Waterstofperoxide-eigenschappen, formule, structuur en toepassingen

de waterstofperoxide of zuurstofrijk water, dioxogeen of dioxidano is een chemische verbinding die wordt voorgesteld door de formule H2O2. In zijn pure vorm vertoont het geen kleur, behalve dat het in vloeibare toestand is, maar het is iets viskeuzer dan water, vanwege de hoeveelheid "waterstofbruggen" die kan worden gevormd. 

Dit peroxide wordt ook erkend als een van de eenvoudigste peroxiden, begrepen als peroxideverbindingen met een eenvoudige zuurstof-zuurstofbinding. 

Het gebruik ervan is gevarieerd en varieert van het vermogen als oxidatiemiddel, bleekmiddel en desinfectiemiddel, en zelfs bij hoge concentraties is het gebruikt als brandstof voor ruimtevaartuigen, met speciale belangstelling voor de chemie van drijfgassen en explosieven.. 

Waterstofperoxide is een onstabiele en ontleedt langzaam in aanwezigheid van basen of katalysatoren. Vanwege deze instabiliteit wordt peroxide meestal opgeslagen met een soort stabilisator, die in de aanwezigheid is van lichtzure oplossingen. 

Waterstofperoxide kan worden gevonden in biologische systemen die deel uitmaken van het menselijk lichaam, en de enzymen die werken door ze af te breken staan ​​bekend als "peroxidasen". 

ontdekking

De ontdekking van waterstofperoxide is toegewezen aan de Franse wetenschapper Louis Jacques Thenard, toen hij het bariumperoxide reageerde met salpeterzuur.

Een verbeterde versie van dit proces gebruikte zoutzuur en door de toevoeging van zwavelzuur, zodat bariumsulfaat kon worden neergeslagen. Dit proces werd vanaf het einde van de negentiende eeuw tot het midden van de twintigste eeuw gebruikt om peroxide te produceren. 

Er werd altijd gedacht dat het peroxide onstabiel was vanwege alle mislukte pogingen om het uit het water te isoleren. Maar de instabiliteit was voornamelijk te wijten aan sporen van onzuiverheden van de zouten van de overgangsmetalen, die hun ontleding katalyseerden. 

Zuiver waterstofperoxide werd voor de eerste keer gesynthetiseerd in 1894, bijna 80 jaar na zijn ontdekking, dankzij wetenschapper Richard Wolffenstein die het produceerde dankzij vacuümdestillatie. 

De moleculaire structuur was moeilijk te bepalen, maar de Italiaanse chemisch fysicus, Giacomo Carrara, was degene die zijn moleculaire massa bepaald door middel van cryoscopische afkomst, waardoor de structuur ervan kan worden bevestigd. Tot die tijd waren op zijn minst een tiental hypothetische structuren voorgesteld.

fabricage

Eerder werd waterstofperoxide industrieel bereid door hydrolyse van ammoniumperoxydisulfaat, dat werd verkregen door de elektrolyse van een oplossing van ammoniumbisulfaat (NH4HSO4) in zwavelzuur.

Tegenwoordig wordt waterstofperoxide vrijwel uitsluitend vervaardigd met de antrachinonwerkwijze, vastgelegd in 1936 en gepatenteerd in 1939. Het begint met de reductie van een anthrachinon (2-ethylanthrachinon als of derivaat 2-amyl) te corresponderend anthrahydrochinon, typisch door hydrogenering op een palladiumkatalysator.

Het anthrahydrochinon ondergaat vervolgens autoxidatie om het uitgangsmateriaal anthrachinon te regenereren, met waterstofperoxide als bijproduct. De meeste commerciële processen komen oxidatie door doorleiden perslucht door een oplossing van het gederivatiseerde antraceen, zodat de zuurstof in de lucht reageert met de labiele waterstofatomen (hydroxygroepen) waterstofperoxide en regenererende geven antrachinon.

Het waterstofperoxide wordt vervolgens geëxtraheerd en het anthrachinonderivaat wordt opnieuw gereduceerd tot de dihydroxyverbinding (antraceen) met waterstofgas in aanwezigheid van een metaalkatalysator. Nadat de cyclus is herhaald.

De economische aspecten van het proces hangen in grote mate af van de effectieve recycling van het quinon (dat duur is), de extractieoplosmiddelen en de hydrogeneringskatalysator.

Eigenschappen van waterstofperoxide

Waterstofperoxide wordt weergegeven als een lichtblauwe vloeistof in verdunde oplossingen en kleurloos bij kamertemperatuur, met een licht bittere smaak. Het is iets viskeuzer dan water, vanwege de waterstofbruggen die zich kunnen vormen.

Het wordt als een zwak zuur beschouwd (PubChem, 2013). Het is ook een sterk oxidatiemiddel, dat verantwoordelijk is voor de meeste toepassingen die naast het echte als oxidatiemiddel, het bleekmiddel zijn - voor de papierindustrie - en ook als een ontsmettingsmiddel. Bij lage temperaturen gedraagt ​​het zich als een kristallijne vaste stof. 

Bij de vorming van het carbamideperoxide (CH6N2O3) (PubChem, 2011) heeft het een tamelijk algemeen bekend gebruik als tandbleekmiddel, hetzij op professionele wijze toegediend, hetzij op een bepaalde manier. 

Er is veel literatuur over het belang van waterstofperoxide in levende cellen, omdat het een belangrijke rol speelt in de verdediging van het organisme tegen schadelijke gastheren, naast oxidatieve biosynthetische reacties.

Bovendien is er meer bewijs (PubChem, 2013) dat dit zelfs bij lage niveaus van waterstofperoxide in het lichaam een ​​fundamentele rol speelt, vooral in hogere organismen. Op deze manier wordt het beschouwd als een belangrijk cellulair signaleringsmiddel, dat in staat is om zowel de contractiekanalen als de groeibevorderende factoren te moduleren.. 

Als gevolg van de accumulatie van waterstof peroxide in de huid van patiënten die lijden depigmentation "Vitiligo" (Lopez-Lazaro, 2007), de menselijke epidermis, stoornis heeft niet de normale mogelijkheid om hun taken uit te voeren, dus het wordt gesuggereerd dat de accumulatie van peroxide kan een belangrijke rol spelen bij de ontwikkeling van kanker.

Zelfs experimentele gegevens (López-Lázaro, 2007) laten zien dat kankercellen grote hoeveelheden peroxide produceren, die geassocieerd zijn met DNA-afwisseling, celproliferatie, enz.. 

Kleine hoeveelheden waterstofperoxide kunnen spontaan in de lucht worden geproduceerd. Waterstofperoxide is onstabiel en ontleedt snel in zuurstof en water, waardoor er warmte vrijkomt in de reactie. 

Hoewel het niet brandbaar is, zoals reeds vermeld, is het een krachtig oxidatiemiddel (ATSDR, 2003), dat zelfontbranding kan veroorzaken wanneer het in contact komt met organische materialen. 

In waterstofperoxide, zuurstof (Rayner-Canham, 2000) een oxidatietoestand "abnormaal" als paren van atomen met hetzelfde elektronegativiteit gebonden derhalve wordt aangenomen dat het elektronenpaar koppeling verdelen tussen hen. In dit geval heeft elk zuurstofatoom een ​​oxidatiegetal van 6 minus 7, of - l, terwijl de waterstofatomen nog steeds + l hebben. 

Het krachtige oxiderende vermogen van waterstofperoxide ten opzichte van water wordt verklaard door het oxidatiepotentieel (Rayner-Canham, 2000), zodat het het ferro (II) -ion kan oxideren tot ijzer (III) -ion, zoals weergegeven in de volgende reactie:

Waterstofperoxide heeft ook de eigenschap van dismutar, dat wil zeggen, zowel verminderen en oxideren (Rayner-Canham, 2000), zoals blijkt uit de volgende reacties, samen met hun potentieel:

Bij het toevoegen van de twee vergelijkingen wordt de volgende algemene vergelijking verkregen:

Hoewel "dismutation" thermodynamisch gesproken de voorkeur geniet, is het niet kinetisch bevoordeeld. Maar (Rayner-Canham, 2000), de kinetiek van deze reactie kan worden bevorderd door het gebruik van katalysatoren zoals het jodide-ion of andere overgangsmetaalionen..

Het enzym "catalase" dat in ons lichaam aanwezig is, is bijvoorbeeld in staat om deze reactie te katalyseren, zodat het het schadelijke peroxide vernietigt dat in onze cellen kan voorkomen.. 

Alle oxiden van de groep alkali reageert krachtig met water tot de overeenkomstige oplossing van metaalhydroxide te geven, maar dioxide natrium genereert waterstofperoxide en kooldioxide te produceren waterstofperoxide en zuurstof, zoals in de volgende reacties (Rayner-Canham, 2000):

Andere interessante gegevens verzameld uit waterstofperoxide zijn: 

• Molecuulmassa: 34.017 g / mol
• Dichtheid: 1,11 g / cm3 bij 20 ºC, in oplossingen bij 30% (w / w) en 1.450 g / cm3 bij 20 ºC in zuivere oplossingen.
• Smelt- en kookpunten zijn respectievelijk -0,43 ° C en 150,2 ° C.
• Het is mengbaar met water.
• Oplosbaar in ethers, alcoholen en onoplosbaar in organische oplosmiddelen.
• De waarde van de zuurgraad is pKa = 11,75.

structuur

Het molecuul waterstofperoxide vormt een niet-vlak molecuul. Hoewel de zuurstof-zuurstofbinding eenvoudig is, heeft het molecuul een relatief hoge rotatiebarrière (Wikipedia de Encyclopedia Libre, 2012), als we het bijvoorbeeld vergelijken met dat van ethaan dat ook wordt gevormd door een eenvoudige link. 

Deze barrière als gevolg van de afstoting tussen de ionenparen aangrenzende zuurstofatomen en dat peroxide kan weergeven "atropisomeren" stereoisomeren die ontstaan ​​door gehinderde rotatie om een ​​enkele binding, waarbij de energieverschillen wijten voor sterische vervorming of andere bijdragers, creëren ze een rotatiebarrière die hoog genoeg is om afzonderlijke conformers te isoleren. 

De structuren van de gasvormige en kristallijne vormen van waterstofperoxide verschillen aanzienlijk, en deze verschillen worden toegeschreven aan de waterstofbinding die afwezig is in de gasvorm. 

toepassingen

Het is gebruikelijk om waterstofperoxide te vinden in lage concentraties (van 3 tot 9%), in veel huizen voor medische toepassingen (waterstofperoxide), evenals voor het bleken van kleding of haar. 

Bij hoge concentraties wordt het industrieel gebruikt, ook voor het bleken van textiel en papier, evenals brandstof voor ruimtevaartuigen, de vervaardiging van sponsachtig rubber en organische verbindingen. 

Het is raadzaam om waterstofperoxide-oplossingen, zelfs verdunde oplossingen, met handschoenen en oogbescherming te gebruiken, omdat deze de huid aantasten. 

Waterstofperoxide is een belangrijke industriële chemische verbinding (Rayner-Canham, 2000); wereldwijd in de orde van grootte van 106 ton. Waterstofperoxide wordt ook gebruikt als een industrieel reagens, bijvoorbeeld bij de synthese van natriumperoxoboraat.

Waterstofperoxide heeft een belangrijke toepassing bij het restaureren van oude schilderijen (Rayner-Canham, 2000), omdat een van de meest gebruikte witte pigmenten loodwit was, wat zou overeenkomen met een gemengd basisch carbonaat, waarvan de formule Pb3 is ( OH) 2 (C03) 2.

Sporen van waterstofsulfide zorgen ervoor dat deze witte verbinding wordt omgezet in loodsulfide (Il), dat zwart is en de verf bevlekt. De toepassing van waterstofperoxide oxideert het loodsulfide (Il) tot wit loodsulfaat (Il), dat de juiste kleur van de verf herstelt, na de volgende reactie:

Een andere merkwaardige toepassing om te benadrukken (Rayner-Canham, 2000), is de toepassing ervan om de vorm van het haar te veranderen dat permanent de disulfidebruggen aanvalt die dit natuurlijk heeft door middel van waterstofperoxide in enigszins basische oplossingen, ontdekt door de Rockefeller. Instituut in het jaar 1930. 

Drijfgassen en explosieven hebben veel eigenschappen gemeen (Rayner-Canham, 2000). Beide werken door middel van een snelle exotherme reactie die een grote hoeveelheid gas produceert. De uitdrijving van dit gas is wat de raket naar voren drijft, maar in het geval van het explosief is het vooral de schokgolf die wordt gegenereerd door de productie van het gas dat de schade veroorzaakt.. 

De reactie die werd gebruikt in het eerste door een raket aangedreven vliegtuig, gebruikte een mengsel van waterstofperoxide met hydrazine, waarbij beide gereageerd hebben met moleculair stikstofgas en water, zoals geïllustreerd in de volgende reactie: 

Bij het sommeren van de inkapselenergieën van elk van de reactanten en producten, resulteert dit in een energie van 707 Kj / mol warmte die vrijkomt, voor elke mol verbruikt hydrazine, wat een zeer exotherme reactie betekent.

Dit betekent dat het voldoet aan de verwachtingen die nodig zijn om te worden gebruikt als brandstof in drijfgassen, omdat zeer grote volumes gas worden geproduceerd, door zeer kleine volumes van de twee reactieve vloeistoffen. Gezien de reactiviteit en corrosie van deze twee vloeistoffen, zijn ze nu vervangen door veiliger mengsels in basen tot dezelfde criteria die werden gekozen om als brandstof te worden gebruikt.. 

In het medische aspect wordt waterstofperoxide gebruikt als topische oplossing bij het reinigen van wonden, etterende ulcera en lokale infecties. Het is vaak gebruikt bij de behandeling van ontstekingsprocessen in de uitwendige gehoorgang, of ook voor gorgelen bij keelontstekingbehandelingen..

Het wordt ook gebruikt in de tandheelkunde om de wortelkanalen van tanden of andere holtes van de tandpulp te reinigen, in processen zoals endodontie, uiteindelijk in minder belangrijke tandheelkundige processen.

Het gebruik ervan bij het reinigen van wonden of zweren, enz. is omdat het een middel is dat in staat is om micro-organismen te vernietigen, maar niet de sporen van bacteriën, dit betekent niet dat alle micro-organismen worden gedood, maar het vermindert het niveau hiervan, zodat infecties geen grote problemen worden. Het zou dus behoren tot het niveau van ontsmettingsmiddelen en antiseptica op een laag niveau. 

Waterstofperoxide reageert met bepaalde di-esters, zoals de fenyloxalaatester, en produceert chemiluminescentie, dit is een toepassing van secundair type, gevonden in lichte staven, bekend onder de Engelse naam als "gloeistift".

Naast al het gebruik ervan zijn er historische incidenten met het gebruik van waterstofperoxide, omdat het nog steeds een chemische verbinding is die bij hoge concentraties en gezien de reactiviteit tot explosies kan leiden, wat betekent dat beschermende uitrusting noodzakelijk is. individueel tijdens de behandeling, evenals rekening houdend met adequate opslagomstandigheden.

referenties

1. ATSDR. (2003). Giftige stoffen - waterstofperoxide. Opgehaalde 17 januari 2017, van atsdr.cdc.gov.
2. Beroemde wetenschappers - Louis Jacques Thenard ontdekt waterstofperoxide. (2015). Opgehaalde 17 januari 2017, van humantouchofchemistry.com. 
3. López-Lázaro, M. (2007). Dubbele rol van waterstofperoxide bij kanker: mogelijke relevantie voor chemopreventie en chemotherapie van kanker. Cancer Letters, 252 (1), 1-8.  
4. PubChem. (2011). Ureum waterstofperoxide. 
5. PubChem. (2013). Waterstofperoxide. Opgeruimd 15 januari 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Beschrijvende anorganische chemie (2a). Pearson Education. 
7. Wikipedia de gratis encyclopedie. (2012). Peroxide waterstof. Opgehaald van wikipedia.org.