с чем взаимодействует перекись водорода

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Это вещество продается во всех аптеках, т.е. его может приобрести любой человек. Химик Л. Ж. Тенар считается первооткрывателем «окисленной воды»

Давайте подробно разберем

свойства перекиси водорода

Строение молекулы

Физические свойства перекиси водорода

жидкое бесцветное вещество без запаха; с «металлическим» привкусом

очень хорошо растворимо в воде, точнее, перекись может смешиваться с H2O в любых соотношениях;

хорошо растворяется в полярных (органических) растворителях).

Химические свойства перекиси водорода

Поэтому перекись нельзя держать открытой на воздухе — со временем в склянке останется только вода.

пероксид водорода проявляет свойства очень слабой кислоты (слабее угольной):

Окислительные свойства перекиси водорода

Восстановительные свойства перекиси водорода

В кислой среде H₂O₂ восстанавливается до H₂O:

В щелочной или нейтральной — до OH-:

Если реакция идет с сильными окислителями, то образуется кислород:

Если реакция идет с сильными окислителями, то образуется кислород:

Биологические свойства перекиси водорода

— безвредное для организма противомикробное средство, дезинфицирующее средство

Методы получения:

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель, в аналитической химии, в медицине — как антисептик, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств.

Перекись водорода применяется также для обесцвечивания волос (пергидроль) и отбеливания зубов, однако эффект в обоих случаях основан на окислении, а следовательно, разрушении тканей, и потому такое применение (особенно в отношении зубов) не рекомендуется специалистами.

Источник

Пероксид водорода

Из Википедии — свободной энциклопедии

ОбщиеСистематическое
наименованиеПероксид водородаХим. формулаH₂O₂Физические свойстваСостояниежидкостьМолярная масса34,01 г/мольПлотность1.4 г/см³Кинематическая вязкость1,245 см²/с
(при 20 °C)Энергия ионизации10,54 ± 0,01 эВ [1]Термические свойстваТемпература• плавления−0,432 °C• кипения150,2 °CЭнтальпия• образования-136.11 кДж/мольДавление пара5 ± 1 мм рт.ст. [1]Химические свойстваКонстанта диссоциации кислоты p K a <\displaystyle pK_> 11.65Растворимость• в воденеограниченнаяКлассификацияРег. номер CAS7722-84-1PubChem784Рег. номер EINECS231-765-0SMILES

Перокси́д водоро́да (пе́рекись водоро́да), H₂O₂ — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H₂O₂∙2H₂O.

Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:

Вследствие несимметричности молекула H₂O₂ сильно полярна (μ = 0,7⋅10 −29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H₂O₂ также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Источник

Строение молекулы и физические свойства

Пероксид представлен в виде бесцветной жидкости с «металлическим» вкусом и специфическим запахом. Вязкая консистенция обусловлена развитой системой водородных связей в молекулярной структуре.

Основные физические свойства перекиси водорода:

Молекула вещества является полярной, поскольку её строение несимметричное. Соединение может неограниченно растворяться в воде, эфире и спирте. Чистое вещество неустойчиво и способно самопроизвольно разлагаться со взрывом.

Химические особенности

Перекись обладает слабыми кислотными свойствами, поэтому она диссоциирует по двум ступеням:

Вещество по степени кислотности немного сильнее H2O. Некоторые пероксиды металлов можно рассматривать как его соли. В кислой среде перекись служит окислителем, а в щелочной — восстановителем.

Способы получения вещества

Сначала пероксид водорода получали в промышленности с помощью электролиза серной кислоты или раствора сульфата аммония в H2SO4. В результате реакции получалась надсерная кислота. После гидролиза вещества образовывались пероксид и серная кислота.

В середине XX века открыли новый способ получения перекиси водорода. Антрахиноновый процесс был разработан компанией BASF. При этом методе водород окисляется кислородом воздуха, после чего образуются антрахиноны и пероксид водорода. Реакцию проводят в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле, который служит катализатором. В него также добавляют вторичные спирты. На завершительной стадии процесса катализатор убирают, а из получившейся смеси продуктов выделяют пероксид водорода путём перегонки при сниженном давлении.

В лабораторных условиях вещество получают с помощью пероксида бария и соляной кислоты. Уравнение взаимодействия соединений: BaO2+2HCl → BaCl2+H2O2. Получившийся хлорид бария осаждают в виде сульфата. Пероксид водорода также можно извлечь при помощи каталитического окисления изопропилового спирта.

В некоторых источниках есть информация, что нужное вещество может образоваться при взаимодействии пероксида бария с серной кислотой, однако такую технологию обычно не используют. Поскольку осадок сульфата бария формируется на зёрнах его пероксида, реагент покрывается нерастворимой оболочкой, которая замедляет реакцию и выход нужного продукта.

Меры предосторожности

Во время работы с концентрированным раствором перекиси необходимо соблюдать меры безопасности. Хотя вещество нетоксично, при попадании в дыхательные пути или на кожный покров и слизистые оно вызывает сильные ожоги. Недостаточно чистый пероксид высокой концентрации может быть взрывоопасен. Всю работу с веществом нужно проводить в «беспылевых» условиях и при отсутствии ионов металлов.

Растворы перекиси водорода относятся к 3-му классу опасности. Вещество может вызывать деструктивные изменения, которые схожи с действием щелочей. Летальная доза пергидроля (название раствора концентрации 30%) составляет 50−100 мл.

Упаковку с аптечным средством необходимо хранить в тёмном месте. При транспортировке нужно избегать встряхивания вещества и других механических воздействий, которые могут привести к его разложению.

Сферы использования

Пероксид водорода может быть разной концентрации. Поскольку растворы обладают различными свойствами, их часто используют в промышленности и быту:

Перекись широко используется в области косметологии. Ею обесцвечивают волосы и отбеливают зубы. Поскольку процесс основан на окислении, локоны часто портятся, поэтому вещество не советуют применять обладателям тонких и повреждённых прядей. С зубами не наблюдается дефектов, поскольку с прозрачной эмалью эффект отбеливания достигается за счёт разницы в отражении света дентином.

Применение в области медицины

Широкое применение перекиси водорода нашли в медицине. Средство с бактерицидным механизмом действия предназначено для внешнего использования. Перед применением необходимо тщательно изучить инструкцию к лекарству.

Формы выпуска пероксида водорода:

Препаратом лечат гнойные раны и воспалённые слизистые оболочки. Средство используется при носовых и капиллярных кровотечениях, а также для промывки и глубокой очистки ран. Медицинским раствором обрабатывают ротовую полость и горло при ангине, стоматите или тонзиллите. Средство также избавляет кожный покров от пигментных пятен. С помощью лекарства убирают серные пробки при чистке ушей. Препарат применяется в гинекологии для лечения различных женских патологий.

При лёгкой механической очистке ватный тампон смачивают в 3%-м растворе и обрабатывают им поражённые участки кожи. Для компрессов применяют перекись с концентрацией 1 процент. Продолжительность процедуры не должна превышать 30 мин. Для обработки участков кожи с пигментными пятнами используют пергидроль. Ротовую полость или органы половой системы обрабатывают 0,25%-м раствором.

Применение перекиси водорода противопоказано при индивидуальной непереносимости вещества. В редких случаях негативные последствия могут проявиться в жжении во время процедуры и аллергии в виде красных пятен на коже. При длительной терапии после обработок ротовой полости может возникнуть гипертрофия сосочков языка. Если соблюдать дозировку и схему применения перекиси водорода в соответствии с инструкцией, тогда получится избежать побочных действий.

Источник

С чем взаимодействует перекись водорода

Репетитор по Химии и Биологии

Главная • Биология • Химия • Резюме • Цены • Контакты

Химия
Программа	Конспекты	Контрольные работы

Репетитор по Химии
Конспекты

С уважением,
доктор биологических наук,
ведущий научный сотрудник НИИ акушерства и гинекологии им. Д.О.Отта
репетитор по химии и биологии
Соколов Дмитрий Игоревич

Пероксид (перекись) водорода

В довольно больших концентрациях (до нескольких процентах) Н₂О₂ может быть получена взаимодействием водорода в момент выделения с молекулярным кислородом. Пероксид водорода частично образуется также при нагревании до 2000 °С влажного кислорода, при прохождении тихого электрического разряда сквозь влажную смесь водорода с кислородом и при действии на воду ультрафиолетовых лучей или озона.

Теплота образование пероксида водорода.

Непосредственно определить теплоту образования пероксида водорода из элементов не удаётся. Возможность найти её косвенным путём даёт установленный Г. И. Гессом (1840 г.) закон постоянства сумм тепла: общий тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми исходными веществами и конечными продуктами.

Строго говоря, закон Гесса следовало бы сформулировать, как «закон постоянства сумм энергий», потому что при химических превращениях энергия может выделяться или поглощаться не только в тепловой, но и как механическая, электрическая и др. Кроме того, предполагается, что рассматриваемые процессы протекают при постоянном давлении или постоянном объёме. Как правило, именно так и обстоит дело при химических реакциях, а все другие формы энергии могут быть пересчитаны на тепловую. Сущность этого закона особенно наглядно выявляется в свете следующей механической аналогии: общая работа, производимая опускающимся без трения грузом, зависит не от пути, а только от разности начальной и конечной высот. Подобным же образом общий тепловой эффект той или иной химической реакции определяется только разностью теплот образования (из элементов) её конечных продуктов и исходных веществ. Если всё эти величины известны, то для вычисления теплового эффекта реакции достаточно из суммы теплот образования конечных продуктов вычесть сумму теплот образования исходных веществ. Законом Гесса часто пользуются при вычислении теплот таких реакций, для которых прямое экспериментальное их определение трудно или даже невозможно.

В применении к Н₂О₂ расчёт можно провести на основе рассмотрения двух различных путей образования воды:

1. Пусть первоначально при соединении водорода и кислорода образуется пероксид водорода, который затем разлагается на воду и кислород. Тогда будем иметь следующие два процесса:

Тепловой эффект последней реакции легко определяется экспериментально. Складывая почленно оба уравнения и сокращая одиночные члены, получаем

2. Пусть при соединении водорода с кислородом непосредственно образуется вода, тогда имеем

Так как в обоих случаях и исходные вещества, и конечные продукты одинаковы, 2х + 196 = 573, откуда х = 188,5 кДж. Это и будет теплота образования моля пероксида водорода из элементов.

Пероксид водорода проще всего получать из пероксида бария (ВаО2), действуя на неё разбавленной серной кислотой:

При этом наряду с пероксидом водорода образуется нерастворимый в воде сульфат бария, от которого жидкость может быть отделена фильтрованием. Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%- ного водного раствора.

Основным методом получения пероксида водорода является взаимодействие с водой надсерной кислоты (или некоторых её солей), легко протекающее по схеме:

Меньшее значение имеют некоторые новые методы (разложение органических пероксидных соединений и др.) и старый способ получения из ВаО₂. Для хранения и перевозки больших количеств пероксида водорода наиболее пригодны ёмкости из алюминия (не ниже 99,6%-ной чистоты).

Пероксид водорода получают в промышленности при реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта:

Ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон.

Сама по себе щелочная Среда не вызывает разложения пероксида водорода, но сильно способствует её каталитическому распаду. Напротив, кислотная среда этот распад затрудняет. Поэтому раствор Н₂О₂ часто подкисляют серной или фосфорной кислотой. Разложение пероксида водорода идёт быстрее при нагревании и на свету, поэтому хранить его следует в тёмном прохладном месте.

Подобно воде, пероксид водорода хорошо растворяет многие соли. С водой (также со спиртом) она смешивается в любых соотношениях. Разбавленный его раствор имеет неприятный «металлический» вкус. При действии на кожу крепких растворов получаются ожоги, причём обожженное место окрашивается в белый цвет.

Ниже сопоставлена растворимость некоторых солей в воде и пероксиде водорода при 0 °С (г на 100 г растворителя):

Из приведённых примеров видно, что при переходе от Н₂О к Н₂О₂ происходит не простое смещение растворимости в ту или иную сторону, а проявляется его сильная зависимость от химической природы солей.

Характерный для пероксида водорода окислительный распад может быть схематически (в окислительно-восстановительных реакциях) изображён так:

Кислая среда более благоприятствует этому распаду, чем щелочная.

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

Значительно менее характерен для пероксида водорода восстановительный распад по схеме:

Щелочная среда более благоприятствует такому распаду, чем кислая.

При восстановлении Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН-, например :

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

Восстановительный распад пероксида водорода имеет место, например, в присутствии оксида серебра:

Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие с озоном:

и с перманганатом калия в кислой среде:

Последняя реакция применяется для количественного определения пероксида водорода.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4×10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

При её взаимодействии с гидроксидами некоторых металлов образуются соответствующие пероксиды, которые следует рассматривать как соли пероксида водорода. Так идёт реакция, например, с гидроксидом бария:

Соли пероксида водорода характеризуются наличием в молекулах пероксидной цепочки из двух атомов кислорода. У нормальных оксидов подобные цепочки не имеется. Например :

Путём изучения продуктов реакции с кислотами можно, таким образом, установить, является ли данное кислородное соединение пероксидом или оксидом.

Соли пероксида водорода являются наиболее обычными представителями пероксидов. Последние можно в общей формуле определить как химические соединения, содержащие непосредственно связанные друг с другом атомы кислорода. Обычные оксиды таких кислород-кислородных мостиков не содержат, чем принципиально и отличаются от пероксидов.

Более половины всего вырабатываемого пероксида водорода расходуется на отбелку различных материалов, проводимую обычно в очень разбавленных (0,1-1%) водных растворов Н₂О₂. Важное преимущество пероксида водорода перед другими окислителями заключается в «мягкости» действия, благодаря чему сам отбеливаемый материал почти не затрагивается, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при изготовлении бумаги.

Очень концентрированные (80% и выше) водные растворы Н₂О₂ находят применение в качестве источников энергии и самостоятельно (с помощью катализаторов быстрого разложения Н₂О₂ из одного литра жидкого пероксида водорода можно получить около 5000 л нагретой до 700 °С смеси кислорода с водяным паром), и как окислитель реактивных топлив. Пероксид водорода применяется как окислитель в химических производствах, как исходное сырьё для получения пероксидных соединений, инициатор полимеризационных процессов, при изготовлении некоторых пористых изделий, для искусственного старения вин, крашения волос, вывода пятен и т. д.

Применяется как ракетное топливо — в качестве окислителя или как однокомпонентное (с разложением на катализаторе). Используется в аналитической химии, в медицине, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств. В промышленности пероксид водорода также находит свое применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов. В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство. При контакте с поврежденной кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови и создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов. Однако такое действие непродолжительно и обладает слабым эффектом. Тем не менее, пероксид водорода (аптечное название — перекись водорода, 3 %) применяется при первичной обработке ран (в том числе открытых). Перекись водорода очень эффективна для лечения небольших царапин, особенно у детей — она не «щиплет», не имеет запаха, бесцветна. Однако она может вызывать небольшое жжение в районе открытой раны. В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции, соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»). Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.

Несмотря на то, что пероксид водорода не токсичен, его концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен. Опасен при приёме внутрь концентрированных растворов. Вызывает выраженные деструктивные изменения, сходные с действиями щелочей. Летальная доза 30%- го раствора пероксида водорода (пергидроля) — 50—100 мл.

Источник

Перекись водорода ГОСТ 177-88

Перекись водорода
Систематическое наименование	Перекись водорода
Хим. формула	H2O2
Состояние	жидкость
Молярная масса	34,01 г/моль
Плотность	1.4 г/см³
Кинематическая вязкость	1,245 см²/с (при 20 °C)
Энергия ионизации	10,54 ± 0,01 эВ
Т. плав.	−0,432 °C
Т. кип.	150,2 °C
Энтальпия образования	-136.11 кДж/моль
Давление пара	5 ± 1 мм рт.ст.
pKa	11.65
Растворимость в воде	неограниченная
ГОСТ	ГОСТ 177-88 ГОСТ 10929- 76
Рег. номер CAS	7722-84-1
PubChem	784
Рег. номер EINECS	231-765-0
SMILES
Рег. номер EC	231-765-0
RTECS	MX0900000
ChEBI	16240 и 44812
ChemSpider	763
Токсичность
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Перекись водорода (пероксид водорода), H₂O₂ — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H₂O₂∙2H₂O.

Молекула пероксида водорода имеет следующее строение:

Вследствие несимметричности молекула H₂O₂ сильно полярна (μ = 0,7⋅10 −29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H₂O₂ также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Содержание

Химические свойства

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обусловливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до атомарного кислорода:

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H₂O₂ — неустойчивое соединение, легко разлагается. Также этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H₂O и O. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

Однако очень чистый пероксид водорода вполне устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4⋅10 −12 ), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

При действии концентрированного раствора H₂O₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li₂O₂, MgO₂ и др.):

Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем:

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na₂O₂, BaO₂ и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H₃PO₅, пероксодисерная H₂S₂O₈ и пероксоазотная HNO₄ кислоты.

Окислительно-восстановительные свойства

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет йод из йодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также марганец при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении H₂O₂ образуется H₂O или ОН-, например:

При действии сильных окислителей H₂O₂ проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород:

Реакцию KMnO₄ с H₂O₂ используют в химическом анализе для определения содержания H₂O₂:

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Биологические свойства

Пероксид водорода относится к реактивным формам кислорода и при повышенном образовании в клетке вызывает оксидативный стресс. Некоторые ферменты, например глюкозоксидаза, образуют в ходе окислительно-восстановительной реакции пероксид водорода, который может играть защитную роль в качестве бактерицидного агента. В клетках млекопитающих нет ферментов, которые бы восстанавливали кислород до перекиси водорода. Однако несколько ферментных систем (ксантиноксидаза, НАДФ•H-оксидаза, циклооксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в пероксид водорода.

Получение

Исторически первым промышленным методом синтеза пероксида водорода был электролиз серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которого образуется пероксодисерная кислота, с последующим гидролизом последней до пероксида и серной кислоты:

С середины XX века персульфатный процесс синтеза пероксида водорода был вытеснен антрахиноновым процессом, разработанным компанией BASF в 1930-х. В этом процессе формально идет окисление водорода кислородом воздуха с катализом алкилпроизводными антрахинона:

Процесс основан на автоокислении алкилантрагидрохинонов (обычно 2-этил-, 2-трет-бутил- и 2-пентилантрагидрохинонов) кислородом воздуха с образованием антрахинонов и пероксида водорода. Реакция проводится в растворе алкилантрагидрохинонов в бензоле с добавлением вторичных спиртов, по завершении процесса пероксид водорода экстрагируют из органической фазы водой. Для регенерации исходных антрагидрохинонов бензольный раствор антрахинонов восстанавливают водородом в присутствии каталитических количеств палладия.

Пероксид водорода также может быть получен каталитическим окислением изопропилового спирта:

при этом ценным побочным продуктом этой реакции является ацетон, однако в широких масштабах в промышленности этот метод в настоящее время не используется.

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию:

Концентрирование и очистку пероксида водорода проводят осторожной перегонкой.

В последнее время (кон. XX в.) удалось синтезировать H₂O₃ и H₂O₄. Эти соединения весьма неустойчивы. При обычных температурах (н.у.) они разлагаются за доли секунды, однако при низких температурах порядка −70 °C существуют часами. Спектро-химическое исследование показывает, что их молекулы имеют зигзагообразную цепную структуру (подобную сульфанам): H—O—O—O—H, H—O—O—O—O—H.

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. 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. В промышленности пероксид водорода также находит своё применение в качестве катализатора, гидрирующего агента, как эпоксидирующий агент при эпоксидировании олефинов.

Хотя разбавленные растворы перекиси водорода применяются для небольших поверхностных ран, исследования показали, что этот метод, обеспечивая антисептический эффект и очищение, также продлевает время заживления. Обладая хорошими очищающими свойствами, пероксид водорода на самом деле не ускоряет заживление ран. Достаточно высокие концентрации, обеспечивающие антисептический эффект, могут также продлевать время заживления из-за повреждения прилегающих к ране клеток. Более того, 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 затёков, флегмон и других 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. Это в свою очередь позволяет размягчить и отделить от тканей некротизированные участки, сгустки крови, гноя, которые будут легко смыты последующим введением в полость раны антисептического раствора. Без предварительной обработки пероксидом водорода антисептический раствор не сможет удалить эти патологические образования, что приведет к значительному увеличению времени заживления раны и ухудшит состояние больного.

Перекись водорода применяют для растворения пробок в слуховых каналах. Раствор вступает в реакцию с ушной серой и растворяет пробку.

Пероксид водорода применяется также для обесцвечивания волос и отбеливания зубов, однако эффект в обоих случаях основан на окислении, а следовательно — разрушении тканей. Во время отбеливания зубов, однако, не происходит разрушения тканей. Пигментированные белки дентина начинают раскручиваться до первичной структуры (как если бы белок яйца из варёного стал более сырым), при этом связи не разрушаются, то есть этот процесс обратим. Эмаль сама по себе прозрачна, и эффект отбеливания достигается за счет разницы в отражении света дентином.

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.

С 90-х годов ХХ века 3%-ный раствор пероксида водорода продвигался целителем И. П. Неумывакиным для приёма внутрь как универсальное средство лечения и оздоровления человека. Научного подтверждения допустимости и эффективности данный метод не имеет.

Перекись водорода используется в известном опыте, демонстрирующем многократное увеличение объёма вещества в результате химической реакции.

Формы выпуска

Выпускается в виде водных растворов, стандартная концентрация 1-6 %, 30, 38, 50, 60, 85, 90 и 98 %. 30 % водный раствор пероксида водорода, стабилизированный добавлением фосфатов натрия, называется пергидролем. Выпускаемый в виде таблеток твёрдого клатрата с мочевиной пероксид водорода называется гидроперитом.

Опасность применения

Несмотря на то, что пероксид водорода нетоксичен, его концентрированные растворы при попадании на кожу, слизистые оболочки и в дыхательные пути вызывают ожоги. В больших концентрациях недостаточно чистый пероксид водорода может быть взрывоопасен. Опасен при приёме внутрь концентрированных растворов. Вызывает выраженные деструктивные изменения, сходные с действиями щелочей. Летальная доза 30%-го раствора пероксида водорода (пергидроля) — 50—100 мл.

Источник