Descompunerea peroxidului de hidrogen sub acțiunea unui catalizator și în prezența săpunului lichid este unul dintre cele mai frumoase experimente chimice. În literatura de limbă rusă, acest experiment nu are un nume specific, în sursele în limba engleză se numește pasta de dinți de elefant, care într-o traducere gratuită sună ca Pastă de dinți pentru elefanți.
Experimentul necesită 30-50% peroxid de hidrogen (perhidrol), ceva detergent lichid (care oferă multă spumă stabilă) și un catalizator de descompunere a peroxidului de hidrogen. Când peroxidul intră în contact cu catalizatorul, oxigenul este evoluat activ și, datorită prezenței săpunului lichid, se formează multă spumă (într-un timp scurt). Coloranții sunt adesea adăugați la amestec, care colorează spuma în diferite culori. Fluxul de spumă care scapă de deschiderea unui balon sau a unui cilindru de multe ori seamănă într-adevăr " pastă de dinţi pentru un elefant ".
Diferite substanțe și amestecuri pot fi utilizate ca catalizator pentru descompunerea peroxidului de hidrogen, de exemplu: amoniac de cupru, iodură de potasiu și chiar o suspensie de drojdie.
Am efectuat deja acest experiment în trecut, dar nu m-am deranjat să mă uit la vechile mele note, ca urmare, primul experiment nu a funcționat. Am luat 7,5 g de sulfat de cupru, i-am adăugat 30 ml soluție concentrată de amoniac, amestecată bine. Soluția a fost turnată într-un balon de 1 litru, s-au adăugat 50 ml de lichid Gala de spălat vase și 80 ml de distilat, amestecat din nou. Balonul a fost umplut cu 100 ml de perhidrol prelevat din frigider. Mai degrabă, am încercat să curg: a început o reacție violentă, ca urmare, nu am avut timp să adaug aproximativ 1/3 din perhidrol. Descompunerea violentă a peroxidului a avut loc, dar experimentul sa dovedit a fi dezgustător: nu era suficientă spumă.
Apoi m-am uitat la vechile înregistrări. S-a dovedit că ultima dată am luat cantități complet diferite de substanțe:
"Într-un balon conic de 300 ml, se toarnă 10-20 ml de detergent lichid pentru vase Gala (sau orice detergent similar). În alt balon, se dizolvă 3-4 g de sulfat de cupru într-un exces de soluție puternică de amoniac (se adaugă amoniac până la sulfatul de cupru este complet albastru cupru (II) se formează amoniac:
CuSO 4 + 6NH 3 + 2H 2 O \u003d (OH) 2 + (NH 4) 2 SO 4
Se toarnă soluția de amoniac de cupru în balonul de detergent și se amestecă bine. Așezați balonul pe masă și adăugați rapid 50-100 ml soluție de peroxid de hidrogen 30-50%. Se va produce o puternică evoluție a gazelor. O fântână de spumă va lovi din balon. Întreg spațiul din jurul balonului va fi umplut cu o bucată mare de spumă în câteva secunde. Aburul va crește din spumă - descompunerea peroxidului de hidrogen continuă cu eliberarea căldurii. În experimentele noastre, înălțimea și lățimea spumei formate au fost de aproximativ 60 cm. "
Cu alte cuvinte, trebuia luat mai puțin amoniac de cupru și săpun lichid.
Pentru al doilea experiment am luat un balon conic de 300 ml, 2 g de sulfat de cupru, la care s-au adăugat 20 soluție concentrată de amoniac. După dizolvarea sulfatului de cupru, adăugați 20 ml de detergent lichid pentru vase Gala, amestecați. Am luat 70 ml de peroxid de hidrogen, dar am reușit să adaug doar 50 ml - a început formarea de spumă activă.
Spuma care a ieșit din balon seamănă într-adevăr cu pasta de dinți, care a fost stoarsă din tub. Datorită amoniacului de cupru, dungi albastre au fost trase de-a lungul spumei. Experimentul a funcționat bine, dar descompunerea a fost lentă și a durat peste 2,5 minute.
Mi-am amintit că am realizat experimentul descris în articol
Scop și obiective 1. Scop: Să aflăm ce produse conțin catalizatori care accelerează descompunerea peroxidului de hidrogen și care nu. 2. Obiective: o Aflați ce este un catalizator o Faceți un experiment cu peroxid de hidrogen și aflați ce produse sunt un catalizator. 1. Scop: Să aflăm ce produse conțin catalizatori care accelerează descompunerea peroxidului de hidrogen și care nu. 2. Obiective: o Aflați ce este un catalizator o Faceți un experiment cu peroxid de hidrogen și aflați ce produse sunt un catalizator.
Ce produse sunt catalizatori? 1. Am luat un hematogen, am scăpat peroxidul de hidrogen și am văzut că oxigenul este eliberat, prin urmare. peroxidul de hidrogen se descompune. 2. Am luat și alte produse, de exemplu, carne crudă, cartofi cruzi, sfeclă, pâine, usturoi, banane, cacao și am constatat că acestea conțin și un catalizator.
Concluzie În timpul lucrării, am aflat că produsele care conțin catalizatorul pentru descompunerea peroxidului de hidrogen sunt: \u200b\u200bhematogen, carne crudă, cartofi cruzi, sfeclă, pâine, usturoi, banană, cacao. Nu sunt: \u200b\u200bmăr, frunze de ceai, fursecuri, portocală / mandarină, cârnați, carne afumată, ketchup, miere, bomboane de ciocolată. De asemenea, am aflat ce este un catalizator și cum să desfășurăm acest experiment.
Mulți cercetători din secolul al XIX-lea, care au primit peroxid de hidrogen pur, au observat pericolul acestui compus. Deci, când au încercat să-l separe pe H
2 O 2 din apă prin extracție din soluții diluate cu dietil eter, urmată de distilarea eterului volatil, substanța rezultată a explodat uneori fără un motiv aparent. Într-unul dintre aceste experimente, chimistul german Yu.V. Brühl a obținut H anhidru2 O 2 care mirosea a ozon și a explodat la atingerea unei tije de sticlă netopite. În ciuda cantităților mici de H2 O 2 (doar 1-2 ml) explozia a fost atât de puternică încât a perforat o gaură rotundă în scândura mesei, a distrus conținutul cutiei sale, precum și baloane și instrumente care stăteau pe masă și în apropiere.Proprietăți fizice. Peroxidul de hidrogen pur este foarte diferit de soluția familiară de 3% de H2 O 2 , care se află în dulapul pentru medicamente de acasă. În primul rând, este de aproape o dată și jumătate mai grea decât apa (densitatea la 20 ° C este de 1,45 g / cm3). Îngheață H 2 O 2 la o temperatură ușor mai mică decât punctul de îngheț al apei - la minus 0,41 ° C, dar dacă răcorești rapid un lichid curat, acesta nu îngheță de obicei, ci se răcește, transformându-se într-o masă sticloasă transparentă. Soluții H2 O 2 congelați la o temperatură mult mai scăzută: o soluție de 30% la minus 30 ° С și o soluție de 60% la minus 53 ° С.2 O 2 la o temperatura mai mare de apă plată, - la 150,2 ° C. Sticlă umedă H2 O 2 mai rău decât apa, iar acest lucru duce la un fenomen interesant în distilarea lentă a soluțiilor apoase: în timp ce apa este distilată din soluție, ea, ca de obicei, vine de la frigider la receptor sub formă de picături; când începe H să distileze2 O 2 , lichidul iese din frigider sub forma unui flux subțire continuu. Peroxidul de hidrogen pur și soluțiile sale concentrate lasă pete albe pe piele și provoacă senzația de durere arzătoare din cauza unei arsuri chimice severe.Într-un articol dedicat producției de peroxid de hidrogen, Thénard nu a comparat foarte bine această substanță cu sirop, poate că a vrut să spună că H pur
2 O 2 ca sirop de zahăr, refractează puternic lumina. Într-adevăr, indicele de refracție al H anhidru2 O 2 (1,41) mult mai mult decât apa (1,33). Cu toate acestea, fie ca urmare a unei interpretări greșite, fie din cauza unei traduceri slabe din franceză, practic toate manualele scriu încă că peroxidul de hidrogen pur este un „lichid gros siropos” și chiar explică acest lucru teoretic prin formarea de legături de hidrogen. Dar apa formează și legături de hidrogen. De fapt, vâscozitatea H2 O 2 la fel ca cea a apei ușor răcite (până la aproximativ 13 ° C), dar nu se poate spune că apa rece este groasă, ca siropul.Reacție de descompunere. Peroxidul de hidrogen pur este o substanță foarte periculoasă, deoarece în anumite condiții se poate descompune exploziv:2 О 2 ® Н 2 О + 1/2 О 2 cu eliberarea a 98 kJ per mol de H2 O 2 (34 g). Aceasta este o energie foarte mare: este mai mult decât cea care este eliberată în timpul formării a 1 mol de HCI în timpul exploziei unui amestec de hidrogen și clor; este suficient să se evapore complet de 2,5 ori mai multă apă decât se formează în această reacție. Soluții apoase periculoase și concentrate de H2 O 2 , în prezența lor, mulți compuși organici se auto-aprind ușor și, la impact, astfel de amestecuri pot exploda. Pentru depozitarea soluțiilor concentrate, se utilizează vase din aluminiu ultrapur sau vase de sticlă cerată.Mai des trebuie să vă întâlniți cu o soluție de H de 30% mai puțin concentrată
2 O 2 , care se numește perhidrol, dar chiar și o astfel de soluție este periculoasă: provoacă arsuri pe piele (în timpul acțiunii sale, pielea se albeste imediat datorită decolorării coloranților), dacă intră impurități, este posibilă fierberea explozivă. Descompunerea lui H2 O 2 și soluțiile sale, inclusiv explozive, provoacă multe substanțe, de exemplu, ioni de metale grele, care în acest caz joacă rolul de catalizator și chiar particule de praf.2 O 2 sunt explicate de puternica exotermicitate a reacției, natura lanțului procesului și o scădere semnificativă a energiei de activare a descompunerii lui Н2 O 2 în prezența diferitelor substanțe, care pot fi evaluate după următoarele date:Enzima catalază se găsește în sânge; datorită ei farmacia „peroxid de hidrogen” „fierbe” din eliberarea oxigenului atunci când este utilizat pentru dezinfectarea unui deget tăiat. Descompunerea unei soluții concentrate de H2 O 2 sub influența catalazei, este utilizată nu numai de oameni; această reacție este cea care îl ajută pe gândacul bombardier să lupte împotriva dușmanilor, eliberând un flux fierbinte asupra lor ( cm . EXPLOZIVE). O altă enzimă, peroxidaza, acționează diferit: nu descompune H2 O 2 , dar în prezența sa alte substanțe sunt oxidate de peroxid de hidrogen.Enzimele care afectează reacțiile peroxidului de hidrogen joacă un rol important în viața celulei. Energia este furnizată organismului prin reacții de oxidare care implică oxigenul provenit din plămâni. În aceste reacții, H
2 O 2 , care dăunează celulei, deoarece provoacă daune ireversibile diverselor biomolecule. Catalaza și peroxidaza transformă împreună H2 O 2 în apă și oxigen.Reacția de descompunere a lui H
2 O 2 de multe ori se desfășoară conform unui mecanism de lanț radical ( cm... REACȚIUNI ÎN LANC), în timp ce rolul catalizatorului este de a iniția radicali liberi. Deci, într-un amestec de soluții apoase H2 О 2 și Fe 2+ (așa-numitul reactiv Fenton) există o reacție de transfer de electroni de la ionul Fe2+ pe moleculă H 2 O 2 cu formarea ionului Fe3+ și un anion radical foarte instabil . , care se descompune imediat în anion OH și radicalul hidroxil liber OH. ( cm... RADICALE GRATUITE). OH radical. foarte activ. Dacă sistemul conține compuși organici, atunci sunt posibile diferite reacții ale acestora cu radicalii hidroxil. Deci, compușii aromatici și hidroxi acizii sunt oxidați (benzenul, de exemplu, se transformă în fenol), compușii nesaturați pot adăuga grupări hidroxil la o dublă legătură: CH2 \u003d CH - CH 2 OH + 2OH. ® HOCN 2 -CH (OH) -CH2 –OH, dar poate intra într-o reacție de polimerizare. În absența reactivilor adecvați, OH... reacționează cu H2O2 cu formarea unui HO radical mai puțin activ2 . , care este capabil să reducă ionii Fe2+ , care închide ciclul catalitic:H 2 O 2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH - OH. + H2O2 ® H 2 O + HO 2 .HO 2 . + Fe 3+
® Fe 2+ + O 2 + H + ® H 2 O. În anumite condiții, descompunerea în lanț a Н2 O 2 , al cărui mecanism simplificat poate fi reprezentat de diagramă... + H2O2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2® H20 + O2 + OH . etc.Reacțiile de descompunere ale lui H
2 O 2 mergi în prezența diferitelor metale cu valență variabilă. Când sunt legați în compuși complecși, adesea își cresc semnificativ activitatea. De exemplu, ionii de cupru sunt mai puțin activi decât ionii de fier, dar sunt legați în complexele de amoniac 2+ , determină descompunerea rapidă a H2 O 2 ... Ionii Mn au un efect similar2+ asociate în complexe cu unii compuși organici. În prezența acestor ioni, a fost posibil să se măsoare lungimea lanțului de reacție. Pentru aceasta, viteza de reacție a fost mai întâi măsurată prin rata de evoluție a oxigenului din soluție. Apoi soluția a fost introdusă într-o concentrație foarte scăzută (aproximativ 10%)–5 mol / l) inhibitor - o substanță care reacționează eficient cu radicalii liberi și astfel termină lanțul. Eliberarea de oxigen s-a oprit imediat, dar după aproximativ 10 minute, când s-a consumat tot inhibitorul, s-a reluat din nou în același ritm. Cunoscând rata de reacție și rata de terminare a lanțului, este ușor să calculăm lungimea lanțului, care s-a dovedit a fi 103 link-uri. Lungimea lungă a lanțului asigură o eficiență ridicată a descompunerii H.2 O 2 în prezența celor mai eficienți catalizatori care generează radicali liberi la o rată ridicată. La lungimea lanțului specificată, rata de descompunere H2 O 2 de fapt crește de o mie de ori.Uneori, descompunerea vizibilă a lui H
2 O 2 provoacă chiar urme de impurități greu de detectat analitic. Astfel, unul dintre cei mai eficienți catalizatori sa dovedit a fi un sol de osmiu metalic: efectul său catalitic puternic a fost observat chiar și la o diluție de 1:109 , adică 1 g Os la 1000 t apă. Catalizatorii activi sunt soluții coloidale de paladiu, platină, iridiu, aur, argint, precum și oxizi solizi ai unor metale - MnO2, Co2O3, PbO2 și altele, care în sine nu se schimbă. Descompunerea poate fi foarte violentă. Deci, dacă un mic vârf de MnO2 aruncați într-o eprubetă cu o soluție de H de 30%2 O 2 , o coloană de vapori scapă din eprubetă cu stropi de lichid. Cu soluții mai concentrate, apare o explozie. Descompunerea pe suprafața platinei se desfășoară mai calm. În acest caz, starea suprafeței are o influență puternică asupra vitezei de reacție. Chimistul german Walter Spring a petrecut la sfârșitul secolului al XIX-lea. o astfel de experiență. Într-un vas de platină atent curățat și lustruit, reacția de descompunere a unei soluții de 38% de H2 O 2 nu a mers chiar și atunci când este încălzit la 60 ° C. Dacă faceți o zgârietură abia vizibilă cu un ac pe fundul cupei, atunci soluția deja rece (la 12 ° C) începe să emită bule de oxigen la locul zgârieturilor și atunci când este încălzit, descompunerea de-a lungul acestui loc este îmbunătățită în mod vizibil. Dacă platina spongioasă, care are o suprafață foarte mare, este introdusă într-o astfel de soluție, este posibilă descompunerea explozivă.Descompunerea rapidă a lui H
2 O 2 poate fi utilizat pentru o experiență de prelegere eficientă dacă se adaugă un agent tensioactiv (săpun, șampon) la soluție înainte de a adăuga catalizatorul. Oxigenul eliberat creează o spumă albă bogată, care a fost numită „pastă de dinți de elefant”.Unii catalizatori inițiază descompunerea fără lanț a H
2 O 2, de exemplu: H 2 O 2 + 2I - + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I - + 2H + + O 2. O reacție fără lanț apare și în cazul oxidării ionilor Fe2+ în soluții acide: 2FeSO4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Deoarece soluțiile apoase conțin aproape întotdeauna urme de diferiți catalizatori (ionii metalici conținuți în sticlă pot cataliza și descompunerea), la soluțiile de H2 O 2 Chiar și diluate, în timpul depozitării pe termen lung, se adaugă inhibitori și stabilizatori care leagă ionii metalici. În acest caz, soluțiile sunt ușor acidificate, deoarece atunci când apa pură acționează asupra sticlei, se obține o soluție slab alcalină, care contribuie la descompunerea H2 Despre 2. Toate aceste trăsături ale descompunerii lui H2 O 2 vă permit să rezolvați contradicția. Pentru a obține H pur2 O 2 este necesară efectuarea distilării sub presiune redusă, deoarece substanța se descompune atunci când este încălzită la peste 70 ° C și chiar, deși foarte lent, la temperatura camerei (așa cum se menționează în Enciclopedia chimică, la o rată de 0,5% pe an). În acest caz, cum este punctul de fierbere la presiunea atmosferică egal cu 150,2 ° C, care apare în aceeași enciclopedie? De obicei, în astfel de cazuri, se folosește o lege fizico-chimică: logaritmul presiunii vaporilor unui lichid depinde liniar de temperatura inversă (pe scara Kelvin), prin urmare, dacă măsurați cu precizie presiunea vaporilor H2 O 2 la mai multe temperaturi (scăzute), este ușor de calculat la ce temperatură această presiune va ajunge la 760 mm Hg. Și acesta este punctul de fierbere în condiții normale.Teoretic radicalii OH
. se poate forma și în absența inițiatorilor, ca urmare a ruperii legăturii mai slabe O - O, dar acest lucru necesită o temperatură destul de ridicată. În ciuda energiei relativ scăzute de rupere a acestei legături în Н2 O 2 (este egală cu 214 kJ / mol, care este de 2,3 ori mai mică decât pentru legătura H - OH într-o moleculă de apă), legătura O - O este încă suficient de puternică pentru ca peroxidul de hidrogen să fie absolut stabil la temperatura camerei. Și chiar și la punctul de fierbere (150 ° C), trebuie să se descompună foarte lent. Calculul arată că pentrula această temperatură, descompunerea de 0,5% ar trebui să apară, de asemenea, destul de lent, chiar dacă lungimea lanțului este de 1000 de verigi. Discrepanța dintre calcule și datele experimentale se explică prin descompunerea catalitică cauzată de cele mai mici impurități din lichid și de pereții vasului de reacție. Prin urmare, energia de activare pentru descompunerea lui Н2 O 2 întotdeauna semnificativ mai puțin de 214 kJ / mol chiar „în absența unui catalizator”. De fapt, există întotdeauna un catalizator de descompunere - atât sub formă de impurități neglijabile în soluție, cât și sub forma pereților vasului, motiv pentru care încălzirea H anhidră2 O 2 a fierbe la presiunea atmosferică a provocat în mod repetat explozii.În anumite condiții, descompunerea lui H
2 O 2 se întâmplă foarte neobișnuit, de exemplu, dacă încălziți o soluție de H2 O 2 în prezența iodatului de potasiu KIO3 , apoi la anumite concentrații de reactivi, se observă o reacție oscilatorie, în timp ce eliberarea de oxigen se oprește periodic și apoi reia cu o perioadă de 40 până la 800 de secunde.Proprietățile chimice ale H2 Despre 2. Peroxidul de hidrogen este un acid, dar foarte slab. Constanta de disociere H2 O 2 H + + HO 2 - la 25 ° C este egal cu 2,4 10–12 , care este cu 5 ordine de mărime mai puțin decât pentru H2 S. Săruri medii de Н 2 О 2 metalele alcaline și alcalino-pământoase se numesc de obicei peroxizi ( cm... PEROXIZI). Când sunt dizolvate în apă, acestea sunt aproape complet hidrolizate: Na2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 ... Acidificarea soluțiilor favorizează hidroliza. Ca acid H2 O 2 formează, de asemenea, săruri acide, de exemplu, Ba (HO2) 2, NaHO2 și altele. Sărurile acide sunt mai puțin susceptibile la hidroliză, dar se descompun cu ușurință atunci când sunt încălzite cu eliberarea de oxigen: 2NaHO2 ® 2NaOH + O 2 ... Un alcalin eliberat, ca în cazul lui H2 O 2 , favorizează descompunerea.Soluții H
2 O 2 , mai ales concentrate, au un puternic efect oxidativ. Deci, sub acțiunea unei soluții de 65% de H2 O 2 se aprind pe hârtie, rumeguș și alte substanțe inflamabile. Soluțiile mai puțin concentrate vor decolora mulți compuși organici, cum ar fi indigo. Oxidarea formaldehidei este neobișnuită: Н2 O 2 se reduce nu la apă (ca de obicei), ci la hidrogen liber: 2HCO + H2 О 2 ® 2НСООН + Н 2 ... Dacă luați o soluție de H 30%2 O 2 și o soluție de 40% de НСНО, apoi, după o ușoară încălzire, începe o reacție violentă, lichidul fierbe și spume. Efect oxidant al soluțiilor diluate de H2 O 2 mai ales se manifestă într-un mediu acid, de exemplu, H2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , dar oxidarea este posibilă și într-un mediu alcalin:Na + H202 + NaOH® Na2; 2K 3 + 3H 2 O 2® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Oxidarea sulfurii de plumb negru în sulfat PbS alb + 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O poate fi folosit pentru a restabili plumbul alb murdar în picturile vechi. Sub influența luminii, are loc și oxidarea acidului clorhidric:H202 + 2HCl® 2H20 + Cl2. Adăugarea de H202 la acizi crește foarte mult efectul lor asupra metalelor. Deci, într-un amestec H2 O 2 și H diluat2 SO 4 cuprul, argintul și mercurul se dizolvă; iodul în mediu acid este oxidat în acid iodic HIO3 , dioxid de sulf - la acid sulfuric etc.Oxidarea sării de potasiu-sodiu a acidului tartric (sare Rochelle) în prezența clorurii de cobalt ca catalizator are loc neobișnuit. În timpul reacției KOOC (CHOH)
2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO3 + NaHCO3 + 6H2O + 2CO2 CoCl 2 roz își schimbă culoarea în verde datorită formării unui compus complex cu tartrat - anionul acidului tartric. Pe măsură ce reacția continuă și tartratul se oxidează, complexul se prăbușește și catalizatorul devine din nou roz. Dacă, în loc de clorură de cobalt, sulfatul de cupru este utilizat ca catalizator, atunci compusul intermediar, în funcție de raportul dintre reactivii de pornire, va fi colorat portocaliu sau verde. După sfârșitul reacției, culoarea albastră a sulfatului de cupru este restabilită.Peroxidul de hidrogen reacționează complet diferit în prezența oxidanților puternici, precum și a substanțelor care degajă cu ușurință oxigen. În astfel de cazuri H
2 O 2 poate acționa și ca agent de reducere cu evoluția simultană a oxigenului (așa-numita descompunere reductivă a Н2 О 2), de exemplu: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4® K2S04 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H20;Ag 2 O + H 2 O 2
® 2Ag + H20 + O2; O 3 + H 2 O 2 ® H 2 O + 2 O 2; ® NaCI + H20 + O2. Această din urmă reacție este interesantă prin faptul că în ea se formează molecule de oxigen excitat care emit fluorescență portocalie ( cm... CLOR ACTIV). În mod similar, aurul metalic este eliberat din soluții de săruri de aur, mercurul metalic se obține din oxidul de mercur etc. O astfel de proprietate neobișnuită H2 O 2 permite, de exemplu, efectuarea oxidării hexacianoferatului de potasiu (II) și apoi, prin schimbarea condițiilor, reducerea produsului de reacție la compusul de pornire utilizând același reactiv. Prima reacție are loc într-un mediu acid, a doua într-un mediu alcalin:2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4® 2K 3 + K 2 SO 4 + 2H 2 O;2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH
® 2K 4 + 2H 2 O + O 2.(„Caracter dual” H2 O 2 a permis unui profesor de chimie să compare peroxidul de hidrogen cu eroul poveștii celebrului scriitor englez Stevenson Ciudata poveste a doctorului Jekyll și a domnului Hyde, sub influența compoziției pe care a inventat-o, își putea schimba dramatic caracterul, transformându-se dintr-un domn respectabil într-un maniac însetat de sânge.)Obținerea H 2 O 2. Molecule H2O2 obținute întotdeauna în cantități mici în timpul arderii și oxidării diferiților compuși. La arderea H2 O 2 este format fie prin extragerea atomilor de hidrogen din compușii de pornire de către radicalii hidroperoxid intermediari, de exemplu: HO2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , sau ca urmare a recombinării radicalilor liberi activi: 2OH... ® H2O2, H. + DAR 2 . ® H2O2 ... De exemplu, dacă o flacără de oxigen-hidrogen este direcționată către o bucată de gheață, atunci apa topită va conține cantități semnificative de H2 O 2 rezultată din recombinarea radicalilor liberi (în flacăra H2 O 2 se dezintegrează imediat). Un rezultat similar se obține cu arderea altor gaze. Educație H2 O 2 poate apărea și la temperaturi scăzute ca urmare a diferitelor procese redox.În industrie, peroxidul de hidrogen nu mai este produs prin metoda Tenar - din peroxid de bariu, dar sunt folosite metode mai moderne. Una dintre ele este electroliza soluțiilor de acid sulfuric. În acest caz, ionii sulfat sunt oxidați la anod în ioni suprasulfat: 2SO
4 2– - 2e ® S 2 O 8 2– ... Acidul persulfuric este apoi hidrolizat:H 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O ® H 2 O 2 + 2 H 2 SO 4. La catod, ca de obicei, hidrogenul este evoluat, astfel încât reacția generală este descrisă prin ecuația 2H2 O ® H 2 O 2 + H 2 ... Dar principala metodă modernă (peste 80% din producția mondială) este oxidarea unor compuși organici, de exemplu, etil antrhidroquinonă, cu oxigen atmosferic într-un solvent organic, în timp ce H2 O 2 și antrachinona corespunzătoare, care este apoi redusă din nou cu hidrogen peste un catalizator la antrahidrochinonă. Peroxidul de hidrogen este recuperat din amestecul cu apă și concentrat prin distilare. O reacție similară apare atunci când se utilizează alcool izopropilic (se asociază cu formarea intermediară a hidroperoxidului): (CH3) 2 СНОН + О 2 ® (СН 3) 2 С (UN) ОН ® (СН 3) 2 СО + Н 2 О 2 ... Dacă este necesar, acetonă formată poate fi, de asemenea, redusă la alcool izopropilic.Aplicarea H2O2. Peroxidul de hidrogen este utilizat pe scară largă, iar producția sa mondială se ridică la sute de mii de tone pe an. Se folosește pentru obținerea de peroxizi anorganici, ca agent oxidant pentru combustibilii pentru rachete, în sinteze organice, pentru albirea uleiurilor, grăsimilor, țesăturilor, hârtiei, pentru purificarea materialelor semiconductoare, pentru extragerea metalelor valoroase din minereuri (de exemplu, uraniu prin transformarea formei sale insolubile într-o formă solubilă), pentru tratarea apelor uzate. În medicină, soluțiile de H2 O 2 utilizat pentru clătire și lubrifiere în bolile inflamatorii ale mucoaselor (stomatită, amigdalită), pentru tratamentul rănilor purulente. În cazurile de depozitare a lentilelor de contact, uneori o cantitate foarte mică de catalizator de platină este plasată în capac. Lentilele pentru dezinfectarea lor sunt turnate într-o cutie pentru creioane cu o soluție de H 3%2 O 2 , dar din moment ce această soluție dăunează ochilor, creionul este răsturnat după un timp. În acest caz, catalizatorul din capac descompune rapid H2 O 2 pentru apă curată și oxigen.Cândva era la modă decolorarea părului cu „peroxid”, acum există formulări mai sigure pentru vopsirea părului.
În prezența anumitor săruri, peroxidul de hidrogen formează un fel de „concentrat” solid, care este mai convenabil pentru transport și utilizare. Deci, dacă la o soluție saturată puternic răcită de acid boric de sodiu (borax) adăugați H
2 O 2 în prezență, se formează treptat cristale mari transparente de peroxoborat de sodiu Na2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Această substanță este utilizată pe scară largă în albirea țesăturilor și ca componentă a detergenților. Molecule H2 O 2 , ca și moleculele de apă, sunt capabile să pătrundă în structura cristalină a sărurilor, formând o aparență de hidrați cristalini - peroxohidrați, de exemplu, K2 CO 3 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 1,5 H 2 O; ultimul compus este cunoscut în mod obișnuit sub numele de persol.Așa-numitul „hidroperit” CO (NH
2) 2 · H 2 O 2 este un clatrat - un compus de includere a moleculelor de H2 O 2 în golurile rețelei de cristal a ureei.În chimia analitică, unele metale pot fi determinate folosind peroxid de hidrogen. De exemplu, dacă se adaugă peroxid de hidrogen la o soluție de sare de titan (IV) - sulfat de titanil, soluția capătă o culoare portocalie strălucitoare datorită formării acidului natitanic:
TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O.Ion incolor de molibdat MoO4 2– este oxidat de Н 2 О 2 într-un anion peroxid intens portocaliu. O soluție acidificată de dicromat de potasiu în prezența H2 O 2 formează acid percromic: K2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® H 2 Cr 2 O 12 + K 2 SO 4 + 5H 2O, care se descompune destul de repede: H2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr2 (SO4) 3 + 4H2O + 4O2... Dacă adăugați aceste două ecuații, obțineți reacția de reducere a dicromatului de potasiu cu peroxid de hidrogen:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.Acidul percromic poate fi extras dintr-o soluție apoasă cu eter (este mult mai stabil într-o soluție eterică decât în \u200b\u200bapă). În același timp, stratul eteric se transformă într-un albastru intens.Ilya Leenson
LITERATURĂ Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Generarea de radicali liberi și reacțiile acestora... M., Chimie, 1982Chimia și tehnologia peroxidului de hidrogen... L., Chimie, 1984
Peroxidul de hidrogen (peroxidul) este un lichid siropos incolor cu o densitate care se solidifică la -. Aceasta este o substanță foarte fragilă care se poate descompune cu o explozie în apă și oxigen și se eliberează o cantitate mare de căldură:
Soluțiile apoase de peroxid de hidrogen sunt mai stabile; într-un loc răcoros, pot rezista mult timp. Perhidrolul - o soluție comercializată - conține. Conține aditivi stabilizatori, precum și soluții foarte concentrate de peroxid de hidrogen.
Descompunerea peroxidului de hidrogen este accelerată de catalizatori. Dacă, de exemplu, un pic de dioxid de mangan este aruncat într-o soluție de peroxid de hidrogen, apare o reacție violentă și se eliberează oxigen. Catalizatorii care promovează descompunerea peroxidului de hidrogen includ cuprul, fierul, manganul și ionii acestor metale. Deja urmele acestor metale pot provoca degradarea.
Peroxidul de hidrogen se formează ca produs intermediar în timpul arderii hidrogenului, dar datorită temperatura ridicata flacăra de hidrogen se descompune imediat în apă și oxigen.
Figura: 108. Diagrama structurii moleculei. Unghiul este aproape de, unghiul este de. Lungimi legături :.
Cu toate acestea, dacă direcționați o flacără de hidrogen către o bucată de gheață, atunci urme de peroxid de hidrogen pot fi găsite în apa rezultată.
Peroxidul de hidrogen este produs și prin acțiunea hidrogenului atomic asupra oxigenului.
În industrie, peroxidul de hidrogen este obținut în principal prin metode electrochimice, de exemplu, oxidarea anodică a soluțiilor de acid sulfuric sau hidrogen sulfat de amoniu, urmată de hidroliza acidului peroxoduseric rezultat (vezi § 132). Procesele care au loc în acest caz pot fi descrise prin diagramă:
În peroxidul de hidrogen, atomii de hidrogen sunt legați covalent de atomii de oxigen, între care se realizează și o legătură simplă. Structura peroxidului de hidrogen poate fi exprimată prin următoarea formulă structurală: H-O-O-H.
Moleculele au o polaritate semnificativă, ceea ce este o consecință a structurii lor spațiale (Fig. 106).
Într-o moleculă de peroxid de hidrogen, legăturile dintre atomii de hidrogen și oxigen sunt polare (datorită deplasării electronilor comuni spre oxigen). Prin urmare, într-o soluție apoasă, sub influența moleculelor de apă polară, peroxidul de hidrogen poate împărți ionii de hidrogen, adică are proprietăți acide. Peroxidul de hidrogen este un acid dibazic foarte slab într-o soluție apoasă, se descompune, deși într-o mică măsură, în ioni:
Disocierea în etapa a doua
practic nu se scurge. Este suprimat de prezența apei, o substanță care se disociază pentru a forma ioni de hidrogen într-o măsură mai mare decât peroxidul de hidrogen. Cu toate acestea, atunci când ionii de hidrogen sunt legați (de exemplu, când se introduce alcali în soluție), disocierea are loc în a doua etapă.
Cu unele baze, peroxidul de hidrogen reacționează direct pentru a forma săruri.
Deci, când peroxidul de hidrogen acționează asupra unei soluții apoase de hidroxid de bariu, precipită un precipitat de sare de bariu de peroxid de hidrogen:
Sărurile de peroxid de hidrogen se numesc peroxizi sau peroxizi. Acestea sunt compuse din ioni metalici încărcați pozitiv și ioni încărcați negativ, structură electronică care poate fi reprezentată prin diagramă:
Starea de oxidare a oxigenului în peroxidul de hidrogen este -1, adică are o valoare intermediară între starea de oxidare a oxigenului în apă și în oxigenul molecular (0). Prin urmare, apa oxigenată are proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător, adică prezintă dualitate redox. Cu toate acestea, proprietățile oxidante sunt mai caracteristice acestuia, deoarece potențialul standard al sistemului electrochimic
în care acționează ca agent oxidant este de 1.776 V, în timp ce potențialul standard al sistemului electrochimic
în care peroxidul de hidrogen este un agent reducător este de 0,682 V. Cu alte cuvinte, peroxidul de hidrogen poate oxida substanțe care nu depășesc 1,776 V și pot reduce doar cele mai mari de 0,682 V. 18 (la pagina 277) puteți vedea că primul grup include mult mai multe substanțe.
Exemple de reacții în care servește ca agent oxidant includ oxidarea nitritului de potasiu
și separarea iodului de iodură de potasiu:
Este utilizat pentru albirea țesăturilor și blănurilor, utilizat în medicină (soluția 3% este un dezinfectant), în industria alimentară (pentru conservarea alimentelor), în agricultură pentru prepararea semințelor, precum și în producția unui număr de compuși organici, polimeri și materiale poroase. Peroxidul de hidrogen este utilizat ca oxidant puternic în rachete.
Peroxidul de hidrogen este, de asemenea, utilizat pentru reînnoirea picturilor în ulei vechi care s-au întunecat cu timpul datorită transformării albului de plumb în sulfură de plumb negru sub influența urmelor de hidrogen sulfurat din aer. Când astfel de picturi sunt spălate cu peroxid de hidrogen, sulfura de plumb este oxidată în sulfat de plumb alb:
Pe lângă apă, este cunoscut și un alt compus de hidrogen cu oxigen - peroxid de hidrogen (H 2 O 2). În natură, se formează ca un produs secundar în timpul oxidării multor substanțe cu oxigen atmosferic. Urmele sale sunt în mod constant conținute în precipitațiile atmosferice. Peroxidul de hidrogen este, de asemenea, parțial format în flacăra hidrogenului ars, dar se descompune atunci când produsele de ardere se răcesc.
În concentrații destul de mari (până la câteva procente) H 2 O 2 poate fi obținut prin interacțiunea hidrogenului în momentul eliberării cu oxigenul molecular. Peroxidul de hidrogen se formează parțial și atunci când oxigenul umed este încălzit la 2000 ° C, când o descărcare electrică liniștită trece printr-un amestec umed de hidrogen cu oxigen și când apa este expusă razelor ultraviolete sau ozonului.
Formarea de căldură a peroxidului de hidrogen.
Nu este posibil să se determine în mod direct căldura de formare a peroxidului de hidrogen din elemente. Posibilitatea de a o găsi în mod indirect este asigurată de legea constanței sumelor de căldură stabilită de GI Hess (1840): efectul termic total al unei serii de reacții chimice succesive este egal cu efectul termic al oricărei alte serii de reacții cu aceleași substanțe inițiale și produse finale.
Strict vorbind, legea lui Hess ar trebui formulată ca „legea constanței sumelor de energii”, deoarece în timpul transformărilor chimice energia poate fi eliberată sau absorbită nu numai în căldură, ci și ca mecanică, electrică etc. În plus, se presupune că procesele luate în considerare continuă la presiune constantă sau volum constant. De regulă, acesta este exact cazul reacțiilor chimice, iar toate celelalte forme de energie pot fi transformate în căldură. Esența acestei legi este dezvăluită în mod clar în lumina următoarei analogii mecanice: lucrarea totală efectuată de o sarcină care coboară fără frecare nu depinde de cale, ci doar de diferența dintre înălțimile inițiale și finale. La fel, efectul termic general al uneia sau alteia reactie chimica este determinată numai de diferența de călduri de formare (din elemente) a produselor sale finale și a substanțelor inițiale. Dacă toate aceste valori sunt cunoscute, atunci pentru a calcula efectul termic al reacției, este suficient să scădem suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale din suma căldurilor de formare a produselor finale. Legea lui Hess este adesea utilizată în calcularea căldurilor unor astfel de reacții pentru care determinarea experimentală directă este dificilă sau chiar imposibilă.
Aplicat la H 2 O 2, calculul poate fi efectuat pe baza luării în considerare a două moduri diferite de formare a apei:
1. Să presupunem că inițial, când hidrogenul și oxigenul se combină, se formează peroxid de hidrogen, care apoi se descompune în apă și oxigen. Apoi vom avea următoarele două procese:
2 Н 2 + 2 О 2 \u003d 2 Н 2 О 2 + 2х kJ
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2 + 196 kJ
Efectul termic al ultimei reacții este ușor de determinat experimental. Adăugând ambele ecuații termen cu termen și anulând termenii unici, obținem
2 H 2 + O 2 \u003d 2 H 2 O + (2x + 196) kJ.
2. Să presupunem că atunci când hidrogenul se combină cu oxigenul, apa se formează direct, atunci avem
2 H 2 + O 2 \u003d 2 H 2 O + 573 kJ.
Deoarece în ambele cazuri atât substanțele inițiale, cât și produsele finale sunt aceleași, 2x + 196 \u003d 573, de unde x \u003d 188,5 kJ. Aceasta va fi căldura de formare a unui mol de peroxid de hidrogen din elemente.
Primind.
Peroxidul de hidrogen se obține cel mai ușor din peroxidul de bariu (BaO2) acționând asupra acestuia cu acid sulfuric diluat:
BaO 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + H 2 O 2.
În acest caz, împreună cu peroxidul de hidrogen, se formează sulfat de bariu, insolubil în apă, din care lichidul poate fi separat prin filtrare. H2O2 se vinde de obicei sub forma unei soluții apoase 3%.
Evaporarea prelungită a unei soluții apoase 3% convenționale de H202 la 60-70 ° C poate aduce conținutul de peroxid de hidrogen în ea la 30%. Pentru a obține soluții mai puternice, distilarea apei trebuie efectuată sub presiune redusă. Deci, la 15 mm Hg. Artă. la început (de la aproximativ 30 ° C), în principal apa este distilată, iar când temperatura ajunge la 50 ° C, o soluție foarte concentrată de peroxid de hidrogen rămâne în balonul de distilare, din care cristalele sale albe pot fi separate prin răcire puternică.
Principala metodă de producere a peroxidului de hidrogen este interacțiunea cu acidul persulfuric (sau unele dintre sărurile sale) cu apa, care se desfășoară cu ușurință în conformitate cu următoarea schemă:
H 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O \u003d 2 H 2 SO 4 + H 2 O 2.
Unele metode noi (descompunerea compușilor peroxidici organici etc.) și vechea metodă de obținere din BaO 2 sunt de o importanță mai mică. Pentru depozitarea și transportul unor cantități mari de peroxid de hidrogen, recipientele din aluminiu (cel puțin 99,6% pur) sunt cele mai potrivite.
Proprietăți fizice.
Peroxidul de hidrogen pur este un lichid siropos incolor (cu o densitate de aproximativ 1,5 g / ml), care este distilat la o presiune suficient de redusă, fără descompunere. Congelarea H2O2 este însoțită de compresie (spre deosebire de apă). Cristalele albe de peroxid de hidrogen se topesc la -0,5 ° C, adică la aproape aceeași temperatură ca și gheața.
Căldura de fuziune a peroxidului de hidrogen este de 13 kJ / mol, căldura de vaporizare este de 50 kJ / mol (la 25 ° C). Sub presiune normală, H2O2 pur fierbe la 152 ° C cu descompunere puternică (iar vaporii pot fi explozivi). Pentru temperatura și presiunea sa critice, valorile teoretice sunt 458 ° C și 214 atm. Densitatea Н 2 О 2 pură este de 1,71 g / cm3 în stare solidă, 1,47 g / cm3 la 0 ° С și 1,44 g / cm3 la 25 ° С. Peroxidul de hidrogen lichid, ca și apa, este puternic asociat. Indicele de refracție al lui Н 2 О 2 (1,41), precum și vâscozitatea și tensiunea sa superficială sunt puțin mai mari decât cele ale apei (la aceeași temperatură).
Formula structurala.
Formula structurală de peroxid hidrogen H-O-O-H arată că doi atomi de oxigen sunt atașați direct unul de celălalt. Această legătură este fragilă și provoacă instabilitatea moleculei. Într-adevăr, H2O2 pur este capabil de descompunere explozivă în apă și oxigen. În soluțiile apoase diluate, este mult mai stabil.
S-a stabilit prin metode optice că molecula H-O-O-H nu este liniară: legăturile H-O formează unghiuri de aproximativ 95 ° cu legătura O-O. Formele spațiale extreme ale moleculelor de acest tip sunt structurile plate prezentate mai jos - forma cis (ambele legături H-O pe o parte a comunicare O-O) și trans-forma (legături H-O pe laturile opuse).
Trecerea de la una la alta ar putea fi realizată prin rotirea legăturii H-O de-a lungul axei legăturii O-O, dar aceasta este împiedicată de bariera potențială la rotația internă, datorită necesității depășirii intermediare a stărilor mai puțin favorabile energetic (cu 3,8 kJ / mol pentru trans- forma și cu 15 kJ / mol pentru forma cis). Practic, rotația circulară a legăturilor H-O din moleculele H 2 O 2 nu se realizează, ci doar unele dintre vibrațiile lor în legătură cu cea mai stabilă stare intermediară pentru o anumită moleculă - forma oblică („gauche”).
Proprietăți chimice.
Cu cât peroxidul de hidrogen este mai pur, cu atât se descompune mai lent în timpul depozitării. Compușii anumitor metale (Cu, Fe, Mn etc.) sunt catalizatori activi în special pentru descompunerea H2O 2 și chiar se observă urme ale acestora care nu se pretează la determinarea analitică directă. Pentru a lega metalele etilice de peroxidul de hidrogen, se adaugă adesea un pic (aproximativ 1:10 000) pirofosfat de sodiu - Na 4 P 2 O 7 ca „stabilizator”.
În sine, mediul alcalin nu provoacă descompunerea peroxidului de hidrogen, dar promovează puternic descompunerea sa catalitică. Dimpotrivă, mediul acid face această descompunere dificilă. Prin urmare, soluția de H202 este adesea acidulată cu acid sulfuric sau fosforic. Peroxidul de hidrogen se descompune mai repede atunci când este încălzit și expus la lumină, deci ar trebui depozitat într-un loc răcoros și întunecat.
La fel ca apa, peroxidul de hidrogen dizolvă bine multe săruri. Se amestecă cu apă (și cu alcool) în orice raport. Soluția sa diluată are un gust neplăcut „metalic”. Atunci când soluții puternice acționează asupra pielii, se obțin arsuri, iar locul ars devine alb.
Mai jos este comparată solubilitatea unor săruri în apă și peroxid de hidrogen la 0 ° C (g la 100 g de solvent):
