§3. Równanie reakcji i jak je napisać

Interakcja wodór od tlen, jak ustalił sir Henry Cavendish, prowadzi do powstania wody. Użyjmy tego prostego przykładu, aby nauczyć się pisać równania reakcji chemicznych.
Z czego pochodzi wodór I tlen, już wiemy:

H2 + O2 → H2O

Teraz bierzemy pod uwagę, że atomy pierwiastków chemicznych w reakcjach chemicznych nie znikają i nie pojawiają się z niczego, nie zamieniają się w siebie, ale łączyć w nowe kombinacje do tworzenia nowych cząsteczek. Oznacza to, że w równaniu reakcji chemicznej atomów każdego typu musi być ta sama liczba zanim reakcje ( lewy od znaku równości) i po koniec reakcji ( po prawej od znaku równości), tak:

2H2 + O2 \u003d 2H2O

To jest to równanie reakcji - warunkowy zapis trwającej reakcji chemicznej za pomocą wzorów substancji i współczynników.

Oznacza to, że w powyższej reakcji dwa krety wodór powinien reagować z o jeden kret tlen, a wynikiem będzie dwa krety woda.

Interakcja wodór od tlen- wcale nie jest to prosty proces. Prowadzi to do zmiany stanów utlenienia tych pierwiastków. Aby wybrać współczynniki w takich równaniach, zwykle stosuje się metodę „ waga elektroniczna".

Kiedy woda powstaje z wodoru i tlenu, oznacza to, że wodór zmienił stan utlenienia z 0 zanim +Ja, ale tlen- od 0 zanim −II. W tym samym czasie kilka (n) elektrony:

Tutaj służą elektrony oddające wodór Środek redukujący i elektrony akceptujące tlen - Środek utleniający.

Środki utleniające i redukujące

Zobaczmy teraz, jak osobno wyglądają procesy oddawania i odbierania elektronów. Wodór, po spotkaniu z „złodziejem” - tlenem, traci całą swoją właściwość - dwa elektrony, a jego stopień utlenienia staje się równy +Ja:

H 2 0 − 2 mi− = 2Н + I

Stało się równanie połówkowej reakcji utleniania wodór.

I bandyta tlen Około 2, po pobraniu ostatnich elektronów z nieszczęsnego wodoru, jest bardzo zadowolony ze swojego nowego stopnia utlenienia -II:

O 2 + 4 mi− = 2O − II

Ten równanie połówkowej reakcji redukcji tlen.

Pozostaje dodać, że zarówno „bandyta”, jak i jego „ofiara” utracili swoją tożsamość chemiczną i od prostych substancji - gazów z cząsteczkami dwuatomowymi H 2 I Około 2 przekształcone w składniki nowej substancji chemicznej - woda H2O.

Dalej będziemy się spierać w następujący sposób: ile elektronów reduktor oddał utleniającemu bandycie, czyli ile otrzymał. Liczba elektronów oddawanych przez czynnik redukujący musi być równa liczbie elektronów przyjmowanych przez czynnik utleniający..

Więc potrzebujesz wyrównać liczbę elektronów w pierwszej i drugiej połowie reakcji. W chemii akceptowana jest następująca warunkowa forma zapisywania równań reakcji połówkowych:

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

W tym przypadku liczby 2 i 1 po lewej stronie nawiasu klamrowego są czynnikami, które pomogą zapewnić, że liczba oddanych i odebranych elektronów będzie równa. Bierzemy pod uwagę, że w równaniach reakcji połówkowych 2 elektrony są oddawane, a akceptowane 4. Aby wyrównać liczbę otrzymanych i podanych elektronów, znajdujemy najmniej wspólną wielokrotność i dodatkowe czynniki. W naszym przypadku najmniejsza wspólna wielokrotność to 4. Dodatkowe współczynniki wyniosą 2 dla wodoru (4: 2 = 2), a dla tlenu - 1 (4: 4 = 1)
Otrzymane mnożniki posłużą jako współczynniki przyszłego równania reakcji:

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

Wodór utleniony nie tylko podczas spotkania tlen. W przybliżeniu taki sam wpływ na wodór i fluor F2, halogen i słynny „zbójnik” i pozornie nieszkodliwy azot N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

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

To skutkuje fluorowodór HF lub amoniak NH3.

W obu związkach stopień utlenienia wodór staje się równy +Ja, bo dostaje partnerów w cząsteczce "zachłannej" na cudze elektroniczne dobro, o wysokiej elektroujemności - fluor F I azot n. Na azot wartość elektroujemności jest uważana za równą trzem konwencjonalnym jednostkom, a y fluor ogólnie najwyższa elektroujemność spośród wszystkich pierwiastków chemicznych wynosi cztery jednostki. Nic więc dziwnego, że pozostawiają biedny atom wodoru bez żadnego środowiska elektronicznego.

Jednak wodór może przywrócić- akceptuj elektrony. Dzieje się tak, gdy w reakcji z nim biorą udział metale alkaliczne lub wapń, w których elektroujemność jest mniejsza niż wodoru.

Woda (tlenek wodoru) to dwuskładnikowy związek nieorganiczny o wzorze chemicznym H 2 O. Cząsteczka wody składa się z dwóch atomów wodoru i jednego tlenu, które są połączone wiązaniem kowalencyjnym.

Nadtlenek wodoru.

Fizyczne i chemiczne właściwości

Właściwości fizyczne i chemiczne wody są zdeterminowane chemiczną, elektronową i przestrzenną strukturą cząsteczek H 2 O.

Atomy H i O w cząsteczce H2O znajdują się na stabilnych stopniach utlenienia, odpowiednio +1 i -2; dlatego woda nie wykazuje wyraźnych właściwości utleniających lub redukujących. Uwaga: w wodorkach metali wodór jest na stopniu utlenienia -1.

Cząsteczka H 2 O ma strukturę kanciastą. Wiązania H-O są bardzo polarne. Na atomie O występuje nadmiar ładunku ujemnego, a na atomach H nadmiar ładunku dodatniego. Ogólnie cząsteczka H 2 O jest polarna, tj. dipol. To wyjaśnia fakt, że woda jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji jonowych i polarnych.

Obecność nadmiernych ładunków na atomach H i O, a także niewspólnych par elektronów przy atomach O, powoduje powstawanie wiązań wodorowych między cząsteczkami wody, w wyniku czego łączą się one w asocjaty. Istnienie tych współpracowników tłumaczy anomalnie wysokie wartości mp. itp. kip. woda.

Wraz z powstawaniem wiązań wodorowych wynikiem wzajemnego oddziaływania cząsteczek H 2 O na siebie jest ich samojonizacja:
w jednej cząsteczce dochodzi do heterolitycznego rozerwania polarnego wiązania O-H, a uwolniony proton łączy się z atomem tlenu innej cząsteczki. Powstały jon hydroksoniowy H 3 O + jest zasadniczo uwodnionym jonem wodorowym H + H 2 O, dlatego równanie samojonizacji wody jest uproszczone w następujący sposób:

H 2 O ↔ H + + OH -

Stała dysocjacji wody jest niezwykle mała:

Wskazuje to, że woda bardzo nieznacznie dysocjuje na jony, a zatem stężenie niezdysocjowanych cząsteczek H 2 O jest prawie stałe:

W czystej wodzie [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Oznacza to, że woda jest bardzo słabym elektrolitem amfoterycznym, który w zauważalnym stopniu nie wykazuje właściwości kwasowych ani zasadowych.
Jednak woda działa silnie jonizująco na rozpuszczone w niej elektrolity. Pod wpływem dipoli wody polarne wiązania kowalencyjne w cząsteczkach substancji rozpuszczonych zamieniają się w jonowe, jony ulegają uwodnieniu, wiązania między nimi ulegają osłabieniu, co powoduje dysocjację elektrolityczną. Na przykład:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(silny elektrolit)

(lub z wyłączeniem hydratacji: HCl → H + + Cl -)

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

(lub CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Zgodnie z teorią kwasów i zasad Bronsteda-Lowry'ego w tych procesach woda wykazuje właściwości zasady (akceptor protonów). Zgodnie z tą samą teorią woda działa jak kwas (donor protonów) w reakcjach np. z amoniakiem i aminami:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Reakcje redoks z udziałem wody

I. Reakcje, w których woda pełni rolę utleniacza

Reakcje te są możliwe tylko z silnymi środkami redukującymi, które są w stanie zredukować jony wodorowe wchodzące w skład cząsteczek wody do wolnego wodoru.

1) Interakcja z metalami

a) W normalnych warunkach H 2 O oddziałuje tylko z alkaliami. i ziem alkalicznych. metale:

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

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

b) W wysokich temperaturach H 2 O reaguje również z niektórymi innymi metalami, na przykład:

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

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

c) Al i Zn wypierają H2 z wody w obecności zasad:

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

2) Interakcja z niemetalami o niskim EO (reakcje zachodzą w trudnych warunkach)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 („gaz wodny”)

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

W obecności zasad krzem wypiera wodór z wody:

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

3) Interakcja z wodorkami metali

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

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

4) Interakcja z tlenkiem węgla i metanem

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

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

Reakcje są wykorzystywane w przemyśle do produkcji wodoru.

II. Reakcje, w których woda działa jako czynnik redukujący

Reakcje te są możliwe tylko przy użyciu bardzo silnych środków utleniających, które są zdolne do utleniania tlenu CO CO -2, będącego częścią wody, do wolnego tlenu O 2 lub do anionów nadtlenkowych 2-. W wyjątkowym przypadku (w reakcji z F 2) tlen tworzy się z c o. +2.

1) Interakcja z fluorem

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

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

2) Interakcja z tlenem atomowym

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

3) Interakcja z chlorem

Przy wysokim T następuje reakcja odwracalna

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

III. Reakcje wewnątrzcząsteczkowego utleniania - redukcja wody.

Pod wpływem prądu elektrycznego lub wysokiej temperatury woda może zostać rozłożona na wodór i tlen:

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

Rozkład termiczny jest procesem odwracalnym; stopień rozkładu termicznego wody jest niski.

Reakcje hydratacji

I. Hydratacja jonów. Jony powstające podczas dysocjacji elektrolitów w roztworach wodnych przyłączają pewną liczbę cząsteczek wody i występują w postaci jonów uwodnionych. Niektóre jony tworzą tak silne wiązania z cząsteczkami wody, że ich hydraty mogą istnieć nie tylko w roztworze, ale także w stanie stałym. Wyjaśnia to powstawanie krystalicznych hydratów, takich jak CuSO4 · 5H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O itp., a także kompleksów wodnych: CI 3 , Br 4 , itp.

II. Hydratacja tlenków

III. Hydratacja związków organicznych zawierających wiązania wielokrotne

Reakcje hydrolizy

I. Hydroliza soli

Hydroliza odwracalna:

a) według kationu soli

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (środowisko kwaśne. pH

b) przez anion soli

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

c) przez kation i anion soli

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (środowisko zbliżone do neutralnego)

Nieodwracalna hydroliza:

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

II. Hydroliza węglików metali

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

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

III. Hydroliza krzemków, azotków, fosforków

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

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

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

IV. Hydroliza halogenów

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hydroliza związków organicznych

Klasy substancji organicznych	Produkty hydrolizy (organiczne)
Halogenalkany (halogenki alkilowe)
Halogenki arylowe
Dihaloalkany	Aldehydy lub ketony
Alkoholany metali
Halogenki kwasu karboksylowego	kwasy karboksylowe
Bezwodniki kwasów karboksylowych	kwasy karboksylowe
Estry kwasów karboksylowych	Kwasy karboksylowe i alkohole
	Gliceryna i wyższe kwasy karboksylowe
Di- i polisacharydy	Monosacharydy
Peptydy i białka	α-Aminokwasy
Kwasy nukleinowe

2. Napisz równanie kinetyczne reakcji: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Ile razy wzrośnie szybkość reakcji, jeśli współczynnik temperaturowy wyniesie 3, a temperatura wzrośnie o 30 stopni? 4. Gdy temperatura wzrośnie o 40 stopni, szybkość reakcji wzrasta 16-krotnie. Określ współczynnik temperaturowy.

Zdjęcie 12 z prezentacji „Szybkość reakcji” na lekcje chemii na temat „Reakcje”

Wymiary: 960 x 720 pikseli, format: jpg. Aby pobrać zdjęcie do lekcji chemii za darmo, kliknij prawym przyciskiem myszy obraz i kliknij "Zapisz obraz jako...". Aby wyświetlić zdjęcia na lekcji, możesz również bezpłatnie pobrać całą prezentację „Reaction Speed.ppt” ze wszystkimi zdjęciami w archiwum zip. Rozmiar archiwum - 15 KB.

Pobierz prezentację

Reakcje

„Szybkość reakcji” – Czynniki wpływające na szybkość. Co studiowaliśmy? Wpływ stężenia reagentów (dla układów jednorodnych) III rząd. Temperatura. Od czego zależy szybkość reakcji? 2. Napisz równanie kinetyczne reakcji: 2H2 + O2 = 2H2O. Obecność katalizatorów lub inhibitorów. Rozwiązywanie problemów. Katalizatory i kataliza.

„Prawo zachowania masy substancji” - 1673. Prawo zachowania masy substancji. Indeks. Indeks pokazuje liczbę atomów w jednostce wzoru substancji. Podobnie jak Boyle, rosyjski naukowiec przeprowadzał eksperymenty w zamkniętych retortach. 1789 Liceum Ogólnokształcące nr 36 im. Kazybka bi. Roberta Boyle'a. Współczynnik. 5n2o. 1748 Wzór chemiczny. Cele lekcji: Nauczanie - eksperymentalnie udowodnić prawo zachowania masy substancji.

„Przemiany radioaktywne” – Kamienie milowe historii. Nie jest liczbą jąder promieniotwórczych w początkowym momencie czasu. t jest czasem rozpadu. Prawo rozpadu promieniotwórczego. Doświadczenie. Co to jest okres półtrwania? T to okres półtrwania. Badania Rutherforda. Wniosek z regulaminu. Atomy substancji radioaktywnej podlegają samorzutnym modyfikacjom. Prehistoria badań radioaktywności.

"Praktyka reakcji chemicznych" - PPG. H2 - Gaz, bezbarwny, bezwonny, lżejszy od powietrza. 4) Czarny CuO zmienia kolor na czerwony, na ściankach probówki tworzy się H2O. Probówki. 2) Czysty H2 eksploduje z głuchym trzaskiem, H2 z zanieczyszczeniami - odgłos szczekania. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 wymiana. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2. Lampa alkoholowa. Obserwowane oznaki reakcji chemicznych.

„Reakcje” - Pozory zapachu. Podaj podstawową wiedzę na temat reakcji chemicznej. Uwalnianie gazu. Wyposażenie: Roztwory - kwas solny i woda wapienna, kawałek marmuru. Sprawdzam pracę domową. Podaj przykłady złożonych substancji? Rola chemii w życiu człowieka. Powstawanie osadów. Uwalnianie lub pochłanianie ciepła.

"Teoria dysocjacji elektrolitycznej" - Wszystkie proste substancje, wszystkie tlenki i kwasy obojętne, zasady i sole. Svante Arrheniusa. Substancje w roztworach. Substancje z jonowymi i kowalencyjnymi wiązaniami polarnymi. Teoria dysocjacji elektrolitycznej (TED). II przepis TED. Substancje z wiązaniem kowalencyjnym: Orientacja dipoli wody? Uwodnienie? jonizacja? dysocjacja.

Łącznie w temacie jest 28 prezentacji

Znana formuła podstawy życia – wody. Jego cząsteczka składa się z dwóch atomów wodoru i jednego tlenu, który jest zapisywany jako H2O. Jeśli będzie dwa razy więcej tlenu, okaże się zupełnie inna substancja - H2O2. Co to jest i jak otrzymana substancja będzie się różnić od swojej „krewnej” wody?

H2O2 - co to za substancja?

Przyjrzyjmy się temu bardziej szczegółowo. H2O2 to wzór na nadtlenek wodoru, tak, ten używany do leczenia zadrapań, biały. Nadtlenek wodoru H2O2 - naukowy.

Do dezynfekcji stosuje się 3% roztwór nadtlenku. W postaci czystej lub skoncentrowanej powoduje chemiczne oparzenia skóry. Trzydziestoprocentowy roztwór nadtlenku jest inaczej nazywany perhydrolem; wcześniej był używany w salonach fryzjerskich do rozjaśniania włosów. Spalona przez niego skóra również staje się biała.

Właściwości chemiczne H2O2

Nadtlenek wodoru to bezbarwna ciecz o „metalicznym” smaku. Jest dobrym rozpuszczalnikiem i łatwo rozpuszcza się w wodzie, eterze, alkoholach.

Trzy- i sześcioprocentowe roztwory nadtlenku są zwykle przygotowywane przez rozcieńczenie trzydziestoprocentowego roztworu. Podczas przechowywania stężonego H2O2 substancja rozkłada się z wydzieleniem tlenu, dlatego nie należy jej przechowywać w szczelnie zamkniętych pojemnikach, aby uniknąć wybuchu. Wraz ze spadkiem stężenia nadtlenku wzrasta jego stabilność. Ponadto, aby spowolnić rozkład H2O2, można do niego dodawać różne substancje, na przykład kwas fosforowy lub salicylowy. Do przechowywania roztworów o silnym stężeniu (ponad 90 procent) do nadtlenku dodaje się pirofosforan sodu, który stabilizuje stan substancji, a także stosuje się naczynia aluminiowe.

H2O2 w reakcjach chemicznych może być zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym. Częściej jednak nadtlenek wykazuje właściwości utleniające. Uważa się, że nadtlenek jest kwasem, ale bardzo słabym; sole nadtlenku wodoru nazywane są nadtlenkami.

jako metoda pozyskiwania tlenu

Reakcja rozkładu H2O2 zachodzi, gdy substancja jest wystawiona na działanie wysokiej temperatury (powyżej 150 stopni Celsjusza). Rezultatem jest woda i tlen.

Formuła reakcji - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Stan utlenienia H w H 2 O 2 i H 2 O \u003d +1.
Stopień utlenienia O: w H 2 O 2 \u003d -1, w H 2 O \u003d -2, w O 2 \u003d 0
2O -1 - 2e -> O2 0

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

Rozkład nadtlenku wodoru może również wystąpić w temperaturze pokojowej, jeśli zastosuje się katalizator (substancję chemiczną, która przyspiesza reakcję).

W laboratoriach jedną z metod otrzymywania tlenu, obok rozkładu soli bertholleta lub nadmanganianu potasu, jest reakcja rozkładu nadtlenku. W tym przypadku jako katalizator stosuje się tlenek manganu (IV). Inne substancje przyspieszające rozkład H2O2 to miedź, platyna, wodorotlenek sodu.

Historia odkrycia nadtlenku

Pierwsze kroki w kierunku odkrycia nadtlenku poczynił w 1790 Niemiec Alexander Humboldt, kiedy odkrył przemianę tlenku baru w nadtlenek po podgrzaniu. Procesowi temu towarzyszyła absorpcja tlenu z powietrza. Dwanaście lat później naukowcy Tenard i Gay-Lussac przeprowadzili eksperyment dotyczący spalania metali alkalicznych z nadmiarem tlenu, w wyniku czego powstaje nadtlenek sodu. Ale nadtlenek wodoru uzyskano później, dopiero w 1818 roku, kiedy Louis Tenard badał wpływ kwasów na metale; do ich stabilnej interakcji potrzebna była niewielka ilość tlenu. Przeprowadzając eksperyment potwierdzający z nadtlenkiem baru i kwasem siarkowym, naukowiec dodał do nich wodę, chlorowodór i lód. Po krótkim czasie Tenar znalazła na ściankach pojemnika małe zestalone krople z nadtlenkiem baru. Stało się jasne, że to H2O2. Następnie nadali powstałemu H2O2 nazwę „woda utleniona”. Był to nadtlenek wodoru - bezbarwna, bezwonna, trudno odparowująca ciecz, która dobrze rozpuszcza inne substancje. Wynikiem interakcji H2O2 i H2O2 jest reakcja dysocjacji, nadtlenek jest rozpuszczalny w wodzie.

Ciekawostką jest to, że szybko odkryto właściwości nowej substancji, pozwalające na wykorzystanie jej w pracach konserwatorskich. Sam Tenard przy pomocy nadtlenku odrestaurował obraz Rafaela, który z czasem pociemniał.

Nadtlenek wodoru w XX wieku

Po dokładnym zbadaniu powstałej substancji zaczęto ją produkować na skalę przemysłową. Na początku XX wieku wprowadzono elektrochemiczną technologię produkcji nadtlenku, opartą na procesie elektrolizy. Ale trwałość substancji otrzymanej tą metodą była niewielka, około kilku tygodni. Czysty nadtlenek jest niestabilny iw większości został uwolniony w trzydziestoprocentowym stężeniu do wybielania tkanin i w trzech lub sześciu procentach do użytku domowego.

Naukowcy w nazistowskich Niemczech wykorzystali nadtlenek do stworzenia silnika rakietowego na paliwo ciekłe, który był używany do celów obronnych podczas II wojny światowej. W wyniku oddziaływania H2O2 i metanolu/hydrazyny uzyskano potężne paliwo, na którym samolot osiągnął prędkość ponad 950 km/h.

Gdzie jest teraz używany H2O2?

• w medycynie - do leczenia ran;
• w przemyśle celulozowo-papierniczym wykorzystuje się właściwości wybielające substancji;
• w przemyśle tekstylnym bielone nadtlenkiem są tkaniny naturalne i syntetyczne, futra, wełna;
• jako paliwo rakietowe lub jego utleniacz;
• w chemii - do produkcji tlenu, jako środka spieniającego do produkcji materiałów porowatych, jako katalizatora lub środka uwodorniającego;
• do produkcji środków dezynfekujących lub czyszczących, wybielaczy;
• do rozjaśniania włosów (jest to przestarzała metoda, ponieważ włosy są poważnie uszkodzone przez nadtlenek);

Nadtlenek wodoru może być z powodzeniem stosowany do rozwiązywania różnych problemów domowych. Ale do tych celów można użyć tylko 3% nadtlenku wodoru. Oto kilka sposobów:

• W celu oczyszczenia powierzchni wlej nadtlenek do pojemnika ze spryskiwaczem i spryskaj zanieczyszczone miejsca.
• W celu dezynfekcji przedmiotów należy je przetrzeć nierozcieńczonym roztworem H2O2. Pomoże to oczyścić je ze szkodliwych mikroorganizmów. Gąbki do mycia można nasączyć wodą z nadtlenkiem (w proporcji 1:1).
• Aby wybielić tkaniny podczas prania białych rzeczy, dodaj szklankę nadtlenku. Białe tkaniny można również wypłukać w wodzie zmieszanej ze szklanką H2O2. Metoda ta przywraca biel, zapobiega żółknięciu tkanin i pomaga w usuwaniu uporczywych plam.
• Aby zwalczać pleśń i pleśń, wymieszaj nadtlenek i wodę w butelce ze spryskiwaczem w proporcji 1:2. Powstałą mieszaninę spryskać na zainfekowane powierzchnie i po 10 minutach wyczyścić pędzlem lub gąbką.
• Możesz zaktualizować przyciemnioną zaprawę w płytce, rozpylając nadtlenek na żądanych obszarach. Po 30 minutach należy je dokładnie przetrzeć sztywnym pędzlem.
• Aby umyć naczynia, dodaj pół szklanki H2O2 do pełnej miski z wodą (lub zlewu z zamkniętym odpływem). Umyte w takim roztworze kubki i talerze będą lśnić czystością.
• Aby wyczyścić szczoteczkę do zębów, musisz zanurzyć ją w nierozcieńczonym 3% roztworze nadtlenku. Następnie spłucz pod silną bieżącą wodą. Ta metoda dobrze dezynfekuje artykuł higieniczny.
• Aby zdezynfekować zakupione warzywa i owoce, spryskaj je roztworem 1 części nadtlenku i 1 części wody, a następnie dokładnie spłucz wodą (może być zimna).
• W strefie podmiejskiej za pomocą H2O2 można zwalczać choroby roślin. Trzeba je spryskać roztworem nadtlenku lub namoczyć nasiona na krótko przed sadzeniem w 4,5 litra wody zmieszanej z 30 ml czterdziestoprocentowego nadtlenku wodoru.
• Aby ożywić ryby akwariowe, jeśli są zatrute amoniakiem, uduszone przy wyłączonym napowietrzaniu lub z innego powodu, możesz spróbować umieścić je w wodzie z nadtlenkiem wodoru. Konieczne jest zmieszanie 3% nadtlenku z wodą w ilości 30 ml na 100 litrów i umieszczenie go w powstałej mieszaninie martwych ryb na 15-20 minut. Jeśli w tym czasie nie ożyją, lekarstwo nie pomogło.

Nawet w wyniku energicznego potrząsania butelką z wodą powstaje w niej pewna ilość nadtlenku, ponieważ podczas tej czynności woda jest nasycana tlenem.

Świeże owoce i warzywa zawierają również H2O2 do czasu ugotowania. Podczas ogrzewania, gotowania, pieczenia i innych procesów z towarzyszącą wysoką temperaturą dochodzi do zniszczenia dużej ilości tlenu. Dlatego gotowane potrawy są uważane za mało przydatne, chociaż pozostaje w nich pewna ilość witamin. Świeżo wyciskane soki czy koktajle tlenowe podawane w sanatoriach są przydatne z tego samego powodu - ze względu na nasycenie tlenem, które dodaje organizmowi sił i oczyszcza go.

Niebezpieczeństwa nadtlenku po spożyciu

Po powyższym może się wydawać, że nadtlenek można podawać doustnie, a to przyniesie korzyści organizmowi. Ale tak nie jest. W wodzie lub sokach związek występuje w minimalnych ilościach i jest blisko spokrewniony z innymi substancjami. Wchłonięcie „nienaturalnego” nadtlenku wodoru do środka (a wszelki nadtlenek kupiony w sklepie lub wytworzony w wyniku eksperymentów chemicznych na własną rękę nie może być w żaden sposób uznany za naturalny, poza tym ma zbyt wysokie stężenie w porównaniu z naturalnym) może prowadzić do życia - groźne i zagrażające zdrowiu konsekwencje. Aby zrozumieć dlaczego, musisz ponownie zwrócić się do chemii.

Jak już wspomniano, w pewnych warunkach nadtlenek wodoru rozkłada się i uwalnia tlen, który jest aktywnym utleniaczem. może wystąpić, gdy H2O2 zderza się z peroksydazą, enzymem wewnątrzkomórkowym. Zastosowanie nadtlenku do dezynfekcji opiera się na jego właściwościach utleniających. Tak więc, gdy rana jest leczona H2O2, uwolniony tlen niszczy żywe mikroorganizmy chorobotwórcze, które się do niej dostały. Ma taki sam wpływ na inne żywe komórki. Jeśli potraktujesz nieuszkodzoną skórę nadtlenkiem, a następnie przetrzesz leczony obszar alkoholem, poczujesz pieczenie, co potwierdza obecność mikroskopijnych uszkodzeń po nadtlenku. Ale przy zewnętrznym stosowaniu nadtlenku w niskim stężeniu nie będzie zauważalnej szkody dla organizmu.

Kolejna sprawa, jeśli spróbujesz zabrać to do środka. Substancja ta, która jest zdolna uszkadzać od zewnątrz nawet stosunkowo grubą skórę, przedostaje się do błon śluzowych przewodu pokarmowego. Oznacza to, że pojawiają się mini-oparzenia chemiczne. Oczywiście uwolniony czynnik utleniający - tlen - może również zabijać szkodliwe drobnoustroje. Ale ten sam proces zajdzie w komórkach przewodu pokarmowego. Jeśli oparzenia w wyniku działania środka utleniającego powtarzają się, możliwa jest atrofia błon śluzowych i jest to pierwszy krok w kierunku raka. Śmierć komórek jelitowych prowadzi do niezdolności organizmu do przyswajania składników odżywczych, co tłumaczy np. utratę wagi i zanikanie zaparć u niektórych osób, które stosują „leczenie nadtlenkowe”.

Oddzielnie należy powiedzieć o takiej metodzie stosowania nadtlenku, jak wstrzyknięcia dożylne. Nawet jeśli z jakiegoś powodu zostały przepisane przez lekarza (można to uzasadnić tylko w przypadku zatrucia krwi, gdy nie ma innych odpowiednich leków), to pod nadzorem lekarza i przy ścisłym obliczeniu dawek nadal istnieje ryzyko. Ale w tak ekstremalnej sytuacji będzie szansa na powrót do zdrowia. W żadnym wypadku nie należy przepisywać sobie zastrzyków nadtlenku wodoru. H2O2 stanowi ogromne zagrożenie dla komórek krwi – erytrocytów i płytek krwi, ponieważ po dostaniu się do krwioobiegu je niszczy. Ponadto może dojść do śmiertelnego zablokowania naczyń krwionośnych przez uwolniony tlen - zator gazowy.

Środki bezpieczeństwa w postępowaniu z H2O2

• Przechowywać w miejscu niedostępnym dla dzieci i osób ubezwłasnowolnionych. Brak zapachu i wyraźny smak sprawia, że ​​nadtlenek jest dla nich szczególnie niebezpieczny, ponieważ można przyjmować duże dawki. Jeśli roztwór zostanie połknięty, konsekwencje użycia mogą być nieprzewidywalne. Musisz natychmiast skonsultować się z lekarzem.
• Roztwory nadtlenków o stężeniu większym niż trzy procent powodują oparzenia w przypadku kontaktu ze skórą. Miejsce oparzenia należy umyć dużą ilością wody.

• Nie dopuścić do przedostania się roztworu nadtlenku do oczu, ponieważ powstaje ich obrzęk, zaczerwienienie, podrażnienie, a czasem ból. Pierwsza pomoc przed pójściem do lekarza - obfite płukanie oczu wodą.
• Przechowuj substancję w taki sposób, aby było jasne, że jest to H2O2, czyli w pojemniku z naklejką, aby uniknąć przypadkowego niewłaściwego użycia.
• Warunki przechowywania przedłużające jej żywotność to ciemne, suche, chłodne miejsce.
• Nie mieszaj nadtlenku wodoru z płynami innymi niż czysta woda, w tym z chlorowaną wodą z kranu.
• Wszystko to dotyczy nie tylko H2O2, ale wszystkich zawierających go preparatów.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

stężenia wodoru, tlenu i wody różnią się w różnym stopniu: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników: charakteru reagentów, ich stężenia, temperatury, charakteru rozpuszczalnika itp.

2.1.1 Kinetyczne równanie reakcji chemicznej. Kolejność reakcji.

Jednym z zadań stojących przed kinetyką chemiczną jest określenie w dowolnym momencie składu mieszaniny reakcyjnej (tj. stężeń wszystkich reagentów), do czego niezbędna jest znajomość zależności szybkości reakcji od stężeń. Ogólnie rzecz biorąc, im większe stężenie reagentów, tym większa szybkość reakcji chemicznej. Podstawą kinetyki chemicznej jest tzw. podstawowy postulat kinetyki chemicznej:

Szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów, wziętego do pewnego stopnia.

czyli dla reakcji

aA + bB + dD + . ––> eE + .

można napisać:

Współczynnik proporcjonalności k jest stałą szybkości reakcji chemicznej. Stała szybkości jest liczbowo równa szybkości reakcji przy stężeniach wszystkich reagentów równych 1 mol/l.

Zależność szybkości reakcji od stężeń reagentów określa się doświadczalnie i nazywa się równaniem kinetycznym reakcji chemicznej. Oczywistym jest, że w celu zapisania równania kinetycznego konieczne jest doświadczalne wyznaczenie wartości stałej szybkości i wykładników przy stężeniach reagentów. Wykładnik przy stężeniu każdej z reagujących substancji w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej (w równaniu (II.4) odpowiednio x, y i z) jest szczególnym porządkiem reakcji dla tego składnika. Suma wykładników w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej (x + y + z) reprezentuje ogólny porządek reakcji. Należy podkreślić, że kolejność reakcji wyznaczana jest wyłącznie na podstawie danych doświadczalnych i nie jest związana ze współczynnikami stechiometrycznymi reagentów w równaniu reakcji. Równanie reakcji stechiometrycznej jest równaniem bilansu materiałowego iw żaden sposób nie może określić charakteru przebiegu tej reakcji w czasie.

W kinetyce chemicznej zwykle klasyfikuje się reakcje zgodnie z ogólnym porządkiem reakcji. Rozważmy zależność stężenia reagentów od czasu dla nieodwracalnych (jednokierunkowych) reakcji rzędu zerowego, pierwszego i drugiego.

2.1.2 Reakcje rzędu zerowego

Dla reakcji zerowego rzędu równanie kinetyczne ma postać:

Szybkość reakcji rzędu zerowego jest stała w czasie i nie zależy od stężeń reagentów; jest to charakterystyczne dla wielu heterogenicznych (zachodzących na granicy faz) reakcji w przypadku, gdy szybkość dyfuzji odczynników na powierzchnię jest mniejsza niż szybkość ich przemiany chemicznej.

2.1.3 Reakcje pierwszego rzędu

Rozważmy zależność stężenia substancji wyjściowej A od czasu dla przypadku reakcji I rzędu A --> B. Reakcje I rzędu charakteryzuje równanie kinetyczne postaci (II.6). Wstawiamy do niego wyrażenie (II.2):

(II.7)

Po scałkowaniu wyrażenia (II.7) otrzymujemy:

Stałą całkowania g określamy z warunków początkowych: w czasie t = 0 stężenie С jest równe stężeniu początkowemu Сo. Wynika z tego, że g = ln Co. Otrzymujemy:

Ryż. 2,3 Zależność logarytmu stężenia od czasu dla reakcji pierwszego rzędu

Zatem logarytm stężenia dla reakcji pierwszego rzędu zależy liniowo od czasu (rys. 2.3), a stała szybkości jest liczbowo równa tangensowi nachylenia prostej do osi czasu.

Z równania (II.9) łatwo uzyskać wyrażenie na stałą szybkości jednokierunkowej reakcji pierwszego rzędu:

Inną cechą kinetyczną reakcji jest okres półtrwania t1 / 2 - czas, w którym stężenie substancji wyjściowej zmniejsza się o połowę w porównaniu z oryginałem. Wyraźmy t1/2 dla reakcji pierwszego rzędu, biorąc pod uwagę, że С = ½Сo:

(II.12)

Jak widać z otrzymanego wyrażenia, okres półtrwania reakcji pierwszego rzędu nie zależy od początkowego stężenia substancji wyjściowej.

2.1.4 Reakcje drugiego rzędu

Dla reakcji drugiego rzędu równanie kinetyczne ma postać:

Rozważmy najprostszy przypadek, gdy równanie kinetyczne ma postać (II.14) lub, która jest taka sama, w równaniu postaci (II.15) stężenia substancji wyjściowych są takie same; równanie (II.14) w tym przypadku można przepisać w następujący sposób:

(II.16)

Po rozdzieleniu zmiennych i integracji otrzymujemy:

Stała całkowania g, podobnie jak w poprzednim przypadku, jest wyznaczana z warunków początkowych. Otrzymujemy:

Tak więc dla reakcji drugiego rzędu, które mają równanie kinetyczne postaci (II.14), charakterystyczna jest liniowa zależność odwrotności stężenia od czasu (rys. 2.4), a stała szybkości jest równa tangensowi nachylenia prosta do osi czasu:

(II.20)

Ryż. 2,4 Wzajemne stężenie w funkcji czasu dla reakcji drugiego rzędu

Jeżeli początkowe stężenia reagentów Co,A i Co,B są różne, to stałą szybkości reakcji wyznacza się całkując równanie (II.21), w którym CA i CB są stężeniami reagentów w czasie t od początku reakcji:

(II.21)

W tym przypadku dla stałej szybkości otrzymujemy wyrażenie