Водороден пероксид: свойства, формула, структура и употреба

Водороден пероксид или водороден пероксид, диоксиген или диоксидан е химично съединение, което е представено с формулата Н202. В чистата си форма не показва цвят, освен че е в течно състояние, но е малко по-вискозен от водата, поради количеството "водородни мостове", които могат да се образуват.

Този пероксид също е признат като един от най-простите пероксиди, което означава пероксидни онези съединения, които имат проста кислородно-кислородна връзка.

Употребите му са разнообразни, вариращи от мощността му като окислител, избелващ агент и дезинфектант, и дори при високи концентрации, той е бил използван като гориво за космически кораби, имащ особен интерес в химията на горива и експлозиви.

Водородният пероксид е нестабилен и се разлага бавно в присъствието на основи или катализатори. Поради тази нестабилност, пероксидът обикновено се съхранява с някакъв вид стабилизатор, който е в присъствието на леко кисели разтвори.

Водородният пероксид може да бъде намерен в биологични системи, които са част от човешкото тяло, а ензимите, които действат чрез разграждането му, са известни като "пероксидази".

откритие

Откриването на водороден пероксид е възложено на френския учен Луи Жак Тонар, когато той реагира на бариевия пероксид с азотна киселина.

Подобрена версия на този процес използва солна киселина и чрез добавяне на сярна киселина, така че бариевият сулфат може да се утаи. Този процес се използва от края на деветнадесети век до средата на ХХ век, за да се произведе пероксид.

Винаги се е смятало, че пероксидът е нестабилен, поради всички неуспешни опити да се изолира от водата. Но нестабилността се дължи главно на примесите на солите на преходните метали, които катализират тяхното разлагане.

Първият чист водороден пероксид е синтезиран за първи път през 1894 г., почти 80 години след откриването му, благодарение на учения Ричард Волфенщайн, който я произвежда благодарение на вакуумната дестилация.

Трудно е да се определи неговата молекулярна структура, но италианският химик-физик, Джакомо Каррара, е този, който определя неговата молекулна маса чрез криоскопичен произход, благодарение на което неговата структура може да бъде потвърдена. До този момент бяха предложени поне дузина хипотетични структури.

производство

Преди това водороден пероксид се приготвя индустриално чрез хидролиза на амониев пероксидисулфат, който се получава чрез електролиза на разтвор на амониев бисулфат (NH4HSO4) в сярна киселина.

Днес водородният пероксид се произвежда почти изключително от антрахиноновия процес, който е формализиран през 1936 г. и е патентован през 1939 г. Той започва с редукция на антрахинон (като 2-етилантрахинон или 2-амилово производно) до съответния антрахидрохинон, обикновено чрез хидрогениране над паладиев катализатор.

След това антрахидрохинонът се подлага на автоокисление, за да регенерира изходния антрахинон, като водороден пероксид като страничен продукт. Повечето търговски процеси получават окисление чрез барботиране на сгъстен въздух през дериватизиран антраценов разтвор, така че кислородът, присъстващ във въздуха, реагира с лабилните водородни атоми (на хидроксилните групи), давайки водороден пероксид и регенериращ антрахинона.

След това водородният пероксид се екстрахира и производното на антрахинона се редуцира отново до дихидрокси съединението (антрацен), като се използва водороден газ в присъствието на метален катализатор. След цикъла се повтаря.

Икономиката на процеса зависи до голяма степен от ефективното рециклиране на хинона (който е скъп), екстракционните разтворители и катализатора за хидрогениране.

Свойства на водороден пероксид

Водородният пероксид е показан като светлосиня течност в разредени разтвори и безцветен при стайна температура, с лек горчив вкус. Той е малко по-вискозен от водата, поради водородните връзки, които може да образува.

Счита се за слаба киселина (PubChem, 2013). Също така е силен окислител, който е отговорен за повечето от неговите приложения, които в допълнение към актуалния като окислител, са белина - за хартиената промишленост - и също като дезинфектант. При ниски температури се държи като кристално твърдо вещество.

Когато се образува карбамидният пероксид (CH6N2O3) (PubChem, 2011), той е напълно признат за използване като избелване на зъбите, било то професионално или по определен начин.

Има много литература за значението на водороден пероксид в живите клетки, тъй като тя играе важна роля в защитата на организма срещу вредните гостоприемници, в допълнение към окислителните биосинтетични реакции.

В допълнение, има повече доказателства (PubChem, 2013), че дори и при ниски нива на водороден пероксид в тялото, това има основна роля особено във висшите организми. По този начин, той се разглежда като важен клетъчен сигнализиращ агент, способен да модулира както съкращения, така и промотори на растеж.

Поради натрупването на водороден пероксид в кожата на пациенти, страдащи от депигментиращо разстройство "витилиго" (López-Lázaro, 2007), човешкият епидермис няма нормалния капацитет да изпълнява функциите си, по този начин се предполага, че натрупването на пероксид може да играе важна роля в развитието на рак.

Дори експериментални данни (López-Lázaro, 2007) показват, че раковите клетки произвеждат голямо количество пероксид, който е свързан с алтернативни ДНК, клетъчна пролиферация и др.

Малки количества водороден пероксид могат да се получат спонтанно във въздуха. Водородният пероксид е нестабилен и бързо се разлага на кислород и вода, освобождавайки топлина в реакцията.

Въпреки че не е запалим, както вече споменахме, той е мощен окислител (ATSDR, 2003), който може да предизвика спонтанно запалване, когато влезе в контакт с органични материали.

В водороден пероксид, кислород (Rayner-Canham, 2000) има "анормално" състояние на окисление, тъй като двойките от атоми със същата електронегативност са свързани, следователно, трябва да се приеме, че двойката свързващи електрони е разделят помежду си. В този случай всеки кислороден атом има окислително число 6 минус 7 или - l, докато водородните атоми все още имат + l.

Мощната окислителна способност на водородния пероксид по отношение на водата се обяснява с неговия окислителен потенциал (Rayner-Canham, 2000), така че той може да окислява железния (II) йон до железен (III) йон, както е показано в следната реакция:

Водородният пероксид също притежава свойството на dismutar, т.е. и редуцира, и окислява (Rayner-Canham, 2000), както е показано от следните реакции заедно с техния потенциал:

При добавяне на двете уравнения се получава следното глобално уравнение:

Въпреки, че "димутацията" е предпочитана за термодинамично казано, кинетично тя не е предпочитана. Но (Rayner-Canham, 2000), кинетиката на тази реакция може да бъде облагодетелствана с използването на катализатори като йодиден йон или други йони на преходни метали.

Например, ензимът "каталаза", който присъства в нашето тяло, е в състояние да катализира тази реакция, така че да унищожи вредния пероксид, който може да съществува в нашите клетки.

Всички оксиди на алкалната група, реагират енергично с водата, за да се получи съответния разтвор на металния хидроксид, но натриевият диоксид, генерира водороден пероксид, а диоксидите произвеждат водороден пероксид и кислород, както е показано в следните реакции (Rayner-Canham, 2000):

Други интересни данни, събрани от водороден пероксид, са:

• Молекулна маса: 34, 017 g / mol
• Плътност: 1, 11 g / cm3 при 20 ° C, в разтвори при 30% (w / w) и 1, 450 g / cm3 при 20 ° C в чисти разтвори.
• Точките на топене и кипене са съответно -0.43 ° С и 150.2 ° С.
• Той се смесва с вода.
• Разтворим в етери, алкохоли и неразтворими в органични разтворители.
• Стойността на неговата киселинност е pKa = 11.75.

структура

Молекулата на водородния пероксид представлява непланарна молекула. Въпреки че кислород-кислородната връзка е проста, молекулата има относително висока ротационна бариера (Wikipedia Encyclopedia Libre, 2012), ако я сравним например с тази на етан, който също е образуван от единична връзка.

Тази бариера се дължи на отблъскването между йонните двойки на съседните оксигени и се оказва, че пероксидът е в състояние да покаже "атропизомери", които са стереоизомери, които възникват поради възпрепятстващата ротация около единична връзка, където се дължат енергийните разлики. за стерична деформация или други донори, те създават ротационна бариера, която е достатъчно висока, за да позволи изолирането на отделните конформери.

Структурите на газообразните и кристалните форми на водороден пероксид се различават значително и тези различия се дължат на водородната връзка, която липсва в газообразната форма.

приложения

Често се среща водороден пероксид в ниски концентрации (от 3 до 9%), в много домове за медицински цели (водороден пероксид), както и за избелване на дрехи или коса.

При високи концентрации се използва индустриално, също и за избелване на текстил и хартия, както и гориво за космически кораби, производство на порести каучук и органични съединения.

Препоръчително е да се борави с разтвори на водороден пероксид, дори и с разредени, с ръкавици и предпазни очила, тъй като той атакува кожата.

Водородният пероксид е важно индустриално химическо съединение (Rayner-Canham, 2000); около 106 тона в световен мащаб всяка година. Водородният пероксид също се използва като промишлен реагент, например в синтеза на натриев пероксоборат.

Водородният пероксид има важно приложение при възстановяването на стари картини (Rayner-Canham, 2000), тъй като един от най-използваните бели пигменти е бяло олово, което съответства на смесен основен карбонат, чиято формула е Pb3 ( ОН) 2 (С03) 2.

Следите от сероводород причиняват това бяло съединение да се превърне в оловен сулфид (Il), който е черен, който оцветява боята. Прилагането на водороден пероксид окислява оловен сулфид (Il) до бял оловен сулфат (Il), който възстановява правилния цвят на боята, следвайки следната реакция:

Друго любопитно приложение, което трябва да се подчертае (Rayner-Canham, 2000), е приложението му за промяна на формата на косата, която постоянно атакува дисулфидните мостове, които това естествено има с помощта на водороден пероксид в леко основни разтвори, открити от Рокфелер Институт през 1930 година.

Пропелентите и експлозивите имат много общи свойства (Rayner-Canham, 2000). И двете работят чрез бърза екзотермична реакция, която произвежда голям обем газ. Изхвърлянето на този газ е това, което движи ракетата напред, но в случая на експлозива това е главно ударната вълна, генерирана от производството на газ, който причинява щетите.

Реакцията, използвана в първия ракетно-задвижван самолет, използва смес от водороден пероксид с хидразин, в която и двете реагират, давайки молекулен азотен газ и вода, както е показано в следната реакция:

Когато се сумират енергиите на капсулите на всеки от реагентите и продуктите, се получава, че се отделя енергия от 707 Kj / mol топлина за всеки консумиран мол хидразин, което означава много екзотермична реакция.

Това означава, че той отговаря на очакванията, необходими за използване като гориво в гориво, тъй като се получават много големи количества газ чрез много малки обеми от двете реактивни течности. Като се има предвид реактивността и корозията на тези две течности, сега те са заменени с по-безопасни смеси на основата на същите критерии, които са избрани да бъдат използвани като горива.

От медицинска гледна точка, водороден пероксид се използва като локален разтвор при почистване на рани, гнойни язви и локални инфекции. Често се използва при лечението на възпалителни процеси във външния слухов канал или за гаргара при лечение на фарингит.

Също така се използва в областта на стоматологията за почистване на кореновите канали на зъбите или други кухини на зъбната пулпа, в процеси като ендодонтията, в крайна сметка в малки стоматологични процеси.

Използва се за почистване на рани или язви и др. е, защото той е агент, способен да унищожи микроорганизмите, но не и спорите на бактериите, това не означава, че убиват всички микроорганизми, но намалява нивото на тези, така че инфекциите да не се сблъскват с големи проблеми. Така че това би принадлежало на нивото на дезинфектанти и антисептици на ниско ниво.

Водородният пероксид реагира с някои ди-естери, като фенил оксалатен естер, и произвежда хемилуминесценция, това е приложение на вторичен тип, намерен в светли барове, известен с английското си име като "glow stick",

В допълнение към всичките си употреби, съществуват исторически инциденти с използването на водороден пероксид, тъй като той все още е химическо съединение, което при високи концентрации и предвид неговата реактивност може да доведе до експлозии, което означава, че е необходимо предпазно оборудване. по време на манипулирането, както и като се вземат предвид подходящите условия за съхранение.