Hydrogenperoksidegenskaper, formel, struktur og bruk

den hydrogenperoksid eller oksygenert vann, dioksogen eller dioksydano 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 form, men den er litt mer viskøs enn vann, på grunn av mengden "hydrogenbroer" som kan dannes. 

Dette peroksid er også kjent som en av de enkleste peroksider, forstått som peroksidforbindelser som har en enkel oksygen-oksygenbinding. 

Dens bruk er variert, som strekker seg fra strøm som et oksidasjonsmiddel, blekemiddel og desinfeksjonsmiddel, og selv ved høye konsentrasjoner, har blitt brukt som brensel for romfartøyer, idet det særlig interesse i kjemi av drivmidler og eksplosiver. 

Hydrogenperoksid, er ustabil, og nedbrytes sakte i nærvær av baser eller katalysatorer. På grunn av denne ustabiliteten lagres peroksid vanligvis 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 spor av urenheter av saltene av overgangsmetallene, som katalyserte nedbrytningen av dem. 

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. 

Den molekylære struktur var vanskelig å bestemme, men det italienske mekanisk-kjemiske, Giacomo Carrara, som ble bestemt ved hjelp av kryoskopiske molekylvekt reduseres, er grunnen til, kan dens struktur bekreftes. Inntil da var det i det minste blitt foreslått et dusin hypotetiske strukturer.

fremstillingen

Tidligere hydrogenperoksydet industrielt fremstilles ved hydrolyse av ammonium-peroksydisulfat, som ble oppnådd ved elektrolyse av en oppløsning av ammonium-hydrogensulfat (NH4HSO4) i svovelsyre.

I dag er hydrogenperoksid stilles nesten utelukkende ved antrakinonprosessen, formalisert i 1936 og patentert i 1939. Det begynner med reduksjon av en antrakinon (2-etylantrakinon som eller derivat 2-amyl) for å tilsvarende antrahydrokinon, typisk ved hydrogenering på en palladiumkatalysator.

Antrahydrokinon deretter gjennomgår autooksidasjon til å regenerere antrakinon som starter med hydrogenperoksid som et biprodukt. De fleste kommersielle prosesser få oksydasjon ved bobling av trykkluft gjennom en oppløsning av den derivatiserte antracen, slik at oksygenet i luften reagerer med de labile hydrogenatomer (av hydroxygruppene) for å gi hydrogenperoksyd og regenererende anthraquinone.

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 som kan danne seg.

Det regnes som en svak syre (PubChem, 2013). Det er også et sterkt oksidasjonsmiddel, som er ansvarlig for de fleste av sine programmer foruten ren som oksidasjonsmiddel, de er bleking - 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 kjent 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. På denne måten anses det som et viktig cellulært signalmiddel, som er i stand til å modulere både sammentrekningspassene og vekstfremmende midler. 

På grunn av akkumulering av hydrogenperoksyd i huden på pasienter som lider depigmentation "vitiligo" (Lopez-Lazaro, 2007), den menneskelige epidermis, en slik forstyrrelse ikke har den normale evne til å utføre sine funksjoner, slik det er foreslått at akkumulering av peroksid kan spille en viktig rolle i utviklingen av kreft.

Selv eksperimentelle data, (López-Lázaro, 2007), viser at kreftceller produserer store mengder peroksid, som er forbundet med DNA-vekslinger, 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 sterkt oksidasjonsmiddel (ATSDR, 2003), som kan forårsake spontan forbrenning når det kommer i kontakt med organiske materialer. 

I hydrogenperoksid, oksygen (Rayner-Canham, 2000) har en oksidasjonstilstand "unormale" som par av atomer med det samme elektronegativitet er bundet til, derfor antas det at elektronet par ledd dele seg mellom dem. I dette tilfelle har hvert oksygenatom et oksidasjonstall 6 minst 7, eller - l, mens hydrogenatomene fortsette + l. 

Den kraftige oksiderende effekt av hydrogenperoksyd til vann, kan forklares ved dets oksydasjonspotensiale (Rayner-Canham, 2000), slik som kan oksidere toverdig jern (II) til treverdig jern (III), 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 ikke kinetisk favorisert. Men (Rayner-Canham, 2000) kan kinetikken av denne reaksjonen bli favorisert ved bruk av katalysatorer som jodidion eller andre overgangsmetallioner..

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

Alle oksyder av gruppen av alkali, reagerer kraftig med vann for å gi den tilsvarende oppløsning av alkalimetallhydroksyd, men dioksyd natrium genererer hydrogenperoksyd, og dioksyder produsere hydrogenperoksyd og oksygen, slik det er 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-oksygen-bindingen er enkel, har molekylet en forholdsvis høy rotasjonsbarriere (Wikipedia Free Encyclopedia, 2012), sammenlignet for eksempel med etan som også er utformet med en enkeltbinding. 

Denne barriere, på grunn av frastøtning mellom ione-par av tilstøtende oksygenatomer og er som peroksid er i stand til å vise "atropisomerene" er stereoisomerer som oppstår på grunn av hindret rotasjon om en enkeltbinding, hvor energiforskjeller som skyldes den steriske trengsel eller andre brukere, og skaper en barriere av rotasjon som er høy nok til å tillate isolering av individuelle konformere. 

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 det 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.

Hydrogenperoksyd har en viktig anvendelse ved restaurering av gamle malerier (Rayner-Canham, 2000) som en av de hvite pigment for det meste brukt var blyhvitt, noe som tilsvarer et blandet basisk karbonat som har formel 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 nysgjerrige å merke seg (Rayner-Canham, 2000), er anvendelse påføres for å endre formen på håret permanent angripende disulfidbroer har dette naturligvis av hydrogenperoksid i svakt basiske oppløsninger, oppdaget ved 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 den første aeonave rakettdrevet, anvendes en blanding av hydrogenperoksyd med hydrazin, i hvilken begge reagerte resulterende gassformig molekylært nitrogen og vann, som vist i den følgende reaksjon: 

Tilsette encales energier av hver av reaktantene og produktene, noe som resulterer at en energi på 707 kJ / mol energi frigjøres pr mol hydrazin forbrukt, noe som betyr en meget eksoterm reaksjon.

Dette betyr at den oppfyller forventningene som er nødvendige for å bli brukt som drivstoff i drivmidler, da meget store mengder gass produseres 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 dental prosesser.

Dens bruk i rensing av sår eller sår, etc. Det er fordi det er en agent stand til å ødelegge mikroorganismer, men ikke sporer av bakterier, innebærer ikke dette som dreper alle mikroorganismer, men for å redusere nivået av disse, slik at infeksjoner ikke passerer noen store problemer. Så det ville tilhøre nivået av desinfeksjonsmidler med lavt nivå og antiseptika. 

Hydrogenperoksid reagerer med visse diestere, slik som oksalatet fenylester, og produsere quimioluminisicencia, er dette et program ganske høy hastighet, som er i lysstråler, kjent ved sitt engelske navn som "glød stick".

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 tilstrekkelige lagringsforhold.

referanser

1. ATSDR. (2003). Giftige stoffer - Hydrogenperoksid. Hentet 17. januar 2017, fra atsdr.cdc.gov.
2. Berømte forskere - Louis Jacques Thenard oppdager hydrogenperoksid. (2015). Hentet 17. januar 2017, fra humantouchofchemistry.com. 
3. López-Lázaro, M. (2007). Dobbel rolle hydrogenperoksid i kreft: mulig relevans for kreft kjemoprevention og terapi. Kreftbrev, 252 (1), 1-8.  
4. Pubchem. (2011). Urea hydrogenperoksid. 
5. Pubchem. (2013). Hydrogenperoksid. Hentet 15. januar 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Beskrivende uorganisk kjemi (2a). Pearson Education. 
7. Wikipedia Free Encyclopedia. (2012). Peroksid hydrogen. Hentet fra wikipedia.org.