3. Persamaan reaksi dan cara penulisannya

Interaksi hidrogen dengan oksigen, seperti yang didirikan Sir Henry Cavendish, mengarah pada pembentukan air. Mari kita gunakan contoh sederhana ini untuk belajar menulis persamaan reaksi kimia.
Apa yang berasal dari? hidrogen dan oksigen, kita sudah tahu:

H 2 + O 2 → H 2 O

Sekarang kita memperhitungkan bahwa atom-atom unsur kimia dalam reaksi kimia tidak hilang dan tidak muncul dari ketiadaan, tidak berubah menjadi satu sama lain, tetapi gabungkan dalam kombinasi baru untuk membentuk molekul baru. Artinya dalam persamaan reaksi kimia atom-atom dari masing-masing jenis pasti ada bilangan yang sama sebelum reaksi ( kiri dari tanda sama dengan) dan setelah akhir reaksi ( di sebelah kanan dari tanda sama dengan), seperti ini:

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

Itulah apa itu persamaan reaksi - catatan bersyarat dari reaksi kimia yang sedang berlangsung menggunakan rumus zat dan koefisien.

Ini berarti bahwa dalam reaksi di atas dua tahi lalat hidrogen harus bereaksi dengan oleh satu mol oksigen, dan hasilnya adalah dua tahi lalat air.

Interaksi hidrogen dengan oksigen- bukan proses yang sederhana sama sekali. Ini mengarah pada perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur ini. Untuk memilih koefisien dalam persamaan seperti itu, biasanya digunakan metode " keseimbangan elektronik".

Ketika air terbentuk dari hidrogen dan oksigen, ini berarti: hidrogen diubah keadaan oksidasinya dari 0 sebelum + aku, sebuah oksigen- dari 0 sebelum II. Pada saat yang sama, beberapa (n) elektron:

Elektron pendonor hidrogen berfungsi di sini agen pereduksi, dan elektron penerima oksigen - agen pengoksidasi.

Oksidator dan pereduksi

Sekarang mari kita lihat bagaimana proses memberi dan menerima elektron secara terpisah. Hidrogen, setelah bertemu dengan "perampok" - oksigen, kehilangan semua propertinya - dua elektron, dan keadaan oksidasinya menjadi sama dengan + aku:

H 2 0 2 e= 2Н + I

Telah terjadi persamaan setengah reaksi oksidasi hidrogen.

Dan bandit itu oksigen Tentang 2, setelah mengambil elektron terakhir dari hidrogen malang, sangat senang dengan keadaan oksidasi barunya -II:

O2 + 4 e= 2O II

Ini persamaan setengah reaksi reduksi oksigen.

Tetap menambahkan bahwa baik "bandit" dan "korbannya" telah kehilangan identitas kimianya dan dari zat sederhana - gas dengan molekul diatomik H2 dan Tentang 2 berubah menjadi komponen zat kimia baru - air H2O.

Selanjutnya, kami akan berdebat sebagai berikut: berapa banyak elektron yang diberikan reduktor kepada bandit pengoksidasi, itulah yang dia terima. Jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi..

Jadi kamu perlu menyamakan jumlah elektron pada setengah reaksi pertama dan kedua. Dalam kimia, bentuk kondisional penulisan persamaan setengah reaksi berikut diterima:

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

Di sini, angka 2 dan 1 di sebelah kiri kurung kurawal adalah faktor yang akan membantu memastikan bahwa jumlah elektron yang diberikan dan yang diterima adalah sama. Kami memperhitungkan bahwa dalam persamaan setengah reaksi 2 elektron dilepaskan, dan diterima 4. Untuk menyamakan jumlah elektron yang diterima dan yang diberikan, kelipatan persekutuan terkecil dan faktor tambahan ditemukan. Dalam kasus kami, kelipatan persekutuan terkecil adalah 4. Faktor tambahan adalah 2 untuk hidrogen (4: 2 = 2), dan untuk oksigen - 1 (4: 4 = 1)
Pengganda yang dihasilkan akan berfungsi sebagai koefisien persamaan reaksi masa depan:

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

Hidrogen teroksidasi bukan hanya saat bertemu oksigen. Kira-kira efek yang sama pada hidrogen dan fluor F2, halogen dan "perampok" yang terkenal, dan tampaknya tidak berbahaya nitrogen N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F I

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

Ini menghasilkan hidrogen fluorida HF atau amonia NH3.

Dalam kedua senyawa, keadaan oksidasi hidrogen menjadi sama + aku, karena dia mendapat pasangan dalam molekul "rakus" untuk barang elektronik orang lain, dengan elektronegativitas tinggi - fluor F dan nitrogen N. Pada nitrogen nilai keelektronegatifan dianggap sama dengan tiga satuan konvensional, dan y fluor secara umum, elektronegativitas tertinggi di antara semua unsur kimia adalah empat unit. Jadi tidak heran mereka meninggalkan atom hidrogen yang buruk tanpa lingkungan elektronik.

Tetapi hidrogen mungkin memulihkan- menerima elektron. Ini terjadi jika logam alkali atau kalsium, yang keelektronegatifannya lebih kecil daripada hidrogen, ikut serta dalam reaksi dengannya.

Air (hidrogen oksida) adalah senyawa anorganik biner dengan rumus kimia H 2 O. Molekul air terdiri dari dua atom hidrogen dan satu oksigen, yang saling berhubungan oleh ikatan kovalen.

Hidrogen peroksida.

Sifat fisik dan kimia

Sifat fisik dan kimia air ditentukan oleh struktur kimia, elektronik dan spasial molekul H2O.

Atom H dan O dalam molekul H 2 0 berada dalam keadaan oksidasi stabil, masing-masing +1 dan -2; oleh karena itu, air tidak menunjukkan sifat pengoksidasi atau pereduksi yang nyata. Harap dicatat: dalam hidrida logam, hidrogen berada dalam keadaan oksidasi -1.

Molekul H2O memiliki struktur bersudut. Ikatan H-O sangat polar. Ada kelebihan muatan negatif pada atom O, dan kelebihan muatan positif pada atom H. Secara umum, molekul H 2 O bersifat polar, yaitu dipol. Ini menjelaskan fakta bahwa air adalah pelarut yang baik untuk zat ionik dan polar.

Kehadiran muatan berlebih pada atom H dan O, serta pasangan elektron yang tidak digunakan bersama pada atom O, menyebabkan pembentukan ikatan hidrogen antara molekul air, sebagai akibatnya mereka digabungkan menjadi rekanan. Keberadaan asosiasi ini menjelaskan nilai mp yang sangat tinggi. dll. air.

Seiring dengan pembentukan ikatan hidrogen, hasil dari pengaruh timbal balik molekul H 2 O satu sama lain adalah ionisasi sendiri:
dalam satu molekul, pemutusan heterolitik dari ikatan O-H polar terjadi, dan proton yang dilepaskan bergabung dengan atom oksigen dari molekul lain. Ion hidroksonium yang dihasilkan H 3 O + pada dasarnya adalah ion hidrogen terhidrasi H + H 2 O, oleh karena itu, persamaan ionisasi air sendiri disederhanakan sebagai berikut:

H 2 O H + + OH -

Konstanta disosiasi air sangat kecil:

Ini menunjukkan bahwa air sangat sedikit terdisosiasi menjadi ion, dan oleh karena itu konsentrasi molekul H2O yang tidak terdisosiasi hampir konstan:

Dalam air murni, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Ini berarti bahwa air adalah elektrolit amfoter yang sangat lemah yang tidak menunjukkan sifat asam maupun basa sampai tingkat yang nyata.
Namun, air memiliki efek pengion yang kuat pada elektrolit yang terlarut di dalamnya. Di bawah aksi dipol air, ikatan kovalen polar dalam molekul zat terlarut diubah menjadi ikatan ionik, ion terhidrasi, ikatan di antara mereka melemah, menghasilkan disosiasi elektrolitik. Sebagai contoh:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(elektrolit kuat)

(atau tidak termasuk hidrasi: HCl → H + + Cl -)

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

(atau CH 3 COOH CH 3 COO - + H +)

Menurut teori asam dan basa Bronsted-Lowry, dalam proses ini, air menunjukkan sifat-sifat basa (akseptor proton). Menurut teori yang sama, air bertindak sebagai asam (donor proton) dalam reaksi, misalnya, dengan amonia dan amina:

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -

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

Reaksi redoks yang melibatkan air

I. Reaksi di mana air berperan sebagai oksidator

Reaksi-reaksi ini hanya mungkin terjadi dengan zat pereduksi kuat, yang mampu mereduksi ion hidrogen yang merupakan bagian dari molekul air menjadi hidrogen bebas.

1) Interaksi dengan logam

a) Dalam kondisi normal, H 2 O hanya berinteraksi dengan alkali. dan alkali tanah. logam:

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

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

b) Pada suhu tinggi, H 2 O juga bereaksi dengan beberapa logam lain, misalnya:

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 dan Zn menggantikan H2 dari air dengan adanya basa:

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

2) Interaksi dengan non-logam yang memiliki EO rendah (reaksi terjadi dalam kondisi yang keras)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 (“gas air”)

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

Dengan adanya alkali, silikon menggantikan hidrogen dari air:

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

3) Interaksi dengan hidrida logam

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

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

4) Interaksi dengan karbon monoksida dan metana

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

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

Reaksi digunakan dalam industri untuk menghasilkan hidrogen.

II. Reaksi di mana air bertindak sebagai zat pereduksi

Reaksi-reaksi ini hanya mungkin terjadi dengan zat pengoksidasi yang sangat kuat yang mampu mengoksidasi oksigen CO CO -2, yang merupakan bagian dari air, untuk membebaskan oksigen O 2 atau menjadi anion peroksida 2-. Dalam kasus luar biasa (dalam reaksi dengan F 2), oksigen terbentuk dengan c o. +2.

1) Interaksi dengan 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) Interaksi dengan oksigen atom

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

3) Interaksi dengan klorin

Pada T tinggi, reaksi reversibel terjadi

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

AKU AKU AKU. Reaksi oksidasi intramolekul - reduksi air.

Di bawah aksi arus listrik atau suhu tinggi, air dapat diuraikan menjadi hidrogen dan oksigen:

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

Dekomposisi termal adalah proses reversibel; tingkat dekomposisi termal air rendah.

Reaksi hidrasi

I. Hidrasi ion. Ion yang terbentuk selama disosiasi elektrolit dalam larutan berair mengikat sejumlah molekul air dan ada dalam bentuk ion terhidrasi. Beberapa ion membentuk ikatan yang begitu kuat dengan molekul air sehingga hidratnya dapat berada tidak hanya dalam larutan, tetapi juga dalam keadaan padat. Ini menjelaskan pembentukan kristal hidrat seperti CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, dll., serta kompleks aqua: CI 3 , Br 4 , dll.

II. Hidrasi oksida

AKU AKU AKU. Hidrasi senyawa organik yang mengandung banyak ikatan

Reaksi hidrolisis

I. Hidrolisis garam

Hidrolisis reversibel:

a) menurut kation garam

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (lingkungan asam. pH

b) oleh anion garam

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

c) oleh kation dan oleh anion garam

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (lingkungan mendekati netral)

Hidrolisis ireversibel:

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

II. Hidrolisis karbida logam

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

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

AKU AKU AKU. Hidrolisis silisida, nitrida, fosfida

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

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

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

IV. Hidrolisis halogen

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hidrolisis senyawa organik

Kelas zat organik	Produk hidrolisis (organik)
Halogenalkana (alkil halida)
aril halida
Dihaloalkana	Aldehid atau keton
Alkoholat logam
Halida asam karboksilat	asam karboksilat
Anhidrida asam karboksilat	asam karboksilat
Ester asam karboksilat	Asam karboksilat dan alkohol
	Gliserin dan asam karboksilat yang lebih tinggi
Di- dan polisakarida	Monosakarida
Peptida dan protein	-asam amino
Asam nukleat

2. Tuliskan persamaan kinetika reaksi: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Berapa kali laju reaksi akan meningkat jika koefisien suhu 3 dan suhu dinaikkan 30 derajat? 4. Ketika suhu naik 40 derajat, laju reaksi meningkat 16 kali lipat. Tentukan koefisien suhu.

Gambar 12 dari presentasi "Kecepatan reaksi" untuk pelajaran kimia dengan topik "Reaksi"

Dimensi: 960 x 720 piksel, format: jpg. Untuk mengunduh gambar untuk pelajaran kimia secara gratis, klik kanan pada gambar dan klik "Simpan Gambar Sebagai...". Untuk menampilkan gambar dalam pelajaran, Anda juga dapat mengunduh seluruh presentasi "Kecepatan Reaksi.ppt" dengan semua gambar dalam arsip zip secara gratis. Ukuran arsip - 15 KB.

Unduh presentasi

Reaksi

"Kecepatan reaksi" - Faktor yang mempengaruhi kecepatan. Apa yang kita pelajari? Pengaruh konsentrasi reaktan (untuk sistem homogen) baris ke-3. Suhu. Apa yang menentukan laju reaksi? 2. Tuliskan persamaan kinetika reaksi: 2H2 + O2 = 2H2O. Adanya katalis atau inhibitor. Penyelesaian masalah. Katalis dan katalis.

"Hukum kekekalan massa zat" - 1673. Hukum kekekalan massa zat. Indeks. Indeks menunjukkan jumlah atom dalam satuan rumus suatu zat. Seperti Boyle, ilmuwan Rusia membuat eksperimen dalam retort tertutup. 1789 Sekolah menengah umum No. 36 dinamai Kazybek bi. Robert Boyle. Koefisien. 5n2o. 1748 Rumus kimia. Tujuan pelajaran: Pengajaran - untuk membuktikan secara eksperimental hukum kekekalan massa zat.

"Transformasi radioaktif" - Tonggak sejarah. No adalah jumlah inti radioaktif pada saat awal waktu. t adalah waktu peluruhan. Hukum peluruhan radioaktif. Pengalaman. Apa itu waktu paruh? T adalah waktu paruh. penelitian Rutherford. Kesimpulan dari aturan. Atom-atom zat radioaktif dapat mengalami modifikasi spontan. Prasejarah penelitian radioaktivitas.

"Reaksi kimia kerja praktek" - PPG. H2 - Gas, tidak berwarna, tidak berbau, lebih ringan dari udara. 4) CuO hitam berubah menjadi merah, H2O terbentuk pada dinding tabung reaksi. Tabung reaksi. 2) H2 murni meledak dengan letupan tumpul, H2 dengan kotoran - suara menggonggong. Pertukaran 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Substitusi. Lampu alkohol. Tanda-tanda reaksi kimia yang diamati.

"Reaksi" - Penampilan bau. Memberikan pemahaman dasar tentang reaksi kimia. Pelepasan gas. Peralatan: Solusi - asam klorida dan air kapur, sepotong marmer. Memeriksa pekerjaan rumah. Berikan contoh zat kompleks? Peran kimia dalam kehidupan manusia. Pembentukan sedimen. Pelepasan atau penyerapan panas.

"Teori disosiasi elektrolitik" - Semua zat sederhana, semua oksida dan n/r asam, basa dan garam. Svante Arrhenius. Zat dalam larutan. Zat yang memiliki ikatan polar ionik dan kovalen. Teori disosiasi elektrolitik (TED). Penyediaan TED ke-II. Zat dengan ikatan kovalen: Orientasi dipol air?hidrasi? ionisasi? disosiasi.

Total ada 28 presentasi dalam topik

Rumus dasar kehidupan yang terkenal - air. Molekulnya terdiri dari dua atom hidrogen dan satu oksigen, yang ditulis sebagai H2O. Jika ada oksigen dua kali lebih banyak, maka zat yang sama sekali berbeda akan muncul - H2O2. Apa itu dan bagaimana zat yang dihasilkan berbeda dari "kerabat" airnya?

H2O2 - zat apakah ini?

Mari kita bahas lebih detail. H2O2 itu rumusnya hidrogen peroksida ya yang dipakai untuk mengobati gores putih. Hidrogen peroksida H2O2 - ilmiah.

Larutan peroksida 3% digunakan untuk desinfeksi. Dalam bentuk murni atau pekat, itu menyebabkan luka bakar kimia pada kulit. Larutan peroksida tiga puluh persen disebut perhidrol; itu sebelumnya digunakan di salon rambut untuk memutihkan rambut. Kulit yang terbakar olehnya juga menjadi putih.

Sifat kimia H2O2

Hidrogen peroksida adalah cairan tidak berwarna dengan rasa "logam". Ini adalah pelarut yang baik dan mudah larut dalam air, eter, alkohol.

Larutan peroksida tiga dan enam persen biasanya dibuat dengan mengencerkan larutan tiga puluh persen. Ketika H2O2 pekat disimpan, zat tersebut terurai dengan pelepasan oksigen, sehingga tidak boleh disimpan dalam wadah tertutup rapat untuk menghindari ledakan. Dengan penurunan konsentrasi peroksida, stabilitasnya meningkat. Juga, untuk memperlambat penguraian H2O2, berbagai zat dapat ditambahkan ke dalamnya, misalnya, asam fosfat atau salisilat. Untuk menyimpan larutan dengan konsentrasi kuat (lebih dari 90 persen), natrium pirofosfat ditambahkan ke peroksida, yang menstabilkan keadaan zat, dan bejana aluminium juga digunakan.

H2O2 dalam reaksi kimia dapat menjadi zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Lebih sering, bagaimanapun, peroksida menunjukkan sifat pengoksidasi. Peroksida dianggap sebagai asam, tetapi sangat lemah; garam hidrogen peroksida disebut peroksida.

sebagai metode untuk mendapatkan oksigen

Reaksi penguraian H2O2 terjadi ketika suatu zat terkena suhu tinggi (lebih dari 150 derajat Celcius). Hasilnya adalah air dan oksigen.

Rumus reaksi - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Bilangan oksidasi H dalam H 2 O 2 dan H 2 O \u003d +1.
Keadaan oksidasi O: dalam H 2 O 2 \u003d -1, dalam H 2 O \u003d -2, dalam O 2 \u003d 0
2 O -1 - 2e -> O2 0

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

Penguraian hidrogen peroksida juga dapat terjadi pada suhu kamar jika katalis (bahan kimia yang mempercepat reaksi) digunakan.

Di laboratorium, salah satu metode untuk memperoleh oksigen, bersama dengan penguraian garam berthollet atau kalium permanganat, adalah reaksi penguraian peroksida. Dalam hal ini, mangan (IV) oksida digunakan sebagai katalis. Zat lain yang mempercepat penguraian H2O2 adalah tembaga, platinum, natrium hidroksida.

Sejarah penemuan peroksida

Langkah pertama menuju penemuan peroksida dibuat pada tahun 1790 oleh Alexander Humboldt dari Jerman, ketika ia menemukan transformasi barium oksida menjadi peroksida ketika dipanaskan. Proses itu disertai dengan penyerapan oksigen dari udara. Dua belas tahun kemudian, para ilmuwan Tenard dan Gay-Lussac melakukan percobaan pembakaran logam alkali dengan oksigen berlebih, yang menghasilkan natrium peroksida. Tetapi hidrogen peroksida diperoleh kemudian, hanya pada tahun 1818, ketika Louis Tenard mempelajari pengaruh asam pada logam; untuk interaksi yang stabil, jumlah oksigen yang rendah dibutuhkan. Melakukan percobaan konfirmasi dengan barium peroksida dan asam sulfat, ilmuwan menambahkan air, hidrogen klorida, dan es ke dalamnya. Setelah beberapa saat, Tenar menemukan tetesan kecil yang memadat di dinding wadah dengan barium peroksida. Menjadi jelas bahwa itu adalah H2O2. Kemudian mereka memberi H2O2 yang dihasilkan nama "air teroksidasi". Ini adalah hidrogen peroksida - cairan tidak berwarna, tidak berbau, hampir tidak dapat menguap yang melarutkan zat lain dengan baik. Hasil interaksi H2O2 dan H2O2 adalah reaksi disosiasi, peroksida larut dalam air.

Fakta yang menarik adalah bahwa sifat-sifat zat baru dengan cepat ditemukan, memungkinkannya untuk digunakan dalam pekerjaan restorasi. Tenard sendiri, menggunakan peroksida, memulihkan lukisan Raphael, yang telah menjadi gelap seiring waktu.

Hidrogen peroksida di abad ke-20

Setelah mempelajari secara menyeluruh zat yang dihasilkan, ia mulai diproduksi dalam skala industri. Pada awal abad kedua puluh, teknologi elektrokimia untuk produksi peroksida diperkenalkan, berdasarkan proses elektrolisis. Tetapi umur simpan zat yang diperoleh dengan metode ini kecil, sekitar beberapa minggu. Peroksida murni tidak stabil, dan sebagian besar diproduksi dalam konsentrasi tiga puluh persen untuk pemutihan kain dan tiga atau enam persen untuk keperluan rumah tangga.

Para ilmuwan di Nazi Jerman menggunakan peroksida untuk membuat mesin roket berbahan bakar cair yang digunakan untuk tujuan pertahanan dalam Perang Dunia II. Sebagai hasil dari interaksi H2O2 dan metanol / hidrazin, bahan bakar yang kuat diperoleh, di mana pesawat mencapai kecepatan lebih dari 950 km / jam.

Dimana H2O2 digunakan sekarang?

• dalam kedokteran - untuk perawatan luka;
• dalam industri pulp dan kertas, sifat pemutihan zat digunakan;
• dalam industri tekstil, kain alami dan sintetis, bulu, wol dikelantang dengan peroksida;
• sebagai bahan bakar roket atau oksidatornya;
• dalam kimia - untuk menghasilkan oksigen, sebagai agen pembusa untuk produksi bahan berpori, sebagai katalis atau agen hidrogenasi;
• untuk produksi disinfektan atau bahan pembersih, pemutih;
• untuk memutihkan rambut (ini adalah metode yang sudah ketinggalan zaman, karena rambut rusak parah oleh peroksida);

Hidrogen peroksida dapat berhasil digunakan untuk memecahkan berbagai masalah rumah tangga. Tetapi hanya 3% hidrogen peroksida yang dapat digunakan untuk tujuan ini. Berikut beberapa caranya:

• Untuk membersihkan permukaan, tuangkan peroksida ke dalam wadah dengan botol semprot dan semprotkan ke area yang terkontaminasi.
• Untuk mendisinfeksi objek, mereka harus dibersihkan dengan larutan H2O2 yang tidak diencerkan. Ini akan membantu membersihkan mereka dari mikroorganisme berbahaya. Spons untuk mencuci dapat direndam dalam air dengan peroksida (proporsi 1: 1).
• Untuk memutihkan kain saat mencuci benda putih, tambahkan segelas peroksida. Anda juga bisa membilas kain putih dalam air yang dicampur dengan segelas H2O2. Metode ini mengembalikan keputihan, mencegah kain menguning dan membantu menghilangkan noda membandel.
• Untuk memerangi jamur dan lumut, campur peroksida dan air dalam botol semprot dengan perbandingan 1:2. Semprotkan campuran yang dihasilkan ke permukaan yang terinfeksi dan bersihkan dengan sikat atau spons setelah 10 menit.
• Anda dapat memperbarui nat yang gelap di ubin dengan menyemprotkan peroksida pada area yang diinginkan. Setelah 30 menit, Anda harus menggosoknya dengan hati-hati dengan sikat kaku.
• Untuk mencuci piring, tambahkan setengah gelas H2O2 ke baskom penuh air (atau wastafel dengan saluran tertutup). Cangkir dan piring yang dicuci dalam larutan seperti itu akan bersinar dengan kebersihan.
• Untuk membersihkan sikat gigi, Anda perlu mencelupkannya ke dalam larutan peroksida 3% yang tidak diencerkan. Kemudian bilas di bawah air mengalir yang kuat. Metode ini mendisinfeksi item kebersihan dengan baik.
• Untuk mendisinfeksi sayuran dan buah-buahan yang dibeli, semprotkan larutan 1 bagian peroksida dan 1 bagian air ke dalamnya, lalu bilas dengan air (bisa dingin).
• Di daerah pinggiran kota dengan bantuan H2O2, Anda dapat melawan penyakit tanaman. Anda perlu menyemprotnya dengan larutan peroksida atau merendam benih sesaat sebelum ditanam dalam 4,5 liter air yang dicampur dengan 30 ml hidrogen peroksida empat puluh persen.
• Untuk menghidupkan kembali ikan akuarium, jika mereka diracuni oleh amonia, mati lemas saat aerasi dimatikan, atau karena alasan lain, Anda dapat mencoba memasukkannya ke dalam air dengan hidrogen peroksida. Hal ini diperlukan untuk mencampur 3% peroksida dengan air dengan kecepatan 30 ml per 100 liter dan menempatkannya dalam campuran ikan tak bernyawa yang dihasilkan selama 15-20 menit. Jika mereka tidak hidup selama waktu ini, maka obatnya tidak membantu.

Bahkan sebagai hasil dari pengocokan yang kuat dari botol air, sejumlah peroksida terbentuk di dalamnya, karena air jenuh dengan oksigen selama tindakan ini.

Buah dan sayuran segar juga mengandung H2O2 sampai matang. Selama pemanasan, perebusan, pemanggangan, dan proses lainnya dengan suhu tinggi yang menyertainya, sejumlah besar oksigen dihancurkan. Itulah sebabnya makanan yang dimasak dianggap tidak begitu bermanfaat, meskipun sejumlah vitamin tetap ada di dalamnya. Jus segar atau koktail oksigen yang disajikan di sanatorium berguna untuk alasan yang sama - karena saturasi oksigen, yang memberi tubuh kekuatan baru dan membersihkannya.

Bahaya peroksida saat tertelan

Setelah hal di atas, tampaknya peroksida dapat dikonsumsi secara khusus secara oral, dan ini akan bermanfaat bagi tubuh. Tapi itu tidak terjadi sama sekali. Dalam air atau jus, senyawa ini ditemukan dalam jumlah minimal dan terkait erat dengan zat lain. Mengambil hidrogen peroksida "tidak alami" di dalam (dan semua peroksida yang dibeli di toko atau diproduksi secara independen sebagai hasil percobaan kimia tidak dapat dianggap alami dengan cara apa pun, apalagi, ia memiliki konsentrasi yang terlalu tinggi dibandingkan dengan alami) dapat menyebabkan kematian yang mengancam jiwa. dan konsekuensi yang mengancam kesehatan. Untuk memahami alasannya, Anda perlu beralih ke kimia lagi.

Seperti yang telah disebutkan, dalam kondisi tertentu, hidrogen peroksida terurai dan melepaskan oksigen, yang merupakan zat pengoksidasi aktif. dapat terjadi ketika H2O2 bertabrakan dengan peroksidase, enzim intraseluler. Penggunaan peroksida untuk desinfeksi didasarkan pada sifat pengoksidasinya. Jadi, ketika luka dirawat dengan H2O2, oksigen yang dilepaskan menghancurkan mikroorganisme patogen hidup yang masuk ke dalamnya. Ini memiliki efek yang sama pada sel hidup lainnya. Jika Anda merawat kulit yang tidak rusak dengan peroksida dan kemudian menyeka area yang dirawat dengan alkohol, Anda akan merasakan sensasi terbakar, yang menegaskan adanya kerusakan mikroskopis setelah peroksida. Tetapi dengan penggunaan luar peroksida pada konsentrasi rendah, tidak akan ada kerusakan yang nyata pada tubuh.

Hal lain, jika Anda mencoba membawanya ke dalam. Zat yang dapat merusak kulit yang relatif tebal sekalipun dari luar masuk ke selaput lendir saluran pencernaan. Artinya, luka bakar kimia mini terjadi. Tentu saja, zat pengoksidasi yang dilepaskan - oksigen - juga dapat membunuh mikroba berbahaya. Tetapi proses yang sama akan terjadi pada sel-sel saluran pencernaan. Jika luka bakar akibat aksi zat pengoksidasi berulang, maka atrofi selaput lendir mungkin terjadi, dan ini adalah langkah pertama menuju kanker. Kematian sel-sel usus menyebabkan ketidakmampuan tubuh untuk menyerap nutrisi, ini menjelaskan, misalnya, penurunan berat badan dan hilangnya sembelit pada beberapa orang yang mempraktikkan "pengobatan" peroksida.

Secara terpisah, harus dikatakan tentang metode penggunaan peroksida seperti itu sebagai suntikan intravena. Bahkan jika karena alasan tertentu mereka diresepkan oleh dokter (ini hanya dapat dibenarkan dalam kasus keracunan darah, ketika tidak ada obat lain yang sesuai), maka di bawah pengawasan medis dan dengan perhitungan dosis yang ketat, masih ada risiko. Tetapi dalam situasi ekstrem seperti itu, itu akan menjadi peluang untuk pemulihan. Dalam kasus apa pun Anda tidak boleh meresepkan suntikan hidrogen peroksida. H2O2 menimbulkan bahaya besar bagi sel darah - eritrosit dan trombosit, karena menghancurkannya saat memasuki aliran darah. Selain itu, penyumbatan pembuluh darah yang mematikan oleh oksigen yang dilepaskan dapat terjadi - emboli gas.

Langkah-langkah keamanan dalam menangani H2O2

• Jauhkan dari jangkauan anak-anak dan orang yang tidak mampu. Kurangnya penciuman dan rasa yang diucapkan membuat peroksida sangat berbahaya bagi mereka, karena dosis besar dapat diambil. Jika solusinya tertelan, konsekuensi penggunaan tidak dapat diprediksi. Anda harus segera berkonsultasi dengan dokter.
• Larutan peroksida dengan konsentrasi lebih dari tiga persen menyebabkan luka bakar jika terkena kulit. Area luka bakar harus dicuci dengan banyak air.

• Jangan biarkan larutan peroksida masuk ke mata, karena pembengkakan, kemerahan, iritasi, dan terkadang rasa sakit terbentuk. Pertolongan pertama sebelum pergi ke dokter - pembilasan mata yang banyak dengan air.
• Simpan bahan tersebut sedemikian rupa sehingga jelas bahwa itu adalah H2O2, yaitu dalam wadah dengan stiker untuk menghindari penyalahgunaan yang tidak disengaja.
• Kondisi penyimpanan yang memperpanjang umurnya adalah tempat yang gelap, kering, dan sejuk.
• Jangan mencampur hidrogen peroksida dengan cairan apa pun selain air murni, termasuk air keran yang diklorinasi.
• Semua hal di atas berlaku tidak hanya untuk H2O2, tetapi untuk semua sediaan yang mengandungnya.

2Н2 + 2 ––> 2Н2О

konsentrasi hidrogen, oksigen dan air bervariasi pada derajat yang bervariasi: (Н2) = (Н2О) = 2 (О2).

Laju reaksi kimia tergantung pada banyak faktor: sifat reaktan, konsentrasinya, suhu, sifat pelarut, dll.

2.1.1 Persamaan kinetik dari suatu reaksi kimia. Urutan reaksi.

Salah satu tugas yang dihadapi kinetika kimia adalah untuk menentukan komposisi campuran reaksi (yaitu, konsentrasi semua reaktan) setiap saat, yang perlu diketahui ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi. Secara umum, semakin besar konsentrasi reaktan, semakin besar laju reaksi kimia. Dasar dari kinetika kimia adalah apa yang disebut. postulat dasar kinetika kimia:

Laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan, diambil sampai batas tertentu.

yaitu untuk reaksi

aA + bB + dD + . ––> eE + .

dapat ditulis:

Koefisien proporsionalitas k adalah konstanta laju reaksi kimia. Konstanta laju secara numerik sama dengan laju reaksi pada konsentrasi semua reaktan sama dengan 1 mol/l.

Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan ditentukan secara eksperimental dan disebut persamaan kinetik reaksi kimia. Jelas bahwa untuk menulis persamaan kinetik, perlu untuk menentukan secara eksperimental nilai konstanta laju dan eksponen pada konsentrasi reaktan. Eksponen pada konsentrasi masing-masing zat yang bereaksi dalam persamaan kinetika reaksi kimia (pada persamaan (II.4) masing-masing x, y dan z) adalah orde tertentu dari reaksi untuk komponen ini. Jumlah eksponen dalam persamaan kinetik untuk reaksi kimia (x + y + z) menunjukkan orde reaksi secara keseluruhan. Harus ditekankan bahwa orde reaksi ditentukan hanya dari data eksperimen dan tidak berhubungan dengan koefisien stoikiometri reaktan dalam persamaan reaksi. Persamaan reaksi stoikiometri adalah persamaan keseimbangan materi dan sama sekali tidak dapat menentukan sifat dari jalannya reaksi ini dalam waktu.

Dalam kinetika kimia, merupakan kebiasaan untuk mengklasifikasikan reaksi menurut orde reaksi secara keseluruhan. Mari kita pertimbangkan ketergantungan konsentrasi reaktan terhadap waktu untuk reaksi ireversibel (satu arah) orde nol, pertama, dan kedua.

2.1.2 Reaksi orde nol

Untuk reaksi orde nol, persamaan kinetik memiliki bentuk sebagai berikut:

Laju reaksi orde nol adalah konstan dalam waktu dan tidak bergantung pada konsentrasi reaktan; ini adalah karakteristik dari banyak reaksi heterogen (terjadi pada antarmuka) dalam kasus ketika laju difusi reagen ke permukaan kurang dari laju transformasi kimianya.

2.1.3 Reaksi orde pertama

Mari kita pertimbangkan ketergantungan waktu dari konsentrasi zat awal A untuk kasus reaksi orde pertama A --> B. Reaksi orde pertama dicirikan oleh persamaan kinetik dalam bentuk (II.6). Kami mengganti ekspresi (II.2) ke dalamnya:

(II.7)

Setelah mengintegrasikan ekspresi (II.7), kami memperoleh:

Kami menentukan konstanta integrasi g dari kondisi awal: pada waktu t = 0, konsentrasi sama dengan konsentrasi awal o. Dari sini dapat disimpulkan bahwa g = ln Co. Kita mendapatkan:

Beras. 2.3 Ketergantungan logaritma konsentrasi pada waktu untuk reaksi orde pertama

Jadi, logaritma konsentrasi untuk reaksi orde pertama bergantung secara linier terhadap waktu (Gbr. 2.3) dan konstanta laju secara numerik sama dengan tangen kemiringan garis lurus terhadap sumbu waktu.

Dari persamaan (II.9) mudah untuk mendapatkan ekspresi untuk konstanta laju reaksi orde pertama satu arah:

Karakteristik kinetik lain dari reaksi adalah waktu paruh t1 / 2 - waktu di mana konsentrasi zat awal dibagi dua dibandingkan dengan aslinya. Mari kita nyatakan t1/2 untuk reaksi orde pertama, dengan mempertimbangkan bahwa = o:

(II.12)

Seperti dapat dilihat dari ekspresi yang diperoleh, waktu paruh reaksi orde pertama tidak bergantung pada konsentrasi awal zat awal.

2.1.4 Reaksi orde dua

Untuk reaksi orde dua, persamaan kinetiknya memiliki bentuk sebagai berikut:

Mari kita perhatikan kasus yang paling sederhana, ketika persamaan kinetik memiliki bentuk (II.14) atau, yang sama, dalam persamaan bentuk (II.15) konsentrasi zat awal adalah sama; persamaan (II.14) dalam hal ini dapat ditulis ulang sebagai berikut:

(II.16)

Setelah pemisahan variabel dan integrasi, kita mendapatkan:

Konstanta integrasi g, seperti pada kasus sebelumnya, ditentukan dari kondisi awal. Kita mendapatkan:

Jadi, untuk reaksi orde kedua yang memiliki persamaan kinetik dalam bentuk (II.14), ketergantungan linier dari konsentrasi timbal balik terhadap waktu adalah karakteristik (Gbr. 2.4) dan konstanta laju sama dengan garis singgung kemiringan garis lurus terhadap sumbu waktu:

(II.20)

Beras. 2.4 Konsentrasi timbal balik versus waktu untuk reaksi orde kedua

Jika konsentrasi awal reaktan Co,A dan Co,B berbeda, maka konstanta laju reaksi dicari dengan persamaan integral (II.21), di mana CA dan CB adalah konsentrasi reaktan pada waktu t dari awal dari reaksi:

(II.21)

Dalam hal ini, untuk konstanta laju, kita memperoleh ekspresi