Wasserstoffperoxid Eigenschaften, Formel, Struktur und Anwendungen

Die Wasserstoffperoxid oder oxygeniertes Wasser, Dioxogen oder Dioxidano ist eine chemische Verbindung, die durch die Formel H2O2 dargestellt wird. In seiner reinen Form zeigt es keine Farbe, außer in flüssigem Zustand zu sein, aber es ist etwas viskoser als Wasser aufgrund der Menge an "Wasserstoffbrücken", die gebildet werden kann.

Dieses Peroxid wird auch als eines der einfachsten Peroxide angesehen, verstanden als Peroxidverbindungen, die eine einfache Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung aufweisen.

Seine Anwendungen sind vielfältig und reichen von seiner Leistung als Oxidationsmittel, Bleichmittel und Desinfektionsmittel, und selbst bei hohen Konzentrationen haben für Raumschiffe als Brennstoff verwenden, besonderes Interesse an der Chemie der Treib- und Explosivstoffe nehmen.

Wasserstoffperoxid ist instabil und zersetzt sich langsam in Gegenwart von Basen oder Katalysatoren. Wegen dieser Instabilität wird Peroxid gewöhnlich mit irgendeiner Art von Stabilisator gelagert, der in Gegenwart von leicht sauren Lösungen vorliegt.

Wasserstoffperoxid kann in biologischen Systemen gefunden werden, die Teil des menschlichen Körpers sind, und die Enzyme, die durch Zersetzung wirken, sind als "Peroxidasen" bekannt.

Entdeckung

Die Entdeckung von Wasserstoffperoxid wird dem französischen Wissenschaftler Louis Jacques Thenard zugeordnet, als er das Bariumperoxid mit Salpetersäure reagierte.

Eine verbesserte Version dieses Verfahrens verwendete Salzsäure und durch Zugabe von Schwefelsäure, so dass Bariumsulfat ausgefällt werden konnte. Dieser Prozess wurde vom späten neunzehnten Jahrhundert bis zur Mitte des zwanzigsten Jahrhunderts zur Herstellung von Peroxid verwendet.

Es wurde immer angenommen, dass das Peroxid wegen all der gescheiterten Versuche, es aus dem Wasser zu isolieren, instabil war. Die Instabilität war jedoch hauptsächlich auf Verunreinigungen der Salze der Übergangsmetalle zurückzuführen, die deren Zersetzung katalysierten.

Reines Wasserstoffperoxid wurde erstmals 1894, fast 80 Jahre nach seiner Entdeckung, synthetisiert, dank des Wissenschaftlers Richard Wolffenstein, der es dank Vakuumdestillation produzierte.

Seine molekulare Struktur war schwer zu bestimmen, aber der italienische Physiker Giacomo Carrara war derjenige, der seine molekulare Masse durch kryoskopische Abstammung bestimmte, dank deren Struktur bestätigt werden kann. Bis zu diesem Zeitpunkt waren mindestens ein Dutzend hypothetische Strukturen vorgeschlagen worden.

Herstellung

Zuvor das Wasserstoffperoxid industriell durch Hydrolyse von Ammoniumperoxydisulfat hergestellt, die durch Elektrolyse einer Lösung von Ammoniumhydrogensulfat (NH4HSO4) in Schwefelsäure erhalten wurden.

Heutzutage wird Wasserstoffperoxid fast ausschließlich durch das Anthrachinon-Verfahren hergestellt, im Jahre 1936 patentiert und formalisiert 1939. Es beginnt mit der Reduktion eines anthrachinon (wie 2-Ethylanthrachinon oder 2-amyl-Derivat) zu Anthrahydrochinon, typischerweise durch Hydrierung über einen Palladiumkatalysator.

Das Anthrahydrochinon wird dann einer Autoxidation unterzogen, um das Ausgangsanthrachinon mit Wasserstoffperoxid als Nebenprodukt zu regenerieren. Die meisten kommerziellen Verfahren erhalten Oxidation durch Druckluft durch eine Lösung des derivatisierten Anthracen sprudelt, so dass der Sauerstoff in der Luft reagiert mit den labilen Wasserstoffatom (des Hydroxygruppen) Wasserstoffperoxid zu und regenerierende das Anthrachinon.

Das Wasserstoffperoxid wird dann extrahiert, und das Anthrachinonderivat wird erneut zur Dihydroxyverbindung (Anthracen) unter Verwendung von Wasserstoffgas in Gegenwart eines Metallkatalysators reduziert. Nach dem Zyklus wiederholt sich.

Die Wirtschaftlichkeit des Verfahrens hängt in hohem Maße von der effektiven Rückführung des Chinons (das teuer ist), der Extraktionslösungsmittel und des Hydrierungskatalysators ab.

Eigenschaften von Wasserstoffperoxid

Wasserstoffperoxid ist als eine hellblaue Flüssigkeit in verdünnten Lösungen gezeigt und bei Raumtemperatur farblos mit einem leichten bitteren Geschmack. Es ist etwas viskoser als Wasser, aufgrund der Wasserstoffbindungen, die es bilden kann.

Es wird als schwache Säure angesehen (PubChem, 2013). Es ist auch ein starkes Oxidationsmittel, das für die meisten seiner Anwendungen verantwortlich ist, die neben der eigentlichen als Oxidationsmittel, die Bleiche - für die Papierindustrie - und auch als Desinfektionsmittel. Bei niedrigen Temperaturen verhält es sich wie ein kristalliner Feststoff.

Bei der Bildung ist Carbamidperoxid (CH6N2O3) (PubChem, 2011) hat sich zu einem gut wie Zahnbleich Verwendung anerkannt entweder professionell verwaltet werden, oder insbesondere.

Es gibt eine Menge Literatur über die Bedeutung von Wasserstoffperoxid in lebenden Zellen, da es neben oxidativen Biosynthesereaktionen eine wichtige Rolle bei der Abwehr des Organismus gegen schädliche Wirte spielt.

Darüber hinaus gibt es weitere Belege (PubChem, 2013), die selbst bei niedrigen Konzentrationen von Wasserstoffperoxid im Körper eine grundlegende Rolle insbesondere bei höheren Organismen spielen.Somit wird es als ein wichtiges zelluläres Signalmittel angesehen, das sowohl die Kontraktions- als auch die Wachstumsförderer modulieren kann.

Durch die Akkumulation von Wasserstoffperoxid in der Haut von Patienten depigmentation „Vitiligo“ (Lopez-Lazaro, 2007) leiden, ist die menschliche Epidermis, Störung der normalen Fähigkeit nicht ihre Funktionen auszuführen, so wird vorgeschlagen, dass Die Akkumulation von Peroxid kann eine wichtige Rolle bei der Entwicklung von Krebs spielen.

Selbst experimentelle Daten (López-Lázaro, 2007) zeigen, dass Krebszellen große Mengen an Peroxid produzieren, die mit DNA-Veränderungen, Zellproliferation usw. in Verbindung stehen.

Geringe Mengen Wasserstoffperoxid können spontan in der Luft erzeugt werden. Wasserstoffperoxid ist instabil und zerfällt schnell in Sauerstoff und Wasser, wobei Wärme in der Reaktion freigesetzt wird.

Obwohl es nicht brennbar ist, handelt es sich, wie bereits erwähnt, um ein starkes Oxidationsmittel (ATSDR, 2003), das bei Kontakt mit organischen Materialien eine Selbstentzündung verursachen kann.

In Wasserstoffperoxid, Sauerstoff (Rayner-Canham, 2000) besitzt einen Oxidationszustand „abnormal“ als Paare von Atomen mit der gleichen Elektronegativität gebunden sind, daher wird angenommen, daß das Elektron Paar von Verbindungs teile zwischen ihnen. In diesem Fall hat jedes Sauerstoffatom eine Oxidationszahl von 6 minus 7 oder -1, während die Wasserstoffatome immer noch + 1 haben.

Die leistungsstarke Oxidationskraft von Wasserstoffperoxid zu Wasser wird durch sein Oxidationspotential (Rayner-Canham, 2000) erläutert ist, derart, dass die Eisenionen-oxidieren kann (II) zu Eisen-III-Eisen (III), wie gezeigt in die folgende Reaktion:

Wasserstoffperoxid hat auch die Eigenschaft von Dismutar, dh es reduziert und oxidiert (Rayner-Canham, 2000), wie die folgenden Reaktionen zusammen mit ihrem Potential zeigen:

Durch Addieren der zwei Gleichungen wird die folgende globale Gleichung erhalten:

Obwohl "Dismutation" thermodynamisch bevorzugt ist, wird es nicht kinetisch bevorzugt. Aber (Rayner-Canham, 2000) kann die Kinetik dieser Reaktion durch die Verwendung von Katalysatoren wie dem Iodidion oder anderen Übergangsmetallionen begünstigt werden.

Zum Beispiel ist das Enzym "Katalase", das in unserem Körper vorhanden ist, in der Lage, diese Reaktion zu katalysieren, so dass es das schädliche Peroxid zerstört, das in unseren Zellen existieren kann.

Alle Oxide der Gruppe der Alkali-, reagieren heftig mit Wasser, um die entsprechende Lösung von Metallhydroxid zu geben, aber dioxid Natrium erzeugt Wasserstoffperoxid und dioxide produzieren Wasserstoffperoxid und Sauerstoff, wie gezeigt in die folgenden Reaktionen (Rayner-Canham, 2000):

Weitere interessante Daten aus Wasserstoffperoxid sind:

• Molekülmasse: 34.017 g / mol
• Dichte: 1,11 g / cm3 bei 20 ° C, in Lösungen bei 30% (w / w) und 1450 g / cm3 bei 20 ° C in reinen Lösungen.
• Schmelz- und Siedepunkte sind -0,43 ° C bzw. 150,2 ° C.
• Es ist mit Wasser mischbar.
• Löslich in Ethern, Alkoholen und unlöslich in organischen Lösungsmitteln.
• Der Wert seiner Acidität ist pKa = 11,75.

Struktur

Das Wasserstoffperoxidmolekül bildet ein nicht-planares Molekül. Obwohl die Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung einfach ist, hat das Molekül eine relativ hohe Rotationsbarriere (Wikipedia, Encyclopedia Libre, 2012), wenn wir es zum Beispiel mit Ethan vergleichen, das ebenfalls aus einer Einfachbindung besteht.

Diese Barriere aufgrund der Abstoßung zwischen den Ionenpaaren benachbarter Sauerstoffe und ist, dass die Anzeige von Peroxid „Atropisomere“ fähig ist, sind Stereoisomere, die aufgrund der gehinderten Rotation um eine Einfachbindung ergeben, wobei die Energieunterschiede durch zu sterischen Deformationen oder anderen Faktoren führen sie zu einer Rotationsbarriere, die hoch genug ist, um die Isolierung einzelner Konformere zu ermöglichen.

Die Strukturen der gasförmigen und kristallinen Formen von Wasserstoffperoxid unterscheiden sich signifikant, und diese Unterschiede werden der Wasserstoffbrücke zugeschrieben, die in der gasförmigen Form fehlt.

Verwendet

Es ist üblich, Wasserstoffperoxid in niedrigen Konzentrationen (von 3 bis 9%), in vielen Haushalten für medizinische Anwendungen (Wasserstoffperoxid), sowie für die Aufhellung von Kleidung oder Haar zu finden.

In hohen Konzentrationen wird es industriell eingesetzt, auch zum Bleichen von Textilien und Papier, aber auch als Brennstoff für Raumfahrzeuge, zur Herstellung von Schwammgummi und organischen Verbindungen.

Es empfiehlt sich, Wasserstoffperoxidlösungen, auch verdünnte, mit Handschuhen und Augenschutz zu behandeln, da sie die Haut angreifen.

Wasserstoffperoxid ist eine wichtige industrielle chemische Verbindung (Rayner-Canham, 2000); in der Größenordnung von 106 Tonnen pro Jahr. Wasserstoffperoxid wird auch als industrielles Reagens verwendet, beispielsweise bei der Synthese von Natriumperoxoborat.

Wasserstoffperoxid spielt eine wichtige Rolle bei der Restaurierung alter Gemälde (Rayner-Canham, 2000), da eines der meist verwendeten Weißpigmente Bleiweiß war, was einem gemischten basischen Carbonat mit der Formel Pb3 ( OH) 2 (C03) 2.

Spuren von Schwefelwasserstoff führen dazu, dass diese weiße Verbindung zu Bleisulfid (Il) wird, das schwarz ist und die Farbe färbt. Die Anwendung von Wasserstoffperoxid oxidiert das Bleisulfid (II) zu Bleiweißsulfat (Il), das die korrekte Farbe des Anstrichs nach folgender Reaktion wieder herstellt:

Eine andere merkwürdige Anwendung, die hervorzuheben ist (Rayner-Canham, 2000), ist ihre Anwendung zur Veränderung der Form der Haare, die die Disulfidbrücken dauerhaft angreift, die dies natürlich durch Wasserstoffperoxid in leicht basischen Lösungen aufweist, die von Rockefeller entdeckt wurden Institut im Jahr 1930.

Treibmittel und Sprengstoffe haben viele gemeinsame Eigenschaften (Rayner-Canham, 2000). Beide arbeiten mittels einer schnellen exothermen Reaktion, die ein großes Gasvolumen erzeugt. Der Ausstoß dieses Gases treibt die Rakete voran, aber im Falle des Sprengstoffs ist es hauptsächlich die Schockwelle, die durch die Erzeugung des Gases erzeugt wird.

Die Reaktion, die in dem ersten Raketenflugzeug verwendet wurde, verwendete eine Mischung von Wasserstoffperoxid mit Hydrazin, in der beide reagierten, wobei molekularer Stickstoffgas und Wasser erhalten wurden, wie in der folgenden Reaktion veranschaulicht:

Wenn die Einkapselungsenergien von jedem der Reaktanten und Produkte summiert werden, ergibt sich, daß für jedes verbrauchte Mol Hydrazin eine Energie von 707 kJ / Mol Wärme freigesetzt wird, was eine sehr exotherme Reaktion bedeutet.

Dies bedeutet, dass es die Erwartungen erfüllt, die notwendig sind, um als Brennstoff in Treibmitteln verwendet zu werden, da sehr große Gasvolumina durch sehr kleine Volumina der zwei reaktiven Flüssigkeiten erzeugt werden. Angesichts der Reaktivität und der Korrosion dieser beiden Flüssigkeiten wurden sie nun durch sicherere Gemische in Basen ersetzt, die denselben Kriterien entsprechen, die für die Verwendung als Brennstoffe gewählt wurden.

Im medizinischen Aspekt wird Wasserstoffperoxid als eine topische Lösung bei der Reinigung von Wunden, eiternden Geschwüren und lokalen Infektionen verwendet. Es wurde häufig zur Behandlung von Entzündungsprozessen im äußeren Gehörgang oder auch zum Gurgeln bei Pharyngitis-Behandlungen verwendet.

Es wird auch auf dem Gebiet der Zahnmedizin verwendet, um die Wurzelkanäle von Zähnen oder anderen Hohlräumen der Zahnpulpa zu reinigen, in Prozessen wie der Endodontie, letztendlich in kleinen Zahnprozessen.

Seine Verwendung bei der Reinigung von Wunden oder Geschwüren usw. Weil es ein Mittel ist, das fähig ist, Mikroorganismen zu zerstören, aber nicht Sporen von Bakterien, bedeutet das nicht, dass alle Mikroorganismen abgetötet werden, aber es reduziert das Niveau von diesen, so dass Infektionen nicht zu großen Problemen führen. Es würde also zur Stufe der Desinfektionsmittel und Antiseptika mit niedrigem Gehalt gehören.

Wasserstoffperoxid reagiert mit bestimmten Diestern, wie dem Phenyloxalatester, und erzeugt Chemilumineszenz, dies ist eine Anwendung des sekundären Typs, die in Lichtbalken gefunden wird, die unter ihrem englischen Namen "Leuchtstab" bekannt sind. .

Zusätzlich zu all seinen Anwendungen gibt es historische Vorfälle bei der Verwendung von Wasserstoffperoxid, da es immer noch eine chemische Verbindung ist, die bei hohen Konzentrationen und aufgrund ihrer Reaktivität zu Explosionen führen kann, was bedeutet, dass eine Schutzausrüstung notwendig ist. individuell während der Handhabung sowie unter Berücksichtigung der geeigneten Lagerbedingungen.

Referenzen

1. ATSDR. (2003). Giftige Substanzen - Wasserstoffperoxid. Abgerufen am 17. Januar 2017 von atsdr.cdc.gov.
2. Berühmte Wissenschaftler - Louis Jacques Thenard entdeckt Wasserstoffperoxid. (2015). Abgerufen am 17. Januar 2017 von humantouchofchemistry.com.
3. López-Lázaro, M. (2007). Doppelrolle von Wasserstoffperoxid bei Krebs: mögliche Relevanz für die Chemoprävention und Therapie von Krebs. Krebsbriefe, 252 (1), 1-8.
4. PubChem. (2011). Harnstoff Wasserstoffperoxid.
5. PubChem. (2013). Wasserstoffperoxid. Abgerufen am 15. Januar 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Beschreibende anorganische Chemie (2a). Pearson Ausbildung.
7. Wikipedia die freie Enzyklopädie. (2012). Peroxidwasserstoff. Von wikipedia.org abgerufen.