ВОДОРОДА ПЕРОКСИД

Содержание статьи

• Физические свойства.
• Реакция разложения.
• Химические свойства Н2О2.
• Получение Н2О2.
• Применение Н2О2.

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.

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/см³). 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.

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:

Катализатор	Энергия активации, кДж/моль	Относительная скорость реакции при 25° С
Без катализатора	73	1
Ионы I–	56	1,1·103
Платина	48	2,3·104
Ионы Fe2+	42	2,5·105
Каталаза	7	3·1011

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 Fe²⁺ (так называемый реактив Фентона) идет реакция переноса электрона с иона Fe²⁺ на молекулу H₂O₂ с образованием иона Fe³⁺ 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 Fe²⁺, что замыкает каталитический цикл:

H₂O₂ + Fe²⁺ ® Fe³⁺ + OH^. + OH^–

ОН^. + Н₂О₂ ® H₂O + HO₂^.

HO₂^. + Fe³⁺ ® Fe²⁺ + O₂ + H⁺

H⁺ + OH^– ® H₂O.

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 Mn²⁺ 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 10³ 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 1:10⁹, 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:

H₂O₂ + 2I^– + 2H⁺ ® 2H₂O + I₂

I₂ + H₂O₂ ® 2I^– + 2H⁺ + O₂.

Нецепная реакция идет и в случае окисления ионов Fe²⁺ 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.

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:

Na[Sn(OH)₃] + H₂O₂ + NaOH ® Na₂[Sn(OH)6]; 2K₃[Cr(OH)6] + 3H₂O₂ ® 2KCrO₄ + 2KOH + 8H₂O.

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:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5O₂ + 8H₂O;

Ag₂O + H₂O₂ ® 2Ag + H₂O + O₂;

О₃ + Н₂О₂ ® H₂O + 2O₂;

NaOCl + H₂O₂ ® NaCl + H₂O + O₂.

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:

2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + H₂SO₄ ® 2K₃[Fe(CN)₆] + K₂SO₄ + 2H₂O;

2K₃[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + 2KOH ® 2K₄[Fe(CN)₆] + 2H₂O + O₂.

(«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.)

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:

H₂S₂O₈ + 2H₂O ® H₂O₂ + 2H₂SO₄.

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.

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:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 5H₂O₂ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 9H₂O + 4O₂.

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.

Илья Леенсон