Nadtlenek wodoru
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 Próbka 30% perhydrolu | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
H2O2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Inne wzory |
HO–OH; H–O–O–H | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Masa molowa |
34,01 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
bezbarwna, syropowata ciecz[1] | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| PubChem |
{{{nazwa}}}, [w:] PubChem, United States National Library of Medicine, CID: (ang.). | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| DrugBank | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki |
woda, hydrazyna, difluorek tlenu | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pochodne | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Nadtlenek wodoru (H2O2) – nieorganiczny związek chemiczny z grupy nadtlenków, jedna z reaktywnych form tlenu[4]. Otrzymany został po raz pierwszy przez Louisa Thénarda w 1818 roku w reakcji nadtlenku baru z kwasem azotowym[5].
Budowa cząsteczki
Układ wiązań O–O–H wokół atomów tlenu w cząsteczce H2O2 jest nieliniowy (podobnie jak układ H–O–H w wodzie), ponadto atomy H–O–O–H tworzą kąt dwuścienny (w fazie stałej około 90°).
- Budowa cząsteczki nadtlenku wodoru
-
w stanie stałym -
w stanie gazowym
Otrzymywanie
Pierwszą i obecnie już tylko historyczną metodą otrzymywania nadtlenku wodoru na skalę przemysłową był proces Thénarda[6][7]:
- BaO
2 + H
2SO
4 → BaSO
4 + H
2O
2
Obecnie otrzymuje się go najczęściej tzw. metodą antrachinonową przez utlenianie 2-etylo-9,10-antracenodiolu gazowym tlenem przepuszczanym przez roztwór tego związku w mieszaninie odpowiednio dobranych rozpuszczalników[6][7]. Nadtlenek oddziela się poprzez ekstrakcję z wodą, zaś pozostały w roztworze 2-etyloantrachinon poddaje się regeneracji poprzez redukcję gazowym wodorem do 2-etylo-9,10-antracenodiolu, katalizowaną palladem osadzonym na odpowiednim nośniku lub związkami niklu. W przemysłowych metodach produkcji cykl obu reakcji (utleniania i redukcji) prowadzi się naprzemiennie.
Rozcieńczony roztwór wodny nadtlenku otrzymany w tym procesie zatęża się przez ostrożne odparowywanie wody pod zmniejszonym ciśnieniem, uzyskując w ten sposób roztwór o stężeniu maksymalnie 70%. Dalsze zatężanie prowadzi do wybuchu. Bardziej stężone roztwory oraz całkowicie czysty nadtlenek uzyskuje się prawdopodobnie przez wymrażanie go z wodnego, stężonego roztworu[8].
Inną, rzadziej stosowaną metodą, jest utlenianie izopropanolu:
- (CH
3)
2CHOH + O
2 → (CH
3)
2C=O + H
2O
2
Reakcja ma przebieg wolnorodnikowy i nie wymaga dodatkowych katalizatorów, gdyż jest katalizowana przez H
2O
2 (do substratu dodaje się niewielką jego ilość aby przyspieszyć fazę początkową). Jej drugim produktem przemysłowym jest aceton. Metoda ta stosowana była w drugiej połowie XX w.; w pierwszej dekadzie XXI w. działały już tylko dwie instalacje w byłym ZSRR. Takiej samej reakcji ulegają inne alkohole, jednak w przypadku alkoholi pierwszorzędowych powstające aldehydy ulegają utlenianiu przez H
2O
2 do kwasów karboksylowych, co wyklucza ich wykorzystanie w tym procesie[7].
Nadtlenek wodoru można też otrzymywać metodą elektrolityczną z H
2SO
4 lub NH
4HSO
4[7]:
- 2H
2SO
4 → H
2S
2O
8 + H
2↑ - 2NH
4HSO
4 → (NH
4)
2S
2O
8 + H
2↑
W obu przypadkach H
2O
2 uzyskuje się następnie przez hydrolizę[7]:
- S
2O2−
8 + 2H
2O → 2HSO−
4 + H
2O
2
Właściwości
Nadtlenek wodoru w temperaturze pokojowej jest syropowatą, bezbarwną (stężony staje się bladoniebieski) cieczą o temperaturze topnienia −0,44 °C i temperaturze wrzenia około 150 °C. Ma silne właściwości utleniające, wynikające z powstawania w czasie jego rozkładu tlenu atomowego (tak zwany tlen in statu nascendi[9]):
- H2O2 → H2O + O
Czysty nadtlenek wodoru jest nietrwały – ulega egzotermicznemu rozkładowi (często wybuchowemu), na wodę i tlen, pod wpływem ciepła, światła nadfioletowego oraz kontaktu z niektórymi metalami (na przykład manganem) i tlenkami metali.
- 2H2O2 (aq) → 2H2O(l) + O2 (g)
Rozkład ten jest katalizowany przez wiele rozdrobnionych substancji, na przykład srebro i platynę, tlenek manganu(II) oraz jodki:
- H2O2 (aq) + I−(aq) → H2O(l) + IO−(aq)
- H2O2 (aq) + IO−(aq) → H2O(l) + I− (aq) + O2 (g)
Wydajnym enzymem rozkładającym nadtlenek wodoru jest katalaza.
Ze względu na to, że łatwo reaguje on z wieloma metalami, a także ulega rozkładowi w kontakcie ze szkłem, należy go przechowywać w ciśnieniowych butelkach z grubościennego polietylenu lub aluminium i nie wystawiać na działanie światła dziennego oraz źródeł ciepła. Jego kompleks z węglanem sodu typu hydratu (Na2CO3·1,5H2O2, tak zwany nadwęglan sodu) jest natomiast względnie trwały i bezpieczny w użyciu[10].
Nadtlenek wodoru wykazuje słabe właściwości kwasowe. W roztworach wodnych ulega on dysocjacji według równania[11]:
- H2O2 + H2O → H3O+ (kation hydroniowy) + H-O-O− (anion wodoronadtlenowy), K = 0,5×10−12
Właściwości utleniająco/redukujące
Wobec reduktorów nadtlenek wodoru zachowuje się jak utleniacz (O−I → O−II), na przykład[11]:
Wobec utleniaczy wykazuje właściwości redukujące (O−I → O0), między innymi w reakcji z nadmanganianem potasu w środowisku kwaśnym[11]:
- 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
lub z solami srebra(I) w środowisku zasadowym[11]:
- 2AgNO3 + H2O2 + 2KOH → 2Ag + O2 + 2H2O + 2KNO3
Właściwości biologiczne
Jest to substancja żrąca wobec żywych tkanek[1]. Przy kontakcie ze skórą pojawiają się białe martwicze plamy.
Zastosowanie
Czysty nadtlenek wodoru jest niedostępny handlowo, gdyż prawo większości krajów Europy oraz Stanów Zjednoczonych zabrania jego sprzedaży ze względów bezpieczeństwa. W handlu dostępne są maksymalnie 70% roztwory tego związku, i to po spełnieniu specjalnych warunków (przepisy RID i ADR)[potrzebny przypis]. Najczęstszą postacią handlową jest tak zwany perhydrol, czyli jego 30% roztwór wodny, oraz roztwór 3%, nazywany wodą utlenioną[9].
Woda utleniona (roztwór 3%)
Jest stosowana do odkażania powierzchownych ran, a po rozcieńczeniu wodą, w stosunku około 1:50, do płukania jamy ustnej w stanach zapalnych[12][13]. Takie roztwory do bezpośredniego użycia dostępne są w aptekach. Woda utleniona jest też składnikiem preparatów złożonych o podobnym przeznaczeniu, na przykład płukanki Parmy.
Woda utleniona rozkłada się przy kontakcie z krwią i peroksydazami, gwałtownie wydzielając tlen i spieniając okolice zranienia. Powszechnie uważa się, że pozwala to na wyczyszczenie i oddzielenie zabrudzeń oraz bakterii z zakamarków tkanek otaczających zranienie[1], jednak pogląd ten nie ma większego oparcia w faktach[14], a samo stosowanie wody utlenionej do odkażania ran ma wady[14]. Woda utleniona ma naturalne właściwości hemolityczne, a ponadto może prowadzić do oddzielania się świeżego nabłonka od ziarniny w miejscu zranienia[14]. Właściwości bakteriobójcze wody utlenionej przy opatrywaniu zranień są słabe i krótkotrwałe[14], a stosowanie jej nie zmniejsza ryzyka zakażenia[15][16], a w pewnych przypadkach może opóźnić gojenie się zranień[17][18]. Według innego opracowania woda utleniona nie ma znaczącego negatywnego wpływu na gojenie się ran – ale także nie obniża ryzyka zakażenia (głównie z powodu obniżonej aktywności w rozcieńczonych roztworach, osłabianej dodatkowo przez katalazy bakteryjne i z otaczających zranienie tkanek)[15]. Z tego powodu woda utleniona może co najwyżej wspomagać opatrywanie zranień obficie pokrytych zaschniętą lub zakrzepłą krwią, w czym pomagać mają jej właściwości hemolityczne[14].
Roztwory wody utlenionej są zalecane w pseudonaukowej metodzie leczącej jakoby niektóre rodzaje nowotworów, a także inne schorzenia, poprzez wywoływanie tak zwanej hiperoksygenacji. W oparciu o badania naukowe American Cancer Society całkowicie neguje skuteczność takich terapii i odradza je jako alternatywę dla ustalonych medycznych procedur leczenia nowotworów[19].
Wybielacz (roztwory 3–15%)
Roztwory 3–15% są zwykle stosowane jako wybielacz na bazie aktywnego tlenu w środkach chemii gospodarczej, roztwory 3–12% są stosowane we fryzjerstwie do farbowania i rozjaśniania włosów.
Perhydrol (roztwory 30–35%)
Perhydrol stosuje się jako silny środek utleniający w przemyśle chemicznym, na przykład do produkcji barwników organicznych, a także inicjatorów nadtlenkowych (w tym heksametylenotriperoksydiaminy oraz trimerycznego i tetramerycznego nadtlenku acetonu).
Utleniacz paliwa (roztwory 85–98%)
Nadtlenek wodoru o stężeniu 85–98% stosowany jest jako utleniacz paliwa rakietowego oraz paliwa do okrętów podwodnych[20]. Roztwór 60% był używany już podczas II wojny światowej przez Niemców w rakietach V2[1] i samolotach Messerschmitt Me 163 (pod kryptonimem T-Stoff i innymi) oraz okrętach podwodnych i torpedach (pod kryptonimem Ingolin, Aurol i innymi).
Zobacz też
Przypisy
- ↑ a b c d e f g Podręczny słownik chemiczny, Romuald Hassa (red.), Janusz Mrzigod (red.), Janusz Nowakowski (red.), Katowice: Videograf II, 2004, s. 259-260, ISBN 83-7183-240-0.
- ↑ Małgorzata Galus: Tablice chemiczne. Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2008, s. 171–170. ISBN 978-83-7350-105-8.
- ↑ a b c d e f Department of Chemistry, The University of Akron: Hydrogen peroxide. [dostęp 2012-01-15]. (ang.).
- ↑ Nadtlenek wodoru. W: Grzegorz Bartosz: Druga twarz tlenu. Wyd. 2. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2008, s. 28, 46, seria: Środowisko. ISBN 978-83-01-13847-9.
- ↑ Louise Jacques Thénard. Observations sur des Combinaisons nouvelles entre l'oxigène et divers acides. „Annales de chimie et de physique”. 1818 (8). s. 306–313.
- ↑ a b Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 606. ISBN 83-01-13654-5.
- ↑ a b c d e Gustaaf Goor, Jürgen Glenneberg, Sylvia Jacobi, Hydrogen Peroxide, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2007, DOI: 10.1002/14356007.a13_443.pub2 (ang.).
- ↑ Zatężanie do 100%, patrz: Julian Gałecki: Preparatyka nieorganiczna: czyste odczynniki chemiczne. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1964, s. 903–904.
- ↑ a b nadtlenek wodoru, [w:] Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, s. 449, OCLC 33835352.
- ↑ R.G. Pritchard, E. Islam. Sodium percarbonate between 293 and 100 K. „Acta Crystallographica”. B59, s. 596–605, 2003. DOI: 10.1107/S0108768103012291.
- ↑ a b c d Philip John Durrant, Bryl Durrant: Zarys współczesnej chemii nieorganicznej. Warszawa: PWN, 1965, s. 914–917.
- ↑ Woda utleniona 3% – opis produktu. supple.pl. [dostęp 2014-12-26].
- ↑ Woda utleniona 3% – opis produktu. doz.pl. [dostęp 2011-06-08].
- ↑ a b c d e 7. Wound cleansing and irrigation. W: Alexander Trott: Wounds and lacerations: emergency care and closure. Philadelphia, Pa.: Elsevier Health Sciences, 2005, s. 85. ISBN 978-0-323-02307-8.
- ↑ a b A. Drosou, A. Falabella, R.S. Kirsner. Antiseptics on wounds: An area of controversy. „Wounds”. 15 (5), s. 149–166, 2003-05. [zarchiwizowane z adresu 2015-07-08].
- ↑ W.Y. Lau, S.H. Wong. Randomized, prospective trial of topical hydrogen peroxide in appendectomy wound infection. High risk factors. „Am J Surg”. 142 (3), s. 393–397, 1981. DOI: 10.1016/0002-9610(81)90358-5. PMID: 7283035.
- ↑ G.W. Thomas, L.T. Rael, R. Bar-Or, R. Shimonkevitz i inni. Mechanisms of delayed wound healing by commonly used antiseptics. „J Trauma”. 66 (1), s. 82–91, 2009-01. DOI: 10.1097/TA.0b013e31818b146d. PMID: 19131809.
- ↑ R.P. Gruber, L. Vistnes, R. Pardoe. The effect of commonly used antiseptics on wound healing. „Plast Reconstr Surg”. 55 (4), s. 472–476, 1975-04. PMID: 1090959.
- ↑
Questionable methods of cancer management: hydrogen peroxide and other 'hyperoxygenation' therapies. „CA Cancer J Clin”. 43 (1). s. 47–56. DOI: 10.3322/canjclin.43.1.47. PMID: 8422605.
- ↑ http://www.lexikon-der-wehrmacht.de/Waffen/UTyp17-R.htm U-Boot Typ XVII (Versuchsboote)
