Anorganikum.de   >>>    Die Freie Enzyklopädie der Anorganischen Chemie

A | B | C | D | E | F | G | H | I | J | K | L | M | N | O | P | Q | R | S | T | U | V | W | X | Y | Z | 		 
 
Die neuesten 10 Artikel:
  •  Mangan(VII) - oxid
  •  Uran(IV)-dioxid
  •  Uranylacetat
  •  Kaliumchlorat
  •  Kaliumcarbonat
  •  Neuer Link
  •  Fermiumacetat
  •  Birnenphosphat
  •  Abcdefgh
  •  Aaaaa
    		•  zurück zum Anfangsbuchstaben | zurück zur Startseite

         Wasserstoffperoxid



    Physikalische Eigenschaften:



    Reines Wasserstoffperoxid ist bei Raumtemperatur eine sirupöse, fast farblose, in sehr dicker Schicht jedoch leicht bläuliche Flüssigkeit. Es lässt sich bei vermindertem Druck unzersetzt destillieren und bildet mit Wasser kein Azeotrop.

    Das Wasserstoffperoxidmolekül ist gewinkelt gebaut, die beiden OH-Gruppen sind um 111,5° verdreht und der OOH-Winkel hat 94,8°. Die Bindungslängen betragen 1,475 Ä ( O-O ) bzw. 0,97 Ä ( O-H ).

    Nicht stabilisiertes Wasserstoffperoxid neigt in Anwesenheit von verschiedenen Metallionen ( Fe3+, Cr3+, Mn4+ ), einigen Enzymen ( Katalase ), Laugen und Edelmetallen ( Platin ) zu schnellem Zerfall. Wasserfreies Wasserstoffperoxid kann sich unter Umständen sogar explosionsartig zersetzen. Der Zersetzung entgegen wirken z.B. Phosphorsäure, Diphosphate, Stannate aber auch organische Substanzen wie Harnstoff oder Barbitursäure.





    Chemische Eigenschaften:



    Die wichtigste Eigenschaft von Wasserstoffperoxid ist zweifellos die Oxidationswirkung. Es stellt ein starkes und sehr sauberes Oxidationsmittel dar, und wird deshalb im Labor und in der Medizin oft eingesetzt. ( zerfällt ausschließlich zu Wasser und Sauerstoff ).

    Das Oxidationspotential ist in saurer Lösung wesentlich größer ( H2O2 + 2 H+ + 2e- --> 2 H2O; +1,778 V ) als in alkalischer ( +0,878 V ).

    So oxidiert Wasserstoffperoxid u.a. Fe(II) zu Fe(III), Iodid zu Iod, Sulfid zu Schwefel, Cr(III) zu Chromat und Aldehyde zu Carbonsäuren. Durch sehr starke Oxidationsmittel hingegen kann es auch selbst oxidiert werden, es wirkt z.B. reduzierend auf Permanganat, Ozon und PbO2.



    Wasserstoffperoxid wirkt als sehr schwache Säure ( Ks = 2,4*10-12, 20 °C ) und bildet eine Reihe von relativ stabilen Salzen, die das Peroxidion enthalten ( O22- ), z.B. Natriumperoxid. Salze, die das Hydrogenperoxidion ( (HO2)- ) enthalten sind hingegen nicht bekannt. Darüber hinaus gibt es Organylderivate ( Etherperoxide, APEX ), die in der Regel instabil oder sogar explosiv sind, und auch anorganische Derivate. Wichtige Vertreter sind u.a. Peroxomonoschwefelsäure ( Carosche Säure ), Peroxodischwefelsäure ( Marschallsche Säure ), Peressigäure und Perborsäure, die in Form ihrer Salze als Bleichmittel ( im Waschmittel ) Anwendung findet.





    Darstellung:



    In der Industrie gewann man Wasserstoffperoxid früher durch Anodische Oxidation von Schwefelsäure, wobei Peroxodischwefelsäure entsteht, die anschließend zu Schwefelsäure und Wasserstoffperoxid hydrolysiert wird, welches abdestilliert werden kann. Beim Bariumperoxidverfahren, das heute ebenfalls keine Rolle mehr spielt wird Bariumoxid an der Luft auf etwa 550 °C erhitzt, wobei es unter Sauerstoffaufnahme in Bariumperoxid übergeht, welches nach dem Versetzen mit Schwefelsäure Wasserstoffperoxid freisetzt. Dieses kann durch einfaches Filtrieren vom ausgefallenen Bariumsulfat getrennt werden.

    Das mit Abstand wichtigste Verfahren ist heutzutage jedoch das Anthrachinonverfahren. Dabei wird Anthrachinon am Pd-Kat hydriert. Das entstehende Anthrahydrochinon wird durch Sauerstoff wieder zum Anthrachinon oxidiert, wobei in guter Ausbeute Wasserstoffperoxid entsteht.





    Verwendung:



    Am häufigsten findet Wasserstoffperoxid Verwendung als Bleichmittel für Haare (Blondierungsmittel), Textilien, Holz und auch Zähne. Weitere Anwendungsgebiete gibt es als Desinfektionsmittel ( in der Medizin zur Wundbehandlung ), Oxidationsmittel im Labor oder in der Industrie, als Ätzmittel für Metalle, bei einigen Raketentypen als Treibstoffkomponente und zur Sauerstofferzeugung. Bekannt ist auch die Verwendung zum Nachweis von Blut in der Forensik.





    Physiologie:



    Wasserstoffperoxid wirkt stark ätzend und bleichend auf organisches Gewebe. Bei Berührung mit der Haut kommt es zu weißen Flecken (Sauerstoffbläschen unter der Haut) und starken, brennenden Schmerzen. Auf keinen Fall sollte man die Dämpfe einatmen, da das zu schwersten Verätzungen der Lungenbläschen führen kann.

    Es stellt ein starkes Zellgift dar, und tötet Kleinstlebewesen, besonders Einzeller selbst in geringsten Konzentrationen. Da bei manchen Abbauprozessen im menschlichen Körper Wasserstoffperoxid entsteht, gibt es das Enzym Katalase, dass dieses unschädlich macht, indem es den Zerfall katalysiert.





    Nachweis:



    Der einfachste, aber nicht sehr spezifische Nachweis ist der Nachweis einer Oxidationswirkung, z.B. durch die Iodstärkereaktion. Wesentlich besser geeignet zum qualitativen Nachweis sind hingegen die Bildung von tiefblauem Peroxotitanylsulfat-Ion ( (TiO2)2+ ). Zur quantitativen Bestimmung eignet sich sowohl die Oxidation von Wasserstoffperoxid mit Kaliumpermanganat in schwefelsaurer Lösung als auch eine Iodometrische Titration.

    Dieser Artikel wurde angelegt von: vasco
    		 
     
    Lorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempor incididunt ut labore et dolore magna aliqua. Ut enim ad minim veniam, quis nostrud exercitation ullamco laboris nisi ut aliquip ex ea commodo consequat. Duis aute irure dolor in reprehenderit in voluptate velit esse cillum dolore eu fugiat nulla pariatur. Excepteur sint occaecat cupidatat non proident, sunt in culpa qui officia deserunt mollit anim id est laborum
    		  
     

    Link | Link | Link | Link | Link