Пероксид водорода

9 заданий

Строение и свойства

Чтобы понять свойства этого вещества, сначала рассмотрим строение его молекулы. Молекула \(\ce{H2O2}\) неплоская и напоминает полураскрытую книгу: каждый атом водорода вместе с двумя атомами кислорода задаёт плоскость, а двугранный угол между двумя такими плоскостями составляет около 111°. Связь O–O сравнительно слабая (около 210 кДж/моль), поэтому молекула способна разлагаться. Окислительные свойства пероксида связаны также со степенью окисления кислорода в нём.

Чистый \(\ce{H2O2}\) представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость с температурой кипения 150 °C и смешивается с водой в любых отношениях. Пероксид водорода проявляет свойства слабой кислоты: \(\ce{H2O2 <=> H+ + HO2-}\), \(pK_a = 11{,}6\). При взаимодействии с гидроксидом бария образуется осадок \(\ce{BaO2}\).

history_eduТенар и «окисленная вода»

Луи Жак Тенар в 1818 году получил пероксид водорода действием кислоты на пероксид бария и назвал его «окисленной водой». Он заметил, что платина, серебро и оксид марганца ускоряют разложение пероксида, сами при этом не изменяясь. Вещества, ускоряющие реакцию и не расходующиеся в ней, называют катализаторами. Наблюдение Тенара стало одним из первых наблюдений катализа.

scienceРазложение пероксида водорода

\(\ce{2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2 ^}\) — в присутствии оксида марганца кислород выделяется бурно.
\(\ce{2H2O2 ->[каталаза] 2H2O + O2 ^}\) — каталаза, фермент крови, ускоряет разложение; одна её молекула разлагает миллионы молекул пероксида в секунду, поэтому на ране появляются пузырьки газа.
\(\ce{2H2O2 ->[Fe^2+/Fe^3+] 2H2O + O2}\) — при участии ионов железа образуются радикалы \(\ce{HO*}\); реактив Фентона используют для окисления органических веществ.

boltСтабилизаторы

Следы ионов металлов катализируют разложение пероксида водорода. Поэтому товарный пероксид содержит связывающие эти ионы стабилизаторы — фосфаты и станнат натрия. Пероксид хранят в тёмной посуде.

Окислитель и восстановитель

Кислород в пероксиде водорода имеет промежуточную степень окисления \(-1\). Поэтому пероксид может быть окислителем, когда кислород в нём восстанавливается, и восстановителем, когда кислород окисляется.

Как окислитель пероксид особенно активен в кислой среде (\(E^\circ = 1{,}78\) В). Например, он окисляет иодид-ионы в реакции \(\ce{H2O2 + 2KI + H2SO4 -> I2 + K2SO4 + 2H2O}\). В реакции \(\ce{PbS + 4H2O2 -> PbSO4 + 4H2O}\) сульфид свинца превращается в сульфат; это превращение используют при реставрации картин. Пероксид проявляет окислительные свойства и в щелочной среде: \(\ce{2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH -> 2Na2CrO4 + 8H2O}\).

При взаимодействии с более сильными окислителями пероксид водорода является восстановителем (\(E^\circ(\ce{O2/H2O2}) = 0{,}68\) В). Так протекают реакции \(\ce{2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 -> 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O}\) и \(\ce{Ag2O + H2O2 -> 2Ag + O2 + H2O}\). Реакцию \(\ce{Cl2 + H2O2 -> 2HCl + O2}\) используют для удаления остатков хлора при отбелке.

infoПочему пероксид разлагается сам

\(E^\circ(\ce{H2O2/H2O}) = 1{,}78\) В > \(E^\circ(\ce{O2/H2O2}) = 0{,}68\) В. Согласно правилу Латимера (урок 82), пероксид может одновременно восстанавливаться до воды и окисляться до кислорода. Такую реакцию называют диспропорционированием. Она термодинамически возможна, но протекает медленно без катализатора: её скорость ограничена кинетическими причинами.

scienceПромышленное получение (антрахиноновый процесс)

Антрахинон восстанавливают водородом на палладии; при этом образуется антрагидрохинон.
Антрагидрохинон окисляют кислородом воздуха; при этом образуются \(\ce{H2O2}\) и снова антрахинон.

Суммарное уравнение процесса: \(\ce{H2 + O2 -> H2O2}\). Органическое вещество служит переносчиком и после реакции используется вновь. Антрахиноновым способом производят почти весь пероксид водорода в мире.

Определение содержания

Содержание пероксида водорода в растворе определяют титрованием: к пробе добавляют раствор реагента известной концентрации и по его расходу рассчитывают количество пероксида. Один из способов — титрование перманганатом в сернокислой среде:

\[\ce{2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ -> 2Mn^2+ + 5O2 ^ + 8H2O}\]

Такой способ называют перманганатометрией. Индикатор не нужен: первая капля перманганата, добавленная после завершения реакции, окрашивает раствор в розовый цвет.

Другой способ, иодометрия, основан на реакции \(\ce{H2O2 + 2I- + 2H+ -> I2 + 2H2O}\). Выделившийся иод титруют тиосульфатом: \(\ce{I2 + 2S2O3^2- -> 2I- + S4O6^2-}\). Следовательно, на 1 моль \(\ce{H2O2}\) расходуется 2 моль тиосульфата.

bolt«Объёмная» концентрация

В технике концентрацию пероксида выражают «объёмами». При разложении «10-объёмного» раствора из 1 объёма раствора выделяется 10 объёмов кислорода (н. у.). Такая концентрация составляет около 3 % по массе.

edit_noteАптечная перекись

В 100 г 3 %-го раствора содержится 3,0 г \(\ce{H2O2}\), или 0,088 моль. При полном разложении этого количества пероксида образуется 0,044 моль \(\ce{O2}\) — почти 1 л газа. Поэтому не следует хранить перекись на солнце в плотно закрытом прозрачном флаконе.

push_pinГлавное

Молекула \(\ce{H2O2}\) неплоская: двугранный угол между плоскостями H–O–O составляет около 111°. Пероксид водорода является слабой кислотой (\(pK_a = 11{,}6\)). Кислород в нём имеет степень окисления \(-1\), поэтому вещество может быть как окислителем (\(E^\circ(\ce{H2O2/H2O}) = 1{,}78\) В), так и восстановителем (\(E^\circ(\ce{O2/H2O2}) = 0{,}68\) В). Пероксид термодинамически неустойчив к диспропорционированию \(\ce{2H2O2 -> 2H2O + O2}\); эту реакцию ускоряют \(\ce{MnO2}\), ионы металлов и каталаза. В промышленности пероксид получают антрахиноновым способом, а его содержание в растворе определяют, в частности, перманганатометрически: \(\ce{2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ -> 2Mn^2+ + 5O2 + 8H2O}\).

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.