Rollen av mno2 i nedbrytningen av väteperoxid. Se vad "väteperoxid" är i andra ordböcker

22.01.2024 | etnovetenskap

Innehållet i artikeln

VÄTEPEROXID– (gammalt namn - väteperoxid), en förening av väte och syre H 2 O 2, som innehåller en rekordmängd syre - 94 viktprocent. H 2 O 2 molekyler innehåller peroxidgrupper –O–O– ( centimeter. PEROXIDER), som till stor del bestämmer egenskaperna hos denna förening.

Väteperoxid erhölls först 1818 av den franske kemisten Louis Jacques Thénard (1777 – 1857) genom att behandla bariumperoxid med starkt kyld saltsyra:

BaO2 + 2HCl® BaCl2 + H2O2. Bariumperoxid erhölls i sin tur genom att bränna bariummetall. För att separera H2O2 från lösningen avlägsnade Tenar den resulterande bariumkloriden från den: BaCl2 + Ag2SO4® 2AgCl + BaSO4. För att inte använda ett dyrt silversalt i framtiden användes svavelsyra för att få H 2 O 2: BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2, eftersom i detta fall bariumsulfat finns kvar i fällningen . Ibland användes en annan metod: koldioxid fördes in i en suspension av BaO 2 i vatten: BaO 2 + H 2 O + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O 2, eftersom bariumkarbonat också är olösligt. Denna metod föreslogs av den franske kemisten Antoine Jerome Balard (1802–1876), som blev känd för upptäckten av det nya kemiska grundämnet brom (1826). Mer exotiska metoder användes också, till exempel verkan av en elektrisk urladdning på en blandning av 97 % syre och 3 % väte vid temperaturen av flytande luft (cirka –190 ° C), så en 87 % lösning av H 2 O 2 erhölls.

H 2 O 2 koncentrerades genom att försiktigt indunsta mycket rena lösningar i ett vattenbad vid en temperatur som inte översteg 70–75 °C; På så sätt kan du få en lösning på ungefär 50 %. Det är omöjligt att värma kraftigare - nedbrytning av H 2 O 2 sker, så destillationen av vatten utfördes vid reducerat tryck, med användning av den starka skillnaden i ångtrycket (och därför i kokpunkten) för H 2 O och H2O2. Så vid ett tryck på 15 mm Hg. Först avdestilleras huvudsakligen vatten och vid 28 mm Hg. och en temperatur på 69,7°C destilleras ren väteperoxid av. En annan koncentrationsmetod är frysning, eftersom när svaga lösningar fryser innehåller is nästan inget H 2 O 2. Slutligen är det möjligt att dehydrera genom att absorbera vattenånga med svavelsyra i kylan under en glasklocka.

Många forskare från 1800-talet som fick ren väteperoxid noterade farorna med denna förening. Sålunda, när de försökte separera H 2 O 2 från vatten genom extraktion från utspädda lösningar med dietyleter följt av destillation av den flyktiga etern, exploderade det resulterande ämnet ibland utan någon uppenbar anledning. I ett av dessa experiment erhöll den tyske kemisten Yu.V Bruhl vattenfri H 2 O 2, som luktade ozon och exploderade vid beröring av en osmält glasstav. Trots de små mängderna H 2 O 2 (endast 1–2 ml) var explosionen så kraftig att den slog ett runt hål i bordsskivan, förstörde innehållet i dess låda, liksom flaskorna och instrumenten som stod på bordsskivan. bord och i närheten.

Fysikaliska egenskaper.

Ren väteperoxid skiljer sig mycket från den välbekanta 3%-lösningen av H 2 O 2, som finns i hemläkarskåpet. Först och främst är det nästan en och en halv gånger tyngre än vatten (densitet vid 20 ° C är 1,45 g/cm 3 ). H 2 O 2 fryser vid en temperatur som är något lägre än vattnets fryspunkt - vid minus 0,41 ° C, men om du snabbt kyler en ren vätska fryser den vanligtvis inte, utan underkyles och förvandlas till en transparent glasartad massa. Lösningar av H 2 O 2 fryser vid mycket lägre temperatur: en 30 % lösning vid minus 30° C och en 60 % lösning vid minus 53° C. H 2 O 2 kokar vid en temperatur högre än vanligt vatten, – vid 150,2 ° C. H 2 O 2 väter glas sämre än vatten, och detta leder till ett intressant fenomen under den långsamma destillationen av vattenlösningar: medan vatten destilleras från lösningen, strömmar det, som vanligt, från kylskåpet till mottagaren i behållaren. form av droppar; när H 2 O 2 börjar destillera kommer vätskan ut ur kylskåpet i form av en kontinuerlig tunn ström. På huden lämnar ren väteperoxid och dess koncentrerade lösningar vita fläckar och orsakar en brännande känsla på grund av en allvarlig kemisk brännskada.

I en artikel som ägnas åt produktionen av väteperoxid jämförde Tenard inte detta ämne med sirap, kanske han menade att ren H 2 O 2, liksom sockersirap, starkt bryter ljus. I själva verket är brytningsindexet för vattenfri H 2 O 2 (1,41) mycket högre än för vatten (1,33). Men antingen som ett resultat av feltolkningar eller på grund av dålig översättning från franska, skriver nästan alla läroböcker fortfarande att ren väteperoxid är en "tjock, sirapsliknande vätska", och förklarar till och med detta teoretiskt genom bildandet av vätebindningar. Men vatten bildar också vätebindningar. Viskositeten för H 2 O 2 är i själva verket densamma som för lätt kylt (till cirka 13 ° C) vatten, men det kan inte sägas att kallt vatten är tjockt som sirap.

Nedbrytningsreaktion.

Ren väteperoxid är ett mycket farligt ämne, eftersom dess explosiva sönderdelning är möjlig under vissa förhållanden: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2 med frisättning av 98 kJ per mol H 2 O 2 (34 g) . Detta är en mycket stor energi: den är större än den som frigörs när 1 mol HCl bildas under explosionen av en blandning av väte och klor; det räcker att helt avdunsta 2,5 gånger mer vatten än vad som bildas vid denna reaktion. Koncentrerade vattenlösningar av H 2 O 2 är också farliga i sin närvaro, många organiska föreningar antänds lätt, och sådana blandningar kan explodera vid anslag. För att lagra koncentrerade lösningar, använd kärl gjorda av speciellt rent aluminium eller vaxade glaskärl.

Oftare stöter du på en mindre koncentrerad 30% lösning av H 2 O 2, som kallas perhydrol, men en sådan lösning är också farlig: den orsakar brännskador på huden (när den utsätts för det blir huden omedelbart vit på grund av missfärgningen av färgämnen); Nedbrytningen av H 2 O 2 och dess lösningar, inklusive explosiv sönderdelning, orsakas av många ämnen, till exempel tungmetalljoner, som i detta fall spelar rollen som en katalysator, och till och med dammpartiklar.

Explosioner av H 2 O 2 förklaras av reaktionens starka exotermicitet, processens kedjekaraktär och en signifikant minskning av aktiveringsenergin för nedbrytningen av H 2 O 2 i närvaro av olika ämnen, vilket kan bedömas utifrån följande data:

Enzymet katalas finns i blodet; Det är tack vare det som farmaceutisk "väteperoxid" "kokar" från frisättningen av syre när den används för att desinficera ett avskuret finger. Nedbrytningsreaktionen av en koncentrerad lösning av H 2 O 2 under verkan av katalas används inte bara av människor; Det är denna reaktion som hjälper bombardierbaggen att bekämpa fiender genom att släppa en het ström mot dem ( centimeter. EXPLOSIVA VAROR). Ett annat enzym, peroxidas, verkar annorlunda: det bryter inte ner H2O2, men i dess närvaro sker oxidation av andra ämnen med väteperoxid.

Enzymer som påverkar reaktionerna av väteperoxid spelar en viktig roll i cellens liv. Energi tillförs kroppen genom oxidationsreaktioner som involverar syre som kommer från lungorna. I dessa reaktioner bildas H 2 O 2 mellanliggande, vilket är skadligt för cellen, eftersom det orsakar irreversibel skada på olika biomolekyler. Katalas och peroxidas arbetar tillsammans för att omvandla H2O2 till vatten och syre.

Nedbrytningsreaktionen av H 2 O 2 fortskrider ofta enligt en radikalkedjemekanism ( centimeter. KEDJEREAKTIONER), medan katalysatorns roll är att initiera fria radikaler. I en blandning av vattenlösningar av H 2 O 2 och Fe 2+ (det så kallade Fenton-reagenset) sker således en elektronöverföringsreaktion från Fe 2+-jonen till H 2 O 2-molekylen med bildning av Fe 3+-jon och en mycket instabil radikalanjon . –, som omedelbart sönderdelas till OH – anjonen och den fria hydroxylradikalen OH . (centimeter. FRIA RADIKALER). Radikal HE . väldigt aktiv. Om det finns organiska föreningar i systemet är olika reaktioner med hydroxylradikaler möjliga. Således oxideras aromatiska föreningar och hydroxisyror (bensen till exempel blir till fenol), omättade föreningar kan fästa hydroxylgrupper till dubbelbindningen: CH 2 = CH – CH 2 OH + 2 OH . ® HOCH 2 –CH(OH)–CH 2 –OH, och kan gå in i en polymerisationsreaktion. I frånvaro av lämpliga reagens, OH . reagerar med H 2 O 2 för att bilda en mindre aktiv radikal HO 2 . , som kan reducera Fe 2+-joner, vilket stänger den katalytiska cykeln:

H2O2 + Fe2+® Fe3+ + OH . +OH –

HAN . + H2O2® H2O + HO2 .

HO 2 . + Fe3+® Fe2+ + O2 + H+

H + + OH – ® H2O.

Under vissa förhållanden är kedjesönderdelning av H 2 O 2 möjlig, vars förenklade mekanism kan representeras av diagrammet

HAN . + H2O2® H2O + HO2 . 2 . + H2O2® H2O + O2 + OH . etc.

Nedbrytningsreaktioner av H 2 O 2 sker i närvaro av olika metaller med variabel valens. När de binds till komplexa föreningar ökar de ofta sin aktivitet avsevärt. Till exempel är kopparjoner mindre aktiva än järnjoner, men bundna i ammoniakkomplex 2+ orsakar de snabb nedbrytning av H 2 O 2. Mn 2+-joner bundna i komplex med vissa organiska föreningar har en liknande effekt. I närvaro av dessa joner var det möjligt att mäta längden på reaktionskedjan. För att göra detta mätte vi först reaktionshastigheten med hastigheten för frigöring av syre från lösningen. Sedan infördes en inhibitor i lösningen i mycket låg koncentration (ca 10–5 mol/l), ett ämne som effektivt reagerar med fria radikaler och därmed bryter kedjan. Frisättningen av syre upphörde omedelbart, men efter cirka 10 minuter, när all inhibitor var förbrukad, återupptogs den igen i samma takt. Genom att känna till reaktionshastigheten och kedjeavslutningshastigheten är det lätt att beräkna kedjelängden, som visade sig vara lika med 10 3 enheter. Den stora kedjelängden bestämmer den höga effektiviteten av H 2 O 2 sönderdelning i närvaro av de mest effektiva katalysatorerna, som genererar fria radikaler i hög hastighet. Vid en given kedjelängd ökar faktiskt nedbrytningshastigheten för H 2 O 2 tusen gånger.

Ibland orsakas märkbar nedbrytning av H 2 O 2 till och med av spår av föroreningar som nästan inte går att detektera analytiskt. Således visade sig en av de mest effektiva katalysatorerna vara en sol av metallosmium: dess starka katalytiska effekt observerades även vid en utspädning av 1:109, dvs. 1 g Os per 1000 ton vatten. Aktiva katalysatorer är kolloidala lösningar av palladium, platina, iridium, guld, silver, såväl som fasta oxider av vissa metaller - MnO 2, Co 2 O 3, PbO 2, etc., som själva inte förändras. Nedbrytningen kan gå mycket snabbt. Så, om en liten nypa MnO 2 kastas in i ett provrör med en 30% lösning av H 2 O 2, kommer en kolonn av ånga med en skvätt vätska att fly från provröret. Med mer koncentrerade lösningar uppstår en explosion. Nedbrytningen sker tystare på ytan av platina. I detta fall påverkas reaktionshastigheten starkt av ytans tillstånd. Den tyske kemisten Walter Spring dirigerade i slutet av 1800-talet. en sådan upplevelse. I en noggrant rengjord och polerad platinakopp inträffade inte nedbrytningsreaktionen av en 38% lösning av H 2 O 2 även när den värmdes till 60 ° C. Om du gör en knappt märkbar repa på botten av koppen med en nål, sedan börjar den redan kalla (vid 12 ° C) lösningen att släppa syrebubblor vid repstället, och när den värms upp ökar nedbrytningen längs detta område märkbart. Om svampig platina, som har en mycket stor yta, införs i en sådan lösning, är explosiv nedbrytning möjlig.

Den snabba nedbrytningen av H 2 O 2 kan användas för ett effektivt föreläsningsexperiment om ett ytaktivt ämne (tvål, schampo) tillsätts till lösningen innan katalysatorn tillsätts. Syret som frigörs skapar ett rikt vitt skum, som har kallats "elefanttandkräm".

H2O2 + 2I – + 2H +® 2H2O + I2

I2 + H2O2® 2I - + 2H + + O2.

En icke-kedjereaktion inträffar även vid oxidation av Fe 2+-joner i sura lösningar: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

Eftersom vattenlösningar nästan alltid innehåller spår av olika katalysatorer (metalljoner som finns i glas kan också katalysera sönderdelning), tillsätts inhibitorer och stabilisatorer som binder metalljoner till H2O2-lösningar, även utspädda sådana, under långtidslagring. I detta fall är lösningarna lätt surgjorda, eftersom verkan av rent vatten på glas ger en lätt alkalisk lösning, vilket främjar nedbrytningen av H 2 O 2.

Alla dessa egenskaper hos nedbrytningen av H 2 O 2 tillåter oss att lösa motsägelsen. För att erhålla ren H 2 O 2 är det nödvändigt att utföra destillation under reducerat tryck, eftersom ämnet sönderdelas vid upphettning över 70 ° C och jämnt, även om det är mycket långsamt, vid rumstemperatur (som anges i Chemical Encyclopedia, med en hastighet av 0,5 % per år). Hur erhölls i det här fallet kokpunkten vid atmosfärstryck på 150,2°C, som finns i samma uppslagsverk? I sådana fall används vanligtvis en fysikalisk-kemisk lag: logaritmen för en vätskas ångtryck beror linjärt på den inversa temperaturen (på Kelvin-skalan), så om du noggrant mäter ångtrycket för H 2 O 2 vid flera ( låga) temperaturer, kan du enkelt beräkna vid vilken temperatur detta tryck kommer att nå 760 mm Hg. Och detta är kokpunkten under normala förhållanden.

Teoretiskt sett OH-radikaler . kan även bildas i frånvaro av initiatorer, som ett resultat av bristning av en svagare O–O-bindning, men detta kräver en ganska hög temperatur. Trots den relativt låga energin för att bryta denna bindning i H 2 O 2-molekylen (den är lika med 214 kJ/mol, vilket är 2,3 gånger mindre än för H-OH-bindningen i en vattenmolekyl), är O-O-bindningen fortfarande ganska stark, så att väteperoxid är absolut stabil vid rumstemperatur. Och även vid kokpunkten (150°C) bör den sönderdelas mycket långsamt. Beräkningar visar att vid denna temperatur bör även sönderdelning på 0,5 % ske ganska långsamt, även om kedjelängden är 1000 länkar. Avvikelsen mellan beräkningar och experimentella data förklaras av katalytisk nedbrytning orsakad av de minsta föroreningarna i vätskan och reaktionskärlets väggar. Därför är aktiveringsenergin för nedbrytningen av H 2 O 2 uppmätt av många författare alltid betydligt mindre än 214 kJ/mol, även "i frånvaro av en katalysator." Faktum är att det alltid finns en nedbrytningskatalysator - både i form av obetydliga föroreningar i lösningen och i form av kärlets väggar, varför uppvärmning av vattenfri H 2 O 2 till kokning vid atmosfärstryck upprepade gånger har orsakat explosioner.

Under vissa förhållanden sker nedbrytningen av H 2 O 2 mycket ovanligt, till exempel om man värmer en lösning av H 2 O 2 surgjord med svavelsyra i närvaro av kaliumjodat KIO 3, då vid vissa koncentrationer av reagenserna en oscillerande reaktion observeras, och frisättningen av syre upphör periodiskt och återupptas sedan med en period från 40 till 800 sekunder.

Kemiska egenskaper hos H2O2.

Väteperoxid är en syra, men en mycket svag sådan. Dissociationskonstanten för H 2 O 2 H + + HO 2 – vid 25° C är 2,4 10 –12, vilket är 5 storleksordningar mindre än för H 2 S. Mediumsalter H 2 O 2 av alkali- och jordalkalimetaller är brukar kallas peroxider ( centimeter. PEROXIDER). När de är lösta i vatten är de nästan fullständigt hydrolyserade: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2. Hydrolys främjas genom försurning av lösningar. Som syra bildar H 2 O 2 även sura salter, till exempel Ba(HO 2) 2, NaHO 2, etc. Syrasalter är mindre känsliga för hydrolys, men sönderdelas lätt vid uppvärmning och frigör syre: 2NaHO 2 ® 2NaOH + O 2. Den frigjorda alkalin, som i fallet med H 2 O 2, främjar nedbrytning.

Lösningar av H 2 O 2, särskilt koncentrerade sådana, har en starkt oxiderande effekt. Sålunda, när en 65 % lösning av H 2 O 2 appliceras på papper, sågspån och andra brandfarliga ämnen, antänds de. Mindre koncentrerade lösningar avfärgar många organiska föreningar, såsom indigo. Oxidationen av formaldehyd sker på ett ovanligt sätt: H 2 O 2 reduceras inte till vatten (som vanligt), utan till fritt väte: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2HCOOH + H 2 . Om du tar en 30% lösning av H 2 O 2 och en 40% lösning av HCHO, så börjar en våldsam reaktion efter lite uppvärmning, vätskan kokar och skummar. Den oxidativa effekten av utspädda lösningar av H 2 O 2 är mest uttalad i en sur miljö, till exempel H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2, men oxidation är också möjlig i en alkalisk miljö :

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

Oxidation av svart blysulfid till vitt sulfat PbS + 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O kan användas för att återställa mörkt vitt bly i gamla målningar. Under påverkan av ljus sker oxidation av saltsyra:

H2O2 + 2HCl® 2H2O + Cl2. Att tillsätta H 2 O 2 till syror ökar kraftigt deras effekt på metaller. Så, i en blandning av H 2 O 2 och utspädd H 2 SO 4, löses koppar, silver och kvicksilver; jod i sur miljö oxideras till perjodsyra HIO 3, svaveldioxid till svavelsyra osv.

Ovanligt sker oxidationen av kaliumnatriumsalt av vinsyra (Rochellesalt) i närvaro av koboltklorid som katalysator. Under reaktionen ändrar KOOC(CHOH) 2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 rosa CoCl 2 färg till grönt på grund av bildandet av en komplex förening med tartrat, vinsyraanjonen. När reaktionen fortskrider och tartratet oxideras förstörs komplexet och katalysatorn blir rosa igen. Om kopparsulfat används som katalysator istället för koboltklorid, kommer den mellanliggande föreningen, beroende på förhållandet mellan utgångsreagensen, att färgas orange eller grön. Efter att reaktionen är fullbordad återställs den blå färgen på kopparsulfatet.

Väteperoxid reagerar helt annorlunda i närvaro av starka oxidationsmedel, samt ämnen som lätt frigör syre. I sådana fall kan H 2 O 2 också fungera som ett reduktionsmedel med samtidig frisättning av syre (den så kallade reduktiva nedbrytningen av H 2 O 2), till exempel:

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

Ag2O + H2O2® 2Ag + H2O + O2;

O3 + H2O2® H2O + 2O2;

NaOCl + H2O2® NaCl + H2O + O2.

Den sista reaktionen är intressant eftersom den producerar exciterade syremolekyler som avger orange fluorescens ( centimeter. KLOR AKTIV). På liknande sätt frigörs metalliskt guld från lösningar av guldsalter, metalliskt kvicksilver erhålls från kvicksilveroxid, etc. Denna ovanliga egenskap hos H 2 O 2 tillåter till exempel oxidation av kaliumhexacyanoferrat(II) och sedan, genom att ändra betingelserna, reducering av reaktionsprodukten till den ursprungliga föreningen med användning av samma reagens. Den första reaktionen sker i en sur miljö, den andra i en alkalisk miljö:

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

2K3 + H2O2 + 2KOH® 2K4 + 2H2O + O2.

("Den dubbla karaktären" av H 2 O 2 gjorde det möjligt för en kemilärare att jämföra väteperoxid med hjälten i berättelsen av den berömda engelska författaren Stevenson Det konstiga fallet med Dr Jekyll och Mr Hyde, under inflytande av kompositionen han uppfann, kunde han dramatiskt förändra sin karaktär och förvandlas från en respektabel gentleman till en blodtörstig galning.)

Att få H2O2.

H 2 O 2 molekyler erhålls alltid i små mängder vid förbränning och oxidation av olika föreningar. Under förbränning bildas H 2 O 2 antingen genom uttag av väteatomer från utgångsföreningarna av mellanliggande hydroperoxidradikaler, till exempel: HO 2 . + CH4® H2O2 + CH3 . eller som ett resultat av rekombination av aktiva fria radikaler: 2OH . ® Н 2 О 2 , Н . + MEN 2 . ® H2O2. Till exempel, om en syre-väte låga riktas mot en isbit, kommer det smälta vattnet att innehålla märkbara mängder H 2 O 2 som bildas som ett resultat av rekombinationen av fria radikaler (H 2 O 2 molekyler sönderfaller omedelbart i flamma). Ett liknande resultat erhålls när andra gaser brinner. Bildningen av H 2 O 2 kan även ske vid låga temperaturer som ett resultat av olika redoxprocesser.

Inom industrin har väteperoxid länge inte längre framställts med Tenara-metoden - från bariumperoxid, utan mer moderna metoder används. En av dem är elektrolys av svavelsyralösningar. I detta fall, vid anoden, oxideras sulfatjoner till persulfatjoner: 2SO 4 2– – 2e ® S 2 O 8 2– . Persvavelsyran hydrolyseras sedan:

H2S2O8 + 2H2O® H2O2 + 2H2SO4.

Vid katoden frigörs som vanligt väte, så den totala reaktionen beskrivs av ekvationen 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Men den främsta moderna metoden (över 80 % av världsproduktionen) är oxidation av vissa organiska föreningar, till exempel etylantrahydrokinon, med atmosfäriskt syre i ett organiskt lösningsmedel, medan H 2 O 2 och motsvarande antrakinon bildas av antrahydrokinon, som är reducerades sedan igen med väte på en katalysator till antrahydrokinon. Väteperoxid avlägsnas från blandningen med vatten och koncentreras genom destillation. En liknande reaktion inträffar när isopropylalkohol används (den sker med mellanliggande bildning av hydroperoxid): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C(OOH)OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2. Vid behov kan den resulterande acetonen även reduceras till isopropylalkohol.

Applicering av H2O2.

Väteperoxid används flitigt och dess globala produktion uppgår till hundratusentals ton per år. Det används för att producera oorganiska peroxider, som oxidationsmedel för raketbränslen, i organiska synteser, för blekning av oljor, fetter, tyger, papper, för rening av halvledarmaterial, för utvinning av värdefulla metaller från malmer (till exempel uran genom att omvandla dess olösliga form till en löslig), för rening av avloppsvatten. Inom medicin används H 2 O 2-lösningar för sköljning och smörjning vid inflammatoriska sjukdomar i slemhinnorna (stomatit, tonsillit) och för behandling av purulenta sår. Kontaktlinsfodral har ibland en mycket liten mängd platinakatalysator placerad i locket. För att desinficera linser fylls de i ett pennfodral med en 3% lösning av H 2 O 2, men eftersom denna lösning är skadlig för ögonen vänds pennfodralet efter ett tag. I detta fall bryter katalysatorn i locket snabbt ner H 2 O 2 till rent vatten och syre.

Det var en gång på modet att bleka hår med "peroxid" nu finns det säkrare hårfärgande föreningar.

I närvaro av vissa salter bildar väteperoxid ett slags fast "koncentrat", vilket är mer bekvämt att transportera och använda. Således, om H 2 O 2 tillsätts till en mycket kyld mättad lösning av natriumborat (borax), bildas gradvis stora transparenta kristaller av natriumperoxoborat Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Detta ämne används ofta för att bleka tyger och som en komponent i tvättmedel. H 2 O 2 molekyler, liksom vattenmolekyler, kan tränga in i den kristallina strukturen hos salter och bilda något som liknar kristallina hydrater - peroxohydrater, till exempel K 2 CO 3 · 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 · 1,5H 20; den senare föreningen är allmänt känd som "persol". Den så kallade "hydroperiten" CO(NH 2) 2 · H 2 O 2 är ett klatrat - en förening som innehåller H 2 O 2-molekyler i hålrummen i ureakristallgittret.

Inom analytisk kemi kan väteperoxid användas för att bestämma vissa metaller. Till exempel, om väteperoxid tillsätts till en lösning av titan(IV)-salt, titanylsulfat, får lösningen en ljus orange färg på grund av bildandet av pertitansyra:

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O. Den färglösa molybdatjonen MoO 4 2– oxideras av H 2 O 2 till en intensivt orange peroxidanjon. En surgjord lösning av kaliumdikromat i närvaro av H 2 O 2 bildar perkromsyra: 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 , som ganska snabbt sönderdelas: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Om vi lägger till dessa två ekvationer får vi reaktionen av reduktionen av kaliumdikromat med väteperoxid:

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 5H2O2® Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + 9H2O + 4O2.

Perkromsyra kan extraheras från en vattenlösning med eter (den är mycket mer stabil i en eterlösning än i vatten). Det eteriska lagret blir intensivt blått.

Ilya Leenson

Väteperoxid erhölls först 1818 av den franske kemisten Louis Jacques Thénard (1777 – 1857) genom att behandla bariumperoxid med starkt kyld saltsyra:

BaO 2 + 2 HCl  BaCl 2 + H 2 O 2. Bariumperoxid erhölls i sin tur genom att bränna bariummetall. För att separera H 2 O 2 från lösningen avlägsnade Tenar den resulterande bariumkloriden från den: BaCl 2 + Ag 2 SO 4  2AgCl + BaSO 4 . För att inte använda ett dyrt silversalt i framtiden användes svavelsyra för att producera H 2 O 2: BaO 2 + H 2 SO 4  BaSO 4 + H 2 O 2, eftersom i detta fall bariumsulfat finns kvar i fällningen . Ibland användes en annan metod: koldioxid fördes in i en suspension av BaO 2 i vatten: BaO 2 + H 2 O + CO 2  BaCO 3 + H 2 O 2, eftersom bariumkarbonat också är olösligt. Denna metod föreslogs av den franske kemisten Antoine Jerome Balard (1802–1876), som blev känd för upptäckten av det nya kemiska grundämnet brom (1826). Mer exotiska metoder användes också, till exempel verkan av en elektrisk urladdning på en blandning av 97 % syre och 3 % väte vid temperaturen av flytande luft (cirka –190 ° C), så en 87 % lösning av H 2 O 2 erhölls.

Fysikaliska egenskaper. Ren väteperoxid skiljer sig mycket från den välbekanta 3%-lösningen av H 2 O 2, som finns i hemläkarskåpet. Först och främst är det nästan en och en halv gånger tyngre än vatten (densitet vid 20 ° C är 1,45 g/cm 3 ). H 2 O 2 fryser vid en temperatur som är något lägre än vattnets fryspunkt - vid minus 0,41 ° C, men om du snabbt kyler en ren vätska fryser den vanligtvis inte, utan underkyles och förvandlas till en transparent glasartad massa. Lösningar av H 2 O 2 fryser vid mycket lägre temperatur: en 30 % lösning vid minus 30° C och en 60 % lösning vid minus 53° C. H 2 O 2 kokar vid en temperatur högre än vanligt vatten, – vid 150,2 ° C. H 2 O 2 väter glas sämre än vatten, och detta leder till ett intressant fenomen under den långsamma destillationen av vattenlösningar: medan vatten destilleras från lösningen, strömmar det, som vanligt, från kylskåpet till mottagaren i behållaren. form av droppar; när H 2 O 2 börjar destillera kommer vätskan ut ur kylskåpet i form av en kontinuerlig tunn ström. På huden lämnar ren väteperoxid och dess koncentrerade lösningar vita fläckar och orsakar en brännande känsla på grund av en allvarlig kemisk brännskada.

Nedbrytningsreaktion. Ren väteperoxid är ett mycket farligt ämne, eftersom dess explosiva sönderdelning är möjlig under vissa förhållanden: H 2 O 2  H 2 O + 1/2 O 2 med frisättning av 98 kJ per mol H 2 O 2 (34 g) . Detta är en mycket stor energi: den är större än den som frigörs när 1 mol HCl bildas under explosionen av en blandning av väte och klor; det räcker att helt avdunsta 2,5 gånger mer vatten än vad som bildas vid denna reaktion. Koncentrerade vattenlösningar av H 2 O 2 är också farliga i sin närvaro, många organiska föreningar antänds lätt, och sådana blandningar kan explodera vid anslag. För att lagra koncentrerade lösningar, använd kärl gjorda av speciellt rent aluminium eller vaxade glaskärl.

Nedbrytningsreaktionen av H 2 O 2 fortskrider ofta enligt en radikalkedjemekanism ( centimeter. KEDJEREAKTIONER), medan katalysatorns roll är att initiera fria radikaler. I en blandning av vattenlösningar av H 2 O 2 och Fe 2+ (det så kallade Fenton-reagenset) sker således en elektronöverföringsreaktion från Fe 2+-jonen till H 2 O 2-molekylen med bildning av Fe 3+-jon och en mycket instabil radikalanjon . – , som omedelbart bryts ner till OH – anjonen och den fria hydroxylradikalen OH . (centimeter. FRIA RADIKALER). Radikal HE . väldigt aktiv. Om det finns organiska föreningar i systemet är olika reaktioner med hydroxylradikaler möjliga. Således oxideras aromatiska föreningar och hydroxisyror (bensen till exempel blir till fenol), omättade föreningar kan fästa hydroxylgrupper till dubbelbindningen: CH 2 = CH – CH 2 OH + 2 OH .  HOCH 2 –CH(OH)–CH 2 –OH, och kan gå in i en polymerisationsreaktion. I frånvaro av lämpliga reagens, OH . reagerar med H 2 O 2 för att bilda en mindre aktiv radikal HO 2 . , som kan reducera Fe 2+-joner, vilket stänger den katalytiska cykeln:

H 2 O 2 + Fe 2+  Fe 3+ + OH . +OH –

HAN . + H 2 O 2  H 2 O + HO 2 .

HO 2 . + Fe 3+  Fe 2+ + O 2 + H+

H + + OH –  H 2 O.

Under vissa förhållanden är kedjesönderdelning av H 2 O 2 möjlig, vars förenklade mekanism kan representeras av diagrammet

HAN . + H 2 O 2  H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2  H 2 O + O 2 + OH . etc.

H 2 O 2 + 2I – + 2H +  2H 2 O + I 2

I 2 + H 2 O 2  2I – + 2H + + O 2.

En icke-kedjereaktion sker även vid oxidation av Fe 2+-joner i sura lösningar: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4  Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

Kemiska egenskaper hos H 2 HANDLA OM 2 . Väteperoxid är en syra, men en mycket svag sådan. Dissociationskonstanten för H 2 O 2 H + + HO 2 – vid 25° C är 2,4 10 –12, vilket är 5 storleksordningar mindre än för H 2 S. Mediumsalter H 2 O 2 av alkali- och jordalkalimetaller är brukar kallas peroxider ( centimeter. PEROXIDER). När de är upplösta i vatten är de nästan helt hydrolyserade: Na 2 O 2 + 2H 2 O  2NaOH + H 2 O 2. Hydrolys främjas genom försurning av lösningar. Som syra bildar H 2 O 2 även sura salter, till exempel Ba(HO 2) 2, NaHO 2, etc. Syrasalter är mindre känsliga för hydrolys, men sönderdelas lätt vid upphettning och frigör syre: 2NaHO 2  2NaOH + O 2. Den frigjorda alkalin, som i fallet med H 2 O 2, främjar nedbrytning.

Lösningar av H 2 O 2, särskilt koncentrerade sådana, har en starkt oxiderande effekt. Sålunda, när en 65 % lösning av H 2 O 2 appliceras på papper, sågspån och andra brandfarliga ämnen, antänds de. Mindre koncentrerade lösningar avfärgar många organiska föreningar, såsom indigo. Oxidationen av formaldehyd sker på ett ovanligt sätt: H 2 O 2 reduceras inte till vatten (som vanligt), utan till fritt väte: 2HCHO + H 2 O 2  2HCOOH + H 2 . Om du tar en 30% lösning av H 2 O 2 och en 40% lösning av HCHO, så börjar en våldsam reaktion efter lite uppvärmning, vätskan kokar och skummar. Den oxidativa effekten av utspädda lösningar av H 2 O 2 är mest uttalad i en sur miljö, till exempel H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4  2H 2 O + 2CO 2, men oxidation är också möjlig i en alkalisk miljö :

Na + H 2 O 2 + NaOH  Na 2; 2K3 + 3H2O2  2KCrO4 + 2KOH + 8H2O.

Oxidation av svart blysulfid till vitt sulfat PbS + 4H 2 O 2  PbSO 4 + 4H 2 O kan användas för att återställa mörkt blyvitt i gamla målningar. Under påverkan av ljus sker oxidation av saltsyra:

H 2 O 2 + 2 HCl  2H 2 O + Cl 2. Att tillsätta H 2 O 2 till syror ökar kraftigt deras effekt på metaller. Så, i en blandning av H 2 O 2 och utspädd H 2 SO 4, löses koppar, silver och kvicksilver; jod i sur miljö oxideras till perjodsyra HIO 3, svaveldioxid till svavelsyra osv.

Ovanligt sker oxidationen av kaliumnatriumsalt av vinsyra (Rochellesalt) i närvaro av koboltklorid som katalysator. Under reaktionen ändrar KOOC(CHOH) 2 COONa + 5H 2 O 2  KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 rosa CoCl 2 färg till grönt på grund av bildandet av en komplex förening med tartrat, vinsyraanjonen. När reaktionen fortskrider och tartratet oxideras förstörs komplexet och katalysatorn blir rosa igen. Om kopparsulfat används som katalysator istället för koboltklorid, kommer den mellanliggande föreningen, beroende på förhållandet mellan utgångsreagensen, att färgas orange eller grön. Efter att reaktionen är fullbordad återställs den blå färgen på kopparsulfatet.

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.

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

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

Tar emot H 2 HANDLA OM 2 . H 2 O 2 molekyler erhålls alltid i små mängder vid förbränning och oxidation av olika föreningar. Under förbränning bildas H 2 O 2 antingen genom uttag av väteatomer från utgångsföreningarna av mellanliggande hydroperoxidradikaler, till exempel: HO 2 . + CH 4  H 2 O 2 + CH 3 . eller som ett resultat av rekombination av aktiva fria radikaler: 2OH .  H 2 O 2, N . + MEN 2 .  H 2 O 2 . Till exempel, om en syre-väte låga riktas mot en isbit, kommer det smälta vattnet att innehålla märkbara mängder H 2 O 2 som bildas som ett resultat av rekombinationen av fria radikaler (H 2 O 2 molekyler sönderfaller omedelbart i flamma). Ett liknande resultat erhålls när andra gaser brinner. Bildningen av H 2 O 2 kan även ske vid låga temperaturer som ett resultat av olika redoxprocesser.

Inom industrin har väteperoxid länge inte längre framställts med Tenara-metoden - från bariumperoxid, utan mer moderna metoder används. En av dem är elektrolys av svavelsyralösningar. I detta fall, vid anoden, oxideras sulfatjoner till supersulfatjoner: 2SO 4 2– – 2e  S 2 O 8 2– . Persvavelsyran hydrolyseras sedan:

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

Vid katoden frigörs som vanligt väte, så den totala reaktionen beskrivs av ekvationen 2H 2 O  H 2 O 2 + H 2 . Men den främsta moderna metoden (över 80 % av världsproduktionen) är oxidation av vissa organiska föreningar, till exempel etylantrahydrokinon, med atmosfäriskt syre i ett organiskt lösningsmedel, medan H 2 O 2 och motsvarande antrakinon bildas av antrahydrokinon, som är reducerades sedan igen med väte på en katalysator till antrahydrokinon. Väteperoxid avlägsnas från blandningen med vatten och koncentreras genom destillation. En liknande reaktion inträffar när isopropylalkohol används (den sker med mellanliggande bildning av hydroperoxid): (CH 3) 2 CHOH + O 2  (CH 3) 2 C(OOH)OH  (CH 3) 2 CO + H 2 O 2. Vid behov kan den resulterande acetonen även reduceras till isopropylalkohol.

Ansökan H 2 HANDLA OM 2 . Väteperoxid används flitigt och dess globala produktion uppgår till hundratusentals ton per år. Det används för att producera oorganiska peroxider, som oxidationsmedel för raketbränslen, i organiska synteser, för blekning av oljor, fetter, tyger, papper, för rening av halvledarmaterial, för utvinning av värdefulla metaller från malmer (till exempel uran genom att omvandla dess olösliga form till en löslig), för rening av avloppsvatten. Inom medicin används H 2 O 2-lösningar för sköljning och smörjning vid inflammatoriska sjukdomar i slemhinnorna (stomatit, tonsillit) och för behandling av purulenta sår. Kontaktlinsfodral har ibland en mycket liten mängd platinakatalysator placerad i locket. För att desinficera linser fylls de i ett pennfodral med en 3% lösning av H 2 O 2, men eftersom denna lösning är skadlig för ögonen vänds pennfodralet efter ett tag. I detta fall bryter katalysatorn i locket snabbt ner H 2 O 2 till rent vatten och syre.

Det var en gång på modet att bleka hår med "peroxid" nu finns det säkrare hårfärgande föreningar.

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2  H 2 + H 2 O. Den färglösa molybdatjonen MoO 4 2– oxideras av H 2 O 2 till en intensivt orange peroxidanjon. En surgjord lösning av kaliumdikromat i närvaro av H 2 O 2 bildar perkromsyra: 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 , som ganska snabbt sönderdelas: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4  Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Om vi lägger till dessa två ekvationer får vi reaktionen av reduktionen av kaliumdikromat med väteperoxid:

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.

Perkromsyra kan extraheras från en vattenlösning med eter (den är mycket mer stabil i en eterlösning än i vatten). Det eteriska lagret blir intensivt blått.

Ilya Leenson

LITTERATUR

Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Generering av fria radikaler och deras reaktioner. M., Chemistry, 1982 Kemi och teknik för väteperoxid. L., Chemistry, 1984

34,01 g/mol Densitet 1,4 g/cm³ Termiska egenskaper Smält temperatur -0,432 °C Koktemperatur 150,2 °C Entalpi av formation (st. konv.) -136,11 kJ/mol Kemiska egenskaper pK a 11.65 Vattenlöslighet obegränsat Klassificering Reg. CAS-nummer 7722-84-1 LEDER O.O. EG-registreringsnummer 231-765-0

Väteperoxid (Väteperoxid), 2 2 är den enklaste representanten för peroxider. En färglös vätska med en "metallisk" smak, oändligt löslig i vatten, alkohol och eter. Koncentrerade vattenlösningar är explosiva. Väteperoxid är ett bra lösningsmedel. Det frigörs från vatten i form av ett instabilt kristallint hydrat H 2 O 2 2H 2 O.

Väteperoxidmolekylen har följande struktur:

Kemiska egenskaper

Båda syreatomerna befinner sig i det mellanliggande oxidationstillståndet −1, vilket bestämmer peroxidernas förmåga att fungera som både oxidationsmedel och reduktionsmedel. Deras mest karakteristiska oxiderande egenskaper är:

När den interagerar med starka oxidationsmedel, fungerar väteperoxid som ett reduktionsmedel och oxiderar till syre:

Väteperoxidmolekylen är mycket polär, vilket resulterar i vätebindningar mellan molekylerna. O-O-bindningen är bräcklig, så H 2 O 2 är en instabil förening och bryts lätt ned. Närvaron av övergångsmetalljoner kan också bidra till detta. I utspädda lösningar är väteperoxid inte heller stabil och disproportioneras spontant till H2O och O2. Disproportioneringsreaktionen katalyseras av övergångsmetalljoner och vissa proteiner.

Mycket ren väteperoxid är dock stabil.

Väteperoxid uppvisar svaga sura egenskaper (K = 1,4 10 −12), och dissocierar därför i två steg:

När en koncentrerad lösning av H 2 O 2 verkar på vissa hydroxider, kan i vissa fall metallperoxider isoleras, vilket kan betraktas som salter av väteperoxid (Li 2 O 2, MgO 2, etc.):

Väteperoxid kan uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper. Till exempel, när det interagerar med silveroxid, är det ett reduktionsmedel:

I reaktionen med kaliumnitrit fungerar föreningen som ett oxidationsmedel:

Peroxidgruppen [-O-O-] finns i många ämnen. Sådana ämnen kallas peroxider eller peroxidföreningar. Dessa inkluderar metallperoxider (Na 2 O 2, BaO 2, etc.). Syror som innehåller en peroxidgrupp kallas peroxosyror, till exempel peroxomonofosfor H 3 PO 5 och peroxidisvavelsyra H 2 S 2 O 8 syror.

Redoxegenskaper

Väteperoxid har såväl oxiderande som reducerande egenskaper. Det oxiderar nitriter till nitrater, frigör jod från metalljodider och bryter ner omättade föreningar på platsen för dubbelbindningar. Väteperoxid reducerar guld- och silversalter, såväl som syre, när den reagerar med en vattenlösning av kaliumpermanganat i ett surt medium.

När H 2 O 2 reduceras bildas H 2 O eller OH-, till exempel:

Vid exponering för starka oxidationsmedel uppvisar H 2 O 2 reducerande egenskaper och frigör fritt syre:

Biologiska egenskaper

Väteperoxid är en reaktiv form av syre och, när den produceras i överskott i cellen, orsakar den oxidativ stress. Vissa enzymer, såsom glukosoxidas, producerar väteperoxid under en redoxreaktion, som kan spela en skyddande roll som ett bakteriedödande medel. Däggdjursceller har inga enzymer som reducerar syre till väteperoxid. Emellertid producerar flera enzymsystem (xantinoxidas, NAD(P)H-oxidas, cykloxygenas, etc.) superoxid, som omvandlas spontant eller under inverkan av superoxiddismutas till väteperoxid.

Mottagande

Väteperoxid framställs industriellt genom en reaktion som involverar organiska ämnen, i synnerhet den katalytiska oxidationen av isopropylalkohol:

En värdefull biprodukt av denna reaktion är aceton.

I industriell skala framställs väteperoxid genom elektrolys av svavelsyra, under vilken svavelsyra bildas, och den efterföljande sönderdelningen av den senare till peroxid och svavelsyra.

Under laboratorieförhållanden används följande reaktion för att producera väteperoxid:

Koncentrering och rening av väteperoxid utförs genom noggrann destillation.

Ansökan

3% väteperoxidlösning

På grund av sina starka oxiderande egenskaper har väteperoxid funnit bred användning i vardagslivet och i industrin, där det bland annat används som blekmedel i textilproduktion och papperstillverkning. Det används som raketbränsle - som oxidationsmedel eller som enkomponentbränsle (med sönderdelning på en katalysator). Används inom analytisk kemi, som skummedel vid framställning av porösa material och vid framställning av desinfektionsmedel och blekmedel. Inom industrin finner väteperoxid också sin användning som katalysator, hydreringsmedel och som epoxideringsmedel vid epoxidering av olefiner.

Även om utspädda lösningar av väteperoxid används för små ytliga sår, har studier visat att denna metod ger en antiseptisk effekt och rengöring och förlänger läkningstiden. Även om väteperoxid har goda rengörande egenskaper, påskyndar det faktiskt inte sårläkning. Tillräckligt höga koncentrationer som ger en antiseptisk effekt kan också förlänga läkningstiden på grund av skador på celler intill såret. Dessutom kan väteperoxid störa läkningen och främja ärrbildning genom att förstöra nybildade hudceller. Men som ett sätt att rengöra djupa sår med komplex profil, purulenta läckor, phlegmons och andra purulenta sår vars hygien är svåra, förblir väteperoxid det valda läkemedlet. Eftersom det inte bara har en antiseptisk effekt, utan också producerar en stor mängd skum när det interagerar med enzymet peroxidas. Vilket i sin tur gör det möjligt att mjuka upp och separera nekrotiska områden, blodproppar och pus från vävnaderna, som lätt kan tvättas bort genom efterföljande injektion av en antiseptisk lösning i sårhålan. Utan förbehandling med väteperoxid kommer den antiseptiska lösningen inte att kunna ta bort dessa patologiska formationer, vilket kommer att leda till en betydande ökning av sårläkningstiden och kommer att förvärra patientens tillstånd.

Väteperoxid används också för att bleka hår och bleka tänder, men effekten i båda fallen är baserad på oxidation, och därför vävnadsförstöring, och därför rekommenderas inte sådan användning (särskilt i förhållande till tänder) av specialister.

Risk för användning

Hud efter exponering för en 30% väteperoxidlösning.

Trots att väteperoxid är giftfritt, orsakar dess koncentrerade lösningar, om de kommer i kontakt med hud, slemhinnor och luftvägar, brännskador. I höga koncentrationer kan otillräckligt ren väteperoxid vara explosiv. Farligt när det tas oralt i koncentrerade lösningar. Orsakar uttalade destruktiva förändringar, liknande effekterna av alkalier. Den dödliga dosen av en 30% lösning av väteperoxid (perhydrol) är 50-100 ml.

Länkar

Litteratur

Akhmetov N.S. Allmän och oorganisk kemi. - M.: Högre skola, 2001.
Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Allmän och oorganisk kemi. - M.: Kemi, 1994.

Wikimedia Foundation. 2010.

värdar
Engelska sjukan

Se vad "väteperoxid" är i andra ordböcker:

Väteperoxid

Väteperoxid- Väteperoxid Allmänt Systematiskt namn Väteperoxid Kemisk formel ... Wikipedia

Bariumperoxid- Allmänt... Wikipedia

VÄTEPEROXID- (väteperoxid), H2O2, flytande, kokpunkt 150,2°C. 30 % väteperhydrollösning. Koncentrerade vattenlösningar av väteperoxid är explosiva. Väteperoxid används som oxidationsmedel i raketbränslen vid tillverkning av olika... ... Modernt uppslagsverk

Väteperoxid- (väteperoxid), H2O2, flytande, kokpunkt 150,2°C. 30 % väteperhydrollösning. Koncentrerade vattenlösningar av väteperoxid är explosiva. Väteperoxid används som oxidationsmedel i raketbränslen vid tillverkning av olika... ... Illustrerad encyklopedisk ordbok