Formula binecunoscută a bazei vieții - apa. Molecula sa este formată din doi atomi de hidrogen și unul de oxigen, care este scris H2O. Dacă există de două ori mai mult oxigen, atunci va apărea o substanță complet diferită - H2O2. Ce este și cum va diferi substanța rezultată de „ruda” sa de apă?

H2O2 - ce este această substanță?

Să ne oprim asupra ei mai detaliat. H2O2 este formula peroxidului de hidrogen, da, cea folosită pentru tratarea zgârieturilor, albă. Peroxid de hidrogen H2O2 - stiintific.

Pentru dezinfecție se folosește o soluție de peroxid de 3%. În formă pură sau concentrată, provoacă arsuri chimice pielii. O soluție de peroxid de treizeci la sută se numește altfel perhidrol; a fost folosit anterior in saloanele de coafura pentru a decolora parul. Pielea arsă de el devine și ea albă.

Proprietățile chimice ale H2O2

Peroxidul de hidrogen este un lichid incolor cu gust „metalic”. Este un solvent bun și este ușor solubil în apă, eter, alcooli.

Soluțiile de peroxid de trei și șase procente sunt de obicei preparate prin diluarea unei soluții de treizeci de procente. Atunci când este depozitat H2O2 concentrat, substanța se descompune odată cu eliberarea de oxigen, așa că nu trebuie depozitată în recipiente etanș, pentru a evita o explozie. Odată cu scăderea concentrației de peroxid, stabilitatea acestuia crește. De asemenea, pentru a încetini descompunerea H2O2, i se pot adăuga diverse substanțe, de exemplu, acid fosforic sau salicilic. Pentru a stoca soluții de concentrație puternică (mai mult de 90 la sută), la peroxid se adaugă pirofosfat de sodiu, care stabilizează starea substanței și se folosesc și vase de aluminiu.

H2O2 în reacțiile chimice poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. Mai des, totuși, peroxidul prezintă proprietăți oxidante. Peroxidul este considerat a fi un acid, dar unul foarte slab; sărurile peroxidului de hidrogen se numesc peroxizi.

ca metodă de obţinere a oxigenului

Reacția de descompunere a H2O2 are loc atunci când o substanță este expusă la temperaturi ridicate (mai mult de 150 de grade Celsius). Rezultatul este apă și oxigen.

Formula reacției - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Starea de oxidare a H în H 2 O 2 și H 2 O \u003d +1.
Starea de oxidare a O: în H 2 O 2 \u003d -1, în H 2 O \u003d -2, în O 2 \u003d 0
2 O -1 - 2e -> O2 0

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

Descompunerea peroxidului de hidrogen poate avea loc și la temperatura camerei dacă se folosește un catalizator (o substanță chimică care accelerează reacția).

În laboratoare, una dintre metodele de obținere a oxigenului, alături de descompunerea sării berthollet sau a permanganatului de potasiu, este reacția de descompunere a peroxidului. În acest caz, oxidul de mangan (IV) este utilizat ca catalizator. Alte substanțe care accelerează descompunerea H2O2 sunt cuprul, platina, hidroxidul de sodiu.

Istoria descoperirii peroxidului

Primii pași către descoperirea peroxidului au fost făcuți în 1790 de germanul Alexander Humboldt, când a descoperit transformarea oxidului de bariu în peroxid la încălzire. Acest proces a fost însoțit de absorbția oxigenului din aer. Doisprezece ani mai târziu, oamenii de știință Tenard și Gay-Lussac au efectuat un experiment privind arderea metalelor alcaline cu un exces de oxigen, în urma căruia s-a obținut peroxid de sodiu. Dar peroxidul de hidrogen a fost obținut mai târziu, abia în 1818, când Louis Tenard a studiat efectul acizilor asupra metalelor; pentru interacțiunea lor stabilă a fost nevoie de o cantitate mică de oxigen. Efectuând un experiment de confirmare cu peroxid de bariu și acid sulfuric, omul de știință le-a adăugat apă, clorură de hidrogen și gheață. După scurt timp, Tenar a găsit mici picături solidificate pe pereții recipientului cu peroxid de bariu. A devenit clar că era H2O2. Apoi au dat H2O2 rezultat denumirea de „apă oxidată”. Acesta a fost peroxid de hidrogen - un lichid incolor, inodor, greu evaporabil, care dizolvă bine alte substanțe. Rezultatul interacțiunii dintre H2O2 și H2O2 este o reacție de disociere, peroxidul este solubil în apă.

Un fapt interesant este că proprietățile noii substanțe au fost descoperite rapid, permițându-i să fie folosită în lucrările de restaurare. Tenard însuși, folosind peroxid, a restaurat tabloul lui Rafael, care se întunecase cu timpul.

Peroxid de hidrogen în secolul al XX-lea

După un studiu amănunțit al substanței rezultate, aceasta a început să fie produsă la scară industrială. La începutul secolului al XX-lea a fost introdusă o tehnologie electrochimică de producere a peroxidului, bazată pe procesul de electroliză. Dar termenul de valabilitate al substanței obținute prin această metodă a fost mic, aproximativ câteva săptămâni. Peroxidul pur este instabil și, în cea mai mare parte, a fost produs într-o concentrație de treizeci de procente pentru albirea țesăturilor și în trei sau șase procente pentru uz casnic.

Oamenii de știință din Germania nazistă au folosit peroxid pentru a crea un motor de rachetă cu combustibil lichid care a fost folosit în scopuri de apărare în al Doilea Război Mondial. Ca urmare a interacțiunii H2O2 și metanol/hidrazină, s-a obținut un combustibil puternic, pe care aeronava a atins viteze de peste 950 km/h.

Unde este folosit acum H2O2?

• în medicină - pentru tratamentul rănilor;
• în industria celulozei și hârtiei se folosesc proprietățile de albire ale substanței;
• în industria textilă, țesăturile naturale și sintetice, blănurile, lâna sunt albite cu peroxid;
• ca combustibil pentru rachete sau oxidant al acestuia;
• în chimie - pentru a produce oxigen, ca agent de spumare pentru producerea de materiale poroase, ca catalizator sau agent de hidrogenare;
• pentru producerea de dezinfectanți sau agenți de curățare, înălbitori;
• pentru albirea părului (aceasta este o metodă învechită, deoarece părul este grav deteriorat de peroxid);

Peroxidul de hidrogen poate fi folosit cu succes pentru a rezolva diverse probleme casnice. Dar doar 3% peroxid de hidrogen poate fi folosit în aceste scopuri. Iată câteva moduri:

• Pentru a curăța suprafețele, turnați peroxid într-un recipient cu o sticlă de pulverizare și pulverizați pe zonele contaminate.
• Pentru a dezinfecta obiectele, acestea trebuie șterse cu o soluție nediluată de H2O2. Acest lucru le va ajuta la curățarea de microorganisme dăunătoare. Bureții pentru spălare pot fi înmuiați în apă cu peroxid (proporție 1:1).
• Pentru a înălbi țesăturile atunci când spălați lucrurile albe, adăugați un pahar de peroxid. De asemenea, puteți clăti țesăturile albe în apă amestecată cu un pahar de H2O2. Această metodă restabilește albul, previne îngălbenirea țesăturilor și ajută la îndepărtarea petelor încăpățânate.
• Pentru a combate mucegaiul și mucegaiul, amestecați peroxidul și apă într-o sticlă cu pulverizator într-un raport de 1:2. Pulverizați amestecul rezultat pe suprafețele infectate și curățați-le cu o perie sau un burete după 10 minute.
• Puteți actualiza chitul întunecat din țiglă prin pulverizarea peroxidului pe zonele dorite. După 30 de minute, trebuie să le frecați cu grijă cu o perie rigidă.
• Pentru a spăla vasele, adăugați o jumătate de pahar de H2O2 într-un lighean plin cu apă (sau o chiuvetă cu scurgere închisă). Cupele și farfuriile spălate într-o astfel de soluție vor străluci de curățenie.
• Pentru a vă curăța periuța de dinți, trebuie să o scufundați într-o soluție nediluată de peroxid de 3%. Apoi clătiți sub jet de apă puternică. Această metodă dezinfectează bine articolul de igienă.
• Pentru a dezinfecta legumele și fructele achiziționate, pulverizați o soluție din 1 parte peroxid și 1 parte apă pe ele, apoi clătiți-le bine cu apă (poate fi rece).
• În zona suburbană cu ajutorul H2O2 poți lupta împotriva bolilor plantelor. Trebuie să le pulverizați cu o soluție de peroxid sau să înmuiați semințele cu puțin timp înainte de plantare în 4,5 litri de apă amestecată cu 30 ml de peroxid de hidrogen de patruzeci la sută.
• Pentru a revigora peștii de acvariu, dacă sunt otrăviți cu amoniac, sufocați când aerarea este oprită sau dintr-un alt motiv, puteți încerca să-i puneți în apă cu peroxid de hidrogen. Este necesar să amestecați 3% peroxid cu apă la o rată de 30 ml la 100 de litri și să îl puneți în amestecul rezultat de pește fără viață timp de 15-20 de minute. Dacă nu prind viață în acest timp, atunci remediul nu a ajutat.

Chiar și ca urmare a scuturării puternice a unei sticle de apă, se formează o anumită cantitate de peroxid în ea, deoarece apa este saturată cu oxigen în timpul acestei acțiuni.

Fructele și legumele proaspete conțin și H2O2 până când sunt gătite. În timpul încălzirii, fierberii, prăjirii și altor procese cu o temperatură ridicată însoțitoare, o cantitate mare de oxigen este distrusă. De aceea, alimentele gătite sunt considerate nu atât de utile, deși în ele rămâne o cantitate de vitamine. Sucurile proaspăt stoarse sau cocktailurile cu oxigen servite în sanatorie sunt utile din același motiv - datorită saturației în oxigen, care conferă organismului o nouă putere și îl curăță.

Pericolele peroxidului atunci când sunt ingerate

După cele de mai sus, poate părea că peroxidul poate fi administrat în mod specific pe cale orală, iar acest lucru va aduce beneficii organismului. Dar nu este deloc cazul. În apă sau sucuri, compusul se găsește în cantități minime și este strâns legat de alte substanțe. Aportul de peroxid de hidrogen „nenatural” în interior (și tot peroxidul cumpărat dintr-un magazin sau produs independent ca urmare a experimentelor chimice nu poate fi considerat natural în niciun fel, în plus, are o concentrație prea mare în comparație cu naturalul) poate duce la amenințarea vieții. și consecințe care pun în pericol sănătatea. Pentru a înțelege de ce, trebuie să apelezi din nou la chimie.

După cum sa menționat deja, în anumite condiții, peroxidul de hidrogen se descompune și eliberează oxigen, care este un agent oxidant activ. poate apărea atunci când H2O2 se ciocnește cu peroxidaza, o enzimă intracelulară. Utilizarea peroxidului pentru dezinfecție se bazează pe proprietățile sale oxidante. Deci, atunci când o rană este tratată cu H2O2, oxigenul eliberat distruge microorganismele patogene vii care au intrat în ea. Are același efect asupra altor celule vii. Dacă tratați pielea intactă cu peroxid și apoi ștergeți zona cu alcool, veți simți o senzație de arsură, care confirmă prezența leziunilor microscopice după peroxid. Dar, odată cu utilizarea externă a peroxidului la o concentrație scăzută, nu va exista niciun rău vizibil pentru organism.

Alt lucru, dacă încerci să-l iei înăuntru. Acea substanță, care este capabilă să deterioreze chiar și pielea relativ groasă din exterior, pătrunde în membranele mucoase ale tractului digestiv. Adică apar mini-arsuri chimice. Desigur, agentul oxidant eliberat - oxigenul - poate ucide și microbii dăunători. Dar același proces se va întâmpla cu celulele tractului digestiv. Dacă arsurile ca urmare a acțiunii unui agent oxidant se repetă, atunci este posibilă atrofia mucoaselor, iar acesta este primul pas către cancer. Moartea celulelor intestinale duce la incapacitatea organismului de a absorbi substanțele nutritive, asta explică, de exemplu, scăderea în greutate și dispariția constipației la unele persoane care practică „tratamentul” cu peroxid.

Separat, trebuie spus despre o astfel de metodă de utilizare a peroxidului ca injecții intravenoase. Chiar dacă din anumite motive au fost prescrise de un medic (acest lucru poate fi justificat doar în caz de otrăvire a sângelui, când nu există alte medicamente adecvate disponibile), atunci sub supraveghere medicală și cu un calcul strict al dozelor, există totuși riscuri. Dar într-o situație atât de extremă, va fi o șansă de recuperare. În niciun caz nu trebuie să vă prescrieți injecții cu peroxid de hidrogen. H2O2 prezintă un mare pericol pentru celulele sanguine - eritrocite și trombocite, deoarece le distruge atunci când intră în sânge. În plus, poate apărea o blocare mortală a vaselor de sânge de către oxigenul eliberat - o embolie gazoasă.

Măsuri de siguranță în manipularea H2O2

• A nu se lăsa la îndemâna copiilor și a persoanelor incapabile. Lipsa mirosului și a gustului pronunțat face peroxidul deosebit de periculos pentru ei, deoarece se pot lua doze mari. Dacă soluția este ingerată, consecințele utilizării pot fi imprevizibile. Trebuie să consultați imediat un medic.
• Soluțiile de peroxid cu o concentrație mai mare de trei procente provoacă arsuri dacă intră în contact cu pielea. Zona arsă trebuie spălată cu multă apă.

• Nu lăsați soluția de peroxid să pătrundă în ochi, deoarece se formează umflarea, roșeața, iritația și uneori durere. Primul ajutor înainte de a merge la medic - clătire abundentă a ochilor cu apă.
• Depozitați substanța în așa fel încât să fie clar că este H2O2, adică într-un recipient cu autocolant pentru a evita utilizarea greșită accidentală.
• Condițiile de depozitare care îi prelungesc viața sunt un loc întunecat, uscat, răcoros.
• Nu amestecați peroxidul de hidrogen cu alte lichide decât apa pură, inclusiv apa de la robinet cu clor.
• Toate cele de mai sus se aplică nu numai pentru H2O2, ci și pentru toate preparatele care îl conțin.

– (denumire veche - peroxid de hidrogen), un compus de hidrogen și oxigen H 2 O 2 , conținând o cantitate record de oxigen - 94% în greutate. În moleculele H 2 O 2 conţine grupări peroxid –О–О– ( cm. PEROXIZI), care determină în mare măsură proprietățile acestui compus.Pentru prima dată, peroxidul de hidrogen a fost obținut în 1818 de chimistul francez Louis Jacques Tenard (1777 - 1857), acționând asupra peroxidului de bariu cu acid clorhidric foarte răcit: BaO2 + 2HCI® BaCl2 + H2O2 . Peroxidul de bariu, la rândul său, a fost obținut prin arderea bariului metalic. Pentru a izola dintr-o soluție de H 2 O 2 Tenard a îndepărtat clorura de bariu rezultată din ea: BaCl 2 + Ag2S04® 2AgCI + BaS04 . Pentru a nu folosi sare de argint scumpă în viitor pentru a obține H 2 O 2 acid sulfuric folosit: BaO 2 + H2S04® BaS04 + H2O2 , deoarece sulfatul de bariu rămâne în sediment. Uneori se folosea o altă metodă: dioxidul de carbon a fost trecut în suspensia de BaO 2 în apă: BaO 2 + H 2 O + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O 2 , deoarece carbonatul de bariu este de asemenea insolubil. Această metodă a fost propusă de chimistul francez Antoine Jérôme Balard (1802–1876), care a devenit faimos pentru descoperirea noului element chimic brom (1826). S-au folosit și metode mai exotice, de exemplu, acțiunea unei descărcări electrice asupra unui amestec de 97% oxigen și 3% hidrogen la temperatura aerului lichid (aproximativ –190 ° C), deci o soluție 87% de H 2 O 2 . H concentrat 2 O 2 prin evaporarea atentă a soluțiilor foarte pure într-o baie de apă la o temperatură care nu depășește 70-75 ° C; deci poți obține o soluție de aproximativ 50%. Este imposibil să se încălzească mai puternic - descompunerea H 2 O 2 , deci distilarea apei a fost efectuată sub presiune redusă, folosind o diferență puternică de presiune a vaporilor (și, prin urmare, de punctul de fierbere) N 2O și H2O2 . Deci, la o presiune de 15 mm Hg. mai întâi, se distilează în mare parte apa și la 28 mm Hg. și la o temperatură de 69,7 ° C, peroxidul de hidrogen pur este distilat. O altă metodă de concentrare este înghețarea, deoarece atunci când soluțiile slabe îngheață, gheața nu conține aproape niciun H 2 O 2 . În cele din urmă, poate fi deshidratat prin absorbția vaporilor de apă cu acid sulfuric la rece sub un clopot de sticlă.

Mulți cercetători ai secolului al XIX-lea, care au primit peroxid de hidrogen pur, au remarcat pericolul acestui compus. Deci când au încercat să se despartă

2 O 2 din apă prin extracție din soluții diluate cu dietil eter, urmată de distilarea eterului volatil, substanța rezultată a explodat uneori fără un motiv aparent. Într-unul dintre aceste experimente, chimistul german Yu.V. Brühl a obținut H 2 O 2 , care avea miros de ozon și a explodat la atingerea unei baghete de sticlă netopită. În ciuda cantității mici de H 2 O 2 (doar 1-2 ml) explozia a fost atât de puternică încât a făcut o gaură rotundă în tabla de masă, a distrus conținutul cutiei sale, precum și baloanele și instrumentele care stăteau pe masă și în apropiere.proprietăți fizice. Peroxidul de hidrogen pur este foarte diferit de soluția familiară 3% de H 2 O 2 , care se află în trusa de prim ajutor la domiciliu. În primul rând, este de aproape o dată și jumătate mai greu decât apa (densitatea la 20 ° C este de 1,45 g/cm 3). H2O2 îngheaţă la o temperatură puțin mai mică decât punctul de îngheț al apei - la minus 0,41 ° C, dar dacă un lichid pur este răcit rapid, de obicei nu îngheață, ci se răcește, transformându-se într-o masă sticloasă transparentă. Soluții H 2 O 2 congelați la o temperatură mult mai scăzută: o soluție de 30% - la minus 30 ° C și o soluție de 60% - la minus 53 ° C. Fierbe H 2 O 2 la o temperatură mai mare decât apa obișnuită - la 150,2 ° C. Sticlă umedă H 2 O 2 mai rău decât apa, iar acest lucru duce la un fenomen interesant în distilarea lentă a soluțiilor apoase: în timp ce apa este distilată din soluție, ea, ca de obicei, intră din frigider în recipient sub formă de picături; cand incepe sa depaseasca 2 O 2 , lichidul iese din frigider sub forma unui flux continuu subtire. Pe piele, peroxidul de hidrogen pur și soluțiile sale concentrate lasă pete albe și provoacă o senzație de arsură din cauza unei arsuri chimice severe.

Într-un articol despre producția de peroxid de hidrogen, Tenar nu a comparat foarte bine această substanță cu siropul, poate că a vrut să spună că H pur

2 O 2 , precum siropul de zahăr, refractă puternic lumina. Într-adevăr, indicele de refracție al H. anhidru 2 O 2 (1.41) este mult mai mare decât cea a apei (1.33). Cu toate acestea, fie ca urmare a interpretării greșite, fie din cauza unei traduceri proaste din franceză, aproape toate manualele scriu în continuare că peroxidul de hidrogen pur este un „lichid gros siropos” și chiar explică acest lucru teoretic prin formarea de legături de hidrogen. Dar apa formează și legături de hidrogen. De fapt, vâscozitatea lui N 2 O 2 la fel ca cea a apei ușor răcite (până la aproximativ 13 ° C), dar nu se poate spune că apa rece este groasă, ca siropul.reacție de descompunere. Peroxidul de hidrogen pur este o substanță foarte periculoasă, deoarece în anumite condiții este posibilă descompunerea sa explozivă: H 2O2® H2O + 1/2 O2 cu o eliberare de 98 kJ per mol N 2 O 2 (34 g). Aceasta este o energie foarte mare: este mai mare decât cea care se eliberează în timpul formării a 1 mol de HCl în explozia unui amestec de hidrogen și clor; este suficient să se evapore complet de 2,5 ori mai multă apă decât se formează în această reacție. Soluții apoase periculoase și concentrate H 2 O 2 , în prezența lor, mulți compuși organici se aprind cu ușurință spontan, iar la impact, astfel de amestecuri pot exploda. Pentru depozitarea soluțiilor concentrate se folosesc vase din aluminiu extrapur sau vase din sticlă ceară.

Mai des trebuie să vă întâlniți cu o soluție mai puțin concentrată de 30% de H

2 O 2 , care se numește perhidrol, dar o astfel de soluție este și periculoasă: provoacă arsuri pe piele (în timpul acțiunii sale pielea devine imediat albă din cauza decolorării coloranților), este posibilă fierbere explozivă dacă intră impurități. Descompunerea H 2 O 2 iar soluțiile sale, inclusiv cele explozive, provoacă multe substanțe, de exemplu, ioni de metale grele, care în acest caz joacă rolul unui catalizator, și chiar particule de praf. 2 O 2 sunt explicate prin exotermicitatea puternică a reacției, natura în lanț a procesului și o scădere semnificativă a energiei de activare a descompunerii H. 2 O 2 în prezența diferitelor substanțe, după cum se poate aprecia după următoarele date:Enzima catalaza se găsește în sânge; Datorită ei, „peroxidul de hidrogen” farmaceutic „fierbe” din eliberarea de oxigen atunci când este folosit pentru a dezinfecta un deget tăiat. Reacția de descompunere a unei soluții concentrate de H 2 O 2 sub influența catalazei, nu numai o persoană folosește; această reacție îl ajută pe gândacul bombardier să lupte cu inamicii eliberând un jet fierbinte spre ei ( cm . EXPLOZIVI). O altă enzimă, peroxidaza, acționează diferit: nu descompune H 2 O 2 , dar în prezența sa, alte substanțe sunt oxidate de peroxid de hidrogen.

Enzimele care afectează reacțiile peroxidului de hidrogen joacă un rol important în viața celulei. Energia este furnizată organismului prin reacții de oxidare cu participarea oxigenului provenit din plămâni. În aceste reacții, H se formează intermediar.

2 O 2 , care este dăunătoare celulei, deoarece provoacă daune ireversibile diferitelor biomolecule. Catalaza și peroxidaza lucrează împreună pentru a transforma H 2 O 2 în apă și oxigen.

Reacția de descompunere H

2 O 2 adesea procedează printr-un mecanism în lanț radical ( cm. REACȚII ÎN LAN), în timp ce rolul catalizatorului este de a iniția radicalii liberi. Deci, într-un amestec de soluții apoase de H 2O2 şi Fe2+ (așa-numitul reactiv Fenton) există o reacție de transfer de electroni de la ionul Fe 2+ per moleculă de H2O2 cu formarea ionului Fe 3+ și un anion radical foarte instabil . – , care se descompune imediat în anionul OH– și radicalul hidroxil liber OH. ( cm. RADICALI LIBERI). OH radical. foarte activ. Dacă în sistem există compuși organici, atunci diferitele lor reacții cu radicalii hidroxil sunt posibile. Deci, compușii aromatici și hidroxiacizii sunt oxidați (benzenul, de exemplu, se transformă în fenol), compușii nesaturați pot adăuga grupări hidroxil la dubla legătură: CH 2 \u003d CH - CH 2 OH + 2OH. ® NOSN2-CH(OH)-CH2 –OH și poate intra într-o reacție de polimerizare. În absența reactivilor adecvați, OH. reacţionează cu H2O2 cu formarea unui radical mai puţin activ HO 2 . , care este capabil să reducă ionii de Fe 2+ , care închide ciclul catalitic: H2O2 + Fe2+® Fe3+ + OH . + OH - OH. + H202® H2O + HO2 .

HO2 . + Fe3+

® Fe 2+ + O 2 + H + ® H 2 O. În anumite condiții, o descompunere în lanț a lui H 2 O 2 , al cărui mecanism simplificat poate fi reprezentat prin diagramă. + H202® H2O + HO2 . 2 . + H202® H20 + O2 + OH . etc.

Reacții de descompunere H

2 O 2 mergi în prezența diferitelor metale cu valență variabilă. Legați în compuși complecși, acestea își îmbunătățesc adesea foarte mult activitatea. De exemplu, ionii de cupru sunt mai puțin activi decât ionii de fier, dar legați de complexe de amoniac 2+ , ele provoacă descompunerea rapidă a H 2 O 2 . Ionii de Mn au un efect similar 2+ asociate în complecşi cu unii compuşi organici. În prezența acestor ioni, a fost posibilă măsurarea lungimii lanțului de reacție. Pentru a face acest lucru, viteza de reacție a fost mai întâi măsurată prin viteza de degajare a oxigenului din soluție. Apoi soluția a fost introdusă într-o concentrație foarte scăzută (aproximativ 10-5 mol / l) inhibitor - o substanță care reacționează eficient cu radicalii liberi și astfel termină lanțul. Eliberarea de oxigen a încetat imediat, dar după aproximativ 10 minute, când tot inhibitorul s-a epuizat, a reluat din nou în același ritm. Cunoscând viteza de reacție și viteza de terminare a lanțului, este ușor de calculat lungimea lanțului, care s-a dovedit a fi 10 3 link-uri. Lungimea lanțului lung determină eficiența ridicată a descompunerii H 2 O 2 în prezenţa celor mai eficienţi catalizatori care generează radicali liberi cu o rată mare. La lungimea specificată a lanțului, viteza de descompunere H 2 O 2 a crescut de fapt de o mie de ori.

Uneori descompunerea notabilă a H

2 O 2 provoacă chiar și urme de impurități, care aproape nu sunt detectate analitic. Deci, unul dintre cei mai eficienți catalizatori s-a dovedit a fi un sol metalic de osmiu: efectul său catalitic puternic a fost observat chiar și la o diluție de 1:10. 9 , adică 1 g Os la 1000 de tone de apă. Catalizatorii activi sunt soluții coloidale de paladiu, platină, iridiu, aur, argint, precum și oxizi solizi ai unor metale - MnO 2, Co203, Pb02 etc., care ele însele nu se schimbă. Descompunerea poate merge foarte rapid. Deci, dacă un pic mic de MnO 2 se aruncă într-o eprubetă cu o soluție 30% de H 2 O 2 , o coloană de vapori iese din eprubetă cu stropi de lichid. Cu soluții mai concentrate, are loc o explozie. Descompunerea se desfășoară mai ușor pe suprafața de platină. În acest caz, starea suprafeței are o influență puternică asupra vitezei de reacție. Chimistul german Walter Spring a condus la sfârșitul secolului al XIX-lea. o astfel de experiență. Într-o cană de platină bine curățată și lustruită, descompunerea unei soluții de 38% de H 2 O 2 nu a mers nici măcar atunci când este încălzită la 60 ° C. Dacă, totuși, se face o zgârietură abia vizibilă cu un ac în partea inferioară a cupei, atunci soluția deja rece (la 12 ° C) începe să elibereze bule de oxigen la fața locului. a zgârieturii, iar atunci când este încălzită, descompunerea de-a lungul acestui loc se intensifică vizibil. Dacă într-o astfel de soluție se introduce platină spongioasă, care are o suprafață foarte mare, este posibilă descompunerea explozivă.

Descompunere rapidă H

2 O 2 poate fi folosit pentru o experiență de prelegere spectaculoasă dacă un surfactant (săpun, șampon) este adăugat la soluție înainte de adăugarea catalizatorului. Oxigenul eliberat creează o spumă albă bogată, care a fost numită „pastă de dinți pentru elefanți”.

Unii catalizatori inițiază descompunerea fără lanț a H

2O2, de exemplu: H2O2 + 2I - + 2H +® 2H2O + I2® 2I - + 2H + + O2. O reacție non-lanț are loc și în cazul oxidării ionilor de Fe 2+ în soluţii acide: 2FeSO 4 + H2O2 + H2S04® Fe2 (SO4)3 + 2H2O. Deoarece soluțiile apoase conțin aproape întotdeauna urme de diverși catalizatori (descompunerea poate fi catalizată și de ionii metalici conținuti în sticlă), H 2 O 2 , chiar diluate, în timpul depozitării lor pe termen lung, se adaugă inhibitori și stabilizatori care leagă ionii metalici. În acest caz, soluțiile sunt ușor acidulate, deoarece sub acțiunea apei pure asupra sticlei se obține o soluție slab alcalină, care contribuie la descompunerea H. 2 O 2 . Toate aceste caracteristici ale descompunerii lui H 2 O 2 permite rezolvarea conflictului. Pentru a obține H pur 2 O 2 este necesar să se efectueze distilarea sub presiune redusă, deoarece substanța se descompune atunci când este încălzită peste 70 ° C și chiar, deși foarte lent, la temperatura camerei (după cum se menționează în Enciclopedia chimică, la o rată de 0,5% pe an). În acest caz, cum a fost obținut punctul de fierbere la presiunea atmosferică, care apare în aceeași enciclopedie, egal cu 150,2 ° C? De obicei, în astfel de cazuri, se folosește o regularitate fizico-chimică: logaritmul presiunii de vapori a unui lichid depinde liniar de temperatura reciprocă (pe scara Kelvin), deci dacă măsurați cu precizie presiunea de vapori H 2 O 2 la mai multe temperaturi (scăzute) este ușor de calculat la ce temperatură această presiune va ajunge la 760 mm Hg. Și acesta este punctul de fierbere în condiții normale.

Teoretic, radicalii OH

. se poate forma și în absența inițiatorilor, ca urmare a ruperii legăturii mai slabe O–O, dar aceasta necesită o temperatură destul de ridicată. În ciuda energiei de rupere relativ scăzute a acestei legături în H 2 O 2 (este egal cu 214 kJ/mol, care este de 2,3 ori mai mic decât pentru legătura H–OH dintr-o moleculă de apă), legătura O–O este încă suficient de puternică pentru ca peroxidul de hidrogen să fie absolut stabil la temperatura camerei. Și chiar și la punctul de fierbere (150°C), trebuie să se descompună foarte lent. Calculul arată că laLa această temperatură, descompunerea cu 0,5% ar trebui să aibă loc și destul de lent, chiar dacă lungimea lanțului este de 1000 de zale. Discrepanța dintre calcule și datele experimentale se explică prin descompunerea catalitică cauzată de cele mai mici impurități din lichid și pereții vasului de reacție. Prin urmare, energia de activare a descompunerii H măsurată de mulți autori 2 O 2 întotdeauna semnificativ mai puțin de 214 kJ/mol chiar și „în absența unui catalizator”. De fapt, există întotdeauna un catalizator de descompunere - atât sub formă de impurități nesemnificative în soluție, cât și sub formă de pereți ai vasului, motiv pentru care încălzirea H anhidru. 2 O 2 la fierbere la presiunea atmosferică a provocat în mod repetat explozii.

În anumite condiții, descompunerea lui H

2 O 2 apare foarte neobișnuit, de exemplu, dacă încălziți o soluție de H acidificată cu acid sulfuric 2 O 2 în prezenţa iodatului de potasiu KIO 3 , apoi la anumite concentrații de reactivi se observă o reacție oscilativă, în timp ce eliberarea de oxigen se oprește periodic, iar apoi se reia cu o perioadă de 40 până la 800 de secunde.Proprietăți chimice H 2 O 2 . Peroxidul de hidrogen este un acid, dar unul foarte slab. Constanta de disociere H 2 O 2 H + + HO 2 - la 25 ° C este 2,4 10-12 , care este cu 5 ordine de mărime mai mică decât pentru H 2 S. Săruri medii H 2 O 2 metalele alcaline și alcalino-pământoase sunt denumite în mod obișnuit peroxizi ( cm. PEROXIZI). Când sunt dizolvate în apă, sunt aproape complet hidrolizate: Na 2O2 + 2H2O® 2NaOH + H2O2 . Hidroliza este favorizată prin acidificarea soluțiilor. Ca un acid 2 O 2 formează, de asemenea, săruri acide, de exemplu, Ba (HO 2)2, NaH02 și altele.Sărurile acide sunt mai puțin susceptibile la hidroliză, dar se descompun ușor atunci când sunt încălzite pentru a elibera oxigen: 2NaHO 2®2NaOH + O2 . Alcalii eliberați, ca în cazul H 2 O 2 favorizează descompunerea.

Soluții H

2 O 2 , mai ales concentrate, au un puternic efect oxidant. Deci, sub acțiunea unei soluții de 65% de H 2 O 2 pe hârtie, rumeguș și alte substanțe combustibile se aprind. Soluțiile mai puțin concentrate decolorează mulți compuși organici, cum ar fi indigo. Formaldehida este oxidată în mod neobișnuit: H 2 O 2 se reduce nu la apă (ca de obicei), ci la hidrogen liber: 2HCHO + H 2O2® 2HCOOH + H2 . Dacă luăm o soluție 30% de H 2 O 2 și o soluție 40% de HCHO, apoi după o ușoară încălzire, începe o reacție violentă, lichidul fierbe și spumează. Efectul oxidativ al soluțiilor diluate de H 2 O 2 este cel mai pronunțat într-un mediu acid, de exemplu, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , dar oxidarea este posibilă și într-un mediu alcalin:Na + H2O2 + NaOH® Na2; 2K3 + 3H2O2® 2KCrO4 + 2KOH + 8H2O. Oxidarea sulfurei de plumb negru la sulfat alb PbS+ 4H2O2® PbS04 + 4H2 O poate fi folosit pentru a restaura plumbul alb pătat în picturile vechi. Sub acțiunea luminii, acidul clorhidric este și el oxidat: H2O2 + 2HCI® 2H2O + CI2. Adăugarea de H2O2 la acizi crește foarte mult efectul acestora asupra metalelor. Deci, într-un amestec de H 2O2 și diluați H 2 SO 4 cuprul, argintul și mercurul se dizolvă; iodul într-un mediu acid este oxidat în acid iod HIO 3 , dioxid de sulf - la acid sulfuric etc.

În mod neobișnuit, sarea de potasiu-sodiu a acidului tartric (sarea Rochelle) este oxidată în prezența clorurii de cobalt ca catalizator. În timpul reacției KOOC(CHOH)

2COONa + 5H2O2® KHCO3 + NaHC03 + 6H2O + 2CO2 CoCl 2 roz își schimbă culoarea în verde datorită formării unui compus complex cu tartrat, un anion al acidului tartric. Pe măsură ce reacția continuă și tartratul este oxidat, complexul este distrus și catalizatorul devine din nou roz. Dacă se folosește sulfat de cupru în locul clorurii de cobalt ca catalizator, atunci compusul intermediar, în funcție de raportul dintre reactivii inițiali, va fi colorat în portocaliu sau verde. După terminarea reacției, culoarea albastră a sulfatului de cupru este restabilită.

Peroxidul de hidrogen reacționează complet diferit în prezența agenților oxidanți puternici, precum și a substanțelor care eliberează ușor oxigen. În astfel de cazuri, N

2 O 2 poate acționa și ca agent reducător cu evoluția simultană a oxigenului (așa-numita descompunere reductivă a H 2 O 2 ), de exemplu: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4® K2S04 + 2MnS04 + 5O2 + 8H20;

Ag2O + H2O2

® 2Ag + H20 + O2; O3 + H2O2® H2O + 2O2; ® NaCI + H2O + O2. Ultima reacție este interesantă prin faptul că produce molecule de oxigen excitate care emit fluorescență portocalie ( cm. CLOR ACTIV). În mod similar, aurul metalic este izolat din soluții de săruri de aur, mercurul metalic se obține din oxidul de mercur etc. O proprietate atât de neobișnuită 2 O 2 permite, de exemplu, să se efectueze oxidarea hexacianoferratului (II) de potasiu și apoi, prin modificarea condițiilor, să se restabilească produsul de reacție la compusul de pornire folosind același reactiv. Prima reacție are loc într-un mediu acid, a doua - într-un mediu alcalin:2K4 + H2O2 + H2SO4® 2K3 + K2S04 + 2H20;

2K3 + H2O2 + 2KOH

® 2K4 + 2H20 + O2.(„Personaj dublu” H 2 O 2 a permis unui profesor de chimie să compare peroxidul de hidrogen cu eroul poveștii celebrului scriitor englez Stevenson Cazul ciudat al doctorului Jekyll și domnului Hyde, sub influența compoziției inventate de el, și-a putut schimba drastic caracterul, transformându-se dintr-un domn respectabil într-un maniac însetat de sânge.)Obținerea H2O2. Molecule de H2O2 obținut întotdeauna în cantități mici în timpul arderii și oxidării diverșilor compuși. La arderea H 2 O 2 se formează fie atunci când atomii de hidrogen sunt extrași din compușii inițiali prin radicali hidroperoxid intermediari, de exemplu: HO 2 . + CH4® H2O2 + CH3 . , sau ca rezultat al recombinării radicalilor liberi activi: 2OH. ® H2O2, N. + NU 2 . ® H2O2 . De exemplu, dacă o flacără de oxi-hidrogen este direcționată către o bucată de gheață, atunci apa topită va conține cantități apreciabile de H 2 O 2 , format ca urmare a recombinării radicalilor liberi (în flacăra moleculei H 2 O 2 se dezintegrează imediat). Un rezultat similar se obține cu arderea altor gaze. Educație H 2 O 2 poate apărea și la temperaturi scăzute ca urmare a diferitelor procese redox.

În industrie, peroxidul de hidrogen nu a fost obținut de multă vreme prin metoda Tenar - din peroxid de bariu, dar se folosesc metode mai moderne. Una dintre ele este electroliza soluțiilor de acid sulfuric. În același timp, ionii de sulfat sunt oxidați la anod în ioni de suprasulfat: 2SO

4 2– – 2e ® S 2 O 8 2– . Acidul persulfuric este apoi hidrolizat: H2S2O8 + 2H2O® H2O2 + 2H2SO4. La catod, ca de obicei, se eliberează hidrogen, astfel încât reacția globală este descrisă de ecuația 2H 2O® H2O2 + H2 . Dar principala metodă modernă (peste 80% din producția mondială) este oxidarea unor compuși organici, de exemplu, etilantrahidrochinona, cu oxigenul atmosferic într-un solvent organic, în timp ce H 2 O 2 și antrachinona corespunzătoare, care este apoi din nou redusă cu hidrogen pe catalizator la antrahidrochinonă. Peroxidul de hidrogen este îndepărtat din amestec cu apă și concentrat prin distilare. O reacție similară are loc și atunci când se utilizează alcool izopropilic (se realizează cu formarea intermediară de hidroperoxid): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C (UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Dacă este necesar, acetona rezultată poate fi, de asemenea, redusă la alcool izopropilic.Utilizarea H2O2. Peroxidul de hidrogen este utilizat pe scară largă, iar producția sa mondială se ridică la sute de mii de tone pe an. Se folosește la obținerea peroxizilor anorganici, ca oxidant pentru combustibilii pentru rachete, în sinteza organică, pentru albirea uleiurilor, grăsimilor, țesăturilor, hârtiei, pentru curățarea materialelor semiconductoare, pentru extragerea metalelor valoroase din minereuri (de exemplu, uraniul prin transformarea formei sale insolubile). într-unul solubil), pentru tratarea apelor uzate. În medicină, soluțiile de H 2 O 2 utilizat pentru clătirea și lubrifierea în bolile inflamatorii ale mucoaselor (stomatită, amigdalite), pentru tratamentul rănilor purulente. În cutiile de lentile de contact, o cantitate foarte mică de catalizator de platină este uneori plasată în capac. Lentilele pentru dezinfecția lor se toarnă într-o cutie de creion cu o soluție de 3% H 2 O 2 , dar din moment ce această soluție este dăunătoare ochilor, trusa este răsturnată după un timp. În acest caz, catalizatorul din capac descompune rapid H 2 O 2 pentru apă curată și oxigen.

Cândva era la modă decolorarea părului cu „peroxid”, acum există formulări mai sigure pentru vopsirea părului.

În prezența unor săruri, peroxidul de hidrogen formează un fel de „concentrat” solid, care este mai convenabil de transportat și utilizat. Deci, dacă H

2 O 2 în prezență, se formează treptat cristale mari transparente de peroxoborat de sodiu Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Această substanță este utilizată pe scară largă pentru albirea țesăturilor și ca componentă a detergenților. molecule H 2 O 2 , ca și moleculele de apă, sunt capabile să pătrundă în structura cristalină a sărurilor, formând un fel de hidrați cristalini - peroxohidrați, de exemplu, K 2C033H2O2, Na2C031,5H2 O; acest din urmă compus este cunoscut în mod obișnuit ca „persol”.

Așa-numitul „hidroperit” CO(NH

2) 2H2O2 este un clatrat - un compus de incluziune al moleculelor de H 2 O 2 în golurile rețelei cristaline de uree.

În chimia analitică, anumite metale pot fi determinate folosind peroxid de hidrogen. De exemplu, dacă se adaugă peroxid de hidrogen la o soluție de sare de titan (IV) - sulfat de titanil, soluția devine portocalie strălucitoare din cauza formării acidului pertitanic:

TiOS04 + H2S04 + H202® H2 + H2O.Ioni de molibdat incolor MoO 4 2– oxidat de H 2 O 2 într-un anion peroxid de culoare portocalie intens. Soluție acidificată de dicromat de potasiu în prezența H 2 O 2 formează acid percromic: K2Cr2O7 + H2SO4 + 5H2O2® H2Cr2O12 + K2SO4 + 5H2O, care se descompune destul de repede: H 2Cr2012 + 3H2S04® Cr2(SO4)3 + 4H2O + 4O2. Dacă adăugați aceste două ecuații, obțineți reacția pentru reducerea dicromatului de potasiu cu peroxid de hidrogen:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 9H2O + 4O2.Acidul percromic poate fi extras dintr-o soluție apoasă cu eter (este mult mai stabil într-o soluție de eter decât în ​​apă). Stratul eteric este colorat într-o culoare albastru intens.

Ilya Leenson

LITERATURĂ Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Generarea de radicali liberi și reacții. M., Chimie, 1982
Chimia și tehnologia peroxidului de hidrogen. L., Chimie, 1984

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

concentrațiile de hidrogen, oxigen și apă variază în grade diferite: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori: natura reactanților, concentrația acestora, temperatura, natura solventului etc.

2.1.1 Ecuația cinetică a unei reacții chimice. Ordinea de reacție.

Una dintre sarcinile cu care se confruntă cinetica chimică este de a determina compoziția amestecului de reacție (adică, concentrațiile tuturor reactanților) în orice moment, pentru care este necesar să se cunoască dependența vitezei de reacție de concentrații. În general, cu cât concentrația reactanților este mai mare, cu atât viteza reacției chimice este mai mare. Baza cineticii chimice este așa-numita. postulatul de bază al cineticii chimice:

Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate într-o oarecare măsură.

adică pentru reacție

aA + bB + dD + . ––> eE + .

se poate scrie:

Coeficientul de proporționalitate k este constanta de viteză a unei reacții chimice. Constanta de viteză este numeric egală cu viteza de reacție la concentrații ale tuturor reactanților egale cu 1 mol/l.

Dependența vitezei de reacție de concentrațiile reactanților este determinată experimental și se numește ecuația cinetică a unei reacții chimice. Evident, pentru a scrie ecuația cinetică este necesar să se determine experimental constanta de viteză și exponenții la concentrațiile reactanților. Exponentul la concentrația fiecăreia dintre substanțele care reacţionează în ecuația cinetică a unei reacții chimice (în ecuația (II.4) respectiv x, y și z) este un ordin particular al reacției pentru această componentă. Suma exponenților din ecuația cinetică pentru o reacție chimică (x + y + z) reprezintă ordinea generală a reacției. Trebuie subliniat că ordinea de reacție este determinată numai din date experimentale și nu are legătură cu coeficienții stoichiometrici ai reactanților din ecuația de reacție. Ecuația reacției stoichiometrice este o ecuație de bilanț al materialelor și în niciun fel nu poate determina natura cursului acestei reacții în timp.

În cinetica chimică, se obișnuiește să se clasifice reacțiile în funcție de ordinea generală a reacției. Să luăm în considerare dependența concentrației de reactanți de timp pentru reacțiile ireversibile (unidirecționale) de ordinul zero, primul și al doilea.

2.1.2 Reacții de ordinul zero

Pentru reacțiile de ordinul zero, ecuația cinetică are următoarea formă:

Viteza unei reacții de ordin zero este constantă în timp și nu depinde de concentrațiile reactanților; aceasta este caracteristică multor reacții eterogene (care au loc la interfață) în cazul în care viteza de difuzie a reactivilor la suprafață este mai mică decât viteza de transformare chimică a acestora.

2.1.3 Reacții de ordinul întâi

Să considerăm dependența de timp a concentrației substanței inițiale A pentru cazul unei reacții de ordinul întâi A -–> B. Reacțiile de ordinul întâi sunt caracterizate printr-o ecuație cinetică de forma (II.6). Substituim expresia (II.2) în ea:

(II.7)

După integrarea expresiei (II.7), obținem:

Determinăm constanta de integrare g din condițiile inițiale: la momentul t = 0, concentrația С este egală cu concentrația inițială Сo. De aici rezultă că g = ln Co. Primim:

Orez. 2.3 Dependența logaritmului de concentrare de timp pentru reacțiile de ordinul întâi

Astfel, logaritmul concentrației pentru o reacție de ordinul întâi depinde liniar de timp (Fig. 2.3), iar constanta de viteză este numeric egală cu tangentei pantei dreptei la axa timpului.

Din ecuația (II.9), este ușor de obținut o expresie pentru constanta de viteză a unei reacții unidirecționale de ordinul întâi:

O altă caracteristică cinetică a reacției este timpul de înjumătățire t1 / 2 - timpul în care concentrația substanței de pornire se reduce la jumătate față de originalul. Să exprimăm t1/2 pentru reacția de ordinul întâi, având în vedere că С = ½Сo:

(II.12)

După cum se poate observa din expresia obținută, timpul de înjumătățire al reacției de ordinul întâi nu depinde de concentrația inițială a materiei prime.

2.1.4 Reacții de ordinul doi

Pentru reacțiile de ordinul doi, ecuația cinetică are următoarea formă:

Să considerăm cazul cel mai simplu, când ecuația cinetică are forma (II.14) sau, ceea ce este la fel, în ecuația formei (II.15) concentrațiile substanțelor inițiale sunt aceleași; ecuația (II.14) în acest caz poate fi rescrisă după cum urmează:

(II.16)

După separarea variabilelor și integrare, obținem:

Constanta de integrare g, ca și în cazul precedent, se determină din condițiile inițiale. Primim:

Astfel, pentru reacțiile de ordinul doi care au o ecuație cinetică de forma (II.14), este caracteristică o dependență liniară a concentrației reciproce de timp (Fig. 2.4), iar constanta de viteză este egală cu tangentei pantei lui linia dreaptă la axa timpului:

(II.20)

Orez. 2.4 Concentrație reciprocă în funcție de timp pentru reacțiile de ordinul doi

Dacă concentrațiile inițiale ale reactanților Co,A și Co,B sunt diferite, atunci constanta vitezei de reacție se găsește prin ecuația de integrare (II.21), în care CA și CB sunt concentrațiile reactanților la momentul t de la început. a reactiei:

(II.21)

În acest caz, pentru constanta de viteză, obținem expresia

Apa (oxidul de hidrogen) este un compus anorganic binar cu formula chimică H 2 O. Molecula de apă este formată din doi atomi de hidrogen și unul de oxigen, care sunt interconectați printr-o legătură covalentă.

Apă oxigenată.

Proprietati fizice si chimice

Proprietățile fizice și chimice ale apei sunt determinate de structura chimică, electronică și spațială a moleculelor de H 2 O.

Atomii de H şi O din molecula de H 2 0 se află în stările lor stabile de oxidare, respectiv +1 şi -2; prin urmare, apa nu prezintă proprietăți oxidante sau reducătoare pronunțate. Vă rugăm să rețineți: în hidrurile metalice, hidrogenul se află în starea de oxidare -1.

Molecula de H 2 O are o structură unghiulară. Legăturile H-O sunt foarte polare. Există o sarcină negativă în exces pe atomul de O și sarcini pozitive în exces pe atomii de H. În general, molecula de H 2 O este polară, adică. dipol. Aceasta explică faptul că apa este un bun solvent pentru substanțele ionice și polare.

Prezența unor sarcini în exces pe atomii de H și O, precum și perechile de electroni neîmpărțiți la atomii de O, provoacă formarea de legături de hidrogen între moleculele de apă, în urma cărora acestea sunt combinate în asociații. Existența acestor asociați explică valorile anormal de mari ale mp. etc kip. apă.

Odată cu formarea legăturilor de hidrogen, rezultatul influenței reciproce a moleculelor de H 2 O unul asupra celuilalt este autoionizarea lor:
într-o moleculă, are loc o ruptură heterolitică a legăturii polare O-H, iar protonul eliberat se alătură atomului de oxigen al altei molecule. Ionul hidroxoniu rezultat H 3 O + este în esență un ion de hidrogen hidratat H + H 2 O, prin urmare, ecuația de autoionizare a apei este simplificată după cum urmează:

H 2 O ↔ H + + OH -

Constanta de disociere a apei este extrem de mică:

Aceasta indică faptul că apa se disociază foarte puțin în ioni și, prin urmare, concentrația moleculelor de H 2 O nedisociate este aproape constantă:

În apă pură, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Aceasta înseamnă că apa este un electrolit amfoter foarte slab, care nu prezintă nici proprietăți acide, nici bazice într-un grad vizibil.
Cu toate acestea, apa are un efect ionizant puternic asupra electroliților dizolvați în ea. Sub acțiunea dipolilor de apă, legăturile covalente polare din moleculele de substanțe dizolvate se transformă în ionice, ionii sunt hidratați, legăturile dintre ei sunt slăbite, rezultând disocierea electrolitică. De exemplu:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(electrolit puternic)

(sau excluzând hidratarea: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (electrolit slab)

(sau CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Conform teoriei Bronsted-Lowry a acizilor și bazelor, în aceste procese, apa prezintă proprietățile unei baze (acceptor de protoni). Conform aceleiași teorii, apa acționează ca un acid (donator de protoni) în reacții, de exemplu, cu amoniacul și aminele:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Reacții redox care implică apă

I. Reacţii în care apa joacă rolul de agent oxidant

Aceste reacții sunt posibile numai cu agenți reducători puternici, care sunt capabili să reducă ionii de hidrogen care fac parte din moleculele de apă pentru a elibera hidrogen.

1) Interacțiunea cu metalele

a) În condiții normale, H 2 O interacționează numai cu alcalii. și alcalino-pământoase. metale:

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

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

b) La temperaturi ridicate, H 2 O reacționează și cu alte metale, de exemplu:

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 și Zn înlocuiesc H 2 din apă în prezența alcaline:

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

2) Interacțiune cu nemetale cu EO scăzut (reacțiile apar în condiții dure)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("gaz de apă")

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

În prezența alcalinelor, siliciul înlocuiește hidrogenul din apă:

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

3) Interacțiunea cu hidruri metalice

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

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

4) Interacțiunea cu monoxidul de carbon și metanul

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

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

Reacțiile sunt folosite în industrie pentru a produce hidrogen.

II. Reacții în care apa acționează ca agent reducător

Aceste reacții sunt posibile numai cu agenți oxidanți foarte puternici care sunt capabili să oxideze oxigenul CO CO -2, care face parte din apă, pentru a elibera oxigenul O 2 sau la anioni peroxid 2-. Într-un caz excepțional (în reacție cu F 2), cu c o se formează oxigen. +2.

1) Interacțiunea cu fluorul

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

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

2) Interacțiunea cu oxigenul atomic

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

3) Interacțiunea cu clorul

La T mare, are loc o reacție reversibilă

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

III. Reacții de oxidare intramoleculară - reducerea apei.

Sub acțiunea unui curent electric sau a temperaturii ridicate, apa se poate descompune în hidrogen și oxigen:

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

Descompunerea termică este un proces reversibil; gradul de descompunere termică a apei este scăzut.

Reacții de hidratare

I. Hidratarea ionilor. Ionii formați în timpul disocierii electroliților în soluții apoase atașează un anumit număr de molecule de apă și există sub formă de ioni hidratați. Unii ioni formează legături atât de puternice cu moleculele de apă, încât hidrații lor pot exista nu numai în soluție, ci și în stare solidă. Astfel se explică formarea hidraților cristalini precum CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O etc., precum și a complexelor acvatice: CI 3 , Br 4 etc.

II. Hidratarea oxizilor

III. Hidratarea compușilor organici care conțin legături multiple

Reacții de hidroliză

I. Hidroliza sărurilor

Hidroliza reversibilă:

a) după cationul de sare

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (mediu acid. pH

b) prin anion de sare

CO32- + H2O \u003d HCO3- + OH-; (mediu alcalin. pH > 7)

c) prin cation şi prin anionul sării

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (mediu apropiat de neutru)

Hidroliza ireversibilă:

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

II. Hidroliza carburilor metalice

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 acetilenă

III. Hidroliza siliciurilor, nitrururilor, fosfurilor

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 amoniac

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

IV. Hidroliza halogenilor

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hidroliza compuşilor organici

Clase de substanțe organice	Produse de hidroliză (organice)
Halogenalcani (halogenuri de alchil)
Halogenuri de arii
Dihaloalcani	Aldehide sau cetone
Alcooliți metalici
Halogenuri de acid carboxilic	acizi carboxilici
Anhidride ale acizilor carboxilici	acizi carboxilici
Esteri ai acizilor carboxilici	Acizi carboxilici și alcooli
	Glicerina și acizii carboxilici superiori
Di- și polizaharide	Monozaharide
Peptide și proteine	α-aminoacizi
Acizi nucleici