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.

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.

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.

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.

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.

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:

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].

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]

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.

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].

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.

Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос^[14].

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.

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].

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

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1—6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %^{[источник не указан 1910 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.

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) .

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

• NIST Chemistry WebBook