ПЕРОКСИД ВОДНЮ

Перекис водню (гідроген пероксид Н₂О₂, лат. Hydrogenii peroxydum) належить до пероксосполук, у яких атоми Оксигену сполучені між собою одним двоелектронним зв’язком у пероксид іони О₂^2– з будовою довжина зв’язку — 0,148 нм, енергія зв’язку О — О (210 кДж/моль) значно менша, ніж енергія зв’язку О — Н (468 кДж/моль). Між молекулами існує міцний водневий зв’язок. П.в. — сиропоподібна в’язка рідина блідо-блакитного кольору без запаху, з металевим смаком; Т_пл =0,43 °С, Т_кип =150,2 °С, густина при 0 °С =1,47 г/см³. З водою змішується в будь-яких співвідношеннях завдяки утворенню нових водневих зв’язків; з розчинів виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату Н₂О₂·2Н₂О з Т_пл =52 °С. П.в. був відкритий Л.Ж. Тенаром у 1818 р.

Н₂О₂ — нестійка сполука, повільно розкладається (диспропорціонує) під дією світла (стійка лише дуже чиста Н₂О₂ та її концентровані розчини ≥30%). Реакцію розкладу П.в. каталізують луги, важкі метали та їх катіони, особливо оксиди, солі та комплексні сполуки Fe, Cu, Mn, а також фермент каталaза. Для запобігання дії світла перекис водню та його розчини зберігають у посуді з темного скла, на холоді, для стабілізації додають інгібітори (Н₃РО₄ та її солі, Na₄P₂O₇, Na₂SnO₃, антифібрин, оксин та ін.). Розкладання перекису водню — екзотермічний процес, іноді проходить з вибухом. Залежно від умов П.в. виявляє окисні або відновні властивості: окиснює йодиди до йоду:

2КІ + Н₂О₂ + Н₂SО₄ = І₂↓ + К₂SО₄ + 2Н₂О.

Як відновник перетворює перманганат — іон MnO₄^– на катіон Mn²⁺:

5Н₂О₂ + 2КMnO₄ + 3Н₂SО₄ =
= 5О₂ + 2MnSO₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О. Наведені реакції використовують у хімічному та фармацевтичному аналізі для кількісного визначення Н₂О₂. Слід зазначити, що окисні властивості перекису водню виражені більш яскраво, ніж відновні. Суміш розчинів Н₂О₂ і солі Fe (ІІ) під назвою реактив Фентона використовують для окиснення багатьох органічних сполук. Для якісного визначення П.в. використовують реакцію утворення хрому (VI) дипероксиду — оксиду (СrО₅ або СrО (О₂)₂), який забарвлює етерний шар у синій колір:

4Н₂О₂ + К₂Сr₂О₇ + Н₂SО₄

2СrО₅ + К₂SО₄ + 5Н₂О.

У лабораторних умовах перекис водню одержують дією на холоді розведеної Н₂SО₄ на пероксиди барію або натрію (BaO₂, Na₂O₂):

BaO₂ + Н₂SО₄ = BaSО₄↓ + Н₂О_2.

У промисловості — електролізом розчину сульфатної кислоти (з масовою часткою Н₂SО₄ ≥50%) або амонію гідрогенсульфату з платиновим анодом при температурі 5–8 °С з утворенням пероксодисульфатної кислоти і подальшим її гідролізом та відгонкою утвореного П.в. на аноді:

2НSО₄^– = Н₂S₂O₈ + 2ē;

Н₂S₂O₈ + Н₂О = Н₂SО₅ + Н₂SО₄;

Н₂SО₅ + Н₂О = Н₂SО₄ + Н₂О₂.

Електролізом одержують близько 80% усього П.в. Іншими промисловими методами одержання П.в. є аутоокиснення дигідроксоантрахінонів.

У медицині перекис водню — належить до групи антисептичних препаратів, чинить дезінфекційну та дезодораційну дію. Розчин з масовою часткою 3% використовують для промивання й полоскання при стоматиті, ангіні, гінекологічних захворюваннях, має кровоспинну та дезінфекційну дію при кровотечах. Під дією ферменту каталази, який міститься у крові, перекис водню розкладається, а численні бульбашки кисню вбивають хвороботворні бактерії та виносять на поверхню рани забруднення. Спиртовий розчин з масовою часткою Н₂О₂ 1,5% використовують при гнійному отиті (вушні краплі).

Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — М., 1988; БМЭ. — М., 1977. — Т. 6; Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. — Х., 2000; Машковский М.Д. Лекарственные средства: В 2 т. — М., 2002.