Hydrogenperoxidegenskaber, formel, struktur og anvendelser

den hydrogenperoxid eller oxygeneret vand, dioxogen eller dioxidano er en kemisk forbindelse, der er repræsenteret ved formlen H2O2. I sin rene form viser den ikke farve ud over at være i flydende tilstand, men den er lidt mere viskøs end vand på grund af mængden af ​​"brintbroer", som kan dannes. 

Dette peroxid er også anerkendt som et af de enkleste peroxider, forstået som peroxidforbindelser, der har en simpel oxygen-oxygenbinding. 

Dens anvendelser varierer og varierer fra sin kraft som oxidant, blegemiddel og desinfektionsmiddel, og selv i høje koncentrationer er det blevet brugt som brændstof til rumfartøjer, der har særlig interesse i kemi af drivmidler og sprængstoffer.. 

Hydrogenperoxid er en ustabil og nedbrydes langsomt i nærværelse af baser eller katalysatorer. På grund af denne ustabilitet oplagres peroxid sædvanligvis med en slags stabilisator, som er i nærværelse af lidt sure opløsninger. 

Hydrogenperoxid kan findes i biologiske systemer, der er en del af den menneskelige krop, og de enzymer, der virker ved at nedbryde det, er kendt som "peroxidaser". 

opdagelse

Opdagelsen af ​​hydrogenperoxid tildeles den franske videnskabsmand Louis Jacques Thenard, da han reagerede bariumperoxidet med salpetersyre.

En forbedret version af denne proces anvendte saltsyre og ved tilsætning af svovlsyre, således at bariumsulfat kunne udfældes. Denne proces blev brugt fra slutningen af ​​det nittende århundrede til midten af ​​det tyvende århundrede for at fremstille peroxid. 

Altid det troede, at peroxid var ustabil på grund af alt det, der blev mislykkede forsøg på at isolere det fra vandet. Men ustabilitet, princpialmente grund sporurenheder på salte af overgangsmetaller, som katalyserer nedbrydningen. 

Rent hydrogenperoxid blev syntetiseret for første gang i 1894, næsten 80 år efter dets opdagelse, takket være forskeren Richard Wolffenstein, der producerede det takket være vakuumdestillation. 

Dens molekylære struktur var vanskelig at bestemme, men den italienske kemiske fysiker, Giacomo Carrara, var den, der fastslog sin molekylmasse ved kryokopisk nedstigning, takket være hvilken dens struktur kan bekræftes. Indtil da var der i det mindste blevet foreslået et dusin hypotetiske strukturer.

fremstilling

Tidligere hydrogenperoxidet industrielt fremstilles ved hydrolyse af ammoniumperoxydisulfat, som blev opnået ved elektrolyse af en opløsning af ammoniumbisulfat (NH4HSO4) i svovlsyre.

I dag er hydrogenperoxid fremstilles næsten udelukkende af anthraquinon proces, formaliseret i 1936 og patenteret i 1939. Det begynder med reduktionen af ​​en anthraquinon (2-ethylanthraquinon som eller derivat 2-amyl) til tilsvarende anthrahydroquinon, typisk ved hydrogenering over en palladiumkatalysator.

Anthrahydroquinonen undergår derefter autooxidation at regenerere anthraquinon startende med hydrogenperoxid som et biprodukt. De fleste kommercielle processer får oxidation ved at boble trykluft gennem en opløsning af det derivatiserede anthracen, så ilten i luften reagerer med de labile hydrogenatomer (af hydroxygrupperne) til opnåelse hydrogenperoxid og regenerering anthraquinon-.

Hydrogenperoxidet ekstraheres derefter, og anthraquinonderivatet reduceres igen til dihydroxyforbindelsen (anthracen) under anvendelse af hydrogengas i nærvær af en metalkatalysator. Efter cyklus gentages.

Processens økonomi afhænger i vid udstrækning af den effektive genanvendelse af quinonen (som er dyr), ekstraktionsopløsningsmidlerne og hydrogeneringskatalysatoren.

Egenskaber for hydrogenperoxid

Hydrogenperoxid er vist som en lyseblå væske i fortyndede opløsninger og farveløs ved stuetemperatur med en let bitter smag. Det er lidt mere viskos end vand, på grund af de hydrogenbindinger, der kan danne.

Det betragtes som en svag syre (PubChem, 2013). Det er også et stærkt oxidationsmiddel, som er ansvarlig for de fleste af dets anvendelser, som foruden den egentlige som oxidant, er blegemiddelet - til papirindustrien - og også som et desinfektionsmiddel. Ved lave temperaturer opfører den sig som et krystallinsk faststof. 

Når den danner carbamidperoxidet (CH6N2O3) (PubChem, 2011), har den en temmelig kendt anvendelse som tandblegning, enten administreret professionelt eller på en bestemt måde. 

Der er meget litteratur om betydningen af ​​hydrogenperoxid i levende celler, da det spiller en vigtig rolle i forsvaret af organismen mod skadelige værter, ud over oxidative biosyntetiske reaktioner.

Derudover er der flere beviser (PubChem, 2013), at selv ved lave niveauer af hydrogenperoxid i kroppen har dette en afgørende rolle, især i højere organismer. På denne måde betragtes det som et vigtigt cellulært signalmiddel, der er i stand til at modulere både kontraktionsveje og vækstfremmende midler. 

På grund af ophobning af hydrogenperoxid i huden på patienter, der lider depigmentering "Vitiligo" (Lopez-Lazaro, 2007), den humane epidermis, lidelsen har ikke den normale evne til at udføre deres funktioner, så det foreslås, at ophobning af peroxid kan spille en vigtig rolle i udviklingen af ​​kræft.

Selv eksperimentelle data (López-Lázaro, 2007) viser, at kræftceller producerer store mængder peroxid, som er forbundet med DNA-veksler, celleproliferation mv.. 

Små mængder hydrogenperoxid kan produceres spontant i luften. Hydrogenperoxid er ustabil og nedbrydes hurtigt i ilt og vand og frigiver varme i reaktionen. 

Selvom det ikke er brændbart, er det som nævnt et kraftigt oxidationsmiddel (ATSDR, 2003), der kan forårsage spontan forbrænding, når det kommer i kontakt med organiske materialer. 

I hydrogenperoxid, oxygen (Rayner-Canham, 2000) har et oxidationstrin "unormale" som par af atomer med samme elektronegativitet er bundet, antages det derfor, at elektronpar af link opdele dem. I dette tilfælde hver oxygenatom har et oxidationstrin 6 mindst 7, eller - l, mens hydrogenatomerne fortsætte + l. 

Den kraftige oxidationsevne af hydrogenperoxid med hensyn til vand forklares ved dets oxidationspotentiale (Rayner-Canham, 2000), således at den kan oxidere den ferro (II) ion til ferri (III) ion som vist i den følgende reaktion:

Hydrogenperoxid har også egenskaben af ​​dismutar, det vil sige både reducere og oxidere (Rayner-Canham, 2000) som vist ved de følgende reaktioner sammen med deres potentiale:

Når man tilføjer de to ligninger, opnås følgende globale ligning:

Selvom "dismutation" er begunstiget termodynamisk set, er det ikke kinetisk begunstiget. Men (Rayner-Canham, 2000), kan favorisere kinetikken af ​​denne reaktion under anvendelse katalysatorer, såsom iodidion eller andre overgangsmetalioner.

For eksempel er enzymet "catalase", der er til stede i vores krop, i stand til at katalysere denne reaktion, så det ødelægger det skadelige peroxid, der kan eksistere i vores celler. 

Alle oxiderne af gruppen af ​​alkali, reagerer kraftigt med vand til opnåelse af den tilsvarende opløsning af metalhydroxid, men dioxid natrium genererer hydrogenperoxid og dioxider producerer hydrogenperoxid og oxygen som vist i de følgende reaktioner (Rayner-Canham, 2000):

Andre interessante data indsamlet fra hydrogenperoxid er: 

• Molekylmasse: 34,017 g / mol
• Densitet: 1,11 g / cm3 ved 20 ºC, i opløsninger ved 30% (vægt / vægt) og 1.450 g / cm3 ved 20 ºC i rene opløsninger.
• Smeltepunkt og kogepunkt er henholdsvis -0,43 ° C og 150,2 ° C.
• Det er blandbart med vand.
• Opløseligt i ethere, alkoholer og uopløseligt i organiske opløsningsmidler.
• Værdien af ​​dens surhed er pKa = 11,75.

struktur

Molekylet hydrogenperoxid udgør et ikke-plan molekyle. Selv om oxygen-oxygenbindingen er enkel, har molekylet en relativt høj rotationsbarriere (Wikipedia, Encyclopedia Libre, 2012), hvis vi sammenligner det med for eksempel ethan, som også dannes af en simpel link. 

Denne barriere på grund af frastødning mellem ionpar af tilstødende oxygenatomer og er, at peroxid kan vise "atropisomerer" er stereoisomerer, der opstår som følge af hindret rotation omkring en enkeltbinding, hvor energien afvige til sterisk deformation eller andre bidragsydere skaber de en rotationsbarriere, der er høj nok til at tillade isolering af individuelle conformers. 

Strukturerne af de gasformige og krystallinske former for hydrogenperoxid varierer signifikant, og disse forskelle skyldes hydrogenbindingen, der er fraværende i den gasformige form. 

applikationer

Det er almindeligt at finde hydrogenperoxid i lave koncentrationer (fra 3 til 9%), i mange hjem til medicinske anvendelser (hydrogenperoxid) såvel som til hvidt tøj eller hår. 

Ved høje koncentrationer anvendes den industrielt også til blegning af tekstiler og papir samt brændstof til rumfartøjer, fremstilling af svampet gummi og organiske forbindelser. 

Det anbefales at håndtere hydrogenperoxidopløsninger, selv fortyndede, med handsker og øjenbeskyttelse, fordi det angriber huden. 

Hydrogenperoxid er en vigtig industriel kemisk forbindelse (Rayner-Canham, 2000); forekommer omkring 106 tons verdensomspændende hvert år. Hydrogenperoxid anvendes også som et industrielt reagens, for eksempel i syntesen af ​​natriumperoxoborat.

Hydrogenperoxid har en vigtig anvendelse i restaurering af gamle malerier (Rayner-Canham, 2000) som en af ​​de hvide pigment mest brugt var blyhvidt, hvilket svarer til en blandet basisk carbonat, der har formlen Pb3 ( OH) 2 (CO3) 2.

Spor af hydrogensulfid forårsager, at denne hvide forbindelse omdannes til blysulfid (Il), som er sort, hvilket pletter malingen. Anvendelsen af ​​hydrogenperoxid oxiderer blysulfidet (Il) til hvidt blysulfat (Il), som genopretter farvets korrekte farve efter følgende reaktion:

Anden besynderlig at bemærke (Rayner-Canham, 2000), er anvendelsen påføres ændre formen af ​​hår permanent angribende disulfidbroer dette har naturligt ved hydrogenperoxid i let basiske opløsninger, opdaget af Rockefeller Institut i år 1930. 

Drivmidler og sprængstoffer har mange egenskaber til fælles (Rayner-Canham, 2000). Begge arbejder ved hjælp af en hurtig eksoterm reaktion, der producerer et stort volumen gas. Udvisningen af ​​denne gas er, hvad der driver raket fremad, men i tilfælde af eksplosiv er det hovedsageligt den stødbølge, der frembringes ved produktionen af ​​gassen, der forårsager skaden. 

Den reaktion, der blev anvendt i det første aeonave raketdrevne, brugte en blanding af hydrogenperoxid med hydrazin, hvor både omsættes resulterende gasformigt molekylært nitrogen og vand, som illustreret i den følgende reaktion: 

Tilføjelse encales energier af hver af reaktanterne og produkterne, hvilket resulterer, at en energi på 707 kJ / mol varme frigives per mol hydrazin forbrugt, hvilket betyder en meget exoterm reaktion.

Det betyder, at det opfylder de forventninger, der er nødvendige for at blive brugt som brændstof i drivmidler, da der produceres meget store mængder gas gennem meget små volumener af de to reaktive væsker. I betragtning af reaktiviteten og korrosionen af ​​disse to væsker er de nu blevet erstattet af sikrere blandinger i baser til de samme kriterier, der blev valgt til at blive anvendt som brændstoffer.. 

I det medicinske aspekt anvendes hydrogenperoxid som topisk opløsning i rensning af sår, suppurerende sår og lokale infektioner. Det er blevet brugt hyppigt til behandling af inflammatoriske processer i den eksterne hørskanal eller til gurgling i pharyngitis behandlinger..

Det bruges også inden for tandpleje til at rense tandkanalernes tandkanaler eller andre hulrum i processer som endodonti, i sidste ende i mindre dentalprocesser.

Dens brug i rensning af sår eller sår mv. er fordi det er en agent, der kan ødelægge mikroorganismer, men ikke bakteriernes sporer, betyder det ikke at dræbe alle mikroorganismer, men det reducerer niveauet af disse, så infektioner ikke går til store problemer. Så det ville tilhøre niveauet af desinfektionsmidler med lavt niveau og antiseptika. 

Hydrogenperoxid reagerer med visse diestere, såsom oxalat phenylester, og producere quimioluminisicencia, dette er et program temmelig høj hastighed, hvilket er i lysrør, ved sit engelske navn kendt som "knæklys".

I tillæg til alle anvendelser, der historiske begivenheder med anvendelsen af ​​hydrogenperoxid som ikke længere er en kemisk forbindelse ved høje koncentrationer og på grund af deres reaktivitet, kan føre til eksplosioner, hvilket gør beskyttelse nødvendige udstyr individuel under håndtering samt under hensyntagen til passende opbevaringsforhold.

referencer

1. ATSDR. (2003). Giftige stoffer - Hydrogenperoxid. Hentet 17. januar 2017, fra atsdr.cdc.gov.
2. Berømte forskere - Louis Jacques Thenard opdager hydrogenperoxid. (2015). Hentet 17 januar 2017, fra humantouchofchemistry.com. 
3. López-Lázaro, M. (2007). Dual rolle hydrogenperoxid i kræft: mulig relevans for cancer kemoprævention og terapi. Cancer Letters, 252 (1), 1-8.  
4. Pubchem. (2011). Urea hydrogenperoxid. 
5. Pubchem. (2013). Hydrogenperoxid. Hentet den 15. januar 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Beskrivende uorganisk kemi (2a). Pearson Education. 
7. Wikipedia den frie encyklopædi. (2012). Peroxid hydrogen. Hentet fra wikipedia.org.