Hydrogenperoksid: Egenskaper, formel, struktur og bruk

Hydrogenperoksid eller hydrogenperoksid, dioksogen eller dioksydan er en kjemisk forbindelse som er representert ved formelen H2O2. I sin rene form viser den ikke farge, i tillegg til å være i flytende tilstand, men det er litt mer viskøs enn vann, på grunn av mengden "hydrogenbroer" som kan dannes.

Dette peroksid er også anerkjent som en av de enkleste peroksider, som betyr peroksid de forbindelser som har en enkel oksygen-oksygenbinding.

Dens bruk er variert, alt fra sin kraft som oksidasjonsmiddel, blekemiddel og desinfeksjonsmiddel, og til og med i høye konsentrasjoner, har den blitt brukt som drivstoff for romskip, som har spesiell interesse for kjemi av drivmidler og sprengstoff.

Hydrogenperoksid, er ustabil, og nedbrytes sakte i nærvær av baser eller katalysatorer. På grunn av denne ustabiliteten blir peroksidet vanligvis lagret med en eller annen type stabilisator, som er i nærvær av litt sure løsninger.

Hydrogenperoksid finnes i biologiske systemer som er en del av menneskekroppen, og enzymer som virker ved å dekomponere det kalles "peroksidaser".

oppdagelse

Oppdagelsen av hydrogenperoksid er tildelt den franske forskeren Louis Jacques Thenard, da han reagerte bariumperoksidet med salpetersyre.

En forbedret versjon av denne prosessen brukte saltsyre, og ved tilsetning av svovelsyre slik at bariumsulfat kunne utfelles. Denne prosessen ble brukt fra slutten av det nittende århundre til midten av det tjuende århundre for å produsere peroksid.

Det var alltid tenkt at peroksidet var ustabilt på grunn av alle de mislykkede forsøkene på å isolere det fra vannet. Men ustabiliteten skyldtes hovedsakelig urenheter av saltene av overgangsmetallene, som katalyserte deres dekomponering.

Rent hydrogenperoksid ble syntetisert for første gang i 1894, nesten 80 år etter oppdagelsen, takket være forskeren Richard Wolffenstein som produserte den takket være vakuumdestillasjon.

Dens molekylære struktur var vanskelig å bestemme, men den italienske kjemiske fysikeren, Giacomo Carrara, var den som bestemte sin molekylmasse ved kryoskopisk nedstigning, takket være hvilken struktur kan bekreftes. Inntil det tidspunktet var det i det minste foreslått et dusin hypotetiske strukturer.

fremstillingen

Tidligere ble hydrogenperoksid produsert industrielt ved hydrolyse av ammoniumperoxydisulfat, som ble oppnådd ved elektrolyse av en oppløsning av ammoniumbisulfat (NH4HS04) i svovelsyre.

I dag produseres hydrogenperoksid nesten utelukkende av antrakinonprosessen, som ble formalisert i 1936 og patentert i 1939. Den begynner med reduksjon av et antrakinon (som 2-etylantrakinon eller 2-amylderivatet) til tilsvarende antrahydrokinon, typisk ved hydrogenering over en palladiumkatalysator.

Antrahydrokinonet gjennomgår deretter autoksidering for å regenerere startantrakinonet, med hydrogenperoksid som et biprodukt. De fleste kommersielle prosesser oppnår oksidasjon ved å boble komprimert luft gjennom en derivatisert antracenløsning, slik at oksygenet i luften reagerer med de labile hydrogenatomene (av hydroksygruppene), hvilket gir hydrogenperoksid og regenerering antrakinon.

Hydrogenperoksidet ekstraheres deretter, og antrakinonderivatet reduseres igjen til dihydroksyforbindelsen (antracen) ved anvendelse av hydrogengass i nærvær av en metallkatalysator. Etter syklusen gjentar.

Prosessens økonomi er i stor grad avhengig av effektiv gjenvinning av kinonen (som er dyr), ekstraksjonsløsningsmidlene og hydrogeneringskatalysatoren.

Egenskaper av hydrogenperoksid

Hydrogenperoksid er vist som en lyseblå væske i fortynnede løsninger, og fargeløs ved romtemperatur, med en liten bitter smak. Det er litt mer viskøs enn vann, på grunn av hydrogenbindingene det kan danne.

Det regnes som en svak syre (PubChem, 2013). Det er også et sterkt oksidasjonsmiddel, som er ansvarlig for de fleste applikasjoner som i tillegg til selve oksidanten, er bleken - for papirindustrien - og også som et desinfeksjonsmiddel. Ved lave temperaturer oppfører det sig som et krystallinsk faststoff.

Når den danner karbamidperoksidet (CH6N2O3) (PubChem, 2011), har den en ganske anerkjent bruk som tannbleking, enten administrert profesjonelt eller på en bestemt måte.

Det er mye litteratur om viktigheten av hydrogenperoksid i levende celler, siden den spiller en viktig rolle i forsvaret av organismen mot skadelige verter, i tillegg til oksidative biosyntetiske reaksjoner.

I tillegg er det flere bevis (PubChem, 2013) at selv ved lave nivåer av hydrogenperoksid i kroppen, har dette en viktig rolle, spesielt i høyere organismer. Således anses det som et viktig cellulært signalmiddel, som er i stand til å modulere både sammentrekning og vekstfremmende midler.

På grunn av opphopningen av hydrogenperoksid i huden av pasienter som lider av depigmenteringsforstyrrelsen "vitiligo" (López-Lázaro, 2007), har den menneskelige epidermis ikke den normale kapasiteten til å utføre sine funksjoner, på denne måten foreslås det at akkumulering av peroksid kan spille en viktig rolle i utviklingen av kreft.

Selv eksperimentelle data (López-Lázaro, 2007) viser at kreftceller produserer en stor mengde peroksid, som er forbundet med DNA-alternativer, celleproliferasjon, etc.

Små mengder hydrogenperoksid kan produseres spontant i luften. Hydrogenperoksid er ustabil og nedbrytes raskt i oksygen og vann, og frigjør varme i reaksjonen.

Selv om det ikke er brannfarlig, er det som nevnt et kraftig oksidasjonsmiddel (ATSDR, 2003), som kan forårsake spontan forbrenning når det kommer i kontakt med organiske materialer.

I hydrogenperoksid har oksygen (Rayner-Canham, 2000) en "unormal" oksidasjonstilstand, da par atomer med samme elektronegativitet er koblet, må det antas at paret av bindingselektroner er dele seg mellom dem. I dette tilfelle har hvert oksygenatom et oksidasjonsnummer på 6 minus 7 eller -1 mens hydrogenatomer fortsatt har + 1.

Den kraftige oksidasjonskraften av hydrogenperoksid med hensyn til vann forklares ved oksydasjonspotensialet (Rayner-Canham, 2000), slik at det kan oksydere jernholdig (II) ion til jern (III) ion, som vist i følgende reaksjon:

Hydrogenperoksid har også egenskapen til dismutar, det vil si både redusere og oksidere (Rayner-Canham, 2000), som vist ved følgende reaksjoner sammen med deres potensial:

Når man legger til de to ligningene, oppnås følgende globale ligning:

Selv om "dismutation" er favorisert termodynamisk sett, er det kinetisk ikke favorisert. Men (Rayner-Canham, 2000) kan kinetikken av denne reaksjonen bli favorisert ved bruk av katalysatorer som jodidion eller andre overgangsmetallioner.

For eksempel kan enzymet "katalase" som er tilstede i kroppen vår, katalysere denne reaksjonen, slik at den ødelegger det skadelige peroksidet som kan eksistere i våre celler.

Alle oksider av alkalisk gruppe reagerer kraftig med vannet for å gi den tilsvarende oppløsningen av metallhydroksidet, men natriumdioxydet genererer hydrogenperoksid og dioksydene produserer hydrogenperoksid og oksygen, som vist i Følgende reaksjoner (Rayner-Canham, 2000):

Andre interessante data samlet fra hydrogenperoksid er:

• Molekylær masse: 34, 017 g / mol
• Tetthet: 1, 11 g / cm3 ved 20 ºC, i løsninger ved 30% (w / w) og 1, 450 g / cm3 ved 20 ºC i rene løsninger.
• Smeltepunkt og kokepunkt er henholdsvis -0, 43 ° C og 150, 2 ° C.
• Det er blandbart med vann.
• Løselig i etere, alkoholer og uoppløselig i organiske løsningsmidler.
• Verdien av dens surhet er pKa = 11, 75.

struktur

Molekylet av hydrogenperoksid utgjør et ikke-plan molekyl. Selv om oksygen-oksygenbindingen er enkel, har molekylet en relativt høy rotasjonsbarriere (Wikipedia, Encyclopedia Libre, 2012), hvis vi sammenligner det med for eksempel etan som også dannes av et enkeltobligasjon.

Denne barrieren skyldes avstøtningen mellom ioneparene til de tilstøtende oksygenene, og det viser seg at peroksidet er i stand til å vise "atropisomerer" som er stereoisomerer som oppstår på grunn av den hindrede rotasjon rundt et enkeltbinding hvor energiforskjellene skyldes til sterisk deformasjon eller andre bidragsytere, skaper de en rotasjonsbarriere som er høy nok til å tillate isolasjon av individuelle conformers.

Strukturene av de gassformige og krystallinske former av hydrogenperoksid varierer vesentlig, og disse forskjellene tilskrives hydrogenbindingen som er fraværende i gassformen.

søknader

Det er vanlig å finne hydrogenperoksid i lave konsentrasjoner (fra 3 til 9%), i mange boliger for medisinske applikasjoner (hydrogenperoksid), samt for bleking av klær eller hår.

Ved høye konsentrasjoner brukes den industrielt, også for bleking av tekstiler og papir, samt brensel for romfartøy, produksjon av svampet gummi og organiske forbindelser.

Det anbefales å håndtere hydrogenperoksidløsninger, til og med fortynnede, med hansker og øyevern, fordi det angriper huden.

Hydrogenperoksid er en viktig industriell kjemisk forbindelse (Rayner-Canham, 2000); forekommer rundt 106 tonn på verdensbasis hvert år. Hydrogenperoksid brukes også som et industrielt reagens, for eksempel i syntesen av natriumperoxoborat.

Hydrogenperoksid har en viktig anvendelse i restaureringen av gamle malerier (Rayner-Canham, 2000), siden et av de mest brukte hvite pigmentene var blyhvit, noe som ville tilsvare et blandet basisk karbonat, hvis formel er Pb3 OH) 2 (CO3) 2.

Spor av hydrogensulfid forårsaker at denne hvite forbindelsen forvandles til blysulfid (Il), som er svart, som flekker maling. Anvendelsen av hydrogenperoksid oksiderer blysulfidet (Il) til hvitt blysulfat (Il), som gjenoppretter den riktige fargen til malingen, etter følgende reaksjon:

En annen nysgjerrig søknad om å markere (Rayner-Canham, 2000), er dens anvendelse for å endre hårets form som permanent angriper disulfidbroene som dette har naturlig ved hjelp av hydrogenperoksid i litt grunnleggende løsninger, oppdaget av Rockefeller Institutt i år 1930.

Drivstoff og eksplosiver har mange egenskaper til felles (Rayner-Canham, 2000). Begge arbeider ved hjelp av en hurtig eksoterm reaksjon som produserer et stort volum gass. Utvisningen av denne gassen er det som driver raketten fremover, men i tilfelle av eksplosivet er det hovedsakelig sjokkbølgen som genereres av produksjonen av gassen som forårsaker skaden.

Reaksjonen som ble brukt i det første rakettdrevne flyet, brukte en blanding av hydrogenperoksid med hydrazin, hvor begge reagerte og ga molekylært nitrogengass og vann, som illustrert i den følgende reaksjon:

Ved summering av innkapslingsenergiene til hver av reaktantene og produktene, resulterer det i at en energi på 707 Kj / mol varme frigjøres, for hver mol hydrazin som forbrukes, hvilket betyr en meget eksoterm reaksjon.

Dette betyr at den oppfyller forventningene som er nødvendige for å bli brukt som drivstoff i drivmidler, da det produseres svært store mengder gass gjennom svært små volumer av de to reaktive væskene. Gitt reaktiviteten og korrosjonen av disse to væskene, har de nå blitt erstattet av sikrere blandinger i baser til de samme kriteriene som ble valgt til å bli brukt som drivstoff.

I det medisinske aspektet er hydrogenperoksid brukt som aktuell løsning i rensing av sår, suppurerende sår og lokale infeksjoner. Det har blitt brukt ofte i behandling av inflammatoriske prosesser i den eksterne hørskanalen, eller også for gurgling i faryngittbehandlinger.

Det brukes også innen tannpleieområdet til å rense rottkanaler av tenner eller andre hulrom i tannmassen, i prosesser som endodonti, til slutt i mindre dentalprosesser.

Dens bruk i rensing av sår eller sår, etc. er fordi det er en agent som er i stand til å ødelegge mikroorganismer, men ikke bakteriens sporer, betyr det ikke at man dreper alle mikroorganismer, men det reduserer nivået av disse, slik at infeksjoner ikke går til store problemer. Så det ville tilhøre nivået av desinfeksjonsmidler med lavt nivå og antiseptika.

Hydrogenperoksid reagerer med visse diestere, slik som fenyloksalatesteren, og produserer kjemiluminescens. Dette er en anvendelse av sekundær type, funnet i lysstenger, kjent med sitt engelske navn som "glødestift" .

I tillegg til alle bruksområder er det historiske hendelser ved bruk av hydrogenperoksid, siden det fortsatt er en kjemisk forbindelse som ved høye konsentrasjoner og gitt dets reaktivitet kan føre til eksplosjoner, noe som betyr at verneutstyr er nødvendig. individuell under håndtering, samt å ta hensyn til passende lagringsforhold.