Пероксид: свойства и применение¶

Пероксид (от лат. per — «сверх» и oxydum — «окись»), в химии — соединение, содержащее пероксогруппу —O—O—, то есть два атома кислорода, связанных между собой одинарной связью. Наличие такой связи придаёт пероксидам характерные окислительные свойства и отличает их от обычных оксидов, в которых кислород связан только с другими элементами. Наиболее известный представитель класса — пероксид водорода H₂O₂; в быту и промышленности широко используются также неорганические пероксиды (пероксид натрия, пероксид бария) и органические пероксиды (пероксид бензоила).

¶Общая характеристика

Ключевая особенность пероксидов — наличие пероксосвязи O—O. Эта связь относительно слабая (энергия около 140 кДж/моль), поэтому многие пероксиды термически неустойчивы и склонны к разложению, часто с выделением кислорода. Степень окисления кислорода в пероксогруппе равна −1, что занимает промежуточное положение между −2 (в оксидах и воде) и 0 (в молекулярном кислороде O₂). Именно поэтому пероксиды проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, хотя окислительные выражены сильнее.

По составу различают:

• Неорганические пероксиды — соли пероксида водорода (пероксид натрия Na₂O₂, пероксид калия K₂O₂, пероксид бария BaO₂) и собственно пероксид водорода.
• Органические пероксиды — соединения, в которых пероксогруппа связана с углеводородными радикалами (пероксид бензоила, гидропероксиды, диалкилпероксиды).
• Пероксокислоты и их соли — например, пероксосерная кислота H₂SO₅ и её соли, применяемые как окислители.

¶История

Пероксид бария был получен ещё в 1818 году французским химиком Луи Жаком Тенаром, который также открыл пероксид водорода, действуя кислотой на BaO₂. Тенар установил, что новое вещество содержит больше кислорода, чем вода, и предложил для него название «окисленная вода». Позднее, в 1894 году, немецкий химик Рихард Вольфенштейн впервые получил чистый пероксид водорода в безводном виде. В России исследования пероксидных соединений активно велись с конца XIX века; значительный вклад в химию пероксидов внесли советские учёные, изучавшие механизмы их разложения и применения в промышленности.

¶Свойства

Пероксид водорода — бесцветная жидкость с температурой плавления −0,43 °C и кипения 150,2 °C, смешивается с водой в любых соотношениях. Концентрированные растворы (свыше 30 %) могут разлагаться со взрывом при контакте с органическими веществами и некоторыми металлами. Разложение ускоряется под действием света, тепла и катализаторов (диоксид марганца MnO₂, соли железа, фермент каталаза).

Неорганические пероксиды, например Na₂O₂, представляют собой твёрдые кристаллические вещества. Они реагируют с водой и углекислым газом, выделяя кислород:

2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑

Это свойство лежит в основе их применения в системах регенерации воздуха.

Органические пероксиды обычно горючи и взрывоопасны, требуют осторожного обращения и хранения при пониженной температуре.

¶Получение

Основные промышленные способы получения пероксида водорода:

• Антрахиноновый процесс — окисление антрахинона с последующим извлечением H₂O₂; на него приходится большая часть мирового производства.
• Электрохимические методы — электролиз растворов серной кислоты или сульфатов.
• Окисление изопропилового спирта — побочный путь, дающий также ацетон.

Пероксид натрия получают окислением натрия при нагревании в отсутствие влаги. Пероксид бария — взаимодействием оксида бария с кислородом при высокой температуре.

¶Применение

В России пероксид водорода выпускается рядом химических предприятий; значительные объёмы производятся для нужд медицины, целлюлозно-бумажной отрасли и водоочистки.

¶Безопасность

Концентрированные растворы пероксида водорода вызывают химические ожоги кожи и слизистых, опасны при попадании в глаза. Пары раздражают дыхательные пути. Органические пероксиды относятся к взрывоопасным веществам, их транспортировка и хранение регулируются специальными правилами. Неорганические пероксиды при контакте с горючими материалами могут воспламенять их. При работе с пероксидами применяют средства индивидуальной защиты и соблюдают температурный режим хранения.

¶Пероксиды в природе и живых организмах

Пероксид водорода постоянно образуется в клетках как побочный продукт окислительных процессов. Для защиты от его повреждающего действия в живых организмах существуют ферменты — каталаза и пероксидаза, разлагающие H₂O₂ на воду и кислород. В атмосфере следовые количества пероксида водорода участвуют в окислительных реакциях, влияющих на состав воздуха. Некоторые бактерии и грибы используют пероксидные соединения в метаболизме.

¶Интересные факты

• 3 % раствор пероксида водорода в быту называют «перекисью».
• Пероксид бария применялся в производстве «кислородных спичек» и в первых опытах по получению чистого кислорода.
• Концентрированный H₂O₂ использовался в экспериментальных ракетных двигателях, в том числе в советской и германской ракетной технике середины XX века.
• Пероксид бензоила — распространённый инициатор радикальной полимеризации при производстве пластмасс.

Источники: учебные курсы неорганической и органической химии, справочные издания по химии, материалы по промышленному производству пероксида водорода, энциклопедические словари по химии.