§3. Reakcijos lygtis ir kaip ją parašyti

Sąveika vandenilis su deguonies, kaip nustatė seras Henry Cavendish, veda prie vandens susidarymo. Naudokime šį paprastą pavyzdį, kad išmoktume rašyti cheminių reakcijų lygtys.
Kas kyla iš vandenilis ir deguonies, mes jau žinome:

H 2 + O 2 → H 2 O

Dabar atsižvelgiame į tai, kad cheminių elementų atomai cheminėse reakcijose neišnyksta ir neatsiranda iš nieko, nevirsta vienas kitu, o sujungti į naujus derinius formuoti naujas molekules. Tai reiškia, kad kiekvieno tipo atomų cheminės reakcijos lygtyje turi būti vienodas skaičius prieš reakcijos ( paliko nuo lygybės ženklo) ir po to reakcijos pabaiga ( Dešinėje iš lygybės ženklo), pavyzdžiui:

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

Štai kas yra reakcijos lygtis - sąlyginis vykstančios cheminės reakcijos įrašymas naudojant medžiagų ir koeficientų formules.

Tai reiškia, kad aukščiau pateiktoje reakcijoje du apgamai vandenilis turėtų reaguoti su vienu kurmiu deguonies, ir rezultatas bus du apgamai vandens.

Sąveika vandenilis su deguonies– visai ne paprastas procesas. Tai lemia šių elementų oksidacijos būsenų pasikeitimą. Norint pasirinkti koeficientus tokiose lygtyse, paprastai naudojamas metodas " elektroninis balansas".

Kai vanduo susidaro iš vandenilio ir deguonies, tai reiškia, kad vandenilis pakeitė savo oksidacijos būseną nuo 0 prieš +I, a deguonies- nuo 0 prieš −II. Tuo pačiu metu keli (n) elektronai:

Čia tarnauja vandenilį dovanojantys elektronai reduktorius ir deguonį priimančius elektronus - oksidatorius.

Oksidatoriai ir reduktorius

Dabar pažiūrėkime, kaip atrodo elektronų davimo ir priėmimo procesai atskirai. Vandenilis, susidūręs su „plėšiku“ – deguonimi, praranda visą savo turtą – du elektronus, o jo oksidacijos būsena tampa lygi +I:

H 2 0 - 2 e− = 2Н + I

Įvyko oksidacijos pusinės reakcijos lygtis vandenilis.

Ir banditas deguonies Apie 2, paėmęs paskutinius elektronus iš nelaimingo vandenilio, yra labai patenkintas savo nauja oksidacijos būsena -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

Tai yra redukcijos pusinės reakcijos lygtis deguonies.

Belieka pridurti, kad ir „banditas“, ir jo „auka“ prarado cheminę tapatybę ir iš paprastų medžiagų – dujų su dviatomėmis molekulėmis. H 2 ir Apie 2 paversti naujos cheminės medžiagos komponentais - vandens H2O.

Toliau ginčysime taip: kiek elektronų reduktorius davė oksiduojančiam banditui, tiek jis gavo. Redukcijos agento atiduotų elektronų skaičius turi būti lygus oksidatoriaus priimtų elektronų skaičiui..

Taigi jums reikia išlyginti elektronų skaičių pirmosios ir antrosios pusinės reakcijos. Chemijoje priimama tokia sąlyginė pusinių reakcijų lygčių rašymo forma:

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

Čia skaičiai 2 ir 1, esantys kairėje nuo riestinio skliausto, yra veiksniai, kurie padės užtikrinti, kad pateiktų ir gautų elektronų skaičius būtų lygus. Atsižvelgiame į tai, kad pusinių reakcijų lygtyse 2 elektronai atiduodami, o priimami 4. Gautų ir duotųjų elektronų skaičiui išlyginti randamas mažiausias bendras kartotinis ir papildomi faktoriai. Mūsų atveju mažiausias bendras kartotinis yra 4. Papildomi vandenilio koeficientai bus 2 (4: 2 = 2), o deguonies - 1 (4: 4 = 1)
Gauti daugikliai bus būsimos reakcijos lygties koeficientai:

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

Vandenilis oksiduotas ne tik susitikus deguonies. Maždaug toks pat poveikis vandeniliui ir fluoras F2, halogeninis ir garsusis „plėšikas“, ir iš pažiūros nekenksmingas azoto N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

Dėl to atsiranda vandenilio fluoridas HF arba amoniako NH3.

Abiejuose junginiuose oksidacijos būsena vandenilis tampa lygus +I, nes molekulėje jis gauna partnerius, „godžius“ kažkieno elektroninei gėrybei, turinčius didelį elektronegatyvumą – fluoras F ir azoto N. At azoto elektronegatyvumo reikšmė laikoma lygia trims sutartiniams vienetams, o y fluoras apskritai didžiausias elektronegatyvumas tarp visų cheminių elementų yra keturi vienetai. Taigi nenuostabu, kad vargšą vandenilio atomą jie palieka be jokios elektroninės aplinkos.

Bet vandenilis gal būt atkurti- priimti elektronus. Taip atsitinka, jei reakcijoje su juo dalyvauja šarminiai metalai arba kalcis, kurių elektronegatyvumas mažesnis nei vandenilio.

Vanduo (vandenilio oksidas) yra dvejetainis neorganinis junginys, kurio cheminė formulė H 2 O. Vandens molekulė susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, kurie yra tarpusavyje sujungti kovalentiniu ryšiu.

Vandenilio peroksidas.

Fizinės ir cheminės savybės

Vandens fizines ir chemines savybes lemia cheminė, elektroninė ir erdvinė H 2 O molekulių sandara.

H ir O atomai H 2 0 molekulėje yra stabilios oksidacijos būsenos, atitinkamai +1 ir -2; todėl vanduo nepasižymi ryškiomis oksiduojančiomis ar redukuojančiomis savybėmis. Atkreipkite dėmesį: metalų hidriduose vandenilis yra -1 oksidacijos būsenos.

H 2 O molekulė turi kampinę struktūrą. H-O ryšiai yra labai poliniai. O atome yra perteklinis neigiamas krūvis, o H atomų - teigiamų krūvių perteklius. Apskritai H 2 O molekulė yra polinė, t.y. dipolis. Tai paaiškina faktą, kad vanduo yra geras joninių ir polinių medžiagų tirpiklis.

Dėl perteklinių H ir O atomų krūvių, taip pat nepasidalintų elektronų porų O atomuose, susidaro vandenilio ryšiai tarp vandens molekulių, dėl kurių jie sujungiami į asocijuotas medžiagas. Šių partnerių egzistavimas paaiškina neįprastai dideles mp vertes. ir tt kip. vandens.

Kartu su vandenilinių jungčių susidarymu, abipusės H 2 O molekulių įtakos viena kitai rezultatas yra jų savijonizacija:
vienoje molekulėje įvyksta heterolitinis polinės O-H jungties nutrūkimas, o išsiskyręs protonas prisijungia prie kitos molekulės deguonies atomo. Gautas hidroksonio jonas H 3 O + iš esmės yra hidratuotas vandenilio jonas H + H 2 O, todėl vandens savijonizacijos lygtis supaprastinama taip:

H 2 O ↔ H + + OH -

Vandens disociacijos konstanta yra labai maža:

Tai rodo, kad vanduo labai nežymiai disocijuoja į jonus, todėl nedisocijuotų H 2 O molekulių koncentracija yra beveik pastovi:

Gryname vandenyje [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Tai reiškia, kad vanduo yra labai silpnas amfoterinis elektrolitas, kuris nepasižymi nei rūgštinėmis, nei bazinėmis savybėmis.
Tačiau vanduo stipriai jonizuoja jame ištirpusius elektrolitus. Veikiant vandens dipoliams, poliariniai kovalentiniai ryšiai ištirpusių medžiagų molekulėse virsta joniniais, jonai hidratuojami, ryšiai tarp jų susilpnėja, todėl vyksta elektrolitinė disociacija. Pavyzdžiui:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(stiprus elektrolitas)

(arba neįskaitant hidratacijos: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (silpnas elektrolitas)

(arba CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Remiantis Bronstedo-Lowry rūgščių ir bazių teorija, šiuose procesuose vanduo pasižymi bazės (protonų akceptoriaus) savybėmis. Pagal tą pačią teoriją vanduo veikia kaip rūgštis (protonų donoras) reakcijose, pavyzdžiui, su amoniaku ir aminais:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Redokso reakcijos, susijusios su vandeniu

I. Reakcijos, kurių metu vanduo atlieka oksidatoriaus vaidmenį

Šios reakcijos įmanomos tik naudojant stiprius redukuojančius agentus, kurie gali redukuoti vandenilio jonus, kurie yra vandens molekulių dalis, iki laisvo vandenilio.

1) Sąveika su metalais

a) Normaliomis sąlygomis H 2 O sąveikauja tik su šarmais. ir šarminės žemės. metalai:

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

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

b) Aukštoje temperatūroje H 2 O taip pat reaguoja su kai kuriais kitais metalais, pavyzdžiui:

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

3Fe + 4H + 2O \u003d Fe2O4 + 4H 0 2

c) Al ir Zn išstumia H 2 iš vandens esant šarmams:

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

2) Sąveika su nemetalais, turinčiais mažą EO (reakcijos vyksta atšiauriomis sąlygomis)

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

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

Esant šarmams, silicis išstumia vandenilį iš vandens:

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

3) Sąveika su metalų hidridais

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

CaH2 + 2H + 2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2

4) Sąveika su anglies monoksidu ir metanu

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

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

Reakcijos pramonėje naudojamos vandeniliui gaminti.

II. Reakcijos, kurių metu vanduo veikia kaip reduktorius

Šios reakcijos galimos tik su labai stipriais oksidatoriais, kurie gali oksiduoti deguonį CO CO -2, kuris yra vandens dalis, į laisvą deguonį O 2 arba į peroksido anijonus 2-. Išskirtiniu atveju (reakcijoje su F 2) deguonis susidaro su c o. +2.

1) Sąveika su fluoru

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

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

2) Sąveika su atominiu deguonimi

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

3) Sąveika su chloru

Esant dideliam T, įvyksta grįžtama reakcija

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

III. Vidinės molekulinės oksidacijos reakcijos – vandens redukcija.

Veikiant elektros srovei arba aukštai temperatūrai, vanduo gali suskaidyti į vandenilį ir deguonį:

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

Terminis skilimas yra grįžtamasis procesas; vandens terminio skilimo laipsnis mažas.

Hidratacijos reakcijos

I. Jonų drėkinimas. Elektrolitų disociacijos metu vandeniniuose tirpaluose susidarę jonai sujungia tam tikrą vandens molekulių skaičių ir egzistuoja hidratuotų jonų pavidalu. Kai kurie jonai sudaro tokius stiprius ryšius su vandens molekulėmis, kad jų hidratai gali egzistuoti ne tik tirpale, bet ir kietoje būsenoje. Tai paaiškina kristalinių hidratų, tokių kaip CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O ir kt., taip pat vandens kompleksų: CI 3, Br 4 ir kt.

II. Oksidų hidratacija

III. Organinių junginių, turinčių kelias jungtis, hidratacija

Hidrolizės reakcijos

I. Druskų hidrolizė

Grįžtamoji hidrolizė:

a) pagal druskos katijoną

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (rūgštinė aplinka. pH

b) druskos anijonu

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

c) pagal druskos katijoną ir anijoną

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (aplinka beveik neutrali)

Negrįžtama hidrolizė:

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

II. Metalo karbidų hidrolizė

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

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

III. Silicidų, nitridų, fosfidų hidrolizė

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

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

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

IV. Halogenų hidrolizė

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Organinių junginių hidrolizė

Organinių medžiagų klasės	Hidrolizės produktai (ekologiški)
Halogenalkanai (alkilhalogenidai)
Arilo halogenidai
Dihalogeniniai alkanai	Aldehidai arba ketonai
Metalo alkoholiatai
Karboksirūgšties halogenidai	karboksirūgštys
Karboksirūgšties anhidridai	karboksirūgštys
Karboksirūgšties esteriai	Karboksirūgštys ir alkoholiai
	Glicerinas ir aukštesnės karboksirūgštys
Di- ir polisacharidai	Monosacharidai
Peptidai ir baltymai	α-amino rūgštys
Nukleino rūgštys

2. Užrašykite reakcijos kinetinę lygtį: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Kiek kartų padidės reakcijos greitis, jei temperatūros koeficientas yra 3, o temperatūra padidinama 30 laipsnių? 4. Temperatūrai pakilus 40 laipsnių, reakcijos greitis padidėja 16 kartų. Nustatykite temperatūros koeficientą.

12 pav. iš pristatymo „Reakcijos greitis“į chemijos pamokas tema „Reakcijos“

Matmenys: 960 x 720 pikselių, formatas: jpg. Norėdami nemokamai atsisiųsti paveikslėlį chemijos pamokai, dešiniuoju pelės mygtuku spustelėkite paveikslėlį ir spustelėkite „Išsaugoti vaizdą kaip...“. Norėdami pamokoje parodyti paveikslėlius, taip pat galite nemokamai atsisiųsti visą pristatymą „Reaction Speed.ppt“ su visomis nuotraukomis zip archyve. Archyvo dydis - 15 KB.

Parsisiųsti prezentaciją

Reakcijos

„Reakcijos greitis“ – greitį įtakojantys veiksniai. Ką mes studijavome? Reagentų koncentracijos įtaka (homogeninėms sistemoms) 3 eil. Temperatūra. Kas lemia reakcijų greitį? 2. Užrašykite reakcijos kinetinę lygtį: 2H2 + O2 = 2H2O. Katalizatorių arba inhibitorių buvimas. Problemų sprendimas. Katalizatoriai ir katalizė.

„Medžiagų masės tvermės dėsnis“ – 1673 m. Medžiagų masės tvermės dėsnis. Indeksas. Indeksas rodo atomų skaičių medžiagos formulės vienete. Kaip ir Boyle'as, rusų mokslininkas atliko eksperimentus su sandariomis retortomis. 1789 m 36 bendrojo lavinimo vidurinė mokykla, pavadinta Kazybek bi. Robertas Boyle'as. Koeficientas. 5n2o. 1748 m Cheminė formulė. Pamokos tikslai: Mokymas – eksperimentiškai įrodyti medžiagų masės tvermės dėsnį.

„Radioaktyvios transformacijos“ – istorijos etapai. Ne yra radioaktyviųjų branduolių skaičius pradiniu laiko momentu. t yra skilimo laikas. Radioaktyvaus skilimo dėsnis. Patirtis. Kas yra pusinės eliminacijos laikas? T yra pusinės eliminacijos laikas. Rutherfordo tyrimas. Išvada iš taisyklių. Radioaktyviosios medžiagos atomai spontaniškai keičiasi. Radioaktyvumo tyrimų priešistorė.

„Cheminių reakcijų praktinis darbas“ – PPG. H2 – dujos, bespalvės, bekvapės, lengvesnės už orą. 4) Juodas CuO parausta, ant mėgintuvėlio sienelių susidaro H2O. Mėgintuvėliai. 2) Grynas H2 sprogsta nuobodu, H2 su priemaišomis – loja garsas. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 mainai. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Pakeitimas. Alkoholinė lempa. Pastebėti cheminių reakcijų požymiai.

„Reakcijos“ – kvapo atsiradimas. Suteikite pagrindinį supratimą apie cheminę reakciją. Dujų išleidimas. Įranga: Tirpalai - druskos rūgštis ir kalkių vanduo, marmuro gabalas. Namų darbų tikrinimas. Pateikite sudėtingų medžiagų pavyzdžių? Chemijos vaidmuo žmogaus gyvenime. Nuosėdų susidarymas. Šilumos išsiskyrimas arba sugėrimas.

„Elektrolitinės disociacijos teorija“ – visos paprastos medžiagos, visi oksidai ir n/r rūgštys, bazės ir druskos. Svante Arrhenius. Medžiagos tirpaluose. Medžiagos su joninėmis ir kovalentinėmis polinėmis jungtimis. Elektrolitinės disociacijos teorija (TED). II-oji TED nuostata. Medžiagos su kovalentiniu ryšiu: vandens dipolių orientacija, hidratacija? jonizacija? disociacija.

Iš viso temoje yra 28 pranešimai

Gerai žinoma gyvybės pagrindo formulė – vanduo. Jo molekulė susideda iš dviejų vandenilio atomų ir vieno deguonies, kuris parašytas kaip H2O. Jei deguonies yra dvigubai daugiau, tada pasirodys visiškai kita medžiaga - H2O2. Kas tai yra ir kuo gauta medžiaga skirsis nuo jos „giminaičio“ vandens?

H2O2 – kas tai per medžiaga?

Pakalbėkime apie tai išsamiau. H2O2 yra vandenilio peroksido formulė, taip, naudojama įbrėžimams gydyti, balta. Vandenilio peroksidas H2O2 – mokslinis.

Dezinfekavimui naudojamas 3% peroksido tirpalas. Gryna arba koncentruota forma sukelia cheminius odos nudegimus. Trisdešimties procentų peroksido tirpalas kitaip vadinamas perhidroliu; anksčiau jis buvo naudojamas kirpyklose plaukams šviesinti. Pabalsta ir jo nudeginta oda.

Cheminės H2O2 savybės

Vandenilio peroksidas yra bespalvis „metalinio“ skonio skystis. Tai geras tirpiklis ir lengvai tirpsta vandenyje, eteryje, alkoholiuose.

Trijų ir šešių procentų peroksido tirpalai paprastai ruošiami skiedžiant trisdešimties procentų tirpalą. Laikant koncentruotą H2O2, medžiaga suyra išskirdama deguonį, todėl jos negalima laikyti sandariai uždarytose talpyklose, kad būtų išvengta sprogimo. Sumažėjus peroksido koncentracijai, jo stabilumas didėja. Taip pat, norint sulėtinti H2O2 skilimą, į jį galima pridėti įvairių medžiagų, pavyzdžiui, fosforo ar salicilo rūgšties. Stiprios koncentracijos (daugiau nei 90 proc.) tirpalams laikyti į peroksidą pridedama natrio pirofosfato, kuris stabilizuoja medžiagos būseną, taip pat naudojami aliuminio indai.

H2O2 cheminėse reakcijose gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius. Tačiau dažniau peroksidas pasižymi oksidacinėmis savybėmis. Peroksidas laikomas rūgštimi, bet labai silpna; vandenilio peroksido druskos vadinamos peroksidu.

kaip deguonies gavimo būdas

H2O2 skilimo reakcija įvyksta, kai medžiaga veikiama aukštoje temperatūroje (daugiau nei 150 laipsnių Celsijaus). Rezultatas yra vanduo ir deguonis.

Reakcijos formulė - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

H oksidacijos būsena H 2 O 2 ir H 2 O \u003d +1.
O oksidacijos būsena: 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

Vandenilio peroksido skilimas gali vykti ir kambario temperatūroje, jei naudojamas katalizatorius (cheminė medžiaga, kuri pagreitina reakciją).

Laboratorijose vienas iš deguonies gavimo būdų, kartu su bertoleto druskos ar kalio permanganato skaidymu, yra peroksido skilimo reakcija. Šiuo atveju kaip katalizatorius naudojamas mangano (IV) oksidas. Kitos medžiagos, kurios pagreitina H2O2 skilimą, yra varis, platina, natrio hidroksidas.

Peroksido atradimo istorija

Pirmuosius žingsnius peroksido atradimo link žengė vokietis Aleksandras Humboltas 1790 m., kai jis atrado, kaip kaitinant bario oksidas virsta peroksidu. Šį procesą lydėjo deguonies absorbcija iš oro. Po dvylikos metų mokslininkai Tenardas ir Gay-Lussac atliko šarminių metalų deginimo su deguonies pertekliumi eksperimentą, dėl kurio buvo gautas natrio peroksidas. Tačiau vandenilio peroksidas buvo gautas vėliau, tik 1818 m., kai Louis Tenard ištyrė rūgščių poveikį metalams; stabiliai jų sąveikai reikėjo nedidelio deguonies kiekio. Atlikdamas patvirtinamąjį eksperimentą su bario peroksidu ir sieros rūgštimi, mokslininkas į juos įpylė vandens, vandenilio chlorido ir ledo. Po trumpo laiko Tenaras ant talpyklos su bario peroksidu sienelių aptiko smulkių sustingusių lašelių. Paaiškėjo, kad tai H2O2. Tada gautą H2O2 pavadino „oksiduotu vandeniu“. Tai buvo vandenilio peroksidas – bespalvis, bekvapis, sunkiai išgaruojantis skystis, gerai tirpdantis kitas medžiagas. H2O2 ir H2O2 sąveikos rezultatas yra disociacijos reakcija, peroksidas tirpsta vandenyje.

Įdomus faktas yra tai, kad greitai buvo atrastos naujosios medžiagos savybės, leidžiančios ją panaudoti restauravimo darbuose. Pats Tenardas, naudodamas peroksidą, atkūrė Rafaelio paveikslą, kuris laikui bėgant patamsėjo.

Vandenilio peroksidas XX a

Nuodugniai ištyrus gautą medžiagą, ji buvo pradėta gaminti pramoniniu mastu. XX amžiaus pradžioje buvo įdiegta elektrocheminė peroksido gamybos technologija, pagrįsta elektrolizės procesu. Tačiau šiuo metodu gautos medžiagos galiojimo laikas buvo mažas, apie porą savaičių. Grynas peroksidas yra nestabilus ir daugiausia buvo gaminamas trisdešimties procentų koncentracijos audiniams balinti ir tris ar šešis procentus buitiniam naudojimui.

Nacistinės Vokietijos mokslininkai peroksidą panaudojo kurdami skystojo kuro raketinį variklį, kuris Antrojo pasaulinio karo metais buvo naudojamas gynybos tikslais. Dėl H2O2 ir metanolio / hidrazino sąveikos buvo gautas galingas kuras, kuriuo orlaivis pasiekė didesnį nei 950 km / h greitį.

Kur dabar naudojamas H2O2?

• medicinoje - žaizdoms gydyti;
• celiuliozės ir popieriaus pramonėje naudojamos balinamosios medžiagos savybės;
• tekstilės pramonėje peroksidu balinami natūralūs ir sintetiniai audiniai, kailiai, vilna;
• kaip raketų kuras arba jo oksidatorius;
• chemijoje - gaminti deguonį, kaip putojantį agentą porėtoms medžiagoms gaminti, kaip katalizatorių arba hidrinimo agentą;
• dezinfekavimo ar valymo priemonių, baliklių gamybai;
• plaukams šviesinti (tai pasenęs metodas, nes plaukai labai pažeisti peroksido);

Vandenilio peroksidas gali būti sėkmingai naudojamas sprendžiant įvairias buitines problemas. Tačiau šiems tikslams galima naudoti tik 3% vandenilio peroksidą. Štai keli būdai:

• Norėdami išvalyti paviršius, supilkite peroksidą į indą su purškimo buteliuku ir purkškite ant užterštos vietos.
• Norint dezinfekuoti daiktus, juos reikia nušluostyti neskiestu H2O2 tirpalu. Tai padės išvalyti juos nuo kenksmingų mikroorganizmų. Skalbimui skirtas kempinėles galima mirkyti vandenyje su peroksidu (proporcija 1:1).
• Norėdami balinti audinius, kai skalbiate baltus daiktus, įpilkite stiklinę peroksido. Taip pat galite skalauti baltus audinius vandenyje, sumaišytame su stikline H2O2. Šis metodas atkuria baltumą, apsaugo nuo audinių pageltimo ir padeda pašalinti įsisenėjusias dėmes.
• Norėdami kovoti su pelėsiu ir pelėsiu, purškimo buteliuke sumaišykite peroksidą ir vandenį santykiu 1:2. Užpurkškite gautą mišinį ant užkrėstų paviršių ir po 10 minučių nuvalykite juos šepetėliu arba kempine.
• Plytelėje patamsėjusį skiedinį galite atnaujinti purškiant peroksidu norimas vietas. Po 30 minučių juos reikia atsargiai patrinti standžiu šepetėliu.
• Norėdami išplauti indus, įpilkite pusę stiklinės H2O2 į pilną vandens dubenį (arba kriauklę su uždara kanalizacija). Tokiame tirpale išplauti puodeliai ir lėkštės spindės švara.
• Norėdami išvalyti dantų šepetėlį, turite jį panardinti į neskiestą 3% peroksido tirpalą. Tada nuplaukite po stipriu tekančiu vandeniu. Šis metodas gerai dezinfekuoja higienos reikmenis.
• Norėdami dezinfekuoti pirktas daržoves ir vaisius, ant jų apipurkškite 1 dalies peroksido ir 1 dalies vandens tirpalą, tada gerai nuplaukite vandeniu (gali būti ir šaltu).
• Priemiesčio zonoje su H2O2 pagalba galite kovoti su augalų ligomis. Jas reikia purkšti peroksido tirpalu arba prieš pat sodinimą pamirkyti sėklas 4,5 litro vandens, sumaišyto su 30 ml keturiasdešimties procentų vandenilio peroksido.
• Norėdami atgaivinti akvariumo žuvis, jei jos apsinuodijo amoniaku, užduso išjungus vėdinimą ar dėl kitos priežasties, galite pabandyti įdėti į vandenį su vandenilio peroksidu. Būtina sumaišyti 3% peroksidą su vandeniu 30 ml 100 litrų greičiu ir 15-20 minučių įdėti į gautą negyvų žuvų mišinį. Jei per tą laiką jie neatgyja, tada priemonė nepadėjo.

Net ir stipriai purtant vandens butelį, jame susidaro tam tikras kiekis peroksido, nes šio veiksmo metu vanduo prisotinamas deguonimi.

Šviežiuose vaisiuose ir daržovėse taip pat yra H2O2, kol jie išvirti. Kaitinant, verdant, skrudinant ir kitus procesus, lydinčius aukštą temperatūrą, sunaikinamas didelis kiekis deguonies. Štai kodėl termiškai apdoroti maisto produktai laikomi ne tokiais naudingais, nors juose išlieka tam tikras kiekis vitaminų. Šviežiai spaustos sultys ar deguonies kokteiliai, patiekiami sanatorijose, naudingi dėl tos pačios priežasties – dėl prisotinimo deguonimi, kuris suteikia organizmui naujų jėgų ir jį išvalo.

Peroksido pavojus nurijus

Po to, kas išdėstyta pirmiau, gali atrodyti, kad peroksidą galima vartoti per burną, ir tai bus naudinga organizmui. Bet taip visai nebūna. Vandenyje ar sultyse junginys randamas minimaliais kiekiais ir yra glaudžiai susijęs su kitomis medžiagomis. „Nenatūralaus“ vandenilio peroksido paėmimas į vidų (o visas parduotuvėje pirktas ar cheminių eksperimentų metu pagamintas peroksidas jokiu būdu negali būti laikomas natūraliu, be to, jo koncentracija yra per didelė, palyginti su natūraliu), gali sukelti gyvybę. - grėsmingos ir pavojingos sveikatai pasekmės. Norėdami suprasti, kodėl, turite vėl kreiptis į chemiją.

Kaip jau minėta, tam tikromis sąlygomis vandenilio peroksidas skyla ir išskiria deguonį, kuris yra aktyvus oksidatorius. gali atsirasti, kai H2O2 susiduria su peroksidaze, tarpląsteliniu fermentu. Peroksido naudojimas dezinfekcijai pagrįstas jo oksidacinėmis savybėmis. Taigi, gydant žaizdą H2O2, išsiskiriantis deguonis sunaikina į ją patekusius gyvus patogeninius mikroorganizmus. Jis turi tokį patį poveikį kitoms gyvoms ląstelėms. Jei nepažeistą odą apdorosite peroksidu, o po to nuvalysite apdorotą vietą alkoholiu, pajusite deginimo pojūtį, kuris patvirtina, kad po peroksido yra mikroskopinių pažeidimų. Tačiau išoriškai naudojant peroksidą maža koncentracija, pastebimos žalos organizmui nebus.

Kitas dalykas, jei bandysi įnešti į vidų. Ta medžiaga, kuri iš išorės gali pažeisti net gana storą odą, patenka į virškinamojo trakto gleivinę. Tai reiškia, kad atsiranda cheminių mini nudegimų. Žinoma, išsiskiriantis oksidatorius – deguonis – gali sunaikinti ir kenksmingus mikrobus. Tačiau tas pats procesas vyks ir su virškinamojo trakto ląstelėmis. Jei nudegimai dėl oksiduojančios medžiagos veikimo kartojasi, galima gleivinių atrofija, o tai yra pirmasis žingsnis vėžio link. Žarnyno ląstelėms mirus, organizmas nesugeba pasisavinti maistinių medžiagų, tai paaiškina, pavyzdžiui, kai kurių žmonių, kurie praktikuoja peroksido „gydymą“, svorio mažėjimą ir vidurių užkietėjimo išnykimą.

Atskirai reikia pasakyti apie tokį peroksido naudojimo būdą kaip intravenines injekcijas. Net jei dėl kokių nors priežasčių juos paskyrė gydytojas (tai gali būti pateisinama tik apsinuodijus krauju, kai nėra kitų tinkamų vaistų), tai prižiūrint gydytojui ir griežtai apskaičiuojant dozes, rizika vis tiek yra. Tačiau tokioje ekstremalioje situacijoje tai bus galimybė pasveikti. Jokiu būdu neturėtumėte skirti sau vandenilio peroksido injekcijų. H2O2 kelia didelį pavojų kraujo kūneliams – eritrocitams ir trombocitams, nes patekęs į kraują juos sunaikina. Be to, dėl išsiskiriančio deguonies gali mirtinai užsikimšti kraujagyslės – dujų embolija.

Saugos priemonės dirbant su H2O2

• Laikyti vaikams ir nedarbingiems asmenims nepasiekiamoje vietoje. Dėl kvapo ir ryškaus skonio stokos peroksidas jiems ypač pavojingas, nes galima vartoti dideles dozes. Jei tirpalas prarytas, vartojimo pasekmės gali būti nenuspėjamas. Turite nedelsiant kreiptis į gydytoją.
• Peroksido tirpalai, kurių koncentracija didesnė nei trys procentai, patekę ant odos sukelia nudegimus. Nudegusią vietą reikia nuplauti dideliu kiekiu vandens.

• Neleiskite peroksido tirpalui patekti į akis, nes susidaro jų patinimas, paraudimas, dirginimas, kartais skausmas. Pirmoji pagalba prieš kreipiantis į gydytoją – gausus akių plovimas vandeniu.
• Medžiagą laikykite taip, kad būtų aišku, jog tai H2O2, ty talpykloje su lipduku, kad būtų išvengta netyčinio netinkamo naudojimo.
• Laikymo sąlygos, kurios prailgina jo naudojimo laiką, yra tamsi, sausa, vėsi vieta.
• Nemaišykite vandenilio peroksido su jokiais skysčiais, išskyrus gryną vandenį, įskaitant chloruotą vandentiekio vandenį.
• Visa tai, kas išdėstyta pirmiau, taikoma ne tik H2O2, bet ir visiems jo turintiems preparatams.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

vandenilio, deguonies ir vandens koncentracijos skiriasi įvairiais laipsniais: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo daugelio veiksnių: reagentų pobūdžio, jų koncentracijos, temperatūros, tirpiklio pobūdžio ir kt.

2.1.1 Kinetinė cheminės reakcijos lygtis. Reakcijos tvarka.

Viena iš cheminės kinetikos užduočių yra bet kuriuo metu nustatyti reakcijos mišinio sudėtį (t. y. visų reagentų koncentracijas), tam būtina žinoti reakcijos greičio priklausomybę nuo koncentracijų. Apskritai, kuo didesnė reagentų koncentracija, tuo didesnis cheminės reakcijos greitis. Cheminės kinetikos pagrindas yra vadinamasis. Pagrindinis cheminės kinetikos postulatas:

Cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijos sandaugai, tam tikru mastu.

y., už reakciją

aA + bB + dD + . ––> eE + .

galima parašyti:

Proporcingumo koeficientas k yra cheminės reakcijos greičio konstanta. Greičio konstanta skaitine prasme yra lygi reakcijos greičiui, kai visų reagentų koncentracija lygi 1 mol/L.

Reakcijos greičio priklausomybė nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų nustatoma eksperimentiniu būdu ir vadinama cheminės reakcijos kinetine lygtimi. Akivaizdu, kad norint parašyti kinetinę lygtį, reikia eksperimentiniu būdu nustatyti greičio konstantos reikšmę ir eksponentus prie reagentų koncentracijų. Kiekvienos reaguojančios medžiagos koncentracijos rodiklis cheminės reakcijos kinetinėje lygtyje ((II.4 lygtyje) atitinkamai x, y ir z) yra tam tikra šio komponento reakcijos tvarka. Cheminės reakcijos kinetinės lygties eksponentų suma (x + y + z) parodo bendrą reakcijos eiliškumą. Reikia pabrėžti, kad reakcijos eiliškumas nustatomas tik iš eksperimentinių duomenų ir nesusijęs su reagentų stechiometriniais koeficientais reakcijos lygtyje. Stechiometrinė reakcijos lygtis yra medžiagų balanso lygtis ir jokiu būdu negali laiku nustatyti šios reakcijos eigos pobūdžio.

Cheminėje kinetikoje reakcijas įprasta klasifikuoti pagal bendrą reakcijos tvarką. Panagrinėkime reagentų koncentracijos priklausomybę nuo laiko negrįžtamoms (vienpusėms) nulinės, pirmosios ir antrosios eilės reakcijoms.

2.1.2 Nulinės eilės reakcijos

Nulinės eilės reakcijoms kinetinė lygtis yra tokia:

Nulinės eilės reakcijos greitis yra pastovus laike ir nepriklauso nuo reagentų koncentracijų; tai būdinga daugeliui nevienalyčių (vykstančių sąsajoje) reakcijų tuo atveju, kai reagentų difuzijos į paviršių greitis yra mažesnis už jų cheminės transformacijos greitį.

2.1.3 Pirmosios eilės reakcijos

Panagrinėkime pradinės medžiagos A koncentracijos priklausomybę nuo laiko pirmos eilės reakcijos atveju A -–> B. Pirmosios eilės reakcijos apibūdinamos formos (II.6) kinetine lygtimi. Į jį pakeičiame išraišką (II.2):

(II.7)

Integravę išraišką (II.7), gauname:

Integravimo konstantą g nustatome iš pradinių sąlygų: momentu t = 0 koncentracija С lygi pradinei koncentracijai Сo. Iš to išplaukia, kad g = ln Co. Mes gauname:

Ryžiai. 2.3 Koncentracijos logaritmo priklausomybė nuo laiko pirmosios eilės reakcijoms

Taigi pirmosios eilės reakcijos koncentracijos logaritmas tiesiškai priklauso nuo laiko (2.3 pav.), o greičio konstanta yra skaitine tvarka lygi tiesės nuolydžio laiko ašiai liestinei.

Iš (II.9) lygties nesunku gauti vienpusės pirmos eilės reakcijos greičio konstantos išraišką:

Kita kinetinė reakcijos charakteristika yra pusinės eliminacijos laikas t1/2 – laikas, per kurį pradinės medžiagos koncentracija sumažėja perpus, palyginti su pradine. Išreikškime t1/2 pirmosios eilės reakcijai, atsižvelgiant į tai, kad С = ½Сo:

(II.12)

Kaip matyti iš gautos išraiškos, pirmosios eilės reakcijos pusinės eliminacijos laikas nepriklauso nuo pradinės medžiagos koncentracijos.

2.1.4 Antros eilės reakcijos

Antros eilės reakcijoms kinetinė lygtis yra tokia:

Panagrinėkime paprasčiausią atvejį, kai kinetinė lygtis turi formą (II.14) arba, kuri yra tokia pati, formos lygtyje (II.15) pradinių medžiagų koncentracijos yra vienodos; (II.14) lygtis šiuo atveju gali būti perrašyta taip:

(II.16)

Atskyrę kintamuosius ir integravę, gauname:

Integravimo konstanta g, kaip ir ankstesniu atveju, nustatoma iš pradinių sąlygų. Mes gauname:

Taigi antros eilės reakcijoms, turinčioms (II.14) formos kinetinę lygtį, būdinga tiesinė abipusės koncentracijos priklausomybė nuo laiko (2.4 pav.), o greičio konstanta yra lygi nuolydžio liestine. tiesi linija į laiko ašį:

(II.20)

Ryžiai. 2.4 Antrosios eilės reakcijų abipusė koncentracija ir laikas

Jei pradinės reagentų Co,A ir Co,B koncentracijos skiriasi, tai reakcijos greičio konstanta randama integruojant (II.21) lygtį, kurioje CA ir CB yra reaguojančių medžiagų koncentracijos momentu t nuo pradžios. reakcijos:

(II.21)

Šiuo atveju greičio konstantai gauname išraišką