Реакция получения перекиси водорода. Перекись водорода строение молекулы. Получение пероксида водорода

117. Пероксид водорода H 2 O 2

Пероксид (перекись) водорода представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью 1.45 г/см 3 , затвердевающую при -0.48°C. Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы; в прохладном месте они могут сохраняться довольно долго. Пергидроль - раствор, который поступает в продажу, - содержит 30% H 2 O 2 . В нем, а также в высококонцентрированных растворах пероксида водорода содержатся стабилизирующие добавки.

Разложение пероксида водорода ускоряется катализаторами. Если, например, в раствор пероксида водорода бросить немного диоксида марганца MnO 2 , то происходит бурная реакция и выделяется кислород. К катализаторам, способствующим разложению пероксида водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов. Уже следы этих металлов могут вызвать распад H 2 O 2 .

Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода, но ввиду высокой температуры водородного пламени тотчас же разлагается на воду и кислород.

Рис. 108. Схема строения молекулы H 2 O 2 . Угол? близок к 100°, угол? - к 95°. Длины связей: O-O 0.149 нм.

Однако если направить водородное пламя на кусок льда, то в образующейся воде можно обнаружить следы пероксида водорода.

Пероксид водорода получается также при действии атомарного водорода на кислород.

В промышленности пероксид водорода получают в основном электрохимическими методами, например анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной кислоты H 2S2 O 8 (см. § 132). Происходящие при этом процессы можно изобразить схемой:

В пероксиде водорода атомы водорода ковалентно связаны с атомами кислорода, между которыми также осуществляется простая связь. Строение пероксида водорода можно выразить следующей структурной формулой: Н-О-О-Н.

Молекулы H 2 O 2 обладают значительной полярностью (?=2.13D), что является следствием их пространственной структуры (рис. 106).

В молекуле пероксида водорода связи между атомами водорода и кислорода полярны (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода). Поэтому в водном растворе под влиянием полярных молекул воды пероксид водорода может отщеплять ионы водорода, т. е. он обладает кислотными свойствами. Пероксид водорода - очень слабая двухосновная кислота (K 1 = 2.6·10 -12) в водном растворе он распадается, хотя и в незначительной степени, на ионы:

Диссоциация по второй ступени

практически не протекает. Она подавляется присутствием воды - вещества, диссоциирующего с образованием ионов водорода в большей степени, чем пероксид водорода. Однако при связывании ионов водорода (например, при введении в раствор щелочи) диссоциация по второй ступени происходит.

С некоторыми основаниями пероксид водорода реагирует непосредственно, образуя соли.

Так, при действии пероксида водорода на водный раствор гидроксида бария выпадает осадок бариевой соли пероксида водорода:

Соли пероксида водорода называются пероксидами или перекисями. Они состоят из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов O 2 2- , электронное строение которых можно изобразить схемой:

Степень окисленности кислорода в пероксиде водорода равна -1, т. е. имеет промежуточное значение между степенью окисленности кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0). Поэтому пероксид водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т. е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Все же для него более характерны окислительные свойства, так как стандартный потенциал электрохимической системы

в которой H 2 O 2 выступает как окислитель, равен 1,776 В, в то время как стандартный потенциал электрохимической системы

в которой пероксид водорода является восстановителем, равен 0,682 В. Иначе говоря, пероксид водорода может окислять вещества,?° которых не превышает 1,776 В, а восстанавливать только те, ?° которых больше 0,682 В. По табл. 18 (на стр. 277) можно видеть, что в первую группу входит гораздо больше веществ.

В качестве примеров реакций, в которых H 2 O 2 служит окислителем, можно привести окисление нитрита калия

KNO 2 + H 2 O 2 = KNO 3 + H 2 O

и выделение иода из иодида калия:

2KNI + H 2 O 2 = I 2 + 2KOH

Как пример восстановительной способности пероксида водорода укажем на реакции взаимодействия H 2 O 2 с оксидом серебра(I)

Пероксид водорода применяют также для обновления старых картин, написанных масляными красками и потемневших от времени вследствие превращения свинцовых белил в черный сульфид свинца под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода. При промывании таких картин пероксидом водорода сульфид свинца окисляется в белый сульфат свинца:

PbS + H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: H 2 O 2

Химический состав Пероксида водорода

Молекулярная масса: 34,014

Пероксид водорода (перекись водорода) H 2 O 2 - 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 H 2 O 2 2H 2 O. Вследствие несимметричности молекула H 2 O 2 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 H 2 O 2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Химические свойства

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обусловливает 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 атомарного кислорода. Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O-O непрочна, поэтому H 2 O 2 - неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H 2 O и O. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками. Однако очень чистый пероксид водорода вполне устойчив. Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4·10 -12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням. При действии концентрированного раствора H 2 O 2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li 2 O 2 , MgO 2 и др.) Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем. Пероксидная группа [-O-O-] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na 2 O 2 , BaO 2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H 3 PO 5 и пероксодисерная H 2 S 2 O 8 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 марганец при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде. Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Биологические свойства

Пероксид 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, НАДФ H-оксидаза, циклооксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в пероксид водорода.

Получение

Исторически первым промышленным методом синтеза пероксида водорода был электролиз серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которого образуется надсерная кислота, с последующим гидролизом последней до пероксида и серной кислоты. С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона. Процесс основан на автоокислении алкилантрагидрохинонов (обычно 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов) кислородом воздуха с образованием антрахинонов и пероксида водорода. Реакция проводится в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле с добавлением вторичных спиртов, по завершении процесса пероксид водорода экстрагируют из органической фазы водой. Для регенерации исходных антрагидрохинонов бензольный раствор антрахинонов восстанавливают водородом в присутствии каталитических количеств палладия. Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта, при этом ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон, однако в широких масштабах в промышленности этот метод в настоящее время не используется. Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой. В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать H 2 O 3 и H 2 O 4 . Эти соединения весьма неустойчивы. При обычных температурах (н.у.) они разлагаются за доли секунды, однако при низких температурах порядка −70 °C существуют часами. Спектро-химическое исследование показывает, что их молекулы имеют зигзагообразную цепную структуру (подобную сульфанам): H-O-O-O-H, H-O-O-O-O-H.

Применение

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), в том числе для привода турбонасосных агрегатов.Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит своё применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов. Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также продлевает время заживления. Обладая хорошими очищающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также продлевать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток. Более того, пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи. Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных затёков, флегмон и других гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остаётся предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом каталазой. Это в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые будут легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки пероксидом водорода антисептический раствор не сможет удалить эти патологические образования, что приведет к значительному увеличению времени заживления раны и ухудшит состояние больного. Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос и отбеливания зубов, 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 и 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 MnO 2 , образовавшихся при взаимодействии перманганата калия («марганцовки») с предметами (ввиду его восстановительных свойств). 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.

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. Выпускаемый в виде таблеток твёрдого клатрата с мочевиной пероксид водорода называется гидроперитом.

Опасность применения

Несмотря на то, что пероксид водорода нетоксичен, 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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

В обычных условиях перекись водорода - сиропообразная жидкость (плотность - 1,44 г/см 3), с довольно высокой температурой кипения (150,2 o C).

Температура плавления равна 0,41 o C. Она имеет бледно-голубую окраску. Пероксид водорода - хороший ионизирующий растворитель. С водой смешивается в любых соотношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H 2 O 2 ×2H 2 O.

Химическая формула перекиси водорода

Химическая формула перекиси водорода - H 2 O 2 . Она показывает, что в составе молекулы этого сложного вещества находится два атома водорода (Ar = 1 а.е.м.) и два атома кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу перекиси водорода:

Mr(H 2 O 2) = 2×Ar(H) + 2×Ar(O) = 2×1 + 2×16 = 2 + 32 = 34

Структурная (графическая) формула перекиси водорода

Более наглядной является структурная (графическая) формула перекиси водорода . Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Молекула пероксида водорода имеет угловое строение (рис. 1). Энергия связи О-О (210кДж/моль) значительно меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль).

Рис. 1. Строение молекулы пероксида водорода с указанием валентных углов между связями и длин химических связей.

Вследствие несимметричного распределения связей Н-О молекула пероксида водорода сильно полярна (дипольным момент равен 0,7×10 -29 Кл×м). Между молекулами пероксида водорода возникает прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Страница 1

Перекисные соединения – сложные вещества, в которых атомы кислорода соеденены друг с другом. Пероксиды водорода выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид

Для органических веществ используют термин перекись.

Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (перекись ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в отсутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов.

При нулевой температуре супероксиды разлагаются, выделяя свободный кислород

Пероксид водорода Н2О2 смешивается с водой в любых соотношениях, растворяется также в спирте, эфире. 30% -ный раствор Н2О2 называют пергидролем.

При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2. 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, H2O2 + H2C2O4 ® 2H2O + 2CO2, но возможно окисление и в щелочной среде:

Na + H2O2 + NaOH ® Na2; 2K3 + 3H2O2 ® 2KCrO4 + 2KOH + 8H2O.

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O-O непрочна, поэтому H2O2 - неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов и серебра:

2H2O2 → 2H2O + O2

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.):

Н2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O

H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2↓ + 2H2O

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 H3PO5 и пероксидисерная H2S2O8 кислоты.

Пероксиды замедляют синтез белка в клетке. В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды, озониды.

При высокой температуре водород соединяется со щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя белые кристаллические вещества-гидриды металлов (LiH¸ NaH , КH, CaH2 и др).

В этих соединениях металл имеет положительную валентность, водород- отрицательную. Если гидрид металла расплавить и подвергнуть электролизу, то водород будет выделяться на аноде, металл на катоде. Отрицательно заряженный ион водорода Н- имеет завершенный уровень, аналогичный атому гелия.

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

Повышенной реакционной способностью обладает атомарный водород. Он содержится в водороде в момент выделения. Атомарный водород при комнатной температуре восстанавливает окислы металлов, взаимодействует с кислородом, серой и фосфором.

Перекисные соединения - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом.

Озонирование - экологически чистая технология очистки, основанная на использовании газа озона- сильного окислителя. Озонатор вырабатывает озон из кислорода, содержащегося в атмосферном воздухе. После взаимодействия с загрязняющими химическими и микробиологичесими веществами озон превращается в обычный кислород. Практически доказано, что все продукты озонирования являются более безвредными для человека.

ВОДОРОДА ПЕРЕКИСЬ , гидроперекись , Н 2 O 2 , сиропообразная жидкость, водные растворы которой широко применяются в белильной технике. В небольших количествах перекись водорода встречается в атмосферных осадках, в соках растений. Образование ее в животной и растительной клетке, по-видимому, тесно связано с процессами дыхания и усвоения растениями углекислоты. Водорода перекись образуется также при явлениях автоокисления .

Водорода перекись была открыта в 1818 г. Тенардом и с тех пор служит объектом многочисленных научных исследований. Техническое значение перекиси водорода весьма велико. Она обладает сильным белящим действием и вместе с тем не действует разрушительным образом на волокно или другое отбеливаемое вещество. Широкое распространение перекиси водорода сильно тормозилось в первое время сравнительно высокими ценами и малой стойкостью технического продукта, который получался только в виде 3 %-ного раствора и потому не выдерживал расходов по транспорту. После того как были разработаны удобные и дешевые способы приготовления высокопроцентных и стойких продуктов (30%), производство перекиси водорода сделалось существенной отраслью химической промышленности и в настоящее время сконцентрировано на больших химических заводах.

Свойства перекиси водорода . Безводная перекись водорода представляет собой бесцветную жидкость горького вяжущего вкуса, без запаха; на коже она вызывает сначала появление белых пятен, а после некоторого времени - сильный зуд. D 0 4 = 1,4584; удельный вес служит надежнейшим средством для суждения о степени чистоты перекиси; так, препараты с содержанием 0,52% воды имеют D 0 4 = 1,4004; температура кипения при 68 мм 84-85°, при 26 мм 69,2°. При сильном охлаждении перекись водорода замерзает, образуя большие прозрачные кристаллы, которые при -2° плавятся; с водой перекись водорода смешивается в любом соотношении; из водных растворов извлекается эфиром; совсем нерастворима в петролейном эфире. Показатель преломления (Брюль) n 20,4° D = 1,40624; u 20,4° Hβ = 1,41100. Перекись водорода обладает свойствами кислоты. Точно определить степень ее диссоциации пока не удалось вследствие трудности подыскать подходящий индифферентный электродный материал. Между тем некоторые соединения перекиси водорода с щелочами можно рассматривать как соли. Так, например, Тафель выделил соединение, состав которого отвечает кислой натриевой соли перекиси водорода HO∙ONa. Между тем Кальверт считает, что в растворе едкого натра образуется соль состава NaО 2:

2 NaOH + 3 H 2 O 2 = 2 NaO 2 + 4 H 2 O.

При этом он принимает существование одновалентных и двухвалентных анионов О 2 " и О 2 ". Также некоторые соединения перекиси водорода с органическими основаниями, например, с лупетидином H 2 О 2 ∙2C 7 H 15 N, по-видимому, являются солеобразными веществами. Весьма вероятно, что в водных растворах перекись водорода диссоциирована на ионы Н ∙ и НО 2 ".

Будучи эндотермическим соединением, перекись водорода легко разлагается с выделением тепла:

2 Н 2 О 2 = 2 Н 2 О + О 2 (+44,32 cal).

Разложение водных растворов происходит весьма медленно, но в присутствии посторонних веществ (катализаторов) иногда достигает большой скорости и в случае концентрированных растворов совершается со взрывом. Катализаторами являются гл. обр. металлы и их окиси: окись серебра, железа, свинца, перекись марганца, металлы группы платины и т. д. Незначительных количеств губчатой или коллоидной платины достаточно для разложения больших количеств перекиси водорода. Так, раствор 1 г коллоидной платины в 300000 л воды в состоянии разложить неограниченное количество перекиси. Щелочи также катализируют процесс распада, и потому продолжительное хранение растворов перекиси в стеклянных сосудах невозможно, так как того незначительного количества щелочи, которое извлекается из стекла, вполне достаточно, чтобы вызвать разложение перекиси. Поэтому при работе с чистой перекисью или ее концентрированными растворами надо принимать меры против загрязнения и попадания в нее пыли и т. п. Из веществ, находящихся в растительной или животной клетке, перекись водорода разлагают некоторые ферменты (каталаза).

Растворы перекиси водорода могут быть стабилизованы прибавлением различных веществ. К последним принадлежат: барбитуровая кислота, мыла, n-ацетаминофенол, мочевая кислота, различные производные мочевины, гваякол и другие производные фенольных эфиров, разнообразные амиды и имиды кислот, ацетильные производные ароматических оснований, как-то: ацетанилид, ацетофенетидид (фенацетин), толуолеульфофенетидид, а также дубильная кислота, крахмал, трагант, агар-агар и ряд других веществ, которые сделались предметом многочисленных патентных заявок. Применение стабилизаторов имело большое значение в деле технического распространения перекиси водорода, т. к. только с этого момента появилась возможность приготовления концентрированных и стойких препаратов.

Применение перекиси водорода в технике основано на ее окисляющем действии. Последнее вызывается одним из атомов кислорода, находящихся в особом активном состоянии. Водорода перекись превращает соли закиси железа в соли окиси, обесцвечивает индиго и другие красители, сернистую кислоту окисляет в серную, сернистый свинец - в сернокислый, азотистую кислоту - в азотную, мышьяковистую - в мышьяковую и т. д., выделяет йод из йодистого водорода, превращает соли окиси хрома в присутствии щелочей в соли хромовой кислоты. В присутствии катализаторов или без них перекись водорода окисляет различные органические соединения: спирты - в альдегиды и кислоты, кетоны - в кетоалкоголи, бензол - в фенол, анилин - в азоксибензол, сульфиновые кислоты - в сульфокислоты, гидразосоединения - в азосоединения, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойной связи и т. д. Вместе с тем перекись водорода обладает также и восстановительными свойствами; так, в присутствии щелочей она выделяет металлическое серебро из растворов серебряных солей, восстанавливает хлорное золото в слабо кислом растворе до металла, окись ртути - в металлическую ртуть, марганцевую кислоту - в соли закиси марганца. В некоторых случаях восстановление и окисление протекают последовательно; так, например, из раствора уксуснокислого свинца, при действии перекиси водорода, сначала выпадает темный осадок перекиси свинца, который затем вскоре избытком перекиси водорода восстанавливается в бесцветный гидрат окиси.

Способы приготовления перекиси водорода . Многочисленные попытки получения перекиси водорода непосредственным окислением водорода или, наоборот, восстановлением кислорода до сих пор не привели к практически благоприятным результатам. Перекись водорода образуется при продувании через вольтову дугу или водородное пламя смеси воздуха и паров воды или из смеси водорода с кислородом под влиянием тихого электрического разряда. Более благоприятно протекает образование перекиси при окислении катодного водорода. Так, если слабый раствор (1 %-ный) серной кислоты подвергать электролизу с применением электродов из амальгамированного золота и около катода продувать воздух при давлении около 100 atm, то удается получить 2,7%-ный раствор перекиси с выходом на ток около 83%. Серную кислоту в этом случае полезно заменять слабо кислым раствором сернокислого натрия. Техническое значение имеют способы получения перекиси водорода: 1) разложением перекисей бария или натрия кислотами и 2) разложением надсерной кислоты или ее солей (персульфатов).

1) Влажную перекись бария вносят при сильном помешивании в 20 %-ный раствор серной кислоты до слабо кислой реакции; выделившийся сульфат бария отфильтровывают и осаждают остаток серной кислоты едким баритом. Операцию разложения ведут в освинцованных деревянных чанах, фильтрование - в фильтр-прессах из гончарного материала или свинца. Иногда для разложения пользуются углекислотой (при повышенном давлении) или применяют плавиковую или кремнефтористоводородную кислоту. Плавиковая кислота служит также для разложения перекиси натрия. В этом случае получается раствор перекиси водорода и фтористого натрия, из которого последний осаждают фтористым алюминием в виде нерастворимой соли Na 3 AlF 6 (искусственный криолит). Реакция протекает по уравнениям:

3 Na 2 О 2 + 6 HF = 6 NaF + 3 Н 2 О 2 ;
6 NaF + 2 AlF 3 = 2 Na 3 AlF 3 .

Для освобождения растворов от фтористого натрия можно пользоваться избытком плавиковой кислоты, так как при этом образуется трудно растворимая кислая фтористая соль

Na 2 О 2 + 4 HF = H 2 О 2 + 2 NaF∙ HF.

По этим способам получаются только слабые 3%-ные растворы перекиси, малопригодные для пересылки на далекие расстояния. Концентрирования растворов можно достигнуть простой дистилляцией, если предварительно удалить все катализаторы, способствующие разложению, и принять соответствующие меры предосторожности против попадания пыли, загрязнения и т. п. Сгущение посредством экстракции эфиром не рекомендуется, так как при этом получаются сильно взрывчатые органические перекиси.

Первый концентрированный (30 %-ный) препарат перекиси водорода был выпущен в 1904 г., под названием пергидроль, фирмой Мерк в Дармштадте. Пергидроль Мерк приготовляет разложением перекиси натрия серной кислотой и последующей разгонкой полученного раствора под уменьшенным давлением. 30 %-ную перекись водорода можно также получить из перекиси бария и плавиковой кислоты.

2) Вследствие неудачи попыток непосредственного получения перекиси водорода электролизом был разработан способ, заключающийся в разложении надсерной кислоты H 2 S 2 О 8 или ее солей, которые легко приготовляются электролитическим путем. При гидролитическом разложении надсерной кислоты сначала образуется кислота Каро (мононадсерная кислота H 2 SО 5), которая затем распадается на перекись водорода и серную кислоту:

HO∙ SО 2 ∙ O∙О∙ SO 2 ∙ OH + H 2 O = HO∙ SO 2 ∙ O∙ OH + H 2 SO 4

HO∙SO 2 ∙О ∙OH + H 2 O = H 2 SО 4 + H 2 O.

При обыкновенной температуре эти реакции протекают весьма медленно, и значительная часть перекисей разрушается вследствие параллельно протекающих реакций:

H 2 S 2 O 5 + Н 2 О 2 = H 2 SO 4 + Н 2 О + О 2 .

H 2 SO 5 + Н 2 О 2 = H 2 SО 4 + Н 2 О + О 2 .

Если процесс вести при нагревании (80-90°), то скорость образования перекиси водорода возрастает в значительно большей степени, чем скорость разложения; растворы д. б. предварительно очищены от всяких посторонних веществ, вызывающих непроизводительный распад перекиси. Особенно трудно освободиться от следов платины, получающейся вследствие анодного распыления. Для удаления платины пользуются дополнительным электродом или погружают в электролит алюминиевую палочку, на которой платина осаждается. Вся аппаратура д. б. сделана из фарфора или из гончарных материалов.

Другим источником получения перекиси водорода в технике служит персульфат калия. Последний поддается перекристаллизации и потому может быть легко очищен от вредных примесей. Процесс выражается уравнениями:

K 2 S 2 О 8 + 2H 2 SO 4 = 2 KHSО 4 + H 2 S 2 O 2

Н 2 S 2 O 5 + 2H 2 O = 2H 2 SО 4 + H 2 О 2 .

Суммарное уравнение имеет вид:

K 2 S 2 О 8 + 2H 2 О = 2KHSO 4 + H 2 O 2 .

Получающаяся кислая сернокислая соль калия для регенерации персульфата снова подвергается электролизу:

2KHSО 4 + О = K 2 S 2 О 8 + H 2 О.

Т. о. серная кислота играет только роль катализатора и в процессе не теряется. Для получения концентрированных препаратов растворы подвергают дистилляции при большом разрежении. В некоторых случаях для получения перекиси водорода вместо персульфатов пользуются перкарбонатами или перборатами .

Т. к. различные вещества способствуют распаду перекиси, то полученные растворы иногда подвергают дополнительной очистке. Таких веществ особенно много в растворах перекиси, полученных из перекиси бария (соли марганца и железа). От них освобождаются прибавлением фосфорной кислоты. Для удаления следов щелочи растворы подкисляют серной, фосфорной или органическими кислотами, из которых чаще всего применяют щавелевую.

В виду неудобств, связанных с перевозкой водных растворов на далекие расстояния, были сделаны попытки получения твердых препаратов перекиси водорода. К ним относится, например, соединение перекиси водорода и мочевины, впервые полученное русским химиком Танатаром. Это само по себе малоустойчивое тело стабилизуют прибавлением кислот (лимонной, щавелевой и т. п.); препараты эти носят название ортизона и пергидрита .

Применение перекиси водорода . В продаже перекись водорода существует в виде 3 %-ного и 30%-ного (пергидроль) растворов. В технике их применяют для целей беления, особенно в тех случаях, где другие белящие вещества вредно действуют на отбеливаемое тело (например, для беления шелка, шерсти, пера, воска, слоновой кости, рога, меха и т. д.). Ими пользуются также для освежения масляных красок на картинах и для целей консервирования (например, молока). В медицине перекись водорода имеет широкое применение как дезинфицирующее вещество. Введенная в рану, перекись водорода образует пену, чем способствует промыванию раны.