Wasserstoffperoxid, Peroxide

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Übungen im Vortragen mit Demonstrationen im Wintersemester 2012/2013 Dozentin: Dr. M. Andratschke Wasserstoffperoxid, Peroxide 1. Historisches [1] Referent/Referentin: Niedermeier, Philipp Stark, Alexandra Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ) wurde erstmals im Jahre 1818 von dem französischen Chemiker Louis Jacques Thénard durch Reaktion von Bariumperoxid (BaO 2 ) mit Salpetersäure (HNO 3 ) synthetisiert. Im Laufe der Zeit wurde dieses Verfahren durch den Austausch der Salpetersäure durch zunächst Salzsäure (HCl) und letztlich durch Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) optimiert. BaO 2 + H 2 SO 4 H 2 O 2 + BaSO 4 [2, 3] 2. Darstellung Heutzutage wird Wasserstoffperoxid überwiegend durch das Anthrachinon Verfahren hergestellt. Dabei werden zunächst Anthrachinon bzw. derivate katalytisch (Palladium) bei bestimmten Temperatur und Druckbedingungen in Anthrahydrochinon überführt. Dieses reagiert mit Sauerstoff unter Rückbildung des Anthrachinons und Wasserstoffperoxid. [1, 2] 3. Physikalische und chemische Eigenschaften Name andere Namen Wasserstoffperoxid Perhydrol Summenformel H 2 O 2 Molmasse 34,02 g/mol Aggregatszustand flüssig Dichte 1,45 g/cm³ Schmelzpunkt 0,41 C Löslichkeit unbegrenzt in Wasser Beschreibung farblose bis blassblaue viskose Flüssigkeit

2 Physikalische Eigenschaften: Da hochkonzentriertes, nahezu wasserfreies Wasserstoffperoxid aufgrund starker Wasserstoffbrückenbindungen instabil ist und bei Kontakt mit Metallionen spontan explodieren kann, sind nur 35 % ige Lösungen handelsüblich. Wasserstoffperoxid reizt und verätzt aber schon in verdünnter Form Augen, Haut und Schleimhäute. Außerdem kommt es bei Hautkontakt zu weißen Flecken durch den bei der Zersetzung entstehenden Sauerstoff im Gewebe. Chemische Eigenschaften: Unter Licht und Wärmeeinwirkung neigen Wasserstoffperoxidlösungen zur Zersetzung in Wasser und Sauerstoff. Die Zerfallsgeschwindigkeit kann durch Zusatz von Katalysatoren wie Gold, Platin oder Braunstein dabei stark erhöht werden. 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Diese Reaktion ist eine Disproportionierung. Im Wasserstoffperoxid beträgt die Oxidationszahl von Sauerstoff 1, in den Produkten hingegen 2 (Wasser) und 0 (Sauerstoff). Außerdem kann Wasserstoffperoxid sowohl als Oxidationsmittel unter Bildung von Wasser oder auch als Reduktionsmittel gegenüber stärkeren Oxidationsmitteln (siehe Versuch 3) verwendet werden. [1, 2] 4. Verwendung Bleichmittel (Kosmetik, Zahnmedizin, Papierherstellung) Graufärbung von Haaren im Alter aufgrund des geringeren Abbaus von Wasserstoffperoxid Wasseraufbereitung zum Abbau organischer Verunreinigungen Desinfektionsmittel (Haushalt, Zahnmedizin, Kontaktlinsen) Sauerstoffzufuhr (Aquarium) Sprengstoffherstellung 5. Peroxide [4] Die Sauerstoffatome im Wasserstoffperoxid und in Peroxiden besitzen die Oxidationsstufe 1. Dabei 2 gibt es zum einen salzartige Peroxide, die das Peroxidanion O 2 enthalten. Zu den wichtigsten salzartigen Peroxiden zählen die der Alkali und Erdalkalimetalle wie Na 2 O 2 und BaO 2. In Kontakt mit organischer Materie neigen diese zur Explosion. Durch Wasser werden sie unter Bildung von Wasserstoffperoxid zersetzt. 2

3 Zum Anderen gibt es kovalent gebundene Peroxide, die die allgemeine Formel X O O Y besitzen und leicht in Radikale zerfallen. 6. Versuche [2, 5] 6.1 Elefantenzahnpasta 50 ml 30 % ige Wasserstoffperoxidlösung 10 g Kaliumiodid (KI) 10 ml destilliertes Wasser Geschirrspülmittel Messzylinder zwei Bechergläser Kristallisierschale 5 ml Geschirrspülmittel in den Messzylinder geben in ein Becherglas H 2 O 2 Lösung geben in einem zweiten Becherglas Kaliumiodid in destilliertem Wasser lösen beide Inhalte in einem Zug in den Standzylinder geben Gemisch schäumt auf und verfärbt sich gelblich Disproportionierung: Wasserstoffperoxid wird durch Kaliumiodid katalytisch in Wasser und Sauerstoff gespalten H 2 O 2 + I 2 H 2 O + O 2 + I Reaktion ist stark exotherm, wobei auch Wasserdampf entsteht; dieser und der Sauerstoff treiben das Geschirrspülmittel und schäumen es in großen Mengen auf Oxidation von Iodid Ionen zu Iod Gelbfärbung H 2 O H I 2 H 2 O + I Enzymatischer Zerfall des Wasserstoffperoxides [6] 30 % ige Wasserstoffperoxidlösung rohe und gekochte Kartoffel Petrischale 3

4 rohe und gekochte Kartoffelscheibe je in eine Petrischale geben etwas H 2 O 2 Lösung darauf geben rohe Kartoffel schäumt auf gekochte Kartoffel zeigt keine Reaktion Disproportionierung: durch Enzym Katalase wird Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff zersetzt 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 beim Erhitzen wird das Enzym denaturiert 6.3 Reduzierende Wirkung des Wasserstoffperoxides [7] 5 ml 30 % ige Wasserstoffperoxidlösung Kaliumpermanganatlösung (KMn0 4 ) 10 ml destilliertes Wasser verdünnte Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) Reagenzglas Becherglas Glimmspan KMnO 4 Lösung wird mit ein paar Tropfen H 2 SO 4 versetzt etwas H 2 O 2 Lösung vorsichtig hinzugeben violette Lösung entfärbt sich Gasentwicklung ist sichtbar Glimmspanprobe positiv [8] H 2 O 2 wird oxidiert und wirkt als Reduktionsmittel für KMnO 4 Reduktion: MnO H + + 5e Mn H 2 O Oxidation: H 2 O 2 2 H + + O 2 + 2e Redoxreaktion: 2 MnO H H 2 O 2 2 Mn H 2 O + 5 O 2 4

5 6.4 Nachweisreaktion des Wasserstoffperoxides [5] 30 % ige Wasserstoffperoxidlösung Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) Titanylsulfatlösung (TiOSO 4 ) Reagenzglas etwas H 2 O 2 in ein Reagenzglas geben und mit H 2 SO 4 ansäuern TiO(SO 4 ) hinzugeben Lösung verfärbt sich gelb Es entsteht das Peroxotitankation (TiO 2 ) 2+, das für die typische Gelbfärbung verantwortlich ist. TiO(SO 4 ) + H 2 O 2 TiO 2 (SO 4 ) + H 2 O 7. Lehrplanbezug [9] Das Thema Wasserstoffperoxid wird im Lehrplan der bayerischen Realschulen nicht explizit aufgeführt. Versuch 1 könnte in der 8. Klasse bei 8.3 Chemische Reaktionen: Katalyse oder 8.5 Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung: Oxidation behandelt werden. Den 2. Versuch könnte man außerdem bei 10.3 Chemie der Biomoleküle: Enzyme einsetzen und wäre im Rahmen einer fächerübergreifenden Schülerübung in Kombination mit dem Fach Biologie anwendbar. Der 3. Versuch eignet sich zur Übung von Redoxreaktionen in der 9. Jahrgangsstufe bei Oxidationsund Reduktionsmitteln (Ch 9.2). 8. Literaturverzeichnis [1] (Stand: ) [2] N. Wiberg, E. Wiberg, A. F. Holleman: Holleman Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter Verlag, Berlin, 2007, S [3] H. Latscha, H. Klein: Anorganische Chemie Chemie Basiswissen I, 8. Vollständig überarbeitete Auflage, Springer Verlag, Berlin Heidelberg, 2002, S. 338, 339 [4] (Stand: ) [5] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 2006, S. 290, 291 [6] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag, München, Düsseldorf, Stuttgart, 1995, S. 304, 305 [7] H. Boeck, J. Elsner, H. Keune, A. Kometz: Chemische Schulexperimente, Band 1, Anorganische Chemie, Volk und Wissen Verlag GmbH &W., Berlin (1998), S. 36 [8] (Stand: ) [9] 5&Fach=41 (Stand: ) 5