Пергидроль формула химическая. H2O2 - что это за вещество? Химические свойства Н2О2

Наверное, трудно найти человека, который бы ни разу в жизни не сталкивался с перекисью водорода, ведь небольшие бутылочки из темного стекла есть практически в каждой аптечке. Может показаться, что перекись водорода совершенно безвредна и абсолютно необходима в каждом доме. Но если по поводу ее необходимости вопросы не возникают, то по поводу абсолютной безвредности они все таки есть — это вещество, невзирая на свою кажущуюся простоту, до сих пор вызывает и живой интерес, и даже споры…

Кстати, интересно, откуда взялась перекись водорода, ведь в природе вещества с химической формулой H 2 O 2 не существует… История перекиси началась почти двести лет назад, в уже далеком 1818 году, когда француз Луис Тенаро, проводя химические опыты с разными веществами, решил соединить пероксид бария и серную кислоту.

Именно в результате этой химической реакции и было получено вещество, очень похожее на обычную воду, но отличавшееся от воды тем, что было в полтора раза тяжелее, испарялось заметно медленнее и в любых пропорциях могло растворяться в обычной воде. Новое вещество получило название «окисленная вода».

Луис Тенеро и другие химики заинтересовались нестабильным и легко распадающимся веществом и продолжили эксперименты. Промышленное производство вещества с химической формулой H 2 O 2 началось в 1873 году в Берлине, однако срок годности полученной в итоге жидкости оставался очень маленьким и не превышал двух недель.

Интересно, что во время Второй мировой войны немецкие ученые смогли создать истребитель, развивающий скорость почти до тысячи километров в час и работающий на веществе, которое получалось в результате химической реакции перекиси водорода и метанола. Кроме того, перекись (пероксид) водорода с концентрацией 80 % использовалась и в баллистических ракетах…

Так что судьба у самой обычной и давно всем знакомой перекиси водорода оказалась непростой и довольно занимательной. Итак, перекись водорода: польза и вред этого, на первый взгляд, очень простого вещества .

Польза перекиси водорода

Перекись водорода, химическая формула которой H 2 O 2 , при контакте с водой распадается до составляющих, то есть на воду и кислород, поэтому перекись водорода вполне справедливо считается экологически чистым веществом, которое не может принести никакого вреда окружающей среде.

Что касается безусловной пользы перекиси водорода, то это, прежде всего, ее использование в медицинских целях. Как известно, согласно официальным рекомендациям, в медицинских целях используется перекись водорода трехпроцентная, причем назначение этого средства исключительно наружное — обработка незначительных повреждений кожи (ссадин, царапин, ран небольшого размера), остановка незначительных кровотечений, а также использование для полосканий при заболевании стоматитом.

Чем же объясняется эффект обеззараживания, который оказывает перекись водорода на различные повреждения кожных покровов? Обеззараживающий (антисептический) эффект объясняется тем, что при контакте перекиси водорода с кожей происходит высвобождение кислорода (появляется пенка), и, как следствие, рана получает возможность очиститься механическим способом — образовавшаяся кислородная пена очищает рану просто механически, вымывая микробы, грязь и даже некротические образования, которые могли уже появиться в ране.

Состав перекиси водорода 3% (Hydrogen peroxide)

Однако перекись водорода не может считаться единственным и полностью надежным способом очистки ран, поскольку антибактериальное действие этого средства довольно кратковременно. Кроме того, некоторые микроорганизмы на перекись водорода никак не реагируют, потому что имеют устойчивость к этому средству, что объясняется наличием ферментов, которые просто разрушает перекись.

Также некоторые люди, в том числе и некоторые медицинские работники, считают, что может быть полезным употребление перекиси водорода 3 % внутрь. В качестве объяснения выдвигается аргумент, что любые клетки организма человека постоянно нуждаются в кислороде, а именно кислород и высвобождается во время распада перекиси.

Противники же этого метода применения перекиси водорода говорят о том, что при распаде перекиси водорода в организм попадает не только молекулярный кислород, но и свободные радикалы, которые способны разрушающе действовать на любые белковые образования в организме и даже разрушительно действовать на клеточную структуру.

Исследователи сообщают, что именно свободные радикалы, которые находятся в организме, способны стать причиной развития очень серьезных заболеваний, в том числе атеросклероза, диабета и даже онкологических заболеваний.

Также исследователи предупреждают, что свободные радикалы отрицательно воздействуют на деление клеток, замедляя этот процесс, последствием чего становится более раннее старение кожных покровов, а любые раневые поверхности, травмы и повреждения заживают в течение более длительного времени.

Обработка ран с помощью перекиси водорода

Традиционно трехпроцентным раствором перекиси водорода обрабатывают небольшие и неглубокие раневые поверхности. Однако результаты некоторых исследований утверждают, что такой метод обработки ран, хотя и очищает рану, а также обеззараживает ее, но все же замедляет заживление. То есть действительно хорошие очищающие способности перекиси (пероксида) водорода совершенно не оказывают положительного воздействия на заживление любых раневых поверхностей, в том числе даже обычных ссадин.

В исследованиях выявлено, что те концентрации перекиси водорода, которые могут обеспечить антисептическое (обеззараживающее) воздействие, способны повреждать клетки, которые прилегают к ране, и именно поэтому для заживления требуется более длительное время. Кроме того, появились убедительные доказательства, что перекись водорода способна привести к разрушению вновь образовавшихся клеток кожного покрова, поэтому заживление раны осложняется и замедляется, а на коже образуются рубцы.

Но медицина не может отказаться от использования перекиси водорода для процесса качественной обработки ран, особенно если дело касается ран сложных, глубоких или любых гнойных — именно в таких случаях перекись (пероксид) водорода остается препаратом первого выбора, то есть именно перекиси водорода следует отдавать предпочтение перед другими антисептическими средствами.

Это объясняется не только способностью антисептического, то есть обеззараживающего, воздействия, но и тем, что в результате применения перекиси водорода благодаря взаимодействию с пероксидазой (фермент) появляется значительное количество пены. А именно образовавшаяся пена размягчает и позволяет практически безболезненно отделять от живых тканей гной, сгустки крови, отмершие (некротизированные) участки тканей.

Размягченные и отделенные от живых тканей опасные для раны элементы легко вымываются из раны при помощи применяемого в конкретном случае антисептического раствора. А вот из тщательно не обработанной перекисью водорода раны отмершие частицы и патологические образования удалять крайне сложно, что ухудшает состояние раны и состояние пострадавшего, а также увеличивает время, которое потребуется для заживления.

Исследователи и клинические врачи предупреждают, что обрабатывать кожные покровы и раневые поверхности перекисью водорода следует очень аккуратно и очень важно при этом не переусердствовать, поскольку перекись водорода не только уничтожает бактерии, но и способна уничтожать живые клетки организма, тем самым разрушая защитный слой, образовавшийся на коже. Как результат, слишком частое или слишком активное применение перекиси водорода, даже с самыми благими намерениями, делает кожу более чувствительной, кроме того, кожа становится уязвимой для воздействия вредоносных микроорганизмов: микробов, вирусов и бактерий.

Внимание! При помощи перекиси водорода необходимо обрабатывать сложные (особенно гнойные) раны, которые нуждаются в тщательной очистке. Простые и неглубокие раны обработки перекисью водорода не требуют — для их обработки можно использовать другие антисептические (обеззараживающие) средства.

Полоскания перекисью водорода

Кроме прочих видов использования полезных свойств перекиси водорода, это вещество используется и для полоскания горла в случае заболеваний ангиной любой этиологии или фарингитом, чтобы уменьшить боль и ускорить процесс выздоровления.

Необходимо отметить, что при любых воспалительных процессах, которые происходят в горле, очень важно, чтобы слизистая оболочка горла получала достаточное увлажнение и не пересыхала, а также чтобы с поверхности слизистой своевременно удалялись разные болезнетворные микроорганизмы, в том числе микробы и вирусы, что существенно ускорит выздоровление.

Дезинфицирующие и очищающие свойства перекиси водорода широко применяются в различных сферах медицины, в том числе и в ЛОР-практике при лечении болезней горла.

Врачи-отоларингологи могут рекомендовать перекись водорода для местного использования как антисептическое средство при лечении таких заболеваний, как ангина разной этиологии (особенно часто для лечения гнойной ангины); фарингит, простудные заболевания, при которых повреждается горло, а также при лечении стоматитов различной этиологии.

Все перечисленные заболевания объединяет одна особенность — на слизистой оболочке поверхности горла или на слизистой оболочке поверхности ротовой полости могут образовываться ранки, в которых собирается гнойное содержимое, а также небольшое количество крови и некоторые вещества, имеющие белковую природу. В

о время полоскания горла и полости рта раствором пероксида (перекиси) кислорода, то есть при контакте этого химического вещества с поврежденными поверхностями, начинается реакция высвобождения активного кислорода и образуется пена; в результате этого имеющиеся на слизистых оболочках горла и ротовой полости раны механическим путем избавляются от гнойного содержимого, от крови и кровяных сгустков, а также от любых содержащихся в ране веществ белковой природы, которые мешают заживлению раны и выздоровлению.

Очень эффективна перекись водорода, если возникает необходимость убрать налет с поверхности миндалин в горле.

Безусловно, применение перекиси водорода при лечении заболеваний горла и ротовой полости сводится только к механическому воздействию на гнойные образования и на скопления гноя, которые попросту вымываются с поверхности слизистой и удаляются.

Однако именно механическое удаление вредоносных гнойных образований очень важно, чтобы организм мог более эффективно бороться с любой инфекцией, поскольку процедуры с перекисью водорода уменьшают количество инфекционных агентов и способны существенно снизить интоксикацию организма и ее последствия.

Однако при полоскании горла с использованием перекиси водорода следует соблюдать некоторые правила.

Для того чтобы перекисью водорода можно было полоскать горло, перекись водорода 3 % необходимо развести в воде. Это обязательно, поскольку неразведенной перекисью можно повредить горло еще сильнее, что потребует длительного и сложного лечения.

Для приготовления безопасного для горла, но эффективного при борьбе с вредоносными микроорганизмами раствора следует взять 100 мл кипяченой и охлажденной воды и растворить в ней столовую ложку (но не больше!) обычной трехпроцентной перекиси водорода. Использовать для полосканий горла более крепкий раствор запрещается, потому что это опасно!

Как вариант можно использовать таблетки гидроперита. Чтобы получить подходящий для полоскания горла раствор, одну таблетку этого вещества необходимо растворить в кипяченой и охлажденной воде, которой потребуется 200 мл.

Правило № 1. Полоскать горло раствором перекиси водорода можно не чаще, чем один раз в три часа. Всего в течение дня следует проводить от четырех до пяти полосканий.
Правило № 2 (это очень важно!). После полоскания горла и полости рта раствором перекиси водорода необходимо немедленно промыть (прополоскать) горло и полость рта другим раствором, чтобы вымыть пену, в которой уже растворились инфекционные агенты и чтобы полностью очистить горло.
Также дополнительное полоскание нейтрализует действие перекиси водорода на слизистые оболочки полости рта и горла, и они не повреждаются.
Чтобы провести дополнительные полоскания горла после процедур с использованием раствора перекиси водорода, можно промыть горло при помощи раствора соды, травяного отвара (использовать для его приготовления ромашку, шалфей и другие травы); слабого раствора (едва розового) перманганата калия (марганцовки); морской воды (воды с растворенной морской солью) или даже при помощи обычной прокипяченной и охлажденной воды.

Полоскания с перекисью водорода следует проводить до тех пор, пока миндалины не очистятся от налета, то есть пока не прекратится образование гнойного содержимого.

Кроме полосканий раствором перекиси водорода, при тонзиллитах и других инфекционных заболеваниях горла иногда врач назначает смазывание миндалин раствором перекиси водорода, однако для смазывания миндалин используется более концентрированный раствор препарата.

Концентрированный раствор препарата перекиси водорода для смазывания отдельных участков горла (в частности миндалин) приготовить тоже несложно. Для этого в 100 мл теплой кипяченой воды следует растворить три столовых ложки трехпроцентной перекиси водорода. Полученным раствором следует смазывать воспаленные миндалины, используя специальные ватные палочки. Кроме того, этот же раствор можно наносить на больные миндалины с помощью их промакивания ватными тампонами, которые были предварительно смочены в приготовленном растворе.

Внимание! Перекись водорода — это очень сильный окислитель, и даже использование растворов требуют повышенной осторожности. Если при помощи раствора перекиси водорода проводится полоскание горла, то следует помнить, что глотать этот раствор ни в коем случае нельзя. Для маленьких детей полоскание горла при помощи перекиси водорода совершенно недопустимо!

Использования для лечения горла растворов перекиси водорода совершенно недопустимо, если известно об индивидуальной непереносимости этого препарата или возможна аллергическая реакция на препарат.

Что касается нежелательных реакций, таких как жжение или любое повреждение слизистой оболочки горла из-за применения полосканий при помощи перекиси водорода, то такие нежелательные реакции совершенно исключены, если растворы приготовлены правильно (то есть использовалось не больше перекиси, чем это необходимо), а также если процедура выполняется не чаще, чем назначил лечащий врач.

Использование перекиси в промышленности и в быту

Безусловно, такой уникальный окислитель, как перекись водорода, используется в самых разных промышленных отраслях и в самых разных сферах повседневной жизни.

Главная сфера применения перекиси водорода — это отбеливание различных материалов, а вовсе не медицина, где используется крайне незначительная часть этого препарата.

Почему же промышленность предпочитает использовать для отбеливающих процедур именно перекись водорода? Дело в том, что этот окислитель обладает очень мягким действием и не оказывает никакого вредного влияние непосредственно на материал, который отбеливается, то есть не повреждает его структуру.

Еще одна важная особенность перекиси водорода при использовании ее в промышленных процессах — это то, что применение для отбеливания перекиси водорода не наносит никакого вреда для окружающей среды, то есть использование этого вещества не способно ухудшать экологическую ситуацию. Ведь отбеливание, по сути, производится при помощи кислорода, поэтому ни загрязнения атмосферы, ни загрязнения водных ресурсов просто невозможны. Именно поэтому многие производства, в том числе и целлюлозные комбинаты, отказались от отбеливания своей продукции при помощи хлора, который использовался с этой целью раньше.

Также неоднократно отмечалось, что даже в домашних условиях отбеливание при помощи хлора крайне нежелательно, поскольку оно небезопасно для здоровья, разрушает ткани, да и эффект получается далеким от идеала. Однако в последнее время появилось немало средств для стирки на кислородной основе, в которых работает все та же перекись водорода. Такая стирка гораздо эффективнее, безопаснее, ткани сохраняются дольше, а неприятный запах, как при отбеливании хлором, отсутствует вообще.

Любая женщина знает еще один способ применения перекиси водорода — осветление волос. И хотя промышленность предлагает немалое количество самых разных красок для волос, однако перекись водорода (гидроперит) остается очень востребованным средством, особенно учитывая не только его эффективность, но и невысокую стоимость.

Очень важная сфера применения перекиси водорода — это промышленность, где растворы перекиси водорода в очень большой концентрации (более 80 %) используются как источник энергии и даже как окислитель для реактивного топлива.

Химическая промышленность использует перекись водорода при производстве полимерных материалов, в том числе и некоторых пористых веществ.

Нашла применение перекись водорода и в винодельческой промышленности, где она с успехом используется для быстрого искусственного старения вин.

Важной сферой применения перекиси водорода остается текстильное производство и целлюлозно-бумажная промышленность, где при помощи перекиси отбеливаются ткани и бумага.

Что касается использования перекиси водорода в быту, то это вещество известно как очень эффективное чистящее средство. При помощи перекиси водорода можно очищать сантехнические раковины, поверхности труб и даже мебельные поверхности.

Многие хозяйки используют перекись водорода как прекрасно зарекомендовавшее себя средство для мытья пола — для этого в четырех литрах горячей воды следует растворить около трети или четверти стакана (100-150 г) перекиси.

Внимание! При использовании перекиси водорода в быту не следует забывать, что это вещество тяжелее воды примерно в полтора раза.

Если в жилище появились грибок и плесень, то бороться с ними тоже можно при помощи все той же перекиси. Чтобы получить положительный результат, необходимо в бытовой распылитель налить две части воды и одну часть перекиси (по объему) и распылить смесь на зараженную грибком поверхность. Через десять минут поверхность необходимо тщательно очистить.

На кухне перекись водорода тоже не остается без работы. Это вещество отлично зарекомендовало себя при мытье посуды. Для этого в раковину с водой следует добавить около 100 г перекиси и дальше мыть посуду, как обычно.

Очень полезно обрабатывать перекисью водорода разделочные доски, особенно для рыбы и мяса — такая обработка уничтожит на досках все опасные микроорганизмы, вирусы и бактерии, включая сальмонеллу, которая очень опасна для здоровья.

Рекомендовано использование перекиси водорода для мытья сантехники, особенно туалета. Для того чтобы туалет стал действительно чистым, следует смешать в равной пропорции перекись водорода и чистую воду и распылить полученную смесь на поверхность унитаза, после чего все смыть водой. Любые микробы не выдерживают контакта с пероксидом водорода, то есть с обычной перекисью.

Перекись водорода может пригодиться для поддержания необходимой чистоты и для обеззараживания зубной щетки, на поверхности которой могут собираться самые разные болезнетворные микробы. Чтобы избавиться от ненужных микроорганизмов, зубную щетку полезно время от времени подержать в трехпроцентном растворе перекиси водорода (в течение не более двух минут), а затем тщательно прополоскать проточной водой.

Пригодится перекись водорода и на кухне, чтобы сохранить подольше некоторые продукты. Для этого перекись водорода следует смешать с водой в равной пропорции и побрызгать из распылителя фрукты и овощи, которые затем следует тщательно помыть в проточной воде. Обработанные таким образом продукты будут храниться более длительное время.

Для поддержания чистоты кухонной губки ее также следует опускать в такой же (1:1) раствор перекиси водорода. Затем губку следует тщательно прополоскать и высушить, и уже только потом продолжать использовать.

Внимание! Применять перекись водорода для отбеливания зубов специалисты категорически не рекомендуют, поскольку отбеливающий эффект основан на окислительных процессах, которые неминуемо приводят к разрушению тканей, в том числе и тканей зуба.

Перекись водорода широко используется в пищевой промышленности, поскольку позволяет эффективно и безопасно дезинфицировать оборудование (его технологические поверхности). При производстве фруктовых и овощных соков и молочной продукции, которые упаковываются в картонные пакеты «Тетра Пак», перекись водорода используется как дезинфектор.

Интересно! В аквариумистике трехпроцентный раствор перекиси (пероксида) водорода используется для очистки аквариумов от нежелательных микроорганизмов и даже для реанимации задохнувшихся от нехватки кислорода аквариумных рыбок.

Перекись водорода на даче

Что касается применения перекиси водорода на дачных участках, то, конечно же, это средство необходимо для обработки полученных травм, которые на даче весьма вероятны.

Но применение этого средства в дачных условиях не ограничивается только медицинскими целями.

Опытные огородники и садоводы-любители утверждают, что полив растений слабым раствором перекиси водорода улучшает рост и состояние любого растения.

Для приготовления раствора для полива следует в литре чистой воды растворить 25 г трехпроцентного раствора перекиси водорода. Полученное средство можно использовать не только для полива растений, но и для того, чтобы опрыскивать деревья и кусты — таким образом, удается избежать многих заболеваний садовых и огородных растений.

Также опытные садоводы советуют замачивать в растворе перекиси водорода семена перед посадкой — для быстрейшего проращивания. Чтобы приготовить нужный для замачивания семян раствор, следует 25 г трехпроцентной перекиси смешать с 500 мл воды. Замачивать семена следует недолго — не более трех часов.

Внимание! При приготовлении растворов для садовых работ следует помнить, что перекись водорода в полтора раза тяжелее воды, поэтому 25 г перекиси — это не 25 мл, как в случае с водой, а всего лишь около 16 мл.

Некоторые садоводы утверждают, что перекись водорода помогает и больным садовым деревьям. Для того чтобы деревья почувствовали себя лучше, необходимо приготовить так называемую перекисную воду, для чего одну часть перекиси водорода следует смешать с 32 частями воды, а затем этой смесью необходимо опрыскать нездоровые деревья.

Еще один способ применить перекись водорода на дачном участке — приготовление кормов для животных. Ни для кого не секрет, что на приусадебных участках остается то ботва различных растений, то солома, то еще какие-то отходы. Выбросить все это жалко, а компостные ямы обустраивают далеко не все. Но превратить эти разнообразные остатки в питательный корм для домашних животных не так уж и сложно. Для этого нужно, например, солому или ботву замочить в растворе перекиси водорода. Несколько часов в таком растворе делает корм гораздо привлекательнее для домашних животных, поскольку он становится более питательным и переваривается значительно легче.

Вред перекиси водорода

Когда люди с восторгом используют полезные свойства перекиси, то часто забывают, что это вещество может быть не только полезным, но и опасным, поскольку представляет собой очень сильный окислитель. Не мешает обратить внимание, в какой пропорции следует разводить даже трехпроцентный раствор перекиси, а это значит, что не такое уж и безопасное это вещество.

Конечно, если перекись водорода использовать только для обработки раневых поверхностей, то особых проблем не предвидится. Главное тут не переусердствовать и не обрабатывать рану слишком активно или слишком часто.

Однако немало людей считают, что организму просто необходим прием перекиси водорода внутрь и что именно это незатейливое средство может стать настоящей панацеей от всех болезней, поскольку кровь, таким образом, может получить дополнительный кислород. Так ли это на самом деле? Не следует забывать, что перекись водорода — это мощнейший окислитель и что даже для наружного применения его используют в очень сильном разведении. Более того, даже наружно перекись водорода применяется только для того, чтобы остановить кровь и очистить рану, — окислительные свойства перекиси не позволяют этому средству ускорять заживление любых ран, а вот замедлить процесс заживления это средство, если его применять бездумно, вполне может.

Что же касается приема перекиси водорода внутрь, то не следует забывать, что прием этого вещества может стать причиной весьма негативных явлений, среди которых отмечаются и рвота или просто тошнота, и кожная сыпь и другие аллергические реакции, и нарушения сна, и другие неврологические симптомы.

Очень опасны концентрированные растворы перекиси водорода (пероксида водорода) — они при попадании на кожу или на слизистые становятся причиной ожогов, причем иногда довольно серьезных (в аптечных учреждениях чаще всего продается перекись водорода 3 %). Кроме прочего, не помешает иметь ввиду, что перекись водорода в чистом виде (так называемый чистый пероксид водорода) — это взрывоопасное вещество, способное одномоментно выделять большие количества свободного кислорода.

Врачи предостерегают от попыток принимать внутрь концентрированные растворы перекиси водорода, поскольку их действие напоминает действие щелочей и способно привести к серьезным деструктивным (разрушающим) изменениям в организме, включая летальный исход. Летальной дозой считается количество от 50 до 100 мл тридцатипроцентного раствора перекиси водорода (пергидроля, пероксида водорода), попавшего внутрь организма (пищевод, желудочно-кишечный тракт).

Что лечит перекись водорода?

Отличный доклад профессора медицины Неумывакин И.П. о том, что лечит перекись водорода. Смотрим:

Выводы

Открытая в далеком 1818 году французским химиком Луисом Тенаро перекись водорода сегодня стала чем-то обыденным и привычным. Ссадина? Бегом за перекисью? Порез, укус или еще какая-то рана?

На помощь сначала призывается перекись и только потом ищутся другие варианты спасения. И на даче, и в кабинетном аквариуме, и при уборке дома перекись водорода незаменима. Но не надо забывать, что это привычное с детства вещество не такое уж и безобидное и неопасное, как и любой продукт химии, как и любой лекарственный препарат. Перекись — это так просто…

Но при этом не следует забывать, что перекись — это очень сложно и даже порой смертельно опасно. И именно в этом случае очень уместно выражение известнейшего средневекового врача Парацельса, который утверждал, что лекарство и яд отличаются только дозой. Что тут добавить? Разве то, что, кроме дозы, в случае с перекисью не менее важен и способ применения.

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД –(старое название – перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н 2 О 2 , содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н 2 О 2 содержатся пероксидные группы –О–О– (см . ПЕРОКСИДЫ ), которые во многом определяют свойства этого соединения.

Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 – 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария:

BaO 2 + 2HCl  BaCl 2 + H 2 O 2 . Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н 2 О 2 Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl 2 + Ag 2 SO 4  2AgCl + BaSO 4 . Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н 2 О 2 использовали серную кислоту: BaO 2 + H 2 SO 4  BaSO 4 + H 2 O 2 , поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО 2 в воде: BaO 2 + H 2 O + CO 2  BaCO 3 + H 2 O 2 , поскольку карбонат бария также нерастворим. Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (1802–1876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826). Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около –190° С), так был получен 87%-ный раствор Н 2 О 2 .

Концентрировали Н 2 О 2 путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 70–75° С; так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя – происходит разложение Н 2 О 2 , поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н 2 О и Н 2 О 2 . Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7° С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования – вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н 2 О 2 . Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

Многие исследователи 19 в., получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н 2 О 2 от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н 2 О 2 , который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н 2 О 2 (всего 1–2 мл) взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы.

Физические свойства. Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н 2 О 2 , который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см 3). Замерзает Н 2 О 2 при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н 2 О 2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н 2 О 2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н 2 О 2 хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н 2 О 2 , жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый Н 2 О 2 , как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н 2 О 2 (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н 2 О 2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

Реакция разложения. Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение: Н 2 О 2  Н 2 О + 1/2 О 2 с выделением 98 кДж на моль Н 2 О 2 (34 г). Это очень большая энергия: она больше, чем та, которая выделяется при образовании 1 моля HCl при взрыве смеси водорода и хлора; ее достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в этой реакции. Опасны и концентрированные водные растворы Н 2 О 2 , в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н 2 О 2 , который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей возможно взрывное вскипание. Разложение Н 2 О 2 и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже пылинки.

Взрывы Н 2 О 2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н 2 О 2 в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным:

Фермент каталаза содержится в крови; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Реакцию разложения концентрированного раствора Н 2 О 2 под действием каталазы использует не только человек; именно эта реакция помогает жуку-бомбардиру бороться с врагами, выпуская в них горячую струю (см . ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА ). Другой фермент – пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н 2 О 2 , но в его присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

Ферменты, влияющие на реакции пероксида водорода, играют большую роль в жизнедеятельности клетки. Энергию организму поставляют реакции окисления с участием поступающего из легких кислорода. В этих реакциях промежуточно образуется Н 2 О 2 , который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н 2 О 2 в воду и кислород.

Реакция разложения Н 2 О 2 часто протекает по радикально-цепному механизму (см . ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н 2 О 2 и Fe 2+ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe 2+ на молекулу H 2 O 2 с образованием иона Fe 3+ и очень неустойчивого анион-радикала . – , который сразу же распадается на анион ОН – и свободный гидроксильный радикал ОН . (см . СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ ). Радикал ОН . очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН 2 =СН–СН 2 ОН + 2ОН .  НОСН 2 –СН(ОН)–СН 2 –ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН . реагирует с Н 2 О 2 с образованием менее активного радикала НО 2 . , который способен восстанавливать ионы Fe 2+ , что замыкает каталитический цикл:

H 2 O 2 + Fe 2+  Fe 3+ + OH . + OH –

ОН . + Н 2 О 2  H 2 O + HO 2 .

HO 2 . + Fe 3+  Fe 2+ + O 2 + H +

H + + OH –  H 2 O.

При определенных условиях возможно цепное разложение Н 2 О 2 , упрощенный механизм которого можно представить схемой

ОН . + Н 2 О 2  H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2  H 2 O + O 2 + OH . и т.д.

Реакции разложения Н 2 О 2 идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы 2+ , они вызывают быстрое разложение Н 2 О 2 . Аналогичное действие оказывают ионы Mn 2+ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10 –5 моль/л) ингибитор – вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 10 3 звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н 2 О 2 в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н 2 О 2 фактически увеличивается в тысячу раз.

Иногда заметное разложение Н 2 О 2 вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:10 9 , т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO 2 , Co 2 O 3 , PbO 2 и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO 2 бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н 2 О 2 , из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н 2 О 2 не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

Быстрое разложение Н 2 О 2 можно использовать для эффектного лекционного опыта, если до внесения катализатора добавить к раствору поверхностно-активное вещество (мыло, шампунь). Выделяющийся кислород создает обильную белую пену, которую назвали «зубной пастой для слона».

H 2 O 2 + 2I – + 2H +  2H 2 O + I 2

I 2 + H 2 O 2  2I – + 2H + + O 2 .

Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe 2+ в кислых растворах: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4  Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н 2 О 2 , даже разбавленным, при их длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н 2 О 2 .

Все эти особенности разложения Н 2 О 2 позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н 2 О 2 необходимо проводить перегонку при пониженном давлении, поскольку вещество разлагается при нагревании выше 70° С и даже, хотя очень медленно, при комнатной температуре (как сказано в Химической энциклопедии, со скоростью 0,5% в год). В таком случае, как же получена фигурирующая в той же энциклопедии температура кипения при атмосферном давлении, равная 150,2° С? Обычно в таких случаях используют физико-химическую закономерность: логарифм давления пара жидкости линейно зависит от обратной температуры (по шкале Кельвина), поэтому если точно измерить давление пара Н 2 О 2 при нескольких (невысоких) температурах, то легко можно рассчитать, при какой температуре это давление достигнет 760 мм рт.ст. А это и есть температура кипения при обычных условиях.

Теоретически радикалы ОН . могут образоваться и в отсутствие инициаторов, в результате разрыва более слабой связи О–О, но для этого нужна довольно высокая температура. Несмотря на относительно небольшую энергию разрыва этой связи в молекуле Н 2 О 2 (она равна 214 кДж/моль, что в 2,3 раза меньше, чем для связи Н–ОН в молекуле воды), связь О–О все же достаточно прочная, чтобы пероксид водорода был абсолютно устойчив при комнатной температуре. И даже при температуре кипения (150° С) он должен разлагаться очень медленно. Расчет показывает, что при этой температуре разложение на 0,5% должно происходить тоже достаточно медленно, даже если длина цепи равна 1000 звеньев. Несоответствие расчетов и опытных данных объясняется каталитическим разложением, вызванным и мельчайшими примесями в жидкости и стенками реакционного сосуда. Поэтому измеренная многими авторами энергия активации разложения Н 2 О 2 всегда значительно меньше, чем 214 кДж/моль даже «в отсутствие катализатора». На самом деле катализатор разложения всегда есть – и в виде ничтожных примесей в растворе, и в виде стенок сосуда, именно поэтому нагревание безводного Н 2 О 2 до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.

В некоторых условиях разложение Н 2 О 2 происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н 2 О 2 в присутствии иодата калия KIO 3 , то при определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с периодом от 40 до 800 секунд.

Химические свойства Н 2 О 2 . Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации H 2 O 2 H + + HO 2 – при 25° С равна 2,4·10 –12 , что на 5 порядков меньше, чем для H 2 S. Средние соли Н 2 О 2 щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами (см . ПЕРОКСИДЫ ). При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na 2 O 2 + 2H 2 O  2NaOH + H 2 O 2 . Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н 2 О 2 образует и кислые соли, например, Ва(НО 2) 2 , NaHO 2 и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода: 2NaHO 2  2NaOH + O 2 . Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н 2 О 2 , способствует разложению.

Растворы Н 2 О 2 , особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н 2 О 2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н 2 О 2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н 2 О 2  2НСООН + Н 2 . Если взять 30%-ный раствор Н 2 О 2 и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н 2 О 2 больше всего проявляется в кислой среде, например, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4  2H 2 O + 2CO 2 , но возможно окисление и в щелочной среде:

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

Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4H 2 O 2  PbSO 4 + 4H 2 O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

H 2 O 2 + 2HCl  2H 2 O + Cl 2 . Добавление Н 2 О 2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси H 2 O 2 и разбавленной H 2 SO 4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO 3 , сернистый газ – до серной кислоты и т.д.

Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии хлорида кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции KOOC(CHOH) 2 COONa + 5H 2 O 2  KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 розовый CoCl 2 изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом – анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается и катализатор снова розовеет. Если вместо хлорида кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н 2 О 2 может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н 2 О 2), например:

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4  K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O;

Ag 2 O + H 2 O 2  2Ag + H 2 O + O 2 ;

О 3 + Н 2 О 2  H 2 O + 2O 2 ;

NaOCl + H 2 O 2  NaCl + H 2 O + O 2 .

Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию (см . ХЛОР АКТИВНЫЙ ). Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н 2 О 2 позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

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 .

(«Двойственный характер» Н 2 О 2 позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона Странная история доктора Джекила и мистера Хайда , под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.)

Получение Н 2 О 2 . Молекулы Н 2 О 2 всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н 2 О 2 образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например: HO 2 . + CH 4  H 2 O 2 + CH 3 . , либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов: 2ОН .  Н 2 О 2 , Н . + НО 2 .  Н 2 О 2 . Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н 2 О 2 , образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н 2 О 2 немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н 2 О 2 может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария, а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO 4 2– – 2e  S 2 O 8 2– . Надсерная кислота затем гидролизуется:

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

На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2H 2 O  H 2 O 2 + H 2 . Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н 2 О 2 и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида): (СН 3) 2 СНОН + О 2  (СН 3) 2 С(ООН)ОН  (СН 3) 2 СО + Н 2 О 2 . При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.

Применение Н 2 О 2 . Пероксид водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется сотнями тысяч тонн в год. Его используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н 2 О 2 применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н 2 О 2 , но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н 2 О 2 на чистую воду и кислород.

Когда-то модно было обесцвечивать волосы «перекисью», сейчас для окраски волос существуют более безопасные составы.

В присутствии некоторых солей пероксид водорода образует как бы твердый «концентрат», который удобнее перевозить и использовать. Так, если к сильно охлажденному насыщенному раствору борнокислого натрия (буры) добавить Н 2 О 2 в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н 2 О 2 , как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов – пероксогидраты, например, К 2 СО 3 ·3Н 2 О 2 , Na 2 CO 3 ·1,5H 2 O; последнее соединение широко известное под названием «персоль». Так называемый «гидроперит» CO(NH 2) 2 ·H 2 O 2 представляет собой клатрат – соединение включения молекул Н 2 О 2 в пустоты кристаллической решетки мочевины.

В аналитической химии с помощью пероксида водорода можно определять некоторые металлы. Например, если к раствору соли титана(IV) – сульфата титанила добавить пероксид водорода, раствор приобретает ярко-оранжевый цвет вследствие образования надтитановой кислоты:

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2  H 2 + H 2 O. Бесцветный молибдат-ион MoO 4 2– окисляется Н 2 О 2 в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н 2 О 2 образует надхромовую кислоту: 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, которая довольно быстро разлагается: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4  Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2 . Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия:

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 .

Надхромовую кислоту можно извлечь из водного раствора эфиром (в растворе эфира она значительно более устойчива, чем в воде). Эфирный слой при этом окрашивается в интенсивный синий цвет.

Илья Леенсон

ЛИТЕРАТУРА

Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генерирование свободных радикалов и их реакции . М., Химия, 1982 Химия и технология перекиси водорода . Л., Химия, 1984

Перекись водорода была впервые получена химиком Луисом Тенеро в 1818 году и уже очень скоро стала применяться в промышленности. Сейчас ее повсеместно используют в хозяйстве и быту.

1 Что такое перекись водорода: химическая формула и свойства

Перекись водорода это простейший представитель пероксидов. Он представляет собой прозрачную жидкость со своеобразным металлическим вкусом и слабым запахом, способную неограниченно растворяться в спирте, воде и эфире.

Химическая формула

Химическая формула перекиси водорода – Н 2 O 2 . Это означает, что она содержит 2 молекулы водорода и 2 молекулы кислорода.

Химические свойства

Нагревание;
Солнечный свет;
Взаимодействие с окислителями или восстановителями, щелочью.

При взаимодействии с определенными металлами, такими например, как Mn или Fe, происходит активная химическая реакция

Распад вещества быстрее происходит в щелочной среде, кислотная же среда наоборот замедляют процесс. Именно поэтому в раствор часто добавляют фосфорную кислоту. В термических условиях H2O2 быстро разлагается, поэтому не рекомендуется хранить его на свету.

Пероксид водорода хорошо смешивается с C 2 H 5 OH (спиртом) и H 2 O (водой) в любых пропорциях.

Перекись водорода и вода имеют схожий состав, однако температура замерзания гораздо ниже при их взаимодействии, чем если использовать их по отдельности. Смеси, содержащие от 45% пероксида водорода могут значительно переохлаждаться, так есть растворы, температура замерзания которых ниже -55℃.

H 2 O 2 - сильный окислитель, отдающий при реакции один атом кислорода. Воздействие крепкого раствора H2O2 на легковоспламеняющиеся вещества, такие как древесина, хлопок, бумага. происходит реакция горения.

Реакция распада перокисда водорода

Кислотная среда более подходящаая среда для распада. Щелочная же более подходит для восстановления

Пример реакции восстановления мы можем наблюдать при взаимодействии H2O2 с серебром

Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие с озоном (О 3 + Н 2 О 2 = 2 Н 2 О + 2 О 2) и с перманганатом калия в кислой среде:

Последняя реакция применяется для количественного определения пероксида водорода.

Перекись водорода - слабый окислитель, который взаимодействуя с гидроксидами определенных металлов образуют соли H 2 O 2 . Например, если рассматривать реакцию с гидроксидом бария:

2 Основные лечебные свойства

Перекись водорода – важное звено в химических процессах живого организма.

Участвует в процессе метаболизма;
Выступает в роли антиоксиданта: имеет разрушительное действие на токсины, а также уничтожает любой патологический микроорганизм;
Обладает восстанавливающим свойством на состав крови и ее кислородное насыщение;
Нормализует кислотно-щелочной баланс;
Участвует в регуляции гормонального уровня в щитовидной железе, репродуктивной системе и надпочечниках;
Не имеет токсического влияния на организм, так как не скапливается при длительном применении;
Оказывает расширяющее воздействие на сосуды;
Улучшает функцию желудочно-кишечного тракта;
Способствует ускорению регенерации в тканях.

3 Способы применения

Уже многие годы перекись водорода используется в различных областях применения благодаря своей эффективности и доступности. Его применение основывается в первую очередь на его окисляющих свойствах.

В традиционной медицине

Соединение назначается при многих заболеваниях. Самыми частыми показаниями к его рекомендации являются:

Смазывание небольших повреждений кожного покрова: антисептик применяют на раны, царапины и ссадины. К нему чувствительны все инфекционные микробы: вирусы, бактерии, грибки и простейшие.
Обработка операционного поля перед введением основного антисептика: используют на глубокой гнойной ране, флегмоне. Во время контакта с пероксидазой возникает пена в большом количестве, размягчающая патологические образования. После него вводят лечебный антисептический препарат, с которым легко вымываются некротизированные ткани, гной и кровяные сгустки.
Очищение слухового прохода от серы: закапывают несколько капель лекарства и ждут около 3 минут. Затем вводят облепиховое масло и засекают 1 минуту. Сера размягчается, и ее нетрудно удалить ватными палочками.
Полоскание полости рта и горла: при различных воспалениях специалисты рекомендуют готовить раствор из 100 мл дистиллированной воды и 15 мл 3% перекиси водорода. Он устраняет неприятный запах, растворяет пищевые остатки и предупреждает образование налета на зубах и языке.
Использование при кожных болезнях: в качестве комплексной терапии врач может назначить лекарство для лечения псориаза, экземы, грибка ногтей и бородавок.

В косметологии

Препарат используется на коже, склонной к излишней жирности и появлению акне, черных точек, благодаря способности уничтожать возбудителей инфекции. Для этого 5 капель 3% раствора добавляют к 50 мл тоника. Косметологи советуют его наносить не более 2 раз в неделю.

Людям с веснушками и пигментными пятнами вещество также подойдет за счет его отбеливающего свойства. Чтобы провести процедуру, применяют специальные маски. Взять ст. л. 20% творога, сырой желток и 5 капель перекиси. Все ингредиенты перемешиваются до однородной структуры, а затем кисточкой наносятся на кожный покров. Слегка массируют, оставляя маску на 15 мин. По истечении времени масса смывается, а на лицо накладывают увлажняющий крем.

Применение в быту

Благодаря полезным свойствам Н 2 О 2 можно не только устранить желтые пятна, разводы с белой материи и удалить налет на кафельной плитке, но и избавиться от грибка и плесени.

Чтобы почистить плитку в ванной комнате, взять 40 мл пероксида, ч. л. жидкого мыла и полстакана пищевой соды. Компоненты хорошо перемешать и нанести на влажную губку, которой оттереть проблемные участки. Если загрязнений много, нужно оставить массу на 10 минут, чтобы они растворились.

Для очистки материала берут 3% раствор, который вливают на пятна. Оставляют на 20-30 минут, а затем смывают с поверхности.

Перекись водорода в народной медицине

Перед тем как приготавливать рецепты на основе этого вещества, рекомендуется проконсультироваться с доктором.

Во время насморка или гайморита берут ст. л. кипяченой воды, в которой разводят 15 капель перекиси. Получившимся лекарством промывают каждый носовой ход пипеткой.
В период обострения остеохондроза прикладывают компрессы Н 2 О 2 . Марлевую салфетку обильно смачивают в веществе и накладывают на проблемную зону позвоночника, оставляя поверх полиэтилен. Не желательно держать компресс свыше 15 минут во избежание образования ожогов.
При тонзиллите или выраженной зубной боли ч. л. Н 2 О 2 смешивают с четвертью стакана теплой питьевой воды. Полоскают рот до 5-6 раз в сутки.
Для остановки кровотечения из носа требуется смочить ватный шарик в перекиси и вставить его в ноздрю на 10 минут.
Чтобы прекратить кровотечение из раны кусок ткани смачивается в Н 2 О 2 и прикладывается на повреждение.
Для очищения пяток изготавливают ванночки с перекисью водорода. Разогревают 4 л воды, после чего в нее добавляют 3 ст. л. соли и 3 ст. л. препарата. Тщательно размешивают, а затем опускают ноги в таз. Держат около 6 минут, потом очищают пятки пемзой. В завершении смазать ноги кремом.

4 Польза или вред?

Если человек хорошо переносит пероксид и правильно им пользуется, он не должен вызвать каких-либо неблагоприятных последствий.

Попадание на человека крепкого раствора перекиси водорода оставляет на коже белые химические ожоги.

Нельзя употреблять вещество внутрь, это опасно появлением отравления. При полоскании рта иногда теряется чувствительность языка и могут гипертрофироваться его сосочки.

Также не стоит использовать при наличии у человека индивидуальной непереносимости. Это может повлечь за собой развитие аллергической реакции.

5 Форма выпуска и возможные противопоказания препарата

Изготавливается в виде 3% раствора для наружного местного нанесения.

Его крайне нежелательно использовать при следующих состояниях:

Кровотечения из вен или артерий;
Индивидуальная непереносимость;
Период беременности для обработки ротовой полости;
Детский возраст младше 12 лет.

6 Метод Неумывакина: что это?

Это лечение с успехом применяется в нетрадиционной медицине. Профессор Неумывакин считал перекись панецеей от всех заболеваний. Принцип действия он объяснял укрепляющим эффектом лекарства: при взаимодействии с кровью и ферментом каталазой оно распадается до воды и кислорода, который разжижает кровь, нормализует обменные процессы и улучшает деятельность органов и систем.

Если ожидаемый эффект не достигался, профессор считал, что организм чрезмерно зашлакован. Поэтому он рекомендовал проводить полную очистку.

Метод не признан официальной медициной, так как его противники утверждают, что перекись не только неэффективна, но и может причинить опасность при использовании не по назначению.

В нашей следующей статье мы поговорим об .

Пероксид водорода (формула Н 2 О 2) является простейшим представителем пероксидов. Чаще всего это вещество называют перекисью водорода.

Свойства

Оно представляет собой бесцветную жидкость, имеющую металлический вкус, которая в любых соотношениях растворяется водой, спиртом и эфиром. Водные растворы пероксида являются взрывоопасными: например, если опустить в него йодид натрия, то будет происходить вот такая реакция (фото слева).

Также это хороший растворитель, образующий при выделении его из воды неустойчивый кристаллогидрат. Пероксид водорода может служить как окислителем, так и восстановителем, так как все атомы кислорода в нем имеют промежуточную степень окисления, равную -1. Примером демонстрации его окислительных свойств может служить реакция с сульфитом натрия. Продуктами этой реакции станут сернокислый натрий (сульфат) и вода. Если с этим пероксидом взаимодействуют сильные окислители, то в такой реакции он восстанавливается до кислорода. К примеру, опустим в чистый пероксид водорода нитрат серебра, тогда продуктами данной реакции будут серебро, газообразный кислород (который тут же улетучивается) и азотная кислота. Обсуждаемое сейчас соединение является неустойчивым и поэтому может легко разлагаться. Самопроизвольно диспропорционирует на воду и кислород при смешении с разбавленными растворами. Однако в чистом виде пероксид водорода является очень устойчивым веществом. Если концентрированный раствор этого соединения будет действовать на некоторые гидроксиды, то реакция заканчивается образованием пероксидов металлов, рассматривающихся в качестве его солей. Пероксид водорода является реактивной формой кислорода, и его повышенное образование в клетке приводит к оксидативному стрессу. В живом организме он может получаться благодаря окислительно-восстановительным реакциям некоторых ферментов, где выступает в защитной роли как бактерицидный агент. Млекопитающие не имеют ферментов, восстанавливающих перекись водорода из кислорода. Однако некоторые ферментные системы могут продуцировать супероксид, впоследствии превращающийся в нужное вещество.

Получение пероксида водорода

В промышленности перекись водорода образуют при реакциях, в которых участвуют органические вещества, например, каталитически окисляют изопропиловый спирт. Помимо искомой перекиси, при этом процессе получают еще и ценный побочный продукт - ацетон. Также пероксид водорода образуется и при электролизе серной кислоты. В лаборатории его получают взаимодействием оксида бария и серной кислоты. Продуктами данной реакции являются сульфат бария и искомая перекись. Ее концентрируют и очищают при осторожной перегонке.

Применение

В текстильном производстве и изготовлении бумаги используют пероксид водорода в качестве отбеливателя. Еще он нужен в качестве ракетного топлива и для привода турбонасосных агрегатов. Пероксид водорода необходим и аналитической химии как катализатор, эпоксидирующий и гидрирующий агент, а также в роли пенообразователя, с помощью которого производят пористые материалы, дезинфицирующие и отбеливающие средства. Этой перекисью очищают раны, обесцвечивают волосы и отбеливают зубы. Пищевая промышленность тоже многим обязана растворам пероксида водорода, так как ими дезинфицируют технологические поверхности оборудования, которые напрямую соприкасаются с продукцией, а также упаковки. Еще данная перекись способна выводить пятна оксида четырехвалентного марганца, и это свойство обширно используют в быту.

Заключение

Вот до чего бывает полезен пероксид водорода. Как видите, он нужен не только в медицине, но и во многих других отраслях промышленности.

(старое название перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н 2 О 2 , содержащее рекордное количество кислорода 94% по массе. В молекулах Н 2 О 2 содержатся пероксидные группы ОО (см . ПЕРОКСИДЫ ), которые во многом определяют свойства этого соединения. Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария: BaO 2 + 2HCl ® BaCl 2 + H 2 O 2 . Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н 2 О 2 Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl 2 + Ag 2 SO 4 ® 2AgCl + BaSO 4 . Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н 2 О 2 использовали серную кислоту: BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 , поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО 2 в воде: BaO 2 + H 2 O + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O 2 , поскольку карбонат бария также нерастворим. Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (18021876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826). Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около 190° С), так был получен 87%-ный раствор Н 2 О 2 . Концентрировали Н 2 О 2 путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 7075° С; так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя происходит разложение Н 2 О 2 , поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н 2 О и Н 2 О 2 . Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7° С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н 2 О 2 . Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

Многие исследователи 19 в., получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н

2 О 2 от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н 2 О 2 , который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н 2 О 2 (всего 12 мл) взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы. Физические свойства. Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н 2 О 2 , который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см 3 ). Замерзает Н 2 О 2 при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н 2 О 2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор при минус 30° С, а 60%-ный при минус 53° С. Кипит Н 2 О 2 при температуре более высокой, чем обычная вода, при 150,2° С. Смачивает стекло Н 2 О 2 хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н 2 О 2 , жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый Н

2 О 2 , как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н 2 О 2 (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н 2 О 2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп. Реакция разложения. Чистый пероксид водорода вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение: Н 2 О 2 ® Н 2 О + 1/2 О 2 с выделением 98 кДж на моль Н 2 О 2 (34 г). Это очень большая энергия: она больше, чем та, которая выделяется при образовании 1 моля HCl при взрыве смеси водорода и хлора; ее достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в этой реакции. Опасны и концентрированные водные растворы Н 2 О 2 , в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н

2 О 2 , который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей возможно взрывное вскипание. Разложение Н 2 О 2 и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже пылинки. 2 О 2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н 2 О 2 в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным: Фермент каталаза содержится в крови; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Реакцию разложения концентрированного раствора Н 2 О 2 под действием каталазы использует не только человек; именно эта реакция помогает жуку-бомбардиру бороться с врагами, выпуская в них горячую струю (см . ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА ). Другой фермент пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н 2 О 2 , но в его присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

2 О 2 , который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н 2 О 2 в воду и кислород.

Реакция разложения Н

2 О 2 часто протекает по радикально-цепному механизму (см . ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н 2 О 2 и Fe 2+ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe 2+ на молекулу H 2 O 2 с образованием иона Fe 3+ и очень неустойчивого анион-радикала . , который сразу же распадается на анион ОН и свободный гидроксильный радикал ОН . ( см . СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ ). Радикал ОН . очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН 2 =СНСН 2 ОН + 2ОН . ® НОСН 2 СН(ОН)СН 2 ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН . реагирует с Н 2 О 2 с образованием менее активного радикала НО 2 . , который способен восстанавливать ионы Fe 2+ , что замыкает каталитический цикл: H 2 O 2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH ОН . + Н 2 О 2 ® H 2 O + HO 2 .

HO 2 . + Fe 3+

® Fe 2+ + O 2 + H + ® H 2 O. При определенных условиях возможно цепное разложение Н 2 О 2 , упрощенный механизм которого можно представить схемой . + Н 2 О 2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2 ® H 2 O + O 2 + OH . и т.д.

Реакции разложения Н

2 О 2 идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы 2+ , они вызывают быстрое разложение Н 2 О 2 . Аналогичное действие оказывают ионы Mn 2+ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10 5 моль/л) ингибитор вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 10 3 звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н 2 О 2 в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н 2 О 2 фактически увеличивается в тысячу раз.

Иногда заметное разложение Н

2 О 2 вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:10 9 , т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов MnO 2 , Co 2 O 3 , PbO 2 и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO 2 бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н 2 О 2 , из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н 2 О 2 не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

Быстрое разложение Н

2 О 2 можно использовать для эффектного лекционного опыта, если до внесения катализатора добавить к раствору поверхностно-активное вещество (мыло, шампунь). Выделяющийся кислород создает обильную белую пену, которую назвали «зубной пастой для слона».

Некоторые катализаторы инициируют нецепное разложение Н

2 О 2 , например: H 2 O 2 + 2I + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I + 2H + + O 2 . Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe 2+ в кислых растворах: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н 2 О 2 , даже разбавленным, при их длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н 2 О 2 . Все эти особенности разложения Н 2 О 2 позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н 2 О 2 необходимо проводить перегонку при пониженном давлении, поскольку вещество разлагается при нагревании выше 70° С и даже, хотя очень медленно, при комнатной температуре (как сказано в Химической энциклопедии, со скоростью 0,5% в год). В таком случае, как же получена фигурирующая в той же энциклопедии температура кипения при атмосферном давлении, равная 150,2° С? Обычно в таких случаях используют физико-химическую закономерность: логарифм давления пара жидкости линейно зависит от обратной температуры (по шкале Кельвина), поэтому если точно измерить давление пара Н 2 О 2 при нескольких (невысоких) температурах, то легко можно рассчитать, при какой температуре это давление достигнет 760 мм рт.ст. А это и есть температура кипения при обычных условиях.

Теоретически радикалы ОН

. могут образоваться и в отсутствие инициаторов, в результате разрыва более слабой связи ОО, но для этого нужна довольно высокая температура. Несмотря на относительно небольшую энергию разрыва этой связи в молекуле Н 2 О 2 (она равна 214 кДж/моль, что в 2,3 раза меньше, чем для связи НОН в молекуле воды), связь ОО все же достаточно прочная, чтобы пероксид водорода был абсолютно устойчив при комнатной температуре. И даже при температуре кипения (150° С) он должен разлагаться очень медленно. Расчет показывает, что при этой температуре разложение на 0,5% должно происходить тоже достаточно медленно, даже если длина цепи равна 1000 звеньев. Несоответствие расчетов и опытных данных объясняется каталитическим разложением, вызванным и мельчайшими примесями в жидкости и стенками реакционного сосуда. Поэтому измеренная многими авторами энергия активации разложения Н 2 О 2 всегда значительно меньше, чем 214 кДж/моль даже «в отсутствие катализатора». На самом деле катализатор разложения всегда есть и в виде ничтожных примесей в растворе, и в виде стенок сосуда, именно поэтому нагревание безводного Н 2 О 2 до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.

В некоторых условиях разложение Н

2 О 2 происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н 2 О 2 в присутствии иодата калия KIO 3 , то при определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с периодом от 40 до 800 секунд. Химические свойства Н 2 О 2 . Пероксид водорода кислота, но очень слабая. Константа диссоциации H 2 O 2 H + + HO 2 при 25° С равна 2,4·10 12 , что на 5 порядков меньше, чем для H 2 S. Средние соли Н 2 О 2 щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами (см . ПЕРОКСИДЫ ). При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 . Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н 2 О 2 образует и кислые соли, например, Ва(НО 2) 2 , NaHO 2 и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода: 2NaHO 2 ® 2NaOH + O 2 . Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н 2 О 2 , способствует разложению.

Растворы Н

2 О 2 , особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н 2 О 2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н 2 О 2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н 2 О 2 ® 2НСООН + Н 2 . Если взять 30%-ный раствор Н 2 О 2 и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н 2 О 2 больше всего проявляется в кислой среде, например, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , но возможно окисление и в щелочной среде: Na + H 2 O 2 + NaOH ® Na 2 ; 2K 3 + 3H 2 O 2 ® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты: H 2 O 2 + 2HCl ® 2H 2 O + Cl 2 . Добавление Н 2 О 2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси H 2 O 2 и разбавленной H 2 SO 4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO 3 , сернистый газ до серной кислоты и т.д.

Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии хлорида кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции KOOC(CHOH)

2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 розовый CoCl 2 изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается и катализатор снова розовеет. Если вместо хлорида кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н

2 О 2 может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н 2 О 2 ), например: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 ® K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O;

Ag 2 O + H 2 O 2

® 2Ag + H 2 O + O 2 ; О 3 + Н 2 О 2 ® H 2 O + 2O 2 ; ® NaCl + H 2 O + O 2 . Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию (см . ХЛОР АКТИВНЫЙ ). Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н 2 О 2 позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая в щелочной: 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 . («Двойственный характер» Н 2 О 2 позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона Странная история доктора Джекила и мистера Хайда , под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.) Получение Н 2 О 2 . Молекулы Н 2 О 2 всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н 2 О 2 образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов: 2ОН . ® Н 2 О 2 , Н . + НО 2 . ® Н 2 О 2 . Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н 2 О 2 , образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н 2 О 2 немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н 2 О 2 может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара из пероксида бария, а используют более современные методы. Один из них электролиз растворов серной кислоты. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO

4 2 2e ® S 2 O 8 2 . Надсерная кислота затем гидролизуется: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O ® H 2 O 2 + 2H 2 SO 4 . На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н 2 О 2 и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида): (СН 3) 2 СНОН + О 2 ® (СН 3) 2 С(ООН)ОН ® (СН 3) 2 СО + Н 2 О 2 . При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта. Применение Н 2 О 2 . Пероксид водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется сотнями тысяч тонн в год. Его используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н 2 О 2 применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н 2 О 2 , но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н 2 О 2 на чистую воду и кислород.

2 О 2 в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н 2 О 2 , как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов пероксогидраты, например, К 2 СО 3 ·3Н 2 О 2 , Na 2 CO 3 ·1,5H 2 O; последнее соединение широко известное под названием «персоль».

Так называемый «гидроперит» CO(NH

2) 2 ·H 2 O 2 представляет собой клатрат соединение включения молекул Н 2 О 2 в пустоты кристаллической решетки мочевины.

В аналитической химии с помощью пероксида водорода можно определять некоторые металлы. Например, если к раствору соли титана(IV) сульфата титанила добавить пероксид водорода, раствор приобретает ярко-оранжевый цвет вследствие образования надтитановой кислоты:

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O. Бесцветный молибдат-ион MoO 4 2 окисляется Н 2 О 2 в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н 2 О 2 образует надхромовую кислоту: 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, которая довольно быстро разлагается: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2 . Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия: 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 . Надхромовую кислоту можно извлечь из водного раствора эфиром (в растворе эфира она значительно более устойчива, чем в воде). Эфирный слой при этом окрашивается в интенсивный синий цвет.

Илья Леенсон

ЛИТЕРАТУРА Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генерирование свободных радикалов и их реакции . М., Химия, 1982
Химия и технология перекиси водорода . Л., Химия, 1984

КАТЕГОРИИ