3. §. A reakcióegyenlet és a felírás módja

Kölcsönhatás hidrogén val vel oxigén, ahogy Sir Henry Cavendish megállapította, a víz kialakulásához vezet. Használjuk ezt az egyszerű példát az írás megtanulásához kémiai reakciók egyenletei.
Amiből származik hidrogénés oxigén, már tudjuk:

H 2 + O 2 → H 2 O

Most figyelembe vesszük, hogy a kémiai elemek atomjai a kémiai reakciókban nem tűnnek el, és nem jelennek meg a semmiből, nem alakulnak át egymásba, hanem új kombinációkban kombinálniúj molekulák kialakítására. Ez azt jelenti, hogy az egyes típusú atomok kémiai reakcióinak egyenletében ugyanannyinak kell lennie előtt reakciók ( bal egyenlőségjelből) és után a reakció vége ( jobb oldalon egyenlőségjelből), így:

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

Az az ami reakcióegyenlet - Egy folyamatban lévő kémiai reakció feltételes rögzítése anyagok és együtthatók képletei segítségével.

Ez azt jelenti, hogy a fenti reakcióban két anyajegy hidrogén-vel kell reagálni egy vakond által oxigén, és az eredmény az lesz két anyajegy víz.

Kölcsönhatás hidrogén val vel oxigén- egyáltalán nem egyszerű folyamat. Ez ezen elemek oxidációs állapotának megváltozásához vezet. Az ilyen egyenletekben az együtthatók kiválasztásához általában a következő módszert kell használni: " elektronikus mérleg".

Amikor hidrogénből és oxigénből víz keletkezik, ez azt jelenti hidrogén megváltoztatta az oxidációs állapotát 0 előtt +I, a oxigén- tól től 0 előtt −II. Ugyanakkor több (n) elektronok:

A hidrogént adományozó elektronok szolgálnak itt redukálószerés oxigénelfogadó elektronok - oxidálószer.

Oxidáló és redukáló szerek

Most nézzük meg, hogyan néz ki külön-külön az elektronadás és -vétel folyamata. Hidrogén találkozott a "rablóval" - az oxigénnel, elveszíti minden tulajdonságát - két elektront, és oxidációs állapota egyenlő lesz +I:

H 2 0 - 2 e− = 2Н + I

Megtörtént oxidációs félreakció egyenlete hidrogén.

És a bandita oxigén Körülbelül 2, miután kivette az utolsó elektronokat a szerencsétlen hidrogénből, nagyon elégedett új oxidációs állapotával -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

Ez redukciós félreakció egyenlete oxigén.

Hozzá kell tenni, hogy mind a "bandita", mind az "áldozata" elvesztette kémiai azonosságát, és egyszerű anyagokból - kétatomos molekulákkal rendelkező gázokból H 2és Körülbelül 2 egy új kémiai anyag összetevőivé változott - víz H 2 O.

Továbbá a következőképpen vitatkozunk: hány elektront adott a redukálószer az oxidáló banditának, ennyit kapott. A redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószer által elfogadott elektronok számával..

Szóval kell kiegyenlíteni az elektronok számát az első és a második félreakcióban. A kémiában a félreakciók egyenletek felírásának következő feltételes formája elfogadott:

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

Itt a göndör zárójeltől balra lévő 2-es és 1-es számok olyan tényezők, amelyek segítenek biztosítani, hogy az adott és a vett elektronok száma egyenlő legyen. Figyelembe vesszük, hogy a félreakciók egyenleteiben 2 elektront adunk el, és fogadunk el 4. A kapott és adott elektronok számának kiegyenlítésére a legkisebb közös többszöröst és további tényezőket találjuk. Esetünkben a legkisebb közös többszörös 4. A további tényezők a hidrogén esetében 2 (4: 2 = 2), az oxigén esetében pedig 1 (4: 4 = 1)
Az így kapott szorzók a jövőbeli reakcióegyenlet együtthatóiként szolgálnak majd:

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

Hidrogén oxidált nemcsak találkozáskor oxigén. Körülbelül azonos hatást gyakorol a hidrogénre és fluor F2, halogén és a híres "rabló", és látszólag ártalmatlan nitrogén N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

Ez azt eredményezi hidrogén-fluorid HF vagy ammónia NH3.

Mindkét vegyületben az oxidációs állapot hidrogén egyenlővé válik +I, mert a molekulában "mohó" partnereket kap valaki más elektronikus árujára, nagy elektronegativitással - fluor Fés nitrogén N. Nál nél nitrogén az elektronegativitás értékét egyenlőnek tekintjük három egyezményes egységgel, és y fluoráltalában az összes kémiai elem közül a legmagasabb elektronegativitás négy egység. Így nem csoda, hogy a szegény hidrogénatomot mindenféle elektronikus környezet nélkül hagyják.

De hidrogén talán visszaállítás- elfogadja az elektronokat. Ez akkor fordul elő, ha a vele való reakcióban olyan alkálifémek vagy kalcium vesz részt, amelyek elektronegativitása kisebb, mint a hidrogéné.

A víz (hidrogén-oxid) egy bináris szervetlen vegyület, amelynek kémiai képlete H 2 O. A vízmolekula két hidrogénatomból és egy oxigénatomból áll, amelyeket kovalens kötéssel kapcsolnak össze.

Hidrogén-peroxid.

Fizikai és kémiai tulajdonságok

A víz fizikai és kémiai tulajdonságait a H 2 O molekulák kémiai, elektronikus és térbeli szerkezete határozza meg.

A H 2 0 molekulában lévő H és O atomok stabil oxidációs állapotukban +1 és -2; ezért a víz nem mutat kifejezett oxidáló vagy redukáló tulajdonságokat. Figyelem: a fém-hidridekben a hidrogén -1 oxidációs állapotú.

A H 2 O molekula szögletes szerkezetű. A H-O kötések nagyon polárisak. Az O atomon többlet negatív, a H atomokon pedig többlet pozitív töltés található. Általában a H 2 O molekula poláris, azaz. dipól. Ez magyarázza azt a tényt, hogy a víz jó oldószer az ionos és poláris anyagok számára.

A H- és O-atomokon túlzott töltések jelenléte, valamint az O-atomokon meg nem osztott elektronpárok hidrogénkötések kialakulását okozzák a vízmolekulák között, aminek eredményeként társultakká egyesülnek. Ezeknek a társaknak a létezése magyarázza az mp rendellenesen magas értékeit. stb kip. víz.

A hidrogénkötések kialakulásával együtt a H 2 O molekulák egymásra gyakorolt ​​kölcsönös hatásának eredménye az önionizációjuk:
az egyik molekulában a poláris O-H kötés heterolitikus felszakadása következik be, és a felszabaduló proton egy másik molekula oxigénatomjához csatlakozik. A kapott hidroxóniumion H 3 O + lényegében egy hidratált hidrogénion H + H 2 O, ezért a víz önionizációs egyenletét a következőképpen egyszerűsítjük:

H 2 O ↔ H + + OH -

A víz disszociációs állandója rendkívül kicsi:

Ez azt jelzi, hogy a víz nagyon enyhén disszociál ionokká, ezért a nem disszociált H 2 O molekulák koncentrációja szinte állandó:

Tiszta vízben [H + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l. Ez azt jelenti, hogy a víz nagyon gyenge amfoter elektrolit, amely nem mutat észrevehető mértékben sem savas, sem bázikus tulajdonságokat.
A víz azonban erős ionizáló hatással van a benne oldott elektrolitokra. A vízdipólusok hatására az oldott anyagok molekuláiban a poláris kovalens kötések ionossá alakulnak, az ionok hidratálódnak, a köztük lévő kötések gyengülnek, ami elektrolitikus disszociációt eredményez. Például:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(erős elektrolit)

(vagy a hidratálás kivételével: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (gyenge elektrolit)

(vagy CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

A savakra és bázisokra vonatkozó Bronsted-Lowry elmélet szerint ezekben a folyamatokban a víz a bázis (proton akceptor) tulajdonságait mutatja. Ugyanezen elmélet szerint a víz savként (protondonorként) működik például ammóniával és aminokkal való reakciókban:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Redox reakciók vízzel

I. Reakciók, amelyekben a víz oxidálószer szerepet játszik

Ezek a reakciók csak erős redukálószerekkel lehetségesek, amelyek képesek a vízmolekulák részét képező hidrogénionokat szabad hidrogénné redukálni.

1) Kölcsönhatás fémekkel

a) Normál körülmények között a H 2 O csak lúggal lép kölcsönhatásba. és alkáliföld. fémek:

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

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

b) Magas hőmérsékleten a H 2 O más fémekkel is reakcióba lép, pl.

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

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

c) Al és Zn lúgok jelenlétében kiszorítja a H 2 -t a vízből:

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

2) Kölcsönhatás alacsony EO-tartalmú nemfémekkel (a reakciók zord körülmények között lépnek fel)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("vízgáz")

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

Lúgok jelenlétében a szilícium kiszorítja a hidrogént a vízből:

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

3) Kölcsönhatás fém-hidridekkel

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

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

4) Kölcsönhatás szén-monoxiddal és metánnal

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

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

A reakciókat az iparban hidrogén előállítására használják.

II. Reakciók, amelyekben a víz redukálószerként működik

Ezek a reakciók csak nagyon erős oxidálószerekkel lehetségesek, amelyek a víz részét képező CO CO -2 oxigént képesek oxigén O 2 szabaddá vagy peroxid anionokká 2- oxidálni. Kivételes esetben (F 2-vel való reakcióban) c o-val oxigén képződik. +2.

1) Kölcsönhatás fluorral

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

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

2) Kölcsönhatás atomi oxigénnel

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

3) Klórral való kölcsönhatás

Magas T értéknél reverzibilis reakció megy végbe

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

III. Az intramolekuláris oxidáció reakciói - a víz redukciója.

Elektromos áram vagy magas hőmérséklet hatására a víz hidrogénre és oxigénre bomlik:

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

A termikus bomlás visszafordítható folyamat; a víz termikus bomlásának mértéke alacsony.

Hidratációs reakciók

I. Ionok hidratálása. A vizes oldatokban az elektrolitok disszociációja során keletkező ionok bizonyos számú vízmolekulához kötődnek, és hidratált ionok formájában léteznek. Egyes ionok olyan erős kötéseket képeznek a vízmolekulákkal, hogy hidrátjaik nem csak oldatban, hanem szilárd állapotban is létezhetnek. Ez magyarázza a kristályos hidrátok, például a CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O stb., valamint az aqua komplexek képződését: CI 3, Br 4 stb.

II. Oxidok hidratálása

III. Több kötést tartalmazó szerves vegyületek hidratálása

Hidrolízis reakciók

I. Sók hidrolízise

Reverzibilis hidrolízis:

a) a sókation szerint

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (savas környezet. pH

b) sóanion segítségével

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

c) a só kationja és anionja által

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (közel semleges környezet)

Irreverzibilis hidrolízis:

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

II. Fémkarbidok hidrolízise

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

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

III. Szilicidek, nitridek, foszfidok hidrolízise

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

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

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

IV. Halogének hidrolízise

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Szerves vegyületek hidrolízise

Szerves anyagok osztályai	Hidrolízis termékek (szerves)
Halogén-alkánok (alkil-halogenidek)
Aril-halogenidek
Dihalogén-alkánok	Aldehidek vagy ketonok
Fém-alkoholátok
Karbonsav-halogenidek	karbonsavak
Karbonsavak anhidridjei	karbonsavak
Karbonsavak észterei	Karbonsavak és alkoholok
	Glicerin és magasabb szénatomszámú karbonsavak
Di- és poliszacharidok	Monoszacharidok
Peptidek és fehérjék	α-aminosavak
Nukleinsavak

2. Írja fel a reakció kinetikai egyenletét: 2H2 + O2 = 2H2O! 3. Hányszorosára nő a reakciósebesség, ha a hőmérsékleti együttható 3, és a hőmérsékletet 30 fokkal növeljük? 4. Ha a hőmérséklet 40 fokkal emelkedik, a reakciósebesség 16-szorosára nő. Határozza meg a hőmérsékleti együtthatót.

12. kép a "Reakció sebessége" című előadásból kémia órákra a "Reakciók" témában

Méretek: 960 x 720 pixel, formátum: jpg. Ha ingyenesen szeretne letölteni egy képet egy kémiaórához, kattintson a jobb gombbal a képre, majd kattintson a "Kép mentése másként..." gombra. A leckében való képek megjelenítéséhez ingyenesen letöltheti a teljes "Reaction Speed.ppt" prezentációt az összes képpel egy zip archívumban. Archívum mérete - 15 KB.

Prezentáció letöltése

Reakciók

"Reakció sebessége" - A sebességet befolyásoló tényezők. Mit tanultunk? A reaktánsok koncentrációjának hatása (homogén rendszerek esetén) 3. sor. Hőfok. Mi határozza meg a reakciók sebességét? 2. Írja fel a reakció kinetikai egyenletét: 2H2 + O2 = 2H2O! Katalizátorok vagy inhibitorok jelenléte. Problémamegoldás. Katalizátorok és katalízis.

"Az anyagok tömegének megmaradásának törvénye" - 1673. Az anyagok tömegének megmaradásának törvénye. Index. Az index az atomok számát mutatja egy anyag képletegységében. Boyle-hoz hasonlóan az orosz tudós is lezárt retortákban végzett kísérleteket. 1789 36. sz. általános középiskola Kazybek bi. Robert Boyle. Együttható. 5n2o. 1748 Kémiai formula. Óracélok: Tanítás - kísérleti úton bizonyítani az anyagok tömegének megmaradásának törvényét.

„Radioaktív átalakulások” – A történelem mérföldkövei. Nem a radioaktív atommagok száma a kezdeti időpontban. t a bomlási idő. A radioaktív bomlás törvénye. Tapasztalat. Mi az a felezési idő? T a felezési idő. Rutherford kutatás. Következtetés a szabályokból. A radioaktív anyagok atomjai spontán módosulásoknak vannak kitéve. A radioaktivitás-kutatás előtörténete.

"Kémiai reakciók gyakorlati munkája" - PPG. H2 - Gáz, színtelen, szagtalan, a levegőnél könnyebb. 4) A fekete CuO pirosra vált, a kémcső falán H2O képződik. Kémcsövek. 2) A tiszta H2 tompa pukkanással robban fel, a H2 szennyeződésekkel – ugatás. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 csere. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Szubsztitúció. Alkohol lámpa. Kémiai reakciók megfigyelt jelei.

"Reakciók" - A szagok megjelenése. Adjon alapvető ismereteket a kémiai reakciókról. Gázkibocsátás. Felszerelés: Oldatok - sósav és mészvíz, egy darab márvány. Házi feladat ellenőrzése. Mondjon példákat összetett anyagokra? A kémia szerepe az emberi életben. Üledékképződés. A hő felszabadulása vagy elnyelése.

"Az elektrolitikus disszociáció elmélete" - Minden egyszerű anyag, minden oxid és n/r sav, bázis és só. Svante Arrhenius. Anyagok oldatokban. Ionos és kovalens poláris kötésekkel rendelkező anyagok. Az elektrolitikus disszociáció elmélete (TED). A TED II. rendelkezése. Kovalens kötéssel rendelkező anyagok: vízdipólusok tájolása, hidratáció? ionizálás? disszociáció.

A témában összesen 28 előadás hangzik el

Az élet alapjának jól ismert képlete - a víz. Molekulája két hidrogénatomból és egy oxigénatomból áll, amelyet H2O-nak írnak. Ha kétszer annyi oxigén van, akkor egy teljesen más anyag lesz - H2O2. Mi ez, és miben különbözik a kapott anyag a víz „rokonától”?

H2O2 - mi ez az anyag?

Foglalkozzunk vele részletesebben. A H2O2 a hidrogén-peroxid képlete, igen, a karcolások kezelésére szolgál, fehér. Hidrogén-peroxid H2O2 - tudományos.

A fertőtlenítéshez 3%-os peroxid oldatot használnak. Tiszta vagy koncentrált formában kémiai égési sérüléseket okoz a bőrön. A harminc százalékos peroxid oldatot egyébként perhidrolnak nevezik; korábban fodrászatban használták haj szőkítésére. Az általa megégetett bőr is kifehéredik.

A H2O2 kémiai tulajdonságai

A hidrogén-peroxid színtelen, "fémes" ízű folyadék. Jó oldószer, könnyen oldódik vízben, éterben, alkoholokban.

A három- és hatszázalékos peroxid oldatokat általában harminc százalékos oldat hígításával készítik. Tömény H2O2 tárolásakor az anyag oxigén felszabadulásával bomlik, ezért a robbanás elkerülése érdekében nem szabad szorosan lezárt tartályokban tárolni. A peroxid koncentrációjának csökkenésével stabilitása növekszik. Ezenkívül a H2O2 bomlásának lassítása érdekében különféle anyagokat adhatunk hozzá, például foszforsavat vagy szalicilsavat. Erős koncentrációjú (több mint 90 százalékos) oldatok tárolására nátrium-pirofoszfátot adnak a peroxidhoz, amely stabilizálja az anyag állapotát, és alumínium edényeket is használnak.

A kémiai reakciókban a H2O2 oxidálószer és redukálószer is lehet. Gyakrabban azonban a peroxid oxidáló tulajdonságokat mutat. A peroxidot savnak tekintik, de nagyon gyenge; A hidrogén-peroxid sóit peroxidoknak nevezzük.

mint oxigénszerzési módszer

A H2O2 bomlási reakciója akkor megy végbe, ha egy anyagot magas hőmérsékletnek (több mint 150 Celsius foknak) tesznek ki. Az eredmény víz és oxigén.

A reakció képlete - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

A H oxidációs állapota H 2 O 2-ben és H 2 O-ban \u003d +1.
Az O oxidációs állapota: H 2 O 2 \u003d -1, H 2 O \u003d -2, O 2 \u003d 0
2 O -1 - 2e -> O2 0

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

A hidrogén-peroxid bomlása szobahőmérsékleten is megtörténhet, ha katalizátort (a reakciót felgyorsító vegyszert) használnak.

Laboratóriumokban az oxigénszerzés egyik módja a berthollet só vagy a kálium-permanganát lebontásával együtt a peroxid lebontásának reakciója. Ebben az esetben mangán (IV)-oxidot használnak katalizátorként. A H2O2 bomlását felgyorsító egyéb anyagok a réz, platina, nátrium-hidroxid.

A peroxid felfedezésének története

A peroxid felfedezése felé tett első lépéseket 1790-ben a német Alexander Humboldt tette meg, amikor felfedezte, hogy a bárium-oxid hevítés hatására peroxiddá alakul. Ezt a folyamatot a levegő oxigénfelvétele kísérte. Tizenkét évvel később Tenard és Gay-Lussac tudósok kísérletet végeztek az alkálifémek oxigénfelesleggel való elégetésére, amelynek eredményeként nátrium-peroxidot kaptak. A hidrogén-peroxidot azonban később, csak 1818-ban szerezték meg, amikor Louis Tenard a savak fémekre gyakorolt ​​hatását tanulmányozta; stabil kölcsönhatásukhoz kis mennyiségű oxigénre volt szükség. Bárium-peroxiddal és kénsavval végzett megerősítő kísérletet végzett, a tudós vizet, hidrogén-kloridot és jeget adott hozzájuk. Rövid idő elteltével Tenar kis megszilárdult cseppeket talált a bárium-peroxidot tartalmazó tartály falán. Világossá vált, hogy H2O2. Ezután a keletkezett H2O2-t "oxidált víznek" adták. Ez a hidrogén-peroxid volt – színtelen, szagtalan, alig párologtató folyadék, amely más anyagokat jól old. A H2O2 és a H2O2 kölcsönhatásának eredménye disszociációs reakció, a peroxid vízben oldódik.

Érdekes tény, hogy az új anyag tulajdonságait gyorsan felfedezték, lehetővé téve a helyreállítási munkák során történő felhasználását. Maga Tenard peroxiddal restaurálta Raphael festményét, amely idővel elsötétült.

A hidrogén-peroxid a XX

A kapott anyag alapos tanulmányozása után elkezdték ipari méretekben gyártani. A huszadik század elején bevezették a peroxid előállításának elektrokémiai technológiáját, amely az elektrolízis folyamatán alapul. De az ezzel a módszerrel kapott anyag eltarthatósága kicsi volt, körülbelül néhány hét. A tiszta peroxid instabil, és többnyire harminc százalékos koncentrációban adták ki a szövetek fehérítéséhez, és három-hat százalékban háztartási használatra.

A náci Németország tudósai peroxidot használtak egy folyékony tüzelésű rakétahajtómű létrehozásához, amelyet védelmi célokra használtak a második világháborúban. A H2O2 és a metanol / hidrazin kölcsönhatása eredményeként erős üzemanyagot kaptak, amelyen a repülőgép több mint 950 km / h sebességet ért el.

Hol használják most a H2O2-t?

• az orvostudományban - sebek kezelésére;
• a cellulóz- és papíriparban az anyag fehérítő tulajdonságait használják fel;
• a textiliparban a természetes és szintetikus szöveteket, szőrméket, gyapjút peroxiddal fehérítik;
• rakéta-üzemanyagként vagy oxidálószereként;
• a kémiában - oxigén előállítására, habképző szerként porózus anyagok előállításához, katalizátorként vagy hidrogénezőszerként;
• fertőtlenítő- vagy tisztítószerek, fehérítők gyártásához;
• a haj szőkítésére (ez egy elavult módszer, mivel a hajat a peroxid súlyosan károsítja);

A hidrogén-peroxid sikeresen használható különféle háztartási problémák megoldására. De csak 3% hidrogén-peroxid használható erre a célra. Íme néhány módszer:

• A felületek tisztításához öntsön peroxidot egy szórófejes flakonba, és permetezze a szennyezett területekre.
• A tárgyak fertőtlenítéséhez hígítatlan H2O2-oldattal kell letörölni azokat. Ez segít megtisztítani őket a káros mikroorganizmusoktól. A mosószivacsokat peroxidos vízbe áztathatjuk (1:1 arányú).
• A fehér ruhák fehérítéséhez adjon hozzá egy pohár peroxidot. A fehér szöveteket egy pohár H2O2-vel kevert vízben is kiöblítheti. Ez a módszer visszaállítja a fehérséget, megakadályozza a szövetek sárgulását, és segít eltávolítani a makacs foltokat.
• A penész és a penész elleni küzdelem érdekében keverje össze a peroxidot és a vizet egy spray-palackban 1:2 arányban. Permetezze a kapott keveréket a fertőzött felületekre, majd 10 perc múlva ecsettel vagy szivaccsal tisztítsa meg.
• Frissítheti a csempe elsötétült habarcsát, ha peroxidot szór a kívánt helyre. 30 perc elteltével óvatosan dörzsölje meg őket kemény kefével.
• Mosogatáshoz adjon fél pohár H2O2-t egy teli medencéhez (vagy egy zárt lefolyóval ellátott mosogatóhoz). Az ilyen oldatban mosott csészék és tányérok tisztán ragyognak majd.
• A fogkefe tisztításához hígítatlan 3%-os peroxid oldatba kell mártani. Ezután öblítse le erős folyó víz alatt. Ez a módszer jól fertőtleníti a higiéniai cikkeket.
• A vásárolt zöldségek és gyümölcsök fertőtlenítéséhez 1 rész peroxid és 1 rész víz oldatával permetezze be, majd alaposan öblítse le vízzel (lehet hideg is).
• A külvárosi területen a H2O2 segítségével leküzdheti a növénybetegségeket. Peroxid oldattal kell permetezni őket, vagy röviddel az ültetés előtt be kell áztatni a magokat 4,5 liter vízbe 30 ml negyven százalékos hidrogén-peroxiddal keverve.
• Az akváriumi halak felélesztéséhez, ha ammóniával megmérgezték, megfulladtak a levegőztetés kikapcsolásakor, vagy más okból, próbálja meg hidrogén-peroxidos vízbe helyezni őket. 3% peroxidot kell keverni vízzel 30 ml/100 liter arányban, és 15-20 percre bele kell helyezni az élettelen halak keverékébe. Ha ez idő alatt nem kelnek életre, akkor a jogorvoslat nem segített.

Még egy palack víz erőteljes rázása következtében is bizonyos mennyiségű peroxid képződik benne, mivel a víz eközben oxigénnel telítődik.

A friss gyümölcsök és zöldségek is tartalmaznak H2O2-t, amíg meg nem főzik. A melegítés, forralás, pörkölés és egyéb, magas hőmérséklettel járó folyamatok során nagy mennyiségű oxigén tönkremegy. Ezért a főtt ételeket nem tartják annyira hasznosnak, bár bizonyos mennyiségű vitamin marad bennük. Ugyanezen okból hasznosak a szanatóriumokban felszolgált frissen facsart gyümölcslevek vagy oxigénkoktélok - az oxigéntelítettség miatt, amely új erőt ad a szervezetnek és megtisztítja.

A peroxid veszélyei lenyeléskor

A fentiek után úgy tűnhet, hogy a peroxidot kifejezetten szájon át lehet bevenni, és ez jót tesz a szervezetnek. De ez egyáltalán nem így van. A vízben vagy gyümölcslevekben a vegyület minimális mennyiségben található, és más anyagokkal szoros rokonságban áll. A "természetellenes" hidrogén-peroxid bevitele (és minden boltban vásárolt vagy kémiai kísérletek eredményeként saját kezűleg előállított peroxid semmiképpen sem tekinthető természetesnek, ráadásul a természeteshez képest túl magas a koncentrációja) életet okozhat. -veszélyes és egészséget veszélyeztető következmények. Ahhoz, hogy megértsük, miért, újra a kémiához kell fordulnia.

Mint már említettük, bizonyos körülmények között a hidrogén-peroxid lebomlik és oxigént szabadít fel, amely aktív oxidálószer. akkor fordulhat elő, amikor a H2O2 peroxidázzal, egy intracelluláris enzimmel ütközik. A peroxid fertőtlenítésre való alkalmazása oxidáló tulajdonságain alapul. Tehát, amikor egy sebet H2O2-val kezelnek, a felszabaduló oxigén elpusztítja a bejutott élő kórokozó mikroorganizmusokat. Hasonló hatással van más élő sejtekre is. Ha a sértetlen bőrt peroxiddal kezeli, majd alkohollal áttörli a kezelt területet, égő érzést fog érezni, ami megerősíti a peroxid utáni mikroszkopikus károsodás jelenlétét. De a peroxid alacsony koncentrációjú külső használatával nem lesz észrevehető kár a szervezetben.

Egy másik dolog, ha megpróbálod bevinni. Az emésztőrendszer nyálkahártyájába kerül az az anyag, amely kívülről még a viszonylag vastag bőrt is képes károsítani. Vagyis kémiai mini égési sérülések keletkeznek. Természetesen a felszabaduló oxidálószer – oxigén – a káros mikrobákat is elpusztíthatja. De ugyanez a folyamat megy végbe az emésztőrendszer sejtjeivel is. Ha az oxidálószer hatására bekövetkező égési sérülések ismétlődnek, akkor lehetséges a nyálkahártyák sorvadása, és ez az első lépés a rák felé. A bélsejtek elpusztulása ahhoz vezet, hogy a szervezet nem képes felvenni a tápanyagokat, ez magyarázza például a fogyást és a székrekedés megszűnését egyes peroxidos "kezelést" gyakorló embereknél.

Külön meg kell mondani a peroxid intravénás injekcióként történő alkalmazásának ilyen módszeréről. Még akkor is, ha valamilyen okból orvos írta fel őket (ez csak vérmérgezés esetén indokolható, amikor más megfelelő gyógyszer nem áll rendelkezésre), akkor is orvosi felügyelet mellett és szigorú adagolási számítás mellett fennállnak a kockázatok. De egy ilyen szélsőséges helyzetben ez egy esély a gyógyulásra. Semmi esetre sem írhat fel magának hidrogén-peroxid injekciót. A H2O2 nagy veszélyt jelent a vérsejtekre - az eritrocitákra és a vérlemezkékre, mivel a véráramba kerülve elpusztítja azokat. Ezenkívül a felszabaduló oxigén halálosan elzárhatja az ereket - gázembólia.

Biztonsági intézkedések a H2O2 kezelésénél

• Gyermekektől és cselekvőképtelen személyektől elzárva tartandó. A szagtalanság és a kifejezett íz különösen veszélyessé teszi számukra a peroxidot, mivel nagy adagok is bevehetők. Ha az oldatot lenyeli, a használat következményei beláthatatlanok lehetnek. Azonnal orvoshoz kell fordulni.
• A három százalékot meghaladó koncentrációjú peroxid oldatok bőrrel érintkezve égési sérüléseket okoznak. Az égési területet bő vízzel le kell mosni.

• Ne engedje, hogy a peroxid oldat a szembe kerüljön, mert duzzanat, bőrpír, irritáció és néha fájdalom képződik. Elsősegélynyújtás az orvoshoz fordulás előtt - bőséges szemöblítés vízzel.
• Az anyagot úgy tárolja, hogy egyértelműen H2O2-e legyen, vagyis egy matricával ellátott tartályban a véletlen visszaélés elkerülése érdekében.
• Az élettartamot meghosszabbító tárolási körülmények sötét, száraz, hűvös helyen.
• Ne keverje a hidrogén-peroxidot a tiszta vízen kívül más folyadékkal, beleértve a klórozott csapvizet is.
• A fentiek mindegyike nemcsak a H2O2-ra vonatkozik, hanem minden azt tartalmazó készítményre.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

a hidrogén, oxigén és víz koncentrációja különböző mértékben változik: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

A kémiai reakció sebessége sok tényezőtől függ: a reaktánsok természetétől, koncentrációjuktól, hőmérséklettől, az oldószer jellegétől stb.

2.1.1 Kémiai reakció kinetikai egyenlete. Reakciók sorrendje.

A kémiai kinetika előtt álló feladatok egyike a reakcióelegy összetételének (vagyis az összes reagens koncentrációjának) bármikori meghatározása, amelyhez ismerni kell a reakciósebesség koncentrációtól való függését. Általában minél nagyobb a reagensek koncentrációja, annál nagyobb a kémiai reakció sebessége. A kémiai kinetika alapja az ún. A kémiai kinetika alaptétele:

A kémiai reakció sebessége bizonyos mértékig egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjának szorzatával.

mármint a reakcióhoz

aA + bB + dD + . ––> eE + .

írható:

A k arányossági együttható egy kémiai reakció sebességi állandója. A sebességi állandó numerikusan megegyezik a reakciósebességgel az összes reagens 1 mol/l koncentrációja esetén.

A reakciósebességnek a reagensek koncentrációjától való függését kísérleti úton határozzuk meg, és ezt a kémiai reakció kinetikai egyenletének nevezzük. Nyilvánvaló, hogy a kinetikai egyenlet felírásához kísérletileg meg kell határozni a sebességi állandó értékét és a kitevőket a reaktánsok koncentrációinál. A kémiai reakció kinetikai egyenletében szereplő egyes reagáló anyagok koncentrációjának kitevője (a (II.4) egyenletben x, y és z) az adott komponens reakciójának meghatározott sorrendje. A kémiai reakció kinetikai egyenletében szereplő kitevők összege (x + y + z) a reakció általános sorrendjét jelenti. Hangsúlyozni kell, hogy a reakció sorrendjét csak kísérleti adatok alapján határozzuk meg, és nincs összefüggésben a reakcióegyenletben szereplő reaktánsok sztöchiometrikus együtthatóival. A sztöchiometrikus reakcióegyenlet egy anyagmérleg-egyenlet, és semmilyen módon nem tudja meghatározni e reakció lefolyásának természetét időben.

A kémiai kinetikában a reakciókat a reakció általános sorrendje szerint szokás osztályozni. Tekintsük a reagensek koncentrációjának időfüggőségét nulla, első és másodrendű irreverzibilis (egyirányú) reakciók esetén.

2.1.2 Nullarendű reakciók

Nullarendű reakciók esetén a kinetikai egyenlet a következő formájú:

A nulladrendű reakció sebessége időben állandó, és nem függ a reaktánsok koncentrációjától; ez sok heterogén (a határfelületen lejátszódó) reakcióra jellemző abban az esetben, ha a reagensek felszínre való diffúziójának sebessége kisebb, mint kémiai átalakulásuk sebessége.

2.1.3 Elsőrendű reakciók

Tekintsük az A kiindulási anyag koncentrációjának időfüggését az A -–> B elsőrendű reakció esetén. Az elsőrendű reakciókat a (II.6) alakú kinetikai egyenlet jellemzi. Behelyettesítjük a (II.2) kifejezést:

(II.7.)

A (II.7) kifejezés integrálása után a következőket kapjuk:

A g integrációs állandót a kezdeti feltételekből határozzuk meg: t = 0 időpontban a С koncentráció megegyezik a Сo kezdeti koncentrációval. Ebből az következik, hogy g = ln Co. Kapunk:

Rizs. 2.3 A koncentráció logaritmusának időfüggősége elsőrendű reakciók esetén

Így a koncentráció logaritmusa egy elsőrendű reakció esetén lineárisan függ az időtől (2.3. ábra), és a sebességi állandó számszerűen egyenlő az egyenes meredekségének érintőjével az időtengelyhez képest.

A (II.9) egyenletből könnyen megkaphatjuk az egyirányú elsőrendű reakció sebességi állandójának kifejezését:

A reakció másik kinetikai jellemzője a felezési idő t1/2 - az az idő, amely alatt a kiindulási anyag koncentrációja felére csökken az eredetihez képest. Adjunk t1/2-t az elsőrendű reakcióhoz, figyelembe véve, hogy С = ½Сo:

(II.12.)

Amint a kapott kifejezésből látható, az elsőrendű reakció felezési ideje nem függ a kiindulási anyag kezdeti koncentrációjától.

2.1.4 Másodrendű reakciók

Másodrendű reakciók esetén a kinetikai egyenlet a következő formában van:

Tekintsük a legegyszerűbb esetet, amikor a kinetikai egyenlet alakja (II.14), vagy ami megegyezik, egy (II.15) alakú egyenletben a kiindulási anyagok koncentrációja megegyezik; a (II.14) egyenlet ebben az esetben a következőképpen írható át:

(II.16.)

A változók szétválasztása és az integráció után a következőket kapjuk:

A g integrációs állandót, mint az előző esetben, a kezdeti feltételekből határozzuk meg. Kapunk:

Így azokra a másodrendű reakciókra, amelyeknek a (II.14) alakú kinetikai egyenlete van, a reciprok koncentráció lineáris időfüggése a jellemző (2.4. ábra), és a sebességi állandó egyenlő a meredekség érintőjével. az időtengelyhez vezető egyenes:

(II.20.)

Rizs. 2.4 Kölcsönös koncentráció az idő függvényében a másodrendű reakciókhoz

Ha a Co,A és Co,B reagensek kezdeti koncentrációja eltérő, akkor a reakciósebességi állandót a (II.21) egyenlet integrálásával határozzuk meg, amelyben CA és CB a reaktánsok koncentrációja a kezdettől számított t időpontban. a reakcióról:

(II.21.)

Ebben az esetben a sebességi állandóhoz megkapjuk a kifejezést