Пероксид перекис водню

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

скачати

Крім води, відомо інше сполука водню з киснем - пероксид водню (Н2О2). У природі він утворюється як побічний продукт при окисленні багатьох речовин киснем повітря. Сліди його постійно містяться в атмосферних опадах. Пероксид водню частково утворюється також у полум'ї куща водню, але при охолодженні продуктів згоряння розкладається.

У досить великих концентраціях (до кількох відсотках) Н2О2 може бути отримана взаємодією водню в момент виділення з молекулярним киснем. Пероксид водню частково утворюється також при нагріванні до 2000 ° С вологого кисню, при проходженні тихого електричного розряду крізь вологу суміш водню з киснем і при дії на воду ультрафіолетових променів або озону.

Теплота утворення пероксиду водню.

Безпосередньо визначити теплоту утворення пероксиду водню з елементів не вдається. Можливість знайти її непрямим шляхом дає встановлений Г. І. Гессом (1840 р.) закон сталості сум тепла: загальний тепловий ефект ряду послідовних хімічних реакцій дорівнює тепловому ефекту будь-якого іншого ряду реакцій з тими ж самими вихідними речовинами і кінцевими продуктами.

Строго кажучи, закон Гесса слід було б сформулювати, як "закон сталості сум енергій", тому що при хімічних перетвореннях енергія може виділятися або поглинатися не тільки в тепловій, але і як механічна, електрична та ін Крім того, передбачається, що розглядаються процеси протікають при постійному тиску або постійному обсязі. Як правило, саме так і стоїть справа при хімічних реакціях, а всі інші форми енергії можуть бути перераховані на теплову. Сутність цього закону особливо наочно виявляється у світлі наступної механічної аналогії: загальна робота, вироблена опускається без тертя вантажем, залежить не від шляху, а тільки від різниці початкової і кінцевої висот. Подібним же чином загальний тепловий ефект тієї чи іншої хімічної реакції визначається тільки різницею теплот утворення (з елементів) її кінцевих продуктів і вихідних речовин. Якщо всі ці величини відомі, то для обчислення теплового ефекту реакції достатньо з суми теплот утворення кінцевих продуктів відняти суму теплот утворення вихідних речовин. Законом Гесса часто користуються при обчисленні теплот таких реакцій, для яких пряме експериментальне їх визначення важко або навіть неможливо.

У застосуванні до Н2О2 розрахунок можна провести на основі розгляду двох різних шляхів утворення води:

1. Нехай спочатку при з'єднанні водню і кисню утворюється пероксид водню, який потім розкладається на воду і кисень. Тоді будемо мати такі два процеси:

2 Н2 + 2 О2 = 2 Н2О2 + 2х кДж

2 Н2О2 = 2 Н2О + О2 + 196 кДж

Тепловий ефект останньої реакції легко визначається експериментально. Складаючи почленно обидва рівняння і скорочуючи поодинокі члени, отримуємо

2 Н2 + О2 = 2 Н2О + (2х + 196) кДж.

2. Нехай при з'єднанні водню з киснем безпосередньо утворюється вода, тоді маємо

2 Н2 + О2 = 2 Н2О + 573 кДж.

Тому що в обох випадках і вихідні речовини, і кінцеві продукти однакові, 2х + 196 = 573, звідки х = 188,5 кДж. Це і буде теплота освіти благаючи пероксиду водню з елементів.

Отримання.

Пероксид водню найпростіше отримувати з пероксиду барію (ВАО2), діючи на неї розведеної сірчаної кислотою:

ВАО2 + Н2SO4 = BaSO4 + Н2О2.

При цьому поряд з пероксидом водню утворюється нерозчинний у воді сульфат барію, від якого рідина може бути відділена фільтруванням. Продається Н2О2 зазвичай у вигляді 3%-ного водного розчину.

Тривалим упариванием звичайного 3%-ного водного розчину Н2О2 при 60-70 ° С можна довести вміст у ньому пероксиду водню до 30%. Для отримання більш міцних розчинів отгонку води доводиться робити під зменшеним тиском. Так, при 15 мм рт. ст. спочатку (приблизно з 30 ° С) відганяється головним чином вода, а коли температура сягає 50 ° С, у перегінній колбі залишається дуже концентрований розчин пероксиду водню, з якого при сильному охолодженні можуть бути виділені його білі кристали.

Основним методом отримання пероксиду водню є взаємодія з водою надсерная кислоти (або деяких її солей), легко протікає за схемою:

Н2S2O8 + 2 H2O = 2 H2SO4 + Н2О2.

Менше значення мають деякі нові методи (розкладання органічних пероксидних сполук та інших) і старий спосіб отримання з ВАО2. Для зберігання і перевезення великих кількостей пероксиду водню найбільш придатні ємності з алюмінію (не нижче 99,6%-ної чистоти).

Фізичні властивості.

Чистий пероксид водню - безбарвна рідина сиропообразная (з щільністю близько 1,5 г / мл), під досить зменшеним тиском перегоняющиеся без розкладання. Замерзання Н2О2 супроводжується стиском (на відміну від води). Білі кристали пероксиду водню плавляться при -0,5 ° С, тобто майже при тій же температурі, що і лід.

Теплота плавлення пероксиду водню складає 13 кДж / моль, теплота випаровування - 50 кДж / моль (при 25 ° С). Під звичайним тиском чистий Н2О2 кипить при 152 ° С з сильним розкладанням (причому пари можуть бути вибухонебезпечні). Для його критичних температури і тиску теоретично розраховані значення 458 ° С і 214 атм. Щільність чистого Н2О2 дорівнює 1,71 г/см3 у твердому стані, 1,47 г/см3 при 0 ° С і 1,44 г/см3 при 25 ° С. Рідкий пероксид водню, як і вода, сильно асоціюється. Показник заломлення Н2О2 (1,41), а також її в'язкість і поверхневий натяг трохи вище, ніж у води (при тій же температурі).

Структурна формула.

Структурна формула пероксиду водню Н-О-О-Н показує, що два атоми кисню безпосередньо сполучені один з одним. Зв'язок це міцна і обумовлює нестійкість молекули. Дійсно, чистий Н2О2 здатна розкладатися на воду і кисень з вибухом. У розведених водних розчинах вона значно стійкіші.

Оптичними методами встановлено, що молекула Н-О-О-Н не лінійна: зв'язки Н-О утворюють кути близько 95 ° зі зв'язком О-О. Крайніми просторовими формами молекул подібного типу є показані нижче плоскі структури - цис-форма (обидві зв'язку Н-О по один бік від зв'язку О-О) і транс-форма (зв'язки Н-О по різні сторони).

Перехід від однієї з них до іншої міг би здійснюватися шляхом повороту зв'язку Н-О по осі зв'язку О-О, але цьому перешкоджає потенційний бар'єр внутрішнього обертання, обумовлений необхідністю проміжного подолання менш енергетично вигідних станів (на 3,8 кДж / моль для транс- форми і на 15 кДж / моль для цис-форми). Практично кругове обертання зв'язків Н-О в молекулах Н2О2 не здійснюється, а відбувається тільки деякі їхні коливання близько найбільш сталого для даної молекули проміжного стану - косий ("гош") - форми.

Хімічні властивості.

Чим чистіше пероксид водню, тим повільніше вона розкладається при зберіганні. Особливо активними каталізаторами розкладання Н2О2 є сполуки деяких металів (Сu, Fe, Mn і ін), причому помітно діють навіть такі їхні сліди, які не піддаються прямому аналітичному визначенням. Для зв'язування етил металів до пероксиду водню в якості "стабілізатора" часто додають небагато (близько 1:10 000) пірофосфату натрію - Na4P2O7.

Сама по собі лужна Середа не викликає розкладання пероксиду водню, але сильно сприяє її каталітичного розпаду. Навпаки, кислотне середовище цей розпад ускладнює. Тому розчин Н2О2 часто підкисляють сірчаної або фосфорною кислотою. Розкладання пероксиду водню йде швидше при нагріванні і на світлі, тому зберігати його треба в темному прохолодному місці.

Подібно воді, пероксид водню добре розчиняє багато солі. З водою (також зі спиртом) вона змішується в будь-яких співвідношеннях. Розведений його розчин має неприємний "металевий" смак. При дії на шкіру міцних розчинів виходять опіки, причому обпечене місце забарвлюється в білий колір.

Нижче зіставлено розчинність деяких солей у воді і пероксид водню при 0 ° С (г на 100 г розчинника):

КС l

NaCl

NaNO3

Na2SO4

K2SO4

Н 2 О

28,2 35,6 73,3 4,9 7,3

Н2О2

63,3 20,5 30,9 26,7 96,1

З наведених прикладів видно, що при переході від Н2О до Н2О2 відбувається не просте зміщення розчинності в ту чи іншу сторону, а виявляється його сильна залежність від хімічної природи солей.

Незважаючи на велику схожість пероксиду водню з водою за складом і ряду властивостей, суміші їх замерзають при набагато нижчій температурі, ніж кожна речовина окремо. Існують суміші замерзаючі лише нижче -50 ° С. За таких умов може утворитися дуже нестійка сполук складу Н2О2 · 2Н2О. Слід зазначити, що містять більше 50% Н2О2 водні розчини (так само як і безводний пероксид водню) вельми схильні до переохолодження. З ефіром пероксид водню, як і вода, змішується лише обмежена.

Пероксид водню є сильним окислювачем, тобто легко віддає свій зайвий (в порівнянні з більш стійким з'єднанням - водою) атом кисню. Так, при дії безводній і навіть висококонцентрованою Н2О2 на папір, тирса та інші горючі речовини вони спалахують. Практичне застосування пероксиду водню засновано головним чином на його окисляє дії. Щорічне світове виробництво Н2О2 перевищує 100 тис. т.

Характерний для пероксиду водню окислювальний розпад може бути схематично зображено так:

Н2О2 = Н2О + О (на окислення).

Кисле середовище більш сприяє цього розпаду, ніж лужна.

Значно менш характерний для пероксиду водню відновлювальний розпад за схемою:

Н2О2 = О2 + 2 Н (на відновлення)

Лужне середовище більш сприяє такому розпаду, ніж кисла.

Відновлювальний розпад пероксиду водню має місце, наприклад, у присутності оксиду срібла:

Ag2O + Н2О2 = 2 Ag + H2O + O2.

Аналогічно, по суті, протікає його взаємодія з озоном (О3 + Н2О2 = 2 Н2О + 2 О2) і з перманганатом калію у кислому середовищі:

2 КMnO4 + 5 Н2О2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O.

Остання реакція застосовується для кількісного визначення пероксиду водню.

Пероксид водню має дуже слабо вираженими кислотними властивостями. При її взаємодії з гідроксидами деяких металів утворюються відповідні пероксиди, які слід розглядати як солі пероксиду водню. Так йде реакція, наприклад, з гідроксидом барію:

Ва (ОН) 2 + Н2О2 = ВАО2 + 2 Н2О.

Солі пероксиду водню характеризуються наявністю в молекулах пероксидного ланцюжки з двох атомів кисню. У нормальних оксидів подібні ланцюжка немає. Наприклад:

Na-OO-Na і О = С = О.

У зв'язку з цим відношення пероксидів і нормальних оксидів до кислот різному - перші реагують з утворенням пероксиду водню, а другі дають воду:

ВАО2 + Н2SO4 = BaSO4 + Н2О2

SnO2 + 2 H2SO4 = Sn (SO4) 2 + 2 H2O

Шляхом вивчення продуктів реакції з кислотами можна, таким чином, встановити, чи є дане кисневе з'єднання пероксидом або оксидом.

Водневі атоми пероксиду водню можуть бути заміщені не тільки на метал, але і на деякі радикали кислотного характеру. В останньому випадку виходять кислоти, що містять у складі молекули пероксидні ланцюжок і звані надкислотами. Вони є, отже, похідними пероксиду водню (і подібно до останньої володіють сильними окисними властивостями). Прикладом може служити надсерная кислота, схематична формула якої:

НO3S-OO-SO3H.

Солі пероксиду водню є найбільш звичайними представниками пероксидів. Останні можна в загальній формулі визначити як хімічні сполуки, що містять безпосередньо пов'язані один з одним атоми кисню. Звичайні оксиди таких кисень-кисневих містків не містять, чим принципово і відрізняються від пероксидів.

Повідомлялося, що при взаємодії Н2 і О2 з використанням електричного розряду вдалося отримати Н2О3. За даними інфрачервоної спектроскопії, молекула має структуру О (ОН) 2, причому зв'язку О-О приблизно на 5% довший і на 25% слабкіше, ніж у Н2О2. При -60 ° С розкладання Н2О3 відбувається за кілька годин на воду і кисень. У звичайних умовах цей надпероксід абсолютно нестійкий.

Застосування.

Більше половини всього вироблюваного пероксиду водню витрачається на відбілювання різних матеріалів, що проводиться зазвичай в дуже розбавлених (0,1-1%) водних розчинів Н2О2. Важлива перевага пероксиду водню перед іншими окислювачами полягає в "м'якості" дії, завдяки чому сам відбілюємо матеріал майже не зачіпається. З цим же пов'язана і медичне використання дуже розбавлених розчином пероксиду водню в якості антисептика (для полоскання горла і т. д.).

Дуже концентровані (80% і вище) водні розчини Н2О2 знаходять застосування як джерела енергії і самостійно (за допомогою каталізаторів швидкого розкладання Н2О2 з одного літра рідкого пероксиду водню можна отримати близько 5000 л нагрітій до 700 ° С суміші кисню з водяною парою), і як окислювач реактивних палив. Пероксид водню застосовується як окислювач в хімічних виробництвах, як вихідна сировина для отримання пероксидних сполук, ініціатор полімеризацій процесів, при виготовленні деяких пористих виробів, для штучного старіння вин, фарбування волосся, виведення плям і т. д.

Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Виробництво і технології | Реферат
25кб. | скачати


Схожі роботи:
Зберігання водню
Отримання водню
Зцілення перекисом водню
Перспективи використання водню в енергетиці
Вплив водню на властивості стали
Отримання фтористого водню в процесі алкілування
Вплив водню на структуру та властивості на основі кремнію
Дослідження впливу водню на мікроструктуру сплавів на основі заліза
Енергетичний баланс процесів синтезу молекул кисню водню та води
© Усі права захищені
написати до нас