III Международный конкурс научно-исследовательских и творческих работ учащихся

Старт в науке

ИССЛЕДОВАНИЕ СВОЙСТВ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

• Авторы
• Руководители
• Файлы работы
• Наградные документы

Мухина Л.О. 1

---

1

Григорьева Н.Г. 1

---

1

Работа в формате PDF

854.4 KB

Автор работы награжден дипломом победителя III степени

Диплом школьникаСвидетельство руководителя

Перекись водорода (систематическое наименование — пероксид водорода, H₂O₂) — это самое первое из открытых соединений подобного вида. Вещество представляет собой несимметричную молекулу, состоящую из атомов водорода и кислорода, с образованием сильных полярных связей (Приложение 1). Ими обусловлены основные физико-химические свойства перекиси водорода, ее реакционная способность и активность в качестве растворителя. Перекись водородасчитается одним из сильнейших окислителей, в связи с чем это вещество получило широкое распространение, как в бытовых, так и в промышленных целях.

На бытовом уровне пероксид водорода используется в качестве эффективного антисептика для обработки открытых ран и других травм. Установлено, что растворы с концентрацией в 1 % способны полностью убивать большинство патогенных микроорганизмов, не угнетая активность клеток человеческого организма. Кроме того, пероксид водорода обладает способностью мягко очищать ткани от инородных включений. Весьма часто слабые растворы пероксида используются для обесцвечивания волос и пигментных пятен на коже, что может негативно сказаться на состоянии роговых покровов.

Промышленная сфера применения перекиси водорода значительно шире. Благодаря высоким реакционным свойствам это вещество широко используется в качестве катализатора или восстановителя в различных реакциях, в том числе — для очистки металлов. Пероксид водорода является незаменимым компонентом большинства средств бытовой химии, а также используется в пищевой промышленности в качестве безопасного антисептика. Также это вещество нашло применение в сфере энергетики: его используют в качестве окислителя для ракетного топлива, торпед и турбин.

Актуальность. Пероксид водорода интересен, во-первых, двоякостью своих свойств: с одной стороны, это типичный окислитель, но с другой стороны, при определенных условиях он проявляет восстановительные свойства. Интересно, как ведет себя соединение с необычной степенью окисления кислорода (–1). Во-вторых, его слабые растворы часто применяются в быту, а с другой стороны — учёные 19-го века не раз отмечали опасность чистого пероксида водорода.

Цель работы: изучить физические и химические свойства пероксида водорода.

Для достижения указанной цели поставлены следующие основные задачи:

• выяснить историю открытия и получения H₂O₂;

• узнать, какие физические и химические свойства характерны для исследуемого объекта;

• провести эксперимент по исследованию окислительно-восстановительных свойств;

• обобщить полученные сведения в учебной исследовательской работе.

Гипотеза исследования: если всесторонне изучить свойства пероксида водорода, то можно гарантировать правильное использование этого соединения.

Объект: растворы пероксида водорода различной концентрации

Предмет: исследование свойств пероксида водорода в лабораторных условиях.

Методы: эксперимент, наблюдение, сравнение, анализ результатов.

1. Теоретическая часть

1. Открытие пероксида водорода (историческая справка)

Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 – 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария:

BaO₂ + 2HCl = BaCl₂ + H₂O₂

Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н₂О₂. Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария:

BaCl₂ + Ag₂SO₄ = 2AgCl↓ + BaSO₄

Чтобы не использовать дорогую соль серебра, в последующем для получения H₂O₂использовали серную кислоту, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке:

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + H₂O₂

Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО₂ в воде, поскольку карбонат бария также нерастворим:

BaO₂ + H₂O + CO₂ = BaCO₃↓ + H₂O₂

Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (1802–1876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826).

Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около –190° С), так был получен 87%-ный раствор H₂O₂.

Концентрировали H₂O₂ путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 70–75 °С – так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя – происходит разложение H₂O₂,поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н₂О и Н₂О₂. Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7°С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования – вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н₂О₂. Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

Многие исследователи 19 века, получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н₂О₂ от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н₂О₂, который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н₂О₂(всего 1–2 мл), взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы.

2. Физические свойства

Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствораH₂O₂. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20°С равна 1,45 г/см³). ЗамерзаетH₂O₂ при температуре немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы H₂O₂ замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30°С, а 60%-ный – при минус 53°С. Кипит H₂O₂ при температуре более высокой, чем вода – при 150,2° С. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый H₂O₂, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводногоH₂O₂(1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако, то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у H₂O₂ такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

3. Химические свойства

Для перекиси водорода характерно наличие одновременно окислительных и восстановительных свойств, что объясняется особым состоянием атомов кислорода в молекуле этого вещества. Тем не менее, перекись водорода более охотно проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами, гидроксидами, солями, щелочами.

При этом образуются оксиды или пероксиды других соединений, а перекись водорода восстанавливается до воды. В присутствии других сильных окислителей (кислот или активных соединений) пероксид водорода проявляет свойства восстановителя, что может быть использовано в целях очистки соединений от примесей.

Окислительно-восстановительные свойства

В молекулах пероксида водорода H₂O₂ атомы кислорода находятся в степени окисления –1. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20% пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.

Пероксид водорода – очень слабая кислота, поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются в гидропероксид-ионы.

В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными.

4. Получение

На сегодняшний день пероксид водорода получают на основе реакции с антрахиноном. Концентрация получаемого раствора варьирует в пределах от 20 до 40%. При необходимости концентрацию можно увеличить до 50-70% с помощью вакуумного дистиллятора. В вакуумном дистилляторе создается пониженное давление, в результате чего вода испаряется при температуре ниже 100 °С, в то время как пероксид водорода, температура кипения которого при нормальных условиях составляет 150,2 °С, остается в растворе. Конечный продукт хранится и транспортируется в цистернах, изготовленных из нержавеющей стали или из алюминия.

За счет добавления стабилизатора в раствор пероксида водорода мы имеем возможность значительно продлять срок его хранения, удается добиться того, чтобы за месяц распаду подвергалось менее 0,1 % вещества. Подобную защиту обеспечивают такие вещества, как станнат натрия (Nа₂SnO₃·ЗН₂0) и различные фосфаты, которые связывают все металлы, находящиеся в растворе, и не дают им катализировать разложение перекиси.

5. Применение

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при изготовлении бумаги (Приложение 2). Применяется как ракетное топливо, в качестве окислителя или как однокомпонентное (с разложением на катализаторе), в том числе для привода турбонасосных агрегатов. Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств.

При обработке ран пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи. Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остаётся предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом каталазой.

Пероксид водорода применяется также для отбеливания зубов и обесцвечивания волос, эффект в обоих случаях основан на окислении.

В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции и соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»).

Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.

В быту применяется также для выведения пятен MnO₂, образовавшихся при взаимодействии перманганата калия («марганцовки») с предметами (ввиду его восстановительных свойств).

3%-ный раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме.

1. Практическая часть.

1. Исследование химических свойств пероксида водорода (Приложение 3)

1. Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Пробуем подтвердить это. Добавляем индикатор к щелочи, затем пероксид. Светло-розовый (из-за наличия фенолфталеина) раствор гидроксида натрия обесцвечивается при добавлении пероксида водорода

2NaOH + H₂O₂ = Na₂O₂ + 2H₂O

2.Необычно идет окисление формальдегида: Н₂О₂ восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода:

2НСНО + Н₂О₂ → 2НСООН + Н₂

Если взять 30%-ный раствор Н₂О₂ (гидроперит) и 40%-ный раствор НСНО (формалин), то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится.

3.Окислительное действие разбавленных растворов Н₂О₂ больше всего проявляется в кислой среде, например, при взаимодействии со щавелевой кислотой.

H₂O₂ + H₂C₂O₄ = 2H₂O + 2CO₂↑

Наблюдали выделение бесцветного газа.

4.Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

H₂O₂ + 2HCl = 2H₂O + Cl₂↑

Небольшое выделение желто-зеленого газа.

5.Добавление Н₂О₂ к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. При добавлении разбавленной серной кислоты к меди реакция не идет (медь – неактивный металл), но в случае добавления пероксида медь начинает растворяться, при нагревании этот процесс ускорился, выделился газ, а раствор стал светло-голубым.

Cu + H₂SO₄ + H₂O₂ = CuSO₄ + 4H₂O + O₂↑

6. Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии сульфата кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции розовый CoSO₄ изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом – анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается, и катализатор снова розовеет.

KOOC(CHOH)₂COONa + 5H₂O₂ → KHCO₃ + NaHCO₃ + 6H₂O + 2CO₂↑

Если вместо соли кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос CuSO₄ ∙ 5H₂O, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

2. Особенности окислительно-восстановительной активности

7. Реакции с перманганатом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

2KMnO₄ + 3H₂O₂ = 2MnO₂ + 3O₂↑+ 2KOH + 2H₂O

Наблюдается выпадение коричневого осадка и выделение бесцветного газа.

б) в кислой среде:

при добавлении пероксида розовый раствор перманганата калия начинает быстро светлеть: соль, придававшая окраску раствору, вступает в реакцию и образует соединения, неспособные окрашивать раствор.

2KMnO₄ + 7H₂O₂+ 3H₂SO₄= 2MnSO₄ + 6O₂↑ +K₂SO₄ + 10H₂O

в) в щелочной среде:

2KMnO₄ + H₂O₂ + 4NaOH = 2Na₂MnO₄ + 2KOH + 2H₂O + O₂↑

При добавлении гидроксида натрия раствор перманганата посветлел, после добавления пероксида водорода приобрёл желтоватый оттенок, выделился газ.

8. Реакции с хроматом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

2K₂CrO₄ + 3H₂O₂+ 2Н2О= 2Cr(OН)₃↓ + 3O₂↑ + 4KOH

Жёлтый раствор хромата калия после добавления перекиси помутнел, образовался осадок, выделился газ.

б) в кислой среде:

2K₂CrO₄ + 3H₂O₂ + 5H₂SO₄ = Cr₂(SO₄₎₃ + 3O₂↑ + 8H₂O + 2K₂SO₄

После добавления серной кислоты желтый раствор становится более ярким. При добавлении перекиси водорода приобретает зелёный оттенок, со временем светлеет.

в) в щелочной среде:

2K₂CrO₄+5H₂O₂+2KOH=2K₃[Cr(OH)₆]+4O₂

При добавлении перекиси в смесь растворов гидроксида натрия и хромата калия особых изменений не наблюдалось.

9. Реакции с дихроматом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂O₂+ Н₂О = 2Cr(OН)₃ + 2KOH + 3O₂↑

При добавлении перекиси в водный раствор дихромата калия стали подниматься пузырьки газа, раствор приобрёл коричневый цвет, из-за полученного гидроксида хрома (III).

б) вкислойсреде:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂O₂ = Cr₂(SO₄₎₃ + K₂SO₄ + 7H₂O + 3O₂↑

После добавления пероксида водорода в смесь серной кислоты и дихромата калия раствор под влиянием сульфата хрома (III) сталярко-синим, а после посветлел.

в) в щелочной среде:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂O₂ + 4КOH+ H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆]+ 3O₂

При проведении реакции особых признаков выявлено не было.

10. Реакция с сульфидом свинца

При добавлении нитрата свинца в водный раствор сульфида натрия выпал черный осадок сульфида свинца

Pb(NO₃₎₂ + Na₂S = PbS + 2NaNO₃

После добавления пероксида он превратился в белый творожистый осадок

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O

11. Реакция с нитратом серебра

2AgNO₃ + H₂O₂ = 2Ag + 2HNO₃ + O₂

После добавления пероксида водорода появились пузырьки газа, а раствор стал светло-голубым, из-за выделения кислорода и восстановления серебра.

11. Реакции с иодидом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

2KI + H₂O₂ = 2KOH + I₂

После добавления перекиси водорода раствор стал зеленоватым, из-за получившегося в ходе реакции иода.

б) в кислой среде:

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄+ I₂ + 2H₂O

При добавлении пероксида раствор сначала пожелтел, а затем стал оранжевым, выпал осадок.

в) в щелочной среде:

2KI + 3H₂O₂= КIО₃+ 3H₂O

Видимых признаков реакции не наблюдалось.

12. Такие необычные свойства Н₂О₂ позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + H₂SO₄ = 2K₃[Fe(CN)₆] + K₂SO₄ + 2H₂O

2K₃[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + 2KOH = 2K₄[Fe(CN)₆] + 2H₂O + O₂

Двойственный характер Н2О2 позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона «Странная история доктора Джекила и мистера Хайда», под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.

IV. Выводы

Перекись водорода, химическая формула которой H₂O₂, при контакте с водой распадается до составляющих, то есть на воду и кислород, поэтому перекись водорода вполне справедливо считается экологически чистым веществом, которое не может принести никакого вреда окружающей среде.

Что касается безусловной пользы перекиси водорода, то это, прежде всего, ее использование в медицинских целях. Как известно, согласно официальным рекомендациям, в медицинских целях используется перекись водорода трехпроцентная, причем назначение этого средства исключительно наружное — обработка незначительных повреждений кожи (ссадин, царапин, ран небольшого размера), остановка незначительных кровотечений, а также использование для полосканий при заболевании стоматитом.

Чем же объясняется эффект обеззараживания, который оказывает перекись водорода на различные повреждения кожных покровов? Обеззараживающий (антисептический) эффект объясняется тем, что при контакте перекиси водорода с кожей происходит высвобождение кислорода (появляется пенка), и, как следствие, рана получает возможность очиститься механическим способом — образовавшаяся кислородная пена очищает рану просто механически, вымывая микробы, грязь и даже некротические образования, которые могли уже появиться в ране.

Итак, проведя исследование физических и химических свойств пероксида водорода, я сделала выводы:

1. Такие физические свойства, как температура замерзания, температура кипения, плотность и коэффициент преломления у пероксида водорода зависят от концентрации вещества.

2. Как правило, в химических реакциях пероксид проявляет и окислительные свойства, восстанавливаясь до воды, и восстановительные, окисляясь до кислорода.

3. Использовать это удивительное соединение необходимо только учитывая его свойства.

Таким образом, я могу утверждать, что гипотеза моего исследования подтверждена.

V. Заключение

Итак, я провела планируемое исследование и узнала много нового. Над своим исследованием я трудилась очень увлеченно, мне было интересно узнать, каковы состав и строение пероксида водорода, что придает ей полезные свойства.

В перспективе мне хотелось бы обратиться к биолого-анатомическому и медицинскому аспекту данной темы, узнать, как именно влияет перекись водорода на органы и ткани человеческого организма, с чем связан ее лечебный эффект.

При подготовке работы и презентации к ней, я подробно ознакомилась с требованиями к оформлению исследовательских работ, что обязательно пригодится мне в дальнейшей учебной деятельности в школе и в вузе. Свойства пероксида водорода, изученные в теории и на практике помогут мне правильно и безопасно применять его в жизни.

VI. Литература

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.

2. Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генерирование свободных радикалов и их реакции.

3. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия.

4. Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980

Интернет-ресурсы:

http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18a.html

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/471bcbe2-14db-08cc-748f-2e164143601a/1011338A.htm

http://hnb.com.ua/articles/s-zdorovie-protivomikrobnye_sredstva_peroksid_vodoroda-1565

http://studopedia.su/13_141472_peroksidi.html

VII. Приложения

Приложение 2. Формы выпуска пероксида водорода

Приложение 3. Фото опытов

Раствор гидроксида натрия с фенолфталеином

При добавлении пероксида обесцвечивается:

При добавлении пероксида в формальдегид начинается обильное выделение газа:

Выделение бесцветного газа при добавлении пероксида водорода в раствор щавелевой кислоты:

При добавлении перекиси водорода и при последующем нагревании медь реагирует с серной кислотой, в результате чего происходит выделение газа и изменение цвета:

Раствор перманганата калия:

При добавлении пероксида в нейтральной среде:

При добавлении пероксида в кислой среде:

При добавлении пероксида в щелочной среде:

Раствор хромата калия:

После добавления пероксида водорода к хромату калия в нейтральной среде:

При добавлении пероксида в кислой среде:

При добавлении пероксида водорода в щелочной среде:

Раствор иодида калия:

При добавлении пероксида в нейтральной среде:

При добавлении пероксида в кислой среде:

При добавлении пероксида в щелочной среде: