Перекись водорода, пероксид водорода, H₂O₂, простейший и важнейший представитель перекисей; прозрачная жидкость без цвета и запаха, с «металлическим» привкусом; t_пл — 0,43 °С, легко переохлаждается без затвердевания; t_кип 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 металлов — ВаО₂, 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.