Laboratorio di chimica in casa/Perossido di idrogeno

Sommario

Perossido di idrogeno

Acqua ossigenata da laboratorio 3%.

Dati

Anidro

Massa molare: 34,0147 g/mol
Solubilità in acqua: tutte le proporzioni
Altri solventi: etere, alcol
Temperatura di fusione: -0,43 °C (100%)
Temperatura e prodotti di decomposizione: O₂ + H₂O

Pericoli

Soluzioni diluite (< 20%)

Soluzioni concentrate (>20%)

Scheda di sicurezza

Il perossido di idrogeno è un ossido di idrogeno la cui molecola presenta un legame covalente tra i due atomi di ossigeno, ed un legame polare tra gli ossigeni e gli idrogeni, che dona alla molecola un lieve carattere acido, ma la sua proprietà principale è quella ossidante, diventando un reagente estremamente utile nella sintesi di sali e durante le ossidoriduzioni. Può essere inoltre decomposto in acqua e ossigeno con diversi metodi.
Queste proprietà lo rendono inoltre molto versatile, infatti trova numerose applicazioni, da quelle disinfettanti usate in medicina alla sintesi chimica, e viene usato dai parrucchieri per schiarire i capelli.

Si trova in commercio solitamente in soluzione al 3% o 3,6% in peso (10 o 12 vol) nei supermercati e al 10% (36 vol) in farmacia.

Proprietà chimiche

Struttura molecolare allo stato solido

Struttura molecolare allo stato gassoso

La molecola è costituita da due tipi di legame. Quello tra i due atomi di ossigeno è covalente puro, mentre quello tra ossigeno e idrogeno è covalente polare (differenza di elettronegatività 1,3).
Questi non sono complanari: il legame H-O-O è di 101,9°, mentre quello tra i piani di simmetria della molecola è di circa 90°. Questo assetto della molecola le conferisce un carattere polare, ed è in grado di creare legami a idrogeno, nonché di dissociarsi parzialmente in soluzione come altri acidi.

H₂O₂ + H₂O $\rightleftharpoons$ HOO^- + H₃O⁺   K_a = 5,62·10^-12

La caratteristica più evidente dell'acqua ossigenata è quella di decomporsi spontaneamente in acqua e ossigeno per via della bassa energia di dissociazione di legame (49 kcal/mol).

H₂O₂ → ½ O₂ + H₂O

Tale reazione è tuttavia lenta a temperatura ambiente, ma può essere accelerata esponendo la sostanza a raggi UV (λ 845 nm) o a cationi di metalli ossidanti. Quest'ultima è la più facile da osservare, poiché catalizzata da sostanze come Fe₂O₃, MnO₂, CuO e PbO₂.
Tali reazioni iniziano solitamente con l'interazione dello ione HO₂^- con i cationi metallici, che lo ossidano a radicale idroperossile HO₂• il quale, a seguito di urti con altre specie chimiche si decompone in altri prodotti per terminare con la decomposizione in H₂O e O₂ vista prima (gli intermedi di reazione possono variare a seconda del catalizzatore usato).

HOO:^- + Mⁿ⁺ → HOO• + M^(n-1)+

Questo spiega il motivo per cui l'acqua ossigenata risulta più stabile in ambiente acido rispetto all'ambiente basico: nel primo caso la concentrazione di ioni HO₂^- è diminuita a causa dell'eccesso di H⁺ che si legano con loro rigenerando H₂O₂.

Il perossido di idrogeno è anche in grado di cocristallizzare con l'urea ed il carbonato di sodio per formare addotti chiamati peridrati, analoghi dei sali idrati in cui vi sono molecole di H₂O₂ al posto di H₂O. Due esempi sono il sodio percarbonato 2 Na₂CO₃·3 H₂O₂ e l'urea peridrata (NH₂)₂CO·H₂O₂, ma ne sono conosciuti altri come l'addotto fra H₂O₂ e DABCO. Essi sono un utile fonte di perossido di idrogeno anidro non liquido.

Concentrazione

Densità in soluzione acquosa
% v/v	ρ (g/cm3)	T
3%	1.0095	15 °C
27%	1.10	20 °C
35%	1.13	20 °C
50%	1.20	20 °C
70%	1.29	20 °C
75%	1.33	20 °C
96%	1.42	20 °C
98%	1.43	20 °C
100%	1.450	20 °C

La concentrazione del perossido di idrogeno nelle soluzioni per il laboratorio è indicata in percentuale P/P, mentre in quelle per uso domestico e farmaceutico è indicata in volumi (vol). Questa unità di misura è uguale ai volumi di ossigeno molecolare che si liberano a 0 °C ed 1 atm da una unità di volume di soluzione. Dire per esempio "perossido di idrogeno 3 vol" significa che da una unità di volume di tale soluzione (1 l, 100 ml, 250 ml ...) se ne liberano tre di O₂ (3 l, 300 ml, 750 ml).
Per ricavare direttamente la molarità della soluzione, vanno moltiplicati i vol indicati per una costante pari a 8,931·10^-2 mol/(l·vol):

$M_{H_{2}O_{2}}=vol_{H_{2}O_{2}}\times 0,08931\;{\frac {mol}{l\!\times \!vol}}$

Dimostrazione

Dati

	m.m.	ρ
H2O2	34,0 g/mol
O2	32,0 g/mol	1,429 g/l
$vol={\frac {Litri_{\;O_{2}}}{Litri_{\;slz}}}$   PTS

Conoscendo i vol di una soluzione di H₂O₂ è possibile ricavare la molarità conoscendo solo il peso molecolare dell'ossigeno, la sua densità e la seguente equazione chimica:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂↑

Abbiamo detto innanzi tutto che i vol del perossido di idrogeno sono il rapporto tra i volumi di ossigeno liberato dalla soluzione ed il volume della soluzione.

$X\;vol={\frac {X\;l_{O_{2}}}{l_{slz}}}$

Da questi, conoscendo la densità dell'ossigeno, possiamo ricavare i grammi di O₂ liberati ogni litro di soluzione.

${\frac {X\;l_{O_{2}}}{l_{slz}}}\times \rho _{O_{2}}\;({\frac {g_{O_{2}}}{l_{O_{2}}}})={\frac {X\;g_{O_{2}}}{l_{slz}}}$

Trasformiamo ora i grammi di ossigeno su volume di soluzione in moli.

${\frac {X\;g_{O_{2}}}{l_{slz}}}:p.m._{O_{2}}\;(32\;{\frac {g}{mol}})={\frac {X\;mol_{O_{2}}}{l_{slz}}}$

In base ai coefficienti stechiometrici dei reagenti dell'equazione sopra riportata sappiamo che le moli di perossido di idrogeno presenti in soluzione sono uguali al doppio delle moli di ossigeno liberato. Da ciò ricaviamo la concentrazione molare di H₂O₂

$M_{H_{2}O_{2}}=2\ {\frac {mol_{O_{2}}}{l_{slz}}}$

Tramite questo procedimento è stata ricavata la costante:

${\frac {1,429\;{\frac {g}{l}}:32\;{\frac {g}{mol}}\times 2}{1\;vol}}=0,08931\;{\frac {mol}{l\!\times \!vol}}$

Da cui abbiamo ricavato l'equazione finale:

$M_{H_{2}O_{2}}=vol_{H_{2}O_{2}}\times 0,08931\;{\frac {mol}{l\!\times \!vol}}$

Reazioni

Il perossido di idrogeno può agire da ossidante o da riducente a seconda della reazione chimica in cui è coinvolto. Puro risulta poco stabile ed è decomposto da numerosi catalizzatori. Risulta più stabile in soluzioni acide e meno in soluzioni alcaline, anche se è in grado di generare sali con basi forti.

Produzione di ossigeno

L'acqua ossigenata può disproporzionare in acqua e ossigeno sia in maniera indotta (durante reazioni redox o catalizzate) che in maniera spontanea:

2 H₂O_{2 (l)} → 2H₂O_(l) + O₂↑ (ΔH^o = -98,2 KJ/mol; ΔS = 70,5 mol/K)

La reazione spontanea è tuttavia molto lenta a temperatura ambiente ma può essere accelerata in diversi modi:

• Il diossido di manganese è il più comune catalizzatore per la decomposizione del perossido di idrogeno. Si trova nelle pile alcaline. Basta bucarne una ed estrarre il contenuto (o semplicemente lasciarla bucata) e gettare il tutto in soluzione per osservare l'immediata comparsa di bolle di gas sulla superficie della polvere nera di MnO₂.
• Il diossido di piombo è un efficiente catalizzatore per la decomposizione dell'H₂O₂.
• I composti di ferro(III) catalizzano tutti la decomposizione del perossido di idrogeno.
• I composti di ferro(II) catalizzano la disproporzione delle molecole di perossido in radicali idrossile, perossoidrossile e protoni, secondo diverse reazioni redox.
• L'ipoclorito di sodio reagisce col perossido di idrogeno dando ossigeno:

NaClO + H₂O₂ → NaCl + H₂O + O₂↑

La candeggina comunque non agisce da catalizzatore, ma da comune reagente.

• L'enzima catalasi, presente nel fegato crudo, decompone il perossido di idrogeno prodotto da alcuni processi metabolici endocrini ma anche quello contenuto nell'acqua ossigenata.
• La radiazione UV catalizza la decomposizione del perossido di idrogeno.
• Il permanganato di potassio reagisce con il perossido di idrogeno liberando ossigeno:

KMnO₄ + 3 H₂O₂ → 2 MnO₂↓ + 2 KOH + 2 H₂O + 3 O₂↑

Il permanganato di potassio non agisce da catalizzatore ma da comune reagente; tuttavia se si usa un eccesso di H₂O₂, esso verrò decomposto dall'MnO₂ che si forma a seguito della prima reazione.

• I composti del titanio(III) catalizzano la decomposizione del perossido di idrogeno.
• Gli ioduri catalizzano la decomposizione del perossido di idrogeno:

1. H₂O₂ + I^- → H₂O + IO^-
2. IO^- + H₂O₂ → I^- + H₂O + O₂↑

• Come mostrato sopra, gli ipoioditi decompongono il perossido di idrogeno, ma agiscono da reagenti e non da catalizzatori.
• A fini didattici nelle scuole vengono usati anche dei fili di platino, difficili però da ottenere.

Sintesi di ossidi

L'acqua ossigenata è in grado di aggredire vari metalli, anche a basse concentrazioni, ricoprendoli di una patina del loro ossido. Questo contiene generalmente il metallo nel suo massimo stato di ossidazione.

2 Fe_(s) + 3 H₂O₂ → Fe₂O_{3 (s)} + 3 H₂O

Cu_(s) + H₂O₂ → CuO_(s) + H₂O

Si ricorda però che contemporaneamente il perossido di idrogeno, per una reazione secondaria, viene decomposto da tali ossidi; quindi una volta ossidato lo strato superficiale del metallo, l'acqua ossigenata comincerà a decomporsi a causa di tali ossidi diventando inefficace.

Effetto sinergico con gli acidi

Il perossido di idrogeno in ambiente acido risulta più stabile che in ambiente basico, poiché la concentrazione del suo ione instabile HO₂^- è più bassa. La proprietà del perossido di idrogeno di ossidare velocemente metalli anche tenaci come il rame è molto utile, in quanto accelera la reazione tra l'acido ed il metallo:

Cu_(s) + 2 HCl_(aq) + H₂O_{2 (aq)} → CuCl_2(aq) + 2 H₂O

2 Fe_(s) + 6 HCl_(aq) + 3 H₂O_{2 (aq)} → 2 FeCl_{3 (aq)} + 6 H₂O

La prima reazione permette la sintesi del cloruro rameico, cosa impossibile da ottenere usando solo rame metallico e acido cloridrico diluito.
Nel secondo caso si ottiene direttamente cloruro ferrico dalla reazione tra ferro ed acido cloridrico, che in mancanza dell'acqua ossigenata sarebbe lenta e produrrebbe FeCl₂. Tale reazione è tuttavia idealizzata poiché parte dell'acqua ossigenata si decompone per l'effetto degli ioni Fe³⁺ prodotti.

In ogni reazione fra un acido ed un metallo mediata dall'acqua ossigenata non si ha sviluppo di idrogeno.

Video

(EN) Decomposizione 1

Video sulla decomposizione catalitica del perossido di idrogeno utilizzando MnO₂, PbO₂, Fe₂O₃, una patata, fegato animale fresco (fresh liver) e bollito (boiled liver), evidenziata dall'aggiunta di detersivo che produce una schiuma gonfiata dall'ossigeno prodotto dall'acqua ossigenata. La schiuma sale nei cilindri a diverse velocità perché i catalizzatori sono diversamente efficaci a decomporre il perossido di idrogeno. Nell'ultimo cilindro non avviene alcuna catalisi perché l'enzima catalasi è stato distrutto con la cottura.

(IT) Decomposizione 2

Video realizzato da una scuola media italiana, in cui viene mostrata l'azione dell'enzima catalasi presente nel fegato crudo, che catalizza la decomposizione del perossido di idrogeno, e come questo viene denaturato con la cottura.

(EN) Redox (PTV)

Il video mostra la reazione fra perossido di idrogeno concentrato, permanganato di potassio ed acido solforico. All'inizio non succede nulla perché il perossido di idrogeno è freddo e reagisce lentamente con l'MnO₄^-. Nell'intermezzo viene spiegata la struttura e le proprietà ossidanti di H₂O₂.

(EN) Concentrazione 1

Video in cui viene concentrato il perossido di idrogeno facendo evaporare l'acqua in cui è disciolto a poco meno di 100 °C. Tuttavia in questo modo parte del perossido di idrogeno si decompone.

(EN) Concentrazione 2

In questo video una soluzione di H₂O₂ al 3% è stata lasciata evaporare per 3 mesi a temperatura ambiente, e la sua concentrazione è aumentata esponenzialmente.

(EN) Concentrazione 3

Nel video il perossido di idrogeno viene concentrato per ebollizione ad alta temperatura e viene fatto reagire con vari composti organici.