§3. Рівняння реакції та як його скласти

Взаємодія воднюз киснемЯк це встановив ще сер Генрі Кавендіш, призводить до утворення води. Давайте на цьому простому прикладі повчимося складати рівняння хімічних реакцій.
Що виходить із воднюі кисню, ми вже знаємо:

Н 2 + О 2 → Н 2 О

Тепер врахуємо, що атоми хімічних елементів у хімічних реакціях не зникають і не з'являються з нічого, не перетворюються один на одного, а з'єднуються у нових комбінаціяхутворюючи нові молекули. Отже, у рівнянні хімічної реакції атомів кожного сорту має бути однакова кількість дореакції ( ліворучвід знаку рівності) та післязакінчення реакції ( справавід знаку рівності), ось так:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Це і є рівняння реакції - умовний запис протікаючої хімічної реакції за допомогою формул речовин та коефіцієнтів.

Це означає, що у наведеній реакції два благаючи воднюповинні прореагувати з одним молем кисню, і в результаті вийде два благаючи води.

Взаємодія воднюз киснем- Зовсім не простий процес. Він призводить до зміни ступенів окиснення цих елементів. Щоб підбирати коефіцієнти таких рівняннях, зазвичай користуються методом " електронного балансу".

Коли з водню та кисню утворюється вода, це означає, що воденьзмінив свій рівень окислення від 0 до +I, а кисень- від 0 до −II. При цьому від атомів водню до атомів кисню перейшло кілька (n)електронів:

Водень, що віддає електрони, служить тут відновником, а кисень, який приймає електрони - окислювачем.

Окислювачі та відновники

Подивимося тепер, як виглядають процеси віддачі та прийому електронів окремо. Водень, зустрівшись з "грабіжником"-киснем, втрачає все своє надбання - два електрони, і його ступінь окислення стає рівною +I:

Н 2 0 − 2 e− = 2Н +I

Вийшло рівняння напівреакції окисненняводню.

А бандит- кисень Про 2, відібравши останні електрони у нещасного водню, дуже задоволений своїм новим ступенем окислення -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

Це рівняння напівреакції відновленнякисню.

Залишається додати, що і "бандит", і його "жертва" втратили свою хімічну індивідуальність і з простих речовин - газів із двоатомними молекулами Н 2і Про 2перетворилися на складові нової хімічної речовини - води Н 2 Про.

Далі розмірковуватимемо так: скільки електронів віддав відновник бандиту-окислювачу, стільки той і отримав. Число електронів, відданих відновником, має дорівнювати кількості електронів, прийнятих окислювачем.

Значить, треба зрівняти число електроніву першій та другій напівреакціях. У хімії прийнято таку умовну форму запису рівнянь напівреакцій:

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

Тут числа 2 і 1 ліворуч від фігурної дужки - це множники, які допоможуть забезпечити рівність числа відданих та прийнятих електронів. Врахуємо, що в рівняннях напівреакцій віддано 2 електрони, а прийнято 4. Щоб зрівняти число прийнятих та відданих електронів, знаходять найменше загальне кратне та додаткові множники. У нашому випадку найменше загальне кратне дорівнює 4. Додаткові множники будуть для водню 2 (4: 2 = 2), а для кисню - 1 (4: 4 = 1)
Отримані множники і служитимуть коефіцієнтами майбутнього рівняння реакції:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II

Водень окислюєтьсяне тільки при зустрічі з киснем. Приблизно так само на водень діють і фтор F 2, галоген і відомий "розбійник", і здавалося б, безневинний азот N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I

При цьому виходить фтороводород HFабо аміак NH 3.

В обох з'єднаннях ступінь окиснення воднюстає рівною +I, тому що партнери по молекулі йому дістаються "жадібні" до чужого електронного добра, з високою електронегативністю - фтор Fі азот N. У азотузначення електронегативності вважають рівним трьом умовним одиницям, а у фторувзагалі найвища електронегативність серед усіх хімічних елементів – чотири одиниці. Так що не дивно їм залишити бідолаху-атом водню без жодного електронного оточення.

Але воденьможе й відновлюватися- Приймати електрони. Це відбувається, якщо реакції з ним братимуть участь лужні метали або кальцій, у яких електронегативність менша, ніж у водню.

Вода (оксид водню) – бінарна неорганічна сполука з хімічною формулою Н 2 O. Молекула води складається з двох атомів водню та одного – кисню, які з'єднані між собою ковалентним зв'язком.

Перекис водню.

Фізичні та хімічні властивості

Фізичні та хімічні властивості води визначаються хімічною, електронною та просторовою будовою молекул Н 2 O.

Атоми Н і Про в молекулі Н 2 0 знаходяться у своїх стійких ступенях окиснення відповідно +1 і -2; тому вода не виявляє яскраво виражених окисних або відновлювальних властивостей. Зверніть увагу: у гідридах металів водень перебуває у ступені окислення -1.

Молекула Н2O має кутову будову. Зв'язки Н-O дуже полярні. На атомі існує надмірний негативний заряд, на атомах Н - надлишкові позитивні заряди. 8 цілому молекула Н 2 є полярною, тобто. диполем. Цим пояснюється той факт, що вода є добрим розчинником для іонних та полярних речовин.

Наявність надлишкових зарядів на атомах Н і О, а також неподілених електронних пар у атомів О обумовлює утворення між молекулами води водневих зв'язків, унаслідок чого вони об'єднуються в асоціати. Існуванням цих асоціатів пояснюються аномально високі значення т. пл. і т. кіп. води.

Поряд із утворенням водневих зв'язків, результатом взаємного впливу молекул Н 2 O один на одного є їх самоіонізація:
в одній молекулі відбувається гетеролітичний розрив полярного зв'язку О-Н, і протон, що звільнився, приєднується до атома кисню іншої молекули. Утворений іон гідроксонію Н 3 Про + по суті є гідратованим іоном водню Н + Н 2 O, тому спрощено рівняння самоіонізації води записується так:

Н 2 O ↔ H + + OH -

Константа дисоціації води надзвичайно мала:

Це свідчить про те, що вода дуже мало дисоціює на іони, і тому концентрація недисоційованих молекул Н 2 O практично постійна:

У чистій воді [Н + ] = [ВІН - ] = 10 -7 моль/л. Це означає, що вода є дуже слабким амфотерним електролітом, що не проявляє в помітній мірі ні кислотних, ні основних властивостей.
Однак вода має сильну іонізуючу дію на розчинені в ній електроліти. Під дією диполів води полярні ковалентні зв'язки в молекулах розчинених речовин перетворюються на іонні, іони гідратуються, зв'язки між ними послаблюються, внаслідок чого відбувається електролітична дисоціація. Наприклад:
HCl + Н 2 O - Н 3 O + + Сl -

(сильний електроліт)

(або без урахування гідратації: HCl → Н + + Сl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (слабкий електроліт)

(або CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Відповідно до теорії кислот і основ Бронстеда-Лоурі, у цих процесах вода виявляє властивості основи (акцептор протонів). За тією ж теорією в ролі кислоти (донора протонів) вода виступає в реакціях, наприклад, з аміаком та амінами:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Окисно-відновлювальні реакції за участю води

I. Реакції, у яких вода грає роль окислювача

Ці реакції можливі лише з сильними відновниками, здатними відновити іони водню, що входять до складу молекул води, до вільного водню.

1) Взаємодія із металами

а) За звичайних умов Н 2 Про взаємодіє лише з щілин. та щел.-зем. металами:

2Na + 2Н + 2 О = 2NaOH + H 0 2

Ca + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + H 0 2

б) При високій температурі Н 2 Про вступає в реакції з деякими іншими металами, наприклад:

Mg + 2Н + 2 О = Mg(OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4Н + 2 О = Fe 2 O 4 + 4H 0 2

в) Al і Zn витісняють Н 2 з води у присутності лугів:

2Al + 6Н + 2 Про + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2

2) Взаємодія з неметалами, що мають низьку ЕО (реакції відбуваються у жорстких умовах)

C + Н + 2 О = CO + H 0 2 (водяний газ)

2P + 6Н + 2 О = 2HPO 3 + 5H 0 2

У присутності лугів кремній витісняє водень із води:

Si + Н + 2 О + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Взаємодія з гідридами металів

NaH + Н + 2 O = NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + 2H 0 2

4) Взаємодія з чадним газом та метаном

CO + Н + 2 O = CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2Н + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2

Реакції використовуються у промисловості для одержання водню.

ІІ. Реакції, у яких вода грає роль відновника

ти реакції можливі тільки з дуже сильними окисниками, які здатні окислити кисень СО С. О. -2, що входить до складу води, до вільного кисню O 2 або пероксид-аніонів 2- . У винятковому випадку (в реакції з F 2) утворюється кисень з o. +2.

1) Взаємодія із фтором

2F 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HF

2F 2 + Н 2 O -2 = O +2 F 2 + 2HF

2) Взаємодія з атомарним киснем

Н 2 O -2 + O = Н 2 O - 2

3) Взаємодія із хлором

При високій Т відбувається оборотна реакція

2Cl 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl

ІІІ. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення – відновлення води.

Під дією електричного струму або високої температури може відбуватися розкладання води на водень та кисень:

2Н + 2 O -2 = 2H 0 2 + O 0 2

Термічне розкладання - процес оборотний; ступінь термічного розкладання води невелика.

Реакції гідратації

I. Гідратація іонів. Іони, що утворюються при дисоціації електролітів у водних розчинах, приєднують певну кількість молекул води та існують у вигляді гідратованих іонів. Деякі іони утворюють настільки міцні зв'язки України із молекулами води, що й гідрати можуть існувати у розчині, а й у твердому стані. Цим пояснюється утворення кристалогідратів типу CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7Н 2 O та ін, а також аквакомплексів: CI 3 Br 4 та ін.

ІІ. Гідратація оксидів

ІІІ. Гідратація органічних сполук, що містять кратні зв'язки

Реакції гідролізу

I. Гідроліз солей

Оборотний гідроліз:

а) по катіону солі

Fe 3+ + Н 2 O = FeOH 2+ + Н +; (кисле середовище. рН

б) по аніону солі

СО 3 2- + Н 2 O = НСО 3 - + ВІН -; (лужне середовище. рН > 7)

в) по катіону та по аніону солі

NH 4 + + СН 3 СОО - + Н 2 O = NH 4 OH + СН 3 СООН (середовище, близьке до нейтрального)

Необоротний гідроліз:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Аl(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S

ІІ. Гідроліз карбідів металів

Al 4 C 3 + 12Н 2 O = 4Аl(ОН) 3 ↓ + 3CH 4 нетан

СаС 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + С 2 Н 2 ацетилен

ІІІ. Гідроліз силіцидів, нітридів, фосфідів

Mg 2 Si + 4Н 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 силан

Ca 3 N 2 + 6Н 2 O = ЗСа(ОН) 2 + 2NH 3 аміак

Cu 3 P 2 + 6Н 2 O = ЗСu(ОН) 2 + 2РН 3 фосфін

IV. Гідроліз галогенів

Cl 2 + Н 2 O = HCl + HClO

Вr 2 + Н 2 O = НВr + НВrО

V. Гідроліз органічних сполук

Класи органічних речовин	Продукти гідролізу (органічні)
Галогеналкани (алкілгалогеніди)
Арилгалогеніди
Дигалогеналкани	Альдегіди або кетони
Алкоголяти металів
Галогенангідриди карбонових кислот	Карбонові кислоти
Ангідриди карбонових кислот	Карбонові кислоти
Складні зфіри карбонових кислот	Карбонові кислоти та спирти
	Гліцерин та вищі карбонові кислоти
Ді- та полісахариди	Моносахариди
Пептиди та білки	α-Амінокислоти
Нуклеїнові кислоти

2. Запишіть кінетичне рівняння для реакції: 2Н2 + О2 = 2Н2О. 3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3, а температуру збільшили на 30 градусів? 4. При підвищенні температури на 40 градусів швидкість реакції зростає в 16 разів. Визначте температурний коефіцієнт.

Картинка 12 із презентації «Швидкість реакції»до уроків хімії на тему «Реакції»

Розміри: 960 х 720 пікселів, формат: jpg. Щоб безкоштовно скачати картинку для уроку хімії, клацніть на зображенні правою кнопкою мишки та натисніть «Зберегти зображення як...». Для показу картинок на уроці Ви можете також безкоштовно скачати презентацію «Швидкість реакції.ppt» повністю з усіма картинками в zip-архіві. Розмір архіву – 15 КБ.

Завантажити презентацію

Реакції

Швидкість реакції - Фактори, що впливають на швидкість. Що ми вивчали? Вплив концентрації реагуючих речовин (для гомогенних систем) 3ряд. Температура. Чим визначається швидкість реакції? 2. Запишіть кінетичне рівняння для реакції: 2Н2 + О2 = 2Н2О. Наявність каталізаторів або інгібіторів. Розв'язання задач. Каталізатори та каталіз.

"Закон збереження маси речовин" - 1673р. Закон збереження маси речовин. Індекс. Індекс показує кількість атомів у формульній одиниці речовини. Подібно до Бойля російський учений робив досвід у запаяних ретортах. 1789р. Загальна середня школа №36 імені Казибек бі. Роберт Бойль. Коефіцієнт. 5н2о. 1748р. Хімічна формула. Цілі уроку: Навчальні – експериментально довести закон збереження маси речовин.

«Радіоактивні перетворення» - Віхи історії. No-число радіоактивних ядер у початковий час. t-час розпаду. Закон радіоактивного розпаду. Досвід. Що таке період напіврозпаду? Т-період напіврозпаду. Дослідження Резерфорда. Висновок із правил. Атоми радіоактивної речовини схильні до спонтанних видозмін. Передісторія досліджень радіоактивності.

"Хімічні реакції практична робота" - Ппг. Н2 - Газ, без кольору, запаху, легше за повітря. 4) Чорний CuO стає червоним, на стінках пробірки утворюється H2O. Пробірки. 2) Чистий Н2 вибухає з глухою бавовною, Н2 з домішками- гавкаючий звук. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 обмін. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Заміщення. Спиртування. Спостерігали ознаки хімічних реакцій.

"Реакції" - Поява запаху. Дати початкові уявлення про хімічну реакцію. Виділення газу. Обладнання: Розчини – соляної кислоти та вапняної води, шматочок мармуру. Перевірка домашнього завдання. Наведіть приклади складних речовин? Роль хімії у житті. Утворення осаду. Виділення чи поглинання теплоти.

«Теорія електролітичної дисоціації» - Усі прості речовини, всі оксиди та н/р кислоти, основи та солі. Сванте Арреніус. Речовини у розчинах. Речовини з іонним та ковалентним полярним зв'язком. Теорія електролітичної дисоціації (ТЕД). Друге положення ТЕД. Речовини з ковалентним зв'язком: Орієнтація диполів води? іонізація? дисоціація.

Всього у темі 28 презентацій

Загальновідома формула основи життя – води. Її молекула складається з двох атомів водню та одного кисню, що записується як H2O. Якщо ж кисню буде вдвічі більше, то вийде зовсім інша речовина – H2O2. Що це і чим отримана речовина відрізнятиметься від своєї «родички» води?

H2O2 – що це за речовина?

Зупинимося на ньому докладніше. H2O2 - формула перекису водню, Так, тієї самої, якою обробляють подряпини, білої. Пероксид водню H2O2 – наукове.

Для дезінфекції використовують тривідсотковий розчин перекису. У чистому чи концентрованому вигляді вона викликає хімічні опіки шкіри. Тридцятипроцентний розчин перекису інакше називають пергідроль; раніше його застосовували в перукарнях для знебарвлення волосся. Обпалена ним шкіра також стає білою.

Хімічні властивості Н2О2

Перекис водню є рідиною без кольору і з «металевим» присмаком. Є хорошим розчинником і легко розчиняється у воді, ефірі, спиртах.

Три- і шестипроцентні розчини перекису зазвичай готують, розбавляючи тридцятипроцентний розчин. При зберіганні концентрованого Н2О2 відбувається розкладання речовини з виділенням кисню, тому в щільно закупорених ємностях його зберігати не слід, щоб уникнути вибуху. Зі зменшенням концентрації пероксиду, підвищується його стійкість. Також для уповільнення розкладання Н2О2 можна додавати до нього різні речовини, наприклад фосфорну або саліцилову кислоту. Для зберігання розчинів сильної концентрації (більше 90 відсотків) до перекису додають пірофосфат натрію, який стабілізує стан речовини, а також використовують судини з алюмінію.

Н2О2 у хімічних реакціях може бути як окисником, так і відновником. Проте найчастіше пероксид виявляє окисні властивості. Перекис прийнято вважати кислотою, але дуже слабкою; солі перекису водню називають пероксидами.

як метод отримання кисню

Реакція розкладання Н2О2 відбувається при впливі на речовину високої температури (більше 150 градусів за Цельсієм). В результаті утворюються вода та кисень.

Формула реакції - 2 Н2О2 + t -> 2 Н2О + О2

Ступінь окислення Н Н 2 О 2 і Н 2 О = +1.
Ступінь окислення О: Н 2 О 2 = -1, Н 2 О = -2, О 2 = 0
2 Про -1 - 2е -> О2 0

О -1 + е -> О -2
2 Н2О2 = 2 Н2О + О2

Розкладання перекису водню може статися і за кімнатної температури, якщо використовувати каталізатор (хімічна речовина, що прискорює реакцію).

У лабораторіях одним з методів одержання кисню, поряд з розкладанням бертолетової солі або марганцівки є реакція розкладання перекису. У такому випадку як каталізатор використовують оксид марганцю (IV). Інші речовини, що прискорюють розкладання H2O2 - мідь, платина, гідроксид натрію.

Історія відкриття перекису

Перші кроки до відкриття перекису були зроблені в 1790 німцем Олександром Гумбольдтом, коли він виявив перетворення оксиду барію в пероксид при нагріванні. Цей процес супроводжувався поглинанням кисню з повітря. Через дванадцять років ученими Тенаром і Гей-Люссаком було проведено досвід спалювання лужних металів з надлишком кисню, внаслідок чого було отримано пероксид натрію. Але пероксид водню було отримано пізніше, лише 1818 року, коли Луї Тенар вивчав вплив кислот на метали; для їх стійкої взаємодії потрібна була низька кількість кисню. Проводячи підтверджуючий досвід із перекисом барію та сірчаною кислотою, учений додав до них воду, хлористий водень та лід. Через нетривалий час Тенар виявив на стінках ємності з пероксидом барію невеликі застиглі краплі. Стало ясно, що це H2O2. Тоді дали отриманому H2O2 назву окислена вода. Це і був перекис водню - безбарвна, нічим не пахне, важковипарна рідина, що добре розчиняє інші речовини. Результат взаємодії H2O2 та H2O2 – реакція дисоціації, перекис розчинна у воді.

Цікавий факт – швидко виявилися властивості нової речовини, що дозволяють використовувати його у реставраційних роботах. Сам Тенар за допомогою пероксиду відреставрував картину Рафаеля, що потемніла від часу.

Перекис водню у XX столітті

Після ретельного вивчення отриманої речовини його стали виробляти у промислових масштабах. На початку ХХ століття ввели електрохімічну технологію виробництва перекису, засновану на процесі електролізу. Але термін придатності отриманого таким способом речовини був невеликий, близько кількох тижнів. Чистий перекис нестабільний, і здебільшого його випускали в тридцятипроцентної концентрації для відбілювання тканини і в трьох-або шестипроцентної - для побутових потреб.

Вчені фашистської Німеччини використали пероксид для створення ракетного двигуна на рідкому паливі, який використовувався для оборонних потреб у Другій світовій війні. В результаті взаємодії Н2О2 та метанолу/гідразину, виходило потужне паливо, на якому літак досягав швидкості понад 950 км/год.

Де застосовується Н2О2 зараз?

• у медицині – для обробки ран;
• у целюлозно-паперовій промисловості використовуються властивості, що відбілюють речовини;
• у текстильній промисловості перекисом відбілюють натуральні та синтетичні тканини, хутра, шерсть;
• як ракетне паливо або його окисник;
• у хімії - для отримання кисню, як піноутворювач для виробництва пористих матеріалів, як каталізатор або гідрувальний агент;
• для виробництва дезінфікуючих або засобів для чищення, відбілювачів;
• для знебарвлення волосся (це застарілий метод, оскільки волосся сильно ушкоджується пероксидом);

Перекис водню можна успішно застосовувати на вирішення різних побутових завдань. Але використовувати з цією метою можна лише тривідсотковий перекис водню. Ось деякі способи:

• Для очищення поверхонь потрібно залити перекис у посудину пульверизатором та розбризкувати на забруднені місця.
• Для дезінфекції предметів їх слід протерти нерозбавленим розчином Н2О2. Це допоможе очистити їхню відмінність від шкідливих мікроорганізмів. Губки для миття можна замочити у воді з перекисом (пропорція 1:1).
• Для відбілювання тканин при пранні білих речей додають склянку пероксиду. Можна також полоскати білі тканини у воді, змішаної зі склянкою Н2О2. Цей спосіб повертає білизну, захищає тканини від пожовтіння і допомагає видалити плями, що важко виводяться.
• Для боротьби з пліснявою та грибком слід змішати в ємності з пульверизатором перекис та воду у пропорції 1:2. Отриману суміш розпорошувати на заражені поверхні і через 10 хвилин очищати за допомогою щітки або губки.
• Обновити затірку в кахельній плитці, що потемніла, можна, розпорошивши пероксид на потрібні ділянки. Через 30 хвилин потрібно ретельно потерти їх жорсткою щіткою.
• Для миття посуду півсклянки Н2О2 додати до повного тазу з водою (або раковину із закритим зливом). Промиті в такому розчині чашки та тарілки будуть сяяти чистотою.
• Щоб очистити зубну щітку, потрібно опустити її в нерозведений тривідсотковий розчин перекису. Потім промити під сильним струменем води. Цей спосіб добре дезінфікує предмет гігієни.
• Щоб продезінфікувати куплені овочі та фрукти, слід розпорошити на них розчин 1 частини перекису та 1 частини води, після чого ретельно промити їх водою (можна холодною).
• На дачній ділянці за допомогою Н2О2 можна боротися із хворобами рослин. Потрібно обприскувати їх розчином перекису або замочити насіння незадовго до посадки в 4,5 літрах води, змішаної з 30 мл сорокапроцентного перекису водню.
• Для пожвавлення акваріумних рибок, якщо вони отруїлися аміаком, задихнулися при відключенні аерації або з іншої причини, можна спробувати помістити їх у воду з перекисом водню. Потрібно змішати трипроцентний перекис з водою з розрахунку 30 мл на 100 літрів і помістити в отриману суміш бездиханних риб на 15-20 хвилин. Якщо вони не оживуть за цей час, це означає, що засіб не допоміг.

Навіть у результаті активного струшування пляшки з водою в ній утворюється деяка кількість пероксиду, так як вода при цій насичується киснем.

У свіжих фруктах та овочах Н2О2 також міститься, поки вони не піддадуться термічній обробці. При нагріванні, варінні, обсмажуванні та інших процесах із супутньою високою температурою знищується велика кількість кисню. Саме тому продукти, що пройшли кулінарну обробку, вважаються не такими корисними, хоча якась кількість вітамінів у них залишається. Свіжовитий соки або кисневі коктейлі, що подаються в санаторіях, корисні з тієї ж причини - через насичення киснем, який дає організму нові сили і очищає його.

Небезпека перекису при вживанні

Після вищесказаного може здатися, що перекис можна приймати внутрішньо, і від цього буде користь організму. Але це зовсім негаразд. У воді чи соках з'єднання міститься у мінімальних кількостях і тісно пов'язане з іншими речовинами. Прийом же «ненатурального» перекису водню всередину (а весь перекис, куплений в магазині або вироблений в результаті хімічних дослідів самостійно, ніяк не може вважатися натуральним, до того ж має надто високу концентрацію в порівнянні з природним) може призвести до небезпечних для життя і здоров'я наслідків. Щоб зрозуміти чому, потрібно знову звернутися до хімії.

Як уже згадано, за деяких умов пероксид водню руйнується та виділяє кисень, що є активним окисником. може статися при зіткненні Н2О2 з пероксидазою – внутрішньоклітинним ферментом. В основі використання перекису для дезінфекції покладено саме її окисні властивості. Так, коли рану обробляють Н2О2 - кисень, що виділяється, знищує живі патогенні мікроорганізми, що потрапили в неї. Таку саму дію вона має і інші живі клітини. Якщо обробити неушкоджену шкіру пероксидом, а потім протерти місце обробки спиртом, відчується печіння, що підтверджує наявність мікроскопічних пошкоджень після перекису. Але при зовнішньому застосуванні перекису низької концентрації якоїсь помітної шкоди організму не буде.

Інша справа, якщо її намагатись приймати всередину. Та речовина, яка здатна пошкоджувати навіть порівняно товсту шкіру зовні, потрапляє на слизові оболонки шлунково-кишкового тракту. Тобто відбуваються хімічні міні-опіки. Зрозуміло, що виділяється окислювач - кисень - може заодно вбити і шкідливі мікроби. Але цей процес відбудеться і з клітинами стравоходу. Якщо опіки в результаті дії окислювача повторюватимуться, то можлива атрофія слизових оболонок, а це перший крок на шляху до раку. Загибель клітин кишечника призводить до неможливості організму засвоювати поживні речовини, цим пояснюється, наприклад, зниження ваги та зникнення запорів у деяких людей, які практикують лікування перекисом.

Окремо слід сказати про такий спосіб вживання перекису, як внутрішньовенні ін'єкції. Навіть якщо з якоїсь причини їх призначив лікар (виправдано це може бути лише при зараженні крові, коли інших ліків немає), то під медичним наглядом і з суворим розрахунком дозувань ризики все-таки є. Але в такій екстремальній ситуації це буде шансом на одужання. Самому ж призначати собі уколи перекису водню в жодному разі не можна. Н2О2 становить велику небезпеку для клітин крові - еритроцитів та тромбоцитів, тому що при попаданні в кровоносне русло руйнує їх. До того ж, може статися смертельно небезпечна закупорка судин киснем, що вивільнився, - газова емболія.

Заходи безпеки у поводженні з Н2О2

• Зберігати у недоступному для дітей та недієздатних осіб місці. Відсутність запаху і вираженого смаку робить перекис особливо небезпечним їм, оскільки можуть бути прийняті великі дози. При потраплянні всередину розчину наслідки вживання можуть бути непередбачуваними. Необхідно негайно звернутися до лікаря.
• Розчини перекису концентрацією більше трьох відсотків викликають опіки при попаданні на шкіру. Місце опіку потрібно промити великою кількістю води.

• Не допускати попадання розчину пероксиду в очі, тому що утворюється їх набряк, почервоніння, подразнення, іноді болючі відчуття. Перша допомога до звернення до лікаря - промивання очей водою.
• Зберігати речовину так, щоб було зрозуміло, що це - H2O2, тобто в ємності з наклейкою, щоб уникнути випадкового застосування не за призначенням.
• Умови зберігання, що продовжують його термін - темне, сухе, прохолодне місце.
• Не можна змішувати пероксид водню з будь-якими рідинами, крім чистої води, в тому числі і з водою хлорованої з-під крана.
• Все вищесказане застосовно не тільки до Н2О2, але і до всіх препаратів, що його містять.

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

концентрації водню, кисню та води змінюються різною мірою: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох факторів: природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, природи розчинника і т.д.

2.1.1 Кінетичне рівняння хімічної реакції. порядок реакції.

Одним із завдань, що стоять перед хімічною кінетикою, є визначення складу реакційної суміші (тобто концентрацій всіх реагентів) у будь-який момент часу, для чого необхідно знати залежність швидкості реакції від концентрацій. Загалом, що більше концентрації реагуючих речовин, то більше вписувалося швидкість хімічної реакції. У основі хімічної кінетики лежить т.зв. основний постулат хімічної кінетики:

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у деяких ступенях.

Т. е. для реакції

аА + bВ + dD +. ––> еЕ + .

можна записати:

Коефіцієнт пропорційності k є константою швидкості хімічної реакції. Константа швидкості чисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях всіх речовин, що реагують, рівних 1 моль/л.

Залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин визначається експериментально і називається кінетичним рівнянням хімічної реакції. Очевидно, що для того, щоб записати кінетичне рівняння, необхідно експериментально визначити величину константи швидкості та показників ступеня при концентраціях речовин, що реагують. Показник ступеня при концентрації кожної з реагуючих речовин у кінетичному рівнянні хімічної реакції (у рівнянні (II.4) відповідно x, y та z) є приватний порядок реакції за цим компонентом. Сума показників ступеня у кінетичному рівнянні хімічної реакції (x + y + z) є загальним порядком реакції. Слід наголосити, що порядок реакції визначається тільки з експериментальних даних і не пов'язаний зі стехіометричними коефіцієнтами при реагентах у рівнянні реакції. Стехіометричне рівняння реакції є рівнянням матеріального балансу і аж ніяк не може визначати характеру перебігу цієї реакції в часі.

У хімічній кінетиці прийнято класифікувати реакції за величиною загального порядку реакції. Розглянемо залежність концентрації реагуючих речовин від часу для незворотних (односторонніх) реакцій нульового, першого та другого порядків.

2.1.2 Реакції нульового порядку

Для реакцій нульового порядку кінетичне рівняння має такий вигляд:

Швидкість реакції нульового порядку постійна у часі та не залежить від концентрацій реагуючих речовин; це характерно для багатьох гетерогенних (що йдуть на поверхні розділу фаз) реакцій у тому випадку, коли швидкість дифузії реагентів до поверхні менша за швидкість їх хімічного перетворення.

2.1.3 Реакції першого порядку

Розглянемо залежність від часу концентрації вихідної речовини для випадку реакції першого порядку А ––> В. Реакції першого порядку характеризуються кінетичним рівнянням виду (II.6). Підставимо до нього вираз (II.2):

(II.7)

Після інтегрування виразу (II.7) отримуємо:

Константу інтегрування g визначимо з початкових умов: в момент часу t = 0 концентрація дорівнює початковій концентрації С. Звідси випливає, що g = ln. Отримуємо:

Рис. 2.3Залежність логарифму концентрації від часу для реакцій першого порядку

Т.ч., логарифм концентрації для реакції першого порядку лінійно залежить від часу (рис. 2.3) та константа швидкості чисельно дорівнює тангенсу кута нахилу прямої до осі часу.

З рівняння (II.9) легко отримати вираз константи швидкості односторонньої реакції першого порядку:

Ще однією кінетичною характеристикою реакції є період напівперетворення t1/2 – час, протягом якого концентрація вихідного речовини зменшується вдвічі проти вихідної. Виразимо t1/2 для реакції першого порядку, враховуючи, що С = ?

(II.12)

Як очевидно з отриманого висловлювання, період напівперетворення реакції першого порядку залежить від початкової концентрації вихідного речовини.

2.1.4 Реакції другого порядку

Для реакцій другого порядку кінетичне рівняння має такий вигляд:

Розглянемо найпростіший випадок, коли кінетичне рівняння має вигляд (II.14) або, що те саме, у рівнянні виду (II.15) концентрації вихідних речовин однакові; рівняння (II.14) у разі можна переписати так:

(II.16)

Після поділу змінних та інтегрування отримуємо:

Постійну інтеграцію g, як і в попередньому випадку, визначимо з початкових умов. Отримаємо:

Т.ч., для реакцій другого порядку, що мають кінетичне рівняння виду (II.14), характерна лінійна залежність зворотної концентрації від часу (рис. 2.4) та константа швидкості дорівнює тангенсу кута нахилу прямої до осі часу:

(II.20)

Рис. 2.4Залежність зворотної концентрації від часу для реакцій другого порядку

Якщо початкові концентрації реагуючих речовин Cо,А і CоВ різні, то константу швидкості реакції знаходять інтегруванням рівняння (II.21), в якому CА і CВ - концентрації реагуючих речовин в момент часу t від початку реакції:

(II.21)

В цьому випадку для константи швидкості отримуємо вираз