Пероксид водорода

Пероксид водорода
Общие
Систематическое наименование	Пероксид водорода
Традиционные названия	Перекись водорода
Хим. формула	H2O2
Физические свойства
Состояние	Жидкость
Молярная масса	34,01 г/моль
Плотность	1.4 г/см³
Кинематическая вязкость	1,245 см²/с (при 20 °C)
Энергия ионизации	10,54 ± 0,01 эВ[1][2]
Термические свойства
Температура
• плавления	−0,432 °C
• кипения	150,2 °C
Энтальпия
• образования	-136.11 кДж/моль
Давление пара	5 ± 1 мм рт.ст.[1]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ${\displaystyle pK_{a}}$	11.65
Растворимость
• в воде	Неограниченная
Структура
Дипольный момент	5,2E−30 Кл·м[2]
Классификация
Рег. номер CAS	7722-84-1
PubChem	784 и 22326046
Рег. номер EINECS	231-765-0
SMILES	OO
InChI	InChI=1S/H2O2/c1-2/h1-2H MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MX0900000
ChEBI	16240
ChemSpider	763
Безопасность
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 3 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Перокси́д водоро́да (пе́рекись водоро́да, химическая формула — H₂O₂) — неорганическое химическое соединение водорода и кислорода, являющееся простейшим представителем класса пероксидов.

Физические свойства

Структура молекулы пероксида водорода

Вследствие несимметричности молекула H₂O₂ сильно полярна (μ = 0,7⋅10⁻²⁹ Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Водородный показатель — 4,75. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H₂O₂ также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

При стандартных условиях пероксид водорода — это бесцветная сиропообразная^[3] 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.

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 ионов переходных 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^[3]. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

${\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}.}$

В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O+O_{3}\uparrow }}.}$

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

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}\rightleftarrows H^{+}+HO_{2}^{-};~~~~~~HO_{2}^{-}\rightleftarrows H^{+}+O_{2}^{2-}}}.}$

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.):

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}O_{2}+2H_{2}O}};}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+Ba(OH)_{2}\rightarrow BaO_{2}\downarrow +2H_{2}O}}.}$

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 HNO₄ кислоты.

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. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также марганца при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН, например:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+2KI+H_{2}SO_{4}\rightarrow I_{2}+K_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}.}$

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

${\displaystyle {\mathsf {O_{2}^{2-}\rightarrow O_{2}+2e^{-}}},}$

например:

${\displaystyle {\mathsf {3H_{2}O_{2}+2KMnO_{4}\rightarrow 2MnO_{2}+2KOH+3O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}.}$

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

${\displaystyle {\mathsf {5H_{2}O_{2}+2KMnO_{4}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 5O_{2}+2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}+8H_{2}O}}.}$

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

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.

Получение

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

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}S_{2}O_{8}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}O_{2}+2H_{2}SO_{4}}}.}$

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х^[4]. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона:

Антрахиноновый процесс синтеза перекиси водорода

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. Для регенерации исходных антрагидрохинонов бензольный раствор антрахинонов восстанавливают водородом в присутствии каталитических количеств палладия^[5].

Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта ^[6]:

${\displaystyle {\mathsf {(CH_{3})_{2}CHOH+O_{2}\rightarrow (CH_{3})_{2}CO+H_{2}O_{2}}},}$

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:

${\displaystyle {\mathsf {BaO_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +H_{2}O_{2}}}.}$

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. Спектро-химическое исследование показывает, что их молекулы имеют зигзагообразную цепную структуру (подобную сульфанам): H—O—O—O—H, H—O—O—O—O—H^[7].

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^[3].

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.^[8]

Применение

3%-й раствор перекиси водорода

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^[9] (один из первых примеров — ракета Фау-2). Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит своё применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов.

В медицине и гигиене

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также увеличивает время заживления^[10][11]. Обладая хорошими очищающими и определёнными кровоостанавливающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживления ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также увеличивать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток^[12]. Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи^[13].

В сочетании с физраствором используется для внутривенного введения для экстренного спасения обречённых, поражённых инсультом (крайний срок выживания без начала использования этой процедуры 10 суток)

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^[14].

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»). В технических целях 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), удаления пятен крови с одежды и др.

3%-й раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме^[15].

Для демонстрации химической реакции

Перекись водорода используется в известном опыте, демонстрирующем многократное увеличение объёма вещества в результате химической реакции^[16].

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %^{[источник не указан 1967 дней]}. 30%-й водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем. Выпускаемый в виде таблеток твёрдого клатрата с мочевиной пероксид водорода называется гидроперитом.

Опасность применения

Кожа после попадания на неё концентрированного раствора перекиси водорода

Концентрированные растворы пероксида водорода 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^[17].

Пероксид водорода в повреждённой торпеде называется одной из причин крушения «Курска» (пероксид водорода является окислителем керосина в торпеде 65-76) .

Примечания

1. http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0335.html
2. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
3. Общая химия: учебное пособие/Н. Л. Глинка. — Изд. стер. — М.: КНОРУС, 2012. — 752 с. — ISBN 978-5-406-02149-1
4. 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
5. 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.
6. 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.] : journal. — Chemical Society, 1961. — 1 January (no. 0). — P. 1884—1893. — ISSN 0368-1769. — doi:10.1039/JR9610001884. Архивировано 2 апреля 2015 года.
7. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — 2-е изд. — М.:Высшая школа, 1988. — с. 304.
8. Разыграев А.В. Гомоцистеинпероксидазная активность плазмы крови крыс. Стехиометрия и ферментативный характер реакции (рус.) // Биомедицинская химия. — 2013-11-12. — Т. 59, вып. 6. — С. 636–643. — doi:10.18097/pbmc20135906636. Архивировано 11 декабря 2021 года.
9. Космонавтика, энциклопедия. М., 1985.
10. O’Connor, Anahd (2007-06-19). "Really? The Claim: Hydrogen Peroxide Is a Good Treatment for Small Wounds". New York Times. Архивировано 10 ноября 2011. Дата обращения: 13 июля 2011.
11. Carroll, Aaron E. (2011-07-12). "Medical myths don't die easily". CNN. Архивировано 10 ноября 2012. Дата обращения: 13 июля 2011. {{cite news}}: Неизвестный параметр |coauthors= игнорируется (|author= предлагается) (справка)
12. Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
13. 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.
14. Средства для осветления волос  (неопр.). Дата обращения: 4 января 2011. Архивировано 9 февраля 2011 года.
15. М. Бейли, П. Бергресс. Золотая книга аквариумиста. Полный справочник по уходу за пресноводными тропическими рыбами. — М.: Аквариум ЛТД, 2004.
16. Elephant's Toothpaste  (неопр.). University of Utah Chemistry Demonstrations. University of Utah. Дата обращения: 21 марта 2014. Архивировано из оригинала 23 декабря 2014 года.
17. Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях Архивная копия от 25 августа 2011 на Wayback Machine^{[неавторитетный источник]}

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.

Ссылки

• NIST Chemistry WebBook