Nadtlenek wodoru

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
Nadtlenek wodoru
Niepodpisana grafika związku chemicznego; prawdopodobnie struktura chemiczna bądź trójwymiarowy model cząsteczki Niepodpisana grafika związku chemicznego; prawdopodobnie struktura chemiczna bądź trójwymiarowy model cząsteczki
Próbka 30% perhydrolu
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 7722-84-1
PubChem 784[2]
Podobne związki
Podobne związki woda, hydrazyna, difluorek tlenu
Pochodne nadtlenek sodu
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[5]. Otrzymany został po raz pierwszy przez Louisa Thénarda w 1818 roku w reakcji nadtlenku baru z kwasem azotowym[6].

Budowa cząsteczki[edytuj]

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°).

Otrzymywanie[edytuj]

Pierwszą i obecnie już tylko historyczną metodą otrzymywania nadtlenku wodoru na skalę przemysłową był proces Thénarda[7][8]:

BaO
2
+ H
2
SO
4
→ BaSO
4
+ H
2
O
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[7][8]. 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.

Synteza nadtlenku wodoru metodą antrachinonową

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[9].

Inną, rzadziej stosowaną metodą, jest utlenianie izopropanolu:

(CH
3
)
2
CHOH + O
2
→ (CH
3
)
2
C=O + H
2
O
2

Reakcja ma przebieg wolnorodnikowy i nie wymaga dodatkowych katalizatorów, gdyż jest katalizowana przez H
2
O
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
2
O
2
do kwasów karboksylowych, co wyklucza ich wykorzystanie w tym procesie[8].

Nadtlenek wodoru można też otrzymywać metodą elektrolityczną z H
2
SO
4
lub NH
4
HSO
4
[8]:

2H
2
SO
4
H
2
S
2
O
8
+ H
2
2NH
4
HSO
4
(NH
4
)
2
S
2
O
8
+ H
2

W obu przypadkach H
2
O
2
uzyskuje się następnie przez hydrolizę[8]:

S
2
O2−
8
+ 2H
2
O → 2HSO
4
+ H
2
O
2

Właściwości[edytuj]

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[10]):

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[11].

Nadtlenek wodoru wykazuje słabe właściwości kwasowe. W roztworach wodnych ulega on dysocjacji według równania[12]:

H2O2 + H2O → H3O+ (kation hydroniowy) + H-O-O (anion wodoronadtlenowy), K = 0,5×10−12

Właściwości utleniająco/redukujące[edytuj]

Wobec reduktorów nadtlenek wodoru zachowuje się jak utleniacz (O−I → O−II), na przykład[12]:

2NH2OH + 6H2O2 → 2HNO3 + 8H2O

Wobec utleniaczy wykazuje właściwości redukujące (O−I → O0), między innymi w reakcji z nadmanganianem potasu w środowisku kwaśnym[12]:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

lub z solami srebra(I) w środowisku zasadowym[12]:

2AgNO3 + H2O2 + 2KOH → 2Ag + O2 + 2H2O + 2KNO3

Właściwości biologiczne[edytuj]

W wyniku kontaktu perhydrolu ze skórą powstają białe plamy
Cysterna kolejowa do przewozu nadtlenku wodoru (oznaczenia RID)

Jest to substancja żrąca wobec żywych tkanek[1]. Przy kontakcie ze skórą pojawiają się białe martwicze plamy.

Zastosowanie[edytuj]

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[10].

Woda utleniona (roztwór 3%)[edytuj]

Jest stosowana do odkażania powierzchownych ran, a po rozcieńczeniu wodą, w stosunku około 1:50, do płukania jamy ustnej w stanach zapalnych[13][14]. 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[15], a samo stosowanie wody utlenionej do odkażania ran ma wady[15]. Woda utleniona ma naturalne właściwości hemolityczne, a ponadto może prowadzić do oddzielania się świeżego nabłonka od ziarniny w miejscu zranienia[15]. Właściwości bakteriobójcze wody utlenionej przy opatrywaniu zranień są słabe i krótkotrwałe[15], a stosowanie jej nie zmniejsza ryzyka zakażenia[16][17], a w pewnych przypadkach może opóźnić gojenie się zranień[18][19]. 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)[16]. Z tego powodu woda utleniona może co najwyżej wspomagać opatrywanie zranień obficie pokrytych zaschniętą lub zakrzepłą krwią, w czym pomagać mają jej właściwości hemolityczne[15].

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[20].

Wybielacz (roztwory 3–15%)[edytuj]

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%)[edytuj]

 Osobny artykuł: Perhydrol.

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%)[edytuj]

Nadtlenek wodoru o stężeniu 85–98% stosowany jest jako utleniacz paliwa rakietowego oraz paliwa do okrętów podwodnych[21]. 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[edytuj]

Przypisy[edytuj]

  1. 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 8371832400.
  2. Nadtlenek wodoru (CID: 784) (ang.) w bazie PubChem, United States National Library of Medicine.
  3. Małgorzata Galus: Tablice chemiczne. Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2008, s. 171–170. ISBN 9788373501058.
  4. a b c d e f Department of Chemistry, The University of Akron: Hydrogen peroxide (ang.). [dostęp 2012-01-15].
  5. Nadtlenek wodoru. W: Grzegorz Bartosz: Druga twarz tlenu. Wyd. 2. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2008, s. 28, 46, seria: Środowisko. ISBN 9788301138479.
  6. 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. 
  7. a b Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 606. ISBN 83-01-13654-5.
  8. a b c d e Publikacja w płatnym dostępie – wymagana płatna rejestracja lub wykupienie subskrypcji Gustaaf Goor, Jürgen Glenneberg, Sylvia Jacobi, Hydrogen Peroxide [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Chemical Industrial Chemistry, Weinheim: Viley-VCH, 2007, DOI10.1002/14356007.a13_443.pub2.
  9. Zatężanie do 100%, patrz: Julian Gałecki: Preparatyka nieorganiczna: czyste odczynniki chemiczne. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1964, s. 903–904.
  10. a b nadtlenek wodoru [w:] Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), wyd. 1, Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, s. 449, OCLC 33835352.
  11. R.G. Pritchard, E. Islam. Sodium percarbonate between 293 and 100 K. „Acta Crystallographica”. B59, s. 596–605, 2003. DOI: 10.1107/S0108768103012291. 
  12. a b c d Philip John Durrant, Bryl Durrant: Zarys współczesnej chemii nieorganicznej. Warszawa: PWN, 1965, s. 914–917.
  13. Woda utleniona 3% – opis produktu. supple.pl. [dostęp 2014-12-26].
  14. Woda utleniona 3% – opis produktu. doz.pl. [dostęp 2011-06-08].
  15. 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 9780323023078.
  16. 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]. 
  17. 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. 
  18. 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. 
  19. 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. 
  20. publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać 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. 
  21. http://www.lexikon-der-wehrmacht.de/Waffen/UTyp17-R.htm U-Boot Typ XVII (Versuchsboote)

Star of life.svg Zapoznaj się z zastrzeżeniami dotyczącymi pojęć medycznych i pokrewnych w Wikipedii.