Egenskaper för väteperoxid, formel, struktur och användningsområden

den väteperoxid eller syresatt vatten, dioxogen eller dioxidano är en kemisk förening som representeras av formeln H2O2. I sin rena form visar den inte färg, förutom att den är i flytande tillstånd, men den är något mer viskös än vatten, på grund av mängden "vätebroar" som kan bildas. 

Denna peroxid är också känd som en av de enklaste peroxiderna, förstås som peroxidföreningar som har en enkel syre-syrebindning. 

Dess användningsområden är varierande, allt från ström som ett oxidationsmedel, blekmedel och desinfektionsmedel, och till och med vid höga koncentrationer, har använts som bränsle för rymdskepp, med speciellt intresse för kemin för drivmedel och sprängämnen. 

Väteperoxid, är en instabil och sönderdelas långsamt i närvaro av baser eller katalysatorer. På grund av denna instabilitet lagras peroxid vanligen med någon typ av stabilisator, som är i närvaro av något sura lösningar. 

Väteperoxid kan hittas i biologiska system som ingår i människokroppen, och de enzymer som verkar genom att sönderdelas är kända som "peroxidaser". 

upptäckt

Upptäckten av väteperoxid tilldelas den franska forskaren Louis Jacques Thenard, när han reagerar bariumperoxiden med salpetersyra.

En förbättrad version av denna process användes saltsyra och genom tillsats av svavelsyra så att bariumsulfat kunde utfällas. Denna process användes från slutet av nittonde århundradet fram till mitten av det tjugonde århundradet för att producera peroxid. 

Man trodde alltid att peroxiden var instabil tack vare alla misslyckade försök att isolera det från vattnet. Men instabiliteten berodde främst på spår av föroreningar i salterna av övergångsmetallerna, vilka katalyserade deras sönderdelning. 

Ren väteperoxid syntetiserades för första gången 1894, nästan 80 år efter upptäckten, tack vare forskaren Richard Wolffenstein, som producerade den tack vare vakuumdestillation. 

Dess molekylstruktur var svår att bestämma, men det italienska fysikalisk-kemiska, Giacomo Carrara, som bestämdes genom kryoskopisk molekylmassa minskar, på grund av vilka, kan dess struktur bekräftas. Fram till dess hade åtminstone ett dussin hypotetiska strukturer föreslagits.

tillverkning

Tidigare framställdes väteperoxid industriellt genom hydrolys av ammoniumperoxidisulfat, som erhölls genom elektrolys av en lösning av ammoniumbisulfat (NH4HS04) i svavelsyra.

Numera är väteperoxid tillverkas nästan uteslutande av antrakinonprocessen, formaliseras i 1936 och patenterades 1939. Det börjar med reduktionen av en antrakinon (2-etylantrakinon som eller derivat 2-amyl) till motsvarande anthrahydrokinon, typiskt genom hydrogenering på en palladiumkatalysator.

Antrahydrokinonen genomgår därefter autoxidering för att regenerera utgångsantrakinonet, med väteperoxid som en biprodukt. De flesta kommersiella processer får oxidation genom bubbling komprimerad luft genom en lösning av den derivatiserade antracen, så syret i luften reagerar med de labila väteatomer (av hydroxigrupperna) till bildning av väteperoxid och regenererande antrakinon.

Väteperoxid extraheras därefter, och antrakinonderivat reduceras tillbaka till dihydroxiföreningen (antracen) med användning av vätgas i närvaro av en metallkatalysator. Efter cykeln upprepas.

Processens ekonomi beror i stor utsträckning på effektiv återvinning av kinonet (vilket är dyrt), extraktionslösningsmedlen och hydreringskatalysatorn.

Egenskaper för väteperoxid

Väteperoxid visas som en ljusblå vätska i utspädda lösningar och färglös vid rumstemperatur, med en liten bitter smak. Det är något mer visköst än vatten, på grund av de vätebindningar som kan bildas.

Det anses vara en svag syra (PubChem, 2013). Det finns också en stark oxidationsmedel, som är ansvarig för de flesta av sina applikationer förutom ren som oxidationsmedel, de är blekning - för pappersindustrin - och även som ett desinfektionsmedel. Vid låga temperaturer uppträder det som ett kristallint fastämne. 

När den bildar karbamidperoxiden (CH6N2O3) (PubChem, 2011) har den en ganska välkänd användning som tandblekning, antingen administrerat professionellt eller på ett visst sätt. 

Det finns en hel del litteratur om vikten av väteperoxid i levande celler, eftersom den spelar en viktig roll i att försvara kroppen mot skadliga gäster, förutom oxidativa biosyntetiska reaktioner.

Dessutom finns det fler bevis (PubChem, 2013) att även vid låga halter av väteperoxid i kroppen har detta en grundläggande roll, särskilt i högre organismer. På detta sätt anses det vara ett viktigt cellulärt signalerande medel, som är i stånd att modulera både sammandragningsvägarna och promotorerna för tillväxt. 

På grund av ansamling av väteperoxid i huden hos patienter som lider depigmentering "Vitiligo" (Lopez-Lazaro, 2007), den mänskliga epidermis, oordning inte har normal förmåga att utföra sina uppgifter, så det föreslås att ackumuleringen av peroxid kan spela en viktig roll i utvecklingen av cancer.

Även experimentella data (Lopez-Lazaro, 2007) visar att cancerceller producerar stora mängder av peroxid är associerade med växlingen av DNA, cellproliferation, etc.. 

Små mängder väteperoxid kan produceras spontant i luften. Väteperoxid är instabil och sönderdelas snabbt i syre och vatten och frigör värme i reaktionen. 

Även om det inte är brandfarligt, är det som nämnts ett starkt oxidationsmedel (ATSDR, 2003), vilket kan orsaka spontan förbränning när det kommer i kontakt med organiska material. 

I väte-peroxid, syre (Rayner-Canham, 2000) har ett oxidationstillstånd "onormal" som par av atomer som har samma elektronegativitet är bundna, därför att det antas att elektronparet av länk dela upp dem. I detta fall har varje syreatom ett oxidationsnummer av 6 minus 7 eller -l, medan väteatomerna fortfarande har + 1. 

Den kraftfulla oxiderande effekt av väteperoxid till vatten, förklaras av dess oxidationspotential (Rayner-Canham, 2000), så att kan oxidera ferrojoner (II) till trevärt järn (III), såsom visas i följande reaktion:

Väteperoxid har också egenskapen av dismutar, det vill säga både reducera och oxidera (Rayner-Canham, 2000), vilket framgår av följande reaktioner tillsammans med deras potential:

När man lägger till de två ekvationerna erhålls följande globala ekvation:

Även om "dismutation" favoriseras termodynamiskt sett är det inte kinetiskt favoriserat. Men (Rayner-Canham, 2000) kan kinetiken för denna reaktion gynnas med användning av katalysatorer, såsom jodidjonen eller andra övergångsmetalljoner..

Till exempel kan enzymet "katalas" som är närvarande i vår kropp, katalysera denna reaktion så att den förstör den skadliga peroxiden som kan existera i våra celler. 

Alla oxiderna i gruppen av alkali, reagerar kraftigt med vatten för att ge motsvarande lösning av metallhydroxid, men dioxid natrium genererar väteperoxid, och dioxider producerar väteperoxid och syre, såsom visas i följande reaktioner (Rayner-Canham, 2000):

Andra intressanta data som samlas in från väteperoxid är: 

• Molekylmassa: 34,017 g / mol
• Densitet: 1,11 g / cm3 vid 20 ºC, i lösningar vid 30% (vikt / vikt) och 1,450 g / cm3 vid 20 ºC i rena lösningar.
• Smält- och kokpunkten är -0,43 ° C respektive 150,2 ° C.
• Det är blandbart med vatten.
• Lösligt i etrar, alkoholer och olösliga i organiska lösningsmedel.
• Värdet av dess surhet är pKa = 11,75.

struktur

Molekylen av väteperoxid utgör en icke-plan molekyl. Även om syre-syrebindning är singel, har molekylen en relativt hög rotationsbarriär (Wikipedia Free Encyclopedia, 2012), i jämförelse exempelvis med etan som också är bildad av en enkelbindning. 

Denna barriär, på grund av repulsionen mellan jonpar av intilliggande syreatomer och är att peroxid kan visa "atropisomerer" är stereoisomerer som uppstår på grund av hindrad rotation runt en enkelbindning, där energin skillnader på grund till sterisk deformation eller andra bidragsgivare skapar de ett rotationsbarriär som är tillräckligt hög för att möjliggöra isolering av individuella konformörer. 

Strukturerna för de gasformiga och kristallina formerna av väteperoxid skiljer sig signifikant, och dessa skillnader är hänförda till vätebindningen som saknas i gasformen. 

tillämpningar

Det är vanligt att hitta väteperoxid i låga koncentrationer (från 3 till 9%), i många hem för medicinska tillämpningar (väteperoxid), liksom för blekningskläder eller hår. 

Vid höga koncentrationer används den industriellt, även för blekning av textilier och papper, samt bränsle för rymdfarkoster, tillverkning av svampigt gummi och organiska föreningar. 

Det är lämpligt att hantera väteperoxidlösningar, även utspädda, med handskar och ögonskydd, eftersom det anfaller huden. 

Väteperoxid är en viktig industriell kemisk förening (Rayner-Canham, 2000); som uppstår runt 106 ton över hela världen varje år. Väteperoxid används också som ett industriellt reagens, exempelvis i syntesen av natriumperoxoborat.

Väteperoxid har en viktig tillämpning vid restaurering av gamla målningar (Rayner-Canham, 2000) som en av det vita pigmentet mestadels användes var vitt bly, vilket motsvarar en blandad basiskt karbonat, med formeln Pb3 ( OH) 2 (CO3) 2.

Spår av vätesulfid orsakar att denna vita förening omvandlas till blysulfid (Il), som är svart, vilket färgar färgen. Användningen av väteperoxid oxiderar blysulfiden (Il) till vitt blysulfat (Il), vilket återställer färgens korrekta färg efter följande reaktion:

Annan veta att notera (Rayner-Canham, 2000), är applikationen appliceras för att förändra formen på hår permanent attackera disulfidbryggor detta har naturligt av väteperoxid i svagt basiska lösningar, upptäcktes av Rockefeller Institutet år 1930. 

Drivmedel och sprängämnen har många egenskaper gemensamt (Rayner-Canham, 2000). Båda arbetar med en snabb exoterm reaktion som producerar en stor mängd gas. Utvisningen av denna gas är vad som driver raket framåt, men i fallet med sprängämnet är det främst den chockvåg som alstras av gasproduktionen som orsakar skadorna. 

Reaktionen som användes i den första aeonave raketdriven, använde en blandning av väteperoxid med hydrazin, i vilken både reagerade resulterande gasformigt molekylärt kväve och vatten, såsom visas i följande reaktion: 

Tillsättning encales energier var och en av reaktanterna och produkterna, vilket resulterar att en energi av 707 kJ / mol av värme frigörs per mol hydrazin förbrukas, vilket innebär en mycket exoterm reaktion.

Detta innebär att den uppfyller de erforderliga förväntningar för användning som bränsle i drivmedel, eftersom stora volymer produceras gas genom mycket små volymer av de två flytande reagens. På grund av reaktiviteten, och korrosion av dessa två vätskor, för närvarande har ersatts med säkrare baser blandningar därav kriterier valdes för användning som bränsle. 

I den medicinska aspekten används väteperoxid som aktuell lösning vid rening av sår, sårande sår och lokala infektioner. Det har ofta använts vid behandling av inflammatoriska processer i den yttre hörselgången, eller för att gurgla i faryngitbehandlingar..

Den används också inom området för tandvård för rengöring av rotkanalerna av tänder eller andra håligheter i tandens pulpa, i processer som rotkanaler, slutligen i lägre tandingrepp.

Dess användning vid rengöring av sår eller sår etc. Det beror på att det är ett medel med förmåga att förstöra mikroorganismer, men inte sporer av bakterier, detta innebär inte att dödar alla mikroorganismer, men för att minska nivån på dessa, så att infektioner inte klarar några större problem. Så det skulle tillhöra nivån av desinfektionsmedel med låg nivå och antiseptika. 

Väteperoxiden reagerar med vissa diestrar, såsom oxalatet fenylester, och producera quimioluminisicencia, är detta ett program ganska hög hastighet, som är i ljus barer, känd genom sitt engelska namn som "glow stick".

I tillägg till alla användningar, finns det historiska händelser med användning av väteperoxid som inte längre är en kemisk förening vid höga koncentrationer och på grund av deras reaktivitet, kan leda till explosioner, vilket gör skydd utrustning som behövs individ under hantering, samt med hänsyn till tillräckliga lagringsförhållanden.

referenser

1. ATSDR. (2003). Giftiga ämnen - Väteperoxid. Hämtat 17 januari 2017, från atsdr.cdc.gov.
2. Berömda forskare - Louis Jacques Thenard upptäcker väteperoxid. (2015). Hämtat 17 januari 2017, från humantouchofchemistry.com. 
3. López-Lázaro, M. (2007). Dual roll av väteperoxid i cancer: möjlig relevans för cancer-kemoprevention och terapi. Cancer Letters, 252 (1), 1-8.  
4. PubChem. (2011). Urea väteperoxid. 
5. PubChem. (2013). Väteperoxid. Hämtad 15 januari 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Beskrivande oorganisk kemi (2a). Pearson Education. 
7. Wikipedia den fria encyklopedin. (2012). Peroxidväte. Hämtad från wikipedia.org.