Н2О2 структурная формула

Содержание

Пероксид (перекись) водорода

Кроме воды, известно другое соединение водорода с кислородом — пероксид водорода (Н₂ О₂ ). В природе он образуется как побочный продукт при окислении многих веществ кислородом воздуха. Следы его постоянно содержатся в атмосферных осадках. Пероксид водорода частично образуется также в пламени горящего водорода, но при остывании продуктов сгорания разлагается.

В довольно больших концентрациях (до нескольких процентах) Н₂ О₂ 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 Н₂ О₂ 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:

2 Н₂ + 2 О₂ = 2 Н₂ О₂ + 2х кДж

2 Н₂ О₂ = 2 Н₂ О + О₂ + 196 кДж

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

2 Н₂ + О₂ = 2 Н₂ О + (2х + 196) кДж.

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

2 Н₂ + О₂ = 2 Н₂ О + 573 кДж.

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.

Получение.

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

ВаО₂ + Н₂ SO₄ = BaSO₄ + Н₂ О₂ .

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.

Продолжительным упариванием обычного 3%-ного водного раствора Н₂ О₂ при 60-70 °С можно довести содержание в нём пероксида водорода до 30%. Для получения более крепких растворов отгонку воды приходится производить под уменьшенным давлением. Так, при 15 мм рт. ст. сначала (примерно с 30 °С) отгоняется главным образом вода, а когда температура достигает 50 °С, в перегонной колбе остаётся очень концентрированный раствор пероксида водорода, из которого при сильном охлаждении могут быть выделены его белые кристаллы.

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

Н₂ S₂ O₈ + 2 H₂ O = 2 H₂ SO₄ + Н₂ О₂ .

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).

Физические свойства.

Чистый пероксид водорода — бесцветная сиропообразная жидкость (с плотностью около 1,5 г/мл), под достаточно уменьшенным давлением перегоняющуюся без разложения. Замерзание Н₂ О₂ сопровождается сжатием (в отличие от воды). Белые кристаллы пероксида водорода плавятся при -0,5 °С, т. е. почти при той же температуре, что и лёд.

Теплота плавления пероксида водорода составляет 13 кДж/моль, теплота испарения — 50 кДж/моль (при 25 °С). Под обычным давлением чистый Н₂ О₂ кипит при 152 °С с сильным разложением (причём пары могут быть взрывоопасны). Для его критических температуры и давления теоретически рассчитаны значения 458 °С и 214 атм. Плотность чистого Н₂ О₂ равна 1,71 г/см3 в твёрдом состоянии, 1,47 г/см3 при 0 °С и 1,44 г/см3 при 25 °С. Жидкий пероксид водорода, подобно воде, сильно ассоциирована. Показатель преломления Н

2 О₂ (1,41), а также её вязкость и поверхностное натяжение несколько выше, чем у воды (при той же температуре).

Структурная формула.

Структурная формула пероксида водорода Н-О-О-Н показывает, что два атома кислорода непосредственно соединены друг с другом. Связь это непрочна и обусловливает неустойчивость молекулы. Действительно, чистая Н₂ О₂ способна разлагаться на воду и кислород со взрывом. В разбавленных водных растворах она значительно устойчивее.

Оптическими методами установлено, что молекула Н-О-О-Н не линейна: связи Н-О образуют углы около 95° со связью О-О. Крайними пространственными формами молекул подобного типа являются показанные ниже плоские структуры — цис-форма (обе связи Н-О по одну сторону от связи О-О) и транс-форма (связи Н-О по разные стороны).

Переход от одной из них к другой мог бы осуществляться путём поворота связи Н-О по оси связи О-О, но этому препятствует потенциальный барьер внутреннего вращения, обусловленный необходимостью промежуточного преодоления менее энергетически выгодных состояний (на 3,8 кДж/моль для транс-формы и на 15 кДж/моль для цис-формы). Практически круговое вращение связей Н-О в молекулах Н

2 О₂ не осуществляется, а происходит только некоторые их колебания около наиболее устойчивого для данной молекулы промежуточного состояния — косой («гош») — формы.

Химические свойства.

Чем чище пероксид водорода, тем медленнее она разлагается при хранении. Особенно активными катализаторами разложения Н₂ О₂ являются соединения некоторых металлов (Сu, Fe, Mn и др.), причём заметно действуют даже такие их следы, которые не поддаются прямому аналитическому определению. Для связывания этил металлов к пероксиду водорода в качестве «стабилизатора» часто добавляют немного (порядка 1:10 000) пирофосфата натрия — Na

4 P₂ O₇ .

Сама по себе щелочная Среда не вызывает разложения пероксида водорода, но сильно способствует её каталитическому распаду. Напротив, кислотная среда этот распад затрудняет. Поэтому раствор Н₂ О₂ 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 Н₂ О к Н₂ О₂ происходит не простое смещение растворимости в ту или иную сторону, а проявляется его сильная зависимость от химической природы солей.

Несмотря на большое сходство пероксида водорода с водой по составу и ряду свойств, смеси их замерзают при гораздо более низкой температуре, чем каждое вещество в отдельности. Существуют смеси замерзающие лишь ниже -50 °С. При таких условиях может образоваться очень нестойкое соединений состава Н₂ О₂ ·2Н₂ О. Следует отметить, что содержащие более 50% Н₂ О₂ водные растворы (равно как и безводный пероксид водорода) весьма склонны к переохлаждению. С эфиром пероксид водорода, подобно воде, смешивается лишь ограничено.

Пероксид водорода является сильным окислителем, т. е. легко отдаёт свой лишний (по сравнению с более устойчивым соединением — водой) атом кислорода. Так, при действии безводной и даже высококонцентрированной Н₂ О₂ на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Практическое применение пероксида водорода основано главным образом на его окисляющем действии. Ежегодное мировое производство Н

2 О₂ превышает 100 тыс. т.

Характерный для пероксида водорода окислительный распад может быть схематически изображён так:

Н₂ О₂ = Н₂ О + О (на окисление).

mirznanii.com

Пероксид водорода

Пероксид водорода (перекись 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 • 2H

2O.

Строение молекулы

Молекула Н₂O₂ содержит в своем составе пероксидный анион O₂^-2 . Каждый атом кислорода образует 2 ковалентные связи, но имеет степень окисления, равную -1. В упрощенном виде строение молекулы отражает графическая формула:

H⁺¹-O^-1-O^-1-H⁺¹

Физические свойства

В чистом безводном виде Н₂O₂ — бесцв. сиропообразная жидкость с плотностью 1,45 г/см³ (т. пл. -0,41°С, т. кип. 150,2°С). Смешивается с водой в любых соотношениях, растворяется также в спирте, эфире. 30%-ный р-р Н₂O₂ называют пергидролем. Подобно воде, Н₂O₂ — хороший полярный растворитель, в котором вещества с ионной и полярной ковалентной связью диссоциируют на ионы.

Химические свойства

Разложение Н₂O₂ (диспропорционирование)

2Н₂O₂ = 2Н₂O + O₂↑

2O^-1 — 2e^— → O₂⁰

2O^-1 +2e^— → 2О^-2

При Т > 90° С пероксид водорода разлагается практически полностью. Причиной непрочности молекул Н₂O₂ является неустойчивость атома кислорода в степепени окисления -1.

Н₂O₂ — слабая кислота

Молекулы Н₂O₂ в незначительной степени диссоциируют в водном растворе по схеме:

Н₂O₂ = Н⁺ + HO₂^—

(К_дисс = 1,5 * 10^-12 при 20°С)

Кислотные свойства проявляются в реакциях со щелочами с образованием солей — средних (пероксидов) и кислых (гидропероксидов), например:

Н₂O₂ + Ва(ОН)₂ = ВаO₂ + 2Н₂O пероксид бария

Гидролиз пероксидов металлов

Хотя по составу пероксиды напоминают оксиды, они на самом деле обладают свойствами солей. В водных растворах полностью гидролизуются с выделением Н₂O₂:

К₂O₂ + 2Н₂O = 2КОН + Н₂O₂

Получение Н₂O₂ из пероксидов металлов

Так как Н₂O₂ — очень слабая кислота, то она вытесняется из своих солей как сильными кислотами, так и слабыми, например:

ВаO₂ + H₂SO₄ = Н₂O₂ + BaSO₄↓

ВаO₂ + СO₂ + Н₂O = Н₂O₂ + ВаСO₃↓

Н₂O₂ сильный окислитель

Атомы кислорода, находящиеся в неустойчивой степени окисления -1, стремятся приобрести еще один электрон для перехода в устойчивое состояние. Поэтому пероксид водорода проявляет очень сильные окислительные свойства, особенно в кислой среде:

Н₂O^—₂ + 2H⁺ + 2e^— → 2Н₂O^-2

Окисление неорганических веществ

Примеры:

ЗН₂O₂ + 2NH₃ = N₂ + 6Н₂O

4Н₂O₂ + H₂S = H₂SO₄ + 4Н₂O

Н₂O₂ + 2HI = I₂ + 2Н₂O

4Н₂O₂ + PbS = PbSO₄ + 4Н₂O

ЗН₂O₂ + 2СrСl₃ + 10КОН = 2К₂СrO₄ + 6KCl + 8Н₂O

Н₂O₂ + 2FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2Н₂O

Окисление органических веществ

Конц. водные растворы Н₂O₂ в смеси с органическими веществами способны к воспламенению и взрыву при ударе. Например, органические кислоты окисляются до СO₂ и Н₂О(как при горении в O₂):

4Н₂O₂ + CH₃COOH = 2CO₂↑ + 6Н₂O

Н₂O₂ + Н₂С₂O₄ = 2СO₂↑ + 2Н₂O

Пероксиды щел. Me — очень сильные окислители

Окисляют многие неорганические и органические вещества, например:

4Na₂O₂ + СН₃СООН = 2Na₂CO₃ + 4NaOH

Na₂O₂ + SO₂ = Na₂SO₄

Важной реакцией является диспропорционирование пероксида Na при взаимодействии с углекислым газом:

2Na₂O₂ + 2СO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂↑

На этой реакции основано использование Na₂O₂ в автономных дыхательных аппаратах и в замкнутых помещениях для поглощения СO₂ и образования O₂.

Н₂O₂ — слабый восстановитель (в реакциях с очень сильными окислителями)

Окисление пероксида водорода обычно протекает по схеме:

2Н₂O^—₂ — 2e^— → O⁰₂↑ + 2H⁺

Примеры реакций:

5Н₂O₂ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂↑ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂O

ЗН₂O₂ + К₂Сr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3O₂↑ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7Н₂O

3Н₂O₂ + KClO₃ = 3O₂↑ + KCl + 3Н₂O

3Н₂O₂ + 2AuCl₃ = 3O₂↑ + 2Au + 6HCl

examchemistry.com

4. Пероксид водорода. Окислительно — восстановительная двойственность н2о2

1. Строение молекулы. Структурная формула Н — О – О — Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н — О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н₂О₂ – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150С. Температура плавления 0,41С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды,поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н₂О.

В молекуле Н₂О₂ связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы:

I ст. К₁= 2,610^-12.

II ст. практически не протекает,

т.к. подавляется диссоциацией Н₂О, которая протекает в большей степени, чем Н₂О₂. Сместить диссоциацию по 2-й ступени можно введением щелочи.

2. С некоторыми основаниями Н₂О₂ взаимодействует непосредственно образуя соли, что подтверждает его кислотные свойства.

Ba(OH)₂+ H₂O₂= BaO₂ + 2H₂O

соль

пероксида водорода

3. В отличие от воды пероксид водорода – непрочное соединение, разлагается даже при комнатной температуре (диспропорционирует на свету)

Н₂О₂^-1+ Н₂О₂^-1= О₂⁰+ 2Н₂О^-2

Н₂О₂= Н₂О+ О

Неустойчивость Н₂О₂ обусловлена непрочностью связи О — О.

Атомы кислорода в молекуле Н₂О₂ связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О — Н полярны. Поэтому молекула Н₂О₂ также полярна.

Пероксиды относят к классу солей. Как соли они могут вступать в реакцию обмена с кислотами:

ВаО₂+ Н₂SO₄= BaSO₄ + H₂O₂

в отличие от оксидов

SnO₂+ 2H₂SO₄= Sn(SO₄)₂+ 2H₂O

Этой реакцией пользуются для различия оксидов и пероксидов.

Н 0.95 А⁰= 0,095нм

1,48 А⁰ = 0,148нм

120°

О О

95°

Е_О-О= 210 кДж/моль Е_О-Н= 468 Дж/моль

Молекула нелинейна, две связи О — Н расположены не симметрично, а в 2-х плоскостях под углом 120. Поэтому полярность Н₂О₂> Н₂О.

4. Окислительно-восстановительная двойственность Н₂О₂

Н₂О₂+ 2КI = I₂+ 2KOH

окислитель восстановитель

Н₂О₂+ Ag⁺₂O = 2Ag⁰ + O₂+ H₂O

восстановитель окислитель

H₂O₂ + KMnO₄+ H₂SO₄→ O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H₂O₂ + KI + H₂SO₄→ H₂O + I₂ + K₂SO₄

Na₂O₂ и K₂O₂ – используют для регенерации кислорода в подводных лодках и в изолирующих противогазах.

2Na₂O₂ + 2CO₂→ 2Na₂CO₃+ O₂↑

Наличие атомарного кислорода сообщает Н₂О₂ и Na₂O₂ сильные окислительные свойства. Na₂O₂ способен гидролизоваться с образованием H₂O₂ по реакции

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

В связи с этим они находят применение для отбеливания шерсти, шелка, мехов.

Аптечная перекись водорода – 3% водный раствор Н₂О₂, применяется как дезинфицирующее средство, (30% раствор называется пергидроль).

studfiles.net

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД | Энциклопедия Кругосвет

Содержание статьи

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД – (старое название – перекись водорода), соединение водорода и кислорода Н₂О₂, содержащее рекордное количество кислорода – 94% по массе. В молекулах Н₂О₂ содержатся пероксидные группы –О–О– (см. ПЕРОКСИДЫ), которые во многом определяют свойства этого соединения.

Впервые пероксид водорода получил в 1818 французский химик Луи Жак Тенар (1777 – 1857), действуя сильно охлажденной соляной кислотой на пероксид бария:

BaO₂ + 2HCl ® BaCl₂ + H₂O₂. Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н₂О₂ Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария: BaCl₂ + Ag₂SO₄ ® 2AgCl + BaSO₄. Чтобы не использовать дорогую соль серебра в последующем для получения Н₂О₂ использовали серную кислоту: BaO₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄ + H₂O₂, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке. Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО₂ в воде: BaO₂ + H₂O + CO₂ ® BaCO₃ + H₂O₂, поскольку карбонат бария также нерастворим. Этот способ предложил французский химик Антуан Жером Балар (1802–1876), прославившийся открытием нового химического элемента брома (1826). Применяли и более экзотические методы, например, действие электрического разряда на смесь 97% кислорода и 3% водорода при температуре жидкого воздуха (около –190° С), так был получен 87%-ный раствор Н₂О₂.

Концентрировали Н₂О₂ путем осторожного упаривания очень чистых растворов на водяной бане при температуре не выше 70–75° С; так можно получить примерно 50%-ный раствор. Сильнее нагревать нельзя – происходит разложение Н₂О₂, поэтому отгонку воды проводили при пониженном давлении, используя сильное различие в давлении паров (и, следовательно, в температуре кипения) Н₂О и Н₂О₂. Так, при давлении 15 мм рт.ст. сначала отгоняется в основном вода, а при 28 мм рт.ст. и температуре 69,7° С, отгоняется чистый пероксид водорода. Другой способ концентрирования – вымораживание, так как при замерзании слабых растворов лед почти не содержит Н₂О₂. Окончательно можно обезводить поглощением паров воды серной кислотой на холоде под стеклянным колоколом.

Многие исследователи 19 в., получавшие чистый пероксид водорода, отмечали опасность этого соединения. Так, когда пытались отделить Н₂О₂ от воды путем экстракции из разбавленных растворов диэтиловым эфиром с последующей отгонкой летучего эфира, полученное вещество иногда без видимых причин взрывалось. В одном из таких опытов немецкий химик Ю.В.Брюль получил безводный Н₂О₂, который обладал запахом озона и взорвался от прикосновения неоплавленной стеклянной палочки. Несмотря на малые количества Н₂О₂ (всего 1–2 мл) взрыв был такой силы, что пробил круглую дыру в доске стола, разрушил содержимое его ящика, а также стоящие на столе и поблизости склянки и приборы.

Физические свойства.

Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствора Н₂О₂, который стоит в домашней аптечке. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20° С равна 1,45 г/см³). Замерзает Н₂О₂ при температурой немного меньшей, чем температура замерзания воды – при минус 0,41° С, но если быстро охладить чистую жидкость, она обычно не замерзает, а переохлаждается, превращаясь в прозрачную стеклообразную массу. Растворы Н₂О₂ замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30° С, а 60%-ный – при минус 53° С. Кипит Н₂О₂ при температуре более высокой, чем обычная вода, – при 150,2° С. Смачивает стекло Н₂О₂ хуже, чем вода, и это приводит к интересному явлению при медленной перегонке водных растворов: пока из раствора отгоняется вода, она, как обычно, поступает из холодильника в приемник в виде капель; когда же начинает перегоняться Н₂О₂, жидкость выходит из холодильника в виде непрерывной тоненькой струйки. На коже чистый пероксид водорода и его концентрированные растворы оставляют белые пятна и вызывают ощущение жгучей боли из-за сильного химического ожога.

В статье, посвященной получению пероксида водорода, Тенар не очень удачно сравнил это вещество с сиропом, возможно, он имел в виду, что чистый Н₂О₂, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводного Н₂О₂ (1,41) намного больше, чем у воды (1,33). Однако то ли в результате неверного толкования, то ли из-за плохого перевода с французского, практически во всех учебниках до сих пор пишут, что чистый пероксид водорода – «густая сиропообразная жидкость», и даже объясняют это теоретически – образованием водородных связей. Но ведь вода тоже образует водородные связи. На самом деле вязкость у Н₂О₂ такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

Реакция разложения.

Чистый пероксид водорода – вещество очень опасное, так как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение: Н₂О₂ ® Н₂О + 1/2 О₂ с выделением 98 кДж на моль Н₂О₂ (34 г). Это очень большая энергия: она больше, чем та, которая выделяется при образовании 1 моля HCl при взрыве смеси водорода и хлора; ее достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в этой реакции. Опасны и концентрированные водные растворы Н₂О₂, в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Для хранения концентрированных растворов используют сосуды из особо чистого алюминия или парафинированные стеклянные сосуды.

Чаще приходится встречаться с менее концентрированным 30%-ным раствором Н₂О₂, который называется пергидролем, но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей возможно взрывное вскипание. Разложение Н₂О₂ и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже пылинки.

Взрывы Н₂О₂ объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным снижением энергии активации разложения Н₂О₂ в присутствии различных веществ, о чем можно судить по следующим данным:

Катализатор	Энергия активации, кДж/моль	Относительная скорость реакции при 25° С
Без катализатора	73	1
Ионы I^–	56	1,1·10³
Платина	48	2,3·10⁴
Ионы Fe²⁺	42	2,5·10⁵
Каталаза	7	3·10¹¹

Фермент каталаза содержится в крови; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Реакцию разложения концентрированного раствора Н₂О₂ под действием каталазы использует не только человек; именно эта реакция помогает жуку-бомбардиру бороться с врагами, выпуская в них горячую струю (см. ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА). Другой фермент – пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н₂О₂, но в его присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

Ферменты, влияющие на реакции пероксида водорода, играют большую роль в жизнедеятельности клетки. Энергию организму поставляют реакции окисления с участием поступающего из легких кислорода. В этих реакциях промежуточно образуется Н₂О₂, который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н₂О₂ в воду и кислород.

Реакция разложения Н₂О₂ часто протекает по радикально-цепному механизму (см. ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н₂О₂ и Fe²⁺ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe²⁺ на молекулу H₂O₂ с образованием иона Fe³⁺ и очень неустойчивого анион-радикала [H₂O₂]^.–, который сразу же распадается на анион ОН^– и свободный гидроксильный радикал ОН^. (см. СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ). Радикал ОН^. очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН₂=СН–СН₂ОН + 2ОН^. ® НОСН₂–СН(ОН)–СН₂–ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН^. реагирует с Н₂О₂ с образованием менее активного радикала НО₂^., который способен восстанавливать ионы Fe²⁺, что замыкает каталитический цикл:

H₂O₂ + Fe²⁺ ® Fe³⁺ + OH^. + OH^–

ОН^. + Н₂О₂ ® H₂O + HO₂^.

HO₂^. + Fe³⁺ ® Fe²⁺ + O₂ + H⁺

H⁺ + OH^– ® H₂O.

При определенных условиях возможно цепное разложение Н₂О₂, упрощенный механизм которого можно представить схемой

ОН^. + Н₂О₂ ® H₂O + HO₂^.₂^. + H₂O₂ ® H₂O + O₂ + OH^. и т.д.

Реакции разложения Н₂О₂ идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы [Cu(NH₃)₄]²⁺, они вызывают быстрое разложение Н₂О₂. Аналогичное действие оказывают ионы Mn²⁺ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10^–5 моль/л) ингибитор – вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 10³звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н₂О₂ в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н₂О₂ фактически увеличивается в тысячу раз.

Иногда заметное разложение Н₂О₂ вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:10⁹, т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO₂, Co₂O₃, PbO₂ и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO₂ бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н₂О₂, из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н₂О₂ не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

Быстрое разложение Н₂О₂ можно использовать для эффектного лекционного опыта, если до внесения катализатора добавить к раствору поверхностно-активное вещество (мыло, шампунь). Выделяющийся кислород создает обильную белую пену, которую назвали «зубной пастой для слона».

Некоторые катализаторы инициируют нецепное разложение Н₂О₂, например:

H₂O₂ + 2I^– + 2H⁺ ® 2H₂O + I₂

I₂+ H₂O₂ ® 2I^– + 2H⁺ + O₂.

Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe²⁺ в кислых растворах: 2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

Поскольку в водных растворах почти всегда есть следы различных катализаторов (катализировать разложение могут и ионы металлов, содержащихся в стекле), к растворам Н₂О₂, даже разбавленным, при их длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н₂О₂.

Все эти особенности разложения Н₂О₂ позволяют разрешить противоречие. Для получения чистого Н₂О₂ необходимо проводить перегонку при пониженном давлении, поскольку вещество разлагается при нагревании выше 70° С и даже, хотя очень медленно, при комнатной температуре (как сказано в Химической энциклопедии, со скоростью 0,5% в год). В таком случае, как же получена фигурирующая в той же энциклопедии температура кипения при атмосферном давлении, равная 150,2° С? Обычно в таких случаях используют физико-химическую закономерность: логарифм давления пара жидкости линейно зависит от обратной температуры (по шкале Кельвина), поэтому если точно измерить давление пара Н₂О₂ при нескольких (невысоких) температурах, то легко можно рассчитать, при какой температуре это давление достигнет 760 мм рт.ст. А это и есть температура кипения при обычных условиях.

Теоретически радикалы ОН^. могут образоваться и в отсутствие инициаторов, в результате разрыва более слабой связи О–О, но для этого нужна довольно высокая температура. Несмотря на относительно небольшую энергию разрыва этой связи в молекуле Н₂О₂ (она равна 214 кДж/моль, что в 2,3 раза меньше, чем для связи Н–ОН в молекуле воды), связь О–О все же достаточно прочная, чтобы пероксид водорода был абсолютно устойчив при комнатной температуре. И даже при температуре кипения (150° С) он должен разлагаться очень медленно. Расчет показывает, что при этой температуре разложение на 0,5% должно происходить тоже достаточно медленно, даже если длина цепи равна 1000 звеньев. Несоответствие расчетов и опытных данных объясняется каталитическим разложением, вызванным и мельчайшими примесями в жидкости и стенками реакционного сосуда. Поэтому измеренная многими авторами энергия активации разложения Н₂О₂ всегда значительно меньше, чем 214 кДж/моль даже «в отсутствие катализатора». На самом деле катализатор разложения всегда есть – и в виде ничтожных примесей в растворе, и в виде стенок сосуда, именно поэтому нагревание безводного Н₂О₂ до кипения при атмосферном давлении неоднократно вызывало взрывы.

В некоторых условиях разложение Н₂О₂ происходит очень необычно, например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н₂О₂ в присутствии иодата калия KIO₃, то при определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с периодом от 40 до 800 секунд.

Химические свойства Н2О2.

Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Константа диссоциации H₂O₂H⁺ + HO₂^– при 25° С равна 2,4·10^–12, что на 5 порядков меньше, чем для H₂S. Средние соли Н₂О₂ щелочных и щелочноземельных металлов обычно называют пероксидами (см. ПЕРОКСИДЫ). При растворении в воде они почти полностью гидролизуются: Na₂O₂ + 2H₂O ® 2NaOH + H₂O₂. Гидролизу способствует подкисление растворов. Как кислота Н₂О₂ образует и кислые соли, например, Ва(НО₂)₂, NaHO₂ и др. Кислые соли менее подвержены гидролизу, но легко разлагаются при нагревании с выделением кислорода: 2NaHO₂ ® 2NaOH + O₂. Выделяющаяся щелочь, как и в случае Н₂О₂, способствует разложению.

Растворы Н₂О₂, особенно концентрированные, обладают сильным окислительным действием. Так, при действии 65%-ного раствора Н₂О₂ на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Менее концентрированные растворы обесцвечивают многие органические соединения, например, индиго. Необычно идет окисление формальдегида: Н₂О₂ восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода: 2НСНО + Н₂О₂ ® 2НСООН + Н₂. Если взять 30%-ный раствор Н₂О₂ и 40%-ный раствор НСНО, то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится. Окислительное действие разбавленных растворов Н₂О₂ больше всего проявляется в кислой среде, например, H₂O₂ + H₂C₂O₄ ® 2H₂O + 2CO₂, но возможно окисление и в щелочной среде:

Na[Sn(OH)₃] + H₂O₂ + NaOH ® Na₂[Sn(OH)6]; 2K₃[Cr(OH)6] + 3H₂O₂ ® 2KCrO₄ + 2KOH + 8H₂O.

Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄ + 4H₂O можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил на старых картинах. Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

H₂O₂ + 2HCl ® 2H₂O + Cl₂. Добавление Н₂О₂ к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. Так, в смеси H₂O₂ и разбавленной H₂SO₄ растворяются медь, серебро и ртуть; иод в кислой среде окисляется до иодной кислоты HIO₃, сернистый газ – до серной кислоты и т.д.

Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии хлорида кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции KOOC(CHOH)₂COONa + 5H₂O₂ ® KHCO₃ + NaHCO₃ + 6H₂O + 2CO₂ розовый CoCl₂ изменяет цвет на зеленый из-за образования комплексного соединения с тартратом – анионом винной кислоты. По мере протекания реакции и окисления тартрата комплекс разрушается и катализатор снова розовеет. Если вместо хлорида кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

Совершенно иначе реагирует пероксид водорода в присутствии сильных окислителей, а также веществ, легко отдающих кислород. В таких случаях Н₂О₂ может выступать и как восстановитель с одновременным выделением кислорода (так называемый восстановительный распад Н₂О₂), например:

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

Ag₂O + H₂O₂ ® 2Ag + H₂O + O₂;

О₃ + Н₂О₂ ® H₂O + 2O₂;

NaOCl + H₂O₂ ® NaCl + H₂O + O₂.

Последняя реакция интересна тем, что в ней образуются возбужденные молекулы кислорода, которые испускают оранжевую флуоресценцию (см. ХЛОР АКТИВНЫЙ). Аналогично из растворов солей золота выделяется металлическое золото, из оксида ртути получается металлическая ртуть и т.д. Такое необычное свойство Н₂О₂ позволяет, например, провести окисление гексацианоферрата(II) калия, а затем, изменив условия, восстановить продукт реакции в исходное соединение с помощью того же реактива. Первая реакция идет в кислой среде, вторая – в щелочной:

2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + H₂SO₄ ® 2K₃[Fe(CN)₆] + K₂SO₄ + 2H₂O;

2K₃[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + 2KOH ® 2K₄[Fe(CN)₆] + 2H₂O + O₂.

(«Двойственный характер» Н₂О₂ позволил одному преподавателю химии сравнить пероксид водорода с героем повести известного английского писателя Стивенсона Странная история доктора Джекила и мистера Хайда, под влиянием придуманного им состава он мог резко изменять свой характер, превращаясь из добропорядочного джентльмена в кровожадного маньяка.)

Получение Н2О2.

Молекулы Н₂О₂ всегда получаются в небольших количествах при горении и окислении различных соединений. При горении Н₂О₂ образуется либо при отрыве атомов водорода от исходных соединений промежуточными гидропероксидными радикалами, например: HO₂^. + CH₄ ® H₂O₂ + CH₃^., либо в результате рекомбинации активных свободных радикалов: 2ОН^. ® Н₂О₂, Н^. + НО₂^. ® Н₂О₂. Например, если кислородно-водородное пламя направить на кусок льда, то растаявшая вода будет содержать в заметных количествах Н₂О₂, образовавшийся в результате рекомбинации свободных радикалов (в пламени молекулы Н₂О₂ немедленно распадаются). Аналогичный результат получается и при горении других газов. Образование Н₂О₂ может происходить и при невысокой температуре в результате различных окислительно-восстановительных процессов.

В промышленности пероксид водорода уже давно не получают способом Тенара – из пероксида бария, а используют более современные методы. Один из них – электролиз растворов серной кислоты. При этом на аноде сульфат-ионы окисляются до надсульфат-ионов: 2SO₄^2– – 2e ® S₂O₈^2–. Надсерная кислота затем гидролизуется:

H₂S₂O₈ + 2H₂O ® H₂O₂ + 2H₂SO₄.

На катоде, как обычно, идет выделение водорода, так что суммарная реакция описывается уравнением 2H₂O ® H₂O₂ + H₂. Но основной современный способ (свыше 80% мирового производства) – окисление некоторых органических соединений, например, этилантрагидрохинона, кислородом воздуха в органическом растворителе, при этом из антрагидрохинона образуются Н₂О₂ и соответствующий антрахинон, который потом снова восстанавливают водородом на катализаторе в антрагидрохинон. Пероксид водорода извлекают из смеси водой и концентрируют перегонкой. Аналогичная реакция протекает и при использовании изопропилового спирта (она идет с промежуточным образованием гидропероксида): (СН₃)₂СНОН + О₂ ® (СН₃)₂С(ООН)ОН ® (СН₃)₂СО + Н₂О₂. При необходимости образовавшийся ацетон также можно восстановить до изопропилового спирта.

Применение Н2О2.

Пероксид водорода находит широкое применение, а его мировое производство исчисляется сотнями тысяч тонн в год. Его используют для получения неорганических пероксидов, как окислитель ракетных топлив, в органических синтезах, для отбеливания масел, жиров, тканей, бумаги, для очистки полупроводниковых материалов, для извлечения из руд ценных металлов (например, урана путем перевода его нерастворимой формы в растворимую), для обезвреживания сточных вод. В медицине растворы Н₂О₂ применяют для полоскания и смазывания при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек (стоматиты, ангина), для лечения гнойных ран. В пеналах для хранения контактных линз в крышку иногда помещают очень небольшое количество платинового катализатора. Линзы для их дезинфекции заливают в пенале 3%-ным раствором Н₂О₂, но так как этот раствор вреден для глаз, пенал через некоторое время переворачивают. При этом катализатор в крышке быстро разлагает Н₂О₂ на чистую воду и кислород.

Когда-то модно было обесцвечивать волосы «перекисью», сейчас для окраски волос существуют более безопасные составы.

В присутствии некоторых солей пероксид водорода образует как бы твердый «концентрат», который удобнее перевозить и использовать. Так, если к сильно охлажденному насыщенному раствору борнокислого натрия (буры) добавить Н₂О₂в присутствии, постепенно образуются большие прозрачные кристаллы пероксобората натрия Na₂[(BO₂)₂(OH)₄]. Это вещество широко используется для отбеливания тканей и как компонент моющих средств. Молекулы Н₂О₂, как и молекулы воды, способны внедряться в кристаллическую структуру солей, образуя подобие кристаллогидратов – пероксогидраты, например, К₂СО₃·3Н₂О₂, Na₂CO₃·1,5H₂O; последнее соединение широко известное под названием «персоль». Так называемый «гидроперит» CO(NH₂)₂·H₂O₂ представляет собой клатрат – соединение включения молекул Н₂О₂ в пустоты кристаллической решетки мочевины.

В аналитической химии с помощью пероксида водорода можно определять некоторые металлы. Например, если к раствору соли титана(IV) – сульфата титанила добавить пероксид водорода, раствор приобретает ярко-оранжевый цвет вследствие образования надтитановой кислоты:

TiOSO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ® H₂[TiO₂(SO₄)₂] + H₂O. Бесцветный молибдат-ион MoO₄^2– окисляется Н₂О₂ в интенсивно окрашенный в оранжевый цвет пероксидный анион. Подкисленный раствор дихромата калия в присутствии Н₂О₂ образует надхромовую кислоту: K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O₂ ® H₂Cr₂O₁₂ + K₂SO₄ + 5H₂O, которая довольно быстро разлагается: H₂Cr₂O₁₂ + 3H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O + 4O₂. Если сложить эти два уравнения, получится реакция восстановления пероксидом водорода дихромата калия:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 5H₂O₂ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 9H₂O + 4O₂.

Надхромовую кислоту можно извлечь из водного раствора эфиром (в растворе эфира она значительно более устойчива, чем в воде). Эфирный слой при этом окрашивается в интенсивный синий цвет.

Илья Леенсон

www.krugosvet.ru

Действие перекиси водорода (Н2О2) на организм человека

В человеческом организме перекись водорода разлагается на воду и атомарный кислород, чему способствует особый фермент – каталаза.

Это важный момент для такого процесса, как апоптоз, то есть ликвидация больных и отживших клеток, а также чужеродных элементов (таких, как паразиты, и проч.)

Кроме того, перекись водорода, будучи мощным окислителем, играет значительную роль в процессе очистки самих клеток от токсинов и шлаков.

Влияние H₂O₂ на реакции в организме

Она также принимает участие в обменных процессах, причем участие весьма многогранное, и мы рассмотрим его подробно:

прежде всего, разумеется, речь идет о насыщении тканей кислородом;
не менее важна и утилизация клетками белков, жиров, углеводов и минеральных солей, необходимых для их жизнедеятельности.
перекись водорода способствует образованию некоторых жизненно важных витаминов, в том числе, витамина С;
свойство перекиси водорода разлагаться с выделением тепла определяет ее роль в поддержании терморегуляции, а химические особенности обуславливают регуляторное влияние на процессы выработки и перераспределения в организме энзимов, то есть на его гормональные функции;
известно, что перекись необходима для доставки кальция клеткам головного мозга;
а исследованиями самого последнего времени установлено, что присутствие перекиси водорода способствует переходу сахара из плазмы крови в клетки без помощи инсулина. Это очень перспективное направление при разработке новых методов лечения больных сахарным диабетом.

Окисляющие свойства перекиси водорода

Исследования У. Дугласа (1998) научно доказали способность перекиси водорода бороться с бактериальными, грибковыми, паразитарными и вирусными инфекциями, а также стимулировать работу иммунной системы.

Наконец, огромную роль играет еще одно свойство перекиси водорода: ее способность окислять токсические вещества – как попавшие в организм извне, так и продукты жизнедеятельности самого организма.

Последнее свойство доктор Ч. Фарр, один из ведущих западных специалистов по перекиси водорода, называет «окислительной детоксикацией». По его же утверждению, перекись окисляет и те жиры, которые отлагаются на стенках кровеносных сосудов, а значит, играет важную роль в борьбе с атеросклерозом.

А также воздействие на систему крови. Клетки белой крови, в частности лейкоциты и гранулоциты, самостоятельно вырабатывают перекись водорода: они используют ее способность выделять атомарный кислород, как свое самое мощное оружие в борьбе с любой инфекцией (их часто так и называют: «клетки – киллеры»).

Образование перекиси водорода клетками крови

Клетки крови вырабатывают перекись из воды и кислорода:

2Н₂О+О₂=2Н₂О₂,

а затем при обратном процессе:

2Н₂О₂= 2Н₂О+’О’

получают столько окислителя (кислорода), сколько необходимо для уничтожения любой болезнетворной микрофлоры, будь-то вирусы, грибки или бактерии.

Насыщение тканей кислородом играет важную роль при лечении онкологических заболеваний. Это связано с тем, что, как доказано исследованиями, раковые клетки не способны развиваться и гибнут в обогащенной кислородом среде. Дефицит кислорода в тканях организма является необходимым условием для опухолевого роста.

По некоторым данным, вирус СПИДа становится нежизнеспособен и гибнет при достаточно высоких уровнях кислорода в крови больного.

nmedik.org

Словарь химических формул — это… Что такое Словарь химических формул?

Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
D₂O	оксид дейтерия	7732-20-0
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
LaCl₃	Хлорид лантана (III)	10099-58-8
LaPO₄	Фосфат лантана (III)	14913-14-5
Li(AlSi₂O₆)	Кеатит
LiBr	Бромид лития	7550-35-8
LiBrO₃	Бромат лития
LiCN	Цианид лития
LiC₂H₅O	Этилат лития
LiF	фторид лития	7789-24-4
LiHSO₄	Гидросульфат лития
LiIO₃	Иодат лития
LiNO₃	Нитрат лития
LiTaO₃	Танталат лития
Li₂CrO₄	Хромат лития
Li₂Cr₂O₇	Дихромат лития
Li₂MoO₄	Ортомолибдат лития	13568-40-6
Li₂NbO₃	Метаниобат лития
Li₂SO₄	Сульфат лития	10377-48-7
Li₂SeO₃	Селенит лития
Li₂SeO₄	Селенат лития
Li₂SiO₃	Метасиликат лития	10102-24-6
Li₂SiO₄	Ортосиликат лития
Li₂TeO₃	Теллурит лития
Li₂TeO₄	Теллурат лития
Li₂TiO₃	Метатитанат лития	12031-82-2
Li₂WO₄	Ортовольфрамат лития	13568-45-1
Li₂ZrO₃	Метацирконат лития
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
PH₃	phosphine	7803-51-2
POCl₃	phosphoryl chloride	10025-87-3
PO₄³⁻	phosphate ion
P₂I₄	phosphorus(II) iodide
P₂O₇⁴⁻	pyrophosphate ion
P₂S₃	phosphorus(III) sulfide
P₂Se₃	phosphorus(III) selenide
P₂Se₅	phosphorus(V) selenide
P₂Te₃	phosphorus(III) telluride
P₃N₅	phosphorus(V) nitride	12136-91-3
P₄O₁₀	tetraphosphorus decaoxide	16752-60-6
Pb(CH₃COO)₂·3H₂O	ацетат свинца — тригидрат
PbCO₃	lead carbonate cerussite
Pb(C₂H₅)₄	tetraethyllead
PbC₂O₄	lead oxalate
PbCrO₄	lead chromate
PbF₂	lead fluoride	7783-46-2
Pb(IO₃)₂	lead iodate
PbI₂	lead(II) iodide	10101-63-0
Pb(NO₃)₂	lead(II) nitrate lead dinitrate plumbous nitrate
Pb(N₃)₂	lead azide
PbO	lead(II) oxide litharge	1317-36-8
Pb(OH)₂	plumbous hydroxide
Pb(OH)₄	plumbic hydroxide plumbic acid
Pb(OH)₆²⁻	plumbate ion
PbO₂	lead(IV) oxide lead dioxide	1309-60-0
PbS	сульфид свинца галенит	1314-87-0
PbSO₄	сульфат свинца(II)	7446-14-2
Pb₃(SbO₄)₂	lead antimonate
PtBr₂	platinum(II) bromide
PtBr₄	platinum(IV) bromide
PtCl₂	platinum(II) chloride
PtCl₄	platinum(IV) chloride
PtI₂	platinum(II) iodide
PtI₄	platinum(IV) iodide
[Pt(NH₂CH₂CH₂NH₂)₃]Br₄	tris(ethylenediamine)platinum(IV) bromide
[Pt(NH₃)₂(H₂O)₂Cl₂]Br₂	diamminediaquadichloroplatinum(VI) bromide
PtO₂	platinum(IV) oxide	50417-46-4
PtS₂	platinum(IV) sulfide
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
RbAl(SO₄)₂·12H₂O	rubidium aluminum sulfate — dodecahydrate
RbBr	rubidium bromide	7789-39-1
RbC₂H₃O₂	rubidium acetate
RbCl	rubidium chloride	7791-11-9
RbClO₄	rubidium perchlorate
RbF	rubidium fluoride	13446-74-7
RbNO₃	rubidium nitrate	13126-12-0
RbO₂	rubidium superoxide
Rb₂C₂O₄	rubidium oxalate
Rb₂CrO₄	rubidium chromate
Rb₂PO₄	rubidium orthophosphate
Rb₂SeO₃	rubidium selenite
Rb₂SeO₄	rubidium selenate
Rb₃C₆H₅O₇·H₂O	rubidium citrate — monohydrate
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
SCN⁻	thiocyanate
SF₄	sulfur tetrafluoride
SF₆	sulfur hexafluoride	2551-62-4
SOF₂	thionyl difluoride	7783-42-8
SO₂	sulfur dioxide	7446-09-5
SO₂Cl₂	sulfuryl chloride	7791-25-5
SO₂F₂	sulfuryl difluoride	2699-79-8
SO₂OOH⁻	peroxymonosulfurous acid (aqueous)
SO₃	sulfur trioxide	7446-11-9
SO₃²⁻	sulfite ion
SO₄²⁻	sulfate ion
S₂Br₂	sulfur(II) bromide	71677-14-0
S₂O₃²⁻	thiosulfate ion
S₂O₇²⁻	disulfate ion
SbBr₃	antimony(III) bromide	7789-61-9
SbCl₃	antimony(III) chloride	10025-91-9
SbCl₅	antimony(V) chloride	7647-18-9
SbI₃	antimony(III) iodide	7790-44-5
SbPO₄	antimony(III) phosphate
Sb₂OS₂	antimony oxysulfide kermesite
Sb₂O₃	antimony(III) oxide	1309-64-4
Sb₂O₅	antimony(V) oxide
Sb₂S₃	antimony(III) sulfide	1345-04-6
Sb₂Se₃	antimony(III) selenide	1315-05-5
Sb₂Se₅	antimony(V) selenide
Sb₂Te₃	antimony(III) telluride
Sc₂O₃	scandium oxide scandia
SeBr₄	selenium(IV) bromide
SeCl	selenium(I) chloride
SeCl₄	selenium(IV) chloride	10026-03-6
SeOCl₂	selenium(IV) oxychloride	7791-23-3
SeOF₂	selenyl difluoride
SeO₂	selenium(IV) oxide	7446-08-4
SeO₄²⁻	selenate ion
SeTe	selenium(IV) telluride	12067-42-4
SiBr₄	silicon(IV) bromide	7789-66-4
SiC	карбид кремния	409-21-2
SiCl₄	silicon(IV) chloride	10026-04-7
SiH₄	силан	7803-62-5
SiI₄	silicon(IV) iodide	13465-84-4
SiO₂	диоксид кремния silica кварц	7631-86-9
SiO₄⁴⁻	silicate ion
Si₂O₇⁶⁻	disilicate ion
Si₃N₄	silicon nitride	12033-89-5
Si₆O₁₈¹²⁻	cyclosilicate ion
SnBrCl₃	tin(IV) bromotrichloride
SnBr₂	tin(II) bromide	10031-24-0
SnBr₂Cl₂	tin(IV) dibromodichloride
SnBr₃Cl	tin(IV) tribromochloride	14779-73-8
SnBr₄	tin(IV) bromide	7789-67-5
SnCl₂	tin(II) chloride	7772-99-8
SnCl₂I₂	tin(IV) dichlorodiiodide
SnCl₄	tin(IV) chloride	7646-78-8
Sn(CrO₄)₂	tin(IV) chromate
SnI₄	tin(IV) iodide	7790-47-8
SnO₂	tin(IV) oxide	18282-10-5
SnO₃²⁻	stannate ion
SnS	tin(II) sulfide	1314-95-0
SnS₂	tin(IV) sulfide
Sn(SO₄)₂·2H₂O	tin(IV) sulfate — dihydrate
SnSe	tin(II) selenide	1315-06-6
SnSe₂	tin(IV) selenide
SnTe	tin(II) telluride	12040-02-7
SnTe₄	tin(IV) telluride
Sn(VO₃)₂	tin(II) metavanadate
Sn₃Sb₄	tin(IV) antimonide
SrBr₂	strontium bromide	10476-81-0
SrBr₂·6H₂O	strontium bromide — hexahydrate
SrCO₃	strontium carbonate
SrC₂O₄	strontium oxalate
SrF₂	strontium fluoride	7783-48-4
SrI₂	strontium iodide	10476-86-5
SrI₂·6H₂O	strontium iodide — hexahydrate
Sr(MnO₄)₂	strontium permanganate
SrMoO₄	strontium orthomolybdate	13470-04-7
Sr(NbO₃)₂	strontium metaniobate
SrO	strontium oxide	1314-11-0
SrSeO₃	strontium selenite
SrSeO₄	strontium selenate
SrTeO₃	strontium tellurite
SrTeO₄	strontium tellurate
SrTiO₃	титанат стронция
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
T₂O	оксид трития tritiated water	14940-65-9
TaBr₃	бромид тантала (III)
TaBr₅	бромид тантала (V)
TaCl₅	Хлорид тантала(V)	7721-01-9
TaI₅	Иодид тантана(V)
TaO₃⁻	tantalate ion
TcO₄⁻	pertechnetate ion
TeBr₂	tellurium(II) bromide
TeBr₄	tellurium(IV) bromide
TeCl₂	tellurium(II) chloride
TeCl₄	tellurium(IV) chloride	10026-07-0
TeI₂	tellurium(II) iodide
TeI₄	tellurium(IV) iodide
TeO₂	tellurium(IV) oxide	7446-07-3
TeO₄⁻	tellurate ion
TeY	yttrium telluride	12187-04-1
Th(CO₃)₂	thorium carbonate	19024-62-5
Th(NO₃)₄	thorium nitrate	13823-29-5
TiBr₄	titanium(IV) bromide	7789-68-6
TiCl₂I₂	titanium(IV) dichlorodiiodide
TiCl₃I	titanium(IV) trichloroiodide
TiCl₄	titanium tetrachloride	7550-45-0
TiO₂	оксид титана (IV) рутил	1317-70-0
TiO₃²⁻	titanate ion
TlBr	thallium(I) bromide	7789-40-4
TlBr₃	thallium(III) bromide
Tl(CHO₂)	thallium(I) formate
TlC₂H₃O₂	thallium(I) acetate	563-68-8
Tl(C₃H₃O₄)	thallium(I) malonate
TlCl	thallium(I) chloride	7791-12-0
TlCl₃	thallium(III) chloride
TlF	thallium(I) fluoride	7789-27-7
TlI	thallium(I) iodide	7790-30-9
TlIO₃	thallium(I) iodate
TlI₃	thallium(III) iodide
TiI₄	titanium(IV) iodide	7720-83-4
TiO(NO₃)₂ · xH₂O	titanium(IV) oxynitrate — hydrate
TlNO₃	thallium(I) nitrate	10102-45-1
TlOH	thallium(I) hydroxide
TlPF₆	thallium(I) hexafluorophosphate	60969-19-9
TlSCN	thallium thiocyanate
Tl₂MoO₄	thallium(I) orthomolybdate
Tl₂SeO₃	thallium(I) selenite
Tl₂TeO₃	thallium(I) tellurite
Tl₂WO₄	thallium(I) orthotungstate
Tl₃As	thallium(I) arsenide
Химическая формула	Название соединения	Номер по классификатору CAS
Zn(AlO₂)₂	алюминат цинка
Zn(AsO₂)₂	арсенит цинка	10326-24-6
ZnBr₂	бромид цинка	7699-45-8
Zn(CN)₂	цианид цинка	557-21-1
ZnCO₃	карбонат цинка	3486-35-9
Zn(C₈H₁₅O₂)₂	каприлат цинка	557-09-5
Zn(ClO₃)₂	хлорат цинка	10361-95-2
ZnCl₂	хлорид цинка	7646-85-7
ZnCr₂O₄	хромит цинка	12018-19-8
ZnF₂	фторид цинка	7783-49-5
Zn(IO₃)₂	иодат цинка	7790-37-6
ZnI₂	иодид цинка	10139-47-6
ZnMoO₄	ортомолибдат цинка
Zn(NO₂)₂	нитрит цинка	10102-02-0
Zn(NO₃)₂	нитрат цинка	7779-88-6
Zn(NbO₃)₂	метаниобат цинка
ZnO	оксид цинка	1314-13-2
ZnO₂	пероксид цинка	1314-22-3
Zn(OH)₂	гидроксид цинка	20427-58-1
Zn(OH)₄²⁻	zincate ion
ZnS	сульфид цинка сфалерит	1314-98-3
Zn(SCN)₂	тиоцианат цинка	557-42-6
ZnSO₄	сульфат цинка	7733-02-0
ZnSb	антимонид цинка	12039-35-9
ZnSe	селенид цинка	1315-09-9
ZnSeO₃	селенит цинка
ZnSnO₃	станнат цинка
Zn(TaO₃)₂	метатанталат цинка
ZnTe	теллурид цинка	1315-11-3
ZnTeO₃	теллурит цинка
ZnTeO₄	теллурат цинка
ZnTiO₃	метатитанат цинка
Zn(VO₃)₂	метаванадат цинка
ZnWO₄	zinc orthotungstate
ZnZrO₃	метацирконат цинка
Zn₂P₂O₇	пирофосфат цинка	7446-26-6
Zn₂SiO₄	ортосиликат цинка	13597-65-4
Zn₃(AsO₄)₂	арсенат цинка	13464-44-3
Zn₃As₂	арсенид цинка
Zn₃N₂	нитрид цинка	1313-49-1
Zn₃P₂	фосфид цинка	1314-84-7
Zn₃(PO₄)₂	фосфат цинка	7779-90-0
Zn₃Sb₂	антимонид цинка
ZrB₂	борид циркония	12045-64-6
ZrBr₄	бромид циркония	13777-25-8
ZrC	карбид циркония	12020-14-3
ZrCl₄	тетрахлорид циркония	10026-11-6
ZrF₄	фторид циркония	7783-64-4
ZrI₄	иодид циркония	13986-26-0
ZrN	нитрид циркония	25658-42-8
Zr(OH)₄	гидроксид циркония	14475-63-9
ZrO₂	диоксид циркония бадделеит	1314-23-4
ZrO₃²⁻	цирконат-ион
ZrP₂	фосфид циркония	12037-80-8
ZrS₂	сульфид циркония	12039-15-5
ZrSi₂	силицид циркония (ди)силицид циркония^[1]	12039-90-6
ZrSiO₄	ортосиликат циркония циркон	10101-52-7
Zr₃(PO₄)₄	фосфат циркония

dic.academic.ru

ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ, ФОРМУЛЫ И УРАВНЕНИЯ — …

Н2О2

структурная формула

Структурная формула

формула

Н2О2

5
Напишите структурные формулы веществ: СО, … Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1
Устойчивая степень окисления равна +1
2Н? + О2 = Н2О2
Без нагревания восстанавливает многие неметаллы
(структурная Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%-ного водного раствора
Структурная формула
Структурная формула пероксида водорода Н-О-О-Н показывает, что два атома кислорода непосредственно соединены Бинарные соединения: оксиды, хлориды, сульфиды и … Структурная формула перекиси водород Н — О — О — Н показывает, что два атома кислорода непосредственно соединены друг с … Водород
Водород против нефти
Энергетический баланс процессов синтеза молекул кислорода, водорода и воды
• Химическая формула – запись вещества с помощью значков химических элементов, показывающая, атомы каких химических элементов и в … ПЕРЕКИСИ И ПЕРЕКИСНЫЕ СОЛИ — kraska
biz Структурная формула ацетилена не должна противоречить теории строения органических веществ
Например, пероксид водорода Н2О2
Структурная формула Н-О-О-Н
Здесь, несмотря на двухвалентность кислорода такая формула, потому что атомы кислорода связаны между собой
8: Азот ← Кислород → Фтор Ответы@Mail
Ru: Как определить валентность у … Строение молекулы воды (структурная формула): Молекулы воды имеют треугольную формулу: атомы водорода образуют с … Ответы к задачам по химии 10 класс 4988 (Часть 1) Скачайте стоковую фотографию Структурная формула пероксида водорода (h3O2) и трехмерные молекулярные модели — 13406387 из многомилионной коллекции лицензионных фотографий, иллюстраций и … Эмпирическая формула – Н2О
Молекулярная масса – 18
Строение молекулы воды (структурная формула): 4
Пероксид водорода
Окислительно — … 5
Напишите структурные формулы веществ: СО, СаС2, cs2, fes2
Определите степени окисления элементов и их валентности (в возможных случаях) в … Кислород — Википедия Структурная формула соединения Н-О-О-Н показывает, что два атома кислорода непосредственно соединены друг с другом
Предложения в тексте с термином «Формула» Перекись ацетона — это Что такое Перекись ацетона?

Н2О2

Структурная формула

Н2О2

Структурная формула

Н2О2

Структурная

структурная формула

Структурная формула

Н2О2

Структурная формула

Н2О2

структурная формула

Структурная формула

Формула

структурная формула

Формула

структурная формула

Структурная формула

Н2О2

формула

Н2О2
Структурная формула

формула

Структурная формула

Н2О2

Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью
Читать полностью

[email protected]

grac.megarulez.ru

Пероксид (перекись) водорода

Пероксид водорода

Пероксид водорода

Строение молекулы

Физические свойства

Химические свойства

4. Пероксид водорода. Окислительно — восстановительная двойственность н2о2

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД | Энциклопедия Кругосвет

Физические свойства.

Реакция разложения.

Химические свойства Н2О2.

Получение Н2О2.

Применение Н2О2.

Действие перекиси водорода (Н2О2) на организм человека

Влияние H2O2 на реакции в организме

Окисляющие свойства перекиси водорода

Образование перекиси водорода клетками крови

Словарь химических формул — это… Что такое Словарь химических формул?

Н2о2 структурная формула

Добавить комментарий Отменить ответ

Влияние H₂O₂ на реакции в организме