Який зв'язок у молекулі перекису водню

Ласкаво просимо, Гість!

Готуємося до здачі ЄДІ з хімії

Пероксид водню

Пероксид водню (перекис водню), H₂O₂

- Найпростіший представник пероксидів. Безбарвна рідина з «металевим» смаком, необмежено розчинна у воді, спирті та ефірі. Концентровані водні розчини вибухонебезпечні. Пероксид водню є добрим розчинником. З води виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату H₂O₂ • 2H₂O.

Будова молекули

Молекула Н₂O₂ містить у своєму складі пероксидний аніон O₂ -2. Кожен атом кисню утворює 2 ковалентні зв'язки, але має ступінь окислення, що дорівнює -1. У спрощеному вигляді будова молекули відображає графічну формулу:

Фізичні властивості

У чистому безводному вигляді Н₂O₂ - Бесцв. сиропоподібна рідина із щільністю 1,45 г/см 3 (т. пл. -0,41°С, т. кіп. 150,2°С). Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях, розчиняється також у спирті, ефірі. 30% р-р Н₂O₂ називають пергідролем. Подібно до води, Н₂O₂ - хороший полярний розчинник, в якому речовини з іонним та полярним ковалентним зв'язком дисоціюють на іони.

Хімічні властивості

Розкладання Н₂O₂ (диспропорціонування)

При Т> 90 ° С пероксид водню розкладається практично повністю. Причиною неміцності молекул Н₂O₂ є нестійкість атома кисню в степені окиснення -1.

Молекули Н₂O₂ незначною мірою дисоціюють у водному розчині за схемою:

(До_дис = 1,5 * 10 -12 при 20 ° С)

Кислотні властивості проявляються в реакціях з лугами з утворенням солей - середніх (пероксидів) та кислих (гідропероксидів), наприклад:

Гідроліз пероксидів металів

Хоча за складом пероксиди нагадують оксиди, вони насправді мають властивості солей.У водних розчинах повністю гідролізуються із виділенням Н₂O₂:

Отримання Н₂O₂ з пероксидів металів

Оскільки Н₂O₂ - дуже слабка кислота, вона витісняється зі своїх солей як сильними кислотами, так і слабкими, наприклад:

Атоми кисню, що у нестійкої ступеня окислення -1, прагнуть придбати ще один електрон переходу у стійке стан. Тому пероксид водню виявляє дуже сильні окисні властивості, особливо в кислому середовищі:

Окислення неорганічних речовин

Водневий хімічний зв'язок

Між атомами водню і атомом елемента, що має високу електронегативність, виникає особливий тип зв'язку - водневий хімічний зв'язок. Вона може утворюватися усередині молекули, а й між сусідніми молекулами.

Загальний опис

Електронегативність - здатність атома утримувати валентні електрони на зовнішньому енергетичному рівні або кількісна характеристика, що показує, з якою силою притягуються електрони до ядра атома. Найбільш електронегативними елементами є фтор, азот та кисень.

Мал. 1. Ряд електронегативності.

Сильна електростатична взаємодія між атомом водню та електронегативними атомами обумовлюється невеликими розмірами атома водню та силою тяжіння атомів елементів. В результаті виникає окремий випадок ковалентного полярного зв'язку. Прикладами водневого хімічного зв'язку є:

• плавикова кислота (HF);
• вода (H₂O);
• аміак (NH₃);
• соляна кислота (HCl);
• сірководень (H₂S).

Наявність водневого зв'язку зумовлює фізичні та хімічні властивості речовини. Зокрема, визначає температуру плавлення, кипіння, розчинність, кислотність.

Особливістю зв'язку є її невисока міцність та поширеність, особливо в органічних речовинах.

Типи

Водневий зв'язок бувають двох типів:

• міжмолекулярна, що виникає між кількома однотипними молекулами;
• внутрішньомолекулярна, що виникає всередині однієї молекули

Спосіб утворення зв'язку в обох типах однаковий. Різниця тільки в тому, що за допомогою міжмолекулярного водневого зв'язку утворюються ланцюжок молекул, а при внутрішньомолекулярному зв'язку водень зчіпається з атомами всередині молекули.

Наприклад, молекула води утворена одним атомом кисню і двома атомами водню. молекула може приєднатися у місці вільних електронних пар атома кисню, заповнивши орбіталь водню, що звільнилася.

2. Будова молекули води.

Аналогічно з'єднуються молекули плавикової кислоти і аміаку. Однак зв'язок між азотом і воднем буде слабшим, ніж між воднем і киснем.

Наприклад, водневий зв'язок утворюється в молекулі саліцилової кислоти між атомом водню гідроксильної групи і кисню, що входить у функціональну групу -СООН.

3. Водневий зв'язок у саліциловій кислоті.

Водневі зв'язки графічно зображуються точками.

Що ми дізналися?

Між атомами водню та атомами неметалів виникає водневий зв'язок, заснований на електростатичній взаємодії атомів. Це окремий випадок ковалентного полярного зв'язку, що характеризується взаємодією водню та атомів з високою електронегативністю. Зв'язок буває двох типів: міжмолекулярний, що виникає між молекулами речовини, і внутрішньомолекулярний, що виникає між воднем та атомом іншого елемента в одній молекулі. Водневий зв'язок притаманний неорганічним та органічним речовинам.

ВОДОРОДУ ПЕРОКИД

ВОДОРОДУ ПЕРОКИД – (стара назва – перекис водню), з'єднання водню та кисню Н₂Про₂, Що містить рекордну кількість кисню - 94% за масою. У молекулах Н₂Про₂ містяться пероксидні групи –О–О– (см. ПЕРОКСИДИ), які багато в чому визначають властивості цієї сполуки.

Вперше пероксид водню отримав у 1818 р. французький хімік Луї Жак Тенар (1777 – 1857), діючи сильно охолодженою соляною кислотою на пероксид барію.

BaO₂ + 2HCl ® BaCl₂ + H₂O₂. Пероксид барію, своєю чергою, отримували спалюванням металевого барію. Для виділення з розчину Н₂Про₂ Тенар видалив з нього хлорид барію, що утворився: BaCl₂ + Ag₂SO₄ ® 2AgCl + BaSO₄. Щоб не використовувати дорогу сіль срібла в подальшому для отримання Н₂Про₂ використовували сірчану кислоту: BaO₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄ + H₂O₂оскільки при цьому сульфат барію залишається в осаді. Іноді застосовували інший спосіб: пропускали вуглекислий газ у завись ВаО₂ у воді: BaO₂ + H₂O + CO₂ ® BaCO₃ + H₂O₂, оскільки карбонат барію також нерозчинний. Цей метод запропонував французький хімік Антуан Жером Балар (1802–1876), який прославився відкриттям нового хімічного елемента брому (1826).Застосовували і більш екзотичні методи, наприклад, дію електричного розряду на суміш 97% кисню і 3% водню при температурі рідкого повітря (близько -190 ° С), так був отриманий 87% розчин Н₂Про₂.

Концентрували Н₂Про₂ шляхом обережного упарювання дуже чистих розчинів на водяній бані при температурі не вище 70-75 ° С; так можна отримати приблизно 50%-ний розчин. Сильніше нагрівати не можна – відбувається розкладання Н₂Про₂тому відгін води проводили при зниженому тиску, використовуючи сильну відмінність в тиску парів (і, отже, в температурі кипіння) Н₂Про і Н₂Про₂. Так, при тиску 15 мм рт. спочатку відганяється переважно вода, а при 28 мм рт.ст. і температурі 69,7°, відганяється чистий пероксид водню. Інший спосіб концентрування - виморожування, тому що при замерзанні слабких розчинів лід майже не містить Н₂Про₂. Остаточно можна обезводити поглинанням пар води сірчаною кислотою на холоді під скляним дзвоном.

Багато дослідників 19 ст, які отримували чистий пероксид водню, відзначали небезпеку цієї сполуки. Так, коли намагалися відокремити Н₂Про₂ від води шляхом екстракції з розведених розчинів діетиловим ефіром з подальшим відгоном летючого ефіру, отримана речовина іноді без видимих ​​причин вибухала. В одному з таких дослідів німецький хімік Ю.В.Брюль отримав безводний Н₂Про₂, який мав запах озону і вибухнув від дотику неоплавленої скляної палички. Незважаючи на малі кількості Н₂Про₂ (Всього 1-2 мл) вибух був такої сили, що пробив круглу дірку в дошці столу, зруйнував вміст його ящика, а також склянки і прилади, що стояли на столі і поблизу.

Фізичні характеристики.

Чистий пероксид водню дуже відрізняється від знайомого всім 3%-ного розчину Н₂Про₂, що стоїть у домашній аптечці. Насамперед, він майже в півтора рази важчий за воду (щільність при 20° С дорівнює 1,45 г/см 3 ). Замерзає Н₂Про₂ при температурі трохи менше, ніж температура замерзання води – при мінус 0,41° С, але якщо швидко охолодити чисту рідину, вона зазвичай не замерзає, а переохолоджується, перетворюючись на прозору склоподібну масу. Розчини Н₂Про₂ замерзають при значно нижчій температурі: 30%-ний розчин – при мінус 30° С, а 60%-ний – при мінус 53° С. Кипить Н₂Про₂ при температурі вищої, ніж звичайна вода, - при 150,2 ° С. Змочує скло Н₂Про₂ гірше, ніж вода, і це призводить до цікавого явища при повільній перегонці водних розчинів: поки з розчину відганяється вода, вона, як завжди, надходить з холодильника до приймача у вигляді крапель; коли ж починає переганятися Н₂Про₂, рідина виходить з холодильника у вигляді безперервного тоненького струмка. На шкірі чистий пероксид водню та його концентровані розчини залишають білі плями та викликають відчуття пекучого болю через сильний хімічний опік.

У статті, присвяченій отриманню пероксиду водню, Тенар не дуже вдало порівняв цю речовину з сиропом, можливо він мав на увазі, що чистий Н₂Про₂, Як і цукровий сироп, сильно заломлює світло. Дійсно, коефіцієнт заломлення безводного Н₂Про₂ (1,41) набагато більше, ніж у води (1,33). Однак чи то внаслідок неправильного тлумачення, чи через поганий переклад з французької, практично у всіх підручниках досі пишуть, що чистий пероксид водню – «густа сиропоподібна рідина», і навіть пояснюють це теоретично – утворенням водневих зв'язків. Але вода теж утворює водневі зв'язки. Насправді в'язкість у Н₂Про₂ така сама, як і в ледь охолодженої (приблизно до 13 ° С) води, але не можна сказати, що прохолодна вода густа, як сироп.

Реакція розкладання.

Чистий пероксид водню – речовина дуже небезпечна, тому що за деяких умов можливе його вибухове розкладання: Н₂Про₂ ® Н₂Про + 1/2 Про₂ з виділенням 98 кДж на моль Н₂Про₂ (34 г). Це дуже велика енергія: вона більша, ніж та, що виділяється при утворенні 1 молячи HCl при вибуху суміші водню та хлору; її достатньо, щоб повністю випарувати в 2,5 рази більше води, ніж утворюється у цій реакції. Небезпечні та концентровані водні розчини Н₂Про₂, у їх присутності легко самозаймисти багато органічних сполук, а при ударі такі суміші можуть вибухати. Для зберігання концентрованих розчинів використовують судини особливо чистого алюмінію або парафіновані скляні судини.

Найчастіше доводиться зустрічатися з менш концентрованим 30% розчином Н₂Про₂, Який називається пергідролем, але і такий розчин небезпечний: викликає опіки на шкірі (при його дії шкіра відразу біліє через знебарвлення барвників), при попаданні домішок можливе вибухове закипання. Розкладання Н₂Про₂ та його розчинів, у тому числі і вибухове, викликають багато речовин, наприклад, іони важких металів, які при цьому відіграють роль каталізатора, і навіть порошинки.

Вибухи Н₂Про₂ пояснюються сильною екзотермічністю реакції, ланцюговим характером процесу та значним зниженням енергії активації розкладання Н₂Про₂ у присутності різних речовин, про що можна судити за такими даними:

Фермент каталазу міститься у крові; саме завдяки їй «закипає» від виділення кисню аптечний «перекис водню», коли його використовують для дезінфекції порізаного пальця. Реакцію розкладання концентрованого розчину Н₂Про₂ під дією каталази використовує як людина; саме ця реакція допомагає жуку-бомбардиру боротися з ворогами, випускаючи в них гарячий струмінь.см. Вибухові речовини). Інший фермент – пероксидаза діє інакше: він не розкладає Н₂Про₂але в його присутності відбувається окислення інших речовин пероксидом водню.

Ферменти, що впливають реакції пероксиду водню, відіграють велику роль у життєдіяльності клітини. Енергію організму постачають реакції окислення за участю кисню, що надходить з легких. У цих реакціях проміжно утворюється Н₂Про₂, який шкідливий для клітини, оскільки викликає незворотне ушкодження різних біомолекул. Каталаза та пероксидаза спільно перетворюють Н₂Про₂ у воду та кисень.

Реакція розкладання Н₂Про₂ часто протікає за радикально-ланцюговим механізмом (см. Ланцюгові реакції), при цьому роль каталізатора полягає в ініціювання вільних радикалів. Так, у суміші водних розчинів Н₂Про₂ та Fe 2+ (так званий реактив Фентона) йде реакція перенесення електрона з іона Fe 2+ на молекулу H₂O₂ з утворенням іона Fe 3+ та дуже нестійкого аніон-радикалу [H₂O₂] . – який відразу ж розпадається на аніон ВІН – і вільний гідроксильний радикал ВІН . (см. ВІЛЬНІ РАДИКАЛИ). Радикал ВІН . дуже активний. Якщо в системі є органічні сполуки, то можливі різноманітні реакції з гідроксильними радикалами. Так, ароматичні сполуки та оксикислоти окислюються (бензол, наприклад, перетворюється на фенол), ненасичені сполуки можуть приєднати гідроксильні групи по подвійному зв'язку: СН₂=СН-СН₂ВІН + 2ВІН . ® НОСН₂-СН(ВІН)-СН₂-ВІН, а можуть вступити в реакцію полімеризації. За відсутності відповідних реагентів ВІН . реагує з Н₂Про₂ з утворенням менш активного радикалу ПЗ₂ . , який здатний відновлювати іони Fe 2+ , що замикає каталітичний цикл:

H₂O₂ + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH –

ВІН . + Н₂Про₂ ® H₂O + HO₂ .

HO₂ . + Fe 3+ ® Fe 2+ + O₂ + H +

За певних умов можливе ланцюгове розкладання Н₂Про₂, спрощений механізм якого можна представити схемою

ВІН . + Н₂Про₂ ® H₂O + HO₂ . ₂ . + H₂O₂ ® H₂O + O₂ + OH . і т.д.

Реакції розкладання Н₂Про₂ йдуть у присутності різних металів змінної валентності. З’єднуючись у складні сполуки, вони часто значно посилюють свою активність. Наприклад, іони міді менш активні, ніж іони заліза, але пов'язані в аміачних комплексах [Cu(NH)₃)₄] 2+ , вони викликають швидке розкладання Н₂Про₂. Аналогічний вплив мають іони Mn 2+ пов'язані у комплекси з деякими органічними сполуками. У присутності цих іонів вдалося виміряти довжину ланцюга реакції. Для цього спочатку виміряли швидкість реакції швидкості виділення з розчину кисню. Потім розчин ввели в дуже малій концентрації (близько 10 -5 моль/л) інгібітор - речовина, що ефективно реагує з вільними радикалами і таким чином обриває ланцюг. Виділення кисню одразу ж припинилося, але приблизно через 10 хвилин, коли весь інгібітор витратився, знову відновилося з колишньою швидкістю. Знаючи швидкість реакції і швидкість обриву ланцюгів, неважко розрахувати довжину ланцюга, яка дорівнювала 10 3 ланок. Велика довжина ланцюга обумовлює високу ефективність розкладання Н₂Про₂ у присутності найефективніших каталізаторів, що з високою швидкістю генерують вільні радикали.При зазначеній довжині ланцюга швидкість розкладання Н₂Про₂ фактично збільшується у тисячу разів.

Іноді помітне розкладання Н₂Про₂ викликають навіть сліди домішок, які майже виявляються аналітично. Так, одним із найефективніших каталізаторів виявився золь металевого осмію: сильна каталітична дія його спостерігалася навіть при розведенні 1:109, тобто. 1 г Os на 1000 т води. Активними каталізаторами є колоїдні розчини паладію, платини, іридію, золота, срібла, а також тверді оксиди деяких металів – MnO₂, Co₂O₃, PbO₂ та ін, які самі при цьому не змінюються. Розкладання може бути дуже бурхливо. Так, якщо маленьку дрібку MnO₂ кинути в пробірку з 30%-ним розчином Н₂Про₂з пробірки виривається стовп пари з бризками рідини. З більш концентрованими розчинами відбувається вибух. Спокійніше протікає розкладання поверхні платини. При цьому швидкість реакції сильний вплив надає стан поверхні. Німецький хімік Вальтер Шпрінг провів наприкінці 19 ст. такий досвід. У ретельно очищеній та відполірованій платиновій чашці реакція розкладання 38%-ного розчину Н₂Про₂ не йшла навіть при нагріванні до 60 ° С. Якщо ж зробити голкою на дні чашки ледве помітну подряпину, то вже холодний (при 12 ° С) розчин починає виділяти на місці подряпини бульбашки кисню, а при нагріванні розкладання вздовж цього місця помітно посилюється. Якщо ж в такий розчин ввести губчасту платину, що має дуже велику поверхню, то можливе вибухове розкладання.

Швидке розкладання Н₂Про₂ можна використовувати для ефектного лекційного досвіду, якщо до внесення каталізатора додати до розчину поверхнево-активну речовину (мило, шампунь). Кисень, що виділяється, створює багату білу піну, яку назвали «зубною пастою для слона».

Деякі каталізатори ініціюють нечіпне розкладання Н₂Про₂, наприклад:

Нецепная реакція йде у разі окислення іонів Fe 2+ в кислих розчинах: 2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

Оскільки у водних розчинах майже завжди є сліди різних каталізаторів (каталізувати розкладання можуть і іони металів, що містяться у склі), до розчинів Н₂Про₂навіть розведеним, при їх тривалому зберіганні додають інгібітори і стабілізатори, що зв'язують іони металів. При цьому розчини злегка підкислюють, тому що при дії чистої води на скло виходить слаболужний розчин, що сприяє розкладанню Н₂Про₂.

Всі ці особливості розкладання Н₂Про₂ дозволяють вирішити протиріччя. Для отримання чистого Н₂Про₂ необхідно проводити перегонку при зниженому тиску, оскільки речовина розкладається при нагріванні вище 70 ° С і навіть, хоча дуже повільно, при кімнатній температурі (як сказано в Хімічній енциклопедії зі швидкістю 0,5% на рік). У такому випадку, як же отримана температура кипіння при атмосферному тиску, що фігурує в тій же енциклопедії, дорівнює 150,2 ° С? Зазвичай у таких випадках використовують фізико-хімічну закономірність: логарифм тиску пари рідини лінійно залежить від зворотної температури (за шкалою Кельвіна), тому якщо точно виміряти тиск пари Н₂Про₂ при кількох (невисоких) температурах, то легко можна розрахувати, за якої температури цей тиск досягне 760 мм рт.ст. А це і є температура кипіння за звичайних умов.

Теоретично радикали ВІН . можуть утворитися і відсутність ініціаторів, в результаті розриву більш слабкого зв'язку О-О, але для цього потрібна досить висока температура. Незважаючи на відносно невелику енергію розриву зв'язку в молекулі Н₂Про₂ (Вона дорівнює 214 кДж/моль, що в 2,3 рази менше, ніж для зв'язку Н-ОН в молекулі води), зв'язок О-О все ж таки досить міцна, щоб пероксид водню був абсолютно стійкий при кімнатній температурі. І навіть при температурі кипіння (150 ° С) він повинен розкладатися дуже повільно. Розрахунок показує, що за цієї температури розкладання на 0,5% має відбуватися теж досить повільно, навіть якщо довжина ланцюга дорівнює 1000 ланок. Невідповідність розрахунків та досвідчених даних пояснюється каталітичним розкладанням, викликаним і найдрібнішими домішками в рідині та стінками реакційної судини. Тому виміряна багатьма авторами енергія активації розкладання Н₂Про₂ завжди значно менше, ніж 214 кДж/моль навіть «без каталізатора». Насправді каталізатор розкладання завжди є – і у вигляді нікчемних домішок у розчині, і у вигляді стінок судини, саме тому нагрівання безводного Н₂Про₂ до кипіння при атмосферному тиску неодноразово викликало вибухи.

У деяких умовах розкладання Н₂Про₂ відбувається дуже незвичайно, наприклад, якщо нагріти підкислений сірчаною кислотою розчин Н₂Про₂ у присутності йодату калію KIO₃при певних концентраціях реагентів спостерігається коливальна реакція, при цьому виділення кисню періодично припиняється, а потім відновлюється з періодом від 40 до 800 секунд.

Хімічні властивості Н2О2.

Пероксид водню – кислота, але дуже слабка. Константа дисоціації H₂O₂ H++ HO₂ – при 25° дорівнює 2,4·10 –12 , що у 5 порядків менше, ніж H₂S. Середні солі Н₂Про₂ лужних і лужноземельних металів зазвичай називають пероксидами (см. ПЕРОКСИДИ). При розчиненні у воді вони майже повністю гідролізуються: Na₂O₂ + 2H₂O ® 2NaOH + H₂O₂. Гідроліз сприяє підкислення розчинів. Як кислота Н₂Про₂ утворює і кислі солі, наприклад, (АЛЕ₂)₂, NaHO₂ та ін Кислі солі менш схильні до гідролізу, але легко розкладаються при нагріванні з виділенням кисню: 2NaHO₂ ® 2NaOH + O₂. Виділяється луг, як і у разі Н₂Про₂сприяє розкладанню.

Розчини Н₂Про₂, особливо концентровані, мають сильну окислювальну дію. Так, при дії 65%-ного розчину Н₂Про₂ на папір, тирсу та інші горючі речовини вони займаються. Менш концентровані розчини знебарвлюють багато органічних сполук, наприклад, індиго. Незвичайно йде окислення формальдегіду:₂Про₂ відновлюється не до води (як завжди), а до вільного водню: 2НСНО + Н₂Про₂ ® 2НСООН + Н₂. Якщо взяти 30%-ний розчин Н₂Про₂ і 40%-ний розчин НСНО, то після невеликого підігріву починається бурхлива реакція, рідина закипає і піниться. Окислювальна дія розведених розчинів Н₂Про₂ найбільше проявляється у кислому середовищі, наприклад, H₂O₂ + H₂C₂O₄ ® 2H₂O + 2CO₂, але можливе окислення і в лужному середовищі:

Окислення чорного сульфіду свинцю до білого сульфату PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄ + 4H₂O можна використовувати для відновлення потемнілих свинцевих білил на старих картинах. Під дією світла йде окислення та соляної кислоти:

H₂O₂ + 2HCl ® 2H₂O + Cl₂. Додавання Н₂Про₂ до кислот сильно збільшує їхню дію на метали. Так, у суміші H₂O₂ та розведеної H₂SO₄ розчиняються мідь, срібло та ртуть; йод у кислому середовищі окислюється до йодної кислоти HIO₃, сірчистий газ – до сірчаної кислоти тощо.

Незвичайно відбувається окислення калій-натрієвої солі винної кислоти (сегнетової солі) у присутності хлориду кобальту як каталізатор. У ході реакції KOOC(CHOH)₂COONa + 5H₂O₂ ® KHCO₃ + NaHCO₃ + 6H₂O + 2CO₂ рожевий CoCl₂ змінює колір на зелений через утворення комплексної сполуки з тартратом – аніоном винної кислоти. У міру протікання реакції та окислення тартрату комплекс руйнується і каталізатор знову рожевіє. Якщо замість хлориду кобальту використовувати як каталізатор мідний купорос, то проміжне з'єднання, залежно від співвідношення вихідних реагентів, буде пофарбоване в помаранчевий або зелений колір. Після закінчення реакції відновлюється синій колір мідного купоросу.

Цілком інакше реагує пероксид водню в присутності сильних окислювачів, а також речовин, що легко віддають кисень. У таких випадках Н₂Про₂ може виступати і як відновник з одночасним виділенням кисню (так званий відновлювальний розпад Н₂Про₂), наприклад:

Остання реакція цікава тим, що в ній утворюються збуджені молекули кисню, які випускають помаранчеву флуоресценцію.см. ХЛОР АКТИВНИЙ). Аналогічно із розчинів солей золота виділяється металеве золото, з оксиду ртуті виходить металева ртуть тощо. Така незвичайна властивість Н₂Про₂ дозволяє, наприклад, провести окислення гексацианоферрата(II) калію, а потім, змінивши умови, відновити продукт реакції вихідне з'єднання за допомогою того ж реактиву. Перша реакція йде у кислому середовищі, друга – у лужному:

(«Двійний характер» Н₂Про₂ дозволив одному викладачу хімії порівняти пероксид водню з героєм повісті відомого англійського письменника Стівенсона Дивна історія доктора Джекіла та містера Хайда, під впливом придуманого ним складу він міг різко змінювати свій характер, перетворюючись з добропорядного джентльмена на кровожерного маніяка.)

Отримання Н2О2.

Молекули Н₂Про₂ завжди виходять у невеликих кількостях при горінні та окисленні різних сполук. При горінні Н₂Про₂ утворюється або при відриві атомів водню від вихідних сполук проміжними гідропероксидними радикалами, наприклад: HO₂ . + CH₄ ® H₂O₂ + CH₃ . , або внаслідок рекомбінації активних вільних радикалів: 2ОН . ® Н₂Про₂, Н . + АЛЕ₂ . ® Н₂Про₂. Наприклад, якщо киснево-водневе полум'я направити на шматок льоду, то вода, що розтанула, міститиме в помітних кількостях Н₂Про₂, що утворився в результаті рекомбінації вільних радикалів (у полум'ї молекули Н₂Про₂ негайно розпадаються). Аналогічний результат виходить при горінні інших газів. Освіта Н₂Про₂ може відбуватися і при невисокій температурі внаслідок різних окислювально-відновних процесів.

У промисловості пероксид водню вже не отримують способом Тенара – з пероксиду барію, а використовують сучасніші методи. Один із них – електроліз розчинів сірчаної кислоти. При цьому на аноді сульфат-іони окислюються до надсульфат-іонів: 2SO₄ 2– – 2e ® S₂O₈ 2-. Надсірчана кислота потім гідролізується:

На катоді, як завжди, йде виділення водню, так що сумарна реакція описується рівнянням 2H₂O ® H₂O₂ + H₂. Але основний сучасний спосіб (понад 80% світового виробництва) – окислення деяких органічних сполук, наприклад, етілантрагідрохінону, киснем повітря в органічному розчиннику, при цьому з антрагідрохінону утворюються Н₂Про₂ і відповідний антрахінон, який потім знову відновлюють воднем каталізаторі в антрагидрохинон. Пероксид водню витягають із суміші водою і концентрують перегонкою.Аналогічна реакція протікає при використанні ізопропілового спирту (вона йде з проміжним утворенням гідропероксиду): (СН₃)₂СНОН + О₂ ® (СН₃)₂С(ООН)ОН ® (СН₃)₂СО + Н₂Про₂. При необхідності ацетон, що утворився, також можна відновити до ізопропілового спирту.

Застосування Н2О2.

Пероксид водню знаходить широке застосування, яке світове виробництво обчислюється сотнями тисяч тонн на рік. Його використовують для отримання неорганічних пероксидів, як окислювач ракетних палив, в органічних синтезах, для відбілювання масел, жирів, тканин, паперу, для очищення напівпровідникових матеріалів, для вилучення з руд цінних металів (наприклад, урану шляхом переведення його нерозчинної форми в розчинну), для знешкодження стічних вод. У медицині розчини Н₂Про₂ застосовують для полоскання та змащування при запальних захворюваннях слизових оболонок (стоматити, ангіна), для лікування гнійних ран. У пеналах зберігання контактних лінз в кришку іноді поміщають дуже невелика кількість платинового каталізатора. Лінзи для їх дезінфекції заливають у пеналі 3%-ним розчином Н₂Про₂Але так як цей розчин шкідливий для очей, пенал через деякий час перевертають. При цьому каталізатор у кришці швидко розкладає Н₂Про₂ на чисту воду та кисень.

Колись модно було знебарвлювати волосся «перекисом», зараз для фарбування волосся існують безпечніші склади.

У присутності деяких солей пероксид водню утворює твердий «концентрат», який зручніше перевозити і використовувати. Так, якщо до сильно охолодженого насиченого розчину борнокислого натрію (бури) додати Н₂Про₂ у присутності, поступово утворюються великі прозорі кристали пероксоборату натрію Na₂[(BO₂)₂(OH)₄]. Ця речовина широко використовується для відбілювання тканин та як компонент миючих засобів. Молекули Н₂Про₂, Як і молекули води, здатні впроваджуватися в кристалічну структуру солей, утворюючи подібність кристалогідратів - пероксогідрати, наприклад,₂СО₃·3Н₂Про₂, Na₂CO₃·1,5H₂O; останнє з'єднання широко відоме під назвою "персоль". Так званий «гідроперит» CO(NH₂)₂·H₂O₂ є клатратом - з'єднання включення молекул Н₂Про₂ в порожнечі кристалічних грат сечовини.

В аналітичній хімії за допомогою пероксиду водню можна визначати деякі метали. Наприклад, якщо до розчину солі титану(IV) – сульфату титану додати пероксид водню, розчин набуває яскраво-оранжевого кольору внаслідок утворення надтитанової кислоти:

TiOSO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ® H₂[TiO₂(SO₄)₂] + H₂O. Безбарвний молібдат-іон MoO₄ 2 - окислюється Н₂Про₂ інтенсивно забарвлений в помаранчевий колір пероксидний аніон. Підкислений розчин дихромату калію у присутності Н₂Про₂ утворює надхромову кислоту: K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O₂ ® H₂Cr₂O₁₂ + K₂SO₄ + 5H₂O, яка досить швидко розкладається: H₂Cr₂O₁₂ + 3H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O + 4O₂. Якщо скласти ці два рівняння, вийде реакція відновлення пероксиду водню дихромату калію:

Надхромову кислоту можна витягти з водного розчину ефіром (у розчині ефіру вона значно стійкіша, ніж у воді). Ефірний шар при цьому фарбується в інтенсивний синій колір.