Dobro poznata formula osnove života - voda. Njegova molekula se sastoji od dva atoma vodika i jednog kisika, koji se piše kao H2O. Ako ima dvostruko više kisika, ispostavit će se sasvim druga tvar - H2O2. Šta je to i kako će se rezultirajuća tvar razlikovati od svoje "srodničke" vode?
H2O2 - šta je ovo supstanca?
Hajde da se zadržimo na tome detaljnije. H2O2 je formula za vodikov peroksid, da, onaj koji se koristi za tretiranje ogrebotina, bijeli. Vodikov peroksid H2O2 – naučna.
Za dezinfekciju se koristi 3% rastvor peroksida. U čistom ili koncentriranom obliku, uzrokuje hemijske opekotine na koži. Trideset postotna otopina peroksida se inače naziva perhidrol; ranije se koristio u frizerskim salonima za izbjeljivanje kose. Koža koju je on spalio takođe postaje bijela.
Hemijska svojstva H2O2
Vodikov peroksid je bezbojna tečnost sa "metalnim" ukusom. Dobar je rastvarač i lako se rastvara u vodi, eteru, alkoholima.
Tri i šest postotne otopine peroksida obično se pripremaju razrjeđivanjem trideset postotne otopine. Kada se skladišti koncentrirani H2O2, supstanca se raspada uz oslobađanje kiseonika, pa je ne treba čuvati u dobro zatvorenim posudama kako bi se izbegla eksplozija. Sa smanjenjem koncentracije peroksida, njegova stabilnost se povećava. Također, da bi se usporilo raspadanje H2O2, mogu mu se dodati različite tvari, na primjer, fosforna ili salicilna kiselina. Za skladištenje otopina jake koncentracije (više od 90 posto), peroksidu se dodaje natrijev pirofosfat koji stabilizira stanje tvari, a koriste se i aluminijske posude.
H2O2 u hemijskim reakcijama može biti i oksidaciono i redukciono sredstvo. Češće, međutim, peroksid pokazuje oksidirajuća svojstva. Peroksid se smatra kiselinom, ali vrlo slabom; soli vodikovog peroksida nazivaju se peroksidi.
kao metoda dobijanja kiseonika
Reakcija raspadanja H2O2 događa se kada je izložena supstanci visoke temperature(više od 150 stepeni Celzijusa). Rezultat su voda i kiseonik.
Reakciona formula - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2
Oksidacijsko stanje H u H 2 O 2 i H 2 O \u003d +1.
Oksidacijsko stanje O: u H 2 O 2 \u003d -1, u H 2 O \u003d -2, u O 2 = 0
2 O -1 - 2e -> O2 0
O -1 + e -> O -2
2 H2O2 = 2 H2O + O2
Razgradnja vodikovog peroksida može se dogoditi i na sobnoj temperaturi ako se koristi katalizator (kemikalija koja ubrzava reakciju).
U laboratorijima, jedna od metoda za dobivanje kisika, uz razgradnju bertolet soli ili kalijevog permanganata, je reakcija razgradnje peroksida. U ovom slučaju, mangan (IV) oksid se koristi kao katalizator. Druge supstance koje ubrzavaju razgradnju H2O2 su bakar, platina, natrijum hidroksid.
Povijest otkrića peroksida
Prve korake ka otkriću peroksida napravio je 1790. godine Nijemac Alexander Humboldt, kada je otkrio transformaciju barijevog oksida u peroksid kada se zagrijava. Taj proces je bio praćen apsorpcijom kiseonika iz vazduha. Dvanaest godina kasnije, naučnici Tenard i Gay-Lussac izveli su eksperiment sagorevanja alkalnih metala sa viškom kiseonika, usled čega je dobijen natrijum peroksid. Ali vodikov peroksid je dobijen kasnije, tek 1818. godine, kada je Louis Tenard proučavao uticaj kiselina na metale; za njihovu stabilnu interakciju bila je potrebna mala količina kiseonika. Provodeći potvrdni eksperiment s barijevim peroksidom i sumpornom kiselinom, naučnik im je dodao vodu, klorovodik i led. Nakon kratkog vremena, Tenar je pronašao male stvrdnute kapi na zidovima posude s barijevim peroksidom. Postalo je jasno da je u pitanju H2O2. Zatim su nastaloj H2O2 dali naziv "oksidirana voda". To je bio vodikov peroksid - bezbojna tekućina bez mirisa, teško ispariva koja dobro otapa druge tvari. Rezultat interakcije H2O2 i H2O2 je reakcija disocijacije, peroksid je rastvorljiv u vodi.
Zanimljiva činjenica je da su svojstva nove supstance brzo otkrivena, što je omogućilo da se koristi u restauratorskim radovima. Sam Tenard je, koristeći peroksid, restaurirao Raphaelovu sliku, koja je s vremenom potamnila.
Vodikov peroksid u 20. veku
Nakon detaljnog proučavanja dobivene tvari, počela se proizvoditi u industrijskoj mjeri. Početkom dvadesetog veka uvedena je elektrohemijska tehnologija za proizvodnju peroksida, zasnovana na procesu elektrolize. Ali rok trajanja supstance dobijene ovom metodom bio je mali, oko nekoliko nedelja. Čisti peroksid je nestabilan, a najvećim dijelom pušten je u koncentraciji od trideset posto za izbjeljivanje tkanina i tri do šest posto za kućnu upotrebu.
Naučnici u nacističkoj Njemačkoj koristili su peroksid za stvaranje raketnog motora na tekuće gorivo koji je korišten u odbrambene svrhe u Drugom svjetskom ratu. Kao rezultat interakcije H2O2 i metanola/hidrazina, dobijeno je snažno gorivo na kojem je letjelica dostizala brzinu veću od 950 km/h.
Gdje se sada koristi H2O2?
- u medicini - za liječenje rana;
- u industriji celuloze i papira koriste se svojstva izbjeljivanja tvari;
- u tekstilnoj industriji peroksidom se izbjeljuju prirodne i sintetičke tkanine, krzno, vuna;
- kao raketno gorivo ili njegov oksidant;
- u hemiji - za proizvodnju kisika, kao sredstvo za pjenjenje za proizvodnju poroznih materijala, kao katalizator ili agens za hidrogeniranje;
- za proizvodnju dezinficijensa ili sredstava za čišćenje, izbjeljivača;
- za izbjeljivanje kose (ovo je zastarjela metoda, jer je kosa ozbiljno oštećena peroksidom);
Vodikov peroksid se može uspješno koristiti za rješavanje raznih kućnih problema. Ali samo 3% vodikovog peroksida može se koristiti u ove svrhe. Evo nekoliko načina:
- Za čišćenje površina, sipajte peroksid u posudu sa raspršivačem i prskajte na kontaminirana područja.
- Za dezinfekciju predmeta potrebno ih je obrisati nerazrijeđenom otopinom H2O2. To će im pomoći da se očiste od štetnih mikroorganizama. Spužve za pranje mogu se natopiti vodom sa peroksidom (omjer 1:1).
- Za izbjeljivanje tkanina prilikom pranja bijelih stvari dodajte čašu peroksida. Također možete isprati bijele tkanine u vodi pomiješanoj sa čašom H2O2. Ova metoda vraća bjelinu, sprječava požutjele tkanine i pomaže u uklanjanju tvrdokornih mrlja.
- Za borbu protiv plijesni i plijesni pomiješajte peroksid i vodu u boci s raspršivačem u omjeru 1:2. Dobivenu smjesu poprskajte na zaražene površine i očistite ih četkom ili spužvom nakon 10 minuta.
- Zatamnjenu fugu u pločici možete ažurirati prskanjem peroksida na željena područja. Nakon 30 minuta, potrebno ih je pažljivo istrljati tvrdom četkom.
- Za pranje posuđa dodajte pola čaše H2O2 u punu posudu vode (ili sudoper sa zatvorenim odvodom). Šolje i tanjiri oprani u takvom rastvoru će zablistati od čistoće.
- Da biste očistili četkicu za zube, morate je umočiti u nerazrijeđenu 3% otopinu peroksida. Zatim isperite pod jakom tekućom vodom. Ova metoda dobro dezinficira higijenski predmet.
- Za dezinfekciju kupljenog povrća i voća, poprskajte ih otopinom od 1 dijela peroksida i 1 dijela vode, a zatim ih dobro isperite vodom (može i hladnom).
- U prigradskom području uz pomoć H2O2 možete se boriti protiv biljnih bolesti. Morate ih poprskati otopinom peroksida ili potopiti sjeme neposredno prije sadnje u 4,5 litara vode pomiješane sa 30 ml četrdeset postotnog vodikovog peroksida.
- Da biste oživjeli akvarijske ribe, ako su otrovane amonijakom, ugušene kada je prozračivanje isključeno, ili iz nekog drugog razloga, možete ih pokušati staviti u vodu s vodikovim peroksidom. Potrebno je pomiješati 3% peroksida s vodom u količini od 30 ml na 100 litara i staviti u dobivenu mješavinu beživotne ribe na 15-20 minuta. Ako za to vrijeme ne ožive, onda lijek nije pomogao.
Čak i kao rezultat snažnog mućkanja boce vode, u njoj se stvara određena količina peroksida, budući da je voda zasićena kisikom tijekom tog djelovanja.
Sveže voće i povrće takođe sadrži H2O2 dok se ne skuva. Zagrijavanjem, kuhanjem, pečenjem i drugim procesima uz prateće visoke temperature uništavaju se veliki broj kiseonik. Zato se kuhana hrana smatra ne toliko korisnom, iako u njoj ostaje određena količina vitamina. Svježe cijeđeni sokovi ili kisikovi kokteli koji se poslužuju u sanatorijama korisni su iz istog razloga - zbog zasićenja kisikom, koji tijelu daje novu snagu i čisti ga.
Opasnosti od peroksida kada se proguta
Nakon navedenog, može se činiti da se peroksid može posebno uzimati oralno, a to će koristiti tijelu. Ali to uopšte nije slučaj. U vodi ili sokovima, spoj se nalazi u minimalne količine i usko je povezan sa drugim supstancama. Uzimanje "neprirodnog" vodikovog peroksida unutra (a sav peroksid kupljen u trgovini ili proizveden samostalno kao rezultat kemijskih eksperimenata ne može se ni na koji način smatrati prirodnim, štoviše, ima previsoku koncentraciju u odnosu na prirodni) može dovesti do opasnosti po život. i posljedice koje ugrožavaju zdravlje. Da biste razumjeli zašto, morate se ponovo obratiti hemiji.
Kao što je već spomenuto, pod određenim uvjetima, vodikov peroksid se razgrađuje i oslobađa kisik, koji je aktivno oksidacijsko sredstvo. može nastati kada se H2O2 sudari s peroksidazom, intracelularnim enzimom. Upotreba peroksida za dezinfekciju temelji se na njegovim oksidacijskim svojstvima. Dakle, kada se rana tretira H2O2, oslobođeni kisik uništava žive patogene mikroorganizme koji su u nju ušli. Ima isti efekat i na druge žive ćelije. Ako netaknutu kožu tretirate peroksidom, a zatim obrišite područje alkoholom, osjetit ćete peckanje, što potvrđuje prisustvo mikroskopskog oštećenja nakon peroksida. Ali uz vanjsku upotrebu peroksida u niskoj koncentraciji, neće biti vidljive štete za tijelo.
Druga stvar, ako pokušaš da ga uneseš unutra. Ta supstanca, koja je izvana sposobna oštetiti čak i relativno debelu kožu, ulazi u sluznicu probavnog trakta. To jest, dolazi do hemijskih mini-opekotina. Naravno, oslobođeni oksidacijski agens - kisik - također može ubiti štetne mikrobe. Ali isti proces će se dogoditi sa ćelijama probavnog trakta. Ako se opekotine kao rezultat djelovanja oksidacijskog sredstva ponavljaju, onda je moguća atrofija sluznice, a to je prvi korak ka raku. Smrt crijevnih stanica dovodi do nemogućnosti tijela da apsorbira hranjive tvari, to objašnjava npr. gubitak težine i nestanak zatvora kod nekih ljudi koji prakticiraju "liječenje" peroksidom.
Odvojeno, treba reći o takvoj metodi korištenja peroksida kao intravenske injekcije. Čak i ako ih je iz nekog razloga propisao liječnik (ovo se može opravdati samo u slučaju trovanja krvi, kada nema drugih odgovarajućih lijekova), onda pod liječničkim nadzorom i uz strogu kalkulaciju doza, i dalje postoje rizici. Ali u tako ekstremnoj situaciji, to će biti šansa za oporavak. Ni u kom slučaju ne smijete sebi propisivati injekcije vodikovog peroksida. H2O2 predstavlja veliku opasnost za krvne ćelije - eritrocite i trombocite, jer ih uništava kada uđe u krvotok. Osim toga, može doći do smrtonosnog začepljenja krvnih žila oslobođenim kisikom – plinske embolije.
Sigurnosne mjere pri rukovanju H2O2
- Čuvati van domašaja djece i nesposobnih osoba. Nedostatak mirisa i izraženog okusa peroksid čini posebno opasnim za njih, jer se mogu uzimati velike doze. Ako se rastvor proguta, posledice upotrebe mogu biti nepredvidive. Morate se odmah obratiti ljekaru.
- Otopine peroksida s koncentracijom većom od tri posto izazivaju opekotine ako dođe u dodir s kožom. Područje opekotina treba oprati sa dosta vode.
- Nemojte dozvoliti da otopina peroksida uđe u oči, jer se formiraju otekline, crvenilo, iritacija, a ponekad i bol. Prva pomoć prije odlaska ljekaru - obilno ispiranje očiju vodom.
- Supstancu skladištite na način da bude jasno da se radi o H2O2, odnosno u posudi sa naljepnicom kako bi se izbjegla slučajna zloupotreba.
- Uslovi skladištenja koji produžavaju njegov životni vek su tamno, suvo, hladno mesto.
- Nemojte miješati vodikov peroksid ni sa jednom tekućinom osim čiste vode, uključujući kloriranu vodu iz slavine.
- Sve navedeno ne odnosi se samo na H2O2, već na sve preparate koji ga sadrže.
Mnogi istraživači iz 19. stoljeća, koji su primali čisti vodikov peroksid, primijetili su opasnost ovog spoja. Pa kada su pokušali da se razdvoje
2 O 2 iz vode ekstrakcijom iz razrijeđenih otopina dietil eterom, nakon čega slijedi destilacija hlapljivog etra, rezultirajuća supstanca ponekad eksplodira bez ikakvog razloga. U jednom od ovih eksperimenata, njemački hemičar Yu.V. Brühl dobio je bezvodni H 2 O 2 , koji je imao miris ozona i eksplodirao na dodir neotopljene staklene šipke. Uprkos maloj količini H 2 O 2 (samo 1-2 ml) eksplozija je bila toliko jaka da je probila okruglu rupu na tabli stola, uništila sadržaj njegove kutije, kao i boce i instrumente koji su stajali na stolu iu blizini.fizička svojstva. Čisti vodikov peroksid se jako razlikuje od poznate 3% otopine H 2 O 2 , koji se nalazi u kućnom kompletu prve pomoći. Prije svega, gotovo je jedan i po puta teži od vode (gustina na 20 °C je 1,45 g/cm 3). H 2 O 2 se smrzava na temperaturi nešto nižoj od tačke smrzavanja vode - na minus 0,41 ° C, ali ako se čista tekućina brzo ohladi, obično se ne smrzava, već se superhladi, pretvarajući se u prozirnu staklastu masu. Rješenja H 2 O 2 smrzavati na mnogo nižoj temperaturi: 30% rastvor - na minus 30 °C, i 60% rastvor - na minus 53 °C. 2 O 2 na temperaturi višoj od obične vode - na 150,2 ° C. Mokro staklo H 2 O 2 lošiji od vode, a to dovodi do zanimljivog fenomena u sporoj destilaciji vodenih rastvora: dok se voda destiluje iz rastvora, ona, kao i obično, ulazi iz frižidera u prijemnik u obliku kapi; kada počinje da pretiče 2 O 2 , tečnost izlazi iz frižidera u obliku kontinuiranog tankog mlaza. Na koži čisti vodikov peroksid i njegove koncentrisane otopine ostavljaju bijele mrlje i izazivaju osjećaj pekućeg bola zbog teške hemijske opekotine.U članku o proizvodnji vodikovog peroksida, Tenar nije baš dobro uporedio ovu supstancu sa sirupom, možda je mislio da čisti H
2 O 2 , poput šećernog sirupa, snažno lomi svjetlost. Zaista, indeks loma bezvodnog H 2 O 2 (1.41) je mnogo veća od vode (1.33). Međutim, bilo zbog pogrešne interpretacije, bilo zbog lošeg prijevoda s francuskog, gotovo svi udžbenici i dalje pišu da je čisti vodikov peroksid „gusta sirupasta tekućina“, pa čak i teoretski to objašnjavaju stvaranjem vodikovih veza. Ali voda takođe formira vodonične veze. Zapravo, viskoznost N 2 O 2 isto kao i kod malo ohlađene (do oko 13°C) vode, ali se ne može reći da je hladna voda gusta, poput sirupa.reakcija raspadanja. Čisti vodikov peroksid je veoma opasna supstanca, jer je pod određenim uslovima moguće njegovo eksplozivno raspadanje: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2 sa oslobađanjem od 98 kJ po molu N 2 O 2 (34 g). Ovo je veoma velika energija: to je više od one koja se oslobađa prilikom stvaranja 1 mola HCl u eksploziji mešavine vodonika i hlora; dovoljno je da potpuno ispari 2,5 puta više vode nego što nastane u ovoj reakciji. Opasne i koncentrisane vodene otopine H 2 O 2 , u njihovom prisustvu mnoga organska jedinjenja lako se spontano zapale, a pri udaru takve smjese mogu eksplodirati. Za skladištenje koncentriranih otopina koriste se posude od ekstra čistog aluminija ili posude od voštanog stakla.Češće se morate susresti s manje koncentriranom 30% otopinom H
2 O 2 , koji se zove perhidrol, ali je i takvo rješenje opasno: izaziva opekotine na koži (prilikom svog djelovanja koža odmah pobijeli zbog promjene boje boja), moguće je eksplozivno ključanje ako uđu nečistoće. Razgradnja H 2 O 2 a njegove otopine, uključujući i eksplozivne, uzrokuju mnoge tvari, na primjer, ione teški metali, koji istovremeno igraju ulogu katalizatora, pa čak i čestica prašine. 2 O 2 objašnjavaju se jakom egzotermnošću reakcije, lančanom prirodom procesa i značajnim smanjenjem energije aktivacije razgradnje H. 2 O 2 u prisustvu raznih supstanci, o čemu se može suditi prema sljedećim podacima:Enzim katalaza se nalazi u krvi; zahvaljujući njoj farmaceutski "vodikov peroksid" "kipi" od oslobađanja kisika kada se koristi za dezinfekciju posječenog prsta. Reakcija raspadanja koncentrovanog rastvora H 2 O 2 pod uticajem katalaze ne koristi samo osoba; upravo ova reakcija pomaže bubi bombarderu da se bori protiv neprijatelja tako što pušta vrući mlaz na njih ( cm . EKSPLOZIV). Drugi enzim, peroksidaza, djeluje drugačije: ne razlaže H 2 O 2 , ali u njegovoj prisutnosti, druge tvari se oksidiraju vodikovim peroksidom.Enzimi koji utiču na reakcije vodikovog peroksida igraju važnu ulogu u životu ćelije. Energija se u tijelo opskrbljuje reakcijama oksidacije uz sudjelovanje kisika koji dolazi iz pluća. U ovim reakcijama, H nastaje u sredini.
2 O 2 , koji je štetan za ćeliju, jer uzrokuje nepovratna oštećenja različitih biomolekula. Katalaza i peroksidaza rade zajedno na pretvaranju H 2 O 2 u vodu i kiseonik.Reakcija razgradnje H
2 O 2 često se odvija radikalnim lančanim mehanizmom ( cm. LANČANE REAKCIJE), dok je uloga katalizatora iniciranje slobodnih radikala. Dakle, u mješavini vodenih otopina H 2 O 2 i Fe 2+ (tzv. Fentonov reagens) dolazi do reakcije prijenosa elektrona iz Fe jona 2+ po molekulu H 2 O 2 sa formiranjem Fe jona 3+ i vrlo nestabilan radikalni anjon . , koji se odmah raspada u OH anjon i slobodni hidroksilni radikal OH. ( cm. SLOBODNI RADIKALI). Radical OH. veoma aktivan. Ako u sistemu postoje organska jedinjenja, onda su moguće njihove različite reakcije sa hidroksilnim radikalima. Dakle, aromatična jedinjenja i hidroksi kiseline se oksidiraju (benzen se, na primjer, pretvara u fenol), nezasićena jedinjenja mogu dodati hidroksilne grupe u dvostruku vezu: CH 2 \u003d CH - CH 2 OH + 2OH. ® NOSN 2 -CH(OH) -CH 2 –OH, i može ući u reakciju polimerizacije. U nedostatku odgovarajućih reagensa, OH. reaguje sa H 2 O 2 sa formiranjem manje aktivnog radikala HO 2 . , koji je sposoban da reducira Fe ione 2+ , čime se zatvara katalitički ciklus: H 2 O 2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + OH - OH. + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 .HO2 . + Fe3+
® Fe 2+ + O 2 + H + ® H 2 O. Pod određenim uslovima, lančana dekompozicija H 2 O 2 , čiji se pojednostavljeni mehanizam može predstaviti dijagramom. + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2® H 2 O + O 2 + OH . itd.Reakcije razgradnje H
2 O 2 idu u prisustvu raznih metala promjenjive valencije. Vezani u kompleksne spojeve, oni često uvelike pojačavaju svoju aktivnost. Na primjer, ioni bakra su manje aktivni od iona željeza, ali su vezani za komplekse amonijaka 2+ , uzrokuju brzu razgradnju H 2 O 2 . Ioni Mn imaju sličan efekat 2+ povezana u kompleksima sa nekim organskim jedinjenjima. U prisustvu ovih jona bilo je moguće izmeriti dužinu reakcionog lanca. Da bi se to postiglo, brzina reakcije je prvo izmjerena brzinom evolucije kisika iz otopine. Zatim je rastvor uveden u vrlo niskoj koncentraciji (oko 10-5 mol/l) inhibitor – supstanca koja efikasno reaguje sa slobodnim radikalima i tako prekida lanac. Oslobađanje kiseonika je odmah prestalo, ali nakon otprilike 10 minuta, kada je sav inhibitor potrošen, ponovo se nastavilo istom brzinom. Poznavajući brzinu reakcije i stopu prekida lanca, lako je izračunati dužinu lanca, za koju se ispostavilo da je 10 3 linkovi. Duga dužina lanca uzrokuje visoka efikasnost ekspanzija H 2 O 2 u prisustvu najefikasnijih katalizatora koji generišu slobodne radikale velikom brzinom. Na navedenoj dužini lanca, brzina razlaganja H 2 O 2 zapravo povećao za hiljadu puta.Ponekad primetna dekompozicija H
2 O 2 uzrokuju čak i tragove nečistoća, koji se analitički gotovo i ne otkrivaju. Dakle, ispostavilo se da je jedan od najefikasnijih katalizatora metalni osmijum sol: njegov snažan katalitički efekat je uočen čak i pri razblaženju od 1:10 9 , tj. 1 g Os na 1000 tona vode. Aktivni katalizatori su koloidne otopine paladija, platine, iridija, zlata, srebra, kao i čvrsti oksidi nekih metala - MnO 2 , Co 2 O 3 , PbO 2 itd., koji se sami po sebi ne mijenjaju. Razgradnja može ići veoma brzo. Dakle, ako mali prstohvat MnO 2 baciti u epruvetu sa 30% rastvorom H 2 O 2 , stub pare izlazi iz epruvete sa prskanjem tečnosti. Kod više koncentriranih otopina dolazi do eksplozije. Na površini platine raspadanje se odvija lakše. U ovom slučaju, stanje površine ima snažan utjecaj na brzinu reakcije. Njemački hemičar Walter Spring sproveo je krajem 19. stoljeća. takvo iskustvo. U temeljito očišćenoj i uglačanoj platinastoj čaši dolazi do raspada 38% otopine H. 2 O 2 nije otišao čak ni kada se zagrije na 60°C. Ako se, međutim, napravi jedva primjetna ogrebotina iglom na dnu čaše, tada već hladna (na 12°C) otopina počinje oslobađati mjehuriće kisika na mjestu ogrebotine, a kada se zagrije, raspadanje duž ovog mjesta primjetno se povećava. Ako se u takvu otopinu unese spužvasta platina, koja ima vrlo veliku površinu, moguća je eksplozivna razgradnja.Brza razgradnja H
2 O 2 može se koristiti za spektakularno iskustvo predavanja ako se u otopinu doda surfaktant (sapun, šampon) prije dodavanja katalizatora. Otpušteni kiseonik stvara bogatu bijelu pjenu, koja je nazvana "slonova pasta za zube".Neki katalizatori pokreću nelančanu razgradnju H
2 O 2, na primjer: H 2 O 2 + 2I - + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I - + 2H + + O 2. Nelančana reakcija se javlja i u slučaju oksidacije Fe jona 2+ u kiselim rastvorima: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Jer u vodeni rastvori gotovo uvijek postoje tragovi raznih katalizatora (razgradnju mogu katalizirati i metalni joni sadržani u staklu), do otopina H 2 O 2 , čak i razrijeđeni, tokom njihovog dugotrajnog skladištenja, dodaju se inhibitori i stabilizatori koji vezuju ione metala. U ovom slučaju, otopine su blago zakiseljene, jer se pod djelovanjem čiste vode na staklo dobiva slabo alkalna otopina, koja doprinosi razgradnji H. 2 O 2 . Sve ove karakteristike dekompozicije H 2 O 2 dozvoliti da se sukob riješi. Da biste dobili čisti H 2 O 2 potrebno je izvršiti destilaciju pod sniženim pritiskom, jer se supstanca raspada kada se zagrije iznad 70°C, pa čak, iako vrlo sporo, na sobnoj temperaturi (kako je navedeno u Hemijskoj enciklopediji, brzinom od 0,5% godišnje). U ovom slučaju, kako se tačka ključanja pojavljuje u istoj enciklopediji dobijenoj na atmosferski pritisak, jednako 150,2 °C? Obično se u takvim slučajevima koristi fizičko-hemijska pravilnost: logaritam pritiska pare tečnosti linearno zavisi od recipročne temperature (na Kelvinovoj skali), pa ako precizno izmerite pritisak pare H 2 O 2 na nekoliko (niskih) temperatura, lako je izračunati na kojoj temperaturi će ovaj pritisak dostići 760 mm Hg. A ovo je tačka ključanja u normalnim uslovima.Teoretski, OH radikali
. može nastati i u odsustvu inicijatora, kao rezultat prekida slabije O–O veze, ali za to je potrebna prilično visoka temperatura. Uprkos relativno maloj energiji kidanja ove veze u H 2 O 2 (jednako je 214 kJ/mol, što je 2,3 puta manje nego za vezu H–OH u molekulu vode), O–O veza je još uvijek dovoljno jaka da vodikov peroksid bude apsolutno stabilan na sobnoj temperaturi. Čak i na tački ključanja (150°C), mora se vrlo sporo raspadati. Proračun pokazuje da je uNa ovoj temperaturi, raspadanje za 0,5% takođe bi trebalo da se odvija prilično sporo, čak i ako je dužina lanca 1000 karika. Nepodudarnost između proračunskih i eksperimentalnih podataka objašnjava se katalitičkom razgradnjom uzrokovanom najmanjim nečistoćama u tekućini i zidovima reakcione posude. Stoga je energija aktivacije raspadanja H koju su izmjerili mnogi autori 2 O 2 uvijek značajno manje od 214 kJ/mol čak i "u odsustvu katalizatora". Zapravo, uvijek postoji katalizator raspadanja - kako u obliku beznačajnih nečistoća u otopini, tako i u obliku stijenki posuda, zbog čega zagrijavanje bezvodnog H 2 O 2 da ključanje na atmosferskom pritisku više puta izaziva eksplozije.Pod određenim uslovima, razlaganje H
2 O 2 javlja se vrlo neobično, na primjer, ako zagrijete otopinu H zakiseljenu sumpornom kiselinom 2 O 2 u prisustvu kalijum jodata KIO 3 , tada se pri određenim koncentracijama reagensa uočava oscilatorna reakcija, dok oslobađanje kisika povremeno prestaje, a zatim se nastavlja u periodu od 40 do 800 sekundi.Hemijska svojstva H 2 O 2 . Vodikov peroksid je kiselina, ali vrlo slaba. Konstanta disocijacije H 2 O 2 H + + HO 2 - na 25°C je 2,410-12 , što je 5 redova veličine manje nego za H 2 S. Srednje soli H 2 O 2 alkalni i zemnoalkalni metali se obično nazivaju peroksidi ( cm. PEROKSIDI). Kada se rastvore u vodi, oni su skoro potpuno hidrolizovani: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 . Hidroliza se potiče zakiseljavanjem rastvora. Kao kiselina 2 O 2 također stvara kisele soli, na primjer, Ba (HO 2) 2 , NaHO 2 i sl. Kiselinske soli manje podložan hidrolizi, ali se lako razgrađuje kada se zagrije i oslobađa kisik: 2NaHO 2 ® 2NaOH + O 2 . Oslobođena alkalija, kao u slučaju H 2 O 2 podstiče razgradnju.Rješenja H
2 O 2 , posebno koncentrirani, imaju snažno oksidacijsko djelovanje. Dakle, pod dejstvom 65% rastvora H 2 O 2 na papiru, piljevini i drugim zapaljivim materijama, oni se zapale. Manje koncentrirani rastvori obezbojavaju mnoga organska jedinjenja, kao što je indigo. Formaldehid se neuobičajeno oksidira: H 2 O 2 se ne reducira na vodu (kao obično), već na slobodni vodonik: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2HCOOH + H 2 . Ako uzmemo 30% rastvor H 2 O 2 i 40% otopine HCHO, zatim nakon laganog zagrijavanja počinje burna reakcija, tekućina ključa i pjeni se. Oksidativni efekat razblaženih rastvora H 2 O 2 je najizraženiji u kiseloj sredini, na primjer, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , ali je moguća i oksidacija u alkalnoj sredini:Na + H 2 O 2 + NaOH® Na 2 ; 2K 3 + 3H 2 O 2® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Oksidacija crnog olovnog sulfida u bijeli sulfat PbS+ 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O se može koristiti za restauraciju potamnjelog bijelog olova na starim slikama. Pod djelovanjem svjetlosti, hlorovodonična kiselina se također oksidira: H 2 O 2 + 2HCl ® 2H 2 O + Cl 2. Dodatak H 2 O 2 kiselinama uvelike povećava njihov efekat na metale. Dakle, u mješavini H 2O2 i razblažiti H 2 SO 4 bakar, srebro i živa se otapaju; jod se u kiseloj sredini oksidira u jodnu kiselinu HIO 3 , sumpor dioksid - do sumporne kiseline itd.Neuobičajeno je da se kalijum-natrijumova so vinske kiseline (Rochelle so) oksidira u prisustvu kobalt hlorida kao katalizatora. Tokom reakcije KOOC(CHOH)
2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 ružičasti CoCl 2 mijenja boju u zelenu zbog stvaranja kompleksnog spoja s tartratom, anjonom vinske kiseline. Kako se reakcija odvija i tartarat se oksidira, kompleks se uništava i katalizator ponovo postaje ružičast. Ako se, umjesto kobalt hlorida, kao katalizator koristi bakar sulfat, tada će intermedijarno jedinjenje, ovisno o omjeru početnih reagensa, biti obojeno narandžasto ili zelene boje. Nakon završetka reakcije, obnavlja se plava boja bakar sulfata.Vodikov peroksid potpuno drugačije reagira u prisustvu jakih oksidacijskih sredstava, kao i tvari koje lako ispuštaju kisik. U takvim slučajevima, N
2 O 2 može djelovati i kao redukciono sredstvo uz istovremenu evoluciju kisika (tzv. reduktivna razgradnja H 2 O 2 ), na primjer: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4® K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O;Ag 2 O + H 2 O 2
® 2Ag + H 2 O + O 2; O 3 + H 2 O 2 ® H 2 O + 2O 2; ® NaCl + H 2 O + O 2 . Poslednja reakcija je zanimljiva po tome što proizvodi pobuđene molekule kiseonika koji emituju narandžastu fluorescenciju ( cm. HLOR AKTIVAN). Slično, metalno zlato se izoluje iz rastvora soli zlata, metalna živa se dobija iz živinog oksida, itd. Tako neobična nekretnina 2 O 2 omogućava, na primjer, da se izvrši oksidacija kalijum heksacijanoferata(II), a zatim, promjenom uslova, da se reakcioni proizvod vrati u početno jedinjenje koristeći isti reagens. Prva reakcija se odvija u kiseloj sredini, druga - u alkalnoj:2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4® 2K 3 + K 2 SO 4 + 2H 2 O;2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH
® 2K 4 + 2H 2 O + O 2 .("Dvolik" H 2 O 2 dozvolio jednom nastavniku hemije da uporedi vodonik peroksid sa junakom priče poznatog engleskog pisca Stevensona Čudan slučaj dr. Jekylla i g. Hydea, pod utjecajem kompozicije koju je izmislio, mogao je drastično promijeniti svoj karakter, pretvarajući se od uglednog džentlmena u krvoločnog manijaka.)Dobivanje H 2 O 2. H 2 O 2 molekule uvek se dobija u malim količinama tokom sagorevanja i oksidacije raznih jedinjenja. Prilikom spaljivanja H 2 O 2 nastaje bilo kada se atomi vodika odvoje od polaznih jedinjenja pomoću intermedijarnih hidroperoksidnih radikala, na primjer: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , ili kao rezultat rekombinacije aktivnih slobodnih radikala: 2OH. ® H 2 O 2, N. + NE 2 . ® H 2 O 2 . Na primjer, ako se plamen kisika i vodika usmjeri na komad leda, tada će otopljena voda sadržavati značajne količine H. 2 O 2 , nastao kao rezultat rekombinacije slobodnih radikala (u plamenu H molekula 2 O 2 odmah raspasti). Sličan rezultat se dobija sa sagorevanjem drugih gasova. Obrazovanje H 2 O 2 može se pojaviti i na niskim temperaturama kao rezultat različitih redoks procesa.U industriji se vodikov peroksid dugo vremena nije dobivao Tenar metodom - iz barijevog peroksida, ali se više koristi savremenim metodama. Jedna od njih je elektroliza rastvora sumporne kiseline. U isto vrijeme, sulfatni ioni se oksidiraju na anodi u prekomjerno sulfatne ione: 2SO
4 2– – 2e ® S 2 O 8 2– . Persulfurna kiselina se zatim hidrolizira: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O ® H 2 O 2 + 2H 2 SO 4. Na katodi se, kao i obično, oslobađa vodonik, tako da je ukupna reakcija opisana jednačinom 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Ali glavna moderna metoda (preko 80% svjetske proizvodnje) je oksidacija nekih organska jedinjenja na primjer, etilanthrahidrokinon, s atmosferskim kisikom u organskom rastvaraču, dok H 2 O 2 i odgovarajući antrakinon, koji se zatim ponovo redukuje vodonikom na katalizatoru u antrahidrokinon. Vodikov peroksid se uklanja iz smjese s vodom i koncentrira destilacijom. Slična reakcija se dešava i kada se koristi izopropil alkohol (nastavlja se sa srednjim stvaranjem hidroperoksida): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C (UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Ako je potrebno, nastali aceton se također može reducirati u izopropil alkohol.Upotreba H 2 O 2. Vodikov peroksid se široko koristi, a njegova svjetska proizvodnja iznosi stotine hiljada tona godišnje. Koristi se za dobijanje anorganskih peroksida, kao oksidant za raketna goriva, u organskoj sintezi, za izbeljivanje ulja, masti, tkanina, papira, za čišćenje poluprovodničkih materijala, za vađenje vrednih metala iz ruda (na primer, uranijuma pretvaranjem njegovog nerastvorljivog oblika u rastvorljiv) za neutralizaciju Otpadne vode. U medicini, rastvori H 2 O 2 koristi se za ispiranje i mazanje kod upalnih oboljenja sluznice (stomatitis, tonzilitis), za liječenje gnojnih rana. U kućištima za kontaktna sočiva, vrlo mala količina platinskog katalizatora se ponekad stavlja u poklopac. Leće za njihovu dezinfekciju sipaju se u pernicu sa 3% rastvorom H 2 O 2 , ali pošto je ovo rješenje štetno za oči, pernica se nakon nekog vremena okreće. U ovom slučaju, katalizator u poklopcu brzo razgrađuje H 2 O 2 za čistu vodu i kiseonik.Nekada je bilo moderno izbjeljivati kosu "peroksidom", sada postoje sigurnije formulacije za farbanje kose.
U prisustvu nekih soli, vodikov peroksid stvara neku vrstu čvrstog "koncentrata", koji je pogodniji za transport i upotrebu. Dakle, ako je H
2 O 2 u prisustvu, postepeno se formiraju veliki prozirni kristali natrijum peroksoborata Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Ova tvar se široko koristi za izbjeljivanje tkanina i kao komponenta deterdženata. H molekuli 2 O 2 , poput molekula vode, mogu prodrijeti u kristalnu strukturu soli, formirajući neku vrstu kristalnih hidrata - peroksohidrata, na primjer, K 2 CO 3 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 1,5H 2 O; potonje jedinjenje je opšte poznato kao "persol".Takozvani "hidroperit" CO(NH
2) 2 H 2 O 2 je klatrat - inkluzijsko jedinjenje molekula H 2 O 2 u prazninu kristalna rešetka urea.AT analitička hemija Vodikov peroksid se može koristiti za otkrivanje određenih metala. Na primjer, ako se vodikov peroksid doda otopini titanove (IV) soli - titanil sulfata, otopina postaje svijetlo narančasta zbog stvaranja pertitanske kiseline:
TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O.Bezbojni molibdatni jon MoO 4 2– oksidira H 2 O 2 u anjon peroksida intenzivno narandžaste boje. Zakiseljeni rastvor kalijum dihromata u prisustvu H 2 O 2 formira perhromnu kiselinu: K2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® H 2 Cr 2 O 12 + K 2 SO 4 + 5H 2O, koji se prilično brzo raspada: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Ako zbrojite ove dvije jednadžbe, dobit ćete reakciju redukcije kalijevog dihromata vodikovim peroksidom:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.Perhromna kiselina se može ekstrahovati iz vodenog rastvora sa etrom (mnogo je stabilnija u rastvoru etra nego u vodi). Eterični sloj je obojen u intenzivnu plavu boju.Ilya Leenson
LITERATURA Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Generisanje i reakcije slobodnih radikala. M., Hemija, 1982Hemija i tehnologija vodikovog peroksida. L., Hemija, 1984
Voda (vodikov oksid) je binarno neorgansko jedinjenje sa hemijskom formulom H 2 O. Molekul vode se sastoji od dva atoma vodonika i jednog kiseonika, koji su međusobno povezani kovalentnom vezom.
Vodikov peroksid.
Fizička i hemijska svojstva
Fizički i Hemijska svojstva vode su određene hemijskom, elektronskom i prostornom strukturom molekula H 2 O.
Atomi H i O u molekulu H 2 0 su u svojim stabilnim oksidacionim stanjima, redom +1 i -2; stoga voda ne pokazuje izražena oksidirajuća ili redukcijska svojstva. Napomena: u metalnim hidridima, vodonik je u -1 oksidacionom stanju.
Molekul H 2 O ima ugaonu strukturu. H-O veze veoma polarna. Postoji višak negativnog naboja na O atomu, a višak pozitivnih naboja na H atomima. Općenito, molekula H 2 O je polarna, tj. dipol. Ovo objašnjava činjenicu da je voda dobar rastvarač za jonske i polarne supstance.
Prisutnost viška naboja na atomima H i O, kao i nepodijeljenih elektronskih parova kod O atoma, uzrokuje stvaranje vodikovih veza između molekula vode, uslijed čega se oni spajaju u asociate. Postojanje ovih saradnika objašnjava anomalno visoke vrijednosti mp. itd. kip. vode.
Uz stvaranje vodikovih veza, rezultat međusobnog utjecaja molekula H 2 O jednih na druge je njihova samojonizacija:
u jednoj molekuli postoji heterolitički prekid polara O-N konekcije, a oslobođeni proton se pridružuje atomu kisika drugog molekula. Rezultirajući hidroksonijev ion H 3 O + je u suštini hidratizirani vodikov ion H + H 2 O, stoga je jednadžba samojonizacije vode pojednostavljena na sljedeći način:
H 2 O ↔ H + + OH -
Konstanta disocijacije vode je izuzetno mala:
Ovo ukazuje da se voda vrlo malo disocira na ione, pa je stoga koncentracija nedisociranih H 2 O molekula gotovo konstantna:
U čistoj vodi, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. To znači da je voda vrlo slab amfoterni elektrolit koji ne pokazuje ni kisela ni bazna svojstva u značajnoj mjeri.
Međutim, voda ima snažan ionizirajući učinak na elektrolite otopljene u njoj. Pod dejstvom vodenih dipola, polarni kovalentne veze u molekulima otopljenih tvari se pretvaraju u ionske, ioni se hidratiziraju, veze između njih su oslabljene, što rezultira elektrolitičkom disocijacijom. Na primjer:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(jaki elektrolit)
(ili isključujući hidrataciju: HCl → H + + Cl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (slab elektrolit)
(ili CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Prema Bronsted-Lowry teoriji kiselina i baza, u ovim procesima voda ispoljava svojstva baze (akceptora protona). Prema istoj teoriji, voda djeluje kao kiselina (donator protona) u reakcijama, na primjer, s amonijakom i aminima:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Redox reakcije koje uključuju vodu
I. Reakcije u kojima voda ima ulogu oksidatora
Ove reakcije su moguće samo s jakim redukcijskim agensima, koji su u stanju reducirati vodikove ione koji su dio molekula vode u slobodni vodik.
1) Interakcija sa metalima
a) U normalnim uslovima, H 2 O reaguje samo sa alkalijama. i zemnoalkalno. metali:
2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2
b) Na visokim temperaturama H 2 O reaguje i sa nekim drugim metalima, na primer:
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 i Zn istiskuju H 2 iz vode u prisustvu alkalija:
2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2
2) Interakcija sa nemetalima koji imaju nizak EO (reakcije se dešavaju u teškim uslovima)
C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("vodeni plin")
2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2
U prisustvu alkalija, silicijum istiskuje vodonik iz vode:
Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Interakcija sa metalnim hidridima
NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2
4) Interakcija sa ugljen monoksidom i metanom
CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2
Reakcije se koriste u industriji za proizvodnju vodika.
II. Reakcije u kojima voda djeluje kao redukcijski agens
Ove reakcije su moguće samo s vrlo jakim oksidantima koji su sposobni oksidirati kisik CO CO -2 koji je dio vode, u slobodni kisik O 2 ili u peroksidne anione 2-. U izuzetnom slučaju (u reakciji sa F 2), kisik nastaje sa c o. +2.
1) Interakcija sa fluorom
2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF
2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF
2) Interakcija sa atomskim kiseonikom
H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2
3) Interakcija sa hlorom
Pri visokim T dolazi do reverzibilne reakcije
2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl
III. Reakcije intramolekularne oksidacije - redukcija vode.
Pod uticajem električna struja ili visoke temperature, voda se može razložiti na vodik i kiseonik:
2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2
Termička razgradnja je reverzibilan proces; stepen termičke razgradnje vode je nizak.
Reakcije hidratacije
I. Hidratacija jona. Joni nastali tokom disocijacije elektrolita u vodenim otopinama vezuju određeni broj molekula vode i postoje u obliku hidratiziranih jona. Neki ioni formiraju tako jake veze sa molekulima vode da njihovi hidrati mogu postojati ne samo u rastvoru, već iu čvrstom stanju. Ovo objašnjava nastanak kristalnih hidrata kao što su CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O itd., kao i akva kompleksa: CI 3 , Br 4 itd.
II. Hidratacija oksida
III. Hidratacija organskih jedinjenja koja sadrže višestruke veze
Reakcije hidrolize
I. Hidroliza soli
Reverzibilna hidroliza:
a) prema kationu soli
Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (kisela sredina. pH
b) anjonom soli
CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (alkalna sredina. pH > 7)
c) katjonom i anjonom soli
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (okruženje blizu neutralnog)
Nepovratna hidroliza:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Hidroliza metalnih karbida
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 acetilen
III. Hidroliza silicida, nitrida, fosfida
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 amonijak
Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 fosfin
IV. Hidroliza halogena
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
V. Hidroliza organskih jedinjenja
Klase organskih supstanci |
Proizvodi hidrolize (organski) |
Halogenalkani (alkil halogenidi) |
|
Aril halogenidi |
|
Dihaloalkani |
Aldehidi ili ketoni |
Metalni alkoholati |
|
Halogenidi karboksilne kiseline |
karboksilne kiseline |
Anhidridi karboksilnih kiselina |
karboksilne kiseline |
Esteri karboksilnih kiselina |
Karboksilne kiseline i alkoholi |
Glicerin i više karboksilne kiseline |
|
Di- i polisaharidi |
Monosaharidi |
Peptidi i proteini |
α-aminokiseline |
Nukleinske kiseline |
|
2N2 + O2 ––> 2N2O
koncentracije vodonika, kiseonika i vode variraju u različitim stepenima: ΔS(N2) = ΔS(N2O) = 2 ΔS(O2).
Brzina hemijska reakcija zavisi od mnogih faktora: prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature, prirode rastvarača itd.
2.1.1 Kinetička jednačina kemijske reakcije. Red reakcije.
Jedan od zadataka kemijske kinetike je određivanje sastava reakcijske smjese (tj. koncentracije svih reaktanata) u bilo kojem trenutku, za što je potrebno znati ovisnost brzine reakcije od koncentracija. Općenito, što je veća koncentracija reaktanata, veća je i brzina kemijske reakcije. Osnova hemijske kinetike je tzv. osnovni postulat hemijske kinetike:
Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u određenoj meri.
odnosno za reakciju
aA + bB + dD + . ––> eE + .
može se napisati:
Koeficijent proporcionalnosti k je konstanta brzine hemijske reakcije. Konstanta brzine je numerički jednaka brzini reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/L.
Ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata utvrđuje se eksperimentalno i naziva se kinetička jednadžba kemijske reakcije. Očigledno je da je za pisanje kinetičke jednadžbe potrebno eksperimentalno odrediti vrijednost konstante brzine i eksponenta pri koncentracijama reaktanata. Eksponent koncentracije svake od reagujućih supstanci u kinetičkoj jednačini hemijske reakcije (u jednačini (II.4) odnosno x, y i z) je određeni red reakcije za ovu komponentu. Zbir eksponenata u kinetičkoj jednadžbi za hemijsku reakciju (x + y + z) predstavlja ukupni red reakcije. Treba naglasiti da je red reakcije određen samo iz eksperimentalnih podataka i nije povezan sa stehiometrijskim koeficijentima reaktanata u jednadžbi reakcije. Stehiometrijska jednačina reakcije je jednačina materijalne ravnoteže i ni na koji način ne može odrediti prirodu toka ove reakcije u vremenu.
U hemijskoj kinetici uobičajeno je da se reakcije klasifikuju prema veličini opšti poredak reakcije. Razmotrimo ovisnost koncentracije reaktanata o vremenu za ireverzibilne (jednosmjerne) reakcije nultog, prvog i drugog reda.
2.1.2 Reakcije nultog reda
Za reakcije nultog reda, kinetička jednačina ima sljedeći oblik:
Brzina reakcije nultog reda je konstantna u vremenu i ne ovisi o koncentraciji reaktanata; ovo je karakteristično za mnoge heterogene (koje se dešavaju na granici) reakcija u slučaju kada je brzina difuzije reagensa na površinu manja od brzine njihove hemijske transformacije.
2.1.3 Reakcije prvog reda
Razmotrimo vremensku zavisnost koncentracije početne supstance A za slučaj reakcije prvog reda A --> B. Reakcije prvog reda karakteriše kinetička jednačina oblika (II.6). U njega zamjenjujemo izraz (II.2):
(II.7)
Nakon integracije izraza (II.7), dobijamo:
Konstanta integracije g je određena iz početni uslovi: u trenutku t = 0, koncentracija C je jednaka početnoj koncentraciji Co. Iz ovoga slijedi da je g = ln Co. Dobijamo:
Rice. 2.3 Ovisnost logaritma koncentracije o vremenu za reakcije prvog reda
Dakle, logaritam koncentracije za reakciju prvog reda linearno zavisi od vremena (slika 2.3) i konstanta brzine je numerički jednaka tangentu nagiba prave linije prema vremenskoj osi.
Iz jednačine (II.9) lako je dobiti izraz za konstantu brzine jednosmjerne reakcije prvog reda:
Još jedna kinetička karakteristika reakcije je vrijeme poluraspada t1 / 2 - vrijeme tijekom kojeg se koncentracija polazne tvari prepolovi u odnosu na originalnu. Izrazimo t1/2 za reakciju prvog reda, s obzirom da je S = ½So:
(II.12)
Kao što se vidi iz dobijenog izraza, poluživot reakcije prvog reda ne zavisi od početne koncentracije početne supstance.
2.1.4 Reakcije drugog reda
Za reakcije drugog reda, kinetička jednačina ima sljedeći oblik:
Razmotrimo najjednostavniji slučaj, kada kinetička jednačina ima oblik (II.14) ili, što je isto, u jednačini oblika (II.15) koncentracije početnih supstanci su iste; jednačina (II.14) u ovom slučaju može se prepisati na sljedeći način:
(II.16)
Nakon razdvajanja varijabli i integracije, dobijamo:
Integraciona konstanta g, kao iu prethodnom slučaju, određena je iz početnih uslova. Dobijamo:
Dakle, za reakcije drugog reda, koje imaju kinetičku jednačinu oblika (II.14), karakteristično je linearna zavisnost recipročna koncentracija od vremena (slika 2.4) i konstanta brzine jednaka je tangenti nagiba prave na vremensku os:
(II.20)
Rice. 2.4 Recipročna koncentracija u odnosu na vrijeme za reakcije drugog reda
Ako su početne koncentracije reaktanata Co,A i Co,B različite, tada se konstanta brzine reakcije nalazi integracijom jednadžbe (II.21), u kojoj su CA i CB koncentracije reaktanata u trenutku t od početka reakcije:
(II.21)
U ovom slučaju, za konstantu brzine dobijamo izraz
§3. Jednačina reakcije i kako je napisati
Interakcija vodonik sa kiseonik, kako je ustanovio Sir Henry Cavendish, dovodi do stvaranja vode. Koristimo ovaj jednostavan primjer da naučimo pisati jednačine hemijskih reakcija.
Od čega dolazi vodonik i kiseonik, već znamo:
H 2 + O 2 → H 2 O
Sada uzimamo u obzir da su atomi hemijski elementi u hemijskim reakcijama ne nestaju i ne nastaju ni iz čega, ne prelaze jedno u drugo, već kombinujte u nove kombinacije da formiraju nove molekule. To znači da u jednadžbi hemijske reakcije atoma svake vrste mora biti isti broj prije reakcije ( lijevo iz znaka jednakosti) i poslije kraj reakcije ( desno iz znaka jednakosti), ovako:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
To je ono što je jednadžba reakcije - uslovni zapis tekuće hemijske reakcije koristeći formule supstanci i koeficijenata.
To znači da u gornjoj reakciji dva madeža vodonik treba da reaguje sa za jedan madež kiseonik, a rezultat će biti dva madeža vode.
Interakcija vodonik sa kiseonik- nije nimalo jednostavan proces. To dovodi do promjene oksidacijskih stanja ovih elemenata. Za odabir koeficijenata u takvim jednadžbama obično se koristi metoda " elektronski balans".
Kada se voda formira od vodonika i kiseonika, to znači da vodonik promijenio svoje oksidacijsko stanje iz 0 prije +I, a kiseonik- od 0 prije −II. Istovremeno, nekoliko (n) elektroni:
Ovdje služe elektroni koji doniraju vodonik redukciono sredstvo i elektroni koji prihvataju kiseonik - oksidaciono sredstvo.
Oksidirajuća i redukcijska sredstva
Pogledajmo sada kako procesi davanja i primanja elektrona izgledaju odvojeno. Vodonik, nakon susreta sa "razbojnikom" - kiseonikom, gubi svu svoju osobinu - dva elektrona, a njegovo oksidaciono stanje postaje jednako +I:
H 2 0 − 2 e− = 2N + I
Desilo se jednadžba polu-reakcije oksidacije vodonik.
I bandit kiseonik Oko 2, nakon što je uzeo posljednje elektrone od nesretnog vodonika, vrlo je zadovoljan svojim novim oksidacijskim stanjem -II:
O 2 + 4 e− = 2O − II
Ovo je jednadžba polu-reakcije redukcije kiseonik.
Ostaje dodati da su i "razbojnik" i njegova "žrtva" izgubili svoj hemijski identitet i od jednostavnih supstanci - gasova sa dvoatomskim molekulima H 2 i Oko 2 pretvorio u komponente nove hemijske supstance - vode H 2 O.
Dalje ćemo argumentirati na sljedeći način: koliko je elektrona reduktor dao oksidirajućem razbojniku, toliko je i dobio. Broj elektrona doniranih redukcijskim agensom mora biti jednak broju elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens..
Tako da ti treba izjednačiti broj elektrona u prvoj i drugoj polureakciji. U hemiji je prihvaćen sljedeći uslovni oblik pisanja jednadžbi polureakcija:
2 H 2 0 − 2 e− = 2N + I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O − II |
Ovdje su brojevi 2 i 1 lijevo od vitičaste zagrade faktori koji će pomoći da se osigura da je broj datih i primljenih elektrona jednak. Uzimamo u obzir da se u jednačinama polureakcija 2 elektrona daju, a prihvataju 4. Da bi se izjednačio broj primljenih i datih elektrona, nalazi se najmanji zajednički višekratnik i dodatni faktori. U našem slučaju, najmanji zajednički višekratnik je 4. Dodatni faktori će biti 2 za vodonik (4:2 = 2), a za kiseonik - 1 (4:4 = 1)
Rezultirajući množitelji će poslužiti kao koeficijenti buduće jednačine reakcije:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Vodonik oksidirano ne samo prilikom susreta kiseonik. Približno isti efekat na vodonik i fluor F2, halogen i čuveni "razbojnik", a naizgled bezopasan nitrogen N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Ovo rezultira fluorovodonik HF ili amonijak NH3.
U oba spoja, oksidacijsko stanje vodonik postaje jednak +I, jer dobija partnere u molekulu "pohlepne" za tuđim elektronskim dobrom, sa visokom elektronegativnošću - fluor F i nitrogen N. At nitrogen vrijednost elektronegativnosti se smatra jednakom trima konvencionalnim jedinicama, a y fluor općenito, najveća elektronegativnost među svim kemijskim elementima je četiri jedinice. Stoga nije ni čudo što ostavljaju jadni atom vodonika bez ikakvog elektronskog okruženja.
Ali vodonik možda restaurirati- prihvatiti elektrone. To se dešava ako u reakciji sa njim učestvuje alkalni metali ili kalcijum, koji imaju manju elektronegativnost od vodonika.