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); tкрит 457°С, pкрит 21,4 МПа; Сp° [Дж/ (моль*К)]: 89,33, газообразного 42,39;1078-10.jpg 12,50 кДж/ моль,1078-11.jpgHoисп 51,60 кДж/моль (25 °С),1078-12.jpgHoобр газообразного - 135,88 кДж/моль, жидкого - 187,78 кДж/моль; Sо298 [Дж/ (моль*К)]: 109,60, газообразного 234,41;1078-13.jpg 70,7 (25°С); дипольный момент 2,13*10-30 Кл*м (в С6Н6, 25°С);1078-14.jpg 1,245*10-3 Па*с;1078-15.jpg 0,0804 Н/м; nD20 1,4077. Кристаллич. решетка тетрагональная (а = 0,406 нм, с = 0,80 нм, z = 4, пространств. группа Р41212). Слабая к-та, рКа 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, SO32- до SO42-, 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:
1078-16.jpg

1078-17.jpg