§3. Reaktionsekvationen och hur man skriver den

Samspel väte Med syre, som Sir Henry Cavendish slog fast, leder till bildandet av vatten. Låt oss använda detta enkla exempel för att lära oss hur man skriver ekvationer av kemiska reaktioner.
Vad kommer ifrån väte och syre, vi vet redan:

H2 + O2 → H2O

Nu tar vi hänsyn till att atomerna av kemiska grundämnen i kemiska reaktioner inte försvinner och inte uppstår från ingenting, inte förvandlas till varandra, men kombinera i nya kombinationer att bilda nya molekyler. Det betyder att i ekvationen för den kemiska reaktionen av atomer av varje typ måste det finnas samma antal innan reaktioner ( vänster från likhetstecknet) och efter slutet av reaktionen ( till höger från likhetstecknet), så här:

2H2 + O2 \u003d 2H2O

Det är vad det är reaktionsekvationen - villkorlig registrering av en pågående kemisk reaktion med hjälp av formler för ämnen och koefficienter.

Detta betyder att i ovanstående reaktion två mullvadar väte ska reagera med av en mullvad syre, och resultatet kommer att bli två mullvadar vatten.

Samspel väte Med syre– ingen enkel process alls. Det leder till en förändring i oxidationstillstånden för dessa grundämnen. För att välja koefficienter i sådana ekvationer använder man vanligtvis metoden " elektronisk balans".

När vatten bildas av väte och syre betyder det det väteändrat sitt oxidationstillstånd från 0 innan +I, a syre- från 0 innan −II. Samtidigt flera (n) elektroner:

Vätedonerande elektroner tjänar här reduktionsmedel och syreaccepterande elektroner - oxidationsmedel.

Oxiderande och reduktionsmedel

Låt oss nu se hur processerna för att ge och ta emot elektroner ser ut separat. Väte, efter att ha träffat "rövaren" - syre, förlorar alla sina egenskaper - två elektroner, och dess oxidationstillstånd blir lika med +I:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Hände oxidationshalvreaktionsekvationen väte.

Och banditen syre Ungefär 2, efter att ha tagit de sista elektronerna från det olyckliga vätet, är han mycket nöjd med sitt nya oxidationstillstånd -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

Det reduktionshalvreaktionsekvationen syre.

Det återstår att tillägga att både "banditen" och hans "offer" har förlorat sin kemiska identitet och från enkla ämnen - gaser med diatomiska molekyler H 2 och Ungefär 2 förvandlas till komponenter i ett nytt kemiskt ämne - vatten H2O.

Vidare kommer vi att argumentera enligt följande: hur många elektroner reduktionsmedlet gav till den oxiderande banditen, det är hur mycket han fick. Antalet elektroner som doneras av reduktionsmedlet måste vara lika med antalet elektroner som accepteras av oxidationsmedlet..

Så du behöver jämna ut antalet elektroner i första och andra halva reaktionerna. Inom kemi accepteras följande villkorade form för att skriva ekvationerna för halvreaktioner:

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

Här är siffrorna 2 och 1 till vänster om den krulliga parentesen faktorer som hjälper till att säkerställa att antalet givna och mottagna elektroner är lika. Vi tar hänsyn till att i halvreaktionsekvationerna ges 2 elektroner bort, och 4 accepteras. För att utjämna antalet mottagna och givna elektroner hittas den minsta gemensamma multipeln och ytterligare faktorer. I vårt fall är den minsta gemensamma multipeln 4. Ytterligare faktorer kommer att vara 2 för väte (4: 2 = 2) och för syre - 1 (4: 4 = 1).
De resulterande multiplikatorerna kommer att fungera som koefficienterna för den framtida reaktionsekvationen:

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

Väte oxiderad inte bara när man träffas syre. Ungefär samma effekt på väte och fluor F2, halogen och den berömda "rånaren", och till synes ofarlig kväve N 2:

H20 + F20 = 2H + IF-I

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

Detta resulterar i vätefluorid HF eller ammoniak NH3.

I båda föreningarna, oxidationstillståndet väte blir lika +I, eftersom han får partners i molekylen "girig" för någon annans elektroniska bästa, med hög elektronegativitet - fluor F och kväve N. På kväve värdet av elektronegativitet anses vara lika med tre konventionella enheter, och y fluor i allmänhet är den högsta elektronegativiteten bland alla kemiska grundämnen fyra enheter. Så det är inte konstigt att de lämnar den stackars väteatomen utan någon elektronisk miljö.

Men väte kanske Återställ- acceptera elektroner. Detta händer om alkalimetaller eller kalcium, där elektronegativiteten är mindre än väte, deltar i reaktionen med det.

Vatten (väteoxid) är en binär oorganisk förening med den kemiska formeln H 2 O. Vattenmolekylen består av två väteatomer och ett syre, som är sammankopplade genom en kovalent bindning.

Väteperoxid.

Fysiska och kemiska egenskaper

Vattens fysikaliska och kemiska egenskaper bestäms av den kemiska, elektroniska och rumsliga strukturen hos H 2 O-molekyler.

H- och O-atomerna i H 2 0-molekylen är i sina stabila oxidationstillstånd, +1 respektive -2; därför uppvisar inte vatten några uttalade oxiderande eller reducerande egenskaper. Observera: i metallhydrider är väte i -1 oxidationstillstånd.

H 2 O-molekylen har en vinkelstruktur. H-O-bindningar är mycket polära. Det finns ett överskott av negativ laddning på O-atomen och överskott av positiva laddningar på H-atomerna. I allmänhet är H 2 O-molekylen polär, dvs. dipol. Detta förklarar det faktum att vatten är ett bra lösningsmedel för joniska och polära ämnen.

Närvaron av överskottsladdningar på H- och O-atomer, såväl som odelade elektronpar vid O-atomer, orsakar bildandet av vätebindningar mellan vattenmolekyler, som ett resultat av vilket de kombineras till associerade. Förekomsten av dessa associerade förklarar de onormalt höga värdena för mp. etc. kip. vatten.

Tillsammans med bildandet av vätebindningar är resultatet av den ömsesidiga påverkan av H 2 O-molekyler på varandra deras självjonisering:
i en molekyl sker ett heterolytiskt brott av den polära O-H-bindningen, och den frigjorda protonen förenar sig med syreatomen i en annan molekyl. Den resulterande hydroxoniumjonen H 3 O + är i huvudsak en hydratiserad vätejon H + H 2 O, därför är vattensjälvjoniseringsekvationen förenklad enligt följande:

H 2 O ↔ H + + OH -

Dissociationskonstanten för vatten är extremt liten:

Detta indikerar att vatten mycket lite dissocierar till joner, och därför är koncentrationen av odissocierade H 2 O-molekyler nästan konstant:

I rent vatten är [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. Detta innebär att vatten är en mycket svag amfoter elektrolyt som varken uppvisar sura eller basiska egenskaper i märkbar grad.
Vatten har dock en stark joniserande effekt på de elektrolyter som är lösta i det. Under inverkan av vattendipoler omvandlas polära kovalenta bindningar i molekylerna av lösta ämnen till joniska, joner hydratiseras, bindningarna mellan dem försvagas, vilket resulterar i elektrolytisk dissociation. Till exempel:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(stark elektrolyt)

(eller exklusive hydratisering: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (svag elektrolyt)

(eller CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Enligt Bronsted-Lowry-teorin om syror och baser uppvisar vatten i dessa processer egenskaperna hos en bas (protonacceptor). Enligt samma teori fungerar vatten som en syra (protondonator) i reaktioner, till exempel med ammoniak och aminer:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Redoxreaktioner som involverar vatten

I. Reaktioner där vatten spelar rollen som oxidationsmedel

Dessa reaktioner är möjliga endast med starka reduktionsmedel, som kan reducera vätejonerna som ingår i vattenmolekylerna till fritt väte.

1) Interaktion med metaller

a) Under normala förhållanden interagerar H 2 O endast med alkali. och alkalisk jord. metaller:

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

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

b) Vid höga temperaturer reagerar H 2 O också med några andra metaller, till exempel:

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

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

c) Al och Zn ersätter H 2 från vatten i närvaro av alkalier:

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

2) Interaktion med icke-metaller med låg EO (reaktioner sker under svåra förhållanden)

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

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

I närvaro av alkalier ersätter kisel väte från vatten:

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

3) Interaktion med metallhydrider

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

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

4) Interaktion med kolmonoxid och metan

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

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

Reaktioner används inom industrin för att producera väte.

II. Reaktioner där vatten fungerar som ett reduktionsmedel

Dessa reaktioner är möjliga endast med mycket starka oxidationsmedel som kan oxidera syre CO CO -2, som är en del av vatten, till fritt syre O 2 eller till peroxidanjoner 2-. I ett undantagsfall (i reaktion med F 2) bildas syre med c o. +2.

1) Interaktion med fluor

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

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

2) Interaktion med atomärt syre

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

3) Interaktion med klor

Vid högt T uppstår en reversibel reaktion

2Cl2 + 2H2O-2 \u003d O 02 + 4HCl

III. Reaktioner av intramolekylär oxidation - reduktion av vatten.

Under inverkan av en elektrisk ström eller hög temperatur kan vatten sönderdelas till väte och syre:

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

Termisk nedbrytning är en reversibel process; graden av termisk nedbrytning av vatten är låg.

Hydreringsreaktioner

I. Hydrering av joner. Jonerna som bildas under dissociationen av elektrolyter i vattenlösningar fäster ett visst antal vattenmolekyler och existerar i form av hydratiserade joner. Vissa joner bildar så starka bindningar med vattenmolekyler att deras hydrater kan existera inte bara i lösning utan också i fast tillstånd. Detta förklarar bildningen av kristallina hydrater såsom CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, etc., såväl som vattenkomplex: CI 3 , Br 4 , etc.

II. Hydrering av oxider

III. Hydrering av organiska föreningar som innehåller flera bindningar

Hydrolysreaktioner

I. Hydrolys av salter

Reversibel hydrolys:

a) enligt saltkatjonen

Fe3+ + H2O \u003d FeOH 2+ + H+; (sur miljö. pH

b) av saltanjon

CO32- + H2O \u003d HCO3- + OH-; (alkalisk miljö. pH > 7)

c) av katjonen och av saltets anjon

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (miljö nära neutral)

Irreversibel hydrolys:

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

II. Hydrolys av metallkarbider

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

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

III. Hydrolys av silicider, nitrider, fosfider

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

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

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

IV. Hydrolys av halogener

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hydrolys av organiska föreningar

Klasser av organiska ämnen	Hydrolysprodukter (organiska)
Halogenalkaner (alkylhalider)
Arylhalider
Dihaloalkaner	Aldehyder eller ketoner
Metallalkoholater
Karboxylsyrahalider	karboxylsyror
Anhydrider av karboxylsyror	karboxylsyror
Estrar av karboxylsyror	Karboxylsyror och alkoholer
	Glycerin och högre karboxylsyror
Di- och polysackarider	Monosackarider
Peptider och proteiner	a-aminosyror
Nukleinsyror

2. Skriv ner den kinetiska ekvationen för reaktionen: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Hur många gånger ökar reaktionshastigheten om temperaturkoefficienten är 3 och temperaturen höjs med 30 grader? 4. När temperaturen stiger med 40 grader ökar reaktionshastigheten med 16 gånger. Bestäm temperaturkoefficienten.

Bild 12 från presentationen "Reaktionshastighet" till kemilektioner på ämnet "Reaktioner"

Mått: 960 x 720 pixlar, format: jpg. För att ladda ner en bild för en kemilektion gratis, högerklicka på bilden och klicka på "Spara bild som...". För att visa bilder i lektionen kan du även ladda ner hela presentationen "Reaction Speed.ppt" med alla bilder i ett zip-arkiv gratis. Arkivstorlek - 15 KB.

Ladda ner presentationen

Reaktioner

"Reaktionshastighet" - Faktorer som påverkar hastigheten. Vad studerade vi? Inverkan av koncentrationen av reaktanter (för homogena system) 3:e raden. Temperatur. Vad avgör reaktionshastigheten? 2. Skriv ner den kinetiska ekvationen för reaktionen: 2H2 + O2 = 2H2O. Närvaro av katalysatorer eller inhibitorer. Problemlösning. Katalysatorer och katalys.

"Lagen om bevarande av massa av ämnen" - 1673. Lagen om bevarande av massa av ämnen. Index. Indexet visar antalet atomer i formelenheten för ett ämne. Liksom Boyle gjorde den ryske vetenskapsmannen experiment i förseglade repliker. 1789 Allmän gymnasieskola nr 36 uppkallad efter Kazybek bi. Robert Boyle. Koefficient. 5n2o. 1748 Kemisk formel. Lektionens mål: Undervisning - experimentellt bevisa lagen om bevarande av massa av ämnen.

"Radioaktiva transformationer" - Milstolpar i historien. Nej är antalet radioaktiva kärnor vid det första ögonblicket. t är sönderfallstiden. Lagen om radioaktivt sönderfall. En upplevelse. Vad är en halveringstid? T är halveringstiden. Rutherford forskning. Slutsats från reglerna. Atomerna i ett radioaktivt ämne är föremål för spontana modifieringar. Radioaktivitetsforskningens förhistoria.

"Kemiska reaktioner praktiskt arbete" - PPG. H2 - Gas, färglös, luktfri, lättare än luft. 4) Svart CuO blir rött, H2O bildas på provrörets väggar. Provrör. 2) Ren H2 exploderar med en dov pop, H2 med orenheter - ett skällande ljud. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 utbyte. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2-substitution. Alkohollampa. Observerade tecken på kemiska reaktioner.

"Reaktioner" - Utseende av lukt. Ge en grundläggande förståelse för en kemisk reaktion. Gasutsläpp. Utrustning: Lösningar - saltsyra och kalkvatten, en bit marmor. Kollar läxor. Ge exempel på komplexa ämnen? Kemins roll i mänskligt liv. Sedimentbildning. Utsläpp eller absorption av värme.

"Theory of electrolytic dissociation" - Alla enkla ämnen, alla oxider och n/r syror, baser och salter. Svante Arrhenius. Ämnen i lösningar. Ämnen med joniska och kovalenta polära bindningar. Teori om elektrolytisk dissociation (TED). Andra bestämmelse i TED. Ämnen med kovalent bindning: Orientering av vattendipoler? jonisering? dissociation.

Totalt finns det 28 presentationer i ämnet

Den välkända formeln för livets grund - vatten. Dess molekyl består av två väteatomer och en syre, som skrivs som H2O. Om det finns dubbelt så mycket syre, kommer ett helt annat ämne att visa sig - H2O2. Vad är det och hur kommer det resulterande ämnet att skilja sig från sin "släkting" till vatten?

H2O2 - vad är detta ämne?

Låt oss uppehålla oss mer i detalj. H2O2 är formeln för väteperoxid, ja, den som används för att behandla repor, vit. Väteperoxid H2O2 - vetenskaplig.

En 3% peroxidlösning används för desinfektion. I ren eller koncentrerad form orsakar det kemiska brännskador på huden. En trettioprocentig peroxidlösning kallas annars perhydrol; det användes tidigare i frisörsalonger för att bleka hår. Huden som bränns av honom blir också vit.

Kemiska egenskaper hos H2O2

Väteperoxid är en färglös vätska med en "metallisk" smak. Det är ett bra lösningsmedel och är lättlösligt i vatten, eter, alkoholer.

Tre och sex procents peroxidlösningar framställs vanligtvis genom att späda en trettioprocentig lösning. När koncentrerad H2O2 förvaras sönderdelas ämnet med frigörande av syre, så det bör inte förvaras i tätt förslutna behållare för att undvika en explosion. Med en minskning av koncentrationen av peroxid ökar dess stabilitet. Dessutom, för att bromsa nedbrytningen av H2O2, kan olika ämnen tillsättas till den, till exempel fosfor eller salicylsyra. För att lagra lösningar med stark koncentration (mer än 90 procent) tillsätts natriumpyrofosfat till peroxiden, vilket stabiliserar ämnets tillstånd, och aluminiumkärl används också.

H2O2 i kemiska reaktioner kan vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel. Men oftare uppvisar peroxid oxiderande egenskaper. Peroxid anses vara en syra, men en mycket svag sådan; salter av väteperoxid kallas peroxider.

som en metod för att få syre

Nedbrytningsreaktionen av H2O2 uppstår när ett ämne utsätts för hög temperatur (mer än 150 grader Celsius). Resultatet är vatten och syre.

Reaktionsformel - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Oxidationstillståndet för H i H 2 O 2 och H 2 O \u003d +1.
Oxidationstillståndet för O: i H 2 O 2 \u003d -1, i H 2 O \u003d -2, i O 2 \u003d 0
2O -1 - 2e -> O2 0

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

Nedbrytning av väteperoxid kan också ske vid rumstemperatur om en katalysator (en kemikalie som påskyndar reaktionen) används.

I laboratorier är en av metoderna för att erhålla syre, tillsammans med nedbrytningen av bertholletsalt eller kaliumpermanganat, reaktionen av peroxidnedbrytning. I detta fall används mangan(IV)oxid som katalysator. Andra ämnen som påskyndar nedbrytningen av H2O2 är koppar, platina, natriumhydroxid.

Historien om upptäckten av peroxid

De första stegen mot upptäckten av peroxid togs 1790 av tysken Alexander Humboldt, då han upptäckte omvandlingen av bariumoxid till peroxid vid upphettning. Den processen åtföljdes av absorptionen av syre från luften. Tolv år senare genomförde forskarna Tenard och Gay-Lussac ett experiment på förbränning av alkalimetaller med ett överskott av syre, som ett resultat av vilket natriumperoxid erhölls. Men väteperoxid erhölls senare, först 1818, när Louis Tenard studerade syrors inverkan på metaller; för deras stabila interaktion behövdes en låg mängd syre. Genom att genomföra ett bekräftande experiment med bariumperoxid och svavelsyra, tillsatte forskaren vatten, väteklorid och is till dem. Efter en kort tid hittade Tenar små stelnade droppar på behållarens väggar med bariumperoxid. Det blev klart att det var H2O2. Sedan gav de den resulterande H2O2 namnet "oxiderat vatten". Det här var väteperoxid - en färglös, luktfri, knappast förångningsbar vätska som löser upp andra ämnen bra. Resultatet av interaktionen mellan H2O2 och H2O2 är en dissociationsreaktion, peroxiden är löslig i vatten.

Ett intressant faktum är att egenskaperna hos det nya ämnet snabbt upptäcktes, vilket gjorde att det kunde användas i restaureringsarbeten. Tenard själv, med hjälp av peroxid, restaurerade målningen av Raphael, som hade mörknat med tiden.

Väteperoxid på 1900-talet

Efter en grundlig studie av det resulterande ämnet började det tillverkas i industriell skala. I början av 1900-talet introducerades en elektrokemisk teknik för framställning av peroxid, baserad på elektrolysprocessen. Men hållbarheten för ämnet som erhölls med denna metod var liten, ungefär ett par veckor. Ren peroxid är instabil, och för det mesta producerades den i en koncentration på trettio procent för blekning av tyger och i tre eller sex procent för hushållsbruk.

Forskare i Nazityskland använde peroxid för att skapa en raketmotor för flytande bränsle som användes för försvarsändamål under andra världskriget. Som ett resultat av interaktionen mellan H2O2 och metanol / hydrazin erhölls ett kraftfullt bränsle, på vilket flygplanet nådde hastigheter på mer än 950 km / h.

Var används H2O2 nu?

• inom medicin - för behandling av sår;
• inom massa- och pappersindustrin används ämnets blekande egenskaper;
• i textilindustrin blekas naturliga och syntetiska tyger, pälsar, ull med peroxid;
• som raketbränsle eller dess oxidationsmedel;
• inom kemi - att producera syre, som ett skummedel för framställning av porösa material, som en katalysator eller hydreringsmedel;
• för tillverkning av desinfektionsmedel eller rengöringsmedel, blekmedel;
• för blekning av hår (detta är en föråldrad metod, eftersom håret är allvarligt skadat av peroxid);

Väteperoxid kan framgångsrikt användas för att lösa olika hushållsproblem. Men endast 3% väteperoxid kan användas för dessa ändamål. Här är några sätt:

• För att rengöra ytor, häll peroxid i en behållare med en sprayflaska och spraya på förorenade områden.
• För desinfektion av föremål måste de torkas av med en outspädd lösning av H2O2. Detta kommer att hjälpa till att rena dem från skadliga mikroorganismer. Svampar för tvätt kan blötläggas i vatten med peroxid (proportion 1:1).
• För att bleka tyger när du tvättar vita saker, tillsätt ett glas peroxid. Du kan också skölja vita tyger i vatten blandat med ett glas H2O2. Denna metod återställer vitheten, förhindrar tyger från att gulna och hjälper till att ta bort envisa fläckar.
• För att bekämpa mögel och mögel, blanda peroxid och vatten i en sprayflaska i förhållandet 1:2. Spraya den resulterande blandningen på infekterade ytor och rengör dem med en borste eller svamp efter 10 minuter.
• Du kan uppdatera den mörknade fogmassan i plattan genom att spraya peroxid på önskade områden. Efter 30 minuter måste du försiktigt gnugga dem med en styv borste.
• För att diska, lägg till ett halvt glas H2O2 i en full bassäng med vatten (eller ett handfat med stängt avlopp). Koppar och tallrikar tvättade i en sådan lösning kommer att lysa med renhet.
• För att rengöra din tandborste måste du doppa den i en outspädd 3% peroxidlösning. Skölj sedan under starkt rinnande vatten. Denna metod desinficerar hygienartiklarna väl.
• För att desinficera köpta grönsaker och frukter, spraya en lösning av 1 del peroxid och 1 del vatten på dem och skölj dem sedan noggrant med vatten (kan vara kall).
• I förortsområdet med hjälp av H2O2 kan du bekämpa växtsjukdomar. Du måste spraya dem med en peroxidlösning eller blötlägga fröna strax före plantering i 4,5 liter vatten blandat med 30 ml fyrtioprocentig väteperoxid.
• För att återuppliva akvariefiskar, om de förgiftas av ammoniak, kvävs när luftningen är avstängd, eller av annan anledning, kan du prova att placera dem i vatten med väteperoxid. Det är nödvändigt att blanda 3% peroxid med vatten med en hastighet av 30 ml per 100 liter och placera den i den resulterande blandningen av livlös fisk i 15-20 minuter. Om de inte kommer till liv under denna tid, hjälpte inte botemedlet.

Även som ett resultat av kraftig skakning av en vattenflaska bildas en viss mängd peroxid i den, eftersom vattnet är mättat med syre under denna åtgärd.

Färska frukter och grönsaker innehåller också H2O2 tills de är tillagade. Under uppvärmning, kokning, rostning och andra processer med åtföljande hög temperatur förstörs en stor mängd syre. Det är därför tillagad mat inte anses vara så användbar, även om en viss mängd vitaminer finns kvar i dem. Färskpressade juicer eller syrecocktails som serveras på sanatorier är användbara av samma anledning - på grund av syremättnad, som ger kroppen ny kraft och renar den.

Farorna med peroxid vid intag

Efter ovanstående kan det verka som att peroxid specifikt kan tas oralt, och detta kommer att gynna kroppen. Men så är det inte alls. I vatten eller juice finns föreningen i minimala mängder och är nära besläktad med andra ämnen. Att ta "onaturlig" väteperoxid inuti (och all peroxid som köps i en butik eller produceras som ett resultat av kemiska experiment på egen hand kan inte anses naturligt, dessutom har den en för hög koncentration jämfört med naturlig) kan leda till livshotande och hälsofarliga konsekvenser. För att förstå varför måste du vända dig till kemi igen.

Som redan nämnts, under vissa förhållanden, bryts väteperoxid ner och frigör syre, som är ett aktivt oxidationsmedel. kan uppstå när H2O2 kolliderar med peroxidas, ett intracellulärt enzym. Användningen av peroxid för desinfektion baseras på dess oxiderande egenskaper. Så när ett sår behandlas med H2O2, förstör det frigjorda syret de levande patogena mikroorganismerna som har kommit in i det. Det har samma effekt på andra levande celler. Om du behandlar intakt hud med peroxid och sedan torkar av området med alkohol, kommer du att känna en brännande känsla, vilket bekräftar förekomsten av mikroskopiska skador efter peroxid. Men med den externa användningen av peroxid i en låg koncentration blir det ingen märkbar skada på kroppen.

En annan sak, om du försöker ta in det. Det ämnet, som kan skada även relativt tjock hud utifrån, kommer in i slemhinnorna i mag-tarmkanalen. Det vill säga att kemiska minibrännskador uppstår. Naturligtvis kan det frigjorda oxidationsmedlet - syre - även döda skadliga mikrober. Men samma process kommer att inträffa med cellerna i matsmältningskanalen. Om brännskador som ett resultat av verkan av ett oxidationsmedel upprepas, är atrofi av slemhinnorna möjlig, och detta är det första steget mot cancer. Tarmcellers död leder till oförmåga hos kroppen att absorbera näringsämnen, detta förklarar till exempel viktminskning och försvinnandet av förstoppning hos vissa människor som utövar peroxid "behandling".

Separat måste det sägas om en sådan metod att använda peroxid som intravenösa injektioner. Även om de av någon anledning ordinerades av en läkare (detta kan bara motiveras vid blodförgiftning, när det inte finns några andra lämpliga läkemedel tillgängliga), så finns det fortfarande risker under medicinsk övervakning och med en strikt beräkning av doser. Men i en sådan extrem situation kommer det att vara en chans till återhämtning. I inget fall bör du förskriva dig själv injektioner av väteperoxid. H2O2 utgör en stor fara för blodkroppar - erytrocyter och blodplättar, eftersom det förstör dem när det kommer in i blodomloppet. Dessutom kan en dödlig blockering av blodkärlen av frigjort syre uppstå - en gasemboli.

Säkerhetsåtgärder vid hantering av H2O2

• Förvaras utom räckhåll för barn och handikappade personer. Bristen på lukt och uttalad smak gör peroxid särskilt farlig för dem, eftersom stora doser kan tas. Om lösningen intas kan konsekvenserna av användningen vara oförutsägbara. Du måste omedelbart konsultera en läkare.
• Peroxidlösningar med en koncentration på mer än tre procent orsakar brännskador om de kommer i kontakt med huden. Det brännskada området ska tvättas med mycket vatten.

• Låt inte peroxidlösningen komma in i ögonen, eftersom deras svullnad, rodnad, irritation och ibland smärta bildas. Första hjälpen innan du går till läkaren - riklig sköljning av ögonen med vatten.
• Förvara ämnet på ett sådant sätt att det är tydligt att det är H2O2, det vill säga i en behållare med klistermärke för att undvika oavsiktlig missbruk.
• Förvaringsförhållanden som förlänger dess livslängd är en mörk, torr, sval plats.
• Blanda inte väteperoxid med andra vätskor än rent vatten, inklusive klorerat kranvatten.
• Allt ovanstående gäller inte bara H2O2, utan alla preparat som innehåller det.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

koncentrationerna av väte, syre och vatten varierar i varierande grad: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Hastigheten för en kemisk reaktion beror på många faktorer: reaktanternas natur, deras koncentration, temperatur, lösningsmedlets natur, etc.

2.1.1 Kinetisk ekvation för en kemisk reaktion. Reaktionsordning.

En av uppgifterna för kemisk kinetik är att bestämma sammansättningen av reaktionsblandningen (d.v.s. koncentrationerna av alla reaktanter) när som helst, för vilket det är nödvändigt att känna till reaktionshastighetens beroende av koncentrationer. I allmänhet gäller att ju högre koncentrationen av reaktanterna är, desto högre är hastigheten för den kemiska reaktionen. Grunden för kemisk kinetik är den sk. grundläggande postulat för kemisk kinetik:

Hastigheten för en kemisk reaktion är direkt proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna, taget i viss utsträckning.

dvs för reaktionen

aA + bB + dD+. ––> eE + .

kan skrivas:

Proportionalitetskoefficienten k är hastighetskonstanten för en kemisk reaktion. Hastighetskonstanten är numeriskt lika med reaktionshastigheten vid koncentrationer av alla reaktanter lika med 1 mol/l.

Reaktionshastighetens beroende av koncentrationerna av reaktanter bestäms experimentellt och kallas den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion. Det är uppenbart att för att skriva den kinetiska ekvationen är det nödvändigt att experimentellt bestämma värdet på hastighetskonstanten och exponenterna vid koncentrationerna av reaktanterna. Exponenten vid koncentrationen av vart och ett av de reagerande ämnena i den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion (i ekvation (II.4) respektive x, y och z) är en speciell reaktionsordning för denna komponent. Summan av exponenterna i den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion (x + y + z) representerar reaktionens övergripande ordning. Det bör betonas att reaktionsordningen endast bestäms från experimentella data och inte är relaterad till de stökiometriska koefficienterna för reaktanterna i reaktionsekvationen. Den stökiometriska reaktionsekvationen är en materialbalansekvation och kan inte på något sätt bestämma karaktären av denna reaktions förlopp i tid.

Inom kemisk kinetik är det vanligt att klassificera reaktioner efter reaktionens övergripande ordning. Låt oss överväga beroendet av koncentrationen av reaktanter i tid för irreversibla (envägs) reaktioner av noll, första och andra ordningen.

2.1.2 Nollordningens reaktioner

För nollordningens reaktioner har den kinetiska ekvationen följande form:

Hastigheten för en noll-ordningens reaktion är konstant i tiden och beror inte på koncentrationerna av reaktanterna; detta är karakteristiskt för många heterogena (som förekommer vid gränsytan) reaktioner i fallet då diffusionshastigheten för reagenser till ytan är mindre än hastigheten för deras kemiska omvandling.

2.1.3 Första ordningens reaktioner

Låt oss betrakta tidsberoendet av koncentrationen av initialsubstansen A för fallet med en första ordningens reaktion A -–> B. Första ordningens reaktioner kännetecknas av en kinetisk ekvation av formen (II.6). Vi ersätter uttryck (II.2) i det:

(II.7)

Efter att ha integrerat uttryck (II.7) får vi:

Vi bestämmer integrationskonstanten g från de initiala förhållandena: vid tidpunkten t = 0 är koncentrationen С lika med den initiala koncentrationen Сo. Av detta följer att g = ln Co. Vi får:

Ris. 2.3 Beroendet av koncentrationslogaritmen på tid för reaktioner av första ordningen

Sålunda beror koncentrationslogaritmen för en första ordningens reaktion linjärt på tiden (Fig. 2.3) och hastighetskonstanten är numeriskt lika med tangenten för den räta linjens lutning till tidsaxeln.

Från ekvation (II.9) är det lätt att få ett uttryck för hastighetskonstanten för en envägs första ordningens reaktion:

En annan kinetisk egenskap hos reaktionen är halveringstiden t1 / 2 - den tid under vilken koncentrationen av utgångsämnet halveras jämfört med originalet. Låt oss uttrycka t1/2 för reaktionen av första ordningen, med tanke på att С = ½Сo:

(II.12)

Såsom kan ses från det erhållna uttrycket beror halveringstiden för första ordningens reaktion inte på den initiala koncentrationen av utgångsmaterialet.

2.1.4 Andra ordningens reaktioner

För andra ordningens reaktioner har den kinetiska ekvationen följande form:

Låt oss betrakta det enklaste fallet, när den kinetiska ekvationen har formen (II.14) eller, vad som är densamma, i formens ekvation (II.15) är koncentrationerna av de initiala ämnena desamma; ekvation (II.14) i detta fall kan skrivas om enligt följande:

(II.16)

Efter separation av variabler och integration får vi:

Integrationskonstanten g, som i det föregående fallet, bestäms från de initiala förhållandena. Vi får:

För andra ordningens reaktioner som har en kinetisk ekvation av formen (II.14) är således ett linjärt beroende av den reciproka koncentrationen av tiden karakteristiskt (Fig. 2.4) och hastighetskonstanten är lika med tangenten för lutningen av den räta linjen till tidsaxeln:

(II.20)

Ris. 2.4Ömsesidig koncentration kontra tid för andra ordningens reaktioner

Om de initiala koncentrationerna av reaktanterna Co,A och Co,B är olika, hittas reaktionshastighetskonstanten genom att integrera ekvation (II.21), där CA och CB är koncentrationerna av reaktanterna vid tidpunkten t från början av reaktionen:

(II.21)

I detta fall får vi uttrycket för hastighetskonstanten