Перекись водорода

Перекись водорода, пероксид водорода, H2O2, простейший и важнейший представитель перекисей; прозрачная жидкость без цвета и запаха, с «металлическим» привкусом; tпл — 0,43 °С, легко переохлаждается без затвердевания; tкип 150,2 °С, плотность при 0 °С 1,47 г/см3. С водой смешивается в любых отношениях, образует кристаллогидрат H2O2×2H2O. Подобно воде, хорошо растворяет многие соли; образует с ними кристаллические пероксигидраты. Открыта в 1818 Л. Ж. Тенаром.

  Очень чистая перекись водорода достаточно устойчива, но в присутствии тяжёлых металлов и их ионов разлагается на H2O и O2. Особенно эффективные катализаторы разложения — соли и комплексные соединения Fe, Cu, Mn, а также фермент каталаза. Разложение перекиси водорода— экзотермический процесс и может проходить со взрывом. В разных условиях перекись водорода может играть роль как окислителя (что более характерно), так и восстановителя. Как окислитель перекись водорода выделяет, например, иод из иодидов:

  2KI + H2O2 + H2SO4 = l2 + K2SO4 + 2H2O. Как восстановитель — переводит Mn (VII) в Mn (II):

  2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O.

Эти реакции используются для количественного определения перекиси водорода в растворе.

  Механизм окисления различных веществ перекисью водорода сложен; в реакциях в качестве промежуточных веществ образуются активные частицы (HO2, OH), обладающие более сильными, чем сама перекись водорода, окислительными свойствами. Таково, например, взаимодействие перекиси водорода с ионами 2-валентного железа в растворе:

  Fe2+ + H2O2 = Fe3++ OH + OH-.

  Смесь растворов H2O2 и соли Fe (ll), известная как реактив Фентона, широко используется для окисления различных органических веществ.

  В лаборатории перекись водорода получают, действуя на холоду разбавленными кислотами на перекиси металловВаО2, Na2O2, в промышленности — электролизом серной кислоты и гидролизом образующейся надсерной кислоты H2S2O8:

  2H2SO4 ® H2S2O8 + 2H+ + 2e-,

  H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2,

  а также самоокислением производных антрахинонового ряда и окислением изопропилового спирта.

  В природе перекись водорода образуется как промежуточный или побочный продукт при окислении многих веществ кислородом воздуха; следы её содержатся в атмосферных осадках. Перекись водорода образуется в растительных и животных клетках, но концентрация её очень мала, так как под действием ферментов каталазы и пероксидазы протекают быстрые реакции разложения перекиси водорода и окисления ею органических веществ.

  Высококонцентрированная перекись водорода, разлагающаяся на окисном катализаторе, даёт нагретую до высоких температур (700 °С) водно-кислородную газовую смесь («парогаз») — топливо в реактивных двигателях. В химической промышленности перекись водорода применяется как окислитель, как сырьё для получения многих перекисных соединений, как инициатор полимеризации; для отбеливания шёлка, шерсти, пера, мехов.

  В связи с проблемами загрязнения окружающей среды отходами химических производств перекись водорода приобретает особое значение как «чистый» окислитель, необразующий токсических продуктов. Производство высококонцентрированной перекиси водорода (90—98%) неуклонно растет. Для её хранения используют ёмкости из алюминия, а в качестве стабилизаторов обычно пирофосфат натрия Na4P2O7. Перекись водорода не токсична, но её концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистую оболочку и в дыхательные пути вызывают ожоги.

  В медицине перекись водорода— препарат из группы антисептических средств, оказывающий дезинфицирующее и дезодорирующее действие. 3%-ный раствор перекиси водорода применяют для промываний и полосканий при стоматите, ангине, гинекологических заболеваниях, иногда — для остановки носовых кровотечений. Когда требуются растворы более высоких концентраций, для их изготовления используют пергидроль. Растворы и мази, содержащие перекись водорода, применяют также в качестве депигментирующих средств.

 

  Лит.: Шамб У., Сеттерфильд Ч., Вентворс Р., Перекись водорода, пер. с англ., М., 1958.

  А. П. Пурмаль.


ПраймКемикалсГрупп