Водорода пероксид (перекись водорода) Н2О2,
бесцв. жидкость. т. пл. —0,41 °С (легко переохлаждается), т. кип. 150,2°С;
d4201,450, твердого 1,71 (-20°С); tкрит 457°С, pкрит
21,4 МПа; Сp° [Дж/ (моль*К)]: 89,33, газообразного 42,39;
12,50 кДж/ моль, Hoисп
51,60 кДж/моль (25 °С), Hoобр
газообразного - 135,88 кДж/моль, жидкого - 187,78 кДж/моль; Sо298[Дж/ (моль*К)]: 109,60, газообразного 234,41;
70,7 (25°С); дипольный момент 2,13*10-30 Кл*м (в С6Н6,
25°С); 1,245*10-3
Па*с;
0,0804 Н/м; nD20 1,4077. Кристаллич. решетка тетрагональная
(а
= 0,406 нм, с = 0,80 нм, z = 4, пространств. группа Р41212).
Слабая кислота, рКа11,6 (в воде, 20 °С). Характеристич.
полосы поглощения в ИК-спектре: 370 и 880 см-1, 1390 и 1266
см-1, 3598,7 и 3610,7 см-1 (3400 для жидкого Н2О2).
Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях, образует дигидрат с т. пл.
- 52,0 °С. Раств. в спирте. эфире. Образует кристаллич. сольваты общей
ф-лы R*nH2O2, используемые как твердые носители В.
п., например Na2CO3*l,5H2O2, CO(NH2)2*H2O2.
Чистый Н2О2 термически устойчив, при ~20°С разлагается
ок. 0,5% в год. В присут. ионов тяжелых металлов, а также под действием
света и при нагр. скорость распада резко увеличивается; разложение Н2О2
может происходить со взрывом. Стабильность водных растворов Н2О2
растет с увеличением концентрацииионов Н3О+ и максимальна
при рН 3,5-4,5.
Водорода пероксид обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами:
окисляет I- до I, SO32- до SO42-,
Ti3+ до Ti4+, бензол в фенол. анилин в азоксибензол,
эпоксидирует ненасыщенные соед.; восстанавливает Ag2O до Ag,
МnО4 до Мn2+, Се4+ до Се3+
и др. Замещением атомов Н в Н2О2 м. б. получены др.
пероксидные соединения, например пероксиды металлов, диацилпероксиды, диалкилпероксиды.
Основной (свыше 80% мирового произ-ва) пром. способ получения Н2О2
-
автоокисление алкилантрагидрохинонов, в первую очередь 2-этил-, 2-трет-бутил-
и 2-пентилантрагидрохинонов:
Процесс проводят в смеси С6Н6 с вторичными спиртами.
водорода пероксида экстрагируют водой, растворы Н2О2 концентрируют
перегонкой и ректификацией. Образующиеся алкилантрахиноны восстанавливают
Н, в присутствии Ni или Pt и вновь используют для получения Н2О2.
Водорода пероксид получают, кроме того, автоокисление. изо-С3Н7ОН
[(СН3)2СНОН (СН3)2С(ООН)ОН (СН3)2СО
+ Н2O2] и C6H5NHNHC6H5,
а также анодным окислением разб. H2S04:
Выпускается Н2О2 в виде 30-90%-ных водных растворов
(30%-ный раствор, содержащий стабилизирующие добавки. наз. пергидролем).
Водорода пероксид применяют: для получения орг. и неорг. пероксидов, пербората и
перкарбоната Na; как окислитель в ракетных топливах. при получении эпоксидов,
гидрохинона, пирокатехина. этиленгликоля. глицерина. ускорителей вулканизации
группы тиурама и др.; для отбеливания масел, жиров. меха, кожи. текстильных
материалов, бумаги. для очистки германиевых и кремниевых полупроводниковых
материалов (путем перевода нерастворимых в воде примесей в растворимые);
при извлечении металлов из руд [напр., окислением UO2 (нерастворимая
форма) до UO4 (раств. в воде)]; как дезинфицирующее ср-во для
обезвреживания бытовых и индустриальных сточных вод; в медицине; как источник
О2 в подводных лодках; Н2О2 входит в состав
реактива Фентона (Fe2+ +. Н2О2),
который используют как источник своб. радикалов ОН в орг. синтезе.
Конц. водные растворы Н2О2 взрывоопасны, орг. соед.
и их растворы, содержащие Н2О2, способны к воспламенению
и взрыву при ударе. Ниж. КПВ в воздухе 26 мол. %. Вызывает ожоги кожи.
слизистых оболочек и дыхат. путей; ПДК 1,4 мг/м3. Для стабилизации
техн. Н2О2 в него добавляют пирофосфат или станнат
Na; при хранении в алюминиевых емкостях используют ингибитор коррозии -
NH4NO3.
Водорода пероксид получен впервые Л. Тенаром в 1818 при действии H2SO4
на ВаО2.
Мировое производство ок. 0,5 млн. т/год (1980).
Помимо Н2О2 известны также высшие пероксиды водорода
(полиоксиды водорода): Н2О3 и Н2О4
получают
конденсацией при — 195°С плазмы тлеющего разряда в системах Н2-О2,
а также взаимод. атомов Н с жидким О3; Н2О3
при — 55 °С разлагается до Н2О и О2, Н2О4
при -100°С-до Н2О2 и О2.