Brintoverilte - Hydrogen peroxide

Brintoverilte
Strukturformel for hydrogenperoxid
rumfyldningsmodel af hydrogenperoxidmolekylet
Navne
IUPAC navn
Brintoverilte
Andre navne
Dioxidan
Oxidanyl
Perhydroxic acid
0-hydroxyol
Dihydrogendioxid
Oxygeneret vand
Peroxaan
Identifikatorer
3D -model ( JSmol )
ChEBI
CHEMBL
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.878 Rediger dette på Wikidata
EF -nummer
KEGG
RTECS nummer
UNII
FN -nummer 2015 (> 60% soln.)
2014 (20–60% soln.)
2984 (8–20% soln.)
  • InChI = 1S/H2O2/c1-2/h1-2H kontrollereY
    Nøgle: MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYSA-N kontrollereY
  • InChI = 1/H2O2/c1-2/h1-2H
    Nøgle: MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYAL
  • OO
Ejendomme
H 2 O 2
Molar masse 34,0147 g/mol
Udseende Meget lyseblå farve; farveløs i opløsning
Lugt lidt skarp
Massefylde 1,11 g / cm 3 (20 ° C, 30% (vægt / vægt) opløsning)
1.450 g / cm 3 (20 ° C, ren)
Smeltepunkt −0,43 ° C (31,23 ° F; 272,72 K)
Kogepunkt 150,2 ° C (302,4 ° F; 423,3 K) (nedbrydes)
Blandbar
Opløselighed opløseligt i ether , alkohol
uopløseligt i petroleumsether
log P -0,43
Damptryk 5 mmHg (30 ° C)
Surhed (p K a ) 11,75
−17,7 · 10 −6 cm 3 /mol
1.4061
Viskositet 1,245 c P (20 ° C)
2,26  D
Termokemi
1.267 J/(g · K) (gas)
2.619 J/(g · K) (væske)
Std
dannelsesentalpi (Δ f H ⦵ 298 )
−187,80 kJ/mol
Farmakologi
A01AB02 ( WHO ) D08AX01 ( WHO ), D11AX25 ( WHO ), S02AA06 ( WHO )
Farer
Sikkerhedsdatablad ICSC 0164 (> 60% soln.)
GHS -piktogrammer GHS03: OxiderendeGHS05: ÆtsendeGHS07: Farlig
GHS Signalord Fare
H271 , H302 , H314 , H332 , H335 , H412
P280 , P305+351+338 , P310
NFPA 704 (brand diamant)
3
0
3
Flammepunkt Ikke-brændbar
Dødelig dosis eller koncentration (LD, LC):
LD 50 ( median dosis )
 1518 mg/kg
2000 mg/kg (oral, mus)
1418 ppm (rotte, 4 timer)
227 sppm (mus)
NIOSH (grænser for sundhedseksponering i USA):
PEL (tilladt)
 TWA 1 ppm (1,4 mg/m 3 )
REL (anbefalet)
 TWA 1 ppm (1,4 mg/m 3 )
IDLH (Umiddelbar fare)
 75 sider / min
Relaterede forbindelser
Relaterede forbindelser
 Vand
Ozon
Hydrazin
Hydrogendisulfid
Dioxygen difluorid
Medmindre andet er angivet, angives data for materialer i deres standardtilstand (ved 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
kontrollereY kontrollere  ( hvad er   ?) kontrollereY☒N
Infobox referencer

Hydrogenperoxid er en kemisk forbindelse med formlen H
2O
2. I sin rene form er det en meget lyseblå væske , lidt mere tyktflydende end vand . Det bruges som oxidationsmiddel , blegemiddel og antiseptisk , normalt som en fortyndet opløsning (3-6 vægtprocent) i vand til forbrugerbrug og i højere koncentrationer til industriel brug. Koncentreret hydrogenperoxid, eller " high-test peroxid ", nedbrydes eksplosivt ved opvarmning og er blevet brugt som drivmiddel i raketter .

Hydrogenperoxid er en reaktiv iltart og den enkleste peroxid , en forbindelse med en oxygen -ilt -enkeltbinding . Det nedbrydes langsomt, når det udsættes for lys og hurtigt i nærvær af organiske eller reaktive forbindelser. Det opbevares typisk med en stabilisator i en svagt sur opløsning i en mørk flaske for at blokere lys. Hydrogenperoxid findes i biologiske systemer, herunder menneskekroppen. Enzymer, der bruger eller nedbryder hydrogenperoxid, klassificeres som peroxidaser .

Ejendomme

Kogepunktet for H
2O
2er blevet ekstrapoleret til at være 150,2 ° C (302,4 ° F), cirka 50 ° C (90 ° F) højere end vand. I praksis vil hydrogenperoxid undergå potentielt eksplosiv termisk nedbrydning, hvis det opvarmes til denne temperatur. Det kan sikkert destilleres ved lavere temperaturer under reduceret tryk.

Struktur

O − O bindingslængde = 147,4 pm O − H bindingslængde = 95,0 pm
Struktur og dimensioner af H 2 O 2 i gasfasen
O − O bindingslængde = 145,8 pm O − H bindingslængde = 98,8 pm
Struktur og dimensioner H 2 O 2 i den faste (krystallinsk) fase

Hydrogenperoxid ( H
2O
2) Er en ikke-plan molekyle med (snoet) C 2 symmetri ; dette blev første gang vist af Paul-Antoine Giguère i 1950 ved hjælp af infrarød spektroskopi . Selvom O -O -bindingen er en enkeltbinding , har molekylet en relativt høj rotationsbarriere på 386  cm −1 (4,62  kJ / mol ) til rotation mellem enantiomerer via transkonfigurationen og 2460 cm −1 (29,4 kJ / mol) via cis -konfigurationen. Disse barrierer foreslås at skyldes frastødning mellem de ensomme par i de tilstødende oxygenatomer og dipolære virkninger mellem de to O -H -bindinger. Til sammenligning er rotationsbarrieren for ethan 1040 cm −1 (12,4 kJ/mol).

Den cirka 100 ° dihedrale vinkel mellem de to O -H -bindinger gør molekylet chiralt . Det er det mindste og enkleste molekyle, der udviser enantiomerisme . Det er blevet foreslået, at de enantiospecifikke interaktioner af den ene frem for den anden kan have ført til amplifikation af en enantiomer form af ribonukleinsyrer og derfor en oprindelse for homokiralitet i en RNA -verden .

De molekylære strukturer af gasformig og krystallinsk H
2O
2er væsentligt forskellige. Denne forskel tilskrives virkningerne af hydrogenbinding , som er fraværende i gasform. Krystaller af H.
2O
2er tetragonale med rumgruppen D4
4P 4 1 2 1 .

Vandige opløsninger

I vandige opløsninger adskiller hydrogenperoxid sig fra det rene stof på grund af virkningerne af hydrogenbinding mellem vand og hydrogenperoxidmolekyler. Hydrogenperoxid og vand danner en eutektisk blanding, der udviser frysepunktsdepression ned til –56 ° C; rent vand har et frysepunkt på 0 ° C og rent hydrogenperoxid på -0,43 ° C. Kogepunktet for de samme blandinger er også nedtrykt i forhold til middelværdien af ​​begge kogepunkter (125,1 ° C). Det forekommer ved 114 ° C. Dette kogepunkt er 14 ° C større end rent vand og 36,2 ° C mindre end rent hydrogenperoxid.

  • Fasediagram over H
    2    O
    2    og vand: Området over den blå linje er flydende. Stiplede linjer adskiller fast -flydende faser fra faste -faste faser.
  • Densitet af vandig opløsning af H 2 O 2
    H 2 O 2 ( vægt/vægt ) Massefylde
    (g/cm 3 )    		 Midlertidig.
    (° C)
    3% 1.0095 15
    27% 1.10 20
    35% 1.13 20
    50% 1,20 20
    70% 1,29 20
    75% 1,33 20
    96% 1,42 20
    98% 1,43 20
    100% 1,45 20

    • Sammenligning med analoger

    Hydrogenperoxid har flere strukturelle analoger med H m −X − X − H n bindingsarrangementer (vand er også vist til sammenligning). Det har det højeste (teoretiske) kogepunkt i denne serie (X = O, N, S). Dens smeltepunkt er også temmelig højt og kan sammenlignes med hydrazin og vand, idet kun hydroxylamin krystalliserer væsentligt lettere, hvilket tyder på en særlig stærk hydrogenbinding. Diphosphan og hydrogendisulfid udviser kun svag hydrogenbinding og har ringe kemisk lighed med hydrogenperoxid. Strukturelt har analogerne alle lignende skæve strukturer på grund af frastødning mellem tilstødende ensomme par .

    Egenskaber for H 2 O 2 og dets analoger
    Værdier mærket * ekstrapoleres
    Navn Formel Molar masse
    (g/mol)    		 Smeltepunkt
    (° C)    		 Kogepunkt
    (° C)
    Brintoverilte HOOH 34.01 -0,43 150,2*
    Vand HOH 18.02 0,00 99,98
    Hydrogen disulfid HSSH 66,15 −89,6 70,7
    Hydrazin H 2 NNH 2 32.05 2 114
    Hydroxylamin NH 2 OH 33.03 33 58*
    Diphosphan H 2 PPH 2 65,98 −99 63,5*

    Opdagelse

    Alexander von Humboldt rapporterede et af de første syntetiske peroxider, bariumperoxid , i 1799 som et biprodukt af hans forsøg på at nedbryde luft. Nitten år senere erkendte Louis Jacques Thénard , at denne forbindelse kunne bruges til fremstilling af en tidligere ukendt forbindelse, som han beskrev som eau oxygénée ("iltet vand") - efterfølgende kendt som hydrogenperoxid. I dag kan udtrykket "iltet vand" forekomme på detailemballagen med henvisning til blandinger, der indeholder enten vand og hydrogenperoxid eller vand og opløst ilt. Dette kan forårsage personskade, hvis forskellen ikke forstås korrekt af brugeren.

    En forbedret version af Thénards proces brugte saltsyre , efterfulgt af tilsætning af svovlsyre til at udfælde bariumsulfatbiproduktet . Denne proces blev brugt fra slutningen af ​​1800 -tallet til midten af ​​det 20. århundrede.

    Thénard og Joseph Louis Gay-Lussac syntetiserede natriumperoxid i 1811. Blegningseffekten af ​​peroxider og deres salte på naturlige farvestoffer blev kendt omkring den tid, men tidlige forsøg på industriel produktion af peroxider mislykkedes. Det første anlæg, der producerede brintoverilte, blev bygget i 1873 i Berlin . Opdagelsen af ​​syntesen af ​​hydrogenperoxid ved elektrolyse med svovlsyre introducerede den mere effektive elektrokemiske metode. Det blev først kommercialiseret i 1908 i Weißenstein , Kärnten , Østrig. Den anthraquinon proces , som stadig bruges, blev udviklet i løbet af 1930'erne af den tyske kemiske producent IG Farben i Ludwigshafen . Den øgede efterspørgsel og forbedringer af syntesemetoderne resulterede i en stigning i den årlige produktion af brintoverilte fra 35.000 tons i 1950 til over 100.000 tons i 1960 til 300.000 tons i 1970; i 1998 nåede den 2,7 millioner tons.

    Tidlige forsøg lykkedes ikke at producere pænt hydrogenperoxid. Vandfrit hydrogenperoxid blev først opnået ved vakuumdestillation .

    Bestemmelse af hydrogenperoxids molekylstruktur viste sig at være meget vanskelig. I 1892, den italienske fysiske kemiker Giacomo Carrara (1864-1925) fastlagt sin molekylmasse ved frysepunktssænkning , som bekræftede, at dets molekylære formel er H 2 O 2 . Mindst et halvt dusin hypotetiske molekylære strukturer syntes at være i overensstemmelse med de tilgængelige beviser. I 1934 foreslog den engelske matematiske fysiker William Penney og den skotske fysiker Gordon Sutherland en molekylær struktur for brintoverilte, der var meget lig den i øjeblikket accepterede.

    Tidligere blev hydrogenperoxid fremstillet industrielt ved hydrolyse af ammoniumpersulfat , som selv blev opnået ved elektrolyse af en opløsning af ammoniumbisulfat ( NH
    4    HSO
    4    ) i svovlsyre :

    Produktion

    Katalytisk cyklus for anthraquinonprocessen til fremstilling af hydrogenperoxid

    I dag fremstilles hydrogenperoxid næsten udelukkende ved anthraquinonprocessen , som det tyske kemiske firma BASF udviklede og patenterede i 1939. Det begynder med reduktionen af ​​en anthraquinon (f.eks. 2-ethylanthraquinon eller 2-amylderivatet) til det tilsvarende anthrahydroquinon , typisk ved hydrogenering på en palladium -katalysator . I nærvær af ilt undergår anthrahydroquinonen derefter autoxidation : de labile hydrogenatomer i hydroxygrupperne overføres til oxygenmolekylet for at give hydrogenperoxid og regenerere anthraquinonen. De fleste kommercielle processer opnår oxidation ved boblende trykluft gennem en opløsning af anthrahydroquinonen, hvorved hydrogenperoxidet ekstraheres fra opløsningen, og anthraquinonen recirkuleres tilbage i successive cyklusser af hydrogenering og oxidation.

    Nettoreaktionen for den anthraquinon-katalyserede proces er:

    H
    2    + O
    2    → H
    2    O
    2

    Procesøkonomien afhænger i høj grad af effektiv genanvendelse af ekstraktionsopløsningsmidlerne, hydrogeneringskatalysatoren og den dyre kinon .

    ISO tankbeholder til transport af brintoverilte
    En tankvogn designet til transport af brintoverilte med jernbane

    Andre kilder

    Små, men påviselige mængder hydrogenperoxid kan dannes ved flere metoder. Små mængder dannes ved elektrolyse af fortyndet syre omkring katoden, hvor hydrogen udvikler sig, hvis der bobles ilt omkring det. Det fremstilles også ved at udsætte vand for ultraviolette stråler fra en kviksølvlampe eller en lysbue, mens det begrænses i et UV -transparent kar (f.eks. Kvarts). Det kan påvises i isvand efter at have brændt en hydrogengasstrøm rettet mod det og kan også påvises på flydende is. Hurtigt afkøling af fugtig luft, der blæses gennem et gnistgab på cirka 2.000 ° C, resulterer i påviselige mængder.

    En kommercielt levedygtig proces til fremstilling af hydrogenperoxid direkte fra miljøet har været af interesse i mange år. Effektiv direkte syntese er vanskelig at opnå, da hydrogenets reaktion med oxygen termodynamisk fremmer produktion af vand. Der er udviklet systemer til direkte syntese, hvoraf de fleste anvender fint dispergerede metalkatalysatorer svarende til dem, der anvendes til hydrogenering af organiske substrater. Ingen af ​​disse har endnu nået et punkt, hvor de kan bruges til syntese i industriel skala.

    Tilgængelighed

    Hydrogenperoxid er mest almindeligt tilgængelig som en opløsning i vand. For forbrugere er det normalt tilgængeligt på apoteker i koncentrationer på 3 og 6 vægtprocent . Koncentrationerne er undertiden beskrevet i form af mængden af ​​genereret iltgas; en milliliter af en 20-volumen opløsning genererer tyve milliliter iltgas, når den er fuldstændig nedbrudt. Til laboratoriebrug er 30 vægt% opløsninger mest almindelige. Kommercielle kvaliteter fra 70% til 98% er også tilgængelige, men på grund af potentialet i opløsninger af mere end 68% hydrogenperoxid kan det helt omdannes til damp og ilt (med dampens temperatur stigende, når koncentrationen stiger over 68%) disse kvaliteter er potentielt langt mere farlige og kræver særlig pleje på dedikerede lagerområder. Købere skal typisk tillade inspektion af kommercielle producenter.

    I 1994 blev verdens produktion af H
    2    O
    2    var omkring 1,9 millioner tons og voksede til 2,2 millioner i 2006, hvoraf de fleste var i en koncentration på 70% eller mindre. I det år, bulk 30% H
    2    O
    2    sælges for omkring 0,54 USD / kg , svarende til US $ 1,50/ kg (US $ 0,68/ lb ) på "100% basis".

    Hydrogenperoxid forekommer i overfladevand, grundvand og i atmosfæren . Det dannes ved belysning eller naturlig katalytisk virkning af stoffer indeholdt i vand. Havvand indeholder 0,5 til 14 μg/L hydrogenperoxid, ferskvand 1 til 30 μg/L og luft 0,1 til 1 dele pr. Milliard.

    Reaktioner

    Nedbrydning

    Hydrogenperoxid nedbrydes til vand og oxygen med et Δ H o af -2884,5  kJ / kg og en Δ S på 70,5 J / (mol · K):

    2 H
    2    O
    2    → 2 H
    2    O     + O
    2

    Nedbrydningshastigheden stiger med stigning i temperatur, koncentration og pH ( H
    2    O
    2    er ustabile under alkaliske forhold), med kølige, fortyndede og sure opløsninger, der viser den bedste stabilitet. Nedbrydning katalyseres af forskellige redox-aktive ioner eller forbindelser, herunder de fleste overgangsmetaller og deres forbindelser (f.eks. Mangandioxid (MnO 2 ), sølv og platin ). Visse metalioner, såsom Fe2+
    eller Ti3+
    , kan få nedbrydningen til at gå en anden vej, idet frie radikaler, såsom hydroxylradikalen (HO • ) og hydroperoxyl (HOO • ) dannes. Ikke-metalliske katalysatorer omfatter kaliumiodid (KI), som reagerer særligt hurtigt og danner grundlag for demonstrationen af elefanttandpasta . Hydrogenperoxid kan også nedbrydes biologisk af enzymet katalase . Nedbrydningen af ​​hydrogenperoxid frigiver ilt og varme; dette kan være farligt, da spild af højkoncentreret hydrogenperoxid på et brandfarligt stof kan forårsage øjeblikkelig brand.

    Redox reaktioner

    Redoxegenskaberne af hydrogenperoxid afhænger af pH, da sure betingelser forværrer oxidationsmidlernes magt og basiske betingelser reducerende midlers effekt . Da hydrogenperoxid udviser ambivalente redoxegenskaber , samtidig med at det er en oxidator eller et reduktionsmiddel, afhænger dets redoxadfærd straks af pH.

    I sure opløsninger er H
    2    O
    2    er en kraftig oxidationsmiddel , stærkere end chlor , chlordioxid og kaliumpermanganat . Når den bruges til rengøring af laboratorieglas, betegnes en opløsning af hydrogenperoxid og svovlsyre som Piranha -opløsning .

    H
    2    O
    2    er en kilde til hydroxylradikaler ( • OH), som er meget reaktive. H
    2    O
    2    bruges i Briggs -Rauscher og Bray -Liebhafsky -oscillerende reaktioner .

    Oxiderende
    reagens    		 Reduceret
    produkt     		Oxidation
    potentiale
    (V)
    F 2 HF 3.0
    O 3 O 2 2.1
    H 2 O 2 H 2 O 1.8
    KMnO 4 MnO 2 1.7
    ClO 2 HClO 1.5
    Cl 2 Cl - 1.4

    I sure opløsninger, Fe2+
    oxideres til Fe3+
     (hydrogenperoxid, der virker som oxidationsmiddel):

    2 Fe2+
    (aq) + H
    2    O
    2    + 2 H+
    (aq) → 2 Fe3+
    (aq) + 2 H
    2    O     (l)

    og sulfit ( SO2−
    3    ) oxideres til sulfat ( SO2−
    4    ). Dog kaliumpermanganat reduceres til Mn2+
    af sur H
    2    O
    2    . Under alkaliske forhold vender nogle af disse reaktioner imidlertid om; for eksempel Mn2+
    oxideres til Mn4+
    (som MnO
    2    ).

    I grundopløsninger er hydrogenperoxid et stærkt reduktionsmiddel og kan reducere en række uorganiske ioner. Når H
    2    O
    2    virker som et reduktionsmiddel, oxygen er gas også produceret. For eksempel vil hydrogenperoxid reducere natriumhypochlorit og kaliumpermanganat , hvilket er en bekvem metode til fremstilling af ilt i laboratoriet:

    NaOCl + H
    2    O
    2    → O
    2    + NaCl + H
    2    O
    2 KMnO
    4    + 3 H
    2    O
    2    → 2 MnO
    2    + 2 KOH + 2 H
    2    O     + 3 O
    2

    Organiske reaktioner

    Hydrogenperoxid bruges ofte som oxidationsmiddel . Illustrerende er oxidation af thioethere til sulfoxider :

    Ph −S − CH
    3    + H
    2    O
    2    → Ph −S (O) −CH
    3    + H
    2    O

    Alkalisk hydrogenperoxid bruges til epoxidation af elektronmangel-alkener såsom acrylsyrederivater og til oxidation af alkylboraner til alkoholer , det andet trin i hydroboration-oxidation . Det er også det vigtigste reagens i Dakin -oxidationsprocessen .

    Forløber for andre peroxidforbindelser

    Hydrogenperoxid er en svag syre, der danner hydroperoxid eller peroxid salte med mange metaller.

    Det omdanner også metaloxider til de tilsvarende peroxider. For eksempel ved behandling med hydrogenperoxid, chromsyre ( CrO
    3    og H.
    2    SÅ
    4    ) danner et blåt peroxid CrO ( O
    2    )
    2    .

    Denne form for reaktion bruges industrielt til fremstilling af peroxoanioner. For eksempel fører reaktion med borax til natriumperborat , et blegemiddel, der bruges i vaskemidler:

    Na
    2    B
    4    O
    7    + 4 H
    2    O
    2    + 2 NaOH → 2 Na
    2    B
    2    O
    4    (Åh)
    4    + H
    2    O

    H
    2    O
    2    omdanner carboxylsyrer (RCO 2 H) til peroxysyrer (RC (O) O 2 H), der selv bruges som oxidationsmidler. Hydrogenperoxid reagerer med acetone for at danne acetone peroxid og med ozon for at danne trioxidan . Hydrogenperoxid danner stabile addukter med urinstof ( hydrogenperoxid - urinstof ), natriumcarbonat ( natriumpercarbonat ) og andre forbindelser. Et syre-base-addukt med triphenylphosphinoxid er en nyttig "bærer" for H
    2    O
    2     i nogle reaktioner.

    Hydrogenperoxid er både et oxidationsmiddel og reduktionsmiddel. Oxidationen af ​​hydrogenperoxid med natriumhypochlorit giver enlig ilt . Netto reaktionen af ​​en ferriion med hydrogenperoxid er en jernholdig ion og ilt. Dette foregår via enkelt elektronoxidation og hydroxylradikaler. Dette bruges i nogle organiske kemiske oxidationer, f.eks. I Fentons reagens . Kun katalytiske mængder jernion er påkrævet, da peroxid også oxiderer jern til ferriion. Nettoreaktionen af ​​hydrogenperoxid og permanganat eller mangandioxid er manganion; indtil peroxidet er brugt, reoxideres nogle manganioner imidlertid for at gøre reaktionen katalytisk. Dette danner grundlag for almindelige monopropellantraketter .

    Biologisk funktion

    Ascaridol

    Hydrogenperoxid dannes i mennesker og andre dyr som et kortvarigt produkt i biokemiske processer og er giftigt for celler . Toksiciteten skyldes oxidation af proteiner , membranlipider og DNA af peroxidionerne. Klassen af ​​biologiske enzymer kaldet superoxiddismutase (SOD) udvikles i næsten alle levende celler som et vigtigt antioxidant . De fremmer disproportionering af superoxid i oxygen og hydrogenperoxid, som derefter hurtigt nedbrydes af enzymet katalase til ilt og vand.

    2 O-
    2    + 2 H+
    → O
    2    + H
    2    O
    2
    2 H 2 O 2 → O 2 + 2 H 2 O

    Peroxisomer er organeller, der findes i stort set alle eukaryote celler. De er involveret i katabolismen af meget langkædede fedtsyrer , forgrenede fedtsyrer , D -aminosyrer , polyaminer og biosyntese af plasmalogener , etherphospholipider, der er kritiske for den normale funktion af pattedyrhjerner og lunger. Ved oxidation producerer de hydrogenperoxid i følgende proces katalyseret af flavinadenin dinucleotid (FAD):

    Catalase , en anden peroxisomal enzym, anvender denne H 2 O 2 til at oxidere andre substrater, herunder phenoler , myresyre , formaldehyd og alkohol , ved hjælp af en peroxidationsreaktionen:

    dermed elimineres det giftige hydrogenperoxid i processen.

    Denne reaktion er vigtig i lever- og nyreceller, hvor peroxisomerne neutraliserer forskellige giftige stoffer, der kommer ind i blodet. Nogle af de ethanol mennesker drikker oxideres til acetaldehyd på denne måde. Hertil kommer, når overskydende H 2 O 2 akkumuleres i cellen, katalase konverterer det til H 2 O gennem denne reaktion:

    En anden oprindelse for hydrogenperoxid er nedbrydning af adenosinmonophosphat, der giver hypoxanthin . Hypoxanthin kataboliseres derefter oxidativt først til xanthin og derefter til urinsyre , og reaktionen katalyseres af enzymet xanthinoxidase :

    H
    2    O     , O 2
    H 2 O 2
    Højre reaktionspil med mindre underlag fra øverst til venstre og mindre produkt (er) til øverst til højre
    H
    2    O     , O 2
    H 2 O 2
    Højre reaktionspil med mindre underlag fra øverst til venstre og mindre produkt (er) til øverst til højre
    Nedbrydning af hypoxanthin gennem xanthin til urinsyre til dannelse af hydrogenperoxid.
    Australsk bombardierbille

    Nedbrydningen af guanosinmonophosphat giver xanthin som et mellemprodukt, der derefter på samme måde omdannes til urinsyre med dannelsen af ​​hydrogenperoxid.

    Æg af søpindsvin , kort efter befrugtning med en sædcell, producerer brintoverilte. Det dissocieres derefter hurtigt til OH · radikaler . Radikaler fungerer som initiativtager til radikal polymerisation , som omgiver æggene med et beskyttende lag af polymer .

    Den bombardier bille har en indretning, som gør det muligt at skyde ætsende og ildelugtende bobler ved sine fjender. Billen producerer og opbevarer hydroquinon og hydrogenperoxid i to separate reservoirer i den bageste spids af maven. Når den er truet, samler billen muskler, der tvinger de to reaktanter gennem ventilerede rør ind i et blandingskammer, der indeholder vand og en blanding af katalytiske enzymer. Når de kombineres, reaktanterne underkastes en voldsom exoterm kemisk reaktion , hæve temperaturen til nær kogepunktet af vand . Den kogende, ildelugtende væske bliver delvist til en gas ( lynfordampning ) og udstødes gennem en udløbsventil med en høj poppelyd.

    Hydrogenperoxid er et signalmolekyle for plantebeskyttelse mod patogener .

    Hydrogenperoxid har roller som et signalmolekyle i reguleringen af ​​en lang række biologiske processer. Forbindelsen er en vigtig faktor, der er impliceret i fri-radikal-teorien om aldring , baseret på, hvor let hydrogenperoxid kan nedbrydes til et hydroxylradikal, og hvordan superoxidradikale biprodukter af cellulær metabolisme kan reagere med omgivende vand for at danne hydrogenperoxid. Disse hydroxylradikaler reagerer igen let med og beskadiger vitale cellulære komponenter, især mitokondrierne . Mindst en undersøgelse har også forsøgt at forbinde hydrogenperoxidproduktion med kræft. Disse undersøgelser er ofte blevet citeret i svigagtige behandlingskrav.

    Mængden af ​​hydrogenperoxid i biologiske systemer kan analyseres ved hjælp af et fluorometrisk assay .

    Anvendelser

    Blegning

    Omkring 60% af verdens produktion af hydrogenperoxid bruges til papirblegning og papirmasse . Den anden store industriel anvendelse er fremstilling af natriumpercarbonat og natriumperborat , der anvendes som milde blegemidler i tøjvask detergenter . Natriumpercarbonat, som er et addukt af natriumcarbonat og hydrogenperoxid, er den aktive ingrediens i vasketøjsprodukter som OxiClean og Tide vaskemiddel . Når det opløses i vand, frigiver det hydrogenperoxid og natriumcarbonat. Disse blegemidler er i sig selv kun effektive ved vasketemperaturer på 60 ° C (140 ° F) eller derover, og bruges derfor ofte sammen med blegeaktivatorer , som letter rengøring ved lavere temperaturer.

    Produktion af organiske forbindelser

    Det bruges til fremstilling af forskellige organiske peroxider, hvor dibenzoylperoxid er et eksempel på store mængder. Det bruges i polymerisationer , som melblegemiddel og som behandling af acne. Peroxysyrer , såsom pereddikesyre og meta-chlorperoxybenzoesyre, fremstilles også ved anvendelse af hydrogenperoxid. Hydrogenperoxid er blevet brugt til fremstilling af organiske peroxidbaserede sprængstoffer, såsom acetone peroxid .

    Desinfektionsmiddel

    Fingerspidser
    Hud kort efter eksponering for 35% H
    2    O
    2
    Kontaktlinser blødgøres i en 3% hydrogenperoxidbaseret opløsning. Sagen indeholder en katalytisk skive, der neutraliserer hydrogenperoxidet over tid.

    Hydrogenperoxid bruges i visse spildevandsbehandlingsprocesser til at fjerne organiske urenheder. I avanceret oxidation behandling , den Fenton reaktionen giver meget reaktive hydroxylradikal (· OH). Dette nedbryder organiske forbindelser, herunder dem, der normalt er robuste, såsom aromatiske eller halogenerede forbindelser . Det kan også oxidere svovlbaserede forbindelser, der findes i affaldet; hvilket er gavnligt, da det generelt reducerer deres lugt.

    Hydrogenperoxid kan bruges til sterilisering af forskellige overflader, herunder kirurgiske værktøjer, og kan indsættes som damp ( VHP ) til rumsterilisering. H 2 O 2 viser bredspektret virkning mod virus, bakterier, gær og bakteriesporer. Generelt ses større aktivitet mod Gram-positive end Gram-negative bakterier; tilstedeværelsen af katalase eller andre peroxidaser i disse organismer kan imidlertid øge tolerancen i nærvær af lavere koncentrationer. Lavere koncentrationsniveauer (3%) virker mod de fleste sporer; højere koncentrationer (7 til 30%) og længere kontakttider vil forbedre sporicid aktivitet.

    Brintoverilte ses som et miljømæssigt sikkert alternativ til klorbaserede blegemidler, da det nedbrydes til dannelse af ilt og vand, og det er generelt anerkendt som sikkert som et antimikrobielt middel af US Food and Drug Administration (FDA).

    Hydrogenperoxid kan bruges til behandling af acne , selvom benzoylperoxid er en mere almindelig behandling.

    Niche bruger

    Kemiluminescens af cyalume , som fundet i en glødestav

    Hydrogenperoxid har forskellige husholdningsanvendelser, primært som rengørings- og desinfektionsmiddel.

    Blegning af hår

    Fortyndet H.
    2    O
    2    (mellem 1,9% og 12%) blandet med vandig ammoniak har været anvendt til blegning humant hår . Kemikaliets blegningsegenskab giver sit navn til udtrykket " peroxidblond ". Hydrogenperoxid bruges også til tandblegning . Det findes muligvis i de fleste tandblegemidler. Hydrogenperoxid har vist positive resultater med tændernes lethed og chroma -skygge -parametre. Det virker ved at oxidere farvede pigmenter på emaljen, hvor tandens nuance kan blive lysere. Hydrogenperoxid kan blandes med bagepulver og salt for at lave en hjemmelavet tandpasta.

    Fjernelse af blodpletter

    Hydrogenperoxid reagerer med blod som et blegemiddel, og hvis en blodplet er frisk eller ikke er for gammel, vil liberal anvendelse af hydrogenperoxid, om nødvendigt i mere end enkelt påføring, blegne pletten helt ud. Efter cirka to minutter efter påføringen skal blodet tørres ordentligt ud.

    Drivmiddel
    Yderligere oplysninger: Højtestet peroxid
    Rocket-belt hydrogen-peroxid fremdriftssystem, der bruges i en jetpack

    Høj koncentration H
    2    O
    2    betegnes "high-test peroxide" (HTP). Det kan bruges enten som et monopropellant (ikke blandet med brændstof) eller som oxidationsmiddelkomponenten i en bipropellant raket . Anvendelse som monopropellant drager fordel af nedbrydning af 70–98% hydrogenperoxid i damp og ilt. Drivmidlet pumpes ind i et reaktionskammer, hvor en katalysator, sædvanligvis en sølv- eller platinskærm, udløser nedbrydning og producerer damp ved over 600 ° C (1.100 ° F), som udstødes gennem en dyse og genererer tryk . H
    2    O
    2    monopropellant producerer en maksimal specifik impuls ( I sp ) på 161 s (1,6 kN · s /kg). Peroxid var det første store monopropellant, der blev anvendt til brug i raketapplikationer. Hydrazin erstattede til sidst hydrogenperoxidmonopropellant-thruster-applikationer primært på grund af en stigning på 25% i den vakuumspecifikke impuls. Hydrazin (giftig) og hydrogenperoxid (mindre toksisk [ACGIH TLV 0,01 og 1 ppm hhv.]) Er de eneste to monopropellanter (andre end kolde gasser), der er blevet bredt anvendt og anvendt til fremdrift og kraftapplikationer. The Bell Rocket Belt , reaktion kontrolsystemer for X-1 , X-15 , Centaur , Mercury , Lille Joe , samt turbo-pump gasgeneratorer for X-1, X-15, Jupiter, Redstone og Viking anvendes hydrogenperoxid som monopropellant.

    Som bipropellant, H
    2    O
    2    nedbrydes for at forbrænde et brændstof som en oxidator. Specifikke impulser helt op til 350 s (3,5 kN · s/kg) kan opnås afhængigt af brændstoffet. Peroxid, der bruges som oxidator, giver et noget lavere I sp end flydende ilt, men er tæt, opbevarbart, ikke-kryogent og kan lettere bruges til at drive gasturbiner til at give høje tryk ved hjælp af en effektiv lukket cyklus . Det kan også bruges til regenerativ køling af raketmotorer. Peroxid blev meget vellykket brugt som oxidationsmiddel i tyske raketmotorer under anden verdenskrig (f.eks. T-Stoff , indeholdende oxyquinolinstabilisator, til både Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO eksternt podede monopropellant booster-system og til Walter HWK 109-509 raket motorserier brugt til Me 163 B), oftest brugt med C-Stoff i en selvantændelig hypergolisk kombination og til billige britiske Black Knight- og Black Arrow- løfteraketter.

    I 1940'erne og 1950'erne brugte den Hellmuth Walter KG -udtænkte turbine brintoverilte til brug i ubåde, mens den var nedsænket; det viste sig at være for støjende og kræver for meget vedligeholdelse i forhold til dieselelektriske elsystemer. Nogle torpedoer brugte hydrogenperoxid som oxidationsmiddel eller drivmiddel. Operatørfejl i brugen af ​​hydrogenperoxid-torpedoer blev navngivet som mulige årsager til HMS Sidons og den russiske ubåd Kursk . SAAB Underwater Systems fremstiller Torpedo 2000. Denne torpedo, der bruges af den svenske flåde , drives af en stempelmotor, der drives af HTP som en oxidator og petroleum som brændstof i et bipropellant system.

    Glødestifter

    Hydrogenperoxid reagerer med visse estere , såsom phenyloxalatester (cyalume), for at producere kemiluminescens ; denne applikation findes mest i form af glødestokke .

    Havebrug

    Nogle gartnere og brugere af hydroponik går ind for brug af svag hydrogenperoxidopløsning i vandingsløsninger. Dens spontane nedbrydning frigiver ilt, der forbedrer en plantes rodudvikling og hjælper med at behandle rodrot (cellulær roddød på grund af mangel på ilt) og en række andre skadedyr.

    For generelle vandingskoncentrationer bruges omkring 0,1%, og dette kan øges op til en procent for svampedræbende virkninger. Test viser, at planteløv sikkert kan tåle koncentrationer på op til 3%.

    Fiskehold

    Hydrogenperoxid bruges i akvakultur til at kontrollere dødelighed forårsaget af forskellige mikrober. I 2019 godkendte den amerikanske FDA den til bekæmpelse af Saprolegniasis i alle koldtvandsfisk og alt fingerling og voksen kølevand og finvandsfinfisk, til bekæmpelse af ekstern columnaris sygdom i varmtvandsfinfisk og til bekæmpelse af Gyrodactylus spp. i ferskvandsopdrættede laksefisk. Laboratorieundersøgelser udført af fiskekulturer har vist, at almindeligt husholdningsbrintoverilte sikkert kan bruges til at levere ilt til små fisk. Hydrogenperoxidet frigiver ilt ved nedbrydning, når det udsættes for katalysatorer som mangandioxid .

    Sikkerhed

    Reglerne varierer, men lave koncentrationer, såsom 5%, er bredt tilgængelige og lovlige at købe til medicinsk brug. De fleste håndkøbsperoxidopløsninger er ikke egnede til indtagelse. Højere koncentrationer kan betragtes som farlige og ledsages typisk af et sikkerhedsdatablad (SDS). I høje koncentrationer er hydrogenperoxid en aggressiv oxidationsmiddel og vil korrodere mange materialer, herunder menneskelig hud. I nærvær af et reduktionsmiddel , høje koncentrationer af H
    2    O
    2     vil reagere voldsomt.

    Højkoncentreret hydrogenperoxidstrømme, typisk over 40%, bør betragtes som farlige på grund af koncentreret hydrogenperoxid, der opfylder definitionen af ​​en DOT- oxidator i henhold til amerikanske regler, hvis den frigives til miljøet. The EPA Lineært Mængde (RQ) for D001 farligt affald er 100 pounds (45 kg), eller ca 10 US gallons (38 L), koncentreret hydrogenperoxid.

    Hydrogenperoxid skal opbevares på et køligt, tørt, godt ventileret sted og væk fra brandfarlige eller brændbare stoffer. Det skal opbevares i en beholder bestående af ikke-reaktive materialer, såsom rustfrit stål eller glas (andre materialer, herunder nogle plast- og aluminiumlegeringer, kan også være egnede). Fordi det hurtigt nedbrydes, når det udsættes for lys, bør det opbevares i en uigennemsigtig beholder, og farmaceutiske formuleringer kommer typisk i brune flasker, der blokerer lys.

    Hydrogenperoxid, enten i ren eller fortyndet form, kan udgøre flere risici, den vigtigste er, at det danner eksplosive blandinger ved kontakt med organiske forbindelser. Destillation af hydrogenperoxid ved normalt tryk er yderst farlig. Det er også ætsende, især når det er koncentreret, men selv indenlandske løsninger kan forårsage irritation af øjne, slimhinder og hud. Slukning af hydrogenperoxidopløsninger er særlig farlig, da nedbrydning i maven frigiver store mængder gas (ti gange mængden af ​​en 3% opløsning), hvilket fører til indre oppustethed. Indånding af over 10% kan forårsage alvorlig lungeirritation.

    Med et betydeligt damptryk (1,2 kPa ved 50 ° C) er hydrogenperoxiddamp potentielt farlig. Ifølge US NIOSH er grænsen for umiddelbart farlig for liv og sundhed (IDLH) kun 75 ppm. Den amerikanske arbejdsmiljøadministration (OSHA) har fastsat en tilladt eksponeringsgrænse på 1,0 ppm beregnet som et 8-timers tidsvægtet gennemsnit (29 CFR 1910.1000, tabel Z-1). Hydrogenperoxid er også blevet klassificeret af American Conference of Governmental Industrial Hygienists (ACGIH) som et "kendt dyrkræftfremkaldende stof, med ukendt relevans for mennesker". Til arbejdspladser, hvor der er risiko for eksponering for dampens farlige koncentrationer, bør der anvendes kontinuerlige monitorer for hydrogenperoxid. Information om farerne ved brintoverilte er tilgængelig fra OSHA og fra ATSDR.

    Bivirkninger på sår

    Historisk set blev hydrogenperoxid brugt til desinfektion af sår, dels på grund af dets lave omkostninger og hurtige tilgængelighed i forhold til andre antiseptika . Nu menes det at hæmme helbredelse og fremkalde ardannelse , fordi det ødelægger nydannede hudceller . En undersøgelse viste, at kun meget lave koncentrationer (0,03% opløsning, dette er en fortynding af typiske 3% peroxid med 100 gange) kan fremkalde heling, og kun hvis det ikke påføres gentagne gange. En 0,5% opløsning viste sig at hindre heling. Kirurgisk brug kan føre til dannelse af gasemboli . På trods af dette bruges det stadig til sårbehandling i mange lande, og i USA er det udbredt som et stort førstehjælpsantiseptikum.

    Dermal eksponering for fortyndede opløsninger af hydrogenperoxid forårsager blegning eller blegning af huden på grund af mikroembolisme forårsaget af iltbobler i kapillærerne.

    Brug i alternativ medicin

    Udøvere af alternativ medicin har anbefalet brug af hydrogenperoxid til forskellige tilstande, herunder emfysem , influenza , AIDS og især kræft . Der er ingen tegn på effektivitet, og i nogle tilfælde har det vist sig dødeligt.

    Praksis kræver det daglige forbrug af hydrogenperoxid, enten oralt eller ved injektion, og er baseret på to forskrifter. For det første, at hydrogenperoxid produceres naturligt af kroppen for at bekæmpe infektion; og for det andet, at menneskelige patogener og tumorer (se Warburg-hypotese ) er anaerobe og ikke kan overleve i iltrige miljøer. Indtagelse eller injektion af hydrogenperoxid menes derfor at dræbe sygdom ved at efterligne immunresponset ud over stigende iltniveauer i kroppen. Dette gør praksis ligner andre iltbaserede terapier, såsom ozonbehandling og hyperbar iltbehandling .

    Både effektiviteten og sikkerheden ved hydrogenperoxidbehandling er videnskabeligt tvivlsom. Hydrogenperoxid produceres af immunsystemet, men på en omhyggeligt kontrolleret måde. Celler kaldet fagocytter opsluger patogener og bruger derefter hydrogenperoxid til at ødelægge dem. Peroxidet er giftigt for både cellen og patogenet og opbevares derfor i et specielt rum, kaldet et fagosom . Gratis hydrogenperoxid vil skade ethvert væv, det støder på via oxidativ stress , en proces, der også er blevet foreslået som årsag til kræft. Påstande om, at hydrogenperoxidterapi øger cellens iltindhold, er ikke blevet understøttet. De indgivne mængder forventes at give meget lidt ekstra ilt i forhold til de mængder, der er tilgængelige ved normal respiration. Det er også svært at øge iltniveauet omkring kræftceller i en tumor, da blodtilførslen har en tendens til at være dårlig, en situation kendt som tumorhypoxi .

    Store orale doser af hydrogenperoxid i en koncentration på 3% kan forårsage irritation og blærer i munden, halsen og maven samt mavesmerter, opkastning og diarré. Intravenøs injektion af hydrogenperoxid har været forbundet med flere dødsfald. Den amerikanske Cancer Society , at "der ikke er noget videnskabeligt bevis for, at hydrogenperoxid er en sikker, effektiv, eller nyttig kræftbehandling." Endvidere er behandlingen ikke godkendt af den amerikanske FDA.

    Historiske hændelser

    • Den 16. juli 1934 i Kummersdorf , Tyskland, eksploderede en drivkraftstank indeholdende en eksperimentel monopropellantblanding bestående af hydrogenperoxid og ethanol under en test og dræbte tre mennesker.
    • Under anden verdenskrig eksperimenterede læger i tyske koncentrationslejre med brug af hydrogenperoxidinjektioner ved drab på mennesker.
    • I april 1992 skete der en eksplosion ved hydrogenperoxidfabrikken i Jarrie i Frankrig på grund af teknisk svigt i det edb -styrede system og resulterede i en dødsfald og omfattende ødelæggelse af anlægget.
    • Flere mennesker modtog lettere skader efter et hydrogenperoxidudslip ombord på en flyvning mellem de amerikanske byer Orlando og Memphis den 28. oktober 1998.
    • Den russiske ubåd K -141 Kursk sejlede for at udføre en øvelse med affyring af dummy -torpedoer på Pyotr Velikiy , en slagkrydseren i Kirov -klassen . Den 12. august 2000, kl. 11:28 lokal tid (07:28 UTC), var der en eksplosion under forberedelsen til at affyre torpedoer. Den eneste troværdige rapport til dato er, at dette skyldtes svigt og eksplosion af en af ​​Kursks hydrogenperoxid-drevne torpedoer. Det menes, at HTP , en form for stærkt koncentreret brintoverilte, der blev brugt som drivmiddel til torpedoen, sivede gennem beholderen, beskadiget enten af ​​rust eller ved lastningsproceduren tilbage på land, hvor en hændelse, hvor en af ​​torpedoer ved et uheld rørte jorden, ikke blev rapporteret . Fartøjet gik tabt med alle hænder. En lignende hændelse var ansvarlig for tabet af HMS Sidon i 1955.
    • Den 15. august 2010 opstod der et spild på ca. 30 liter rengøringsvæske på 54. etage i 1515 Broadway, på Times Square, New York City. Udslippet, som en talsmand for brandvæsenet i New York sagde, var af brintoverilte, lukkede Broadway mellem West 42. og West 48th street, da brandbiler reagerede på hazmat -situationen. Der var ingen meldte tilskadekomne.

    Se også

    Referencer

    Noter

    Bibliografi

    • J. Drabowicz; et al. (1994). G. Capozzi; et al. (red.). Syntesen af ​​sulfoner, sulfoxider og cykliske sulfider . Chichester UK: John Wiley & Sons. s. 112–6. ISBN 978-0-471-93970-2.
    • NN Greenwood; A. Earnshaw (1997). Elementernes kemi (2. udgave). Oxford UK: Butterworth-Heinemann.En fantastisk beskrivelse af egenskaber og kemi af H
      2      O
      2      .
    • J. March (1992). Avanceret organisk kemi (4. udgave). New York: Wiley. s. 723.
    • WT Hess (1995). "Brintoverilte". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology . 13 (4. udgave). New York: Wiley. s. 961–995.

    eksterne links