Пероксид водорода с соляной кислотой уравнение

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

8(906)72 3-11-5 2

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Пероксид водорода с соляной кислотой уравнение

Не так давно я пытался растворить титан в смеси концентрированной соляной кислоты и 30% перекиси водорода (пергидроль) [см. Титан, соляная кислота и пероксид водорода. Titanium, hydrochloric acid and hydrogen peroxide [ссылка]]. Какая наивность! Титан устойчив ко многим кислотам и смесям кислот. Исключение составляет плавиковая кислота и кислотные смеси, содержащие фториды.

Металлический титан также переходит в раствор под действием смеси серной кислоты и пергидроля: перекись водорода в данном случае играет роль комплексообразователя. В среде соляной кислоты аналогичной реакции не происходит, поскольку хлороводород и пероксид водорода реагируют в растворе с образованием хлора. Как оказалось, титан в водной среде не боится хлора (как и многих кислот).

Зато благодаря образованию свободного хлора смесь пергидроля и концентрированной соляной кислоты способна растворять даже золото. Про этот факт я много раз читал и слышал от коллег, но провести опыт ни разу не пробовал. Пришло время устранить это безобразие.

Золото — металл дорогой, но для нашего эксперимента хватит небольшого кусочка битой посуды с позолотой (чашка, тарелка и т.п.). Кусочек фарфора с позолоченной линией я поместил в стакан и залил примерно 10 мл концентрированной соляной кислоты (для реакции кислоты необходимо гораздо меньше, но пришлось добавить сколько жидкости, чтобы она покрыла позолоту). Разумеется, золото в соляной кислоте не растворилось — не было никаких признаков реакции. Добавил в стакан по каплям 1.5 мл пергидроля. Позолота начала «таять», начиная с краев, и вскоре исчезла: тонкий слой золота быстро растворился в смеси соляной кислоты и перекиси. Остался только белый фарфор.

Появился отчетливый запах хлора, раствор стал зеленым (цвет хлорной воды), началось активное выделение пузырьков газа. Причем, к моменту, когда началось бурное образование пузырьков газа, последние остатки позолоты уже исчезли.

Стакан пришлось выставить за окно, чтобы не дышать хлором. Такие опыты необходимо проводить под вытяжкой или на открытом воздухе.

После растворения золота в смеси концентрированной соляной кислоты и пергидроля образовался зелено-желтый раствор, который сильно пах хлором. Чтобы хлор выветрился, поставил его на сутки за окно. Через сутки запах хлора ослаб, но был все еще заметным. Перелил раствор в выпарную чашку и оставил медленно испаряться при комнатной температуре. Через несколько дней объем жидкости сильно уменьшился, запах хлора уже не ощущался (только слабый запах соляной кислоты). На дне чашки собрался желтый раствор, чуть выше — желтое твердое вещество. Это и есть золотохлористоводородная кислота H[AuCl₄] (она же — тетрахлороаурат(III) водорода, или золотохлороводородная кислота).

Чтобы перевести ее в металлическое золото, нужно подействовать восстановителем. Для этой цели традиционно используют гидразин, сульфит натрия или более дешевый и доступный сульфат железа (II). Можно также направить на поверхность раствора пламя водородной или бутановой горелки, как это было сделано в статье Коллоидное золото (золь золота): получение коллоидного раствора золота [ссылка] — в результате золото получится в форме мельчайших частиц.

Решил сделать проще: провести термическое разложение золотохлористоводородной кислоты. Для этого каплю раствора, полученного растворением золота, поместил на кусок глазурированного фарфора и нагрел сверху синим (окислительным) пламенем горелки Бунзена. Вода испарилась, осталась желтая золотохлористоводородная кислота H[AuCl₄]. Нагрев оказался слишком слабым, поэтому взял польскую пропан-бутановую горелку и направил пламя на пятно твердой кислоты. Вскоре пятно стало темно-фиолетовым: золото выделилось в виде мелких частиц, которые по виду сильно отличаются от компактного металла — желтого и блестящего. Дальнейший нагрев не принес изменений. Чтобы сплавить мелкие частицы в компактное золото, горелка давала недостаточно тепла, ведь для этого нужно было нагреть весь кусок фарфора выше температуры плавления золота (1064.18°C).

После первого (предварительного) опыта направил пламя пропан-бутановой горелки на раствор в выпарной чашке (осторожно, чтобы не треснул фарфор!). В результате пространство над раствором стало фиолетовым — это разложились частички золотохлористоводородной кислоты, которые были над жидкостью. Фиолетовая окраска появилась даже там, где визуально не было заметно желтых кристаллов. Раствор от контакта с пламенем просто закипел — никакого осадка или коллоида в нем не образовалось. После испарения раствора твердая H[AuCl₄] разлагалась, оставляя на фарфоре темно-фиолетовый и темно-коричневый налет мелких частиц металлического золота. Отчетливо ощущался запах хлора.

Кстати, в процессе испарения раствора при комнатной температуре (перед опытом по разложению) на дне чашки выпало немного фиолетово-серого осадка: это металлическое золото, которое образовалось из золотохлористоводородной кислоты. Роль восстановителя могла играть пыль или частички кошачьей шерсти, которой в помещениях, оккупированных этими зверями, всегда хватает.

Мимо воли вспомнил случай, когда товарищу на новую рубашку попала капля раствора золотохлористоводородной кислоты, в результате осталось фиолетовое пятно. И чем его отмыть? — Чтобы не разрушить ткань. Ничего лучше, чем раствор цианида калия мы не придумали. Воспользовался он этим «добрым» советом или нет — не знаю.

После экспериментов и последующего написания статьи остались два пятна золота: одно — фиолетовое на куске фарфора, другое — фиолетовое с коричневым на выпарной чашке. Когда я приготовил царскую водку — совсем для другого эксперимента, решил растворить эти пятна. Оказалось, что первое (фиолетовое) пятно на осколке фарфора растворилось быстро и без остатка. Но пятно в выпарной чашке повело себя странно: «фиолетовый компонент» растворился, а «темно-коричневый» — остался.

Сомнений не было: оставшаяся темно-коричневая субстанция — не золото, а обугленная органика. Когда я вылил царскую водку из чашки, она легко удалилась с поверхности фарфора с помощью тряпки. Дело в том, что позолота на чашках содержит органическое связующее (по-моему, канифоль), под действием смеси соляная кислота — перекись водорода связующее перешло в раствор. Позже — когда хлор испарился из раствора или прореагировал с водой — именно эта органика и стала понемногу восстанавливать золото из золотохлороводородной кислоты (а не гипотетическая пыль и кошачья шерсть).

Каплю раствора на осколке фарфора я сильно прокалил в пламени: вся органика сгорела, остались только фиолетовые частицы золота, которые затем растворились в царской водке. Раствор в выпарной чашке я грел пламенем осторожно, поскольку от контакта с пламенем она могла легко треснуть. В результате органика обуглилась, но не сгорела. На дне чашки остались фиолетовые частицы золота и темно-коричневые частицы обугленного органического вещества. Первые — легко растворились в царской водке, вторые — нет.

В позапрошлом эксперименте мы растворили золото (позолоту) с помощью смеси концентрированной соляной кислоты и пергидроля, теперь попробуем растворить золото «классическим» способом — с помощью царской водки. Напомню, царская водка — смесь из 3 частей концентрированной соляной кислоты и 1 части концентрированной азотной кислоты (по объему). Особенность этой смеси в том, что она растворяет, и платину, и золото — в отличие от соляной и азотной кислоты, взятых по отдельности.

Для наглядности взял сразу два куска фарфора с позолотой — отбитую ручку чашки и фрагмент чашки с позолоченной полоской. Ручку поместил в стакан, добавил примерно 20 мл концентрированной соляной кислоты. Подождал: разумеется, не было никаких признаков реакции — позолота осталась целой. Второй осколок фарфора с позолотой залил концентрированной азотной кислотой — тоже никакой реакции.

Перелил часть азотной кислоты из стакана с осколком в стакан с соляной кислотой и позолоченной ручкой (стараясь выдержать соотношение 3 к 1, — т.е. около 7 мл HNO₃). Сначала видимых изменений не произошло, перемешал — тоже без видимого эффекта. И только через несколько минут на одном участке позолоты стал выделяться газ, а сама позолота в этом месте исчезла, обнажив белый фарфор. Постепенно та часть ручки, которая была погружена в смесь кислот, стала белой: позолота растворилась. Выше уровня кислот позолота осталась, как ни в чем не бывало.

Вынул ручку чашки из царской водки, сполоснул, перевернул — и снова погрузил в смесь кислот (так, что участок с уцелевшей позолотой теперь был в царской водке). Золото вскоре растворились — за исключением среднего участка ручки, который не попал в кислоту, ни в первом, ни во втором случае. Снова вынул ручку, отбил тот участок, где сохранилась позолота, и погрузил его в царскую водку. Золотое покрытие вскоре растворилось.

Царская водка стала желтой, но этот цвет обусловлен не растворенной в ней желтой золотохлороводородной кислотой, а оксидами азота, которые (в числе прочего) образуются в результате реакции между соляной и азотной кислотой — такой цвет является характерным для царской водки.

Немного филологии. На английском эта смесь кислот называется «aqua regia» — от латинского «royal water» или «king’s water» — «королевская вода», на украинском языке ее называют «царска вода«, хотя раньше встречался и русизм «царська водка«.

Первоначально в названии смеси соляной и азотной кислот в украинском (и в русском) языке использовали прилагательное «королевская» — согласно давней алхимической традиции. Но в конце 18 ст. слово «королевская» заменили на «царская». Думаю, понятно, что причина этого лежит вне научной плоскости.

Пероксид водорода с соляной кислотой уравнение

Главная
• Список секций
• Химия
• ИССЛЕДОВАНИЕ СВОЙСТВ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

ИССЛЕДОВАНИЕ СВОЙСТВ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

Автор работы награжден дипломом победителя III степени

Перекись водорода (систематическое наименование — пероксид водорода, H₂O₂) — это самое первое из открытых соединений подобного вида. Вещество представляет собой несимметричную молекулу, состоящую из атомов водорода и кислорода, с образованием сильных полярных связей (Приложение 1). Ими обусловлены основные физико-химические свойства перекиси водорода, ее реакционная способность и активность в качестве растворителя. Перекись водородасчитается одним из сильнейших окислителей, в связи с чем это вещество получило широкое распространение, как в бытовых, так и в промышленных целях.

На бытовом уровне пероксид водорода используется в качестве эффективного антисептика для обработки открытых ран и других травм. Установлено, что растворы с концентрацией в 1 % способны полностью убивать большинство патогенных микроорганизмов, не угнетая активность клеток человеческого организма. Кроме того, пероксид водорода обладает способностью мягко очищать ткани от инородных включений. Весьма часто слабые растворы пероксида используются для обесцвечивания волос и пигментных пятен на коже, что может негативно сказаться на состоянии роговых покровов.

Промышленная сфера применения перекиси водорода значительно шире. Благодаря высоким реакционным свойствам это вещество широко используется в качестве катализатора или восстановителя в различных реакциях, в том числе — для очистки металлов. Пероксид водорода является незаменимым компонентом большинства средств бытовой химии, а также используется в пищевой промышленности в качестве безопасного антисептика. Также это вещество нашло применение в сфере энергетики: его используют в качестве окислителя для ракетного топлива, торпед и турбин.

Актуальность. Пероксид водорода интересен, во-первых, двоякостью своих свойств: с одной стороны, это типичный окислитель, но с другой стороны, при определенных условиях он проявляет восстановительные свойства. Интересно, как ведет себя соединение с необычной степенью окисления кислорода (–1). Во-вторых, его слабые растворы часто применяются в быту, а с другой стороны — учёные 19-го века не раз отмечали опасность чистого пероксида водорода.

Цель работы: изучить физические и химические свойства пероксида водорода.

Для достижения указанной цели поставлены следующие основные задачи:

выяснить историю открытия и получения H₂O₂;

узнать, какие физические и химические свойства характерны для исследуемого объекта;

провести эксперимент по исследованию окислительно-восстановительных свойств;

обобщить полученные сведения в учебной исследовательской работе.

Гипотеза исследования: если всесторонне изучить свойства пероксида водорода, то можно гарантировать правильное использование этого соединения.

Объект: растворы пероксида водорода различной концентрации

Предмет: исследование свойств пероксида водорода в лабораторных условиях.

Методы: эксперимент, наблюдение, сравнение, анализ результатов.

Теоретическая часть

1. Открытие пероксида водорода (историческая справка)

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

Пероксид бария, в свою очередь, получали сжиганием металлического бария. Для выделения из раствора Н₂О₂. Тенар удалил из него образовавшийся хлорид бария:

Чтобы не использовать дорогую соль серебра, в последующем для получения H₂O₂использовали серную кислоту, поскольку при этом сульфат бария остается в осадке:

Иногда применяли другой способ: пропускали углекислый газ во взвесь ВаО₂ в воде, 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 H₂O₂.

Концентрировали H₂O₂ 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 H₂O₂,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 века, 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.

2. Физические свойства

Чистый пероксид водорода очень сильно отличается от знакомого всем 3%-ного раствораH₂O₂. Прежде всего, он почти в полтора раза тяжелее воды (плотность при 20°С равна 1,45 г/см 3 ). ЗамерзаетH₂O₂ при температуре 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 H₂O₂ замерзают при значительно более низкой температуре: 30%-ный раствор – при минус 30°С, а 60%-ный – при минус 53°С. Кипит H₂O₂ при температуре более высокой, чем вода – при 150,2° С. 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 H₂O₂, как и сахарный сироп, сильно преломляет свет. Действительно, коэффициент преломления безводногоH₂O₂(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 H₂O₂ такая же, как и у чуть охлажденной (примерно до 13° С) воды, но нельзя сказать, что прохладная вода густая, как сироп.

3. Химические свойства

Для перекиси водорода характерно наличие одновременно окислительных и восстановительных свойств, что объясняется особым состоянием атомов кислорода в молекуле этого вещества. Тем не менее, перекись водорода более охотно проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами, гидроксидами, солями, щелочами.

При этом образуются оксиды или пероксиды других соединений, а перекись водорода восстанавливается до воды. В присутствии других сильных окислителей (кислот или активных соединений) пероксид водорода проявляет свойства восстановителя, что может быть использовано в целях очистки соединений от примесей.

Окислительно-восстановительные свойства

В молекулах пероксида водорода H₂O₂ атомы кислорода находятся в степени окисления –1. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20% пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.

Пероксид водорода – очень слабая кислота, поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются в гидропероксид-ионы.

В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными.

4. Получение

На сегодняшний день пероксид водорода получают на основе реакции с антрахиноном. Концентрация получаемого раствора варьирует в пределах от 20 до 40%. При необходимости концентрацию можно увеличить до 50-70% с помощью вакуумного дистиллятора. В вакуумном дистилляторе создается пониженное давление, в результате чего вода испаряется при температуре ниже 100 °С, в то время как пероксид водорода, температура кипения которого при нормальных условиях составляет 150,2 °С, остается в растворе. Конечный продукт хранится и транспортируется в цистернах, изготовленных из нержавеющей стали или из алюминия.

За счет добавления стабилизатора в раствор пероксида водорода мы имеем возможность значительно продлять срок его хранения, удается добиться того, чтобы за месяц распаду подвергалось менее 0,1 % вещества. Подобную защиту обеспечивают такие вещества, как станнат натрия (Nа₂SnO₃·ЗН₂0) и различные фосфаты, которые связывают все металлы, находящиеся в растворе, и не дают им катализировать разложение перекиси.

5. Применение

Благодаря своим сильным окислительным свойствам пероксид водорода нашёл широкое применение в быту и в промышленности, где используется, например, как отбеливатель на текстильном производстве и при изготовлении бумаги (Приложение 2). Применяется как ракетное топливо, в качестве окислителя или как однокомпонентное (с разложением на катализаторе), в том числе для привода турбонасосных агрегатов. Используется в аналитической химии, в качестве пенообразователя при производстве пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих средств.

При обработке ран пероксид водорода может мешать заживлению и способствовать образованию рубцов из-за разрушения новообразующихся клеток кожи. Однако в качестве средства для очистки глубоких ран сложного профиля, гнойных ран, санация которых затруднена, пероксид водорода остаётся предпочтительным препаратом, так как он обладает не только антисептическим эффектом, но и создаёт большое количество пены при взаимодействии с ферментом каталазой.

Пероксид водорода применяется также для отбеливания зубов и обесцвечивания волос, эффект в обоих случаях основан на окислении.

В пищевой промышленности растворы пероксида водорода применяются для дезинфекции технологических поверхностей оборудования, непосредственно соприкасающихся с продукцией. Кроме того, на предприятиях по производству молочной продукции и соков, растворы перекиси водорода используются для дезинфекции упаковки (технология «Тетра Пак»).

Для технических целей пероксид водорода применяют в производстве электронной техники.

В быту применяется также для выведения пятен MnO₂, образовавшихся при взаимодействии перманганата калия («марганцовки») с предметами (ввиду его восстановительных свойств).

3%-ный раствор пероксида водорода используется в аквариумистике для оживления задохнувшейся рыбы, а также для очистки аквариумов и борьбы с нежелательной флорой и фауной в аквариуме.

Практическая часть.

Исследование химических свойств пероксида водорода (Приложение 3)

1. Пероксид водорода – кислота, но очень слабая. Пробуем подтвердить это. Добавляем индикатор к щелочи, затем пероксид. Светло-розовый (из-за наличия фенолфталеина) раствор гидроксида натрия обесцвечивается при добавлении пероксида водорода

2.Необычно идет окисление формальдегида: Н₂О₂ восстанавливается не до воды (как обычно), а до свободного водорода:

Если взять 30%-ный раствор Н₂О₂ (гидроперит) и 40%-ный раствор НСНО (формалин), то после небольшого подогрева начинается бурная реакция, жидкость вскипает и пенится.

3.Окислительное действие разбавленных растворов Н₂О₂ больше всего проявляется в кислой среде, например, при взаимодействии со щавелевой кислотой.

Наблюдали выделение бесцветного газа.

4.Под действием света идет окисление и соляной кислоты:

Небольшое выделение желто-зеленого газа.

5.Добавление Н₂О₂ к кислотам сильно увеличивает их действие на металлы. При добавлении разбавленной серной кислоты к меди реакция не идет (медь – неактивный металл), но в случае добавления пероксида медь начинает растворяться, при нагревании этот процесс ускорился, выделился газ, а раствор стал светло-голубым.

6. Необычно происходит окисление калий-натриевой соли винной кислоты (сегнетовой соли) в присутствии сульфата кобальта в качестве катализатора. В ходе реакции розовый CoSO₄ 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 соли кобальта использовать в качестве катализатора медный купорос CuSO₄ ∙ 5H₂O, то промежуточное соединение, в зависимости от соотношения исходных реагентов, будет окрашено в оранжевый или зеленый цвет. После окончания реакции восстанавливается синий цвет медного купороса.

2. Особенности окислительно-восстановительной активности

7. Реакции с перманганатом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

Наблюдается выпадение коричневого осадка и выделение бесцветного газа.

б) в кислой среде:

при добавлении пероксида розовый раствор перманганата калия начинает быстро светлеть: соль, придававшая окраску раствору, вступает в реакцию и образует соединения, неспособные окрашивать раствор.

в) в щелочной среде:

При добавлении гидроксида натрия раствор перманганата посветлел, после добавления пероксида водорода приобрёл желтоватый оттенок, выделился газ.

8. Реакции с хроматом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

Жёлтый раствор хромата калия после добавления перекиси помутнел, образовался осадок, выделился газ.

б) в кислой среде:

После добавления серной кислоты желтый раствор становится более ярким. При добавлении перекиси водорода приобретает зелёный оттенок, со временем светлеет.

в) в щелочной среде:

При добавлении перекиси в смесь растворов гидроксида натрия и хромата калия особых изменений не наблюдалось.

9. Реакции с дихроматом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

При добавлении перекиси в водный раствор дихромата калия стали подниматься пузырьки газа, раствор приобрёл коричневый цвет, из-за полученного гидроксида хрома (III).

После добавления пероксида водорода в смесь серной кислоты и дихромата калия раствор под влиянием сульфата хрома (III) сталярко-синим, а после посветлел.

в) в щелочной среде:

При проведении реакции особых признаков выявлено не было.

10. Реакция с сульфидом свинца

При добавлении нитрата свинца в водный раствор сульфида натрия выпал черный осадок сульфида свинца

После добавления пероксида он превратился в белый творожистый осадок

11. Реакция с нитратом серебра

После добавления пероксида водорода появились пузырьки газа, а раствор стал светло-голубым, из-за выделения кислорода и восстановления серебра.

11. Реакции с иодидом калия в разных средах

а) в нейтральной среде:

После добавления перекиси водорода раствор стал зеленоватым, из-за получившегося в ходе реакции иода.

б) в кислой среде:

При добавлении пероксида раствор сначала пожелтел, а затем стал оранжевым, выпал осадок.

в) в щелочной среде:

Видимых признаков реакции не наблюдалось.

12. Такие необычные свойства 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:

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.

IV. Выводы

Перекись водорода, химическая формула которой H₂O₂, при контакте с водой распадается до составляющих, то есть на воду и кислород, поэтому перекись водорода вполне справедливо считается экологически чистым веществом, которое не может принести никакого вреда окружающей среде.

Что касается безусловной пользы перекиси водорода, то это, прежде всего, ее использование в медицинских целях. Как известно, согласно официальным рекомендациям, в медицинских целях используется перекись водорода трехпроцентная, причем назначение этого средства исключительно наружное — обработка незначительных повреждений кожи (ссадин, царапин, ран небольшого размера), остановка незначительных кровотечений, а также использование для полосканий при заболевании стоматитом.

Чем же объясняется эффект обеззараживания, который оказывает перекись водорода на различные повреждения кожных покровов? Обеззараживающий (антисептический) эффект объясняется тем, что при контакте перекиси водорода с кожей происходит высвобождение кислорода (появляется пенка), и, как следствие, рана получает возможность очиститься механическим способом — образовавшаяся кислородная пена очищает рану просто механически, вымывая микробы, грязь и даже некротические образования, которые могли уже появиться в ране.

Итак, проведя исследование физических и химических свойств пероксида водорода, я сделала выводы:

1. Такие физические свойства, как температура замерзания, температура кипения, плотность и коэффициент преломления у пероксида водорода зависят от концентрации вещества.

2. Как правило, в химических реакциях пероксид проявляет и окислительные свойства, восстанавливаясь до воды, и восстановительные, окисляясь до кислорода.

3. Использовать это удивительное соединение необходимо только учитывая его свойства.

Таким образом, я могу утверждать, что гипотеза моего исследования подтверждена.

V. Заключение

Итак, я провела планируемое исследование и узнала много нового. Над своим исследованием я трудилась очень увлеченно, мне было интересно узнать, каковы состав и строение пероксида водорода, что придает ей полезные свойства.

В перспективе мне хотелось бы обратиться к биолого-анатомическому и медицинскому аспекту данной темы, узнать, как именно влияет перекись водорода на органы и ткани человеческого организма, с чем связан ее лечебный эффект.

При подготовке работы и презентации к ней, я подробно ознакомилась с требованиями к оформлению исследовательских работ, что обязательно пригодится мне в дальнейшей учебной деятельности в школе и в вузе. Свойства пероксида водорода, изученные в теории и на практике помогут мне правильно и безопасно применять его в жизни.

VI. Литература

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.

2. Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генерирование свободных радикалов и их реакции.

3. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия.

4. Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980

VII. Приложения

Приложение 1. Строение молекулы пероксида водорода H₂O₂

Молекула H₂O₂ неплоская, имеет строение H−O−O−H с σ — связью O − O на ребре и связями H-O на плоскостях двугранного угла:

молекула пероксида водорода

Степень окисления кислорода равна −I, валентность атома O равна 2. Группу -O-O- называют пероксогруппой.

Пероксид водорода H₂O₂ — бесцветная жидкость, неограниченно смешивается с водой.

Приложение 2. Формы выпуска пероксида водорода

Приложение 3. Фото опытов

Раствор гидроксида натрия с фенолфталеином

При добавлении пероксида обесцвечивается:

При добавлении пероксида в формальдегид начинается обильное выделение газа:

Выделение бесцветного газа при добавлении пероксида водорода в раствор щавелевой кислоты:

При добавлении перекиси водорода и при последующем нагревании медь реагирует с серной кислотой, в результате чего происходит выделение газа и изменение цвета:

Раствор перманганата калия:

При добавлении пероксида в нейтральной среде:

При добавлении пероксида в кислой среде:

При добавлении пероксида в щелочной среде:

Раствор хромата калия:

После добавления пероксида водорода к хромату калия в нейтральной среде:

При добавлении пероксида в кислой среде:

При добавлении пероксида водорода в щелочной среде:

Раствор иодида калия:

При добавлении пероксида в нейтральной среде: