Перекись водорода н2о2

Способы получения и собирания кислорода в лаборатории

Лабораторные способы получения кислорода весьма разнообразны. Существует много веществ, из которых можно получить кислород. Рассмотрим наиболее распространенные способы.

1) Разложение оксида ртути (II)

Одним из способов получения кислорода в лаборатории, является его получение по описанной выше реакции разложения оксида ртути (II). Ввиду высокой токсичности соединений ртути и паров самой ртути, данный способ используется крайне редко.

2) Разложение перманганата калия

Перманганат калия (в быту мы называем его марганцовкой) – кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. При нагревании перманганата калия выделяется кислород. В пробирку насыплем немного порошка перманганата калия и закрепим ее горизонтально в лапке штатива. Недалеко от отверстия пробирки поместим кусочек ваты. Закроем пробирку пробкой, в которую вставлена газоотводная трубка, конец которой опустим в сосуд- приемник. Газоотводная трубка должна доходить до дна сосуда-приемника. Ватка, находящаяся около отверстия пробирки нужна, чтобы предотвратить попадание частиц перманганата калия в сосуд-приемник (при разложении выделяющийся кислород увлекает за собой частички перманганата). Когда прибор собран, начинаем нагревание пробирки. Начинается выделение кислорода.

Уравнение реакции разложения перманганата калия:

Как обнаружить присутствие кислорода? Воспользуемся способом Пристли. Подожжем деревянную лучину, дадим ей немного погореть, затем погасим, так, чтобы она едва тлела. Опустим тлеющую лучину в сосуд с кислородом. Лучина ярко вспыхивает! Газоотводная трубка была не случайно опущена до дна сосуда-приемника. Кислород тяжелее воздуха, следовательно, он будет собираться в нижней части приемника, вытесняя из него воздух. Кислород можно собрать и методом вытеснения воды. Для этого газоотводную трубку необходимо опустить в пробирку, заполненную водой, и опущенную в кристаллизатор с водой вниз отверстием. При поступлении кислорода газ вытесняет воду из пробирки.

Разложение пероксида водорода

Пероксид водорода – вещество всем известное. В аптеке оно продается под названием «перекись водорода». Данное название является устаревшим, более правильно использовать термин «пероксид». Химическая формула пероксида водорода Н2О2 Пероксид водорода при хранении медленно разлагается на воду и кислород. Чтобы ускорить процесс разложения можно произвести нагрев или применить катализатор.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость протекания химической реакции

Нальем в колбу пероксид водорода, внесем в жидкость катализатор. Катализатором может служить порошок черного цвета – оксид марганца MnO2. Тотчас смесь начнет вспениваться вследствие выделения большого количества кислорода. Внесем в колбу тлеющую лучину – она ярко вспыхивает. Уравнение реакции разложения пероксида водорода:

Обратите внимание: катализатор, ускоряющий протекание реакции, записывается над стрелкой, или знаком «=», потому что он не расходуется в ходе реакции, а только ускоряет ее

Разложение хлората калия

Хлорат калия – кристаллическое вещество белого цвета. Используется в производстве фейерверков и других различных пиротехнических изделий. Встречается тривиальное название этого вещества – «бертолетова соль». Такое название вещество получило в честь французского химика, впервые синтезировавшего его, – Клода Луи Бертолле. Химическая формула хлората калия KСlO3. При нагревании хлората калия в присутствии катализатора – оксида марганца MnO2, бертолетова соль разлагается по следующей схеме:

Разложение нитратов

Нитраты – вещества, содержащие в своем составе ионы NO3⎺. Соединения данного класса используются в качестве минеральных удобрений, входят в состав пиротехнических изделий.

Нитраты – соединения термически нестойкие, и при нагревании разлагаются с выделением кислорода:

Обратите внимание, что все рассмотренные способы получения кислорода схожи. Во всех случаях кислород выделяется при разложении более сложных веществ

Реакция разложения – реакция, в результате которой сложные вещества разлагаются на более простые В общем виде реакцию разложения можно описать буквенной схемой:

Реакции разложения могут протекать при действии различных факторов. Это может быть нагревание, действие электрического тока, применение катализатора. Существуют реакции, в которых вещества разлагаются самопроизвольно.

Свойства

Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (пероксид ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов.

Пероксиды замедляют синтез белка в клетке.

В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды, неорганические озониды.

Пероксиды (перекиси)

Пероксиды — вещества, содержащие пероксогруппу —О—О— (например, пероксид водорода Н₂О₂, пероксид натрия Na₂O₂). В пероксидах кислород имеет степень окисления −1. Существуют неорганические и органические пероксиды.

Неорганические пероксиды в виде бинарных или комплексных соединений известны почти для всех элементов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.

Органические пероксиды подразделяются на диалкилпероксиды, алкилгидропероксиды, диацилпероксиды, ацилгидропероксиды (пероксокарбоновые кислоты), циклические пероксиды. Органические пероксиды термически неустойчивы и часто взрывоопасны. Используются как источники свободных радикалов в органическом синтезе и промышленности (ди-трет-бутилпероксид, диацетилпероксид), окисляющие антисептики (пероксид бензоила).

Химические свойства

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обусловливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

Na2SO3+H2O2→Na2SO4+H2O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+H_{2}O_{2}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

Mn(OH)2+H2O2→MnO(OH)2+H2O{\displaystyle {\mathsf {Mn(OH)_{2}+H_{2}O_{2}\rightarrow MnO(OH)_{2}+H_{2}O}}}

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до атомарного кислорода:

2AgNO3+H2O2→2Ag+2O+2HNO3{\displaystyle {\mathsf {2AgNO_{3}+H_{2}O_{2}\rightarrow 2Ag+2O+2HNO_{3}}}}

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H₂O₂ — неустойчивое соединение, легко разлагается. Также этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H₂O и O. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

2H2O2→2H2O+O2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}

Однако очень чистый пероксид водорода вполне устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4·10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

H2O2⇄H++HO2−;      HO2−⇄H++O22−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}\rightleftarrows H^{+}+HO_{2}^{-};~~~~~~HO_{2}^{-}\rightleftarrows H^{+}+O_{2}^{2-}}}}

При действии концентрированного раствора Н₂O₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li₂O₂, MgO₂ и др.):

H2O2+2NaOH→Na2O2+2H2O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}O_{2}+2H_{2}O}}}

H2O2+Ba(OH)2→BaO2↓+2H2O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O_{2}+Ba(OH)_{2}\rightarrow BaO_{2}\downarrow +2H_{2}O}}}

Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем:

H2O−12+Ag2O⟶2Ag+O2+H2O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}{\stackrel {-1}{O}}_{2}+Ag_{2}O\longrightarrow 2Ag+{\stackrel {0}{O}}_{2}+H_{2}O}}}

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

KNO2+H2O−12⟶KNO−23+H2O{\displaystyle {\mathsf {KNO_{2}+H_{2}{\stackrel {-1}{O}}_{2}\longrightarrow KN{\stackrel {-2}{O}}_{3}+H_{2}O}}}

Пероксидная группа входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂ и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H₃PO₅, пероксодисерная H₂S₂O₈ и пероксоазотная HNO₄ кислоты.

История

Первые эксперименты по получению пероксидов ацетона были проведены Вольфенштейном в 1895 году, когда он изучал действие пероксида водорода на кониин в ацетоновом растворе, полагая, что ацетон и пероксид водорода не взаимодействуют. Вольфенштейн обнаружил, что из смеси равных объёмов ацетона и 10%-го пероксида водорода выпадают кристаллы, которые он охарактеризовал как тримерный пероксид ацетона (триперекись ацетона 2). Также он заметил, что реакция происходит быстрее при добавлении малых количеств фосфорной кислоты.

В 1899 году Адольф Байер и Виктор Виллигер синтезировали также димерный пероксид ацетона (диперекись ацетона 1). В 1933 году Лекок наблюдал процесс деполимеризации трипероксида ацетона при определении его молекулярной массы методом криоскопии, а также при плавлении. В 1947 году изучалось влияние кислот на образование пероксидов ацетона, в частности, было замечено, что серная, соляная, фосфорная и азотная кислоты значительно ускоряют окисление ацетона пероксидом водорода, а в присутствии органических кислот (уксусной, бензойной) образования продукта не происходит.

К настоящему времени получены пероксиды ацетона четырёх структур.

Применение перекиси водорода

Сегодня Н202 — перекись водорода — пользуется большим успехом. В медицин­ской практике используют различные препараты Н202, и все их без труда можно купить в аптеке.

Механизм действия связан с тем, что при контакте с тканями под влиянием со­держащегося в них фермента каталазы перекись водорода быстро разлагается с вы­делением молекулярного кислорода, окисляющего органические компоненты раз­личных клеток. За счет пенообразования растворы пере­киси водорода оказывают местное кровоостанавливающее действие при капилляр­ных кровотечениях.

Энергичное выделение кислорода при разложении Н202 сопровождается вспениванием ее растворов. Надо заметить, что именно пена спо­собствует механическому очищению поврежденных поверхностей, так как из ран с пеной удаляются микроорганизмы, частицы некротизированных (омертвевших) тка­ней, гнойные выделения и т. п.

Широко известны книги ученого и практикующего врача доктор медицины Уильяма Дугласа «Целительные свойства перекиси водорода» и «Новое о перекиси водорода», где он утверждает, что при правильном использовании средство насыщает организм человека кислородом, регулирует обменные процессы, оказывает терапевтический эффект, может излечивать от вирусных, бактериальных и грибковых инфекций изнутри, в том числе и от:

• Онкологии.
• Сахарного диабета.
• Гипертонии.
• СПИДА.
• Гангрены.
• Атеросклероза.
• Эмфиземы.
• Рассеянного склероза.

Список болезней, при которых помогает перекись, можно продолжать долго: в нем есть практически все сегодня существующие заболевания, в том числе такие «простые» патологии, как вирусные простуды, грипп, депрессии.

Научно доказано, что перекись обладает сильными окислительными, а также восстановительными свойствами, окисляет нитраты и нитриты, выделяет йод, расщепляет ненасыщенные соединения.

Эта жидкость может запускать процесс повреждения инородной для организма клетки от окисления, а при вступлении в окислительно-восстановительные реакции с некоторыми ферментами играет защитную роль, выступая как бактерицидный агент.

Получение перекись водорода

Чистая H2O2 — вязкая бесцветная жидкость с плотностью 1440 кг/ м³ и температурой плавления и кипения — 0,46 и 151,4°C .
В отличие от воды , перекись водорода — непрочное соединение . Она разлагается даже при комнатной температуре и очень легко при освещении или соприкосновении с некоторыми катализаторами ( MnO2 , PbO2 и другие ) Происходит следующая реакция :

H2O2 = H2O + O

В разбавленном водном растворе перекись водорода значительно устойчивее . Малая устойчивость молекул H2O2 обусловливается непрочностью связи O — O . Перекись водорода смешивается с водой в любых соотношениях . Хранят её в посуде из тёмного стекла и прохладном месте . При действии на кожу концентрированных растворов перекиси водорода образуются ожоги , причем обожженное место белеет .
Окислительная способность перекиси также обусловливается непрочность связи O — O . Например , йод — крахмальная бумага , содержащая KI и крахмал , при смачивании H2O2 синеет в присутствии выделяемого йода :

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH

Таким образом перекись водорода является окислителем по отношению к I  . Перекись может выступать и как восстановитель , но только при взаимодействии с сильными окислителями :

Cl2 + H2O2 = 2HCl + O2

Перекись обладает слабыми кислотными свойствами . Это подтверждается её взаимодействием со щелочью :

Ba( OH ) + H2O2 = 2H2O + BaO2
перекись бария

Соединение BaO2 — соль перекиси водорода , а не окись бария ( IV ) .
Сопоставим аналогичное по составу кислородные соединения SnO2 и Bao2 , они различаются своим отношением к кислотам , которые из солей перекиси водорода вытесняют перекись водорода :

BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

SnO2 + 2H2SO4 = Sn( SO4 )2 + 2H2O

Перекись водорода получают электролизом растворов серной кислоты . Концентрированный водный раствор H2O2 фракционированной перегонкой под вакуумом ( вод испаряется легче чем H2O2 ) , так же перекись можно получить из перекиси бария BaO2 действием на неё разбавленной серной кислоты или углекислым газом под давлением :

BaO2 + CO2 + H2O = BaCO3 + H2O2

Перекись водорода широко используют в качестве окислителя , например , для отбеливания тканей и других материалов . Разрушая красящие вещества , она почти не затрагивает отбеливаемый материал .
Концентрированная 85 — 95% H2O2 в смеси с некоторыми горючими материалами используют для получения взрывчатых соединений .
Как окислитель чистая перекись применяют в ракетной и реактивной технике , 3 % раствор используют в медицине как дезинфицирующее средство для промывания ран , полоскания горла и так далее .

Вы читаете, статья на тему перекись водорода

Виды перекиси водорода

Раствор перекиси водорода разведенный

Solutio Hydrogenii peroxydi diluta — официнальный раствор, содержащий в каж­дых 100 мл 10 г пергидроля, 0,05 г стабилизатора, до 100 мл воды. Содержание пере­киси водорода в растворе — около 3%. Это бесцветная, прозрачная жидкость без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакцией.

Быстро разла­гается с выделением кислорода на свету, при нагревании, соприкосновении с окис­ляющими и восстанавливающими веществами, щелочами, некоторыми металлами (железом, марганцем и др.).

Традиционно Н202 назначают наружно, в основном для промывания ран, а также при гинекологических заболеваниях; эффективна перекись водорода для полоска­ний при ангине, стоматите; как местное кровоостанавливающее средство рекомен­дуют для остановки капиллярных кровотечений, например, носовых.

Согласно ин­струкциям и указаниям, если в рецепте врача написано Solutio Hydrogenii peroxydi и не указана концентрация, то в аптеке отпускают раствор перекиси водорода в кон­центрации 3%. Если же в рецепте прописан не 3%-ный раствор перекиси, а другой концентрации, то его изготовляют разведением пергидроля или официального ра­створа перекиси водорода водой, исходя при этом из фактического содержания пе­рекиси водорода в исходном препарате.

Раствор перекиси водорода концентрированный

Solutio Hydrogenii peroxydi concetrata— раствор, содержащий 27,5 — 31% переки­си водорода, имеет и другие названия: пергидроль, Нурегоl, Lapyrol, Регhydrolum. Это прозрачная бесцветная жидкость без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции. Медленно разлагается при взаимодействии со щелочами и органическими веществами.

В чистом виде, а также в составе мазей используется традиционно в качестве де-пигментирующего средства, в смеси с моющими средствами — для дезинфекции и обеззараживания помещений, для получения растворов, применяемых в качестве антисептических средств.

Гидроперит

Hydroperytum — комплексное соединение перекиси водорода с мочевиной, содер­жит около 35% Н202. Этот препарат имеет и другое название — Perhydrit, но оно встре­чается редко. Выпускается гидроперит в виде таблеток белого цвета, легко раство­римых в воде; водные растворы имеют солоновато-горький вкус.

Традиционно этот препарат используется как антисептическое средство вместо растворов Н202. Перед употреблением таблетки растворяют в воде из расчета 1 таб­летка массой 1,5 г на 15 мл воды (приблизительно 1 столовая ложка).

Это соответ­ствует 3%-му раствору перекиси водорода. Для полоскания рта и горла обычно вра­чи рекомендуют 1 таблетку растворить в стакане теплой воды, что соответствует 0,25%-му раствору Н202. Надо уточнить, что противомикробное действие Н202 не­продолжительно по времени, так как выделение кислорода из ее растворов проис­ходит очень быстро.

Разложение — перекись — водород

Разложение перекиси водорода легко протекает на многочисленных твердых поверхностях в водных растворах при температурах, близких к комнатной. Поэтому она особенно удобна для проверки представлений о роли примесной проводимости и уровня Ферми в подборе катализаторов. В работе Клоппа и Парравано , наоборот, дырочные образцы InSb, GaSb и Bi имели меньшую энергию активации, чем электронные. Поэтому выводы о связи скорости реакции с положением уровня Ферми, сделанные авторами, кажутся мало убедительными.
 

Разложение перекиси водорода в присутствии РЬа, по-видимому, идет путем переноса электронов от двухвалентного свинца к перекиси с образованием ионов четырехвалентного свинца и сопровождается разрывом кислородного мостика.
 

Разложение перекиси водорода в присутствии ионов меди и производных пролина.
 

Разложение перекиси водорода может иногда носить характер взрыва. Поэтому отгонку воды при получении препарата высокой концентрации необходимо вести в приборах на шлифах в условиях совершенной чистоты и при точной нейтрализации исходных реагентов. Работу следует проводить в защитных очках и перчатках.
 

Разложение перекиси водорода под действием различных катализаторов протекает достаточно мягко и с большой скоростью.
 

Разложение перекиси водорода происходит в присутствии катализаторов с большой скоростью.
 

Разложение перекиси водорода в паровой фазе впервые исследовано в 1923 г. Хаузером 11 ], который наблюдал это разложение на ряде поверхностей различного типа, а также Хиншелвудом и Причардом 12 ], сообщившими на основании краткого исследования, что разложение в стеклянных сосудах при 76 представляет собой поверхностную реакцию первого порядка. В 1927 г. Элдер и Ридл 13 ] сообщили, что в кварцевом сосуде реакция прекращается после разложения примерно 20 % всех паров перекиси водорода; если же этот сосуд нагревать примерно до 300 — 400, происходит полное разложение. Однако Кистяковский и Розенберг в 1937 г. констатировали полное разложение пара перекиси водорода на кварце, после чего не появлялось никаких сообщений о наблюдениях, подтверждающих внезапное прекращение реакции до полного ее окончания. Жигер высказал правдоподобное объяснение, что Элдер и Ридл в действительности измеряли разложение пара в соединительных трубках, ведущих к сосуду, тогда как фактическая скорость реакции в самом кварцевом сосуде была ничтожно малой.
 

Разложение перекиси водорода в присутствии гетерогенных железных ката лизаторов еще не настолько изучено, чтобы можно было в достаточной мере выяснить его механизм. Гидрат окиси железа является активным катализатором ; на стр.
 

Разложение перекиси водорода при обыкновенной температуре происходит медленно.
 

Разложение перекиси водорода

Разложение перекиси водорода ускоряется катализаторами. Если, например, в раствор перекиси водорода бросить немного диоксида марганца МпО2, то происходит бурная реакция и выделяется кислород. К катализаторам, способствующим разложению перекиси водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов.
 

Разложение перекиси водорода , которое можно рассматривать как самоокисление, наиболее быстро происходит в щелочном растворе, следовательно, в случае необходимости избыток Н2О2 лучше всего разрушать нагреванием в щелочном растворе.
 

Разложение перекиси водорода ускоряется катализаторами. Если, например, в раствор перекиси водорода бросить немного диоксида марганца МпОа, то происходит бурная реакция и выделяется кислород. К катализаторам, способствующим разложению перекиси водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов.
 

Получение

Исторически первым промышленным методом синтеза пероксида водорода был электролиз серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которого образуется пероксодисерная кислота, с последующим гидролизом последней до пероксида и серной кислоты:

H2S2O8+2H2O→H2O2+2H2SO4.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S_{2}O_{8}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}O_{2}+2H_{2}SO_{4}}}.}

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона:

Процесс основан на автоокислении алкилантрагидрохинонов (обычно 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов) кислородом воздуха с образованием антрахинонов и пероксида водорода. Реакция проводится в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле с добавлением вторичных спиртов, по завершении процесса пероксид водорода экстрагируют из органической фазы водой. Для регенерации исходных антрагидрохинонов бензольный раствор антрахинонов восстанавливают водородом в присутствии каталитических количеств палладия.

Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта
:

(CH3)2CHOH+O2→(CH3)2CO+H2O2,{\displaystyle {\mathsf {(CH_{3})_{2}CHOH+O_{2}\rightarrow (CH_{3})_{2}CO+H_{2}O_{2}}},}

при этом ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон, однако в широких масштабах в промышленности этот метод в настоящее время не используется.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию:

BaO2+H2SO4→BaSO4↓+H2O2.{\displaystyle {\mathsf {BaO_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +H_{2}O_{2}}}.}

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать H₂O₃ и H₂O₄. Эти соединения весьма неустойчивы. При обычных температурах (н.у.) они разлагаются за доли секунды, однако при низких температурах порядка −70 °C существуют часами. Спектро-химическое исследование показывает, что их молекулы имеют зигзагообразную цепную структуру (подобную сульфанам): H—O—O—O—H, H—O—O—O—O—H.