Способы получения пероксида водорода уравнения реакций

Задача 797.
Указать способы получения пероксида водорода, привести уравнения реакций.
Решение:
В промышленности пероксид водорода получают электрохимическим методами, например, анодным окислением растворов H₂SO₄ или (NH₄)HSO₄ с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной ислоты H₂S₂O₈.
При электролизе H₂SO₄ (50% раствор) на катоде разряжаются ионы водорода Н + , а на аноде — HSО₄ — . Последние, теряя свои заряды, соединяясь попарно, образуют перокусодвусерную кислоту:

На катоде: 2Н + + 2 = Н₂↑;
На аноде: 2HSО₄ — — 2 = H₂S₂O₈,
или 2H₂SO₄ = H₂S₂O₈ + 2H + + 2.

При электролизе (NH₄)HSO₄ на катоде разряжается молекулы воды, а на аноде — HSО₄ — . Последние, теряя свои заряды, соединяясь попарно, образуют перокусодвусерную кислоту:

На катоде: 2Н₂О + 2 = Н₂↑ +2ОН — ;
На аноде: 2HSО₄ — — 2 = H₂S₂O₈,

Далее перокидвусерная кислота подвергается гидролизу, сопровождающемуся образованием серной кислоты и пероксида водорода:

Фактически электролиз протекает до тех пор пока в рабочем растворе не закончится или H₂SO₄, или (NH₄)HSO₄.

Задача 798.
Можно ли получить Н₂О₂. непосредственным взаимодействием водорода и кислорода? Ответ обосновать.
Решение:
Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода:

Но ввиду высокой температуры водородного пламени тотчас же разлагается на воду и кислород (2Н₂О₂ ) ⇔ 2Н₂О + О₂). Однако, если направить водородное пламя на кусок льда, то в образующейся воде можно обнаружить следы пероксида водорода. Пероксид водорода можно получить при действии атомарного водорода на кислород.

Таким образом, непосредственным взаимодействием водорода и кислорода пероксид водорода невыгодно получать ни в лаборатории, ни в промышленности.

Задача 799.
Описать строение молекулы Н₂О_2. Почему эта молекула полярна?
Решение:
Молекула H₂O₂ неплоская, имеет строение H−O−O−H с -связью O−O на ребре и связями H—O на плоскостях двугранного угла:

Степень окисления кислорода равна −I, валентность атома O равна 2. Группу −O−O− называют пероксогруппой. Энергия связи О—О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О—Н (468 кДж/моль), длина связи О—О равна 0,145нм. Из-за несимметричного распределения связей Н — О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н₂О₂ – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150 °С. Температура плавления 0,41°С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение ( ) больше, чем у Н₂О.

Задача 800.
Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода. К какому типу окислительно-восстановительных реакций она относится?
Решение:
Уравнение реакции разложения пероксида водорода имеет вид:

Данная реакция относится к окислительно-восстановительным реакциям самоокисления-самовосстановления, потому что пероксид водорода в реакции разложения является и восстановителем, и окислителем одновременно. Степень окисления кислорода изменяется от -1 до -2 (восстановление) и от -1 до 0 (окисление), потому что кислород в пероксиде водорода находится в своей промежуточной степени окисления (-1).
Уравнения электронного баланса:

4О — = О₂ 0 + 2О 2-

Задача 801.
К 150 г раствора Н₂О₂ прибавили немного диоксида марганца. Выделившийся кислород при нормальных условиях занял объем 10 -3 м 3 . Вычислить массовую долю Н₂О₂ в исходном растворе.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

М(Н₂О₂) = 34г/моль; m(H₂O₂) = 34г.
Находим массу разложившегося пероксида водорода из пропорции:

х : 68 = 1 : 22,4;
х = (1,68)/22,4 = 3,04г.

Массовую долю пероксида водорода находим из уравнения:

где w% — массовая доля вещества В; m(B) – масса вещества В; m(р-ра) – масса раствора.

Видео:Галилео. Эксперимент. Разложение перекиси водородаСкачать

ВОДОРОДА ПЕРОКСИД

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

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

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

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

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

Видео:Опыты по химии. Каталитическое разложение пероксида водородаСкачать

Физические свойства.

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

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

Видео:Получение кислорода из пероксида водородаСкачать

Реакция разложения.

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

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

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

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

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

Реакция разложения Н₂О₂ часто протекает по радикально-цепному механизму (см. ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ), при этом роль катализатора заключается в инициировании свободных радикалов. Так, в смеси водных растворов Н₂О₂ и Fe 2+ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe 2+ на молекулу H₂O₂ с образованием иона Fe 3+ и очень неустойчивого анион-радикала [H₂O₂] . –, который сразу же распадается на анион ОН – и свободный гидроксильный радикал ОН . (см. СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ). Радикал ОН . очень активен. Если в системе есть органические соединения, то возможны их разнообразные реакции с гидроксильными радикалами. Так, ароматические соединения и оксикислоты окисляются (бензол, например, превращается в фенол), непредельные соединения могут присоединить гидроксильные группы по двойной связи: СН₂=СН–СН₂ОН + 2ОН . ® НОСН₂–СН(ОН)–СН₂–ОН, а могут вступить в реакцию полимеризации. В отсутствие же подходящих реагентов ОН . реагирует с Н₂О₂ с образованием менее активного радикала НО₂ . , который способен восстанавливать ионы Fe 2+ , что замыкает каталитический цикл:

H₂O₂ + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH –

ОН . + Н₂О₂ ® H₂O + HO₂ .

HO₂ . + Fe 3+ ® Fe 2+ + O₂ + H +

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

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

Реакции разложения Н₂О₂ идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы [Cu(NH₃)₄] 2+ , они вызывают быстрое разложение Н₂О₂. Аналогичное действие оказывают ионы Mn 2+ связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. В присутствии этих ионов удалось измерить длину цепи реакции. Для этого сначала измерили скорость реакции по скорости выделения из раствора кислорода. Затем в раствор ввели в очень малой концентрации (около 10 –5 моль/л) ингибитор – вещество, эффективно реагирующее со свободными радикалами и обрывающее таким образом цепь. Выделение кислорода сразу же прекратилось, но примерно через 10 минут, когда весь ингибитор израсходовался, снова возобновилось с прежней скоростью. Зная скорость реакции и скорость обрыва цепей, нетрудно рассчитать длину цепи, которая оказалась равной 10 3 звеньев. Большая длина цепи обусловливает высокую эффективность разложения Н₂О₂ в присутствии наиболее эффективных катализаторов, которые с высокой скоростью генерируют свободные радикалы. При указанной длине цепи скорость разложения Н₂О₂ фактически увеличивается в тысячу раз.

Иногда заметное разложение Н₂О₂ вызывают даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним из самых эффективных катализаторов оказался золь металлического осмия: сильное каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:10 9 , т.е. 1 г Os на 1000 т воды. Активными катализаторами являются коллоидные растворы палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO₂, Co₂O₃, PbO₂ и др., которые сами при этом не изменяются. Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку MnO₂ бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н₂О₂, из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более концентрированными растворами происходит взрыв. Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности. Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 в. такой опыт. В тщательно очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного раствора Н₂О₂ не шла даже при нагревании до 60° С. Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при 12° С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается. Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

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

Некоторые катализаторы инициируют нецепное разложение Н₂О₂, например:

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

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

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

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

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

Видео:Разложение пероксида водородаСкачать

Химические свойства Н2О2.

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

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

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

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

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

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

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

(«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.)

Видео:Получение кислорода из пероксида водорода.Скачать

Получение Н2О2.

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

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

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

Видео:Вода, марганцовка, жидкое мыло, перекись водородаСкачать

Применение Н2О2.

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

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

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

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

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

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

Видео:Как получают перекись водородаСкачать

Производство перекиси водорода и надсернокислых соединений

Видео:Гомогенное каталитическое разложение пероксида водородаСкачать

Производство перекиси водорода

Перекись водорода представляет собой сильный окислитель, причем продуктами ее разложения являются только кислород и вода. Поэтому перекись водорода широко применяется в тех случаях, когда нежелательно загрязнение веществ, получаемых при окислении продуктами восстановления окислителя. Растворы перекиси водорода используют для беления дорогих тканей, мехов, масел, бумажной массы, в медицине и тонкой химической технологии. Высококонцентрированная перекись водорода используется для получения паро-газовой смеси в различных реактивных устройствах.

Надсернокислые соединения — персульфаты калия и аммония — являются промежуточными продуктами при производстве перекиси водорода и имеют самостоятельное значение как твердые окислители. Первый из них применяется также в качестве катализатора.

В настоящее время нашли промышленное применение способы получения перекиси водорода электролизом и через органические соединения: этилантрахинон, n -азотолуол и некоторые другие.

Получения перекиси водорода электролизом

Образование перекиси водорода в кислой среде возможно в результате как восстановительной, так и окислительной реакции:

Наличие двух электрохимических процессов образования перекиси водорода открывает принципиальную возможность непосредственного ее получения как на катоде, так и на аноде. Действительно, если ртутный или амальгамированный медный, или серебряный катод, погруженный в кислоту, омывать газообразным кислородом, то на нем образуется перекись водорода по реакции. Стандартный потенциал этой реакции φ°=+0,69 в.

Если бы электрохимическое восстановление на катоде ограничивалось только этой реакцией, то мы имели бы весьма экономичный и простой способ получения перекиси водорода.

Однако на катоде возможно дальнейшее восстановление перекиси водорода по реакции

со стандартным потенциалом φ °= + 1,77 в, а также непосредственное восстановление кислорода до воды:

Стандартный потенциал последней реакции φ°= +,23 в.

Как видно из сопоставления величин стандартных потенциалов, наиболее отрицательным потенциалом обладает реакция образования перекиси водорода. Следовательно реакция может протекать лишь в том случае, если перенапряжение реакции велико. Реакция тоже должна быть в максимальной степени заторможена, ибо в противном случае вся образующаяся перекись водорода будет успевать восстанавливаться до воды.

Увеличить скорость образования перекиси водорода можно, повысив концентрацию растворенного кислорода путем повышения давления кислорода в газовой фазе. Но вместе с повышением концентрации перекиси водорода скорость ее восстановления до воды возрастает и поэтому катодным восстановлением удается получать лишь разбавленные растворы перекиси водорода. Чтобы избежать высоких давлений и уменьшить потери образовавшейся перекиси водорода, Берль предложил применять полый угольный катод, обработанный гидрофобными веществами, например парафином. Наружная поверхность катода покрывается тонким слоем активированного угля, сильно адсорбирующего кислород. Через внутреннюю полость такого катода подается кислород или воздух. При катодной плотности тока 500 а/м 2 , напряжении от 2 до 3 в и 5° С можно получать 5% раствор Н₂0₂ с выходом по току

Непосредственное получение значительных количеств перекиси водорода на аноде по реакции или в щелочной среде по реакции 2ОН — — 2е → Н₂О₂ не удается. Это происходит, по-видимому, потому, что на платиновом аноде идет интенсивное каталитическое разложение перекиси водорода.

Промышленное значение процесс анодного окисления получил только после того, как было установлено, что некоторые производные перекиси водорода, такие как надсерная кислота или пер сульфат аммония, значительно устойчивее в контакте с платино вым анодом, чем перекись водорода.

Существует три промышленных способа косвенного получения перекиси водорода, разработанных в Австрии и Германии. По способу Тейхнера (1905 г.) электролизом серной кислоты получают надсерную кислоту и затем ее разложением — перекись водорода. По способу Питча и Адольфа (1910 г.) электролизу подвергают кислый раствор бисульфата аммония и получают персульфат аммония. Затем его переводят в труднорастворимый персульфат калия, который отделяют от раствора. Перекись водорода получают разложением персульфата калия.

Риделю и Левенштейну в 1927—1930 гг. удалось преодолеть трудности непосредственного получения перекиси водорода из персульфата аммония и создать процесс по схеме — электролиз бисульфата аммония и разложение персульфата аммония на перекись водорода.

Электролитическое получение надсерной кислоты

Надсерная кислота получается на гладком платиновом аноде при электролизе достаточно концентрированных растворов серной кислоты. Механизм анодного образования надсерной кислоты до настоящего времени является предметом обсуждения. Основными предложенными схемами являются следующие:

Непосредственный разряд ионов SO 2- ₄ с образованием SO — ₄ ионов и дальнейшей их димеризацией.

Рис. 2. а — Относительное содержание:

Образование надсерной кислоты как вторичный процесс окисления серной кислоты перекисью водорода, образовавшейся электрохимически на аноде (Глесстон и Хиклинг):

Вторичное образование надсерной кислоты за счет окисления серной кислоты атомарным кислородом, образующимся на аноде:

Механизм образования надсерной кислоты, предложенный Глесстоном и Хиклингом, следует признать маловероятным, так как в сильнокислых растворах, применяемых при электролизе и дающих наиболее высокие выходы надсерной кислоты, активность

воды резко понижена и разряд молекул воды в значительных количествах едва ли возможен. Кроме того, платиновые аноды, которые только и применяются в ванных, являются очень сильными катализаторами распада перекиси водорода.

Образование надсерной кислоты в условиях электролиза за счет атомарного кислорода, по-видимому, также не имеет места. Опытами А. Н. Фрумкина и сотрудников по электролизу раствора сульфата калия в воде, обогащенной тяжелым изотопом кислорода О 18 , было показано, что после электролиза образовавшийся персульфат калия не обогащается тяжелым изо разных концентраций; б — Зависимость активности воды и удельной электропроводности раствора H₂SО₄ от концентрации H₂SО₄.

Наоборот, если вести электролиз сульфата калия, обогащенного изотопом О 18 в обычной воде, то в персульфате калия обнаруживается изотоп О 18 . Это свидетельствует о том, что на аноде вероятнее всего происходит реакция непосредственного разряда анионов серной кислоты. К таким же выводам пришли Н. А. Изгарышев, А. И. Бродский, Брайтер, Цу Юн-Цао с сотрудниками.

Эта диаграмма, полученная с помощью метода спектров комбинационного рассеяния света, показывает, что в разбавленных растворах серной кислоты, в основном, диссоциация происходит с образованием ионов SO 2- ₄ . По мере повышения концентрации равновесие резко сдвигается в сторону ионов HSO — ₄ . Так, уже при 2—2,5 моль/л серной кислоты концентрация SO 2- ₄ оказывается

5%, примерна столько же в растворе недиссоциированных молекул, а остальное приходится на HSO — ₄ Образование надсерной кислоты происходит только при высокой концентрации серной кислоты, когда концен трация SO 2- ₄ становится уже очень малой. На рис. 2 область концентраций, наиболее благоприятных для получения надсерной кислоты, заштрихована. Следовательно, вероятно, что в образовании надсерной кислоты, при электролизе серной кислоты участвуют ионы HSO — ₄.

Равновесный потенциал реакции

Вероятность протекания реакции образования персульфата тем больше, чем меньше положительное значение примет равновесный потенциал. Из уравнения (выше) видно, что это произойдет при максимальном увеличении концентраций HSO — ₄ т. е. в интервале концентраций серной кислоты 5—7 н. Этот интервал является оптимальным для получения надсерной кислоты, что подтверждает предположение об участии HSO — ₄ в электродном процессе.

На аноде наряду с образованием надсерной кислоты возможен разряд молекул воды, приводящий к выделению кислорода.

Судя по значению стандартных потенциалов, на аноде в первую очередь и исключительно должен идти процесс выделения кислорода. Для максимального подавления этого процесса следует вести электролиз из концентрированных растворов кислоты, в которых; максимально возможно снижена активность воды и повышена кислотность (рис. 2, б) и, следовательно, равновесный потенциал сдвинут в электроположительную сторону. Одним сдвигом равновесного потенциала не удается добиться преимущественного проте кания реакции образования S₂O 2- ₈ . Необходимо еще выбрать материал анода, на котором перенапряжение выделения кислорода было бы возможно большим.

Таким материалом является гладкая платина. Выделение кислорода на гладкой платине в концентрированной серной кислоте сопровождается окислением поверхности платины — образованием поверхностных, и фазовых окислов, что видно из изменения анодного потенциала.

Состав окисных соединений платины, образующихся при разных потенциалах, различен. В области выделения кислорода на аноде образуются низшие окислы платины. При высоких потенциалах и концентрациях серной кислоты получаются окисные соединения иного характера, богатые кислородом и с большой энергией связи металл — кислород.

На электроде, покрытом такого рода окислами, перенапряжение выделения кислорода резко повышено, что благоприятствует протеканию реакции образования S₂O 2- ₈.

Предположение о разной природе поверхностных окислов подтверждается измерениями емкости двойного слоя на электродах, длительно работавших анодно при низких потенциалах и при высоких потенциалах в условиях получения надсерной кислоты. Действительно, кривые емкости 1 и 2 резко различны. На правой ветви кривой 1 имеется характерный пик десорбции, свидетельствующий о восстановлении адсорбированного кислорода. На кривой 2 такого пика практически нет, т. е. десорбция кислорода при этих потенциалах не происходит и, следовательно, прочность связи металл — кислород велика. Подъем в анодной области на кривой 2 начинается при потенциалах почти на 0,5 в более положительных, чем на кривой 1. Это непосредственно доказывает наличие торможений для реакции выделения кислорода на высших окислах платины.

Таким образом, условия, благоприятствующие получению надсерной кислоты, следующие: высокая концентрация серной кислоты, низкая температура и высокая плотность тока, материал анода с высоким перенапряжением выделения кислорода. На катоде надсерная кислота легко восстанавливается, поэтому необходимо отделять анодное пространство от катодного диафрагмой.

Исследования показали, что наивысшие выходы по току получаются при электролизе растворов серной кислоты с плотностью 1,3—1,45 г/см 3 (содержащих соответственно 510—800 г/л H ₂SО₄). Применение растворов с плотностью 1,3—1,35 г/см 3 наиболее целесообразно, так как при дальнейшем увеличении концентрации (в указанных пределах) выходы по току остаются практически неизменными, а удельная электропроводность электролита падает (рис. 2).

Существенным фактором, влияющим на ход электролиза, является анодная плотность тока. Наивысшие выходы по току получаются при анодной плотности тока 5000—10000 а/м 2 , на практике чаще применяют—6000—7000 а/м 2 . Более высокие анодные плотности тока существенно не улучшают выход по току, но в то же время способствуют повышению напряжения на ванне. Что касается катодных плотностей тока, то желательно в пределах конструктивных возможностей работать с пониженными плотностями тока. Обычно катодная плотность тока находится в пределах 500— 600 а/м 2 . Материалом для анодов, при всех вариантах электролитического получения надсернокислых соединений, является платина. С целью экономии платины применяют тонкую фольгу (толщиной 0,05 мм) или проволоку, а также комбинированные аноды из тантала или титана (пассивного при анодной поляризации) с приваренными к нему листочками платины (комбинированные аноды позволяют применять более тонкие платиновые листочки).

Проводились исследовательские работы по замене платиновых анодов на аноды из электролитически осажденной РbO₂, но достаточно надежных результатов не получено. В качестве материалов для катодов применяют свинец и графит. Свинец более удобен в конструктивном отношении, но на графите более низкое перенапряжение для водорода, что позволяет снизить напряжение на ванне на 0,3—0,4 в.

Получение перекиси водорода из надсерной кислоты и персульфата аммония

Электролит, вытекающий из ванн так называемый анолит,— подается в гидролизное отделение для выделения перекиси водорода.

Разложение надсерной кислоты и выделение из нее перекиси водорода осуществляется нагреванием раствора. При этом полезными являются как раз те реакции, которые приводили к наибольшим потерям тока и электролизных ваннах. При нагревании раствора надсерной кислоты идут реакции гидролиза.

Для уменьшения потерь необходимо с наибольшей возможной скоростью вести процесс и быстро удалять нары образовавшейся перекиси водорода. Применение вакуума позволяет вести гидролиз при более низкой температуре и уменьшить благодаря этому потери активного кислорода. Использование чистых растворов и соблюдение правильного режима гидролиза позволяет вести этот процесс с выходом 75—80% от теоретического. С увеличением концентрации H₂S ₂О₈ в растворе выход перекиси водорода возрастает.

Гидролиз протекает при остаточном давлении 110— 140 мм. рт. ст. Пары воды и перекиси водорода отделяются в сепараторе от раствора серной кислоты и конденсируются в виде 30% раствора Н₂О₂ в фарфоровых колоннах. Серная кислота частично, с целью очистки, подается в кварцевые дистилляционные аппараты. Остальная часть серной кислоты разбавляется водой до необходимой (исходной) концентрации и возвращается на электролиз.

Процесс осуществляют в свинцовом трубчатом гидролизере, имеющем форму змеевика, обогреваемого паром, либо в трубчатых аппаратах с трубками из стекла «пирекс», при больших масштабах производства используют аппараты типа «труба в трубе» . Поверхности аппарата, соприкасающиеся с рабочим раствором, покрыты кислотоупорной эмалью.

Гидролизер представляет собой вертикальный стальной сварной аппарат, состоящий из отдельных царг, снабженных паровыми рубашками. Внутрь аппарата вставляется стакан, который крепится к верхней крышке. Обогрев осуществляется паром давлением 6 ата, поступающим как в паровую рубашку, так и во внутренний стакан. Поверхность эмалирования 8,5 м 2 , высота 3085 мм. Электролит, содержащий надсерную кислоту, подают снизу. Пары перекиси водорода и воды вместе с серной кислотой отсасываются сверху.

Гидролиз растворов персульфата аммония ведут при 105— 115° С и остаточном давлении 50 мм рт. ст. Первая ступень гидролиза происходит в двух параллельно работающих гидролизерах; после разделения паровой и жидкой фаз раствор дополнительно проходит через гидролизер второй ступени.

Пары перекиси водорода и. воды конденсируют в конденсационных колоннах. Так как перекись водорода обладает меньшим давлением насыщенного пара, чем вода, то при частичной конденсации паров перекиси водорода и воды конденсат будет обогащен перекисью водорода, а паровая фаза — водой. Поэтому в первой конденсационной колонне удается получить наиболее концентрированный раствор Н ₂О₂ (30—25% ). Паровая смесь, выходящая из первой колонны и содержащая еще значительные количества перекиси водорода, конденсируется во второй колонне, где получается более разбавленный раствор перекиси водорода. При необходимости включают третью колонну, в которой происходит улавливание последних остатков перекиси водорода и получаются ее разбавленные растворы,

Хранение перекиси водорода

Получаемая электролизом 30—35%-ная перекись водорода либо является конечным продуктом, либо поступает на дальнейшее концентрирование («укрепление»).

«Укрепление» перекиси водорода, т. е. превращение 30—35% раствора Н₂О₂ в продукт, содержащий 85—95% Н₂О₂, осуществляют перегонкой в специальных ректификационных аппаратах при 66—77° С и остаточном давлении 55 мм рт. ст. Устойчивость растворов перекиси водорода сильно уменьшается при наличии примесей. Следы платины, железа, меди, марганца, свинца (в виде ионов) и многих других веществ ускоряют процесс разложения. Совершенно чистая 90%-ная Н₂О₂ при 30°С теряет за год около 0,5% активного кислорода, т. е. является вполне стойким продуктом.

Устойчивость реальных растворов перекиси водорода значительно ниже, так как трудно достичь идеальных условий для обеспечения высшей чистоты продукта. Для обеспечения приемлемой стабильности перекиси водорода и получения высоких выходов при электролизе и гидролизе необходимо обеспечение определенных условий. Конструкционные материалы не должны сами каталитически ускорять процесс разложения перекиси и не должны загрязнять электролит веществами, способными вызывать каталитическое разложение. Исходные продукты, применяемые в процессе, должны быть тщательно очищены — вода и серная кислота—дистилляцией, соли — перекристаллизацией и т. д.

Несмотря на все принимаемые меры, перекись водорода, полученная в производственных условиях, разлагается с заметной скоростью. Чтобы повысить стойкость Н ₂О₂, добавляют в растворы различные стабилизирующие вещества, например, 0,5 г/л Na ₄P ₂О₇ • 10Н₂О и 0,4 г/л салициловой кислоты. Для этой цели используют также фосфорную и бензойную кислоты, 8-оксихинолин и др.

Скорость разложения перекиси водорода возрастает с повышением температуры.

Растворы перекиси водорода хранят в алюминиевой таре. Алюминий— наилучший материал, практически инертный в отношении процесса разложения перекиси водорода и коррозионно-стойкий в растворах ее любой концентрации. Наличие в растворах перекиси водорода ничтожных количеств хлора вызывает интенсивную коррозию алюминия. Однако это явление можно полностью уничтожить введением в раствор ингибитора — нитрата аммония. Количество ингибитора, необходимого для подавления, коррозии, зависит от концентрации хлора в растворе. Сосуды для хранения растворов перекиси водорода должны иметь выход для выделяющегося при разложении кислорода.

С 85—95% -ной Н₂О₂ следует обращаться с большой осторожно стью. Недопустимо соприкосновение ее с органическими вещества ми. Необходим тщательный надзор при ее хранении, так как возможно самопроизвольное разложение со взрывом.

Получение перекиси водорода через персульфат калия

Способ получения перекиси водорода через персульфат калия отличается от других способов тем, что из цикла электролиза выводится твердый продукт K₂S₂О₈. При кристаллизации персульфата калия практически все примеси остаются в электролите. Твердый продукт оказывается весьма чистым и дальнейшее разложение его происходит с высоким выходом перекиси водорода. Электролит же для получения персульфата калия может содержать несколько большие количества примесей, чем в остальных двух способах.

Другой отличительной чертой способа является применение электролизеров без разделения анодного и катодного пространств диафрагмами. Необходимость применения таких ванн (одно растворные ванны) обусловлена тем, что электролит после выделе ния K₂S₂O₈ содержит еще значительные концентрации S₂O 2- ₈ Если такой электролит направлять в катодные пространства диафраг менных ванн, то все ионы S₂O₈ будут восстановлены и произойдет значительная потеря перекисного кислорода. Если же оборот ный электролит подавать в анодные ячейки, то тогда нужно организовывать специальную ветвь циркулирующего электролита, который проходит только через катодные пространства ванн. Оборачивание же электролита в простой схеме с бездиафрагменными ваннами затруднений не вызывает.

В бездиафрагменных ваннах для подавления процесса катодного восстановления персульфата аммония графитовые катоды, в виде круглых стержней, снабжаются защитной обмоткой — шнуром из кислотостойкого асбеста. Анод представляет собой алюминиевый гуммированный стержень с платиновыми штырьками, на которых натянут пучок платиновых проволок.

Для охлаждения ванна имеет стеклянные холодильники. Температура электролита 35—38° С. Объемная плотность тока 12—17 а /л. Напряжение на ванне 5,5—6,5 в, нагрузка 4500а. Кор пус ванны керамический размерами 950x700x950 мм.

Электролизные ванны расположены каскадом и раствор в них последовательно поступает из одной в другую. Последовательно соединяются одиннадцать ванн, из которых одна резервная.

Электролит (оборотный) поступает в верхнюю ванну каскада. Он содержит 275—300 г/л (NH₄)₂SО₄, 70—90 г/л H₂SО₄, 40 г/л K₂SO₄ и 75—80 г/л (NH₄)₂S₂О₈. В результате электролиза концен трация персульфата аммония повышается до 160—170 г/л. Средний выход по току составляет около 85%. Электролит, вытекающий из нижней ванны каскада, проходит через фильтр и охлаждается в вакуумном холодильнике. После охлаждения электролит поступает в бак, в котором проводят конверсию при температуре около 15° С. В этот реактор на каждый литр раствора вводят 100—110 г KHSO₄. В результате обменной реакции образуется персульфат калия, который выпадает в осадок. Таким образом, удается вывести из цикла около 50% перекисного кислорода.

Персульфат калия отделяют на центрифуге, а раствор корректируют и, после добавления NH₄SCN (0,1 мг/л) возвращают на электролиз. Гидролиз твердого K2S2O8 проводится периодически в специальном аппарате с добавлением серной кислоты. Образующийся при гидролизе бисульфат калия используют при конверсии персульфата аммония.

250 г/л) расход пара находится в пределах 28—29 кг/кг Н₂О₂. Наивысший расход пара, достигающий 40 кг/кг Н₂О₂, происходит при гидролизе растворов персульфата аммония (

Способ получения перекиси водорода гидролизом К₂S₂О₈ более сложен в аппаратурном оформлении. При организации производства перекиси водорода через H₂S₂O₈ необходимо располагать достаточным количеством охлаждающей воды с температурой 7— 8° С, что может потребовать в летнее время наличия холодильной установки.

В способе с персульфатом калия можно допустить работу с несколько более загрязненным электролитом, так как при осаждении персульфата калия все примеси остаются в растворе, а в твердую фазу переходит чистый продукт. Таким образом, при гидролизе получается высокий выход, достигающий 91%. Несмотря на это, сложность аппаратурного оформления процесса и большое число операций в схеме делают метод получения перекиси водорода через персульфат калия малоперспективным.

Статья на тему Производство перекиси водорода

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Leave a Comment

Для отправки комментария вам необходимо авторизоваться.

🔥 Видео

Водород/способы получения/реакции/8 классСкачать

Получение кислорода из пероксида водородаСкачать

Каталитическое разложение пероксида водорода. Химический опытСкачать

Получение перекиси водородаСкачать

Эксперименты с ПЕРЕКИСЬЮСкачать

Разложение пероксида водорода под действием каталазыСкачать

Перекись водорода. Что будет, если..? или как получить хлор... в желудке.Скачать

Получение ПЕРОКСИДА МАГНИЯ. Реакция ХЛОРИДА МАГНИЯ, ГИДРОКСИДА НАТРИЯ и ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА. ОпытыСкачать

Получение ПЕРОКСИДА КАЛЬЦИЯ CaO2. Реакция ГИДРОКСИДА КАЛЬЦИЯ и ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА. Опыты по химииСкачать

Водород. 8 класс.Скачать

Выделение кислорода при помощи химической реакции (добавим перекись водорода к перманганату калия)Скачать

Каталитическое разложение пероксида водорода (37)Скачать