Маяковским летом на даче» В. Маяковского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Деревня» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Летний вечер» А. Блока5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Я убит подо Ржевом» А. Твардовского5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Элегия» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Зимнее утро» А. Пушкина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Троица» И. Бунина5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Бабушке» М. Цветаевой5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «О весна без конца и краю» А. Блока5 вопросов
  • Тест на темуАнализ стихотворения «Море» В. Жуковского5 вопросов

Меры предосторожности

Во время работы с концентрированным раствором перекиси необходимо соблюдать меры безопасности. Хотя вещество нетоксично, при попадании в дыхательные пути или на кожный покров и слизистые оно вызывает сильные ожоги. Недостаточно чистый пероксид высокой концентрации может быть взрывоопасен. Всю работу с веществом нужно проводить в «беспылевых» условиях и при отсутствии ионов металлов.


Растворы перекиси водорода относятся к 3-му классу опасности. Вещество может вызывать деструктивные изменения, которые схожи с действием щелочей. Летальная доза пергидроля (название раствора концентрации 30%) составляет 50−100 мл.

Упаковку с аптечным средством необходимо хранить в тёмном месте. При транспортировке нужно избегать встряхивания вещества и других механических воздействий, которые могут привести к его разложению.

Методы определения концентрации

В разбавленных водных растворах с концентрацией пероксида водорода порядка 10-20 мМ точные значения концентрации могут быть определены спектрофотометрически в ультрафиолетовом диапазоне длин волн. При 240 нм водный раствор пероксида водорода с концентрацией 20 мМ имеет величину поглощения 0.872 при измерении против дистиллированной воды.[7]

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.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

H2O2 2KI H2SO4→I2 K2SO4 2H2O.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} 2KI H_{2}SO_{4}rightarrow I_{2} K_{2}SO_{4} 2H_{2}O}}.}

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

O22−→O2 2e−,{displaystyle {mathsf {O_{2}^{2-}rightarrow O_{2} 2e^{-}}},}

например:

3H2O2 2KMnO4→2MnO2 2KOH 3O2↑ 2H2O.{displaystyle {mathsf {3H_{2}O_{2} 2KMnO_{4}rightarrow 2MnO_{2} 2KOH 3O_{2}uparrow 2H_{2}O}}.}

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:

5H2O2 2KMnO4 3H2SO4→5O2 2MnSO4 K2SO4 8H2O.{displaystyle {mathsf {5H_{2}O_{2} 2KMnO_{4} 3H_{2}SO_{4}rightarrow 5O_{2} 2MnSO_{4} K_{2}SO_{4} 8H_{2}O}}.}

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Получение

Исторически первым промышленным методом синтеза пероксида водорода был электролизсерной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которого образуется пероксодисерная кислота, с последующим гидролизом последней до пероксида и серной кислоты:

H2S2O8 2H2O→H2O2 2H2SO4.{displaystyle {mathsf {H_{2}S_{2}O_{8} 2H_{2}Orightarrow H_{2}O_{2} 2H_{2}SO_{4}}}.}

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х[3]. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона:

Процесс основан на автоокислении алкилантрагидрохинонов (обычно 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов) кислородом воздуха с образованием антрахинонов и пероксида водорода. Реакция проводится в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле с добавлением вторичных спиртов, по завершении процесса пероксид водорода экстрагируют из органической фазы водой.

Пероксид водорода также может быть получен каталитическимокислениемизопропилового спирта[5]:

(CH3)2CHOH O2→(CH3)2CO H2O2,{displaystyle {mathsf {(CH_{3})_{2}CHOH O_{2}rightarrow (CH_{3})_{2}CO H_{2}O_{2}}},}

при этом ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон, однако в широких масштабах в промышленности этот метод в настоящее время не используется.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию разбавленной серной кислоты с пероксидом бария:

BaO2 H2SO4→BaSO4↓ H2O2.{displaystyle {mathsf {BaO_{2} H_{2}SO_{4}rightarrow BaSO_{4}downarrow H_{2}O_{2}}}.}

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

При растворении гидроперита в воде образуется пероксид водорода и мочевина.

В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать H2O3 и H2O4. Эти соединения весьма неустойчивы. При обычных температурах (н.у.) они разлагаются за доли секунды, однако при низких температурах порядка −70 °C существуют часами.

Является одним из промежуточных продуктов сгорания водорода, однако сразу же разлагается на воду и кислород. Но при направлении пламени на лёд можно увидеть следы перекиси водорода[2].

Применение

В медицине и гигиене

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), в том числе для привода турбонасосных агрегатов.[8] Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств.

Про кислород:  Газоаналитика.РФ - АНКАТ-500 стационарный газоанализатор. АНКАТ-500: характеристики газоанализатора и цена. Описание прибора

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также продлевает время заживления[9][10].

Обладая хорошими очищающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также продлевать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток[11].

Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затёков, флегмон и других гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остаётся предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом каталазой.

Это в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые будут легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки пероксидом водорода антисептический раствор не сможет удалить эти патологические образования, что приведет к значительному увеличению времени заживления раны и ухудшит состояние больного.

Перекись водорода применяют для растворения пробок в слуховых каналах. Раствор вступает в реакцию с ушной серой и растворяет пробку.

В косметических целях

Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос[13].

В пищевой промышленности

Растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции и 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, образовавшихся при взаимодействии перманганата калия («марганцовки») с предметами (ввиду его восстановительных свойств).

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[14].

Для демонстрации химической реакции

Перекись водорода используется в известном опыте, демонстрирующем многократное увеличение объёма вещества в результате химической реакции[15].

Примечания

  1. ↑ 12http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0335.html
  2. ↑ 123Общая химия: учебное пособие/Н. Л. Глинка. — Изд. стер. — М.: КНОРУС, 2022. — 752 с. — ISBN 978-5-406-02149-1
  3. ↑H. Riedl and G. Pfleiderer, U.S. Patent 2,158,525 (2 October 1936 in USA, and 10 October 1935 in Germany) to I. G. Farbenindustrie, Germany
  4. ↑Jose M. Campos-Martin, Gema Blanco-Brieva, Jose L. G. Fierro; Blanco-Brieva; Fierro. Hydrogen Peroxide Synthesis: An Outlook beyond the Anthraquinone Process (англ.) // Angewandte Chemie International Edition : journal. — 2006. — Vol. 45, no. 42. — P. 6962—6984. — doi:10.1002/anie.200503779. — PMID 17039551.
  5. ↑Burgess, A. R.; Cullis, C. F.; Newitt, E. J.365. The gaseous oxidation of isopropyl alcohol. Part 1. The influence of temperature, pressure, and mixture composition on the formation of hydrogen peroxide and other products (англ.) // Journal of the Chemical Society  (англ.) (рус. : journal. — Chemical Society, 1961. — 1 January (no. 0). — P. 1884—1893. — ISSN0368-1769. — doi:10.1039/JR9610001884.
  6. ↑Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — 2-е изд. — М.:Высшая школа, 1988. — с. 304.
  7. ↑Разыграев А.В.Гомоцистеинпероксидазная активность плазмы крови крыс. Стехиометрия и ферментативный характер реакции (рус.) // Биомедицинская химия. — 2022-11-12. — Т. 59, вып. 6. — С. 636–643. — doi:10.18097/pbmc20225906636.
  8. ↑Космонавтика, энциклопедия. М., 1985.
  9. ↑O’Connor, Anahd. Really? The Claim: Hydrogen Peroxide Is a Good Treatment for Small Wounds, New York Times (19 июня 2007). Дата обращения 13 июля 2022.
  10. ↑Carroll, Aaron E., Rachel C. Vreeman. Medical myths don’t die easily, CNN (12 июля 2022). Дата обращения 13 июля 2022.
  11. ↑Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
  12. ↑Wilgus T. A., Bergdall V. K., Dipietro L. A., Oberyszyn T. M.Hydrogen peroxide disrupts scarless fetal wound repair (неопр.) // Wound Repair Regen. — 2005. — Т. 13, № 5. — С. 513—519. — doi:10.1111/j.1067-1927.2005.00072.x. — PMID 16176460.
  13. ↑Средства для осветления волос
  14. ↑М. Бейли, П. Бергресс. Золотая книга аквариумиста. Полный справочник по уходу за пресноводными тропическими рыбами. — М.: Аквариум ЛТД, 2004.
  15. ↑Elephant’s Toothpaste (неопр.) (недоступная ссылка). University of Utah Chemistry Demonstrations. University of Utah. Дата обращения: 21 марта 2022.Архивировано 23 декабря 2022 года.
  16. ↑Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целяхАрхивная копия от 25 августа 2022 на Wayback Machine[неавторитетный источник?]

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:

Про кислород:  Удельная теплота сгорания пропана

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.

Про кислород:  четвертая. Решение задач и ответы на вопросы, Задания к части 1 «Теоретические основы термодинамики» - Лекции по теплотехнике: конспект лекций

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:

НO3S—O—O—SO3H.

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

Ссылки

Как только страница обновилась в Википедии она обновляется в Вики 2.Обычно почти сразу, изредка в течении часа.

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

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7⋅10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей.

При стандартных условиях, пероксид водорода — это бесцветная сиропообразная[2] тяжёлая полярная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и диэтиловом эфире.

Также он является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2∙2H2O.

Концентрированные водные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Формула перекиси водорода в химии

Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%

Вычислим массовую долю хлора в оксиде:

ω (Cl) = 100% — ω(O) = 100% — 18,4% = 81,6%

Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (хлор) и «у» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел):

x:y = ω(Cl)/Ar(Cl) : ω(O)/Ar(O);

x:y= 81,6/35,5 : 18,4/16;

x:y= 2,3 : 1,15 = 2 : 1

Значит формула соединения хлора и кислорода будет иметь вид Cl2O.

Найдем молярную массу полученного соединения (указанные ранее допущения, касающиеся относительных атомных масс, остаются теми же). Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr):

M(Cl2O) = 2×Ar(Cl) Ar(O) = 2×35,5 16 = 71 16 = 87 г/моль

Молярную массу оксида хлора также можно определить при помощи его плотности по воздуху:

M (ClxOy) = Mair × Dair;

M (ClxOy) = 29 × 3 = 87 г/моль

Чтобы найти истинную формулу оксида хлора найдем отношение полученных молярных масс:

M (ClxOy) / M(Cl2O) = 87 / 87 = 1

Значит формула соединения хлора и кислорода будет иметь вид Cl2O. Это оксид хлора (I).

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %[источник не указан 1017 дней].

Химические свойства

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Также этому может поспособствовать присутствие ионовпереходных металлов.

Чистое вещество крайне неустойчиво и разлагается с выделением теплоты, поэтому в высококонцентрированных его растворах и в пергидроле присутствуют стабилизирующие добавки. Однако в разбавленных водных растворах пероксид водорода сравнительно устойчив[2]. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

2H2O2→2H2O O2.{displaystyle {mathsf {2H_{2}O_{2}rightarrow 2H_{2}O O_{2}}}.}

В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон:

H2O2 O2→H2O O3↑.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} O_{2}rightarrow H_{2}O O_{3}uparrow }}.}

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

H2O2⇄H HO2−;      HO2−⇄H O22−.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{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.):

H2O2 2NaOH→Na2O2 2H2O;{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} 2NaOHrightarrow Na_{2}O_{2} 2H_{2}O}};}
H2O2 Ba(OH)2→BaO2↓ 2H2O.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} Ba(OH)_{2}rightarrow BaO_{2}downarrow 2H_{2}O}}.}

https://www.youtube.com/watch?v=mdHKEzlYeG8

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, пероксодисерная H2S2O8 и пероксоазотная HNO<sub>4</sub> кислоты.

пероксид водорода
Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий

© 2023 Кислород