Что такое пероксид водорода в биологии
Пероксид водорода
Из Википедии — свободной энциклопедии
наименование
(при 20 °C)
Перокси́д водоро́да (пе́рекись водоро́да), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная тяжёлая полярная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2∙2H2O.
Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:
Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7⋅10 −29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.
Перекись водорода
Перекись водорода – незаменимый антисептик
Понятие и особенности
Перекись водорода (пероксид водорода), H2O2 представляет собой бесцветную вязкую жидкость с “металлическим” привкусом, относится к простейшим представителям пероксидов. Перекись водорода хорошо растворяется в воде, этиловом спирте или эфире. При контакте с живой средой (тканями организма) он легко разрушается, распадаясь на воду и кислород. Кислород в свою очередь окисляет окружающую среду, тем самым убивает микробы и бактерии, находящиеся в этой среде.
История появления
Перекись водорода появилась в начале XIX века, ее открыл практически в чистом виде химик Луис Тенар (Франция, 1818 год) в результате химической реакции пероксида бария с серной кислотой. В те времена она называлась «окисленной водой». Промышленное производство пероксида по методу французского химика началось полвека спустя (Берлин, 1873 год), но срок годности его был довольно короткий, поэтому его должны были использовать почти сразу же после получения. Широкое применение пероксид водорода нашел лишь 100 лет спустя, когда советский ученый Волькенштейн открыл его в безопасном виде.
Перекись водорода применялась во время Второй Мировой войны при изготовлении военной техники. Также, в зависимости от концентрации, начала использоваться в промышленных целях (например, в качестве отбеливающего средства), в фармакологии (антисептик).
Применением перекиси водорода в лечебных целях занимался в начале прошлого века американский врач Уильям Дуглас, после чего она стала широко применяться в медицине.
Применение
На сегодняшний день данный химический реактив, благодаря своим окислительным свойствам, нашел свое применение практически во всех областях промышленности:
— в целлюлозно-бумажной (для отбелки механических и химических масс, для изготовления бумаги);
— в текстильной (в качестве отбеливателя различных тканей, мехов);
— в химической (в качестве окислителя);
— в горнодобывающей (для добычи золота, урана);
— в нефтедобывающей и нефтеперерабатывающей;
— в сельском хозяйстве (для обработки сельскохозяйственных культур);
— в рыбном хозяйстве (для лечения рыб);
— в пищевой (для дезинфекции и стерилизации);
— в косметологии (как очищающее и отбеливающее средство, для приготовления краски для волос);
— в стоматологии (для отбеливания зубов);
— в быту (для поддержания чистоты);
— в ракетно-космической промышленности (для изготовления ракетного топлива);
— в медицине и фармакологии.
Применение перекиси водорода в медицине
Несмотря на вышеупомянутый перечень отраслей, перекись водорода нашла свое самое большое применение в медицине, особенно в хирургии, как антисептическое, дезинфицирующее, дезодорирующее средство.
Перекись может быть использована как наружно, так и внутренне, но самый безопасный и эффективный способ применения– это наружное. Для внутреннего применения в качестве профилактики от многих болезней используют только слабоконцентрированный 3% раствор перекиси и не более одного раза в день.
В медицине перекись используют при лечении:
— аллергии;
— хронического бронхита;
— герпеса;
— гипертонии;
— гриппа;
— инсульта;
— опухолей (также и злокачественных);
— болезни Паркинсона;
— артроза;
— рассеянного склероза;
— болезней кожи;
— чесотки;
— кариеса;
— невралгии и многое др.
Перекись водорода является незаменимым антисептиком при чистке крови, а также для лечения инфекционных заболеваний.
Опасно! Несмотря на то, что перекись водорода нетоксичена и неопасна, при попадании концентрированного раствора на кожу, слизистую оболочку глаз или дыхательные пути может вызвать ожог. Первая помощь – промыть обильно холодной водой и обратиться к врачу. Следует помнить, что самолечение перекисью водорода может быть опасно для здоровья.
Купить перекись водорода
Магазин химических реактивов в Москве розница “Prime Chemicals Group” – это огромный выбор лабораторного оборудования и химических реактивов по доступным ценам. Купить перекись водорода 37% под заказ или перекись водорода цена (50%) всего за 52 руб.
Водорода пероксид
Водорода пероксид
| Пероксид водорода | |
 | |
 | |
| Общие | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Пероксид водорода |
| Химическая формула | H2O2 |
| Отн. молек. масса | 34,01 а. е. м. |
| Молярная масса | 34,01 г/моль |
| Физические свойства | |
| Плотность вещества | 1.4 г/см³ |
| Состояние (ст. усл.) | жидкость |
| Термические свойства | |
| Температура плавления | −0,432 °C |
| Температура кипения | 150,2 °C |
| Энтальпия (ст. усл.) | -136.11 кДж/моль |
| Химические свойства | |
| pKa | 11.65 |
| Растворимость в воде | неограниченная г/100 мл |
| Классификация | |
| номер CAS | [7722-84-1] |
Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O.
Молекула пероксида водорода имеет следующее строение: 
Содержание
Физические свойства
Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н2О2, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3). Замерзает Н2О2 при температуре, 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 Н2О2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н2О2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н2О2 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 Н2О2, 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.
Чистый Н2О2, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н2О2 (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 Н2О2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.
Химические свойства
Разлагается на кислород и воду при нагревании, под действием ультрафиолетового излучения, а также в присутствии ионов переходных металлов и серебра:
Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.
Пероксид водорода проявляет очень слабые кислотные свойства (К = 1,4·10 –12 ). При действии концентрированного раствора Н2O2 на гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов (Li2O2, MgO2 и др.):
Окислительно-восстановительные свойства
Пероксид водорода обладает сильными 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 кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.
При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:
Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:
Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.
Биологические свойства
Перекись 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, НАД(Ф)H-оксидаза, циклоксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в перекись водорода.
Получение
Пероксид водорода получаются в промышленности по реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта:
Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон.
В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию
Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.
Применение
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). Используется в аналитической химии, в медицине, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит свое применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов. В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство. При контакте с поврежденной кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови и создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов. Однако такое действие непродолжительно и обладает слабым эффектом. Тем не менее, пероксид водорода (аптечное название — перекись водорода, 3 %) применяется при первичной обработке ран (в том числе открытых). Перекись водорода очень эффективна для лечения небольших царапин, особенно у детей — она не «щиплет», не имеет запаха, бесцветна. Однако она может вызывать небольшое жжение в районе открытой раны. Стоимость пузырька такого раствора (на 2009 год) — около 6 руб. В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции, соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»). Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.
Формы выпуска
Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 3, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98%. 30% водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем.
Опасность применения
Несмотря на то, что пероксид водорода не токсичен, его концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен.
ВОДОРОДА ПЕРОКСИД
ВОДОРОДА ПЕРОКСИД – (старое название – перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н2О2, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н2О2 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:
BaO2 + 2HCl ® BaCl2 + H2O2. Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н2О2 Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl2 + Ag2SO4 ® 2AgCl + BaSO4. Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н2О2 использовали серную кислоту: BaO2 + H2SO4 ® BaSO4 + H2O2, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО2 в воде: BaO2 + H2O + CO2 ® BaCO3 + H2O2, 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 Н2О2.
Концентрировали Н2О2 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 Н2О2, поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н2О и Н2О2. 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 Н2О2. Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.
Физические свойства.
Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н2О2, 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 Н2О2 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 Н2О2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н2О2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н2О2 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 Н2О2, 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 Н2О2, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н2О2 (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 Н2О2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.
Реакция разложения.
Взрывы Н2О2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н2О2 в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным:
| Катализатор | Энергия активации, кДж/моль | Относительная скорость реакции при 25° С |
| Без катализатора | 73 | 1 |
| Ионы I – | 56 | 1,1·10 3 |
| Платина | 48 | 2,3·10 4 |
| Ионы Fe 2+ | 42 | 2,5·10 5 |
| Каталаза | 7 | 3·10 11 |
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 Н2О2 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 Н2О2, 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 Н2О2, который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н2О2 в воду и кислород.
H2O2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH –
ОН . + Н2О2 ® H2O + HO2 .
HO2 . + Fe 3+ ® Fe 2+ + O2 + H +
При определенных условиях возможно цепное разложение Н2О2, упрощенный механизм которого можно представить схемой
ОН . + Н2О2 ® H2O + HO2 . 2 . + H2O2 ® H2O + O2 + OH . и т.д.
Быстрое разложение Н2О2 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 Н2О2, например:
Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe 2+ в кислых растворах: 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + 2H2O.
Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н2О2, 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 Н2О2.
Все эти особенности разложения Н2О2 позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н2О2 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 Н2О2 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 Н2О2 (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 Н2О2 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 Н2О2 до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.
В некоторых условиях разложение Н2О2 происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н2О2 в присутствии иодата калия KIO3, 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 Н2О2.
Растворы Н2О2, особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н2О2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н2О2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н2О2 ® 2НСООН + Н2. Если взять 30%-ный раствор Н2О2 и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н2О2 больше всего проявляется в кислой среде, например, H2O2 + H2C2O4 ® 2H2O + 2CO2, но возможно окисление и в щелочной среде:
Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4H2O2 ® PbSO4 + 4H2O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты:
H2O2 + 2HCl ® 2H2O + Cl2. Добавление Н2О2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси H2O2 и разбавленной H2SO4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO3, 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)2COONa + 5H2O2 ® KHCO3 + NaHCO3 + 6H2O + 2CO2 розовый CoCl2 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 Н2О2 может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н2О2), например:
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 Н2О2 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:
(«Двойственный характер» Н2О2 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 Н2О2.
На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2H2O ® H2O2 + H2. Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н2О2 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): (СН3)2СНОН + О2 ® (СН3)2С(ООН)ОН ® (СН3)2СО + Н2О2. При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.
Применение Н2О2.
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 Н2О2 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 Н2О2, но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н2О2 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 Н2О2 в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na2[(BO2)2(OH)4]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н2О2, как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов – пероксогидраты, например, К2СО3·3Н2О2, Na2CO3·1,5H2O; последнее соединение широко известное под названием «персоль». Так называемый «гидроперит» CO(NH2)2·H2O2 представляет собой клатрат – соединение включения молекул Н2О2 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:
TiOSO4 + H2SO4 + H2O2 ® H2[TiO2(SO4)2] + H2O. Бесцветный молибдат-ион MoO4 2– окисляется Н2О2 в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н2О2 образует надхромовую кислоту: K2Cr2O7 + H2SO4 + 5H2O2 ® H2Cr2O12 + K2SO4 + 5H2O, которая довольно быстро разлагается: H2Cr2O12 + 3H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 4H2O + 4O2. Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия:
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.