Az élet alapjának jól ismert képlete - a víz. Molekulája két hidrogénatomból és egy oxigénatomból áll, amelyet H2O-nak írnak. Ha kétszer annyi oxigén van, akkor egy teljesen más anyag lesz - H2O2. Mi ez, és miben különbözik a kapott anyag a víz „rokonától”?
H2O2 - mi ez az anyag?
Foglalkozzunk vele részletesebben. A H2O2 a hidrogén-peroxid képlete, igen, a karcolások kezelésére szolgál, fehér. Hidrogén-peroxid H2O2 - tudományos.
A fertőtlenítéshez 3%-os peroxid oldatot használnak. Tiszta vagy koncentrált formában kémiai égési sérüléseket okoz a bőrön. A harminc százalékos peroxid oldatot egyébként perhidrolnak nevezik; korábban fodrászatban használták haj szőkítésére. Az általa megégetett bőr is kifehéredik.
A H2O2 kémiai tulajdonságai
A hidrogén-peroxid színtelen, "fémes" ízű folyadék. Jó oldószer, könnyen oldódik vízben, éterben, alkoholokban.
A három- és hatszázalékos peroxid oldatokat általában harminc százalékos oldat hígításával készítik. Tömény H2O2 tárolásakor az anyag oxigén felszabadulásával bomlik, ezért a robbanás elkerülése érdekében nem szabad szorosan lezárt tartályokban tárolni. A peroxid koncentrációjának csökkenésével stabilitása növekszik. Ezenkívül a H2O2 bomlásának lassítása érdekében különféle anyagokat adhatunk hozzá, például foszforsavat vagy szalicilsavat. Erős koncentrációjú (több mint 90 százalékos) oldatok tárolására nátrium-pirofoszfátot adnak a peroxidhoz, amely stabilizálja az anyag állapotát, és alumínium edényeket is használnak.
A kémiai reakciókban a H2O2 oxidálószer és redukálószer is lehet. Gyakrabban azonban a peroxid oxidáló tulajdonságokat mutat. A peroxidot savnak tekintik, de nagyon gyenge; A hidrogén-peroxid sóit peroxidoknak nevezzük.
mint oxigénszerzési módszer
A H2O2 bomlási reakciója akkor megy végbe, ha anyaggal érintkezik magas hőmérsékletű(több mint 150 Celsius fok). Az eredmény víz és oxigén.
A reakció képlete - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2
A H oxidációs állapota H 2 O 2-ben és H 2 O-ban \u003d +1.
Az O oxidációs állapota: H 2 O 2 \u003d -1, H 2 O \u003d -2, O 2 \u003d 0
2 O -1 - 2e -> O2 0
O -1 + e -> O -2
2 H2O2 = 2 H2O + O2
A hidrogén-peroxid bomlása szobahőmérsékleten is megtörténhet, ha katalizátort (a reakciót felgyorsító vegyszert) használnak.
Laboratóriumokban az oxigénszerzés egyik módja a berthollet só vagy a kálium-permanganát lebontásával együtt a peroxid lebontásának reakciója. Ebben az esetben mangán (IV)-oxidot használnak katalizátorként. A H2O2 bomlását felgyorsító egyéb anyagok a réz, platina, nátrium-hidroxid.
A peroxid felfedezésének története
A peroxid felfedezése felé tett első lépéseket 1790-ben a német Alexander Humboldt tette meg, amikor felfedezte, hogy a bárium-oxid hevítés hatására peroxiddá alakul. Ezt a folyamatot a levegő oxigénfelvétele kísérte. Tizenkét évvel később Tenard és Gay-Lussac tudósok kísérletet végeztek az alkálifémek oxigénfelesleggel való elégetésével, ami nátrium-peroxidot eredményezett. A hidrogén-peroxidot azonban később, csak 1818-ban szerezték meg, amikor Louis Tenard a savak fémekre gyakorolt hatását tanulmányozta; stabil kölcsönhatásukhoz kis mennyiségű oxigénre volt szükség. Bárium-peroxiddal és kénsavval végzett megerősítő kísérletet végzett, a tudós vizet, hidrogén-kloridot és jeget adott hozzájuk. Rövid idő elteltével Tenar kis megszilárdult cseppeket talált a bárium-peroxidot tartalmazó tartály falán. Világossá vált, hogy H2O2. Ezután a keletkezett H2O2-t "oxidált víznek" adták. Ez a hidrogén-peroxid volt – színtelen, szagtalan, alig párologtató folyadék, amely más anyagokat jól old. A H2O2 és a H2O2 kölcsönhatásának eredménye disszociációs reakció, a peroxid vízben oldódik.
Érdekes tény, hogy az új anyag tulajdonságait gyorsan felfedezték, lehetővé téve a helyreállítási munkák során történő felhasználását. Maga Tenard peroxiddal restaurálta Raphael festményét, amely idővel elsötétült.
A hidrogén-peroxid a XX
A kapott anyag alapos tanulmányozása után elkezdték ipari méretekben gyártani. A huszadik század elején bevezették a peroxid előállításának elektrokémiai technológiáját, amely az elektrolízis folyamatán alapul. De az ezzel a módszerrel kapott anyag eltarthatósága kicsi volt, körülbelül néhány hét. A tiszta peroxid instabil, nagyrészt 30 százalékos koncentrációban állították elő a szövetek fehérítésére, három-hat százalékban pedig háztartási felhasználásra.
A náci Németország tudósai peroxidot használtak egy folyékony tüzelésű rakétahajtómű létrehozásához, amelyet védelmi célokra használtak a második világháborúban. A H2O2 és a metanol / hidrazin kölcsönhatása eredményeként erős üzemanyagot kaptak, amelyen a repülőgép több mint 950 km / h sebességet ért el.
Hol használják most a H2O2-t?
- az orvostudományban - sebek kezelésére;
- a cellulóz- és papíriparban az anyag fehérítő tulajdonságait használják fel;
- a textiliparban a természetes és szintetikus szöveteket, szőrméket, gyapjút peroxiddal fehérítik;
- rakéta-üzemanyagként vagy oxidálószereként;
- a kémiában - oxigén előállítására, habképző szerként porózus anyagok előállításához, katalizátorként vagy hidrogénezőszerként;
- fertőtlenítő- vagy tisztítószerek, fehérítők gyártásához;
- a haj szőkítésére (ez egy elavult módszer, mivel a hajat a peroxid súlyosan károsítja);
A hidrogén-peroxid sikeresen használható különféle háztartási problémák megoldására. De csak 3% hidrogén-peroxid használható erre a célra. Íme néhány módszer:
- A felületek tisztításához peroxidot kell önteni egy edénybe permetezőpalackkal, és permetezni kell a szennyezett helyekre.
- A tárgyak fertőtlenítéséhez hígítatlan H2O2-oldattal kell letörölni azokat. Ez segít megtisztítani őket a káros mikroorganizmusoktól. A mosószivacsokat peroxidos vízbe áztathatjuk (1:1 arányú).
- A fehér ruhák fehérítéséhez adjon hozzá egy pohár peroxidot. A fehér szöveteket egy pohár H2O2-vel kevert vízben is kiöblítheti. Ez a módszer visszaállítja a fehérséget, megakadályozza a szövetek sárgulását, és segít eltávolítani a makacs foltokat.
- A penész és a penész elleni küzdelem érdekében keverje össze a peroxidot és a vizet egy spray-palackban 1:2 arányban. Permetezze a kapott keveréket a fertőzött felületekre, majd 10 perc múlva ecsettel vagy szivaccsal tisztítsa meg.
- Frissítheti a csempe elsötétült habarcsát, ha peroxidot szór a kívánt helyre. 30 perc elteltével óvatosan dörzsölje meg őket kemény kefével.
- Mosogatáshoz adjon fél pohár H2O2-t egy teli medencéhez (vagy egy zárt lefolyóval ellátott mosogatóhoz). Az ilyen oldatban mosott csészék és tányérok tisztán ragyognak majd.
- A fogkefe tisztításához hígítatlan 3%-os peroxid oldatba kell mártani. Ezután öblítse le erős folyó víz alatt. Ez a módszer jól fertőtleníti a higiéniai cikkeket.
- A vásárolt zöldségek és gyümölcsök fertőtlenítéséhez 1 rész peroxid és 1 rész víz oldatával permetezze be, majd alaposan öblítse le vízzel (lehet hideg is).
- A külvárosi területen a H2O2 segítségével leküzdheti a növénybetegségeket. Peroxid oldattal kell permetezni őket, vagy röviddel az ültetés előtt be kell áztatni a magokat 4,5 liter vízbe 30 ml negyven százalékos hidrogén-peroxiddal keverve.
- Az akváriumi halak felélesztéséhez, ha ammóniával megmérgezték, megfulladtak a levegőztetés kikapcsolásakor, vagy más okból, próbálja meg hidrogén-peroxidos vízbe helyezni őket. 3% peroxidot kell keverni vízzel 30 ml/100 liter arányban, és 15-20 percre bele kell helyezni az élettelen halak keverékébe. Ha ez idő alatt nem kelnek életre, akkor a jogorvoslat nem segített.
Még egy palack víz erőteljes rázása következtében is bizonyos mennyiségű peroxid képződik benne, mivel a víz eközben oxigénnel telítődik.
A friss gyümölcsök és zöldségek is tartalmaznak H2O2-t, amíg meg nem főzik. Melegítéskor, főzéskor, pörköléskor és más, magas hőmérséklettel járó folyamatok megsemmisülnek nagyszámú oxigén. Ezért a főtt ételeket nem tartják annyira hasznosnak, bár bizonyos mennyiségű vitamin marad bennük. Ugyanezen okból hasznosak a szanatóriumokban felszolgált frissen facsart gyümölcslevek vagy oxigénkoktélok - az oxigéntelítettség miatt, amely új erőt ad a szervezetnek és megtisztítja.
A peroxid veszélyei lenyeléskor
A fentiek után úgy tűnhet, hogy a peroxidot kifejezetten szájon át lehet bevenni, és ez a szervezet számára előnyös. De ez egyáltalán nem így van. A vegyület vízben vagy gyümölcslevekben található minimális mennyiségeketés szorosan összefügg más anyagokkal. A „természetellenes” hidrogén-peroxid (és minden, a boltban vásárolt, vagy vegyi kísérletek eredményeként önállóan előállított peroxid semmiképpen sem tekinthető természetesnek, ráadásul a természeteshez képest túl magas a koncentrációja) bevitele életveszélyes lehet. és egészségkárosító következményei. Ahhoz, hogy megértsük, miért, újra a kémiához kell fordulnia.
Mint már említettük, bizonyos körülmények között a hidrogén-peroxid lebomlik és oxigént szabadít fel, amely aktív oxidálószer. akkor fordulhat elő, amikor a H2O2 peroxidázzal, egy intracelluláris enzimmel ütközik. A peroxid fertőtlenítésre való alkalmazása oxidáló tulajdonságain alapul. Tehát, amikor egy sebet H2O2-val kezelnek, a felszabaduló oxigén elpusztítja a bejutott élő kórokozó mikroorganizmusokat. Hasonló hatással van más élő sejtekre is. Ha az ép bőrt peroxiddal kezeli, majd alkohollal letörli, égő érzést fog érezni, ami megerősíti a mikroszkopikus károsodás jelenlétét a peroxid után. De a peroxid alacsony koncentrációjú külső használatával nem lesz észrevehető kár a szervezetben.
Egy másik dolog, ha megpróbálja bevinni. Az emésztőrendszer nyálkahártyájára kerül az az anyag, amely kívülről még a viszonylag vastag bőrt is károsíthatja. Vagyis kémiai mini égési sérülések keletkeznek. Természetesen a felszabaduló oxidálószer – oxigén – a káros mikrobákat is elpusztíthatja. De ugyanez a folyamat megy végbe az emésztőrendszer sejtjeivel is. Ha az oxidálószer hatására bekövetkező égési sérülések ismétlődnek, akkor lehetséges a nyálkahártya sorvadása, és ez az első lépés a rák felé. A bélsejtek elpusztulása ahhoz vezet, hogy a szervezet nem képes felvenni a tápanyagokat, ez magyarázza például a fogyást és a székrekedés megszűnését egyes peroxidos "kezelést" gyakorló embereknél.
Külön meg kell mondani a peroxid intravénás injekcióként történő alkalmazásának ilyen módszeréről. Még akkor is, ha valamilyen okból orvos írta fel őket (ez csak vérmérgezés esetén indokolható, amikor más megfelelő gyógyszer nem áll rendelkezésre), akkor is orvosi felügyelet mellett és szigorú adagolási számítás mellett fennállnak a kockázatok. De egy ilyen szélsőséges helyzetben ez egy esély a gyógyulásra. Semmi esetre sem írhat fel magának hidrogén-peroxid injekciót. A H2O2 nagy veszélyt jelent a vérsejtekre - az eritrocitákra és a vérlemezkékre, mivel a véráramba kerülve elpusztítja azokat. Ezenkívül a felszabaduló oxigén halálosan elzárhatja az ereket - gázembólia.
Biztonsági intézkedések a H2O2 kezelésénél
- Gyermekektől és cselekvőképtelen személyektől elzárva tartandó. A szagtalanság és a kifejezett íz különösen veszélyessé teszi számukra a peroxidot, mivel nagy adagok is bevehetők. Ha az oldatot lenyeli, a használat következményei beláthatatlanok lehetnek. Azonnal orvoshoz kell fordulni.
- A három százalékot meghaladó koncentrációjú peroxid oldatok bőrrel érintkezve égési sérüléseket okoznak. Az égési területet bő vízzel le kell mosni.
- Ne engedje, hogy a peroxid oldat a szembe kerüljön, mert duzzanat, bőrpír, irritáció és néha fájdalom képződik. Elsősegélynyújtás az orvoshoz fordulás előtt - bőséges szemöblítés vízzel.
- Az anyagot úgy tárolja, hogy egyértelműen H2O2-e legyen, vagyis egy matricával ellátott tartályban a véletlen visszaélés elkerülése érdekében.
- Az élettartamot meghosszabbító tárolási körülmények sötét, száraz, hűvös helyen.
- Ne keverje a hidrogén-peroxidot a tiszta vízen kívül más folyadékkal, beleértve a klórozott csapvizet is.
- A fentiek mindegyike nemcsak a H2O2-ra vonatkozik, hanem minden azt tartalmazó készítményre.
A 19. század számos kutatója, akik tiszta hidrogén-peroxidot kaptak, megjegyezték ennek a vegyületnek a veszélyét. Tehát amikor megpróbáltak elválni
2 O 2 vízből híg oldatokból dietil-éterrel extrahálva, majd az illékony éter desztillációjával a keletkező anyag néha látható ok nélkül felrobbant. Az egyik ilyen kísérletben Yu.V. Brühl német kémikus vízmentes H 2 O 2 , aminek ózonszaga volt, és egy megolvadatlan üvegrúd érintésére felrobbant. A kis mennyiségű H ellenére 2 O 2 (mindössze 1-2 ml) a robbanás olyan erős volt, hogy kerek lyukat ütött az asztallapon, megsemmisítette a doboz tartalmát, valamint az asztalon és a közelben álló lombikokat, műszereket.fizikai tulajdonságok. A tiszta hidrogén-peroxid nagyon különbözik a H ismert 3%-os oldatától 2 O 2 , ami az otthoni elsősegélynyújtó készletben található. Először is csaknem másfélszer nehezebb, mint a víz (sűrűsége 20 °C-on 1,45 g/cm 3). A H 2 O 2 megfagy a víz fagyáspontjánál valamivel alacsonyabb hőmérsékleten - mínusz 0,41 ° C-on, de ha a tiszta folyadékot gyorsan lehűtik, általában nem fagy meg, hanem túlhűl, átlátszó üveges masszává alakulva. Megoldások H 2 O 2 fagyasztás sokkal alacsonyabb hőmérsékleten: 30%-os oldat - mínusz 30 °C-on és 60%-os oldat - mínusz 53 °C-on. Forr H 2 O 2 a közönséges víznél magasabb hőmérsékleten - 150,2 ° C-on. Nedves üveg H 2 O 2 rosszabb, mint a víz, és ez egy érdekes jelenséghez vezet a vizes oldatok lassú desztillációjában: miközben a víz desztillálódik az oldatból, az a szokásos módon cseppek formájában kerül be a hűtőszekrényből a tartályba; mikor kezd előzni 2 O 2 , a folyadék folyamatos vékony sugárban jön ki a hűtőből. A bőrön a tiszta hidrogén-peroxid és koncentrált oldatai fehér foltokat hagynak, és égető fájdalmat okoznak a súlyos vegyi égés következtében.A hidrogén-peroxid előállításáról szóló cikkében Tenar nem nagyon hasonlította össze ezt az anyagot a sziruppal, talán arra gondolt, hogy a tiszta H
2 O 2 , a cukorsziruphoz hasonlóan erősen megtöri a fényt. Valójában a vízmentes H törésmutatója 2 O 2 (1,41) sokkal nagyobb, mint a vízé (1,33). Azonban vagy a félreértelmezés, vagy a francia nyelvű fordítás gyengesége miatt ma is szinte minden tankönyvben azt írják, hogy a tiszta hidrogén-peroxid „sűrű szirupszerű folyadék”, sőt elméletileg a hidrogénkötések kialakulásával magyarázzák. De a víz hidrogénkötéseket is képez. Valójában az N viszkozitása 2 O 2 ugyanaz, mint az enyhén lehűtött (kb. 13 °C-os) vízé, de nem mondható el, hogy a hideg víz sűrű, mint a szirup.bomlási reakció. A tiszta hidrogén-peroxid nagyon veszélyes anyag, mivel bizonyos körülmények között robbanásveszélyes lebomlása lehetséges: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2 98 kJ/mol N kibocsátással 2 O 2 (34 g). Ez egy nagyon nagy energia: több, mint ami felszabadul 1 mól HCl képződése során a hidrogén és klór keverékének robbanásakor; elegendő 2,5-szer több vizet teljesen elpárologtatni, mint amennyi ebben a reakcióban képződik. Veszélyes és koncentrált vizes oldatok H 2 O 2 , jelenlétükben sok szerves vegyület könnyen spontán meggyullad, és becsapódáskor az ilyen keverékek felrobbanhatnak. A koncentrált oldatok tárolására extra tiszta alumíniumból készült edényeket vagy viaszos üvegedényeket használnak.Gyakrabban kell találkoznia kevésbé tömény, 30%-os H oldattal
2 O 2 , amit perhidrolnak hívnak, de veszélyes is egy ilyen megoldás: égési sérüléseket okoz a bőrön (hatása közben a bőr azonnal kifehéredik a festékek elszíneződése miatt), robbanásveszélyes forralás lehetséges, ha szennyeződések kerülnek be. Dekompozíció H 2 O 2 és oldatai, beleértve a robbanásveszélyeseket is, számos anyagot, például ionokat okoznak nehéz fémek, amelyek egyben a katalizátor szerepét is betöltik, sőt porszemcséket is. 2 O 2 A reakció erős exotermitása, a folyamat láncos jellege és a H bomlási energiájának jelentős csökkenésével magyarázható. 2 O 2 különböző anyagok jelenlétében, amint az a következő adatok alapján ítélhető meg:A kataláz enzim megtalálható a vérben; neki köszönhető, hogy a gyógyszerészeti „hidrogén-peroxid” „forr” az oxigén felszabadulásából, amikor a vágott ujj fertőtlenítésére használják. A H koncentrált oldatának bomlási reakciója 2 O 2 kataláz hatása alatt nem csak egy személy használja; ez a reakció segíti a bombázó bogarat az ellenségek elleni küzdelemben azáltal, hogy forró sugárt enged rájuk ( cm . ROBBANÓANYAGOK). Egy másik enzim, a peroxidáz másként működik: nem bontja le a H-t 2 O 2 , de jelenlétében más anyagokat oxidál a hidrogén-peroxid.A hidrogén-peroxid reakcióit befolyásoló enzimek fontos szerepet játszanak a sejt életében. Az energiát a szervezet oxidációs reakcióival látja el, a tüdőből érkező oxigén részvételével. Ezekben a reakciókban közbensően H képződik.
2 O 2 , ami káros a sejtre, ugyanis visszafordíthatatlan károsodást okoz a különböző biomolekulákban. A kataláz és a peroxidáz együttesen alakítják át a H-t 2 O 2 vízbe és oxigénbe.Bomlási reakció H
2 O 2 gyakran radikális láncmechanizmussal megy végbe ( cm. LÁNCREAKCIÓK), míg a katalizátor szerepe a szabad gyökök beindítása. Tehát a H vizes oldatainak keverékében 2 O 2 és Fe 2+ (az ún. Fenton-reagens) a Fe-ionból elektrontranszfer reakció megy végbe 2+ H 2 O 2 molekulánként a Fe-ion képződésével 3+ és egy nagyon instabil radikális anion . , amely azonnal OH-anionná bomlik és az OH szabad hidroxilgyök. ( cm. SZABAD RADIKÁLISOK). Radikális OH. nagyon aktív. Ha a rendszerben szerves vegyületek vannak, akkor ezek különféle reakciói lehetnek hidroxilcsoportokkal. Tehát az aromás vegyületek és a hidroxisavak oxidálódnak (a benzol például fenollá alakul), a telítetlen vegyületek hidroxilcsoportokat adhatnak a kettős kötéshez: CH 2 \u003d CH - CH 2OH + 2OH. ® NOSN2-CH(OH)-CH2 –OH, és polimerizációs reakcióba léphet. Megfelelő reagensek hiányában OH. reagál H2O2-vel kevésbé aktív HO gyök képződésével 2 . , amely képes a Fe-ionok redukálására 2+ , amely lezárja a katalitikus ciklust: 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. Bizonyos körülmények között a H láncbomlása 2 O 2 , amelynek egyszerűsített mechanizmusa a diagrammal ábrázolható. + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2® H 2 O + O 2 + OH . stb.Bomlási reakciók H
2 O 2 menjen különféle változó vegyértékű fémek jelenlétében. Komplex vegyületekké kötődve gyakran nagymértékben fokozzák aktivitásukat. Például a rézionok kevésbé aktívak, mint a vasionok, de ammóniakomplexekhez kötődnek 2+ , a H gyors lebomlását okozzák 2 O 2 . A Mn-ionok hasonló hatást fejtenek ki 2+ egyes szerves vegyületekkel komplexekbe kapcsolódnak. Ezen ionok jelenlétében meg lehetett mérni a reakciólánc hosszát. Ehhez először a reakció sebességét az oldatból történő oxigénfejlődés sebességével mérték. Ezután az oldatot nagyon alacsony koncentrációban (körülbelül 10-5 mol / l) inhibitor - olyan anyag, amely hatékonyan reagál a szabad gyökökkel, és így lezárja a láncot. Az oxigén felszabadulása azonnal leállt, de körülbelül 10 perc elteltével, amikor az összes inhibitor elfogyott, ugyanilyen ütemben újraindult. A reakciósebesség és a láncvégződési sebesség ismeretében könnyen kiszámítható a lánchossz, amely 10-nek bizonyult 3 linkeket. A hosszú lánchossz okozza magas hatásfok bővítés H 2 O 2 a leghatékonyabb katalizátorok jelenlétében, amelyek nagy sebességgel termelnek szabad gyököket. A megadott lánchosszon a H bomlási sebesség 2 O 2 valójában ezerszeresére nőtt.A H néha észrevehető bomlása
2 O 2 még nyomokban is szennyeződéseket okoz, amelyeket analitikailag szinte nem is lehet kimutatni. Így az egyik leghatékonyabb katalizátornak a fém-ozmium szol bizonyult: erős katalitikus hatása már 1:10 hígításnál is megfigyelhető volt. 9 , azaz 1 g Os 1000 tonna vízre. Az aktív katalizátorok palládium, platina, irídium, arany, ezüst kolloid oldatai, valamint egyes fémek szilárd oxidjai - MnO 2, Co 2 O 3, PbO 2 stb., amelyek önmagukban nem változnak. A bomlás nagyon gyorsan mehet végbe. Tehát, ha egy kis csipet MnO 2 30%-os H-oldattal kémcsőbe dobjuk 2 O 2 , egy gőzoszlop távozik a kémcsőből folyadékfröccsenéssel. Töményebb oldatok esetén robbanás következik be. A bomlás simábban megy végbe a platina felületen. Ebben az esetben a felület állapota erősen befolyásolja a reakciósebességet. Walter Spring német vegyész a 19. század végén vezényelt. ilyen élmény. Egy alaposan megtisztított és polírozott platinapohárban a H 38%-os oldatának bomlása 2 O 2 60 °C-ra melegítve sem ment. Ha azonban tűvel alig észrevehető karcolás keletkezik a csésze alján, akkor a már hideg (12 °C-on) oldat oxigénbuborékokat szabadít fel a helyszínen. a karcolástól, és hevítéskor a bomlás ezen a helyen észrevehetően megnövekszik. Ha egy ilyen oldatba szivacsos platinát juttatnak, amelynek nagyon nagy a felülete, akkor robbanásveszélyes bomlás lehetséges.Gyors bomlás H
2 O 2 látványos előadási élményhez használható, ha a katalizátor hozzáadása előtt felületaktív anyagot (szappant, sampont) adunk az oldathoz. A felszabaduló oxigén gazdag fehér habot hoz létre, amelyet "elefántfogkrémnek" neveznek.Egyes katalizátorok elindítják a H nem lánc szerinti bomlását
2 O 2, például: H 2 O 2 + 2I - + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I - + 2H + + O 2. Fe-ionok oxidációja esetén nem láncreakció is fellép 2+ savas oldatokban: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Mert be vizes oldatok szinte mindig nyomokban vannak különféle katalizátorok (a bomlást az üvegben lévő fémionok is katalizálhatják), a H oldataiban 2 O 2 , akár hígítva is, hosszú távú tárolásuk során fémionokat megkötő inhibitorokat és stabilizátorokat adnak hozzá. Ebben az esetben az oldatokat enyhén savanyítják, mivel tiszta víz üvegre gyakorolt hatására gyengén lúgos oldat keletkezik, amely hozzájárul a H lebomlásához. 2 O 2 . A H dekompozíciójának mindezen jellemzői 2 O 2 lehetővé teszi a konfliktus feloldását. Ahhoz, hogy tiszta H 2 O 2 csökkentett nyomáson kell desztillációt végezni, mivel az anyag 70 ° C fölé melegítve, sőt, bár nagyon lassan, szobahőmérsékleten is lebomlik (a Chemical Encyclopedia szerint, évi 0,5% sebességgel). Ebben az esetben hogyan kapjuk meg az ugyanabban az enciklopédiában megjelenő forráspontot: légköri nyomás, egyenlő 150,2 °C-kal? Általában ilyenkor egy fiziko-kémiai szabályszerűséget alkalmaznak: a folyadék gőznyomásának logaritmusa lineárisan függ a reciprok hőmérséklettől (a Kelvin-skálán), tehát ha pontosan megméri a H gőznyomást 2 O 2 több (alacsony) hőmérsékleten könnyen kiszámítható, hogy ez a nyomás milyen hőmérsékleten éri el a 760 Hgmm-t. És ez a forráspont normál körülmények között.Elméletileg OH gyökök
. iniciátorok hiányában is kialakulhat, a gyengébb O–O kötés felszakadása következtében, de ehhez elég magas hőmérséklet szükséges. Annak ellenére, hogy ennek a kötésnek a törési energiája viszonylag alacsony a H-ban 2 O 2 (ez 214 kJ/mol, ami 2,3-szor kisebb, mint a vízmolekulában lévő H–OH kötésnél), az O–O kötés még mindig elég erős ahhoz, hogy a hidrogén-peroxid szobahőmérsékleten abszolút stabil legyen. És még a forrásponton (150 °C) is nagyon lassan kell bomlani. A számítás azt mutatja, hogy aEzen a hőmérsékleten a 0,5%-os bomlás is meglehetősen lassan megy végbe, még akkor is, ha a lánc hossza 1000 láncszem. A számítások és a kísérleti adatok közötti eltérést a folyadékban lévő legkisebb szennyeződések és a reakcióedény falai által okozott katalitikus bomlás magyarázza. Ezért a bomlás aktiválási energiája H sok szerző által mért 2 O 2 mindig lényegesen kevesebb, mint 214 kJ/mol, még „katalizátor hiányában is”. Valójában mindig van bomlási katalizátor - mind az oldatban lévő elhanyagolható szennyeződések, mind az edényfalak formájában, ezért a vízmentes H melegítése 2 O 2 az atmoszférikus nyomáson történő forrásig többszörösen robbanásokat okozott.Bizonyos körülmények között a H bomlása
2 O 2 nagyon szokatlanul fordul elő, például ha kénsavval megsavanyított H-oldatot melegítünk 2 O 2 kálium-jodát KIO jelenlétében 3 , akkor a reagensek bizonyos koncentrációinál oszcillációs reakció figyelhető meg, miközben az oxigén felszabadulása időszakosan leáll, majd 40-800 másodperces periódussal újraindul.Kémiai tulajdonságok H 2 O 2 . A hidrogén-peroxid egy sav, de nagyon gyenge. H disszociációs állandó 2 O 2 H + + HO 2 - 25 °C-on 2,4 10-12 , ami 5 nagyságrenddel kisebb, mint H esetében 2 S. Közepes sók H 2 O 2 az alkáli- és alkáliföldfémeket általában peroxidoknak nevezik. cm. PEROXIDOK). Vízben oldva szinte teljesen hidrolizálódnak: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 . A hidrolízist az oldatok savanyítása segíti elő. Mint egy sav 2 O 2 savas sókat is képez, például Ba (HO 2) 2, NaHO 2 satöbbi. Savas sók kevésbé hajlamos a hidrolízisre, de hevítés hatására könnyen lebomlik és oxigén szabadul fel: 2NaHO 2® 2NaOH + O 2 . A felszabaduló lúg, mint a H esetében 2 O 2 elősegíti a bomlást.Megoldások H
2 O 2 , különösen koncentrált, erős oxidáló hatású. Tehát 65%-os H oldat hatására 2 O 2 papíron, fűrészporon és egyéb éghető anyagokon meggyulladnak. A kevésbé koncentrált oldatok sok szerves vegyületet, például az indigót színtelenítik. A formaldehid szokatlanul oxidálódik: H 2 O 2 nem vízzé redukálódik (a szokásos módon), hanem szabad hidrogénné: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2HCOOH + H 2 . Ha a H 30%-os oldatát vesszük 2 O 2 és 40%-os HCHO oldattal, majd enyhe melegítés után heves reakció indul meg, a folyadék felforr, habzik. A H híg oldatainak oxidatív hatása 2 O 2 a legkifejezettebb savas környezetben, például a H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , de lúgos környezetben is lehetséges az oxidáció:Na + H 2 O 2 + NaOH® Na 2; 2K 3 + 3H 2 O 2® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Fekete ólom-szulfid oxidációja fehér szulfáttá PbS+ 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 Az O felhasználható a régi festmények elhomályosult fehér ólom helyreállítására. Fény hatására a sósav is oxidálódik: H 2 O 2 + 2HCl ® 2H 2 O + Cl 2. H 2 O 2 hozzáadása savakra nagymértékben növeli hatásukat a fémekre. Tehát H keverékében 2O2 és hígítsuk a H-t 2 SO 4 a réz, az ezüst és a higany feloldódik; a jód savas környezetben jódsavvá HIO oxidálódik 3 , kén-dioxid - kénsavvá stb.Szokatlan módon a borkősav kálium-nátriumsója (Rochelle-só) kobalt-klorid, mint katalizátor jelenlétében oxidálódik. A reakció során KOOC(CHOH)
2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 rózsaszín CoCl 2 színe zöldre változik, mivel a borkősav anionjával, a tartaráttal komplex vegyület képződik. Ahogy a reakció lezajlik és a tartarát oxidálódik, a komplex tönkremegy, és a katalizátor ismét rózsaszínűvé válik. Ha kobalt-klorid helyett réz-szulfátot használunk katalizátorként, akkor a köztes vegyület a kiindulási reagensek arányától függően narancssárgára ill. zöld szín. A reakció befejeződése után a réz-szulfát kék színe visszaáll.A hidrogén-peroxid teljesen eltérően reagál erős oxidálószerek, valamint olyan anyagok jelenlétében, amelyek könnyen oxigént bocsátanak ki. Ilyen esetekben N
2 O 2 redukálószerként is működhet az egyidejű oxigénfejlődéssel (a H ún. reduktív bomlása) 2 O 2 ), például: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4® K 2SO 4 + 2 MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2O;Ag 2 O + H 2 O 2
® 2Ag + H 2O + O 2; O 3 + H 2 O 2 ® H 2 O + 2O 2; ® NaCl + H 2 O + O 2 . Ez utóbbi reakció érdekessége, hogy gerjesztett oxigénmolekulákat termel, amelyek narancssárga fluoreszcenciát bocsátanak ki ( cm. KLÓR AKTÍV). Hasonlóképpen a fémaranyat aranysók oldataiból izolálják, a fémhiganyt pedig higany-oxidból nyerik ki stb. Ilyen szokatlan tulajdonság 2 O 2 lehetővé teszi például a kálium-hexaciano-ferrát(II) oxidációját, majd a körülmények megváltoztatásával a reakciótermék visszaállítását a kiindulási vegyületté ugyanazzal a reagenssel. Az első reakció savas környezetben, a második lúgos környezetben játszódik le:2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4® 2K3 + K2S04 + 2H20;2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH
® 2K 4 + 2H 2O + O 2.("Kettős karakter" H 2 O 2 megengedte az egyik kémiatanárnak, hogy összehasonlítsa a hidrogén-peroxidot a híres angol író, Stevenson történetének hősével. Dr. Jekyll és Mr. Hyde furcsa esete, az általa kitalált kompozíció hatására drasztikusan megváltoztathatta karakterét, tekintélyes úriemberből vérszomjas mániákus lett.)H 2 O 2 kinyerése. H 2 O 2 molekulák mindig kis mennyiségben keletkezik a különféle vegyületek égése és oxidációja során. Amikor éget H 2 O 2 akkor keletkezik, amikor a hidrogénatomokat a kiindulási vegyületekből köztes hidroperoxid gyökök vonják el, például: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , vagy az aktív szabad gyökök rekombinációja eredményeként: 2OH. ® H 2 O 2, N. + NEM 2 . ® H 2 O 2 . Például, ha az oxigén-hidrogén lángot egy jégdarabra irányítják, akkor az olvadt víz jelentős mennyiségű H-t tartalmaz. 2 O 2 szabad gyökök rekombinációja eredményeként keletkezik (a H molekula lángjában 2 O 2 azonnal szétesik). Hasonló eredmény érhető el más gázok elégetésekor is. Oktatás H 2 O 2 alacsony hőmérsékleten is előfordulhat különféle redox folyamatok eredményeként.Az iparban a hidrogén-peroxidot hosszú ideig nem nyerik Tenar-módszerrel - bárium-peroxidból, de inkább használják modern módszerek. Az egyik ilyen a kénsavoldatok elektrolízise. Ugyanakkor a szulfátionok az anódon túlszulfát ionokká oxidálódnak: 2SO
4 2– – 2e ® S 2 O 8 2– . A perkénsavat ezután hidrolizálják: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O ® H 2 O 2 + 2H 2 SO 4. A katódon a szokásos módon hidrogén szabadul fel, így a teljes reakciót a 2H egyenlet írja le 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . De a fő modern módszer (a világtermelés több mint 80%-a) egyesek oxidációja szerves vegyületek például etil-antrahidrokinon, légköri oxigénnel szerves oldószerben, míg H 2 O 2 és a megfelelő antrakinon, amelyet azután ismét hidrogénnel redukálnak katalizátoron antrahidrokinonná. A hidrogén-peroxidot vízzel eltávolítjuk és desztillációval bepároljuk. Hasonló reakció játszódik le izopropil-alkohol alkalmazásakor is (a közbenső hidroperoxid képződéssel megy végbe): (CH) 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C (UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Ha szükséges, a kapott acetont izopropil-alkohollá is redukálhatjuk.A H 2 O 2 használata. A hidrogén-peroxidot széles körben használják, és a világ termelése évente több százezer tonnát tesz ki. Szervetlen peroxidok előállítására, rakéta-üzemanyagok oxidálószereként, szerves szintézisben, olajok, zsírok, szövetek, papír fehérítésére, félvezető anyagok tisztítására, értékes fémek ércekből való kinyerésére (például urán oldhatatlan formájának átalakításával) oldhatóvá), semlegesítésre Szennyvíz. Az orvostudományban a H 2 O 2 nyálkahártya gyulladásos megbetegedéseinél (sztomatitisz, mandulagyulladás) öblítésre és kenésre, gennyes sebek kezelésére használják. Kontaktlencse-tokok esetén néha nagyon kis mennyiségű platina katalizátort helyeznek a fedélbe. A fertőtlenítésre szolgáló lencséket tolltartóba öntik 3%-os H-oldattal 2 O 2 , de mivel ez a megoldás káros a szemre, a tolltartót egy idő után megfordítják. Ebben az esetben a fedélben lévő katalizátor gyorsan lebontja a H-t 2 O 2 tiszta vízhez és oxigénhez.Egykor divat volt „peroxiddal” szőkíteni a hajat, ma már biztonságosabb készítmények is vannak a hajfestéshez.
Egyes sók jelenlétében a hidrogén-peroxid egyfajta szilárd "koncentrátumot" képez, amelyet kényelmesebb szállítani és használni. Tehát, ha H
2 O 2 jelenlétében a nátrium-peroxoborát Na nagy átlátszó kristályai fokozatosan képződnek 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Ezt az anyagot széles körben használják szövetek fehérítésére és mosószerek összetevőjeként. H molekulák 2 O 2 A vízmolekulákhoz hasonlóan képesek behatolni a sók kristályszerkezetébe, egyfajta kristályos hidrátokat képezve - peroxohidrátokat, például K 2 CO 3 3 H 2 O 2, Na 2 CO 3 1,5 H 2 O; az utóbbi vegyületet közismert nevén "persol".Az úgynevezett „hidroperit” CO(NH
2) 2 H 2 O 2 egy klatrát - H-molekulák zárványvegyülete 2 O 2 a semmibe kristályrács karbamid.BAN BEN analitikai kémia A hidrogén-peroxid bizonyos fémek kimutatására használható. Például, ha hidrogén-peroxidot adunk egy titán (IV) só - titanil-szulfát oldatához, az oldat élénk narancssárgává válik a pertitánsav képződése miatt:
TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O.Színtelen molibdát ion MoO 4 2– H 2 O 2 oxidálja intenzív narancssárga színű peroxid anionná. Savanyított kálium-dikromát oldat H jelenlétében 2 O 2 perkrómsavat képez: 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, amely elég gyorsan lebomlik: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Ha összeadja ezt a két egyenletet, akkor megkapja a kálium-dikromát hidrogén-peroxiddal történő redukciójának reakcióját:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5 H 2 O 2® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.A perkrómsavat vizes oldatból éterrel extrahálhatjuk (éteres oldatban sokkal stabilabb, mint vízben). Az éteri réteg intenzív kék színű.Ilja Leenson
IRODALOM Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Szabad gyökök keletkezése és reakciói. M., Kémia, 1982A hidrogén-peroxid kémiája és technológiája. L., Kémia, 1984
A víz (hidrogén-oxid) egy bináris szervetlen vegyület, amelynek kémiai képlete H 2 O. A vízmolekula két hidrogénatomból és egy oxigénatomból áll, amelyeket kovalens kötéssel kapcsolnak össze.
Hidrogén-peroxid.
Fizikai és kémiai tulajdonságok
Fizikai és Kémiai tulajdonságok a vizeket a H 2 O molekulák kémiai, elektron- és térbeli szerkezete határozza meg.
A H 2 0 molekulában lévő H és O atomok stabil oxidációs állapotukban +1 és -2; ezért a víz nem mutat kifejezett oxidáló vagy redukáló tulajdonságokat. Figyelem: a fém-hidridekben a hidrogén -1 oxidációs állapotú.
A H 2 O molekula szögletes szerkezetű. H-O kötvények nagyon sarkos. Az O atomon többlet negatív, a H atomokon pedig többlet pozitív töltés található. Általában a H 2 O molekula poláris, azaz. dipól. Ez magyarázza azt a tényt, hogy a víz jó oldószer az ionos és poláris anyagok számára.
A H- és O-atomokon túlzott töltések jelenléte, valamint az O-atomokon meg nem osztott elektronpárok hidrogénkötések kialakulását okozzák a vízmolekulák között, aminek eredményeként társultakká egyesülnek. Ezeknek a társaknak a létezése magyarázza az mp rendellenesen magas értékeit. stb kip. víz.
A hidrogénkötések kialakulásával együtt a H 2 O molekulák egymásra gyakorolt kölcsönös hatásának eredménye az önionizációjuk:
az egyik molekulában a poláris heterolitikus törése van O-N csatlakozások, és a felszabaduló proton csatlakozik egy másik molekula oxigénatomjához. A kapott hidroxóniumion H 3 O + lényegében egy hidratált hidrogénion H + H 2 O, ezért a víz önionizációs egyenletét a következőképpen egyszerűsítjük:
H 2 O ↔ H + + OH -
A víz disszociációs állandója rendkívül kicsi:
Ez azt jelzi, hogy a víz nagyon enyhén disszociál ionokká, ezért a nem disszociált H 2 O molekulák koncentrációja szinte állandó:
Tiszta vízben [H + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l. Ez azt jelenti, hogy a víz nagyon gyenge amfoter elektrolit, amely nem mutat észrevehető mértékben sem savas, sem bázikus tulajdonságokat.
A víz azonban erős ionizáló hatással van a benne oldott elektrolitokra. Vízdipólusok hatására poláris kovalens kötések az oldott anyagok molekuláiban ionossá alakulnak, az ionok hidratálódnak, a köztük lévő kötések gyengülnek, ami elektrolitikus disszociációt eredményez. Például:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(erős elektrolit)
(vagy a hidratálás kivételével: HCl → H + + Cl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (gyenge elektrolit)
(vagy CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
A savakra és bázisokra vonatkozó Bronsted-Lowry elmélet szerint ezekben a folyamatokban a víz a bázis (proton akceptor) tulajdonságait mutatja. Ugyanezen elmélet szerint a víz savként (protondonorként) működik például ammóniával és aminokkal való reakciókban:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Redox reakciók vízzel
I. Reakciók, amelyekben a víz oxidálószer szerepet játszik
Ezek a reakciók csak erős redukálószerekkel lehetségesek, amelyek képesek a vízmolekulák részét képező hidrogénionokat szabad hidrogénné redukálni.
1) Kölcsönhatás fémekkel
a) Normál körülmények között a H 2 O csak lúggal lép kölcsönhatásba. és alkáliföld. fémek:
2Na + 2H + 2O \u003d 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2
b) Magas hőmérsékleten a H 2 O más fémekkel is reakcióba lép, pl.
Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4H + 2O \u003d Fe 2O 4 + 4H 0 2
c) Al és Zn lúgok jelenlétében kiszorítja a H 2 -t a vízből:
2Al + 6H + 2O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2
2) Kölcsönhatás alacsony EO-tartalmú nemfémekkel (a reakciók zord körülmények között lépnek fel)
C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("vízgáz")
2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2
Lúgok jelenlétében a szilícium kiszorítja a hidrogént a vízből:
Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Kölcsönhatás fém-hidridekkel
NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2
4) Kölcsönhatás szén-monoxiddal és metánnal
CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2
A reakciókat az iparban hidrogén előállítására használják.
II. Reakciók, amelyekben a víz redukálószerként működik
Ezek a reakciók csak nagyon erős oxidálószerekkel lehetségesek, amelyek a víz részét képező CO CO -2 oxigént képesek oxigén O 2 szabaddá vagy peroxid anionokká 2- oxidálni. Kivételes esetben (F 2-vel való reakcióban) c o-val oxigén képződik. +2.
1) Kölcsönhatás fluorral
2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF
2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF
2) Kölcsönhatás atomi oxigénnel
H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2
3) Klórral való kölcsönhatás
Magas T értéknél reverzibilis reakció megy végbe
2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl
III. Az intramolekuláris oxidáció reakciói - a víz redukciója.
Befolyása alatt elektromos áram vagy magas hőmérsékleten a víz hidrogénre és oxigénre bomlik:
2H + 2O-2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2
A termikus bomlás visszafordítható folyamat; a víz termikus bomlásának mértéke alacsony.
Hidratációs reakciók
I. Ionok hidratálása. A vizes oldatokban az elektrolitok disszociációja során keletkező ionok bizonyos számú vízmolekulát kötnek össze, és hidratált ionok formájában léteznek. Egyes ionok olyan erős kötéseket képeznek a vízmolekulákkal, hogy hidrátjaik nem csak oldatban, hanem szilárd állapotban is létezhetnek. Ez magyarázza a kristályos hidrátok, például a CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O stb., valamint az aqua komplexek képződését: CI 3, Br 4 stb.
II. Oxidok hidratálása
III. Több kötést tartalmazó szerves vegyületek hidratálása
Hidrolízis reakciók
I. Sók hidrolízise
Reverzibilis hidrolízis:
a) a sókation szerint
Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (savas környezet. pH
b) sóanion segítségével
CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (lúgos környezet. pH > 7)
c) a só kationja és anionja által
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (közel semleges környezet)
Irreverzibilis hidrolízis:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Fémkarbidok hidrolízise
Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 netán
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 acetilén
III. Szilicidek, nitridek, foszfidok hidrolízise
Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 szilán
Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 ammónia
Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 foszfin
IV. Halogének hidrolízise
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
V. Szerves vegyületek hidrolízise
Szerves anyagok osztályai |
Hidrolízis termékek (szerves) |
Halogén-alkánok (alkil-halogenidek) |
|
Aril-halogenidek |
|
Dihalogén-alkánok |
Aldehidek vagy ketonok |
Fém-alkoholátok |
|
Karbonsav-halogenidek |
karbonsavak |
Karbonsavak anhidridjei |
karbonsavak |
Karbonsavak észterei |
Karbonsavak és alkoholok |
Glicerin és magasabb szénatomszámú karbonsavak |
|
Di- és poliszacharidok |
Monoszacharidok |
Peptidek és fehérjék |
α-aminosavak |
Nukleinsavak |
|
2Н2 + О2 ––> 2Н2О
a hidrogén, oxigén és víz koncentrációja különböző mértékben változik: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).
Sebesség kémiai reakció sok tényezőtől függ: a reaktánsok természetétől, koncentrációjuktól, hőmérséklettől, az oldószer jellegétől stb.
2.1.1 Kémiai reakció kinetikai egyenlete. Reakciók sorrendje.
A kémiai kinetika előtt álló feladatok egyike a reakcióelegy összetételének (vagyis az összes reagens koncentrációjának) bármikori meghatározása, amelyhez ismerni kell a reakciósebesség koncentrációtól való függését. Általában minél nagyobb a reagensek koncentrációja, annál nagyobb a kémiai reakció sebessége. A kémiai kinetika alapja az ún. A kémiai kinetika alaptétele:
A kémiai reakció sebessége bizonyos mértékig egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjának szorzatával.
mármint a reakcióhoz
aA + bB + dD + . ––> eE + .
írható:
A k arányossági együttható egy kémiai reakció sebességi állandója. A sebességi állandó numerikusan megegyezik a reakciósebességgel az összes reagens 1 mol/l koncentrációja esetén.
A reakciósebességnek a reagensek koncentrációjától való függését kísérleti úton határozzuk meg, és ezt a kémiai reakció kinetikai egyenletének nevezzük. Nyilvánvaló, hogy a kinetikai egyenlet felírásához kísérletileg meg kell határozni a sebességi állandót és a kitevőket a reaktánsok koncentrációinál. A kémiai reakció kinetikai egyenletében szereplő egyes reagáló anyagok koncentrációjának kitevője (a (II.4) egyenletben x, y és z) az adott komponens reakciójának meghatározott sorrendje. A kémiai reakció kinetikai egyenletében szereplő kitevők összege (x + y + z) a reakció általános sorrendjét jelenti. Hangsúlyozni kell, hogy a reakció sorrendjét csak kísérleti adatok alapján határozzuk meg, és nincs összefüggésben a reakcióegyenletben szereplő reaktánsok sztöchiometrikus együtthatóival. A sztöchiometrikus reakcióegyenlet egy anyagmérleg-egyenlet, és semmilyen módon nem tudja meghatározni e reakció lefolyásának természetét időben.
A kémiai kinetikában a reakciókat a nagyságrend szerint szokás osztályozni általános rend reakciók. Tekintsük a reagensek koncentrációjának időfüggőségét nulla, első és másodrendű irreverzibilis (egyirányú) reakciók esetén.
2.1.2 Nullarendű reakciók
Nullarendű reakciók esetén a kinetikai egyenlet a következő formájú:
A nulladrendű reakció sebessége időben állandó, és nem függ a reaktánsok koncentrációjától; ez sok heterogén (a határfelületen lejátszódó) reakcióra jellemző abban az esetben, ha a reagensek felszínre való diffúziójának sebessége kisebb, mint kémiai átalakulásuk sebessége.
2.1.3 Elsőrendű reakciók
Tekintsük az A kiindulási anyag koncentrációjának időfüggését az A -–> B elsőrendű reakció esetén. Az elsőrendű reakciókat a (II.6) alakú kinetikai egyenlet jellemzi. Behelyettesítjük a (II.2) kifejezést:
(II.7.)
A (II.7) kifejezés integrálása után a következőket kapjuk:
A g integrációs állandót ebből határozzuk meg kezdeti feltételek: t = 0 időpontban a C koncentráció megegyezik a Co kezdeti koncentrációval. Ebből az következik, hogy g = ln Co. Kapunk:
Rizs. 2.3 A koncentráció logaritmusának időfüggősége elsőrendű reakciók esetén
Így a koncentráció logaritmusa egy elsőrendű reakció esetén lineárisan függ az időtől (2.3. ábra), és a sebességi állandó numerikusan egyenlő az egyenes meredekségének érintőjével az időtengelyhez képest.
A (II.9) egyenletből könnyen megkaphatjuk az egyirányú elsőrendű reakció sebességi állandójának kifejezését:
A reakció másik kinetikai jellemzője a felezési idő t1/2 - az az idő, amely alatt a kiindulási anyag koncentrációja felére csökken az eredetihez képest. Adjunk t1/2-t az elsőrendű reakcióhoz, figyelembe véve, hogy С = ½Сo:
(II.12.)
Amint a kapott kifejezésből látható, az elsőrendű reakció felezési ideje nem függ a kiindulási anyag kezdeti koncentrációjától.
2.1.4 Másodrendű reakciók
Másodrendű reakciók esetén a kinetikai egyenlet a következő formában van:
Tekintsük a legegyszerűbb esetet, amikor a kinetikai egyenlet alakja (II.14), vagy ami megegyezik, egy (II.15) alakú egyenletben a kiindulási anyagok koncentrációja megegyezik; a (II.14) egyenlet ebben az esetben a következőképpen írható át:
(II.16.)
A változók szétválasztása és az integráció után a következőket kapjuk:
A g integrációs állandót, mint az előző esetben, a kezdeti feltételekből határozzuk meg. Kapunk:
Így a (II.14) alakú kinetikai egyenlettel rendelkező másodrendű reakciókra jellemző lineáris függőség reciprok koncentráció az időből (2.4. ábra) és a sebességi állandó egyenlő az egyenes meredekségének érintőjével az időtengelyhez képest:
(II.20.)
Rizs. 2.4 Kölcsönös koncentráció az idő függvényében a másodrendű reakciókhoz
Ha a Co,A és Co,B reagensek kezdeti koncentrációja eltérő, akkor a reakciósebességi állandót a (II.21) egyenlet integrálásával határozzuk meg, amelyben CA és CB a reaktánsok koncentrációja a kezdettől számított t időpontban. a reakcióról:
(II.21.)
Ebben az esetben a sebességi állandóhoz megkapjuk a kifejezést
3. §. A reakcióegyenlet és a felírás módja
Kölcsönhatás hidrogén tól től oxigén, ahogy Sir Henry Cavendish megállapította, a víz kialakulásához vezet. Használjuk ezt az egyszerű példát az írás megtanulásához kémiai reakciók egyenletei.
Amiből származik hidrogénÉs oxigén, már tudjuk:
H 2 + O 2 → H 2 O
Most figyelembe vesszük, hogy az atomok kémiai elemek a kémiai reakciókban nem tűnnek el és nem jelennek meg a semmiből, nem alakulnak át egymásba, hanem új kombinációkban kombinálniúj molekulák kialakítására. Ez azt jelenti, hogy az egyes típusú atomok kémiai reakcióinak egyenletében ugyanannyinak kell lennie előtt reakciók ( bal egyenlőségjelből) és után a reakció vége ( jobb oldalon egyenlőségjelből), így:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Az az ami reakcióegyenlet - Egy folyamatban lévő kémiai reakció feltételes rögzítése anyagok és együtthatók képletei segítségével.
Ez azt jelenti, hogy a fenti reakcióban két anyajegy hidrogén-vel kell reagálni egy vakond által oxigén, és az eredmény az lesz két anyajegy víz.
Kölcsönhatás hidrogén tól től oxigén- egyáltalán nem egyszerű folyamat. Ez ezen elemek oxidációs állapotának megváltozásához vezet. Az ilyen egyenletekben az együtthatók kiválasztásához általában a következő módszert kell használni: " elektronikus mérleg".
Amikor hidrogénből és oxigénből víz keletkezik, ez azt jelenti hidrogén megváltoztatta az oxidációs állapotát 0 előtt +I, de oxigén- tól től 0 előtt −II. Ugyanakkor több (n) elektronok:
A hidrogént adományozó elektronok szolgálnak itt redukálószerés oxigénelfogadó elektronok - oxidálószer.
Oxidáló és redukáló szerek
Most nézzük meg, hogyan néz ki külön-külön az elektronadás és -vétel folyamata. Hidrogén találkozott a "rablóval" - az oxigénnel, elveszíti minden tulajdonságát - két elektront, és oxidációs állapota egyenlő lesz +I:
H 2 0 - 2 e− = 2Н + I
Megtörtént oxidációs félreakció egyenlete hidrogén.
És a bandita oxigén Körülbelül 2, miután kivette az utolsó elektronokat a szerencsétlen hidrogénből, nagyon elégedett új oxidációs állapotával -II:
O 2 + 4 e− = 2O −II
Ez redukciós félreakció egyenlete oxigén.
Hozzá kell tenni, hogy mind a "bandita", mind az "áldozata" elvesztette kémiai azonosságát, és egyszerű anyagokból - kétatomos molekulákkal rendelkező gázokból H 2És Körülbelül 2 egy új kémiai anyag összetevőivé változott - víz H 2 O.
A továbbiakban a következőképpen vitatkozunk: hány elektront adott a redukálószer az oxidáló banditának, ennyit kapott. A redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószer által elfogadott elektronok számával..
Szóval kell kiegyenlíteni az elektronok számát az első és a második félreakcióban. A kémiában a félreakciók egyenletek felírásának következő feltételes formája elfogadott:
2 H 2 0 − 2 e− = 2Н + I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Itt a göndör zárójeltől balra lévő 2-es és 1-es számok olyan tényezők, amelyek segítenek biztosítani, hogy az adott és a vett elektronok száma egyenlő legyen. Figyelembe vesszük, hogy a félreakciók egyenleteiben 2 elektront adunk ki, és fogadunk el 4. A kapott és adott elektronok számának kiegyenlítésére a legkisebb közös többszöröst és további tényezőket találjuk. Esetünkben a legkisebb közös többszörös 4. A további tényezők a hidrogén esetében 2 (4: 2 = 2), az oxigén esetében pedig 1 (4: 4 = 1)
Az így kapott szorzók a jövőbeli reakcióegyenlet együtthatóiként szolgálnak majd:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Hidrogén oxidált nemcsak találkozáskor oxigén. Körülbelül azonos hatást gyakorol a hidrogénre és fluor F2, halogén és a híres "rabló", és látszólag ártalmatlan nitrogén N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Ez azt eredményezi hidrogén-fluorid HF vagy ammónia NH3.
Mindkét vegyületben az oxidációs állapot hidrogén egyenlővé válik +I, mert a molekulában "mohó" partnereket kap valaki más elektronikus árujára, nagy elektronegativitással - fluor FÉs nitrogén N. Nál nél nitrogén az elektronegativitás értékét egyenlőnek tekintjük három egyezményes egységgel, és y fluoráltalában az összes kémiai elem közül a legnagyobb elektronegativitás négy egység. Így nem csoda, hogy a szegény hidrogénatomot mindenféle elektronikus környezet nélkül hagyják.
De hidrogén talán visszaállítás- elfogadja az elektronokat. Ez akkor történik meg, ha a vele való reakcióban részt vesz alkálifémek vagy kalcium, amelyek elektronegativitása kisebb, mint a hidrogéné.