§3. Équation de réaction et comment l'écrire

Interaction hydrogène avec oxygène, comme Sir Henry Cavendish l'a établi, conduit à la formation d'eau. Utilisons cet exemple simple pour apprendre à écrire équations de réactions chimiques.
Ce qui vient de hydrogène et oxygène, nous savons déjà:

H2 + O2 → H2O

Maintenant, nous tenons compte du fait que les atomes d'éléments chimiques dans les réactions chimiques ne disparaissent pas et n'apparaissent pas de rien, ne se transforment pas les uns dans les autres, mais combiner dans de nouvelles combinaisons former de nouvelles molécules. Cela signifie que dans l'équation de la réaction chimique des atomes de chaque type, il doit y avoir le même nombre avant que réactions ( la gauche du signe égal) et après la fin de la réaction ( sur la droite du signe égal), comme ceci :

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

C'est ce que c'est équation de réaction - enregistrement conditionnel d'une réaction chimique en cours à l'aide de formules de substances et de coefficients.

Cela signifie que dans la réaction ci-dessus deux grains de beauté hydrogène devrait réagir avec par une taupe oxygène, et le résultat sera deux grains de beauté l'eau.

Interaction hydrogène avec oxygène- pas un processus simple du tout. Elle conduit à une modification des états d'oxydation de ces éléments. Pour sélectionner des coefficients dans de telles équations, on utilise généralement la méthode " balance électronique".

Lorsque l'eau se forme à partir d'hydrogène et d'oxygène, cela signifie que hydrogène changé son état d'oxydation de 0 avant que +je, un oxygène- depuis 0 avant que −II. Dans le même temps, plusieurs (n)électrons :

L'hydrogène donneur d'électrons sert ici agent réducteur, et des électrons acceptant l'oxygène - agent d'oxydation.

Agents oxydants et réducteurs

Voyons maintenant à quoi ressemblent les processus de donner et de recevoir des électrons séparément. Hydrogène, ayant rencontré le "voleur" - l'oxygène, perd toutes ses propriétés - deux électrons, et son état d'oxydation devient égal à +je:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Arrivé équation de la demi-réaction d'oxydation hydrogène.

Et le bandit oxygène Environ 2, ayant pris les derniers électrons du malheureux hydrogène, est très satisfait de son nouvel état d'oxydation -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

C'est équation de demi-réaction de réduction oxygène.

Il reste à ajouter que le "bandit" et sa "victime" ont perdu leur identité chimique et à partir de substances simples - des gaz à molécules diatomiques H 2 et Environ 2 transformés en composants d'une nouvelle substance chimique - l'eau H 2 O.

De plus, nous raisonnerons comme suit: combien d'électrons le réducteur a donné au bandit oxydant, c'est-à-dire combien il a reçu. Le nombre d'électrons cédés par l'agent réducteur doit être égal au nombre d'électrons acceptés par l'agent oxydant..

Alors tu as besoin égaliser le nombre d'électrons dans les première et seconde demi-réactions. En chimie, la forme conditionnelle suivante d'écriture des équations des demi-réactions est acceptée :

	2 H 2 0 − 2 e− = 2Н + I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II

Ici, les nombres 2 et 1 à gauche de l'accolade sont des facteurs qui aideront à garantir que le nombre d'électrons donnés et reçus est égal. Nous tenons compte du fait que dans les équations des demi-réactions, 2 électrons sont donnés et acceptés 4. Pour égaliser le nombre d'électrons reçus et donnés, on trouve les facteurs multiples et supplémentaires les moins communs. Dans notre cas, le plus petit multiple commun est 4. Les facteurs supplémentaires seront 2 pour l'hydrogène (4 : 2 = 2) et pour l'oxygène - 1 (4 : 4 = 1)
Les multiplicateurs résultants serviront de coefficients de la future équation de réaction :

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II

Hydrogène oxydé non seulement lors d'une rencontre oxygène. Approximativement le même effet sur l'hydrogène et fluor F2, halogène et le fameux "voleur", et apparemment inoffensif azote N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + je F - je

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + Je

Cela se traduit par fluor d'hydrogène HF ou alors ammoniac NH3.

Dans les deux composés, l'état d'oxydation hydrogène devient égal +je, parce qu'il obtient des partenaires dans la molécule "avide" pour le bien électronique de quelqu'un d'autre, avec une électronégativité élevée - fluor F et azote N. À azote la valeur de l'électronégativité est considérée comme égale à trois unités conventionnelles, et y fluor en général, l'électronégativité la plus élevée parmi tous les éléments chimiques est de quatre unités. Il n'est donc pas étonnant qu'ils laissent le pauvre atome d'hydrogène sans aucun environnement électronique.

Mais hydrogène peut être restaurer- accepter les électrons. Cela se produit si des métaux alcalins ou du calcium, dont l'électronégativité est inférieure à celle de l'hydrogène, participent à la réaction avec lui.

L'eau (oxyde d'hydrogène) est un composé inorganique binaire de formule chimique H 2 O. La molécule d'eau est constituée de deux atomes d'hydrogène et d'un oxygène, qui sont interconnectés par une liaison covalente.

Peroxyde d'hydrogène.

Proprietes physiques et chimiques

Les propriétés physiques et chimiques de l'eau sont déterminées par la structure chimique, électronique et spatiale des molécules d'H 2 O.

Les atomes H et O de la molécule H 2 0 sont dans leurs états d'oxydation stables, respectivement +1 et -2 ; par conséquent, l'eau ne présente pas de propriétés oxydantes ou réductrices prononcées. Attention : dans les hydrures métalliques, l'hydrogène est à l'état d'oxydation -1.

La molécule H 2 O a une structure angulaire. Les liaisons H-O sont très polaires. Il y a un excès de charge négative sur l'atome O et un excès de charges positives sur les atomes H. En général, la molécule H 2 O est polaire, c'est-à-dire dipôle. Ceci explique le fait que l'eau est un bon solvant pour les substances ioniques et polaires.

La présence de charges en excès sur les atomes H et O, ainsi que de paires d'électrons non partagés sur les atomes O, provoque la formation de liaisons hydrogène entre les molécules d'eau, à la suite desquelles elles sont combinées en associés. L'existence de ces associés explique les valeurs anormalement élevées de mp. etc. l'eau.

Parallèlement à la formation de liaisons hydrogène, le résultat de l'influence mutuelle des molécules H 2 O les unes sur les autres est leur auto-ionisation:
dans une molécule, une rupture hétérolytique de la liaison O-H polaire se produit et le proton libéré rejoint l'atome d'oxygène d'une autre molécule. L'ion hydroxonium résultant H 3 O + est essentiellement un ion hydrogène hydraté H + H 2 O, par conséquent, l'équation d'auto-ionisation de l'eau est simplifiée comme suit:

H 2 O ↔ H + + OH -

La constante de dissociation de l'eau est extrêmement faible :

Cela indique que l'eau se dissocie très légèrement en ions, et donc la concentration de molécules H 2 O non dissociées est presque constante :

Dans l'eau pure, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Cela signifie que l'eau est un électrolyte amphotère très faible qui ne présente ni propriétés acides ni basiques à un degré notable.
Cependant, l'eau a un fort effet ionisant sur les électrolytes qui y sont dissous. Sous l'action des dipôles d'eau, les liaisons covalentes polaires dans les molécules de solutés sont converties en liaisons ioniques, les ions sont hydratés, les liaisons entre eux sont affaiblies, entraînant une dissociation électrolytique. Par example:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(électrolyte fort)

(ou hors hydratation : HCl → H++Cl-)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (électrolyte faible)

(ou CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Selon la théorie de Bronsted-Lowry des acides et des bases, dans ces processus, l'eau présente les propriétés d'une base (accepteur de protons). Selon la même théorie, l'eau agit comme un acide (donneur de protons) dans des réactions, par exemple, avec l'ammoniac et les amines :

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -

Réactions redox impliquant de l'eau

I. Réactions dans lesquelles l'eau joue le rôle d'agent oxydant

Ces réactions ne sont possibles qu'avec des agents réducteurs puissants, capables de réduire les ions hydrogène faisant partie des molécules d'eau en hydrogène libre.

1) Interaction avec les métaux

a) Dans des conditions normales, H 2 O n'interagit qu'avec les alcalis. et alcalino-terreux. les métaux:

2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2

b) A haute température, H 2 O réagit également avec certains autres métaux, par exemple :

Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2

c) Al et Zn déplacent H 2 de l'eau en présence d'alcalis :

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2

2) Interaction avec des non-métaux à faible EO (les réactions se produisent dans des conditions difficiles)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("gaz à l'eau")

2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2

En présence d'alcalis, le silicium déplace l'hydrogène de l'eau :

Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Interaction avec les hydrures métalliques

NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2

4) Interaction avec le monoxyde de carbone et le méthane

CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2

Les réactions sont utilisées dans l'industrie pour produire de l'hydrogène.

II. Réactions dans lesquelles l'eau agit comme agent réducteur

Ces réactions ne sont possibles qu'avec des oxydants très puissants capables d'oxyder l'oxygène CO CO -2, qui fait partie de l'eau, en oxygène libre O 2 ou en anions peroxyde 2-. Dans un cas exceptionnel (en réaction avec F 2 ), de l'oxygène se forme avec c o. +2.

1) Interaction avec le fluor

2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF

2) Interaction avec l'oxygène atomique

H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2

3) Interaction avec le chlore

À haute T, une réaction réversible se produit

2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl

III. Réactions d'oxydation intramoléculaire - réduction de l'eau.

Sous l'action d'un courant électrique ou d'une température élevée, l'eau peut se décomposer en hydrogène et oxygène :

2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2

La décomposition thermique est un processus réversible ; le degré de décomposition thermique de l'eau est faible.

Réactions d'hydratation

I. Hydratation des ions. Les ions formés lors de la dissociation des électrolytes dans les solutions aqueuses fixent un certain nombre de molécules d'eau et se présentent sous forme d'ions hydratés. Certains ions forment des liens si forts avec les molécules d'eau que leurs hydrates peuvent exister non seulement en solution, mais aussi à l'état solide. Ceci explique la formation d'hydrates cristallins tels que CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, etc., ainsi que des complexes aqua : CI 3 , Br 4 , etc.

II. Hydratation des oxydes

III. Hydratation de composés organiques à liaisons multiples

Réactions d'hydrolyse

I. Hydrolyse des sels

Hydrolyse réversible :

a) selon le cation du sel

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (milieu acide. pH

b) par anion sel

CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (milieu alcalin. pH > 7)

c) par le cation et par l'anion du sel

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (environnement proche du neutre)

Hydrolyse irréversible :

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hydrolyse des carbures métalliques

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 nétane

CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 acétylène

III. Hydrolyse des siliciures, nitrures, phosphures

Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 silane

Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 ammoniac

Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 phosphine

IV. Hydrolyse des halogènes

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hydrolyse des composés organiques

Classes de substances organiques	Produits d'hydrolyse (organiques)
Halogénalcanes (halogénures d'alkyle)
Halogénures d'aryle
Dihaloalcanes	Aldéhydes ou cétones
Alcoolates métalliques
Halogénures d'acide carboxylique	acides carboxyliques
Anhydrides d'acides carboxyliques	acides carboxyliques
Esters d'acides carboxyliques	Acides carboxyliques et alcools
	Glycérine et acides carboxyliques supérieurs
Di- et polysaccharides	Monosaccharides
Peptides et protéines	Acides α-aminés
Acides nucléiques

2. Écrivez l'équation cinétique de la réaction : 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Combien de fois la vitesse de réaction augmentera-t-elle si le coefficient de température est de 3 et que la température est augmentée de 30 degrés ? 4. Lorsque la température augmente de 40 degrés, la vitesse de réaction augmente de 16 fois. Déterminer le coefficient de température.

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Réactions

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La formule bien connue de la base de la vie - l'eau. Sa molécule est constituée de deux atomes d'hydrogène et d'un oxygène, qui s'écrit H2O. S'il y a deux fois plus d'oxygène, une substance complètement différente se révélera - H2O2. Qu'est-ce que c'est et comment la substance résultante différera-t-elle de son « parent » de l'eau ?

H2O2 - quelle est cette substance ?

Arrêtons-nous dessus plus en détail. H2O2 est la formule du peroxyde d'hydrogène, oui, celui utilisé pour traiter les rayures, le blanc. Peroxyde d'hydrogène H2O2 - scientifique.

Une solution de peroxyde à 3 % est utilisée pour la désinfection. Sous forme pure ou concentrée, il provoque des brûlures chimiques de la peau. Une solution de peroxyde à trente pour cent est autrement appelée perhydrol; il était auparavant utilisé dans les salons de coiffure pour décolorer les cheveux. La peau brûlée par lui devient également blanche.

Propriétés chimiques du H2O2

Le peroxyde d'hydrogène est un liquide incolore au goût "métallique". C'est un bon solvant et est facilement soluble dans l'eau, l'éther, les alcools.

Les solutions de peroxyde à trois et six pour cent sont généralement préparées en diluant une solution à trente pour cent. Lorsque du H2O2 concentré est stocké, la substance se décompose en libérant de l'oxygène, elle ne doit donc pas être stockée dans des conteneurs hermétiquement fermés afin d'éviter une explosion. Avec une diminution de la concentration de peroxyde, sa stabilité augmente. De plus, pour ralentir la décomposition de H2O2, diverses substances peuvent y être ajoutées, par exemple de l'acide phosphorique ou salicylique. Pour stocker des solutions à forte concentration (plus de 90%), du pyrophosphate de sodium est ajouté au peroxyde, ce qui stabilise l'état de la substance, et des récipients en aluminium sont également utilisés.

H2O2 dans les réactions chimiques peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur. Le plus souvent, cependant, le peroxyde présente des propriétés oxydantes. Le peroxyde est considéré comme un acide, mais très faible ; les sels de peroxyde d'hydrogène sont appelés peroxydes.

comme méthode d'obtention d'oxygène

La réaction de décomposition de H2O2 se produit lorsqu'une substance est exposée à une température élevée (plus de 150 degrés Celsius). Le résultat est de l'eau et de l'oxygène.

Formule de réaction - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

L'état d'oxydation de H dans H 2 O 2 et H 2 O \u003d +1.
L'état d'oxydation de O: dans H 2 O 2 \u003d -1, dans H 2 O \u003d -2, dans O 2 \u003d 0
2 O -1 - 2e -> O2 0

O -1 + e -> O -2
2 H2O2 = 2 H2O + O2

La décomposition du peroxyde d'hydrogène peut également se produire à température ambiante si un catalyseur (un produit chimique qui accélère la réaction) est utilisé.

Dans les laboratoires, l'une des méthodes d'obtention d'oxygène, avec la décomposition du sel de Berthollet ou du permanganate de potassium, est la réaction de décomposition du peroxyde. Dans ce cas, l'oxyde de manganèse (IV) est utilisé comme catalyseur. D'autres substances qui accélèrent la décomposition de H2O2 sont le cuivre, le platine, l'hydroxyde de sodium.

L'histoire de la découverte du peroxyde

Les premiers pas vers la découverte du peroxyde ont été faits en 1790 par l'Allemand Alexander Humboldt, lorsqu'il découvrit la transformation de l'oxyde de baryum en peroxyde lorsqu'il était chauffé. Ce processus s'accompagnait de l'absorption d'oxygène de l'air. Douze ans plus tard, les scientifiques Tenard et Gay-Lussac ont mené une expérience sur la combustion de métaux alcalins avec un excès d'oxygène, entraînant du peroxyde de sodium. Mais le peroxyde d'hydrogène fut obtenu plus tard, seulement en 1818, lorsque Louis Tenard étudia l'effet des acides sur les métaux ; pour leur interaction stable, une faible quantité d'oxygène était nécessaire. Menant une expérience de confirmation avec du peroxyde de baryum et de l'acide sulfurique, le scientifique leur a ajouté de l'eau, du chlorure d'hydrogène et de la glace. Après un court laps de temps, Tenar a trouvé de petites gouttes solidifiées sur les parois du récipient avec du peroxyde de baryum. Il est devenu clair qu'il s'agissait de H2O2. Ensuite, ils ont donné au H2O2 résultant le nom "d'eau oxydée". C'était du peroxyde d'hydrogène - un liquide incolore, inodore, difficilement évaporable qui dissout bien les autres substances. Le résultat de l'interaction de H2O2 et H2O2 est une réaction de dissociation, le peroxyde est soluble dans l'eau.

Un fait intéressant est que les propriétés de la nouvelle substance ont été rapidement découvertes, ce qui lui a permis d'être utilisée dans des travaux de restauration. Tenard lui-même, à l'eau oxygénée, a restauré le tableau de Raphaël, qui s'était assombri avec le temps.

Le peroxyde d'hydrogène au XXe siècle

Après une étude approfondie de la substance résultante, elle a commencé à être produite à l'échelle industrielle. Au début du XXe siècle, une technologie électrochimique de production de peroxyde a été introduite, basée sur le procédé d'électrolyse. Mais la durée de conservation de la substance obtenue par cette méthode était petite, environ quelques semaines. Le peroxyde pur est instable et, pour la plupart, il a été libéré à une concentration de trente pour cent pour le blanchiment des tissus et à trois ou six pour cent pour un usage domestique.

Des scientifiques de l'Allemagne nazie ont utilisé du peroxyde pour créer un moteur de fusée à carburant liquide qui a été utilisé à des fins de défense pendant la Seconde Guerre mondiale. Grâce à l'interaction de H2O2 et de méthanol / hydrazine, un carburant puissant a été obtenu, sur lequel l'avion a atteint des vitesses supérieures à 950 km / h.

Où est utilisé H2O2 maintenant ?

• en médecine - pour le traitement des plaies;
• dans l'industrie des pâtes et papiers, les propriétés de blanchiment de la substance sont utilisées;
• dans l'industrie textile, les tissus naturels et synthétiques, les fourrures, la laine sont blanchis au peroxyde;
• comme carburant de fusée ou son comburant ;
• en chimie - pour produire de l'oxygène, comme agent moussant pour la production de matériaux poreux, comme catalyseur ou agent d'hydrogénation;
• pour la production de désinfectants ou d'agents de nettoyage, d'agents de blanchiment;
• pour décolorer les cheveux (c'est une méthode obsolète, car les cheveux sont gravement endommagés par le peroxyde);

Le peroxyde d'hydrogène peut être utilisé avec succès pour résoudre divers problèmes domestiques. Mais seul le peroxyde d'hydrogène à 3% peut être utilisé à ces fins. Voici quelques façons :

• Pour nettoyer les surfaces, versez du peroxyde dans un récipient avec un flacon pulvérisateur et vaporisez sur les zones contaminées.
• Pour désinfecter les objets, ils doivent être essuyés avec une solution non diluée de H2O2. Cela aidera à les nettoyer des micro-organismes nuisibles. Les éponges pour le lavage peuvent être trempées dans de l'eau avec du peroxyde (proportion 1:1).
• Pour blanchir les tissus lorsque vous lavez des choses blanches, ajoutez un verre de peroxyde. Vous pouvez également rincer les tissus blancs dans de l'eau mélangée à un verre de H2O2. Cette méthode restaure la blancheur, empêche les tissus de jaunir et aide à éliminer les taches tenaces.
• Pour lutter contre la moisissure et le mildiou, mélangez du peroxyde et de l'eau dans un flacon pulvérisateur dans un rapport de 1:2. Vaporisez le mélange obtenu sur les surfaces infectées et nettoyez-les avec une brosse ou une éponge après 10 minutes.
• Vous pouvez mettre à jour le coulis noirci dans le carreau en pulvérisant du peroxyde sur les zones souhaitées. Après 30 minutes, vous devez les frotter soigneusement avec une brosse dure.
• Pour laver la vaisselle, ajoutez un demi-verre de H2O2 à une bassine pleine d'eau (ou un évier avec un drain fermé). Les tasses et les assiettes lavées dans une telle solution brilleront de propreté.
• Pour nettoyer votre brosse à dents, vous devez la tremper dans une solution de peroxyde à 3 % non diluée. Rincez ensuite sous l'eau courante forte. Cette méthode désinfecte bien l'article d'hygiène.
• Pour désinfecter les légumes et les fruits achetés, vaporisez-les avec une solution composée d'une part de peroxyde et d'une part d'eau, puis rincez-les abondamment à l'eau (peut être froide).
• Dans la zone suburbaine avec l'aide de H2O2, vous pouvez lutter contre les maladies des plantes. Vous devez les pulvériser avec une solution de peroxyde ou faire tremper les graines peu de temps avant la plantation dans 4,5 litres d'eau mélangée à 30 ml de peroxyde d'hydrogène à quarante pour cent.
• Pour faire revivre les poissons d'aquarium, s'ils sont empoisonnés par l'ammoniac, suffoqués lorsque l'aération est coupée, ou pour une autre raison, vous pouvez essayer de les placer dans de l'eau avec du peroxyde d'hydrogène. Il est nécessaire de mélanger 3% de peroxyde avec de l'eau à raison de 30 ml pour 100 litres et de le placer dans le mélange résultant de poissons sans vie pendant 15 à 20 minutes. S'ils ne prennent pas vie pendant cette période, le remède n'a pas aidé.

Même à la suite d'une agitation vigoureuse d'une bouteille d'eau, une certaine quantité de peroxyde s'y forme, car l'eau est saturée d'oxygène pendant cette action.

Les fruits et légumes frais contiennent également du H2O2 jusqu'à ce qu'ils soient cuits. Lors du chauffage, de l'ébullition, de la torréfaction et d'autres processus accompagnés d'une température élevée, une grande quantité d'oxygène est détruite. C'est pourquoi les aliments cuits ne sont pas considérés comme si utiles, même s'il reste une certaine quantité de vitamines. Les jus de fruits fraîchement pressés ou les cocktails d'oxygène servis dans les sanatoriums sont utiles pour la même raison - en raison de la saturation en oxygène, qui donne au corps une nouvelle force et le nettoie.

Les dangers du peroxyde en cas d'ingestion

Après ce qui précède, il peut sembler que le peroxyde peut être spécifiquement pris par voie orale, ce qui profitera au corps. Mais ce n'est pas du tout le cas. Dans l'eau ou les jus, le composé se trouve en quantités minimes et est étroitement lié à d'autres substances. Prendre du peroxyde d'hydrogène "non naturel" à l'intérieur (et tout peroxyde acheté dans un magasin ou produit à la suite d'expériences chimiques par vous-même ne peut en aucun cas être considéré comme naturel, de plus, il a une concentration trop élevée par rapport au naturel) peut mener à la vie -conséquences menaçantes et menaçantes pour la santé. Pour comprendre pourquoi, il faut se tourner à nouveau vers la chimie.

Comme déjà mentionné, dans certaines conditions, le peroxyde d'hydrogène se décompose et libère de l'oxygène, qui est un agent oxydant actif. peut se produire lorsque H2O2 entre en collision avec la peroxydase, une enzyme intracellulaire. L'utilisation du peroxyde pour la désinfection est basée sur ses propriétés oxydantes. Ainsi, lorsqu'une plaie est traitée avec du H2O2, l'oxygène libéré détruit les micro-organismes pathogènes vivants qui y sont entrés. Il a le même effet sur les autres cellules vivantes. Si vous traitez une peau intacte avec du peroxyde, puis essuyez la zone traitée avec de l'alcool, vous ressentirez une sensation de brûlure, ce qui confirme la présence de dommages microscopiques après le peroxyde. Mais avec l'utilisation externe de peroxyde à faible concentration, il n'y aura aucun dommage notable pour le corps.

Une autre chose, si vous essayez de le prendre à l'intérieur. Cette substance, qui est capable d'endommager même une peau relativement épaisse de l'extérieur, pénètre dans les muqueuses du tube digestif. Autrement dit, des mini-brûlures chimiques se produisent. Bien sûr, l'agent oxydant libéré - l'oxygène - peut également tuer les microbes nocifs. Mais le même processus se produira avec les cellules du tube digestif. Si les brûlures résultant de l'action d'un agent oxydant se répètent, une atrophie des muqueuses est possible, et c'est le premier pas vers le cancer. La mort des cellules intestinales entraîne l'incapacité de l'organisme à absorber les nutriments, ce qui explique par exemple la perte de poids et la disparition de la constipation chez certaines personnes qui pratiquent le « traitement » au peroxyde.

Séparément, il faut dire à propos d'une telle méthode d'utilisation du peroxyde sous forme d'injections intraveineuses. Même si, pour une raison quelconque, ils ont été prescrits par un médecin (cela ne peut être justifié qu'en cas d'empoisonnement du sang, lorsqu'il n'y a pas d'autres médicaments appropriés disponibles), alors sous surveillance médicale et avec un calcul strict des dosages, il existe toujours des risques. Mais dans une situation aussi extrême, ce sera une chance de guérison. Vous ne devez en aucun cas vous prescrire des injections de peroxyde d'hydrogène. H2O2 représente un grand danger pour les cellules sanguines - érythrocytes et plaquettes, car il les détruit lorsqu'il pénètre dans la circulation sanguine. De plus, un blocage mortel des vaisseaux sanguins par l'oxygène libéré peut se produire - une embolie gazeuse.

Mesures de sécurité lors de la manipulation de H2O2

• Tenir hors de portée des enfants et des personnes handicapées. Le manque d'odeur et le goût prononcé rendent le peroxyde particulièrement dangereux pour eux, car de fortes doses peuvent être prises. Si la solution est ingérée, les conséquences de l'utilisation peuvent être imprévisibles. Vous devez immédiatement consulter un médecin.
• Les solutions de peroxyde à une concentration supérieure à trois pour cent provoquent des brûlures si elles entrent en contact avec la peau. La zone brûlée doit être lavée à grande eau.

• Ne laissez pas la solution de peroxyde pénétrer dans les yeux, car un gonflement, une rougeur, une irritation et parfois une douleur se forment. Premiers secours avant d'aller chez le médecin - rinçage abondant des yeux avec de l'eau.
• Stockez la substance de manière à ce qu'il soit clair qu'il s'agit de H2O2, c'est-à-dire dans un récipient avec un autocollant pour éviter une mauvaise utilisation accidentelle.
• Les conditions de stockage qui prolongent sa durée de vie sont un endroit sombre, sec et frais.
• Ne mélangez pas le peroxyde d'hydrogène avec des liquides autres que de l'eau pure, y compris l'eau du robinet chlorée.
• Tout ce qui précède s'applique non seulement au H2O2, mais à toutes les préparations qui en contiennent.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

les concentrations d'hydrogène, d'oxygène et d'eau varient à des degrés divers : ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

La vitesse d'une réaction chimique dépend de nombreux facteurs : la nature des réactifs, leur concentration, la température, la nature du solvant, etc.

2.1.1 Équation cinétique d'une réaction chimique. Ordre de réaction.

L'une des tâches de la cinétique chimique est de déterminer à tout moment la composition du mélange réactionnel (c'est-à-dire les concentrations de tous les réactifs), pour laquelle il est nécessaire de connaître la dépendance de la vitesse de réaction aux concentrations. En général, plus la concentration des réactifs est élevée, plus la vitesse de la réaction chimique est élevée. La base de la cinétique chimique est ce qu'on appelle. postulat de base de la cinétique chimique :

La vitesse d'une réaction chimique est directement proportionnelle au produit des concentrations des réactifs, pris dans une certaine mesure.

c'est-à-dire pour la réaction

aA + bB + dD + . ––> eE + .

peut s'écrire :

Le coefficient de proportionnalité k est la constante de vitesse d'une réaction chimique. La constante de vitesse est numériquement égale à la vitesse de réaction à des concentrations de tous les réactifs égales à 1 mol/L.

La dépendance de la vitesse de réaction aux concentrations de réactifs est déterminée expérimentalement et s'appelle l'équation cinétique d'une réaction chimique. Il est évident que pour écrire l'équation cinétique, il est nécessaire de déterminer expérimentalement la valeur de la constante de vitesse et des exposants aux concentrations des réactifs. L'exposant à la concentration de chacune des substances réagissantes dans l'équation cinétique d'une réaction chimique (dans l'équation (II.4) respectivement x, y et z) est un ordre particulier de la réaction pour ce composant. La somme des exposants dans l'équation cinétique d'une réaction chimique (x + y + z) représente l'ordre global de la réaction. Il convient de souligner que l'ordre de réaction est déterminé uniquement à partir de données expérimentales et n'est pas lié aux coefficients stoechiométriques des réactifs dans l'équation de réaction. L'équation stoechiométrique de la réaction est une équation de bilan matière et ne permet en aucun cas de déterminer la nature du déroulement de cette réaction dans le temps.

En cinétique chimique, il est d'usage de classer les réactions selon l'ordre global de la réaction. Considérons la dépendance de la concentration des réactifs au temps pour les réactions irréversibles (à sens unique) des ordres zéro, premier et second.

2.1.2 Réactions d'ordre zéro

Pour les réactions d'ordre zéro, l'équation cinétique a la forme suivante :

La vitesse d'une réaction d'ordre zéro est constante dans le temps et ne dépend pas des concentrations des réactifs ; ceci est caractéristique de nombreuses réactions hétérogènes (se produisant à l'interface) dans le cas où la vitesse de diffusion des réactifs à la surface est inférieure à la vitesse de leur transformation chimique.

2.1.3 Réactions de premier ordre

Considérons la dépendance temporelle de la concentration de la substance initiale A pour le cas d'une réaction du premier ordre A -> B. Les réactions du premier ordre sont caractérisées par une équation cinétique de la forme (II.6). On y substitue l'expression (II.2) :

(II.7)

Après intégration de l'expression (II.7), on obtient :

Nous déterminons la constante d'intégration g à partir des conditions initiales : au temps t = 0, la concentration С est égale à la concentration initiale Сo. Il en résulte que g = ln Co. On a:

Riz. 2.3 La dépendance du logarithme de la concentration au temps pour les réactions du premier ordre

Ainsi, le logarithme de la concentration pour une réaction de premier ordre dépend linéairement du temps (Fig. 2.3) et la constante de vitesse est numériquement égale à la tangente de la pente de la droite à l'axe du temps.

A partir de l'équation (II.9), il est facile d'obtenir une expression de la constante de vitesse d'une réaction unidirectionnelle du premier ordre :

Une autre caractéristique cinétique de la réaction est la demi-vie t1 / 2 - le temps pendant lequel la concentration de la substance de départ est divisée par deux par rapport à l'original. Exprimons t1/2 pour la réaction du premier ordre, en considérant que С = ½Сo :

(II.12)

Comme on peut le voir à partir de l'expression obtenue, la demi-vie de la réaction de premier ordre ne dépend pas de la concentration initiale du produit de départ.

2.1.4 Réactions de second ordre

Pour les réactions du second ordre, l'équation cinétique a la forme suivante :

Considérons le cas le plus simple, lorsque l'équation cinétique a la forme (II.14) ou, ce qui revient au même, dans une équation de la forme (II.15) les concentrations des substances initiales sont les mêmes ; l'équation (II.14) dans ce cas peut être réécrite comme suit :

(II.16)

Après séparation des variables et intégration, on obtient :

La constante d'intégration g, comme dans le cas précédent, est déterminée à partir des conditions initiales. On a:

Ainsi, pour les réactions du second ordre qui ont une équation cinétique de la forme (II.14), une dépendance linéaire de la concentration réciproque sur le temps est caractéristique (Fig. 2.4) et la constante de vitesse est égale à la tangente de la pente de la droite sur l'axe du temps :

(II.20)

Riz. 2.4 Concentration réciproque en fonction du temps pour les réactions de second ordre

Si les concentrations initiales des réactifs Co,A et Co,B sont différentes, alors la constante de vitesse de réaction est trouvée en intégrant l'équation (II.21), dans laquelle CA et CB sont les concentrations des réactifs au temps t depuis le début de la réaction :

(II.21)

Dans ce cas, pour la constante de vitesse, on obtient l'expression