Водорода пероксид что это


Пероксид водорода - это... Что такое Пероксид водорода?

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), h3O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата h3O2•2h3O.

Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:

Вследствие несимметричности молекула h3O2 сильно полярна (μ = 0,7·10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула h3O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Химические свойства

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

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

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому h3O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на h3O и O2.Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

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

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.):

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

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

Пероксидная группа [—O—O—] 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 h4PO5 и пероксидисерная h3S2O8 кислоты.

Окислительно-восстановительные свойства

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

При действии сильных окислителей h3O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Биологические свойства

Перекись водорода относится к реактивным формам кислорода и при повышенном образовании в клетке вызывает оксидативный стресс. Некоторые ферменты, например глюкозоксидаза, образуют в ходе окислительно-восстановительной реакции пероксид водорода, который может играть защитную роль в качестве бактерицидного агента. В клетках млекопитающих нет ферментов, которые бы восстанавливали кислород до перекиси водорода. Однако, несколько ферментных систем (ксантиноксидаза, НАД(Ф)H-оксидаза, циклоксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в перекись водорода.

Получение

Пероксид водорода получают в промышленности при реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта:

Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон.

В промышленных масштабах пероксид водорода получают электролизом серной кислоты, в ходе которого образуется надсерная кислота, и последующим разложением последней до пероксида и серной кислоты.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию:

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

Применение

3 % раствор перекиси водорода

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при изготовлении бумаги. Применяется как ракетное топливо — в качестве окислителя или как однокомпонентное (с разложением на катализаторе). Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит свое применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов.

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяется для небольших поверхностных ран, исследования показали что этот метод обеспечивая антисептический эффект и очищение и удлиняет время заживления.[1][2] Обладая хорошими очищающими свойствами, перекись водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также удлинять время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток.[3] Более того, перекись водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи.[4] Однако, в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затеков, флегмон, и других гнойных ран санация которых затруднена, перикись водорода остается препаратом выбора. Так как она обладает не только антисептическим эффектом, но и продуцирует большое количество пены, при взаимодействии с ферментом пероксидазой. Что в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые буду легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки перекисью водорода, антисептический раствор не сможет удалить данные патологические образования, что приведет значительному увеличению времени заживления раны, и ухудшит состояние больного.

Перекись водорода применяется также для обесцвечивания волос[5] и отбеливания зубов[6], однако эффект в обоих случаях основан на окислении, а следовательно, разрушении тканей, и потому такое применение (особенно в отношении зубов) не рекомендуется специалистами.

В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции, соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»). Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.

В быту применяется также для выведения пятен MnO2, получившихся при взаимодействии перманганата калия «марганцовки» с предметами (ввиду его окислительных свойств).

Пероксид водорода в аквариумистике

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники. Эта отметка установлена 29 апреля 2012.

3%-ный раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме (гидры, планарии, паразиты, водоросли, бактерии и др.)

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1-6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %. 30 % водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем.

См.также: Гидроперит

Опасность применения

Кожа после попадания на неё 30% раствора перекиси водорода.

Несмотря на то, что пероксид водорода не токсичен, его концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен. Опасен при приёме внутрь концентрированных растворов. Вызывает выраженные деструктивные изменения, сходные с действиями щелочей. Летальная доза 30%-го раствора пероксида водорода (пергидроля) — 50—100 мл.[7]

Ссылки

  1. ↑ O’Connor, Anahd. Really? The Claim: Hydrogen Peroxide Is a Good Treatment for Small Wounds, New York Times (19 июня 2007). Проверено 13 июля 2011.
  2. ↑ Carroll, Aaron E., Rachel C. Vreeman. Medical myths don't die easily, CNN (12 июля 2011). Проверено 13 июля 2011.
  3. ↑ Joseph M. Ascenzi, Handbook of Disinfectant and Antiseptics, CRC Press, 1996, ISBN 0824795245, page 161.
  4. ↑ Wilgus TA, Bergdall VK, Dipietro LA, Oberyszyn TM (2005). «Hydrogen peroxide disrupts scarless fetal wound repair». Wound Repair Regen 13 (5): 513–9. DOI:10.1111/j.1067-1927.2005.00072.x. PMID 16176460.
  5. ↑ Средства для осветления волос
  6. ↑ Способы отбеливания зубов
  7. ↑ Противопоказания к применению перекиси водорода в лечебных целях

NIST Chemistry WebBook

Литература

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.

dic.academic.ru

Перекись водорода: помощь или вред?

Перекись водорода была впервые получена химиком Луисом Тенеро в 1818 году и уже очень скоро стала применяться в промышленности. Сейчас ее повсеместно используют в хозяйстве и быту.

Перекись водорода это простейший представитель пероксидов. Он представляет собой прозрачную жидкость со своеобразным металлическим вкусом и слабым запахом, способную неограниченно растворяться в спирте, воде и эфире.

Химическая формула

Химическая формула перекиси водорода – Н2O2. Это означает, что она содержит 2 молекулы водорода и 2 молекулы кислорода.

Химические свойства

    Соединение может распадаться под влиянием некоторых факторов:
  • Нагревание;
  • Солнечный свет;
  • Взаимодействие с окислителями или восстановителями, щелочью.

При взаимодействии с определенными металлами, такими например, как Mn или Fe, происходит активная химическая реакция

Распад вещества быстрее происходит в щелочной среде, кислотная же среда наоборот замедляют процесс. Именно поэтому в раствор часто добавляют фосфорную кислоту. В термических условиях h3O2 быстро разлагается, поэтому не рекомендуется хранить его на свету.

Пероксид водорода хорошо смешивается с C2H5OH (спиртом) и h3O (водой) в любых пропорциях.

Перекись водорода и вода имеют схожий состав, однако температура замерзания гораздо ниже при их взаимодействии, чем если использовать их по отдельности. Смеси, содержащие от 45% пероксида водорода могут значительно переохлаждаться, так есть растворы, температура замерзания которых ниже -55℃.

h3O2- сильный окислитель, отдающий при реакции один атом кислорода. Воздействие крепкого раствора h3O2 на легковоспламеняющиеся вещества, такие как древесина, хлопок, бумага . происходит реакция горения.

Реакция распада перокисда водорода

Кислотная среда более подходящаая среда для распада. Щелочная же более подходит для восстановления

Пример реакции восстановления мы можем наблюдать при взаимодействии h3O2 с серебром

Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие с озоном (О3 + Н2О2 = 2 Н2О + 2 О2) и с перманганатом калия в кислой среде:

Последняя реакция применяется для количественного определения пероксида водорода.

Перекись водорода - слабый окислитель, который взаимодействуя с гидроксидами определенных металлов образуют соли h3O2. Например, если рассматривать реакцию с гидроксидом бария:

Перекись водорода – важное звено в химических процессах живого организма.
  • Участвует в процессе метаболизма;
  • Выступает в роли антиоксиданта: имеет разрушительное действие на токсины, а также уничтожает любой патологический микроорганизм;
  • Обладает восстанавливающим свойством на состав крови и ее кислородное насыщение;
  • Нормализует кислотно-щелочной баланс;
  • Участвует в регуляции гормонального уровня в щитовидной железе, репродуктивной системе и надпочечниках;
  • Не имеет токсического влияния на организм, так как не скапливается при длительном применении;
  • Оказывает расширяющее воздействие на сосуды;
  • Улучшает функцию желудочно-кишечного тракта;
  • Способствует ускорению регенерации в тканях.

Уже многие годы перекись водорода используется в различных областях применения благодаря своей эффективности и доступности. Его применение основывается в первую очередь на его окисляющих свойствах.

В традиционной медицине

Соединение назначается при многих заболеваниях. Самыми частыми показаниями к его рекомендации являются:
  • Смазывание небольших повреждений кожного покрова: антисептик применяют на раны, царапины и ссадины. К нему чувствительны все инфекционные микробы: вирусы, бактерии, грибки и простейшие.
  • Обработка операционного поля перед введением основного антисептика: используют на глубокой гнойной ране, флегмоне. Во время контакта с пероксидазой возникает пена в большом количестве, размягчающая патологические образования. После него вводят лечебный антисептический препарат, с которым легко вымываются некротизированные ткани, гной и кровяные сгустки.
  • Очищение слухового прохода от серы: закапывают несколько капель лекарства и ждут около 3 минут. Затем вводят облепиховое масло и засекают 1 минуту. Сера размягчается, и ее нетрудно удалить ватными палочками.
  • Полоскание полости рта и горла: при различных воспалениях специалисты рекомендуют готовить раствор из 100 мл дистиллированной воды и 15 мл 3% перекиси водорода. Он устраняет неприятный запах, растворяет пищевые остатки и предупреждает образование налета на зубах и языке.
  • Использование при кожных болезнях: в качестве комплексной терапии врач может назначить лекарство для лечения псориаза, экземы, грибка ногтей и бородавок.

В косметологии

Препарат используется на коже, склонной к излишней жирности и появлению акне, черных точек, благодаря способности уничтожать возбудителей инфекции. Для этого 5 капель 3% раствора добавляют к 50 мл тоника. Косметологи советуют его наносить не более 2 раз в неделю.

Людям с веснушками и пигментными пятнами вещество также подойдет за счет его отбеливающего свойства. Чтобы провести процедуру, применяют специальные маски. Взять ст. л. 20% творога, сырой желток и 5 капель перекиси. Все ингредиенты перемешиваются до однородной структуры, а затем кисточкой наносятся на кожный покров. Слегка массируют, оставляя маску на 15 мин. По истечении времени масса смывается, а на лицо накладывают увлажняющий крем.

Применение в быту

Благодаря полезным свойствам Н2О2 можно не только устранить желтые пятна, разводы с белой материи и удалить налет на кафельной плитке, но и избавиться от грибка и плесени.

Чтобы почистить плитку в ванной комнате, взять 40 мл пероксида, ч. л. жидкого мыла и полстакана пищевой соды. Компоненты хорошо перемешать и нанести на влажную губку, которой оттереть проблемные участки. Если загрязнений много, нужно оставить массу на 10 минут, чтобы они растворились.

Для очистки материала берут 3% раствор, который вливают на пятна. Оставляют на 20-30 минут, а затем смывают с поверхности.

Перекись водорода в народной медицине

Перед тем как приготавливать рецепты на основе этого вещества, рекомендуется проконсультироваться с доктором.
  • Во время насморка или гайморита берут ст. л. кипяченой воды, в которой разводят 15 капель перекиси. Получившимся лекарством промывают каждый носовой ход пипеткой.
  • В период обострения остеохондроза прикладывают компрессы Н2О2. Марлевую салфетку обильно смачивают в веществе и накладывают на проблемную зону позвоночника, оставляя поверх полиэтилен. Не желательно держать компресс свыше 15 минут во избежание образования ожогов.
  • При тонзиллите или выраженной зубной боли ч. л. Н2О2 смешивают с четвертью стакана теплой питьевой воды. Полоскают рот до 5-6 раз в сутки.
  • Для остановки кровотечения из носа требуется смочить ватный шарик в перекиси и вставить его в ноздрю на 10 минут.
  • Чтобы прекратить кровотечение из раны кусок ткани смачивается в Н2О2 и прикладывается на повреждение.
  • Для очищения пяток изготавливают ванночки с перекисью водорода. Разогревают 4 л воды, после чего в нее добавляют 3 ст. л. соли и 3 ст. л. препарата. Тщательно размешивают, а затем опускают ноги в таз. Держат около 6 минут, потом очищают пятки пемзой. В завершении смазать ноги кремом.

Если человек хорошо переносит пероксид и правильно им пользуется, он не должен вызвать каких-либо неблагоприятных последствий.

Попадание на человека крепкого раствора перекиси водорода оставляет на коже белые химические ожоги .

Нельзя употреблять вещество внутрь, это опасно появлением отравления. При полоскании рта иногда теряется чувствительность языка и могут гипертрофироваться его сосочки.

Также не стоит использовать при наличии у человека индивидуальной непереносимости. Это может повлечь за собой развитие аллергической реакции.

Изготавливается в виде 3% раствора для наружного местного нанесения.

Его крайне нежелательно использовать при следующих состояниях:
  • Кровотечения из вен или артерий;
  • Индивидуальная непереносимость;
  • Период беременности для обработки ротовой полости;
  • Детский возраст младше 12 лет.

Это лечение с успехом применяется в нетрадиционной медицине. Профессор Неумывакин считал перекись панецеей от всех заболеваний. Принцип действия он объяснял укрепляющим эффектом лекарства: при взаимодействии с кровью и ферментом каталазой оно распадается до воды и кислорода, который разжижает кровь, нормализует обменные процессы и улучшает деятельность органов и систем.

Если ожидаемый эффект не достигался, профессор считал, что организм чрезмерно зашлакован. Поэтому он рекомендовал проводить полную очистку.

Метод не признан официальной медициной, так как его противники утверждают, что перекись не только неэффективна, но и может причинить опасность при использовании не по назначению.

В нашей следующей статье мы поговорим об особенностях применения каустической соды.

himopttorg.ru

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД – (старое название – перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н2О2, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н2О2 содержатся пероксидные группы –О–О– (см. ПЕРОКСИДЫ), которые во многом определяют свойства этого соединения.

Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 – 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария:

BaO2 + 2HCl  BaCl2 + h3O2. Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н2О2 Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl2 + Ag2SO4  2AgCl + BaSO4. Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н2О2 использовали серную кислоту: BaO2 + h3SO4  BaSO4 + h3O2, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО2 в воде: BaO2 + h3O + CO2  BaCO3 + h3O2, поскольку карбонат бария также нерастворим. Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (1802–1876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826). Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около –190° С), так был получен 87%-ный раствор Н2О2.

Концентрировали Н2О2 путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 70–75° С; так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя – происходит разложение Н2О2, поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н2О и Н2О2. Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7° С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования – вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н2О2. Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

Многие исследователи 19 в., получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н2О2 от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н2О2, который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н2О2 (всего 1–2 мл) взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы.

Физические свойства. Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н2О2, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3). Замерзает Н2О2 при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н2О2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н2О2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н2О2 хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н2О2, жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый Н2О2, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н2О2 (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н2О2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

Реакция разложения. Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение: Н2О2  Н2О + 1/2 О2 с выделением 98 кДж на моль Н2О2 (34 г). Это очень большая энергия: она больше, чем та, которая выделяется при образовании 1 моля HCl при взрыве смеси водорода и хлора; ее достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в этой реакции. Опасны и концентрированные водные растворы Н2О2, в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н2О2, который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей возможно взрывное вскипание. Разложение Н2О2 и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже пылинки.

Взрывы Н2О2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н2О2 в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным:

Катализатор

Энергия активации, кДж/моль

Относительная скорость реакции при 25° С

Без катализатора

73

1

Ионы I–

56

1,1·103

Платина

48

2,3·104

Ионы Fe2+

42

2,5·105

Каталаза

7

3·1011

Фермент каталаза содержится в крови; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Реакцию разложения концентрированного раствора Н2О2 под действием каталазы использует не только человек; именно эта реакция помогает жуку-бомбардиру бороться с врагами, выпуская в них горячую струю (см. ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА). Другой фермент – пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н2О2, но в его присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

Ферменты, влияющие на реакции пероксида водорода, играют большую роль в жизнедеятельности клетки. Энергию организму поставляют реакции окисления с участием поступающего из легких кислорода. В этих реакциях промежуточно образуется Н2О2, который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н2О2 в воду и кислород.

Реакция разложения Н2О2 часто протекает по радикально-цепному механизму (см. ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н2О2 и Fe2+ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe2+ на молекулу h3O2 с образованием иона Fe3+ и очень неустойчивого анион-радикала [h3O2]. –, который сразу же распадается на анион ОН– и свободный гидроксильный радикал ОН. (см. СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ). Радикал ОН. очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН2=СН–СН2ОН + 2ОН.  НОСН2–СН(ОН)–СН2–ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН. реагирует с Н2О2 с образованием менее активного радикала НО2., который способен восстанавливать ионы Fe2+, что замыкает каталитический цикл:

h3O2 + Fe2+  Fe3+ + OH. + OH–

ОН. + Н2О2  h3O + HO2.

HO2. + Fe3+  Fe2+ + O2 + H+

H+ + OH–  h3O.

При определенных условиях возможно цепное разложение Н2О2, упрощенный механизм которого можно представить схемой

ОН. + Н2О2  h3O + HO2.2. + h3O2  h3O + O2 + OH. и т.д.

Реакции разложения Н2О2 идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы [Cu(Nh4)4]2+, они вызывают быстрое разложение Н2О2. Аналогичное действие оказывают ионы Mn2+ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10–5 моль/л) ингибитор – вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 103 звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н2О2 в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н2О2 фактически увеличивается в тысячу раз.

Иногда заметное разложение Н2О2 вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:109, т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO2, Co2O3, PbO2 и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO2 бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н2О2, из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н2О2 не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

Быстрое разложение Н2О2 можно использовать для эффектного лекционного опыта, если до внесения катализатора добавить к раствору поверхностно-активное вещество (мыло, шампунь). Выделяющийся кислород создает обильную белую пену, которую назвали «зубной пастой для слона».

Некоторые катализаторы инициируют нецепное разложение Н2О2, например:

h3O2 + 2I– + 2H+  2h3O + I2

I2 + h3O2  2I– + 2H+ + O2.

Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe2+ в кислых растворах: 2FeSO4 + h3O2 + h3SO4  Fe2(SO4)3 + 2h3O.

Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н2О2, даже разбавленным, при их длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н2О2.

Все эти особенности разложения Н2О2 позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н2О2 необходимо проводить перегонку при пониженном давлении, поскольку вещество разлагается при нагревании выше 70° С и даже, хотя очень медленно, при комнатной температуре (как сказано в Химической энциклопедии, со скоростью 0,5% в год). В таком случае, как же получена фигурирующая в той же энциклопедии температура кипения при атмосферном давлении, равная 150,2° С? Обычно в таких случаях используют физико-химическую закономерность: логарифм давления пара жидкости линейно зависит от обратной температуры (по шкале Кельвина), поэтому если точно измерить давление пара Н2О2 при нескольких (невысоких) температурах, то легко можно рассчитать, при какой температуре это давление достигнет 760 мм рт.ст. А это и есть температура кипения при обычных условиях.

Теоретически радикалы ОН. могут образоваться и в отсутствие инициаторов, в результате разрыва более слабой связи О–О, но для этого нужна довольно высокая температура. Несмотря на относительно небольшую энергию разрыва этой связи в молекуле Н2О2 (она равна 214 кДж/моль, что в 2,3 раза меньше, чем для связи Н–ОН в молекуле воды), связь О–О все же достаточно прочная, чтобы пероксид водорода был абсолютно устойчив при комнатной температуре. И даже при температуре кипения (150° С) он должен разлагаться очень медленно. Расчет показывает, что при этой температуре разложение на 0,5% должно происходить тоже достаточно медленно, даже если длина цепи равна 1000 звеньев. Несоответствие расчетов и опытных данных объясняется каталитическим разложением, вызванным и мельчайшими примесями в жидкости и стенками реакционного сосуда. Поэтому измеренная многими авторами энергия активации разложения Н2О2 всегда значительно меньше, чем 214 кДж/моль даже «в отсутствие катализатора». На самом деле катализатор разложения всегда есть – и в виде ничтожных примесей в растворе, и в виде стенок сосуда, именно поэтому нагревание безводного Н2О2 до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.

В некоторых условиях разложение Н2О2 происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н2О2 в присутствии иодата калия KIO3, то при определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с периодом от 40 до 800 секунд.

Химические свойства Н2О2. Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации h3O2 H+ + HO2– при 25° С равна 2,4·10–12, что на 5 порядков меньше, чем для h3S. Средние соли Н2О2 щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами (см. ПЕРОКСИДЫ). При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na2O2 + 2h3O  2NaOH + h3O2. Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н2О2 образует и кислые соли, например, Ва(НО2)2, NaHO2 и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода: 2NaHO2  2NaOH + O2. Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н2О2, способствует разложению.

Растворы Н2О2, особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н2О2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н2О2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н2О2  2НСООН + Н2. Если взять 30%-ный раствор Н2О2 и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н2О2 больше всего проявляется в кислой среде, например, h3O2 + h3C2O4  2h3O + 2CO2, но возможно окисление и в щелочной среде:

Na[Sn(OH)3] + h3O2 + NaOH  Na2[Sn(OH)6]; 2K3[Cr(OH)6] + 3h3O2  2KCrO4 + 2KOH + 8h3O.

Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4h3O2  PbSO4 + 4h3O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

h3O2 + 2HCl  2h3O + Cl2. Добавление Н2О2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси h3O2 и разбавленной h3SO4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO3, сернистый газ – до серной кислоты и т.д.

Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии хлорида кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции KOOC(CHOH)2COONa + 5h3O2  KHCO3 + NaHCO3 + 6h3O + 2CO2 розовый CoCl2 изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом – анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается и катализатор снова розовеет. Если вместо хлорида кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н2О2 может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н2О2), например:

2KMnO4 + 5h3O2 + 3h3SO4  K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8h3O;

Ag2O + h3O2  2Ag + h3O + O2;

О3 + Н2О2  h3O + 2O2;

NaOCl + h3O2  NaCl + h3O + O2.

Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию (см. ХЛОР АКТИВНЫЙ). Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н2О2 позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

2K4[Fe(CN)6] + h3O2 + h3SO4  2K3[Fe(CN)6] + K2SO4 + 2h3O;

2K3[Fe(CN)6] + h3O2 + 2KOH  2K4[Fe(CN)6] + 2h3O + O2.

(«Двойственный характер» Н2О2 позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона Странная история доктора Джекила и мистера Хайда, под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.)

Получение Н2О2. Молекулы Н2О2 всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н2О2 образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например: HO2. + Ch5  h3O2 + Ch4., либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов: 2ОН.  Н2О2, Н. + НО2.  Н2О2. Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н2О2, образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н2О2 немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н2О2 может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария, а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO42– – 2e  S2O82–. Надсерная кислота затем гидролизуется:

h3S2O8 + 2h3O  h3O2 + 2h3SO4.

На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2h3O  h3O2 + h3. Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н2О2 и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида): (СН3)2СНОН + О2  (СН3)2С(ООН)ОН  (СН3)2СО + Н2О2. При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.

 Применение Н2О2. Пероксид водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется сотнями тысяч тонн в год. Его используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н2О2 применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н2О2, но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н2О2 на чистую воду и кислород.

Когда-то модно было обесцвечивать волосы «перекисью», сейчас для окраски волос существуют более безопасные составы.

В присутствии некоторых солей пероксид водорода образует как бы твердый «концентрат», который удобнее перевозить и использовать. Так, если к сильно охлажденному насыщенному раствору борнокислого натрия (буры) добавить Н2О2 в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na2[(BO2)2(OH)4]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н2О2, как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов – пероксогидраты, например, К2СО3·3Н2О2, Na2CO3·1,5h3O; последнее соединение широко известное под названием «персоль». Так называемый «гидроперит» CO(Nh3)2·h3O2 представляет собой клатрат – соединение включения молекул Н2О2 в пустоты кристаллической решетки мочевины.

В аналитической химии с помощью пероксида водорода можно определять некоторые металлы. Например, если к раствору соли титана(IV) – сульфата титанила добавить пероксид водорода, раствор приобретает ярко-оранжевый цвет вследствие образования надтитановой кислоты:

TiOSO4 + h3SO4 + h3O2  h3[TiO2(SO4)2] + h3O. Бесцветный молибдат-ион MoO42– окисляется Н2О2 в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н2О2 образует надхромовую кислоту: K2Cr2O7 + h3SO4 + 5h3O2  h3Cr2O12 + K2SO4 + 5h3O, которая довольно быстро разлагается: h3Cr2O12 + 3h3SO4  Cr2(SO4)3 + 4h3O + 4O2. Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия:

K2Cr2O7 + 4h3SO4 + 5h3O2  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 9h3O + 4O2.

Надхромовую кислоту можно извлечь из водного раствора эфиром (в растворе эфира она значительно более устойчива, чем в воде). Эфирный слой при этом окрашивается в интенсивный синий цвет.

Илья Леенсон

ЛИТЕРАТУРА

Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генерирование свободных радикалов и их реакции. М., Химия, 1982 Химия и технология перекиси водорода. Л., Химия, 1984

studfiles.net

Водорода пероксид (Hydrogen peroxide)

Водорода пероксидHydrogenii peroxydum (род. Hydrogenii peroxydi)

Гидрогенпероксид

h3O2
  • Антисептики и дезинфицирующие средства
  • Противопаркинсонические средства
  • R04.0 Носовое кровотечение
  • T14.0 Поверхностная травма неуточненной области тела
  • T14.1 Открытая рана неуточненной области тела
  • 7722-84-1

    Прозрачная бесцветная жидкость без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции; быстро разлагается под действием света, при нагревании или соприкосновении со щелочью, окисляющими или восстанавливающими веществами, с выделением кислорода.

    Фармакологическое действие - гемостатическое, дезинфицирующее, антисептическое, дезодорирующее.

    Антисептическое действие обусловлено оксидантным эффектом — при контакте с поврежденной кожей и слизистыми водорода пероксид под влиянием каталазы (главным образом) и пероксидазы распадается с выделением кислорода (в т.ч. и активных форм), что создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов, особенно анаэробной и гнилостной флоры; вместе с тем оно характеризуется малой продолжительностью и слабой выраженностью эффекта. При попадании раствора в рану происходит разрушение (окисление) протеинов, крови, гноя, и механическое ее очищение вследствие обильного пенообразования (за счет пузырьков газа, поднимающихся со стенок) от загрязняющих частиц, мелких инородных тел, сгустков крови. Это вспенивание способствует тромбообразованию и остановке кровотечений из мелких сосудов.

    Первичная обработка поверхностных загрязненных ран, очищение раны от гноя и сгустков крови, остановка капиллярных кровотечений из поверхностных ран, лунки зуба и носовых кровотечений.

    Гиперчувствительность.

    Аллергические реакции (редко), ощущение жжения в области раны.

    Разрушается и теряет эффективность при взаимодействии с щелочами и солями тяжелых металлов.

    Наружно.

    Следует избегать попадания препарата в глаза; не рекомендуется использовать для орошения полостей и под окклюзионные повязки.

    Помимо наружного применения 3% раствор применяют также внутрь в токсикологической практике в качестве антидота (в комбинации с 3% раствором уксусной кислоты) при отравлении перманганатом калия.

    Перейти

    www.rlsnet.ru

    Перекись водорода

    Перекись водорода — классический простейший представитель семейства пероксидов, обладающий как окислительными, так и восстановительными свойствами. Данное средство уже давно используется в медицине как недорогой, но эффективный местный антисептик и дезинфицирующий агент. Каковы его биологические и лечебные свойства? Как правильно использовать перекись водорода? Насколько она опасна? Об этом и многом другом вы прочитаете в нашей статье.

    Перекись водорода в стандартной форме представляет собой жидкость без цвета и выраженного запаха. Имеет металлический вкус, легко растворяется в эфирах, спиртах, воде и иных жидкостях. Молекулярная структура средства полярная, при самостоятельном разложении выделяет неустойчивую форму типичного кристаллогидрата.

    Пероксид может окислять нитраты и нитриты, расщеплять двойные связи ненасыщенных соединений, восстанавливать соли ряда металлов, марганец, йод в кислых средах. Из-за того, что средство является реактивной формой кислорода, присутствие его в клетках вызывает их оксидативный стресс. Однако в организме пероксид может выполнять роль бактерицидного агента — некоторые ферменты образуют его в ходе сложных окислительно-восстановительных реакций.

    Поскольку перекись водорода применяется в клинической практике только наружно, то фармакокинетика пероксида изучению не поддавались. Фармакодинамика препарата включает в себя механизмы антисептического и тромбообразующего воздействия на внешние покровы. Так, при контакте с тканью, из средства высвобождается активный кислород, который механически очищает и инактивирует органику — кровь, экссудат, протеины, при этом обеспечивается временная (но не стерильная) антисептика обработанной поверхности. Чрезвычайно обильное пенообразование после контакта с кожей и слизистыми оболочками также вызывает тромбообразование, с легким кровоостанавливающим эффектом (на уровне небольшого повреждения периферических сосудов).

    Показания к применению

    Прямыми показаниями к применению перекиси водорода в консервативной терапии являются:

    • Воспалительные повреждения слизистых оболочек;
    • Раны с выделением гнойного экссудата;
    • Кровотечения из носа;
    • Легкие капиллярные кровотечения, вызванные поверхностных повреждением кожного покрова и мягких тканей;
    • Инфекционные и воспалительные заболевания слизистых оболочек вагины, вульвы и полости рта.

    Формы выпуска

    Пероксид водорода выпускается в нескольких лекарственных формах.

    • Раствор перекиси водорода разведенный. Классический 1 или 3-х процентный раствор, обычно применяемый в консервативной клинической практике, используется для полосканий ротовой полости, а также в качестве действующего местного вещества для компрессов, тампонов и примочек;
    • Раствор перекиси водорода концентрированный. В концентрированном растворе перекиси водорода содержится от 27 до 31 процента действующего вещества. Подобный вид медицинской продукции напрямую используется довольно редко и по особому назначению врачебного специалиста. Основные сфера применения — дерматологическая депигментация, механическая очистка запущенных глубоких гнойных ран, уход за швами и хирургическими повязками. Чаще всего концентрированный раствор разводят до классического 3-х процентного, имеющего более широкую область использования;
    • Гидроперит. Представляет собой соединение клатрата перекиси водорода в концентрации 35 процентов с карбамидом. Функционально применяется аналогично с классическим трехпроцентным разведенным раствором, но имеет явное преимущество — таблетированную сухую форму, то есть перед применением гидроперит необходимо развести в воде (2 таблетки на 100 миллилитров жидкости), что упрощает транспортировку, хранение и применение средства в «полевых» условиях.

    Применение перекиси водорода

    В рамках традиционной консервативной терапии, перекись водорода применяется наружно либо же внутренне, но место (не системно).

    Наружное применение

    Используется для обработки кожных покровов. Возможные варианты:

    • Промывка ран. Трехпроцентный раствор, методом струйного орошения;
    • Легкая механическая очистка. В трехпроцентном растворе смачивается ватный или марлевый тампон, после чего методом ручных манипуляций обрабатываются кожные покровы;
    • Глубокая очистка ран. Может быть использованы более концентрированные варианты перекиси водорода — 5, 10, 15 процентов по особому назначению врача, используя методики, приведенные выше;
    • Компрессы. При наложении компрессов рекомендуется применять однопроцентный раствор пероксида водорода. Длительность процедуры — не более получаса;
    • Депигментация. Устранение пигментных пятен на эпителии производится с помощью тридцатипроцентного раствора препарата.

    Внутреннее применение

    Лекарственное средство в современной медицине не используется системно. Основная сфера внутреннего местного применения — это дезинфекция слизистых оболочек ротовой полости, горла либо же гинекологических органов. Для этих целей применяется 0,25-ти процентный раствор пероксида водорода. Проще всего его приготовить из стандартного (трехпроцентного) препарата методом разведения в пропорции 11 к 1 (одиннадцать частей воды и 1 часть перекиси водорода).

    Опасность применения

    При соблюдении дозировки и схемы использования, применение перекиси водорода не несет в себе рисков для здоровья пациента. Отдельные побочные действия включают в себя неприятное жжение в момент осуществления процедуры обработки, местные аллергические реакции и в очень редких случаях — гипертрофию сосочков языка, в случаях длительного использования лекарственного средства.

    Однако стоит учитывать потенциальные риски в случаях превышения дозировки и концентрации пероксида водорода, а также возможности его системного применения. Так, используя слишком концентрированную перекись водорода на кожных покровах или слизистых оболочках, показатель которой превышает рекомендованный в несколько раз и выше, можно получить химический ожог. Системный внутренний приём, через ЖКТ, внутримышечно, внутривенно, может спровоцировать ряд серьезных патологий, от развития шока и генерализированного воспалительного процесса до частичной либо полной деструкции контактных зон отдельных органов и систем.

    Схема Неумывакина

    Внимание! Мировая и отечественная официальная медицина не признаёт подобных практик и считает их опасными для здоровья. Мы настоятельно не рекомендуем экспериментировать с собственным здоровьем. Пользуйтесь всегда только проверенными и научно доказанными методами лечения.

    Перекись водорода, активно используют в своей клинической практике не только консервативная, но и нетрадиционная, «народная» медицина. Если в контексте наружного применения методики двух этих диаметрально противоположных практических областей жизнедеятельности социума практически совпадают, то споры о возможности системного внутреннего использования препарата не утихают и по сей день.

    С точки зрения традиционной медицины, любое применение пероксида водорода кроме местного влечет за собой огромный риск для здоровья и жизни пациента — данное средство является реактивной формой кислорода, которая при прямом воздействии на незащищенные клетки вызывает их окислительное повреждение. В то же время у сторонников нетрадиционных форм лечения есть в этом вопросе существенный аргумент — научные работы Ивана Павловича Неумывакина, доктора медицинских наук, профессора, который почти 3 десятка лет вплотную занимался проблематикой космической медицины и фактически стоял у её истоков. Разносторонне развитый ученый и медик, помимо своих прямых обязанностей, разрабатывает собственные схемы альтернативного лечения. Одна из них зиждется на внутреннем приёме перекиси водорода для лечения целого ряда заболеваний.

    Существуют две базовые схемы использования перекиси водорода по системе Неумывакина. Они включают в себя пероральный приём средства, а также его внутривенное введение.

    По мнению Неумывакина, с помощью пероксида водорода можно эффективно лечить инфаркт миокарда, заболевания ЖКТ, сахарный диабет, остеохондроз, бронхолегочные патологии и иные болезни, в том числе раковые опухоли. Более того, профессор является не только теоретиком и автором более шести десятков книг — в рамках поддержки методик нетрадиционной медицины действует собственный центр здоровья имени Неумывакина, который ежегодно посещают свыше 2 тысяч человек, там же проводится экспериментальное лечение на основе схем и постулатов народного целителя.

    Стоит ли пробовать на себе вышеописанные процедуры?

    Полезное видео

    Перекись водорода — Доктор Комаровский

    Если речь идёт о внешней обработке — конечно же, можно, используя средство как антисептик на кожных покровах. При наличии воспалительного процесса (например, в случае отита), необходимо предварительно проконсультироваться с вашим ЛОР-врачом — он сможет адекватно оценить потенциальные риски и возможную пользу от применения перекиси водорода в конкретном частном случае.

    Можно ли капать ухо перекисью водорода детям?

    Перекись водорода может использоваться как антисептик местного действия не очень продолжительный период времени. Оптимальным вариантом в клинической практике считают одноразовое применение средства, в крайнем случае, повторное, например, для удаления серной пробки. Для длительной терапии желательно выбрать иной препарат.

    Как удалить серную пробку перекисью водорода?

    Классическая «домашняя» схема включает в себя следующие действия:

    • В ближайшей аптеке купите классический трехпроцентный раствор перекиси водорода и нагрейте его до комнатной температуры;
    • Лягте на бок и подложите под голову небольшую подушку;
    • Наберите в пипетку несколько капель средства и закапайте их в ухо, после чего закройте проход небольшим кусочком ваты;
    • Лягте спокойно и не двигайтесь на протяжении 5 минут, после чего вынимайте вату и очищайте ухо от серы с остатками препарата;
    • При необходимости аналогичную процедуру проведите со вторым ухом, а также осуществите повторные мероприятия через 5–10 часов, если пробка не вышла полностью.
    Можно ли протирать прыщи перекисью водорода?

    Прыщи можно протирать трехпроцентной перекисью водорода, однако это не гарантирует положительный эффект. Согласно клинической практике, эта процедура в большинстве случаев имеет эффект плацебо.

    Можно ли обрабатывать раны перекисью водорода?

    Одним из основных сфер использования перекиси водорода и является обработка ран, как поверхностных, так и глубоких. Это средство не только даёт при использовании антисептический эффект, но и благодаря хорошей пенистости, эффективно очищает поверхности кожных покровов и тканей от загрязнений.

    Как правильно делать обработку раны перекисью водорода?
    • Обработка раны производится двумя основными методами:Струйная обмывка. Пораженная локализация обливается трехпроцентным средством в течение 5–10 секунд, при этом под конечность или же часть тела с обрабатываемой поверхностью желательно подложить поддон. Классическое струйное орошение требует определенного запаса перекиси — на достаточно обширную рану может не хватить одного-двух флаконов;
    • Механическая контактная обработка. Марлевый или ватный тампон смачивается в трехпроцентной перекиси водорода, после чего им производят мягкие механические манипуляции по обработке и очистке раны от загрязнений.
    Нужна ли обработка пупка перекисью водорода?

    При наличии пупочной ранки у новорожденных производится обработка её однопроцентной перекисью водорода в течение первых десяти дней жизни ребенка. В последнее десятилетие многие роддомы стали отказываться от данной процедуры (при обычных обстоятельствах он заживает самостоятельно), однако мы все же рекомендуем производить мероприятие — вреда оно не нанесет, при этом немного снизит риски проникновения бактериальной инфекции.

    Можно ли обрабатывать ожог перекисью водорода?

    Однопроцентной перекисью водорода можно обрабатывать только ожоги первой легкой степени. Во всех других ситуациях (например, если на коже возникли волдыри или есть симптомы частичного обугливания, некроза эпителия) производить процедуру не рекомендуется.

    Отвечал на вопросы: Евгений Поголосов

    www.doctorfm.ru

    ВОДОРОДА ПЕРОКСИД

    Содержание статьи

    ВОДОРОДА ПЕРОКСИД – (старое название – перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н2О2, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н2О2 содержатся пероксидные группы –О–О– (см. ПЕРОКСИДЫ), которые во многом определяют свойства этого соединения.

    Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 – 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария:

    BaO2 + 2HCl ® BaCl2 + h3O2. Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н2О2 Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl2 + Ag2SO4 ® 2AgCl + BaSO4. Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н2О2 использовали серную кислоту: BaO2 + h3SO4 ® BaSO4 + h3O2, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО2 в воде: BaO2 + h3O + CO2 ® BaCO3 + h3O2, поскольку карбонат бария также нерастворим. Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (1802–1876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826). Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около –190° С), так был получен 87%-ный раствор Н2О2.

    Концентрировали Н2О2 путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 70–75° С; так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя – происходит разложение Н2О2, поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н2О и Н2О2. Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7° С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования – вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н2О2. Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

    Многие исследователи 19 в., получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н2О2 от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н2О2, который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н2О2 (всего 1–2 мл) взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы.

    Физические свойства.

    Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н2О2, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см3). Замерзает Н2О2 при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н2О2 замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н2О2 при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н2О2 хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н2О2, жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

    В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый Н2О2, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н2О2 (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н2О2 такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

    Реакция разложения.

    Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение: Н2О2 ® Н2О + 1/2 О2 с выделением 98 кДж на моль Н2О2 (34 г). Это очень большая энергия: она больше, чем та, которая выделяется при образовании 1 моля HCl при взрыве смеси водорода и хлора; ее достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в этой реакции. Опасны и концентрированные водные растворы Н2О2, в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

    Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н2О2, который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей возможно взрывное вскипание. Разложение Н2О2 и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже пылинки.

    Взрывы Н2О2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н2О2 в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным:

    Катализатор Энергия активации, кДж/моль Относительная скорость реакции при 25° С
    Без катализатора 73 1
    Ионы I– 56 1,1·103
    Платина 48 2,3·104
    Ионы Fe2+ 42 2,5·105
    Каталаза 7 3·1011

    Фермент каталаза содержится в крови; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Реакцию разложения концентрированного раствора Н2О2 под действием каталазы использует не только человек; именно эта реакция помогает жуку-бомбардиру бороться с врагами, выпуская в них горячую струю (см. ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА). Другой фермент – пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н2О2, но в его присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

    Ферменты, влияющие на реакции пероксида водорода, играют большую роль в жизнедеятельности клетки. Энергию организму поставляют реакции окисления с участием поступающего из легких кислорода. В этих реакциях промежуточно образуется Н2О2, который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н2О2 в воду и кислород.

    Реакция разложения Н2О2 часто протекает по радикально-цепному механизму (см. ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н2О2 и Fe2+ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe2+ на молекулу h3O2 с образованием иона Fe3+ и очень неустойчивого анион-радикала [h3O2]. –, который сразу же распадается на анион ОН– и свободный гидроксильный радикал ОН. (см. СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ). Радикал ОН. очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН2=СН–СН2ОН + 2ОН. ® НОСН2–СН(ОН)–СН2–ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН. реагирует с Н2О2 с образованием менее активного радикала НО2., который способен восстанавливать ионы Fe2+, что замыкает каталитический цикл:

    h3O2 + Fe2+ ® Fe3+ + OH. + OH–

    ОН. + Н2О2 ® h3O + HO2.

    HO2. + Fe3+ ® Fe2+ + O2 + H+

    H+ + OH– ® h3O.

    При определенных условиях возможно цепное разложение Н2О2, упрощенный механизм которого можно представить схемой

    ОН. + Н2О2 ® h3O + HO2.2. + h3O2 ® h3O + O2 + OH. и т.д.

    Реакции разложения Н2О2 идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы [Cu(Nh4)4]2+, они вызывают быстрое разложение Н2О2. Аналогичное действие оказывают ионы Mn2+ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10–5 моль/л) ингибитор – вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 103 звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н2О2 в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н2О2 фактически увеличивается в тысячу раз.

    Иногда заметное разложение Н2О2 вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:109, т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO2, Co2O3, PbO2 и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO2 бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н2О2, из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н2О2 не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

    Быстрое разложение Н2О2 можно использовать для эффектного лекционного опыта, если до внесения катализатора добавить к раствору поверхностно-активное вещество (мыло, шампунь). Выделяющийся кислород создает обильную белую пену, которую назвали «зубной пастой для слона».

    Некоторые катализаторы инициируют нецепное разложение Н2О2, например:

    h3O2 + 2I– + 2H+ ® 2h3O + I2

    I2 + h3O2 ® 2I– + 2H+ + O2.

    Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe2+ в кислых растворах: 2FeSO4 + h3O2 + h3SO4 ® Fe2(SO4)3 + 2h3O.

    Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н2О2, даже разбавленным, при их длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н2О2.

    Все эти особенности разложения Н2О2 позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н2О2 необходимо проводить перегонку при пониженном давлении, поскольку вещество разлагается при нагревании выше 70° С и даже, хотя очень медленно, при комнатной температуре (как сказано в Химической энциклопедии, со скоростью 0,5% в год). В таком случае, как же получена фигурирующая в той же энциклопедии температура кипения при атмосферном давлении, равная 150,2° С? Обычно в таких случаях используют физико-химическую закономерность: логарифм давления пара жидкости линейно зависит от обратной температуры (по шкале Кельвина), поэтому если точно измерить давление пара Н2О2 при нескольких (невысоких) температурах, то легко можно рассчитать, при какой температуре это давление достигнет 760 мм рт.ст. А это и есть температура кипения при обычных условиях.

    Теоретически радикалы ОН. могут образоваться и в отсутствие инициаторов, в результате разрыва более слабой связи О–О, но для этого нужна довольно высокая температура. Несмотря на относительно небольшую энергию разрыва этой связи в молекуле Н2О2 (она равна 214 кДж/моль, что в 2,3 раза меньше, чем для связи Н–ОН в молекуле воды), связь О–О все же достаточно прочная, чтобы пероксид водорода был абсолютно устойчив при комнатной температуре. И даже при температуре кипения (150° С) он должен разлагаться очень медленно. Расчет показывает, что при этой температуре разложение на 0,5% должно происходить тоже достаточно медленно, даже если длина цепи равна 1000 звеньев. Несоответствие расчетов и опытных данных объясняется каталитическим разложением, вызванным и мельчайшими примесями в жидкости и стенками реакционного сосуда. Поэтому измеренная многими авторами энергия активации разложения Н2О2 всегда значительно меньше, чем 214 кДж/моль даже «в отсутствие катализатора». На самом деле катализатор разложения всегда есть – и в виде ничтожных примесей в растворе, и в виде стенок сосуда, именно поэтому нагревание безводного Н2О2 до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.

    В некоторых условиях разложение Н2О2 происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н2О2 в присутствии иодата калия KIO3, то при определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с периодом от 40 до 800 секунд.

    Химические свойства Н2О2.

    Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации h3O2H+ + HO2– при 25° С равна 2,4·10–12, что на 5 порядков меньше, чем для h3S. Средние соли Н2О2 щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами (см. ПЕРОКСИДЫ). При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na2O2 + 2h3O ® 2NaOH + h3O2. Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н2О2 образует и кислые соли, например, Ва(НО2)2, NaHO2 и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода: 2NaHO2 ® 2NaOH + O2. Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н2О2, способствует разложению.

    Растворы Н2О2, особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н2О2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н2О2 восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н2О2 ® 2НСООН + Н2. Если взять 30%-ный раствор Н2О2 и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н2О2 больше всего проявляется в кислой среде, например, h3O2 + h3C2O4 ® 2h3O + 2CO2, но возможно окисление и в щелочной среде:

    Na[Sn(OH)3] + h3O2 + NaOH ® Na2[Sn(OH)6]; 2K3[Cr(OH)6] + 3h3O2 ® 2KCrO4 + 2KOH + 8h3O.

    Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4h3O2 ® PbSO4 + 4h3O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

    h3O2 + 2HCl ® 2h3O + Cl2. Добавление Н2О2 к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси h3O2 и разбавленной h3SO4 растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO3, сернистый газ – до серной кислоты и т.д.

    Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии хлорида кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции KOOC(CHOH)2COONa + 5h3O2 ® KHCO3 + NaHCO3 + 6h3O + 2CO2 розовый CoCl2 изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом – анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается и катализатор снова розовеет. Если вместо хлорида кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

    Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н2О2 может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н2О2), например:

    2KMnO4 + 5h3O2 + 3h3SO4 ® K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8h3O;

    Ag2O + h3O2 ® 2Ag + h3O + O2;

    О3 + Н2О2 ® h3O + 2O2;

    NaOCl + h3O2 ® NaCl + h3O + O2.

    Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию (см. ХЛОР АКТИВНЫЙ). Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н2О2 позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

    2K4[Fe(CN)6] + h3O2 + h3SO4 ® 2K3[Fe(CN)6] + K2SO4 + 2h3O;

    2K3[Fe(CN)6] + h3O2 + 2KOH ® 2K4[Fe(CN)6] + 2h3O + O2.

    («Двойственный характер» Н2О2 позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона Странная история доктора Джекила и мистера Хайда, под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.)

    Получение Н2О2.

    Молекулы Н2О2 всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н2О2 образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например: HO2. + Ch5 ® h3O2 + Ch4., либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов: 2ОН. ® Н2О2, Н. + НО2. ® Н2О2. Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н2О2, образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н2О2 немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н2О2 может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

    В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария, а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO42– – 2e ® S2O82–. Надсерная кислота затем гидролизуется:

    h3S2O8 + 2h3O ® h3O2 + 2h3SO4.

    На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2h3O ® h3O2 + h3. Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н2О2 и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида): (СН3)2СНОН + О2 ® (СН3)2С(ООН)ОН ® (СН3)2СО + Н2О2. При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.

    Применение Н2О2.

    Пероксид водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется сотнями тысяч тонн в год. Его используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н2О2 применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н2О2, но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н2О2 на чистую воду и кислород.

    Когда-то модно было обесцвечивать волосы «перекисью», сейчас для окраски волос существуют более безопасные составы.

    В присутствии некоторых солей пероксид водорода образует как бы твердый «концентрат», который удобнее перевозить и использовать. Так, если к сильно охлажденному насыщенному раствору борнокислого натрия (буры) добавить Н2О2 в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na2[(BO2)2(OH)4]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н2О2, как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов – пероксогидраты, например, К2СО3·3Н2О2, Na2CO3·1,5h3O; последнее соединение широко известное под названием «персоль». Так называемый «гидроперит» CO(Nh3)2·h3O2 представляет собой клатрат – соединение включения молекул Н2О2 в пустоты кристаллической решетки мочевины.

    В аналитической химии с помощью пероксида водорода можно определять некоторые металлы. Например, если к раствору соли титана(IV) – сульфата титанила добавить пероксид водорода, раствор приобретает ярко-оранжевый цвет вследствие образования надтитановой кислоты:

    TiOSO4 + h3SO4 + h3O2 ® h3[TiO2(SO4)2] + h3O. Бесцветный молибдат-ион MoO42– окисляется Н2О2 в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н2О2 образует надхромовую кислоту: K2Cr2O7 + h3SO4 + 5h3O2 ® h3Cr2O12 + K2SO4 + 5h3O, которая довольно быстро разлагается: h3Cr2O12 + 3h3SO4 ® Cr2(SO4)3 + 4h3O + 4O2. Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия:

    K2Cr2O7 + 4h3SO4 + 5h3O2 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 9h3O + 4O2.

    Надхромовую кислоту можно извлечь из водного раствора эфиром (в растворе эфира она значительно более устойчива, чем в воде). Эфирный слой при этом окрашивается в интенсивный синий цвет.

    Илья Леенсон

    www.krugosvet.ru


    Смотрите также