Водорода пероксид

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД (перекись водорода) Н₂О₂, бесцв. жидкость; т. пл. —0,41 °С (легко переохлаждается), т. кип. 150,2°С; d₄²⁰ 1,450, твердого 1,71 (-20°С); t_крит 457°С, p_крит 21,4 МПа; С_p° [Дж/ (моль*К)]: 89,33, газообразного 42,39; 12,50 кДж/ моль,H^o_исп 51,60 кДж/моль (25 °С),H^o_обр газообразного - 135,88 кДж/моль, жидкого - 187,78 кДж/моль; S^о₂₉₈ [Дж/ (моль*К)]: 109,60, газообразного 234,41; 70,7 (25°С); дипольный момент 2,13*10^-30 Кл*м (в С₆Н₆, 25°С); 1,245*10^-3 Па*с; 0,0804 Н/м; n_D²⁰ 1,4077. Кристаллич. решетка тетрагональная (а = 0,406 нм, с = 0,80 нм, z = 4, пространств. группа Р4₁2₁2). Слабая к-та, рК_а 11,6 (в воде, 20 °С). Характеристич. полосы поглощения в ИК-спектре: 370 и 880 см^-1, 1390 и 1266 см^-1, 3598,7 и 3610,7 см^-1 (3400 для жидкого Н₂О₂). Водорода пероксид смешивается с водой во всех отношениях, образует дигидрат с т. пл. - 52,0 °С. Раств. в спирте, эфире. Образует кристаллич. соль-ваты общей ф-лы R*nH₂O₂, используемые как твердые носители водорода пероксида, напр. Na₂CO₃*l,5H₂O₂, CO(NH₂)₂*H₂O₂.

Чистый Н₂О₂ термически устойчив, при ~20°С разлагается ок. 0,5% в год. В присут. ионов тяжелых металлов, а также под действием света и при нагр. скорость распада резко увеличивается; разложение Н₂О₂ может происходить со взрывом. Стабильность водных р-ров Н₂О₂ растет с увеличением концентрации ионов Н₃О⁺ и максимальна при рН 3,5-4,5.

Водорода пероксид обладает как окислительными, так и восстановительными св-вами: окисляет I^- до I, SO₃^2- до SO₄^2-, Ti³⁺ до Ti⁴⁺, бензол в фенол, анилин в азоксибензол, эпоксидирует ненасыщенные соед.; восстанавливает Ag₂O до Ag, МnО₄ до Мn²⁺, Се⁴⁺ до Се³⁺ и др. Замещением атомов Н в Н₂О₂ м. б. получены др. пероксидные соединения, напр. пероксиды металлов, диацилпероксиды, диалкилпероксиды.

Основной (свыше 80% мирового произ-ва) пром. способ получения Н₂О₂ - автоокисление алкилантрагидрохинонов, в первую очередь 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов:

Процесс проводят в смеси С₆Н₆ с вторичными спиртами. Водорода пероксид экстрагируют водой, растворы Н₂О₂ концентрируют перегонкой и ректификацией. Образующиеся алкилантрахиноны восстанавливают Н, в присут. Ni или Pt и вновь используют для получения Н₂О₂. Водорода пероксид получают, кроме того, автоокислением изо-С₃Н₇ОН [(СН₃)₂СНОН(СН₃)₂С(ООН)ОН(СН₃)₂СО + Н₂O₂] и C₆H₅NHNHC₆H₅, а также анодным окислением разб. H₂S0₄:

Выпускается Н₂О₂ в виде 30-90%-ных водных р-ров (30%-ный р-р, содержащий стабилизирующие добавки, наз. пергидролем).

Водорода пероксид применяют: для получения орг. и неорг. пероксидов, пербората и перкарбоната Na; как окислитель в ракетных топливах; при получении эпоксидов, гидрохинона, пирокатехина, этиленгликоля, глицерина, ускорителей вулканизации группы тиурама и др.; для отбеливания масел, жиров, меха, кожи, текстильных материалов, бумаги; для очистки германиевых и кремниевых полупроводниковых материалов (путем перевода нерастворимых в воде примесей в растворимые); при извлечении металлов из руд [напр., окислением UO₂ (нерастворимая форма) до UO₄ (раств. в воде)]; как дезинфицирующее ср-во для обезвреживания бытовых и индустриальных сточных вод; в медицине; как источник О₂ в подводных лодках; Н₂О₂ входит в состав реактива Фентона (Fe^{2 +} +. Н₂О₂), к-рый используют как источник своб. радикалов ОН в орг. синтезе.

Конц. водные р-ры Н₂О₂ взрывоопасны, орг. соед. и их р-ры, содержащие Н₂О₂, способны к воспламенению и взрыву при ударе. Ниж. КПВ в воздухе 26 мол. %. Вызывает ожоги кожи, слизистых оболочек и дыхат. путей; ПДК 1,4 мг/м³. Для стабилизации техн. Н₂О₂ в него добавляют пирофосфат или станнат Na; при хранении в алюминиевых емкостях используют ингибитор коррозии - NH₄NO₃.

Водорода пероксид получен впервые Л. Тенаром в 1818 при действии H₂SO₄ на ВаО₂.

Мировое произ-во ок. 0,5 млн. т/год (1980).

Помимо Н₂О₂ известны также высшие пероксиды водорода (полиоксиды водорода): Н₂О₃ и Н₂О₄ получают конденсацией при — 195°С плазмы тлеющего разряда в системах Н₂-О₂, а также взаимод. атомов Н с жидким О₃; Н₂О₃ при — 55 °С разлагается до Н₂О и О₂, Н₂О₄ при -100°С-до Н₂О₂ и О₂.

===
Исп. литература для статьи «ВОДОРОДА ПЕРОКСИД»: Шамб У., Сеттерфилд Ч., Вентворс Р., Перекись водорода, пер. с англ., М., 1958; Я год о век а я Т. В., Некрасов Л. И., "Ж. фнз. химии", 1977, т. 51, № 10, с. 2434-45; Weigert W. М. [u. a.], "Chemiker-Ztg.", 1975, Bd 99, N 3, S. 101-120; The chemistry of peroxides, ed. S. Patai, 1983, p. 1-96. В.Л. Антоновский.

Страница «ВОДОРОДА ПЕРОКСИД» подготовлена по материалам химической энциклопедии.

• Водорода пероксид - справочник по веществам