Mno2 roll vesinikperoksiidi lagunemisel. Vaadake, mis on "vesinikperoksiid" teistes sõnaraamatutes

22.01.2024 | etnoteadus

Artikli sisu

VESINIKPEROKSIIDI– (vana nimi - vesinikperoksiid), vesiniku ja hapniku ühend H 2 O 2, mis sisaldab rekordiliselt palju hapnikku - 94 massiprotsenti. H 2 O 2 molekulid sisaldavad peroksiidrühmi –O–O– ( cm. PEROKSIIDID), mis määravad suuresti selle ühendi omadused.

Vesinikperoksiidi sai esmakordselt 1818. aastal prantsuse keemik Louis Jacques Thénard (1777–1857), töödeldes baariumperoksiidi kõrgelt jahutatud vesinikkloriidhappega:

BaO 2 + 2HCl ® BaCl 2 + H 2 O 2. Baariumperoksiid omakorda saadi baariummetalli põletamisel. H 2 O 2 lahusest eraldamiseks eemaldas Tenar sellest tekkinud baariumkloriidi: BaCl 2 + Ag 2 SO 4 ® 2AgCl + BaSO 4. Et edaspidi kallist hõbesoola mitte kasutada, kasutati H 2 O 2 saamiseks väävelhapet: BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2, kuna sel juhul jääb sademesse baariumsulfaat. . Mõnikord kasutati teist meetodit: süsinikdioksiid juhiti BaO 2 suspensiooni vees: BaO 2 + H 2 O + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O 2, kuna baariumkarbonaat on samuti lahustumatu. Selle meetodi pakkus välja prantsuse keemik Antoine Jerome Balard (1802–1876), kes sai kuulsaks uue keemilise elemendi broomi avastamisega (1826). Kasutati ka eksootilisemaid meetodeid, näiteks elektrilahenduse mõju 97% hapniku ja 3% vesiniku segule vedela õhu temperatuuril (umbes –190 °C), seega 87% H 2 O lahus. 2 saadi.

H 2 O 2 kontsentreeriti väga puhaste lahuste ettevaatliku aurustamisega veevannis temperatuuril mitte üle 70–75 °C; nii saad ligikaudu 50% lahuse. Tugevamalt kuumutada on võimatu - toimub H 2 O 2 lagunemine, mistõttu vee destilleerimine viidi läbi alandatud rõhul, kasutades H 2 O aururõhu (ja seega ka keemistemperatuuri) suurt erinevust. ja H2O2. Niisiis, rõhul 15 mm Hg. Esiteks destilleeritakse välja peamiselt vesi ja rõhul 28 mm Hg. ja temperatuur 69,7 °C, puhas vesinikperoksiid destilleeritakse välja. Teine kontsentreerimismeetod on külmutamine, kuna nõrkade lahuste külmumisel ei sisalda jää peaaegu H2O2. Lõpuks on võimalik dehüdreerida, imades veeauru väävelhappega külmas klaaskella all.

Paljud 19. sajandi teadlased, kes said puhta vesinikperoksiidi, märkisid selle ühendi ohtlikkust. Seega, kui nad püüdsid eraldada H 2 O 2 veest, ekstraheerides lahjendatud lahustest dietüüleetriga, millele järgnes lenduva eetri destilleerimine, plahvatas tekkinud aine mõnikord ilma nähtava põhjuseta. Ühes neist katsetest sai saksa keemik Yu.V Bruhl veevaba H 2 O 2, millel oli osooni lõhn ja mis sulamata klaaspulga puudutamisel plahvatas. Hoolimata väikestest H 2 O 2 kogustest (ainult 1–2 ml) oli plahvatus nii tugev, et lõi laualauale ümmarguse augu, hävitas selle sahtli sisu, samuti laual seisnud pudelid ja instrumendid. laud ja selle läheduses.

Füüsikalised omadused.

Puhas vesinikperoksiid erineb suuresti tuttavast 3% H 2 O 2 lahusest, mis on koduses meditsiinikapis. Esiteks on see veest peaaegu poolteist korda raskem (tihedus 20 ° C juures on 1,45 g/cm 3). H 2 O 2 külmub vee külmumispunktist veidi madalamal temperatuuril - miinus 0,41 ° C, kuid kui jahutate puhast vedelikku kiiresti, siis see tavaliselt ei külmu, vaid jahutatakse üle, muutudes läbipaistvaks klaasjaks massiks. H 2 O 2 lahused külmuvad oluliselt madalamal temperatuuril: 30% lahus - miinus 30 ° C ja 60% lahus - miinus 53 ° C. H 2 O 2 keeb tavalisest veest kõrgemal temperatuuril, – temperatuuril 150,2° C. H 2 O 2 niisutab klaasi halvemini kui vesi ja see toob kaasa huvitava nähtuse vesilahuste aeglasel destilleerimisel: samal ajal kui vesi lahusest destilleeritakse, voolab see nagu tavaliselt külmikust vastuvõtjasse. tilkade kujul; kui H 2 O 2 hakkab destilleerima, väljub vedelik külmikust pideva õhukese joana. Puhas vesinikperoksiid ja selle kontsentreeritud lahused jätavad nahale valged laigud ja põhjustavad tugeva keemilise põletuse tõttu põletustunnet.

Vesinikperoksiidi tootmisele pühendatud artiklis ei võrdlenud Tenard seda ainet siirupiga kuigi edukalt, võib-olla pidas ta silmas seda, et puhas H 2 O 2, nagu ka suhkrusiirup, murdub tugevalt valgust. Tõepoolest, veevaba H 2 O 2 murdumisnäitaja (1,41) on palju suurem kui vee murdumisnäitaja (1,33). Kuid kas valesti tõlgendamise või prantsuse keelest halva tõlke tõttu kirjutavad peaaegu kõik õpikud endiselt, et puhas vesinikperoksiid on "paks siirupine vedelik", ja isegi teoreetiliselt seletatakse seda vesiniksidemete moodustumisega. Kuid vesi moodustab ka vesiniksidemeid. Tegelikult on H 2 O 2 viskoossus sama kui veidi jahutatud (umbes 13 °C) vee viskoossus, kuid ei saa öelda, et jahe vesi oleks paks nagu siirup.

Lagunemisreaktsioon.

Puhas vesinikperoksiid on väga ohtlik aine, kuna teatud tingimustel on võimalik selle plahvatusohtlik lagunemine: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2, mille eraldumine on 98 kJ ühe mooli H 2 O 2 (34 g) kohta . See on väga suur energia: see on suurem kui vesiniku ja kloori segu plahvatuse käigus eralduv 1 mool HCl; piisab, kui täielikult aurustada 2,5 korda rohkem vett, kui selles reaktsioonis tekib. Ka kontsentreeritud H 2 O 2 vesilahused on nende juuresolekul ohtlikud, paljud orgaanilised ühendid süttivad kergesti ja sellised segud võivad kokkupõrkel plahvatada. Kontsentreeritud lahuste säilitamiseks kasutage eriti puhtast alumiiniumist või vahatatud klaasist anumaid.

Sagedamini kohtate vähem kontsentreeritud 30% H 2 O 2 lahust, mida nimetatakse perhüdrooliks, kuid selline lahus on ka ohtlik: põhjustab nahale põletushaavu (sellega kokku puutudes muutub nahk värvimuutuse tõttu kohe valgeks plahvatusohtlik kihisemine). H 2 O 2 ja selle lahuste lagunemist, sealhulgas plahvatuslikku lagunemist, põhjustavad paljud ained, näiteks raskmetalliioonid, mis täidavad antud juhul katalüsaatori rolli, ja isegi tolmuosakesed.

H 2 O 2 plahvatusi seletatakse reaktsiooni tugeva eksotermilisuse, protsessi ahelloomusega ja H 2 O 2 lagunemise aktivatsioonienergia olulise vähenemisega erinevate ainete juuresolekul, nagu võib järeldada järgmised andmed:

Ensüüm katalaas leidub veres; Just tänu sellele "keebub" farmatseutiline "vesinikperoksiid" hapniku vabanemisest, kui seda kasutatakse lõigatud sõrme desinfitseerimiseks. H 2 O 2 kontsentreeritud lahuse lagunemisreaktsiooni katalaasi toimel ei kasuta mitte ainult inimesed; Just see reaktsioon aitab pommimardikatel vaenlastega võidelda, laseb nende pihta kuuma voolu ( cm. LÕHKEAINED). Teine ensüüm, peroksidaas, toimib teisiti: see ei lagunda H2O2, kuid selle juuresolekul toimub teiste ainete oksüdatsioon vesinikperoksiidiga.

Ensüümid, mis mõjutavad vesinikperoksiidi reaktsioone, mängivad olulist rolli raku elus. Keha varustatakse energiaga oksüdatsioonireaktsioonide kaudu, mis hõlmavad kopsudest tulevat hapnikku. Nendes reaktsioonides tekib vahepealselt H 2 O 2, mis on rakule kahjulik, kuna põhjustab pöördumatuid kahjustusi erinevatele biomolekulidele. Katalaas ja peroksidaas töötavad koos, muutes H2O2 veeks ja hapnikuks.

H 2 O 2 lagunemisreaktsioon kulgeb sageli radikaalse ahelmehhanismi järgi ( cm. AHELREAKTSIOONID), samas kui katalüsaatori roll on vabade radikaalide käivitamine. Seega toimub H 2 O 2 ja Fe 2+ vesilahuste segus (nn Fentoni reagent) elektronide ülekandereaktsioon Fe 2+ ioonilt H 2 O 2 molekulile koos Fe moodustumisega. 3+ ioon ja väga ebastabiilne radikaalanioon . –, mis laguneb koheselt OH – aniooniks ja vabaks hüdroksüülradikaaliks OH . (cm. VABAD RADIKAALID). Radikaalne HE . väga aktiivne. Kui süsteemis on orgaanilisi ühendeid, siis on võimalikud mitmesugused reaktsioonid hüdroksüülradikaalidega. Seega oksüdeeritakse aromaatsed ühendid ja hüdroksühapped (benseen muutub näiteks fenooliks), küllastumata ühendid võivad siduda kaksiksidemega hüdroksüülrühmi: CH 2 = CH – CH 2 OH + 2 OH . ® HOCH 2 –CH(OH)–CH 2 –OH ja võib minna polümerisatsioonireaktsiooni. Sobivate reaktiivide puudumisel OH . reageerib H2O2-ga, moodustades vähemaktiivse radikaali HO2 . , mis on võimeline vähendama Fe 2+ ioone, mis sulgeb katalüütilise tsükli:

H 2 O 2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . +OH –

TEMA . + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 .

HO 2 . + Fe 3+ ® Fe 2+ + O 2 + H +

H + + OH – ® H 2 O.

Teatud tingimustel on võimalik H 2 O 2 ahela lagunemine, mille lihtsustatud mehhanismi saab kujutada diagrammiga

TEMA . + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2 ® H 2 O + O 2 + OH . jne.

H 2 O 2 lagunemisreaktsioonid toimuvad erinevate muutuva valentsiga metallide juuresolekul. Seondudes keerukateks ühenditeks suurendavad need sageli oluliselt nende aktiivsust. Näiteks vase ioonid on vähem aktiivsed kui raua ioonid, kuid seotuna ammoniaagikompleksides 2+ põhjustavad nad H 2 O 2 kiiret lagunemist. Mõne orgaanilise ühendiga kompleksides seotud Mn 2+ ioonidel on sarnane toime. Nende ioonide juuresolekul oli võimalik mõõta reaktsiooniahela pikkust. Selleks mõõdeti esmalt reaktsiooni kiirust hapniku vabanemise kiirusega lahusest. Seejärel viidi lahusesse väga madalas kontsentratsioonis (umbes 10–5 mol/l) inhibiitorit, ainet, mis reageerib tõhusalt vabade radikaalidega ja lõhub seeläbi ahela. Hapniku vabanemine peatus kohe, kuid umbes 10 minuti pärast, kui kogu inhibiitor oli ära kasutatud, jätkus see uuesti sama kiirusega. Teades reaktsioonikiirust ja ahela lõpetamise kiirust, on lihtne arvutada ahela pikkus, mis osutus võrdseks 10 3 ühikuga. Suur ahela pikkus määrab H 2 O 2 lagunemise kõrge efektiivsuse kõige tõhusamate katalüsaatorite juuresolekul, mis tekitavad suure kiirusega vabu radikaale. Antud ahela pikkuse juures suureneb H 2 O 2 lagunemise kiirus tegelikult tuhat korda.

Mõnikord põhjustavad H 2 O 2 märgatavat lagunemist isegi analüütiliselt peaaegu tuvastamatud lisandite jäljed. Nii osutus üheks tõhusamaks katalüsaatoriks metallosmiumi sool: selle tugevat katalüütilist toimet täheldati isegi lahjendusel 1:109, s.o. 1 g Os 1000 tonni vee kohta. Aktiivsed katalüsaatorid on pallaadiumi, plaatina, iriidiumi, kulla, hõbeda, aga ka mõnede metallide tahked oksiidid - MnO 2, Co 2 O 3, PbO 2 jne kolloidsed lahused, mis ise ei muutu. Lagunemine võib toimuda väga kiiresti. Seega, kui 30% H 2 O 2 lahusega katseklaasi visata väike näpuotsatäis MnO 2, väljub katseklaasist vedelikupritsmega aurukolonn. Kontsentreeritud lahuste korral toimub plahvatus. Plaatina pinnal toimub lagunemine vaiksemalt. Sel juhul mõjutab reaktsiooni kiirust tugevalt pinna seisund. Saksa keemik Walter Spring juhatas 19. sajandi lõpus. selline kogemus. Põhjalikult puhastatud ja poleeritud plaatinatopsis ei toimunud 38% H 2 O 2 lahuse lagunemisreaktsiooni isegi siis, kui seda kuumutati temperatuurini 60 °C. Kui teete topsi põhja nõelaga vaevumärgatava kriimu, siis hakkab juba külm (temperatuuril 12 ° C) lahus vabastama kriimustuskohas hapnikumulle ja kuumutamisel suureneb selle piirkonna lagunemine märgatavalt. Kui sellisesse lahusesse sisestada käsnjas plaatina, millel on väga suur pindala, on plahvatuslik lagunemine võimalik.

H 2 O 2 kiiret lagunemist saab kasutada tõhusaks loengueksperimendiks, kui lahusele lisatakse enne katalüsaatori lisamist pindaktiivset ainet (seep, šampoon). Vabanev hapnik tekitab rikkaliku valge vahu, mida on nimetatud "elevantide hambapastaks".

H 2 O 2 + 2I – + 2H + ® 2H 2 O + I 2

I 2 + H 2 O 2 ® 2I – + 2H + + O 2.

Mitteahelreaktsioon toimub ka Fe 2+ ioonide oksüdeerumisel happelistes lahustes: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

Kuna vesilahused sisaldavad peaaegu alati erinevate katalüsaatorite jälgi (klaasis sisalduvad metalliioonid võivad katalüüsida ka lagunemist), siis pikaajalisel säilitamisel lisatakse H2O2 lahustele, ka lahjendatud lahustele, inhibiitoreid ja stabilisaatoreid, mis seovad metalliioone. Sel juhul hapestatakse lahused kergelt, kuna puhta vee toimel klaasile tekib kergelt aluseline lahus, mis soodustab H 2 O 2 lagunemist.

Kõik need H 2 O 2 lagunemise tunnused võimaldavad meil vastuolu lahendada. Puhta H 2 O 2 saamiseks on vaja läbi viia destilleerimine alandatud rõhul, kuna aine laguneb kuumutamisel üle 70 ° C ja isegi, kuigi väga aeglaselt, toatemperatuuril (nagu on öeldud Chemical Encyclopedia's, kiirusega 0,5% aastas). Kuidas saadi antud juhul keemistemperatuur atmosfäärirõhul 150,2°C, mis on kirjas samas entsüklopeedias? Tavaliselt kasutatakse sellistel juhtudel füüsikalis-keemilist seadust: vedeliku aururõhu logaritm sõltub lineaarselt pöördtemperatuurist (Kelvini skaalal), nii et kui mõõta täpselt H 2 O 2 aururõhku mitmel ( madalatel) temperatuuridel, saate hõlpsalt arvutada, millisel temperatuuril see rõhk jõuab 760 mm Hg-ni. Ja see on keemistemperatuur tavatingimustes.

Teoreetiliselt OH radikaalid . võib tekkida ka initsiaatorite puudumisel, nõrgema O–O sideme purunemise tagajärjel, kuid selleks on vaja küllalt kõrget temperatuuri. Hoolimata selle sideme katkemise suhteliselt väikesest energiast H 2 O 2 molekulis (see võrdub 214 kJ/mol, mis on 2,3 korda väiksem kui H-OH sideme puhul veemolekulis), on O-O side. endiselt üsna tugev, nii et vesinikperoksiid on toatemperatuuril absoluutselt stabiilne. Ja isegi keemistemperatuuril (150°C) peaks see väga aeglaselt lagunema. Arvutused näitavad, et sellel temperatuuril peaks 0,5% lagunemine toimuma ka üsna aeglaselt, isegi kui ahela pikkus on 1000 lüli. Arvutuste ja katseandmete lahknevus on seletatav katalüütilise lagunemisega, mis on põhjustatud vedeliku ja reaktsioonianuma seinte väikseimatest lisanditest. Seetõttu on paljude autorite poolt mõõdetud H 2 O 2 lagunemise aktiveerimisenergia alati oluliselt väiksem kui 214 kJ/mol, isegi "katalüsaatori puudumisel". Tegelikult on lagundamise katalüsaator alati olemas – nii lahuses olevate ebaoluliste lisanditena kui ka anuma seinte kujul, mistõttu on veevaba H 2 O 2 kuumutamine atmosfäärirõhul keemiseni korduvalt põhjustanud plahvatusi.

Teatud tingimustel toimub H 2 O 2 lagunemine väga ebatavaliselt, näiteks kui kuumutate väävelhappega hapendatud H 2 O 2 lahust kaaliumjodaadi KIO 3 juuresolekul, siis teatud reaktiivide kontsentratsioonidel tekib võnkumine. Täheldatakse reaktsiooni ja hapniku vabanemine perioodiliselt peatub ja jätkub seejärel ajavahemikuga 40 kuni 800 sekundit.

H2O2 keemilised omadused.

Vesinikperoksiid on hape, kuid väga nõrk. H 2 O 2 H + + HO 2 – dissotsiatsioonikonstant 25° C juures on 2,4 10 –12, mis on 5 suurusjärku vähem kui H 2 S puhul. Leelis- ja leelismuldmetallide keskmised soolad H 2 O 2 on mida tavaliselt nimetatakse peroksiidideks ( cm. PEROKSIIDID). Vees lahustatuna hüdrolüüsitakse need peaaegu täielikult: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2. Hüdrolüüsi soodustab lahuste hapestamine. Happena moodustab H 2 O 2 ka happesooli, näiteks Ba(HO 2) 2, NaHO 2 jne. Happesoolad on hüdrolüüsile vähem vastuvõtlikud, kuid kuumutamisel lagunevad kergesti, vabastades hapnikku: 2NaHO 2 ® 2NaOH + O 2. Vabanenud leelis, nagu ka H 2 O 2 puhul, soodustab lagunemist.

H 2 O 2 lahused, eriti kontsentreeritud, on tugeva oksüdeeriva toimega. Seega, kui paberile, saepurule ja teistele tuleohtlikele ainetele kanda 65% H 2 O 2 lahust, süttivad need. Vähem kontsentreeritud lahused muudavad värvituks paljud orgaanilised ühendid, näiteks indigo. Formaldehüüdi oksüdatsioon toimub ebatavalisel viisil: H 2 O 2 redutseeritakse mitte veeks (nagu tavaliselt), vaid vabaks vesinikuks: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2HCOOH + H 2 . Kui võtta 30% H 2 O 2 lahust ja 40% HCHO lahust, siis pärast väikest kuumutamist algab äge reaktsioon, vedelik keeb ja vahutab. H 2 O 2 lahjendatud lahuste oksüdatiivne toime avaldub kõige enam happelises keskkonnas, näiteks H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2, kuid oksüdatsioon on võimalik ka aluselises keskkonnas. :

Na + H2O2 + NaOH® Na2; 2K3 + 3H2O2® 2KCrO4 + 2KOH + 8H2O.

Musta pliisulfiidi oksüdeerimist valgeks sulfaadiks PbS + 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O saab kasutada tumenenud valge plii taastamiseks vanadel maalidel. Valguse mõjul toimub vesinikkloriidhappe oksüdatsioon:

H2O2 + 2HCl® 2H2O + Cl2. H 2 O 2 lisamine hapetele suurendab oluliselt nende mõju metallidele. Niisiis lahustuvad H 2 O 2 ja lahjendatud H 2 SO 4 segus vask, hõbe ja elavhõbe; jood happelises keskkonnas oksüdeerub perioodiliseks happeks HIO 3, vääveldioksiid väävelhappeks jne.

Ebatavaliselt toimub viinhappe kaaliumnaatriumsoola (Rochelle'i sool) oksüdatsioon katalüsaatorina koobaltkloriidi juuresolekul. Reaktsiooni käigus muudab KOOC(CHOH) 2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 roosa CoCl 2 värvi roheliseks, kuna tartraadiga tekib kompleksühend, viinhappe anioon. Kui reaktsioon kulgeb ja tartraat oksüdeerub, kompleks hävib ja katalüsaator muutub uuesti roosaks. Kui koobaltkloriidi asemel kasutatakse katalüsaatorina vasksulfaati, värvub vaheühend olenevalt lähtereaktiivide vahekorrast oranžiks või roheliseks. Pärast reaktsiooni lõppemist taastub vasksulfaadi sinine värvus.

Vesinikperoksiid reageerib täiesti erinevalt tugevate oksüdeerivate ainete, samuti hapnikku kergesti eraldavate ainete juuresolekul. Sellistel juhtudel võib H 2 O 2 toimida ka redutseeriva ainena koos hapniku samaaegse vabanemisega (nn H 2 O 2 redutseeriv lagunemine), näiteks:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4® K2SO4 + 2MnS04 + 5O2 + 8H20;

Ag2O + H2O2® 2Ag + H2O + O2;

O3 + H2O2® H2O + 2O2;

NaOCl + H 2 O 2 ® NaCl + H 2 O + O 2.

Viimane reaktsioon on huvitav, kuna see tekitab ergastatud hapnikumolekule, mis kiirgavad oranži fluorestsentsi ( cm. AKTIIVNE KLOORI). Samamoodi eraldub metallist kulda kullasoolade lahustest, metallilist elavhõbedat saadakse elavhõbeoksiidist jne. See H 2 O 2 ebatavaline omadus võimaldab näiteks oksüdeerida kaaliumheksatsüanoferraati (II) ja seejärel tingimusi muutes redutseerida reaktsioonisaadus sama reagendi abil algühendiks. Esimene reaktsioon toimub happelises keskkonnas, teine leeliselises keskkonnas:

2K4 + H2O2 + H2SO4® 2K3 + K2SO4 + 2H2O;

2K3 + H2O2 + 2KOH® 2K4 + 2H2O + O2.

(H 2 O 2 "kahekordne tegelane" võimaldas ühel keemiaõpetajal võrrelda vesinikperoksiidi kuulsa inglise kirjaniku Stevensoni loo kangelasega Dr Jekylli ja härra Hyde'i kummaline juhtum, võis ta leiutatud kompositsiooni mõjul dramaatiliselt muuta oma iseloomu, muutudes auväärsest härrasmehest verejanuliseks maniakiks.)

H2O2 saamine.

H 2 O 2 molekule saadakse alati väikestes kogustes erinevate ühendite põlemisel ja oksüdatsioonil. Põlemisel tekib H 2 O 2 kas vesinikuaatomite eraldamisel lähteühenditest vahepealsete hüdroperoksiidradikaalide abil, näiteks: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , või aktiivsete vabade radikaalide rekombinatsiooni tulemusena: 2OH . ® Н 2 О 2 , Н . + AGA 2 . ® H2O2. Näiteks kui hapniku-vesiniku leek on suunatud jäätükile, sisaldab sulavesi märgatavates kogustes vabade radikaalide rekombinatsiooni tulemusena tekkinud H 2 O 2 (H 2 O 2 molekulid lagunevad leek). Sarnane tulemus saadakse ka teiste gaaside põlemisel. H 2 O 2 teke võib toimuda ka madalatel temperatuuridel erinevate redoksprotsesside tulemusena.

Tööstuses pole vesinikperoksiidi ammu enam toodetud Tenara meetodil - baariumperoksiidist, vaid kasutatakse kaasaegsemaid meetodeid. Üks neist on väävelhappe lahuste elektrolüüs. Sel juhul oksüdeeritakse anoodil sulfaadiioonid persulfaadioonideks: 2SO 4 2– – 2e ® S 2 O 8 2– . Seejärel perväävelhape hüdrolüüsitakse:

H2S2O8 + 2H2O® H2O2 + 2H2SO4.

Katoodil eraldub, nagu tavaliselt, vesinik, nii et üldist reaktsiooni kirjeldatakse võrrandiga 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Kuid peamine kaasaegne meetod (üle 80% maailma toodangust) on mõnede orgaaniliste ühendite, näiteks etüülantrahüdrokinooni, oksüdeerimine õhuhapnikuga orgaanilises lahustis, samal ajal kui H 2 O 2 ja vastav antrakinoon moodustuvad antrahüdrokinoonist, mis on seejärel redutseeritakse uuesti vesinikuga katalüsaatoril antrahüdrokinooniks. Vesinikperoksiid eemaldatakse segust veega ja kontsentreeritakse destilleerimisega. Sarnane reaktsioon toimub ka isopropüülalkoholi kasutamisel (see toimub hüdroperoksiidi vahepealse moodustumisega): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C(OOH)OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2. Vajadusel võib saadud atsetooni redutseerida ka isopropüülalkoholiks.

H2O2 pealekandmine.

Vesinikperoksiidi kasutatakse laialdaselt ja selle ülemaailmne toodang ulatub sadadesse tuhandetesse tonnidesse aastas. Seda kasutatakse anorgaaniliste peroksiidide tootmiseks, raketikütuste oksüdeerijana, orgaanilistes sünteesides, õlide, rasvade, kangaste, paberi pleegitamiseks, pooljuhtmaterjalide puhastamiseks, väärtuslike metallide ekstraheerimiseks maakidest (näiteks uraan, muundades selle lahustumatut vormi lahustuvaks), reovee puhastamiseks. Meditsiinis kasutatakse H 2 O 2 lahuseid limaskestade põletikuliste haiguste (stomatiit, tonsilliit) loputamiseks ja määrimiseks ning mädaste haavade raviks. Kontaktläätsede karpide kaanesse on mõnikord asetatud väga väike kogus plaatina katalüsaatorit. Läätsede desinfitseerimiseks täidetakse need pliiatsikarpi 3% H 2 O 2 lahusega, kuid kuna see lahus on silmadele kahjulik, keeratakse pliiatsikarp mõne aja pärast ümber. Sel juhul lagundab kaanes olev katalüsaator kiiresti H 2 O 2 puhtaks veeks ja hapnikuks.

Kunagi oli moes juukseid pleegitada “peroksiidiga”, nüüd on olemas ohutumad juuksevärvid.

Teatud soolade juuresolekul moodustab vesinikperoksiid omamoodi tahke “kontsentraadi”, mida on mugavam transportida ja kasutada. Seega, kui väga jahutatud naatriumboraadi (booraks) küllastunud lahusele lisada H 2 O 2, tekivad järk-järgult suured läbipaistvad naatriumperoksoboraadi Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ] kristallid. Seda ainet kasutatakse laialdaselt kangaste pleegitamiseks ja pesuvahendite komponendina. H 2 O 2 molekulid, nagu ka veemolekulid, on võimelised tungima soolade kristallistruktuuri, moodustades midagi sarnast kristalliliste hüdraatidega - peroksohüdraadid, näiteks K 2 CO 3 · 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 · 1,5H 20; viimane ühend on üldtuntud kui "persol". Niinimetatud hüdroperiit CO(NH 2) 2 ·H 2 O 2 on klatraat – ühend, mis sisaldab H 2 O 2 molekule karbamiidi kristallvõre tühikutesse.

Analüütilises keemias saab mõnede metallide määramiseks kasutada vesinikperoksiidi. Näiteks kui titaan(IV)soola, titanüülsulfaadi lahusele lisada vesinikperoksiidi, omandab lahus pertitaanhappe moodustumise tõttu ereoranži värvi:

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O. Värvitu molübdaadiioon MoO 4 2– oksüdeeritakse H 2 O 2 toimel intensiivselt oranžiks peroksiidianiooniks. Kaaliumdikromaadi hapestatud lahus H 2 O 2 juuresolekul moodustab perkroomhappe: K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 ® H 2 Cr 2 O 12 + K 2 SO 4 + 5H 2 O , mis laguneb üsna kiiresti: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Kui liidame need kaks võrrandit, saame kaaliumdikromaadi redutseerimise reaktsiooni vesinikperoksiidiga:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 ® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.

Perkroomhapet saab vesilahusest ekstraheerida eetriga (eetrilahuses on see palju stabiilsem kui vees). Eeterkiht muutub intensiivselt siniseks.

Ilja Leenson

Vesinikperoksiidi sai esmakordselt 1818. aastal prantsuse keemik Louis Jacques Thénard (1777–1857), töödeldes baariumperoksiidi kõrgelt jahutatud vesinikkloriidhappega:

BaO 2 + 2HCl  BaCl 2 + H 2 O 2. Baariumperoksiid omakorda saadi baariummetalli põletamisel. H 2 O 2 lahusest eraldamiseks eemaldas Tenar sellest tekkinud baariumkloriidi: BaCl 2 + Ag 2 SO 4  2AgCl + BaSO 4 . Et edaspidi kallist hõbesoola ei kasutataks, kasutati H 2 O 2 tootmiseks väävelhapet: BaO 2 + H 2 SO 4  BaSO 4 + H 2 O 2, kuna sellisel juhul jääb sademesse baariumsulfaat. . Mõnikord kasutati teist meetodit: süsihappegaas juhiti BaO 2 suspensiooni vees: BaO 2 + H 2 O + CO 2  BaCO 3 + H 2 O 2, kuna baariumkarbonaat on samuti lahustumatu. Selle meetodi pakkus välja prantsuse keemik Antoine Jerome Balard (1802–1876), kes sai kuulsaks uue keemilise elemendi broomi avastamisega (1826). Kasutati ka eksootilisemaid meetodeid, näiteks elektrilahenduse mõju 97% hapniku ja 3% vesiniku segule vedela õhu temperatuuril (umbes –190 °C), seega 87% H 2 O lahus. 2 saadi.

Füüsikalised omadused. Puhas vesinikperoksiid erineb suuresti tuttavast 3% H 2 O 2 lahusest, mis on koduses meditsiinikapis. Esiteks on see veest peaaegu poolteist korda raskem (tihedus 20 ° C juures on 1,45 g/cm 3). H 2 O 2 külmub vee külmumispunktist veidi madalamal temperatuuril - miinus 0,41 ° C, kuid kui jahutate puhast vedelikku kiiresti, siis see tavaliselt ei külmu, vaid jahutatakse üle, muutudes läbipaistvaks klaasjaks massiks. H 2 O 2 lahused külmuvad oluliselt madalamal temperatuuril: 30% lahus - miinus 30 ° C ja 60% lahus - miinus 53 ° C. H 2 O 2 keeb tavalisest veest kõrgemal temperatuuril, – temperatuuril 150,2° C. H 2 O 2 niisutab klaasi halvemini kui vesi ja see toob kaasa huvitava nähtuse vesilahuste aeglasel destilleerimisel: samal ajal kui vesi lahusest destilleeritakse, voolab see nagu tavaliselt külmikust vastuvõtjasse. tilkade kujul; kui H 2 O 2 hakkab destilleerima, väljub vedelik külmikust pideva õhukese joana. Puhas vesinikperoksiid ja selle kontsentreeritud lahused jätavad nahale valged laigud ja põhjustavad tugeva keemilise põletuse tõttu põletustunnet.

Lagunemisreaktsioon. Puhas vesinikperoksiid on väga ohtlik aine, kuna teatud tingimustel on võimalik selle plahvatuslik lagunemine: H 2 O 2  H 2 O + 1/2 O 2 eraldumisega 98 kJ ühe mooli H 2 O 2 (34 g) kohta . See on väga suur energia: see on suurem kui vesiniku ja kloori segu plahvatuse käigus eralduv 1 mool HCl; piisab, kui täielikult aurustada 2,5 korda rohkem vett, kui selles reaktsioonis tekib. Ka kontsentreeritud H 2 O 2 vesilahused on nende juuresolekul ohtlikud, paljud orgaanilised ühendid süttivad kergesti ja sellised segud võivad kokkupõrkel plahvatada. Kontsentreeritud lahuste säilitamiseks kasutage eriti puhtast alumiiniumist või vahatatud klaasist anumaid.

H 2 O 2 lagunemisreaktsioon kulgeb sageli radikaalse ahelmehhanismi järgi ( cm. Ahelreaktsioonid), samas kui katalüsaatori roll on vabade radikaalide käivitamine. Seega toimub H 2 O 2 ja Fe 2+ vesilahuste segus (nn Fentoni reagent) elektronide ülekandereaktsioon Fe 2+ ioonilt H 2 O 2 molekulile koos Fe moodustumisega. 3+ ioon ja väga ebastabiilne radikaalanioon . – , mis laguneb koheselt OH – aniooniks ja vabaks hüdroksüülradikaaliks OH . (cm. VABAD RADIKAALID). Radikaalne HE . väga aktiivne. Kui süsteemis on orgaanilisi ühendeid, siis on võimalikud mitmesugused reaktsioonid hüdroksüülradikaalidega. Seega oksüdeeritakse aromaatsed ühendid ja hüdroksühapped (benseen muutub näiteks fenooliks), küllastumata ühendid võivad siduda kaksiksidemega hüdroksüülrühmi: CH 2 = CH – CH 2 OH + 2 OH .  HOCH 2 –CH(OH) –CH 2 –OH ja võib minna polümerisatsioonireaktsiooni. Sobivate reaktiivide puudumisel OH . reageerib H2O2-ga, moodustades vähemaktiivse radikaali HO2 . , mis on võimeline vähendama Fe 2+ ioone, mis sulgeb katalüütilise tsükli:

H 2 O 2 + Fe 2+  Fe 3+ + OH . +OH –

TEMA . + H 2 O 2  H 2 O + HO 2 .

HO 2 . + Fe 3+  Fe 2+ + O 2 + H +

H + + OH –  H 2 O.

Teatud tingimustel on võimalik H 2 O 2 ahela lagunemine, mille lihtsustatud mehhanismi saab kujutada diagrammiga

TEMA . + H 2 O 2  H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2  H 2 O + O 2 + OH . jne.

H 2 O 2 + 2I – + 2H +  2H 2 O + I 2

I 2 + H 2 O 2  2I – + 2H + + O 2.

Mitteahelreaktsioon toimub ka Fe 2+ ioonide oksüdeerumisel happelistes lahustes: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4  Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

H keemilised omadused 2 KOHTA 2 . Vesinikperoksiid on hape, kuid väga nõrk. H 2 O 2 H + + HO 2 – dissotsiatsioonikonstant 25° C juures on 2,4 10 –12, mis on 5 suurusjärku vähem kui H 2 S puhul. Leelis- ja leelismuldmetallide keskmised soolad H 2 O 2 on mida tavaliselt nimetatakse peroksiidideks ( cm. PEROKSIIDID). Vees lahustatuna hüdrolüüsitakse need peaaegu täielikult: Na 2 O 2 + 2H 2 O  2NaOH + H 2 O 2. Hüdrolüüsi soodustab lahuste hapestamine. Happena moodustab H 2 O 2 ka happesooli, näiteks Ba(HO 2) 2, NaHO 2 jne. Happesoolad on hüdrolüüsile vähem vastuvõtlikud, kuid kuumutamisel lagunevad kergesti, eraldades hapnikku: 2NaHO 2  2NaOH + O 2. Vabanenud leelis, nagu ka H 2 O 2 puhul, soodustab lagunemist.

H 2 O 2 lahused, eriti kontsentreeritud, on tugeva oksüdeeriva toimega. Seega, kui paberile, saepurule ja teistele tuleohtlikele ainetele kanda 65% H 2 O 2 lahust, süttivad need. Vähem kontsentreeritud lahused muudavad värvituks paljud orgaanilised ühendid, näiteks indigo. Formaldehüüdi oksüdatsioon toimub ebatavaliselt: H 2 O 2 redutseeritakse mitte veeks (nagu tavaliselt), vaid vabaks vesinikuks: 2HCHO + H 2 O 2  2HCOOH + H 2 . Kui võtta 30% H 2 O 2 lahust ja 40% HCHO lahust, siis pärast väikest kuumutamist algab äge reaktsioon, vedelik keeb ja vahutab. H 2 O 2 lahjendatud lahuste oksüdeeriv toime avaldub kõige enam happelises keskkonnas, näiteks H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4  2H 2 O + 2CO 2, kuid oksüdatsioon on võimalik ka aluselises keskkonnas. :

Na + H 2 O 2 + NaOH  Na 2; 2K 3 + 3H 2 O 2  2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O.

Musta pliisulfiidi oksüdeerimine valgeks sulfaadiks PbS + 4H 2 O 2  PbSO 4 + 4H 2 O saab kasutada vanadel maalidel tumenenud pliivalge taastamiseks. Valguse mõjul toimub vesinikkloriidhappe oksüdatsioon:

H 2 O 2 + 2HCl  2H 2 O + Cl 2. H 2 O 2 lisamine hapetele suurendab oluliselt nende mõju metallidele. Niisiis lahustuvad H 2 O 2 ja lahjendatud H 2 SO 4 segus vask, hõbe ja elavhõbe; jood happelises keskkonnas oksüdeerub perioodiliseks happeks HIO 3, vääveldioksiid väävelhappeks jne.

Ebatavaliselt toimub viinhappe kaaliumnaatriumsoola (Rochelle'i sool) oksüdatsioon katalüsaatorina koobaltkloriidi juuresolekul. Reaktsiooni käigus muudab KOOC(CHOH) 2 COONa + 5H 2 O 2  KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 roosa CoCl 2 värvi roheliseks, kuna tartraadiga tekib kompleksühend, viinhappe anioon. Kui reaktsioon kulgeb ja tartraat oksüdeerub, kompleks hävib ja katalüsaator muutub uuesti roosaks. Kui koobaltkloriidi asemel kasutatakse katalüsaatorina vasksulfaati, värvub vaheühend olenevalt lähtereaktiivide vahekorrast oranžiks või roheliseks. Pärast reaktsiooni lõppemist taastub vasksulfaadi sinine värvus.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4  K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O;

Ag 2 O + H 2 O 2  2Ag + H 2 O + O 2;

O 3 + H 2 O 2  H 2 O + 2O 2;

NaOCl + H 2 O 2  NaCl + H 2 O + O 2.

Viimane reaktsioon on huvitav, kuna see tekitab ergastatud hapnikumolekule, mis kiirgavad oranži fluorestsentsi ( cm. KLOORI AKTIIVNE). Samamoodi eraldub metallist kulda kullasoolade lahustest, metallilist elavhõbedat saadakse elavhõbeoksiidist jne. See H 2 O 2 ebatavaline omadus võimaldab näiteks oksüdeerida kaaliumheksatsüanoferraati (II) ja seejärel tingimusi muutes redutseerida reaktsioonisaadus sama reagendi abil algühendiks. Esimene reaktsioon toimub happelises keskkonnas, teine leeliselises keskkonnas:

2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4  2K 3 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O;

2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH  2K 4 + 2H 2 O + O 2.

Vastu võtmas H 2 KOHTA 2 . H 2 O 2 molekule saadakse alati väikestes kogustes erinevate ühendite põlemisel ja oksüdatsioonil. Põlemisel tekib H 2 O 2 kas vesinikuaatomite eraldamisel lähteühenditest vahepealsete hüdroperoksiidradikaalide abil, näiteks: HO 2 . + CH 4  H 2 O 2 + CH 3 . , või aktiivsete vabade radikaalide rekombinatsiooni tulemusena: 2OH .  H 2 O 2, N . + AGA 2 .  H 2 O 2 . Näiteks kui hapniku-vesiniku leek on suunatud jäätükile, sisaldab sulavesi märgatavates kogustes vabade radikaalide rekombinatsiooni tulemusena tekkinud H 2 O 2 (H 2 O 2 molekulid lagunevad leek). Sarnane tulemus saadakse ka teiste gaaside põlemisel. H 2 O 2 teke võib toimuda ka madalatel temperatuuridel erinevate redoksprotsesside tulemusena.

Tööstuses pole vesinikperoksiidi ammu enam toodetud Tenara meetodil - baariumperoksiidist, vaid kasutatakse kaasaegsemaid meetodeid. Üks neist on väävelhappe lahuste elektrolüüs. Anoodil oksüdeeritakse sel juhul sulfaadiioonid supersulfaadioonideks: 2SO 4 2– – 2e  S 2 O 8 2– . Seejärel perväävelhape hüdrolüüsitakse:

H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O  H 2 O 2 + 2H 2 SO 4.

Katoodil eraldub, nagu tavaliselt, vesinik, mistõttu üldist reaktsiooni kirjeldatakse võrrandiga 2H 2 O  H 2 O 2 + H 2 . Kuid peamine kaasaegne meetod (üle 80% maailma toodangust) on mõnede orgaaniliste ühendite, näiteks etüülantrahüdrokinooni, oksüdeerimine õhuhapnikuga orgaanilises lahustis, samal ajal kui H 2 O 2 ja vastav antrakinoon moodustuvad antrahüdrokinoonist, mis on seejärel redutseeritakse uuesti vesinikuga katalüsaatoril antrahüdrokinooniks. Vesinikperoksiid eemaldatakse segust veega ja kontsentreeritakse destilleerimisega. Sarnane reaktsioon toimub ka isopropüülalkoholi kasutamisel (see toimub vesinikperoksiidi vahepealse moodustumisega): (CH 3) 2 CHOH + O 2  (CH 3) 2 C(OOH)OH  (CH 3) 2 CO + H 2 O 2. Vajadusel võib saadud atsetooni redutseerida ka isopropüülalkoholiks.

Rakendus H 2 KOHTA 2 . Vesinikperoksiidi kasutatakse laialdaselt ja selle ülemaailmne toodang ulatub sadadesse tuhandetesse tonnidesse aastas. Seda kasutatakse anorgaaniliste peroksiidide tootmiseks, raketikütuste oksüdeerijana, orgaanilistes sünteesides, õlide, rasvade, kangaste, paberi pleegitamiseks, pooljuhtmaterjalide puhastamiseks, väärtuslike metallide ekstraheerimiseks maakidest (näiteks uraan, muundades selle lahustumatut vormi lahustuvaks), reovee puhastamiseks. Meditsiinis kasutatakse H 2 O 2 lahuseid limaskestade põletikuliste haiguste (stomatiit, tonsilliit) loputamiseks ja määrimiseks ning mädaste haavade raviks. Kontaktläätsede karpide kaanesse on mõnikord asetatud väga väike kogus plaatina katalüsaatorit. Läätsede desinfitseerimiseks täidetakse need pliiatsikarpi 3% H 2 O 2 lahusega, kuid kuna see lahus on silmadele kahjulik, keeratakse pliiatsikarp mõne aja pärast ümber. Sel juhul lagundab kaanes olev katalüsaator kiiresti H 2 O 2 puhtaks veeks ja hapnikuks.

Kunagi oli moes juukseid pleegitada “peroksiidiga”, nüüd on olemas ohutumad juuksevärvid.

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2  H 2 + H 2 O. Värvitu molübdaadioon MoO 4 2– oksüdeeritakse H 2 O 2 toimel intensiivselt oranžiks peroksiidianiooniks. Kaaliumdikromaadi hapendatud lahus H 2 O 2 juuresolekul moodustab perkroomhappe: K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O 2  H 2 Cr 2 O 12 + K 2 SO 4 + 5H 2 O , mis laguneb üsna kiiresti: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4  Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Kui liidame need kaks võrrandit, saame kaaliumdikromaadi redutseerimise reaktsiooni vesinikperoksiidiga:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2  Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.

Perkroomhapet saab vesilahusest ekstraheerida eetriga (eetrilahuses on see palju stabiilsem kui vees). Eeterkiht muutub intensiivselt siniseks.

Ilja Leenson

KIRJANDUS

Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Vabade radikaalide teke ja nende reaktsioonid. M., keemia, 1982 Vesinikperoksiidi keemia ja tehnoloogia. L., Keemia, 1984

34,01 g/mol Tihedus 1,4 g/cm³ Termilised omadused Sulamistemperatuur −0,432 °C Keemistemperatuur 150,2 °C Moodustumise entalpia (st. konv.) -136,11 kJ/mol Keemilised omadused pKa 11.65 Lahustuvus vees piiramatu Klassifikatsioon Reg. CAS number 7722-84-1 NAERATAB OO EÜ registreerimisnumber 231-765-0

Vesinikperoksiidi (vesinikperoksiidi), 2 2 on peroksiidide lihtsaim esindaja. "Metalse" maitsega värvitu vedelik, mis lahustub vees, alkoholis ja eetris piiritult. Kontsentreeritud vesilahused on plahvatusohtlikud. Vesinikperoksiid on hea lahusti. See vabaneb veest ebastabiilse kristalse hüdraadi H 2 O 2 2H 2 O kujul.

Vesinikperoksiidi molekulil on järgmine struktuur:

Keemilised omadused

Mõlemad hapnikuaatomid on vahepealses oksüdatsiooniastmes −1, mis määrab peroksiidide võime toimida nii oksüdeerivate kui redutseerivate ainetena. Nende kõige iseloomulikumad oksüdeerivad omadused on:

Suheldes tugevate oksüdeerivate ainetega, toimib vesinikperoksiid redutseeriva ainena, oksüdeerides hapnikuks:

Vesinikperoksiidi molekul on väga polaarne, mille tulemusena tekivad molekulide vahel vesiniksidemed. O-O side on habras, seega on H 2 O 2 ebastabiilne ühend ja laguneb kergesti. Sellele võib kaasa aidata ka siirdemetalliioonide olemasolu. Lahjendatud lahustes ei ole vesinikperoksiid samuti stabiilne ja disproportseerub spontaanselt H2O-ks ja O2-ks. Disproportsioonireaktsiooni katalüüsivad siirdemetalliioonid ja mõned valgud.

Väga puhas vesinikperoksiid on aga stabiilne.

Vesinikperoksiidil on nõrgad happelised omadused (K = 1,4 10 -12) ja seetõttu dissotsieerub see kahes etapis:

Kui H 2 O 2 kontsentreeritud lahus toimib mõnele hüdroksiidile, võib mõnel juhul eraldada metalliperoksiide, mida võib pidada vesinikperoksiidi sooladeks (Li 2 O 2, MgO 2 jne):

Vesinikperoksiidil võib olla nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi. Näiteks hõbeoksiidiga suhtlemisel on see redutseerija:

Reaktsioonis kaaliumnitritiga toimib ühend oksüdeeriva ainena:

Peroksiidrühma [-O-O-] leidub paljudes ainetes. Selliseid aineid nimetatakse peroksiidideks või peroksiidiühenditeks. Nende hulka kuuluvad metalliperoksiidid (Na 2 O 2, BaO 2 jne). Peroksiidrühma sisaldavaid happeid nimetatakse peroksohapeteks, näiteks peroksomonofosfor-H 3 PO 5 ja peroksüdiväävelhape H 2 S 2 O 8.

Redoksi omadused

Vesinikperoksiidil on nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused. See oksüdeerib nitritid nitraatideks, vabastab metalli jodiididest joodi ja lagundab kaksiksidemete kohas küllastumata ühendeid. Happelises keskkonnas kaaliumpermanganaadi vesilahusega reageerides vähendab vesinikperoksiid kulla- ja hõbedasoolasid, aga ka hapnikku.

Kui H2O2 redutseeritakse, moodustub H2O või OH-, näiteks:

Tugevate oksüdeerivate ainetega kokkupuutel avaldab H 2 O 2 redutseerivaid omadusi, vabastades vaba hapnikku:

Bioloogilised omadused

Vesinikperoksiid on hapniku reaktiivne vorm ja kui seda toodetakse rakus liigselt, põhjustab see oksüdatiivset stressi. Mõned ensüümid, nagu glükoosoksüdaas, toodavad redoksreaktsiooni käigus vesinikperoksiidi, mis võib mängida kaitsvat rolli bakteritsiidse ainena. Imetajate rakkudes ei ole ensüüme, mis redutseerivad hapniku vesinikperoksiidiks. Mitmed ensüümsüsteemid (ksantiinoksüdaas, NAD(P)H oksüdaas, tsüklooksügenaas jne) toodavad aga superoksiidi, mis muundub spontaanselt või superoksiiddismutaasi toimel vesinikperoksiidiks.

Kviitung

Vesinikperoksiidi toodetakse tööstuslikult orgaaniliste ainete, eelkõige isopropüülalkoholi katalüütilise oksüdeerimise teel:

Selle reaktsiooni väärtuslik kõrvalsaadus on atsetoon.

Tööstuslikus mastaabis toodetakse vesinikperoksiidi väävelhappe elektrolüüsil, mille käigus tekib perväävelhape ning selle järgnev lagunemine peroksiidiks ja väävelhappeks.

Laboritingimustes kasutatakse vesinikperoksiidi tootmiseks järgmist reaktsiooni:

Vesinikperoksiidi kontsentreerimine ja puhastamine toimub hoolika destilleerimisega.

Rakendus

3% vesinikperoksiidi lahus

Vesinikperoksiid on oma tugevate oksüdeerivate omaduste tõttu leidnud laialdast rakendust igapäevaelus ja tööstuses, kus seda kasutatakse näiteks valgendajana tekstiilitootmises ja paberitootmises. Seda kasutatakse raketikütusena - oksüdeerijana või ühekomponendilise kütusena (lagunemisega katalüsaatoril). Kasutatakse analüütilises keemias, vahuainena poorsete materjalide tootmisel ning desinfitseerimis- ja pleegitusainete tootmisel. Tööstuses kasutatakse vesinikperoksiidi ka katalüsaatorina, hüdrogeenijana ja epoksüdeeriva ainena olefiinide epoksüdeerimisel.

Kuigi väikeste pindmiste haavade puhul kasutatakse lahjendatud vesinikperoksiidi lahuseid, on uuringud näidanud, et see meetod annab antiseptilise toime ja puhastab ning pikendab paranemisaega. Kuigi vesinikperoksiidil on head puhastavad omadused, ei kiirenda see tegelikult haavade paranemist. Piisavalt kõrge kontsentratsioon, mis annab antiseptilise toime, võib samuti pikendada paranemisaega haavaga külgnevate rakkude kahjustuse tõttu. Veelgi enam, vesinikperoksiid võib häirida paranemist ja soodustada armistumist, hävitades äsja moodustunud naharakud. Keerulise profiiliga sügavate haavade, mädaste lekete, flegmoonide ja muude raskesti puhastatavate mädaste haavade puhastamise vahendina jääb vesinikperoksiid siiski valitud ravimiks. Kuna see ei oma mitte ainult antiseptilist toimet, vaid tekitab ensüümi peroksüdaasiga suhtlemisel ka suures koguses vahtu. Mis omakorda võimaldab pehmendada ja eraldada kudedest nekrootilisi piirkondi, verehüübeid ja mädasid, mida saab kergesti maha pesta, kui hiljem haavaõõnde süstida antiseptilist lahust. Ilma vesinikperoksiidiga eeltöötlemiseta ei suuda antiseptiline lahus neid patoloogilisi moodustisi eemaldada, mis toob kaasa haava paranemisaja olulise pikenemise ja halvendab patsiendi seisundit.

Vesinikperoksiidi kasutatakse ka juuste valgendamiseks ja hammaste valgendamiseks, kuid mõlemal juhul põhineb toime oksüdatsioonil ja seega ka kudede hävitamisel ning seetõttu ei soovita sellist kasutamist (eriti hammaste puhul) spetsialistid.

Kasutamise oht

Nahk pärast kokkupuudet 30% vesinikperoksiidi lahusega.

Hoolimata asjaolust, et vesinikperoksiid on mittetoksiline, põhjustavad selle kontsentreeritud lahused kokkupuutel naha, limaskestade ja hingamisteedega põletusi. Kõrgetes kontsentratsioonides võib ebapiisavalt puhas vesinikperoksiid olla plahvatusohtlik. Ohtlik suukaudsel manustamisel kontsentreeritud lahustes. Põhjustab väljendunud destruktiivseid muutusi, mis on sarnased leeliste toimega. Vesinikperoksiidi (perhüdrooli) 30% lahuse surmav annus on 50-100 ml.

Lingid

Kirjandus

Akhmetov N.S.Üldine ja anorgaaniline keemia. - M.: Kõrgkool, 2001.
Karapetyants M. Kh., Drakin S. I.Üldine ja anorgaaniline keemia. - M.: Keemia, 1994.

Wikimedia sihtasutus. 2010. aasta.

võõrustajad
Rahhiit

Vaadake, mis on "vesinikperoksiid" teistes sõnaraamatutes:

Vesinikperoksiidi

Vesinikperoksiidi- Vesinikperoksiid Üldine Süstemaatiline nimetus Vesinikperoksiid Keemiline valem ... Wikipedia

Baariumperoksiid- Kindral... Wikipedia

VESINIKPEROKSIIDI- (vesinikperoksiid), H2O2, vedel, keemistemperatuur 150,2°C. 30% vesinikperhüdrooli lahus. Vesinikperoksiidi kontsentreeritud vesilahused on plahvatusohtlikud. Vesinikperoksiidi kasutatakse raketikütuste oksüdeeriva ainena erinevate... ... Kaasaegne entsüklopeedia

Vesinikperoksiidi- (vesinikperoksiid), H2O2, vedel, keemistemperatuur 150,2°C. 30% vesinikperhüdrooli lahus. Vesinikperoksiidi kontsentreeritud vesilahused on plahvatusohtlikud. Vesinikperoksiidi kasutatakse raketikütuste oksüdeeriva ainena erinevate... ... Illustreeritud entsüklopeediline sõnaraamat