§3. Reakcijas vienādojums un kā to uzrakstīt

Mijiedarbība ūdeņradis ar skābeklis, kā konstatēja sers Henrijs Kavendišs, noved pie ūdens veidošanās. Izmantosim šo vienkāršo piemēru, lai iemācītos rakstīt ķīmisko reakciju vienādojumi.
Kas nāk no ūdeņradis un skābeklis, mēs jau zinām:

H 2 + O 2 → H 2 O

Tagad ņemam vērā, ka ķīmisko elementu atomi ķīmiskajās reakcijās nepazūd un nerodas no nekā, nepārvēršas viens par otru, bet apvienot jaunās kombinācijās veidot jaunas molekulas. Tas nozīmē, ka katra veida atomu ķīmiskās reakcijas vienādojumā jābūt vienādam skaitam pirms tam reakcijas ( pa kreisi no vienādības zīmes) un pēc reakcijas beigas ( pa labi no vienādības zīmes), piemēram:

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

Tā tas ir reakcijas vienādojums - notiekošās ķīmiskās reakcijas nosacīts ieraksts, izmantojot vielu formulas un koeficientus.

Tas nozīmē, ka iepriekš minētajā reakcijā divi kurmji ūdeņradis jāreaģē ar par vienu molu skābeklis, un rezultāts būs divi kurmji ūdens.

Mijiedarbība ūdeņradis ar skābeklis- nepavisam nav vienkāršs process. Tas izraisa izmaiņas šo elementu oksidācijas stāvokļos. Lai atlasītu koeficientus šādos vienādojumos, parasti izmanto metodi " elektroniskais līdzsvars".

Kad ūdens veidojas no ūdeņraža un skābekļa, tas nozīmē, ka ūdeņradis mainīja savu oksidācijas stāvokli no 0 pirms tam +I, a skābeklis- no 0 pirms tam −II. Tajā pašā laikā vairākas (n) elektroni:

Šeit kalpo ūdeņradi nododošie elektroni reducētājs un skābekli pieņemošie elektroni - oksidētājs.

Oksidētāji un reducētāji

Tagad apskatīsim, kā atsevišķi izskatās elektronu došanas un saņemšanas procesi. Ūdeņradis, satiekoties ar "laupītāju" - skābekli, zaudē visu savu īpašumu - divus elektronus, un tā oksidācijas pakāpe kļūst vienāda ar +I:

H 2 0 - 2 e− = 2Н + I

Notika oksidācijas pusreakcijas vienādojumsūdeņradis.

Un bandīts skābeklis Apmēram 2, paņēmis pēdējos elektronus no nelaimīgā ūdeņraža, ir ļoti apmierināts ar savu jauno oksidācijas stāvokli -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

Tas ir samazināšanas pusreakcijas vienādojums skābeklis.

Atliek piebilst, ka gan "bandīts", gan viņa "upuris" ir zaudējuši savu ķīmisko identitāti un no vienkāršām vielām - gāzēm ar divatomu molekulām H 2 un Apmēram 2 pārvērtās par jaunas ķīmiskās vielas sastāvdaļām - ūdens H2O.

Tālāk mēs strīdēsimies šādi: cik elektronu reducētājs deva oksidējošajam bandītam, tik daudz viņš saņēma. Reducētāja nodoto elektronu skaitam jābūt vienādam ar oksidētāja pieņemto elektronu skaitu..

Tātad jums ir nepieciešams izlīdzināt elektronu skaitu pirmajā un otrajā pusreakcijā. Ķīmijā tiek pieņemta šāda nosacītā pusreakciju vienādojumu rakstīšanas forma:

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

Šeit skaitļi 2 un 1 pa kreisi no cirtainās iekavas ir faktori, kas palīdzēs nodrošināt, ka doto un saņemto elektronu skaits ir vienāds. Ņemam vērā, ka pusreakciju vienādojumos tiek atdoti 2 elektroni, bet pieņemti 4. Lai izlīdzinātu saņemto un doto elektronu skaitu, tiek atrasts mazākais kopīgais daudzkārtnis un papildu faktori. Mūsu gadījumā mazākais kopīgais reizinājums ir 4. Papildu koeficienti būs 2 ūdeņradim (4: 2 = 2), bet skābeklim - 1 (4: 4 = 1)
Iegūtie reizinātāji kalpos kā nākotnes reakcijas vienādojuma koeficienti:

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

Ūdeņradis oksidēts ne tikai satiekoties skābeklis. Apmēram tāda pati ietekme uz ūdeņradi un fluors F2, halogēns un slavenais "laupītājs", un šķietami nekaitīgs slāpeklis N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

Tā rezultātā rodas ūdeņraža fluorīds HF vai amonjaks NH3.

Abos savienojumos oksidācijas stāvoklis ūdeņradis kļūst vienāds +I, jo viņš iegūst partnerus molekulā "mantkārīgi" pēc kāda cita elektroniskā labuma, ar augstu elektronegativitāti - fluors F un slāpeklis N. Plkst slāpeklis elektronegativitātes vērtību uzskata par vienādu ar trim nosacītām vienībām, un y fluors kopumā lielākā elektronegativitāte starp visiem ķīmiskajiem elementiem ir četras vienības. Tāpēc nav brīnums, ka viņi atstāj nabaga ūdeņraža atomu bez jebkādas elektroniskas vides.

Bet ūdeņradis var būt atjaunot- pieņemt elektronus. Tas notiek, ja reakcijā ar to piedalās sārmu metāli vai kalcijs, kura elektronegativitāte ir mazāka nekā ūdeņradim.

Ūdens (ūdeņraža oksīds) ir binārs neorganisks savienojums ar ķīmisko formulu H 2 O. Ūdens molekula sastāv no diviem ūdeņraža atomiem un viena skābekļa, kas ir savstarpēji saistīti ar kovalentu saiti.

Ūdeņraža peroksīds.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Ūdens fizikālās un ķīmiskās īpašības nosaka H 2 O molekulu ķīmiskā, elektroniskā un telpiskā struktūra.

H un O atomi H 2 0 molekulā atrodas stabilā oksidācijas pakāpē, attiecīgi +1 un -2; tāpēc ūdenim nav izteiktas oksidējošas vai reducējošas īpašības. Lūdzu, ņemiet vērā: metālu hidrīdos ūdeņradis ir oksidācijas stāvoklī -1.

H 2 O molekulai ir leņķiska struktūra. H-O saites ir ļoti polāras. Uz O atoma ir pārmērīgs negatīvs lādiņš, un uz H atomiem ir pārmērīgs pozitīvs lādiņš. Kopumā H 2 O molekula ir polāra, t.i. dipols. Tas izskaidro faktu, ka ūdens ir labs jonu un polāro vielu šķīdinātājs.

Pārmērīgu lādiņu klātbūtne uz H un O atomiem, kā arī nedalīti elektronu pāri pie O atomiem izraisa ūdeņraža saišu veidošanos starp ūdens molekulām, kā rezultātā tās tiek apvienotas asociētos elementos. Šo līdzstrādnieku esamība izskaidro anomāli augstās mp vērtības. utt kip. ūdens.

Līdz ar ūdeņraža saišu veidošanos H 2 O molekulu savstarpējās ietekmes viena uz otru rezultāts ir to pašjonizācija:
vienā molekulā notiek polārās O-H saites heterolītisks pārrāvums, un atbrīvotais protons pievienojas citas molekulas skābekļa atomam. Iegūtais hidroksonija jons H 3 O + būtībā ir hidratēts ūdeņraža jons H + H 2 O, tāpēc ūdens pašjonizācijas vienādojums tiek vienkāršots šādi:

H 2 O ↔ H + + OH -

Ūdens disociācijas konstante ir ārkārtīgi maza:

Tas norāda, ka ūdens ļoti nedaudz sadalās jonos, un tāpēc nedisociēto H 2 O molekulu koncentrācija ir gandrīz nemainīga:

Tīrā ūdenī [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Tas nozīmē, ka ūdens ir ļoti vājš amfoterisks elektrolīts, kam nav manāmā mērā ne skābu, ne bāzisku īpašību.
Taču ūdenim ir spēcīga jonizējoša iedarbība uz tajā izšķīdinātajiem elektrolītiem. Ūdens dipolu iedarbībā polārās kovalentās saites izšķīdušo vielu molekulās pārvēršas joniskās, joni tiek hidratēti, saites starp tiem tiek vājinātas, kā rezultātā notiek elektrolītiskā disociācija. Piemēram:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(spēcīgs elektrolīts)

(vai izņemot hidratāciju: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (vājš elektrolīts)

(vai CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Saskaņā ar Bronsteda-Lowry skābju un bāzu teoriju šajos procesos ūdenim piemīt bāzes (protonu akceptora) īpašības. Saskaņā ar to pašu teoriju ūdens darbojas kā skābe (protonu donors) reakcijās, piemēram, ar amonjaku un amīniem:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Redoksreakcijas, kas saistītas ar ūdeni

I. Reakcijas, kurās ūdenim ir oksidētāja loma

Šīs reakcijas ir iespējamas tikai ar spēcīgiem reducētājiem, kas spēj reducēt ūdeņraža jonus, kas ir daļa no ūdens molekulām, lai atbrīvotu ūdeņradi.

1) Mijiedarbība ar metāliem

a) Normālos apstākļos H 2 O mijiedarbojas tikai ar sārmu. un sārmzeme. metāli:

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

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

b) Augstā temperatūrā H 2 O reaģē arī ar dažiem citiem metāliem, piemēram:

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

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

c) Al un Zn izspiež H2 no ūdens sārmu klātbūtnē:

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

2) Mijiedarbība ar nemetāliem ar zemu EO (reakcijas notiek skarbos apstākļos)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 (“ūdens gāze”)

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

Sārmu klātbūtnē silīcijs izspiež ūdeņradi no ūdens:

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

3) Mijiedarbība ar metālu hidrīdiem

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

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

4) Mijiedarbība ar oglekļa monoksīdu un metānu

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

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

Reakcijas tiek izmantotas rūpniecībā, lai iegūtu ūdeņradi.

II. Reakcijas, kurās ūdens darbojas kā reducētājs

Šīs reakcijas ir iespējamas tikai ar ļoti spēcīgiem oksidētājiem, kas spēj oksidēt skābekli CO CO -2, kas ir daļa no ūdens, lai atbrīvotu skābekli O 2 vai peroksīda anjonus 2-. Izņēmuma gadījumā (reakcijā ar F 2) skābeklis veidojas ar c o. +2.

1) Mijiedarbība ar 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) Mijiedarbība ar atomu skābekli

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

3) Mijiedarbība ar hloru

Pie augsta T notiek atgriezeniska reakcija

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

III. Intramolekulārās oksidācijas reakcijas - ūdens reducēšana.

Elektriskās strāvas vai augstas temperatūras ietekmē ūdens var sadalīties ūdeņradī un skābeklī:

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

Termiskā sadalīšanās ir atgriezenisks process; ūdens termiskās sadalīšanās pakāpe ir zema.

Hidratācijas reakcijas

I. Jonu hidratācija. Joni, kas veidojas elektrolītu disociācijas laikā ūdens šķīdumos, piesaista noteiktu skaitu ūdens molekulu un pastāv hidratētu jonu veidā. Daži joni veido tik spēcīgas saites ar ūdens molekulām, ka to hidrāti var pastāvēt ne tikai šķīdumā, bet arī cietā stāvoklī. Tas izskaidro kristālisko hidrātu, piemēram, CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O utt., kā arī ūdens kompleksu veidošanos: CI 3 , Br 4 u.c.

II. Oksīdu hidratācija

III. Organisko savienojumu hidratācija, kas satur vairākas saites

Hidrolīzes reakcijas

I. Sāļu hidrolīze

Atgriezeniskā hidrolīze:

a) atbilstoši sāls katjonam

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (skābā vide. pH

b) ar sāls anjonu

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

c) ar katjonu un sāls anjonu

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (vide tuvu neitrālai)

Neatgriezeniska hidrolīze:

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

II. Metālu karbīdu hidrolīze

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

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

III. Silicīdu, nitrīdu, fosfīdu hidrolīze

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

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

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

IV. Halogēnu hidrolīze

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Organisko savienojumu hidrolīze

Organisko vielu klases	Hidrolīzes produkti (bioloģiski)
Halogēnalkāni (alkilhalogenīdi)
Arilhalogenīdi
Dihaloalkāni	Aldehīdi vai ketoni
Metālu alkoholāti
Karbonskābes halogenīdi	karbonskābes
Karbonskābju anhidrīdi	karbonskābes
Karbonskābju esteri	Karbonskābes un spirti
	Glicerīns un augstākās karbonskābes
Di- un polisaharīdi	Monosaharīdi
Peptīdi un proteīni	α-aminoskābes
Nukleīnskābes

2. Pierakstiet reakcijas kinētisko vienādojumu: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja temperatūras koeficients ir 3 un temperatūra tiek paaugstināta par 30 grādiem? 4. Temperatūrai paaugstinoties par 40 grādiem, reakcijas ātrums palielinās 16 reizes. Nosakiet temperatūras koeficientu.

12. bilde no prezentācijas "Reakcijas ātrums" uz ķīmijas stundām par tēmu "Reakcijas"

Izmēri: 960 x 720 pikseļi, formāts: jpg. Lai bez maksas lejupielādētu attēlu ķīmijas stundai, ar peles labo pogu noklikšķiniet uz attēla un noklikšķiniet uz "Saglabāt attēlu kā...". Lai nodarbībā parādītu bildes, bez maksas varat arī lejupielādēt visu prezentāciju "Reaction Speed.ppt" ar visiem attēliem zip arhīvā. Arhīva izmērs - 15 KB.

Lejupielādēt prezentāciju

Reakcijas

"Reakcijas ātrums" - Ātrumu ietekmējošie faktori. Ko mēs pētījām? Reaģentu koncentrācijas ietekme (viendabīgām sistēmām) 3. rinda. Temperatūra. Kas nosaka reakciju ātrumu? 2. Pierakstiet reakcijas kinētisko vienādojumu: 2H2 + O2 = 2H2O. Katalizatoru vai inhibitoru klātbūtne. Problēmu risināšana. Katalizatori un katalīze.

"Vielu masas saglabāšanas likums" - 1673. Vielu masas nezūdamības likums. Indekss. Indekss parāda atomu skaitu vielas formulas vienībā. Tāpat kā Boils, krievu zinātnieks veica eksperimentus aizzīmogotās retortēs. 1789. gads 36. vispārizglītojošā vidusskola, kas nosaukta Kazibeka bi. Roberts Boils. Koeficients. 5n2o. 1748. gads Ķīmiskā formula. Nodarbības mērķi: Mācīšana - eksperimentāli pierādīt vielu masas nezūdamības likumu.

"Radioaktīvās pārvērtības" - vēstures pavērsieni. Nē ir radioaktīvo kodolu skaits sākotnējā laika momentā. t ir sabrukšanas laiks. Radioaktīvās sabrukšanas likums. Pieredze. Kas ir pusperiods? T ir pussabrukšanas periods. Rezerforda pētījumi. Secinājums no noteikumiem. Radioaktīvās vielas atomi ir pakļauti spontānām modifikācijām. Radioaktivitātes pētījumu aizvēsture.

"Ķīmisko reakciju praktiskais darbs" - PPG. H2 – gāze, bezkrāsaina, bez smaržas, vieglāka par gaisu. 4) Melns CuO kļūst sarkans, uz mēģenes sieniņām veidojas H2O. Mēģenes. 2) Pure H2 sprāgst ar blāvi pop, H2 ar piemaisījumiem - riešanas skaņu. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 maiņa. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 aizstāšana. Alkohola lampa. Novērotas ķīmisko reakciju pazīmes.

"Reakcijas" - smakas parādīšanās. Sniedziet pamatzināšanas par ķīmisko reakciju. Gāzes izlaišana. Aprīkojums: Šķīdumi - sālsskābe un kaļķūdens, marmora gabals. Mājas darbu pārbaude. Sniedziet sarežģītu vielu piemērus? Ķīmijas loma cilvēka dzīvē. Nogulumu veidošanās. Siltuma izdalīšanās vai absorbcija.

"Elektrolītiskās disociācijas teorija" - Visas vienkāršās vielas, visi oksīdi un n/r skābes, bāzes un sāļi. Svante Arrēnijs. Vielas šķīdumos. Vielas ar jonu un kovalentām polārajām saitēm. Elektrolītiskās disociācijas teorija (TED). TED II noteikums. Vielas ar kovalento saiti: ūdens dipolu orientācija, hidratācija? jonizācija? disociācija.

Kopumā tēmā ir 28 prezentācijas

Plaši zināmā dzīvības pamata formula – ūdens. Tās molekula sastāv no diviem ūdeņraža atomiem un viena skābekļa, kas ir rakstīts kā H2O. Ja skābekļa ir divreiz vairāk, tad izrādīsies pavisam cita viela - H2O2. Kas tas ir un kā iegūtā viela atšķirsies no ūdens “radinieka”?

H2O2 - kas ir šī viela?

Pakavēsimies pie tā sīkāk. H2O2 ir ūdeņraža peroksīda formula, jā, tā, ko izmanto skrāpējumu ārstēšanai, balta. Ūdeņraža peroksīds H2O2 - zinātnisks.

Dezinfekcijai izmanto 3% peroksīda šķīdumu. Tīrā vai koncentrētā veidā tas izraisa ķīmiskus ādas apdegumus. Trīsdesmit procentu peroksīda šķīdumu citādi sauc par perhidrolu; to iepriekš izmantoja frizētavās matu balināšanai. Arī viņa apdedzinātā āda kļūst balta.

H2O2 ķīmiskās īpašības

Ūdeņraža peroksīds ir bezkrāsains šķidrums ar "metāla" garšu. Tas ir labs šķīdinātājs un viegli šķīst ūdenī, ēterī, spirtos.

Trīs un sešu procentu peroksīda šķīdumus parasti sagatavo, atšķaidot trīsdesmit procentu šķīdumu. Uzglabājot koncentrētu H2O2, viela sadalās, izdalot skābekli, tāpēc to nevajadzētu glabāt cieši noslēgtos traukos, lai izvairītos no eksplozijas. Samazinoties peroksīda koncentrācijai, palielinās tā stabilitāte. Tāpat, lai palēninātu H2O2 sadalīšanos, tam var pievienot dažādas vielas, piemēram, fosforskābi vai salicilskābi. Spēcīgas koncentrācijas (vairāk nekā 90 procentu) šķīdumu uzglabāšanai peroksīdam pievieno nātrija pirofosfātu, kas stabilizē vielas stāvokli, kā arī izmanto alumīnija traukus.

H2O2 ķīmiskajās reakcijās var būt gan oksidētājs, gan reducētājs. Tomēr biežāk peroksīdam piemīt oksidējošas īpašības. Peroksīds tiek uzskatīts par skābi, bet ļoti vāju; ūdeņraža peroksīda sāļus sauc par peroksīdiem.

kā skābekļa iegūšanas metodi

H2O2 sadalīšanās reakcija notiek, ja viela tiek pakļauta augstai temperatūrai (vairāk nekā 150 grādi pēc Celsija). Rezultāts ir ūdens un skābeklis.

Reakcijas formula - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

H oksidācijas pakāpe H 2 O 2 un H 2 O \u003d +1.
O oksidācijas stāvoklis: 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

Ūdeņraža peroksīda sadalīšanās var notikt arī istabas temperatūrā, ja tiek izmantots katalizators (ķīmiska viela, kas paātrina reakciju).

Laboratorijās viena no skābekļa iegūšanas metodēm līdz ar bertoleta sāls vai kālija permanganāta sadalīšanos ir peroksīda sadalīšanās reakcija. Šajā gadījumā kā katalizators tiek izmantots mangāna (IV) oksīds. Citas vielas, kas paātrina H2O2 sadalīšanos, ir varš, platīns, nātrija hidroksīds.

Peroksīda atklāšanas vēsture

Pirmos soļus ceļā uz peroksīda atklāšanu veica vācietis Aleksandrs Humbolts 1790. gadā, atklājot bārija oksīda pārvēršanos peroksīdā karsējot. Šo procesu pavadīja skābekļa absorbcija no gaisa. Divpadsmit gadus vēlāk zinātnieki Tenards un Gay-Lussac veica eksperimentu par sārmu metālu sadedzināšanu ar skābekļa pārpalikumu, kā rezultātā tika iegūts nātrija peroksīds. Bet ūdeņraža peroksīdu ieguva vēlāk, tikai 1818. gadā, kad Luiss Tenards pētīja skābju ietekmi uz metāliem; to stabilai mijiedarbībai bija nepieciešams neliels skābekļa daudzums. Veicot apstiprinošu eksperimentu ar bārija peroksīdu un sērskābi, zinātnieks tiem pievienoja ūdeni, hlorūdeņradi un ledu. Pēc neilga laika Tenārs uz trauka sieniņām ar bārija peroksīdu atrada mazus sacietējušus pilienus. Kļuva skaidrs, ka tas ir H2O2. Tad iegūtajam H2O2 piešķīra nosaukumu "oksidēts ūdens". Tas bija ūdeņraža peroksīds – bezkrāsains, bez smaržas, grūti iztvaikojošs šķidrums, kas labi šķīdina citas vielas. H2O2 un H2O2 mijiedarbības rezultāts ir disociācijas reakcija, peroksīds šķīst ūdenī.

Interesants fakts ir tas, ka jaunās vielas īpašības tika atklātas ātri, ļaujot to izmantot restaurācijas darbos. Pats Tenards, izmantojot peroksīdu, atjaunoja Rafaela gleznu, kas ar laiku bija aptumšojusies.

Ūdeņraža peroksīds 20. gs

Pēc rūpīgas iegūtās vielas izpētes to sāka ražot rūpnieciskā mērogā. Divdesmitā gadsimta sākumā tika ieviesta elektroķīmiskā tehnoloģija peroksīda ražošanai, kuras pamatā ir elektrolīzes process. Bet ar šo metodi iegūtās vielas derīguma termiņš bija neliels, apmēram pāris nedēļas. Tīrs peroksīds ir nestabils, un lielākoties to ražoja trīsdesmit procentu koncentrācijā audumu balināšanai un trīs vai sešus procentus mājsaimniecības vajadzībām.

Nacistiskās Vācijas zinātnieki izmantoja peroksīdu, lai izveidotu šķidrās degvielas raķešu dzinēju, ko izmantoja aizsardzības nolūkos Otrajā pasaules karā. H2O2 un metanola / hidrazīna mijiedarbības rezultātā tika iegūta jaudīga degviela, ar kuru lidmašīna sasniedza ātrumu vairāk nekā 950 km / h.

Kur tagad izmanto H2O2?

• medicīnā - brūču ārstēšanai;
• celulozes un papīra rūpniecībā izmanto vielas balinošās īpašības;
• tekstilrūpniecībā ar peroksīdu tiek balināti dabīgie un sintētiskie audumi, kažokādas, vilna;
• kā raķešu degviela vai tās oksidētājs;
• ķīmijā - ražot skābekli, kā putotāju porainu materiālu ražošanai, kā katalizatoru vai hidrogenēšanas līdzekli;
• dezinfekcijas vai tīrīšanas līdzekļu, balinātāju ražošanai;
• matu balināšanai (šī ir novecojusi metode, jo mati ir stipri bojāti ar peroksīdu);

Ūdeņraža peroksīdu var veiksmīgi izmantot dažādu sadzīves problēmu risināšanai. Bet šiem nolūkiem var izmantot tikai 3% ūdeņraža peroksīdu. Šeit ir daži veidi:

• Lai notīrītu virsmas, ielejiet peroksīdu traukā ar smidzināšanas pudeli un izsmidziniet uz piesārņotajām vietām.
• Lai dezinficētu priekšmetus, tie jānoslauka ar neatšķaidītu H2O2 šķīdumu. Tas palīdzēs tos attīrīt no kaitīgiem mikroorganismiem. Sūkļus mazgāšanai var mērcēt ūdenī ar peroksīdu (proporcija 1:1).
• Lai balinātu audumus, mazgājot baltas lietas, pievienojiet glāzi peroksīda. Jūs varat arī izskalot baltos audumus ūdenī, kas sajaukts ar glāzi H2O2. Šī metode atjauno baltumu, novērš audumu dzeltēšanu un palīdz noņemt noturīgus traipus.
• Lai cīnītos pret pelējumu un pelējumu, sajauciet peroksīdu un ūdeni smidzināšanas pudelē proporcijā 1:2. Izsmidziniet iegūto maisījumu uz inficētajām virsmām un pēc 10 minūtēm notīriet tās ar otu vai sūkli.
• Jūs varat atjaunināt aptumšoto javu flīzē, izsmidzinot peroksīdu vajadzīgajās vietās. Pēc 30 minūtēm tie rūpīgi jānoberzē ar stingru suku.
• Lai mazgātu traukus, pievienojiet pusglāzi H2O2 pilnam ūdens baseinam (vai izlietnei ar slēgtu noteci). Šādā šķīdumā mazgātas krūzes un šķīvjus spīdēs tīrībā.
• Lai notīrītu zobu suku, tā jāiemērc neatšķaidītā 3% peroksīda šķīdumā. Pēc tam noskalojiet zem spēcīga tekoša ūdens. Šī metode labi dezinficē higiēnas priekšmetu.
• Lai dezinficētu iegādātos dārzeņus un augļus, apsmidziniet uz tiem šķīdumu, kurā ir 1 daļa peroksīda un 1 daļa ūdens, pēc tam rūpīgi noskalojiet ar ūdeni (var būt auksti).
• Piepilsētas zonā ar H2O2 palīdzību jūs varat cīnīties ar augu slimībām. Tie ir jāizsmidzina ar peroksīda šķīdumu vai īsi pirms stādīšanas iemērc sēklas 4,5 litros ūdens, kas sajaukts ar 30 ml četrdesmit procentu ūdeņraža peroksīda.
• Lai atdzīvinātu akvārija zivis, ja tās ir saindējušās ar amonjaku, nosmakušas, atslēdzot aerāciju vai kāda cita iemesla dēļ, varat mēģināt tās ievietot ūdenī ar ūdeņraža peroksīdu. Ir nepieciešams sajaukt 3% peroksīdu ar ūdeni ar ātrumu 30 ml uz 100 litriem un ievietot to iegūtajā nedzīvu zivju maisījumā 15-20 minūtes. Ja viņi šajā laikā neatdzīvojas, tad līdzeklis nepalīdzēja.

Pat enerģiskas ūdens pudeles kratīšanas rezultātā tajā veidojas noteikts daudzums peroksīda, jo šīs darbības laikā ūdens tiek piesātināts ar skābekli.

Svaigi augļi un dārzeņi satur arī H2O2, līdz tie tiek pagatavoti. Karsēšanas, vārīšanas, grauzdēšanas un citu procesu laikā, kam ir augsta temperatūra, tiek iznīcināts liels skābekļa daudzums. Tāpēc termiski apstrādāti ēdieni tiek uzskatīti par ne tik noderīgiem, lai gan tajos saglabājas kāds daudzums vitamīnu. Svaigi spiestas sulas vai skābekļa kokteiļi, ko pasniedz sanatorijās, noder tā paša iemesla dēļ - skābekļa piesātinājuma dēļ, kas organismam piešķir jaunus spēkus un attīra to.

Peroksīda bīstamība norīšanas laikā

Pēc iepriekš minētā var šķist, ka peroksīdu var īpaši lietot iekšķīgi, un tas nāks par labu ķermenim. Bet tas tā nemaz nav. Ūdenī vai sulās savienojums ir atrodams minimālā daudzumā un ir cieši saistīts ar citām vielām. "Nedabiskā" ūdeņraža peroksīda ņemšana iekšā (un viss veikalā pirktais vai ķīmisko eksperimentu rezultātā ražotais peroksīds nekādā ziņā nav uzskatāms par dabīgu, turklāt tam ir pārāk augsta koncentrācija, salīdzinot ar dabīgo) var izraisīt dzīvību. -bīstamas un veselībai bīstamas sekas. Lai saprastu, kāpēc, jums atkal jāķeras pie ķīmijas.

Kā jau minēts, noteiktos apstākļos ūdeņraža peroksīds sadalās un atbrīvo skābekli, kas ir aktīvs oksidētājs. var rasties, kad H2O2 saduras ar peroksidāzi, intracelulāru enzīmu. Peroksīda izmantošana dezinfekcijai ir balstīta uz tā oksidējošām īpašībām. Tātad, apstrādājot brūci ar H2O2, izdalītais skābeklis iznīcina tajā nonākušos dzīvos patogēnos mikroorganismus. Tam ir tāda pati ietekme uz citām dzīvām šūnām. Ja neskartu ādu apstrādājat ar peroksīdu un pēc tam noslaukāt zonu ar spirtu, jūs sajutīsiet dedzinošu sajūtu, kas apstiprina mikroskopisku bojājumu klātbūtni pēc peroksīda. Bet, ārīgi lietojot peroksīdu zemā koncentrācijā, ķermenim nebūs manāms kaitējums.

Cita lieta, ja mēģināt to ņemt iekšā. Tā viela, kas no ārpuses spēj sabojāt pat samērā biezu ādu, nonāk gremošanas trakta gļotādās. Tas ir, rodas ķīmiski mini apdegumi. Protams, izdalītais oksidētājs – skābeklis – var iznīcināt arī kaitīgos mikrobus. Bet tas pats process notiks ar gremošanas trakta šūnām. Ja apdegumi oksidētāja iedarbības rezultātā atkārtojas, tad iespējama gļotādu atrofija, un tas ir pirmais solis ceļā uz vēzi. Zarnu šūnu nāve noved pie organisma nespējas uzņemt barības vielas, tas izskaidro, piemēram, svara zudumu un aizcietējuma izzušanu dažiem cilvēkiem, kuri praktizē peroksīdu "ārstēšanu".

Atsevišķi jāsaka par šādu peroksīda lietošanas metodi kā intravenozas injekcijas. Pat ja kādu iemeslu dēļ tos izrakstījis ārsts (to var attaisnot tikai asins saindēšanās gadījumā, kad nav pieejamas citas piemērotas zāles), tad mediķu uzraudzībā un stingri aprēķinot devas, riski joprojām pastāv. Bet šādā ekstremālā situācijā tā būs iespēja atgūties. Nekādā gadījumā nevajadzētu sev parakstīt ūdeņraža peroksīda injekcijas. H2O2 rada lielu apdraudējumu asins šūnām – eritrocītiem un trombocītiem, jo, nonākot asinsritē, tos iznīcina. Turklāt var rasties nāvējošs asinsvadu aizsprostojums ar atbrīvoto skābekli - gāzu embolija.

Drošības pasākumi, strādājot ar H2O2

• Uzglabāt bērniem un rīcībnespējīgām personām nepieejamā vietā. Smaržas un izteiktas garšas trūkums padara peroksīdu viņiem īpaši bīstamu, jo var lietot lielas devas. Ja šķīdums tiek norīts, lietošanas sekas var būt neparedzamas. Jums nekavējoties jākonsultējas ar ārstu.
• Peroksīda šķīdumi, kuru koncentrācija pārsniedz trīs procentus, izraisa apdegumus, ja tie nonāk saskarē ar ādu. Apdeguma vieta jānomazgā ar lielu daudzumu ūdens.

• Neļaujiet peroksīda šķīdumam iekļūt acīs, jo veidojas to pietūkums, apsārtums, kairinājums un dažreiz sāpes. Pirmā palīdzība pirms došanās pie ārsta - bagātīga acu skalošana ar ūdeni.
• Uzglabājiet vielu tā, lai būtu skaidrs, ka tā ir H2O2, tas ir, traukā ar uzlīmi, lai izvairītos no nejaušas nepareizas lietošanas.
• Uzglabāšanas apstākļi, kas pagarina tā kalpošanas laiku, ir tumša, sausa, vēsa vieta.
• Nejauciet ūdeņraža peroksīdu ar citiem šķidrumiem, izņemot tīru ūdeni, tostarp hlorētu krāna ūdeni.
• Viss iepriekš minētais attiecas ne tikai uz H2O2, bet uz visiem preparātiem, kas to satur.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

ūdeņraža, skābekļa un ūdens koncentrācijas mainās dažādās pakāpēs: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no daudziem faktoriem: reaģentu rakstura, to koncentrācijas, temperatūras, šķīdinātāja rakstura utt.

2.1.1. Ķīmiskās reakcijas kinētiskais vienādojums. Reakcijas secība.

Viens no ķīmiskās kinētikas uzdevumiem ir jebkurā laikā noteikt reakcijas maisījuma sastāvu (t.i., visu reaģentu koncentrācijas), kam ir jāzina reakcijas ātruma atkarība no koncentrācijām. Kopumā, jo lielāka ir reaģentu koncentrācija, jo lielāks ir ķīmiskās reakcijas ātrums. Ķīmiskās kinētikas pamats ir t.s. Ķīmiskās kinētikas pamatpostulāts:

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam, ko ņem zināmā mērā.

i., reakcijai

aA+bB+dD+. ––> eE + .

var rakstīt:

Proporcionalitātes koeficients k ir ķīmiskās reakcijas ātruma konstante. Ātruma konstante ir skaitliski vienāda ar reakcijas ātrumu pie visu reaģentu koncentrācijām, kas vienādas ar 1 mol/L.

Reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijām tiek noteikta eksperimentāli un tiek saukta par ķīmiskās reakcijas kinētisko vienādojumu. Acīmredzot, lai uzrakstītu kinētisko vienādojumu, ir nepieciešams eksperimentāli noteikt ātruma konstanti un eksponentus pie reaģentu koncentrācijām. Eksponents katras reaģējošās vielas koncentrācijā ķīmiskās reakcijas kinētiskajā vienādojumā (vienādojumā (II.4) attiecīgi x, y un z) ir noteikta šīs sastāvdaļas reakcijas secība. Eksponentu summa ķīmiskās reakcijas kinētiskajā vienādojumā (x + y + z) atspoguļo kopējo reakcijas secību. Jāuzsver, ka reakcijas secība tiek noteikta tikai no eksperimentāliem datiem un nav saistīta ar reaģentu stehiometriskajiem koeficientiem reakcijas vienādojumā. Stehiometriskais reakcijas vienādojums ir materiāla līdzsvara vienādojums un nekādā veidā nevar noteikt šīs reakcijas norises raksturu laikā.

Ķīmiskajā kinētikā reakcijas ir pieņemts klasificēt pēc kopējās reakcijas secības. Apskatīsim reaģentu koncentrācijas atkarību no laika neatgriezeniskām (vienvirziena) nulles, pirmās un otrās kārtas reakcijām.

2.1.2. Nulles kārtas reakcijas

Nulles kārtas reakcijām kinētiskajam vienādojumam ir šāda forma:

Nulles kārtas reakcijas ātrums ir nemainīgs laikā un nav atkarīgs no reaģentu koncentrācijām; tas raksturīgs daudzām neviendabīgām (notiek saskarsmē) reakcijām gadījumā, ja reaģentu difūzijas ātrums uz virsmu ir mazāks par to ķīmiskās transformācijas ātrumu.

2.1.3. Pirmās kārtas reakcijas

Apskatīsim sākotnējās vielas A koncentrācijas atkarību no laika pirmās kārtas reakcijai A -–> B. Pirmās kārtas reakcijas raksturo formas (II.6) kinētiskais vienādojums. Mēs tajā aizstājam izteiksmi (II.2):

(II.7)

Pēc izteiksmes (II.7) integrēšanas iegūstam:

Integrācijas konstanti g nosakām no sākuma nosacījumiem: brīdī t = 0 koncentrācija С ir vienāda ar sākotnējo koncentrāciju Сo. No tā izriet, ka g = ln Co. Mēs iegūstam:

Rīsi. 2.3 Koncentrācijas logaritma atkarība no laika pirmās kārtas reakcijām

Tādējādi koncentrācijas logaritms pirmās kārtas reakcijai ir lineāri atkarīgs no laika (2.3. att.) un ātruma konstante ir skaitliski vienāda ar taisnes slīpuma pieskari laika asij.

No (II.9) vienādojuma ir viegli iegūt izteiksmi vienvirziena pirmās kārtas reakcijas ātruma konstantei:

Vēl viena reakcijas kinētiskā īpašība ir pussabrukšanas periods t1/2 – laiks, kurā izejvielas koncentrācija ir uz pusi mazāka, salīdzinot ar sākotnējo. Izteiksim t1/2 pirmās kārtas reakcijai, ņemot vērā, ka С = ½Сo:

(II.12)

Kā redzams no iegūtās izteiksmes, pirmās kārtas reakcijas pussabrukšanas periods nav atkarīgs no izejmateriāla sākotnējās koncentrācijas.

2.1.4. Otrās kārtas reakcijas

Otrās kārtas reakcijām kinētiskajam vienādojumam ir šāda forma:

Apskatīsim vienkāršāko gadījumu, kad kinētiskajam vienādojumam ir forma (II.14) vai, kas ir tas pats, formas vienādojumā (II.15) sākotnējo vielu koncentrācijas ir vienādas; vienādojumu (II.14) šajā gadījumā var pārrakstīt šādi:

(II.16)

Pēc mainīgo atdalīšanas un integrācijas mēs iegūstam:

Integrācijas konstante g, tāpat kā iepriekšējā gadījumā, tiek noteikta no sākotnējiem nosacījumiem. Mēs iegūstam:

Tādējādi otrās kārtas reakcijām, kurām ir formas (II.14) kinētiskais vienādojums, ir raksturīga abpusējās koncentrācijas lineāra atkarība no laika (2.4. att.) un ātruma konstante ir vienāda ar slīpuma tangensu. taisne uz laika asi:

(II.20)

Rīsi. 2.4 Savstarpēja koncentrācija pret laiku otrās kārtas reakcijām

Ja reaģentu Co,A un Co,B sākotnējās koncentrācijas ir atšķirīgas, tad reakcijas ātruma konstanti nosaka, integrējot vienādojumu (II.21), kurā CA un CB ir reaģentu koncentrācijas brīdī t no sākuma. no reakcijas:

(II.21)

Šajā gadījumā ātruma konstantei mēs iegūstam izteiksmi