Uji (oksidi i hidrogjenit) është një përbërje inorganike binare me formula kimike H 2 O. Molekula e ujit përbëhet nga dy atome hidrogjeni dhe një oksigjen, të cilët janë të ndërlidhur me një lidhje kovalente.

Peroksid hidrogjeni.

Vetite fizike dhe kimike

Fizike dhe Vetitë kimike ujërat përcaktohen nga struktura kimike, elektronike dhe hapësinore e molekulave H 2 O.

Atomet H dhe O në molekulën H 2 0 janë në gjendjet e tyre të qëndrueshme të oksidimit, përkatësisht +1 dhe -2; prandaj uji nuk shfaq veti të theksuara oksiduese ose reduktuese. Ju lutemi vini re: në hidridet metalike, hidrogjeni është në gjendje oksidimi -1.

Molekula H 2 O ka një strukturë këndore. Lidhjet H-O shumë polare. Në atomin O ka një tepricë ngarkesë negative, në atomet H - tepricë ngarkesa pozitive. Në përgjithësi, molekula H 2 O është polare, d.m.th. dipol. Kjo shpjegon faktin se uji është një tretës i mirë për substancat jonike dhe polare.

Prania e ngarkesave të tepërta në atomet H dhe O, si dhe çiftet e elektroneve të pandara në atomet O, shkakton formimin e lidhjeve hidrogjenore midis molekulave të ujit, si rezultat i të cilave ato kombinohen në asociacione. Ekzistenca e këtyre bashkëpunëtorëve shpjegon vlerat anormalisht të larta të mp. etj kip. ujë.

Së bashku me formimin e lidhjeve hidrogjenore, rezultati i ndikimit të ndërsjellë të molekulave H 2 O mbi njëra-tjetrën është vetë-jonizimi i tyre:
në një molekulë ka një thyerje heterolitike të polarit Lidhjet O-N, dhe protoni i çliruar bashkohet me atomin e oksigjenit të një molekule tjetër. Joni i hidroksoniumit që rezulton H 3 O + është në thelb një jon hidrogjeni i hidratuar H + H 2 O, prandaj, ekuacioni i vetë-jonizimit të ujit është thjeshtuar si më poshtë:

H 2 O ↔ H + + OH -

Konstanta e disociimit të ujit është jashtëzakonisht e vogël:

Kjo tregon që uji shpërndahet shumë pak në jone, dhe për këtë arsye përqendrimi i molekulave të padisocuara H 2 O është pothuajse konstant:

Në ujë të pastër, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Kjo do të thotë se uji është një elektrolit amfoterik shumë i dobët që nuk shfaq as veti acidike dhe as bazike në një shkallë të dukshme.
Megjithatë, uji ka një efekt të fortë jonizues në elektrolitet e tretura në të. Nën veprimin e dipoleve të ujit, polare lidhje kovalente në molekulat e lëndëve të tretura kthehen në jonike, jonet hidratohen, lidhjet ndërmjet tyre dobësohen, si pasojë ndodh shpërbërja elektrolitike. Për shembull:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(elektrolit i fortë)

(ose duke përjashtuar hidratimin: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (elektrolit i dobët)

(ose CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Sipas teorisë Bronsted-Lowry të acideve dhe bazave, në këto procese, uji shfaq vetitë e një baze (pranuesi i protoneve). Sipas të njëjtës teori, uji vepron si një acid (dhurues i protonit) në reaksione, për shembull, me amoniak dhe aminat:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Reaksionet redoks që përfshijnë ujin

I. Reaksionet në të cilat uji luan rolin e një agjenti oksidues

Këto reaksione janë të mundshme vetëm me agjentë të fortë reduktues, të cilët janë në gjendje të reduktojnë jonet e hidrogjenit që janë pjesë e molekulave të ujit në hidrogjen të lirë.

1) Ndërveprimi me metalet

a) Në kushte normale, H 2 O bashkëvepron vetëm me alkalin. dhe alkali-tokë. metale:

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

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

b) Në temperatura të larta, H 2 O gjithashtu reagon me disa metale të tjera, për shembull:

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 dhe Zn zhvendosin H 2 nga uji në prani të alkaleve:

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

2) Ndërveprimi me jometalet që kanë EO të ulët (reaksionet ndodhin në kushte të vështira)

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

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

Në prani të alkaleve, silici zhvendos hidrogjenin nga uji:

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

3) Ndërveprimi me hidridet e metaleve

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

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

4) Ndërveprimi me monoksidin e karbonit dhe metanin

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

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

Reaksionet përdoren në industri për të prodhuar hidrogjen.

II. Reaksionet në të cilat uji vepron si një agjent reduktues

Këto reaksione janë të mundshme vetëm me agjentë oksidues shumë të fortë që janë të aftë të oksidojnë oksigjenin CO-2, i cili është pjesë e ujit, në çlirimin e oksigjenit O 2 ose në anionet e peroksidit 2-. Në një rast të jashtëzakonshëm (në reaksion me F 2), oksigjeni formohet me c o. +2.

1) Ndërveprimi me fluorin

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

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

2) Ndërveprimi me oksigjenin atomik

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

3) Ndërveprimi me klorin

Në T të lartë, ndodh një reaksion i kthyeshëm

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

III. Reaksionet e oksidimit intramolekular - reduktimi i ujit.

Nën ndikimin rryme elektrike ose temperatura e lartë, uji mund të dekompozohet në hidrogjen dhe oksigjen:

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

Zbërthimi termik është një proces i kthyeshëm; shkalla e zbërthimit termik të ujit është e ulët.

Reaksionet e hidratimit

I. Hidratimi i joneve. Jonet e formuara gjatë shpërbërjes së elektroliteve në tretësirat ujore bashkojnë një numër të caktuar molekulash uji dhe ekzistojnë në formën e joneve të hidratuar. Disa jone formojnë lidhje aq të forta me molekulat e ujit, saqë hidratet e tyre mund të ekzistojnë jo vetëm në tretësirë, por edhe në gjendje të ngurtë. Kjo shpjegon formimin e hidrateve kristalore si CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O etj., si dhe të komplekseve akua: CI 3 , Br 4 , etj.

II. Hidratimi i oksideve

III. Hidratimi i përbërjeve organike që përmbajnë lidhje të shumta

Reaksionet e hidrolizës

I. Hidroliza e kripërave

Hidroliza e kthyeshme:

a) sipas kationit të kripës

Fe 3+ + H2O \u003d FeOH 2+ + H +; (mjedis acid. pH

b) nga anioni i kripës

CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (mjedis alkalik. pH > 7)

c) nga kationi dhe nga anioni i kripës

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (mjedis afër neutralit)

Hidroliza e pakthyeshme:

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

II. Hidroliza e karbiteve të metaleve

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

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

III. Hidroliza e silicideve, nitrideve, fosfideve

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 amoniak

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

IV. Hidroliza e halogjeneve

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hidroliza e përbërjeve organike

Klasat e substancave organike	Produktet e hidrolizës (organike)
Halogjenalkanet (alkil halide)
Aril halidet
Dihaloalkanet	Aldehidet ose ketonet
Alkoolatet e metaleve
Halidet e acidit karboksilik	acidet karboksilike
Anhidridet e acideve karboksilike	acidet karboksilike
Esteret e acideve karboksilike	Acidet karboksilike dhe alkoolet
	Glicerinë dhe acide më të larta karboksilike
Di- dhe polisaharidet	Monosakaridet
Peptidet dhe proteinat	α-aminoacide
Acidet nukleike

(emri i vjetër peroksid hidrogjeni), një përbërje e hidrogjenit dhe oksigjenit H 2 O 2 që përmban një sasi rekord oksigjeni 94% në masë. Në molekulat H 2 O 2 përmban grupe peroksidi OO ( cm. PEROKSIDE), të cilat në masë të madhe përcaktojnë vetitë e këtij komponimi.Për herë të parë, peroksidi i hidrogjenit u mor në 1818 nga kimisti francez Louis Jacques Tenard (1777 1857), duke vepruar në peroksid bariumi me acid klorhidrik shumë të ftohtë: BaO 2 + 2HCl ® BaCl 2 + H 2 O 2 . Peroksidi i bariumit, nga ana tjetër, u përftua duke djegur bariumin metalik. Për të izoluar nga një tretësirë e H 2 O 2 Tenard hoqi klorurin e bariumit që rezulton prej tij: BaCl 2 + Ag 2 SO 4 ® 2AgCl + BaSO 4 . Për të mos përdorur kripë të shtrenjtë argjendi në të ardhmen për të marrë H 2 O 2 të përdorura acid sulfurik:BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 , sepse sulfati i bariumit mbetet në sediment. Ndonjëherë përdorej një metodë tjetër: dioksidi i karbonit kalohej në pezullimin e BaO 2 në ujë: BaO 2 + H 2 O + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O 2 , pasi karbonati i bariumit është gjithashtu i patretshëm. Kjo metodë u propozua nga kimisti francez Antoine Jerome Balard (18021876), i cili u bë i famshëm për zbulimin e një të re. element kimik brom (1826). U përdorën gjithashtu metoda më ekzotike, për shembull, veprimi i një shkarkimi elektrik në një përzierje prej 97% oksigjen dhe 3% hidrogjen në temperaturën e ajrit të lëngshëm (rreth 190 ° C), kështu që një zgjidhje 87% e H 2 O 2 . I koncentruar H 2 O 2 me avullim të kujdesshëm të solucioneve shumë të pastra në një banjë uji në një temperaturë jo më të madhe se 7075 ° C; kështu që ju mund të merrni rreth 50% zgjidhje. Është e pamundur të nxehet më fort H 2 O 2 , kështu që distilimi i ujit u krye nën presion të reduktuar, duke përdorur një ndryshim të fortë në presionin e avullit (dhe, për rrjedhojë, në pikën e vlimit) N 2 O dhe H 2 O 2 . Pra, në një presion prej 15 mm Hg. së pari, kryesisht uji distilohet, dhe në 28 mm Hg. dhe një temperaturë prej 69.7 ° C, peroksidi i pastër i hidrogjenit distilohet. Një metodë tjetër përqendrimi është ngrirja, pasi kur tretësira të dobëta ngrijnë, akulli nuk përmban pothuajse asnjë H 2 O 2 . Së fundi, mund të dehidrohet duke thithur avujt e ujit me acid sulfurik në të ftohtë nën një zile xhami.

Shumë studiues të shekullit të 19-të, të cilët morën peroksid hidrogjeni të pastër, vunë në dukje rrezikun e këtij përbërësi. Kështu kur u përpoqën të ndaheshin

2 O 2 nga uji me nxjerrje nga solucione të holluara me eter dietil, e ndjekur nga distilimi i eterit të avullueshëm, substanca që rezulton shpërtheu ndonjëherë pa ndonjë arsye të dukshme. Në një nga këto eksperimente, kimisti gjerman Yu.V. Brühl mori H anhydrous 2 O 2 , e cila kishte erën e ozonit dhe shpërtheu në prekjen e një shufre qelqi të pashkrirë. Pavarësisht sasisë së vogël të H 2 O 2 (vetëm 12 ml) shpërthimi ishte aq i fortë sa hapi një vrimë të rrumbullakët në tabelën e tryezës, shkatërroi përmbajtjen e sirtarit të tij, si dhe balonat dhe instrumentet që qëndronin mbi tavolinë dhe aty pranë.vetitë fizike. Peroksidi i pastër i hidrogjenit është shumë i ndryshëm nga tretësira e njohur 3% e H 2 O 2 , e cila gjendet në çantën e ndihmës së parë në shtëpi. Para së gjithash, është pothuajse një herë e gjysmë më i rëndë se uji (dendësia në 20 ° C është 1.45 g/cm 3). H 2 O 2 ngrin në një temperaturë pak më të ulët se pika e ngrirjes së ujit në minus 0,41 ° C, por nëse një lëng i pastër ftohet shpejt, ai zakonisht nuk ngrin, por superftohet, duke u shndërruar në një masë qelqi transparente. Zgjidhjet H 2 O 2 ngrini në një temperaturë shumë më të ulët: një tretësirë 30% në minus 30 ° C dhe një tretësirë 60% në minus 53 ° C. Vlon H 2 O 2 në një temperaturë më të lartë se uji i zakonshëm, në 150,2 ° C. Xhami i lagësht H 2 O 2 më keq se uji, dhe kjo çon në një fenomen interesant në distilimin e ngadaltë të tretësirave ujore: ndërsa uji distilohet nga tretësira, ai, si zakonisht, hyn nga frigoriferi në marrës në formën e pikave; kur fillon të parakalojë 2 O 2 , lëngu del nga frigoriferi në formën e një rryme të hollë të vazhdueshme. Në lëkurë, peroksidi i pastër i hidrogjenit dhe tretësirat e tij të koncentruara lënë njolla të bardha dhe shkaktojnë një ndjesi dhimbjeje djegëse për shkak të një djegieje të rëndë kimike.

Në një artikull mbi prodhimin e peroksidit të hidrogjenit, Tenar nuk e krahasoi shumë mirë këtë substancë me shurupin, ndoshta ai donte të thoshte se H i pastër

2 O 2 , si shurupi i sheqerit, thyen fort dritën. Në të vërtetë, indeksi i thyerjes së H anhydrous 2 O 2 (1.41) është shumë më i madh se ai i ujit (1.33). Sidoqoftë, qoftë si rezultat i një keqinterpretimi, qoftë për shkak të një përkthimi të dobët nga frëngjishtja, pothuajse të gjitha tekstet shkollore shkruajnë ende se peroksidi i pastër i hidrogjenit është një "lëng i trashë shurupi", madje e shpjegojnë këtë teorikisht me formimin e lidhjeve hidrogjenore. Por uji gjithashtu formon lidhje hidrogjenore. Në fakt, viskoziteti i N 2 O 2 i njëjtë me atë të ujit pak të ftohur (deri në rreth 13 ° C), por nuk mund të thuhet se uji i ftohtë është i trashë, si shurupi.reaksioni i dekompozimit. Peroksidi i pastër i hidrogjenit është një substancë shumë e rrezikshme, pasi në kushte të caktuara dekompozimi i tij shpërthyes është i mundur: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2 me një lëshim prej 98 kJ për mol N 2 O 2 (34 g). Kjo është një energji shumë e madhe: është më e madhe se ajo që lirohet gjatë formimit të 1 mol HCl në shpërthimin e një përzierjeje hidrogjeni dhe klori; mjafton që të avullohet plotësisht 2.5 herë më shumë ujë sesa formohet në këtë reaksion. Tretësira ujore të rrezikshme dhe të koncentruara H 2 O 2 , në praninë e tyre, shumë komponime organike ndizen lehtësisht në mënyrë spontane dhe pas goditjes, përzierje të tilla mund të shpërthejnë. Për ruajtjen e solucioneve të koncentruara, përdoren enë të bëra nga alumini ekstra të pastër ose enë qelqi të depiluar.

Më shpesh ju duhet të takoheni me një zgjidhje më pak të koncentruar 30% të H

2 O 2 , i cili quhet perhidrol, por një zgjidhje e tillë është gjithashtu e rrezikshme: shkakton djegie në lëkurë (gjatë veprimit të saj lëkura zbardhet menjëherë për shkak të zbardhjes së ngjyrave), vlimi shpërthyes është i mundur nëse hyjnë papastërtitë. Zbërthimi H 2 O 2 dhe tretësirat e tij, duke përfshirë ato shpërthyese, shkaktojnë shumë substanca, për shembull, jonet e metaleve të rënda, të cilët në këtë rast luajnë rolin e katalizatorit, madje edhe grimcat e pluhurit. 2 O 2 shpjegohen me ekzotermicitetin e fortë të reaksionit, natyrën zinxhir të procesit dhe një rënie të ndjeshme të energjisë së aktivizimit të dekompozimit të H. 2 O 2 në prani substancave të ndryshme, e cila mund të gjykohet nga të dhënat e mëposhtme:Enzima katalazë gjendet në gjak; është falë saj që "peroksidi i hidrogjenit" farmaceutik "vlon" nga lëshimi i oksigjenit kur përdoret për të dezinfektuar një gisht të prerë. Reaksioni i dekompozimit të një tretësire të përqendruar të H 2 O 2 nën ndikimin e katalazës, jo vetëm një person përdor; Është ky reagim që ndihmon brumbullin bombardues të luftojë armiqtë duke lëshuar një avion të nxehtë drejt tyre ( cm . EKSPLOZIVËT). Një tjetër enzimë, peroksidaza, vepron ndryshe: nuk dekompozon H 2 O 2 , por në prani të tij, substanca të tjera oksidohen nga peroksidi i hidrogjenit.

Enzimat që ndikojnë në reaksionet e peroksidit të hidrogjenit luajnë një rol të rëndësishëm në jetën e qelizës. Energjia furnizohet në trup nga reaksionet e oksidimit me pjesëmarrjen e oksigjenit që vjen nga mushkëritë. Në këto reaksione, H formohet në mënyrë të ndërmjetme.

2 O 2 , e cila është e dëmshme për qelizën, pasi shkakton dëme të pakthyeshme në biomolekula të ndryshme. Katalaza dhe peroksidaza punojnë së bashku për të kthyer H 2 O 2 në ujë dhe oksigjen.

Reaksioni i zbërthimit H

2 O 2 shpesh zhvillohet nga një mekanizëm zinxhir radikal ( cm. REAKSIONET ZINXIROR), ndërsa roli i katalizatorit është të inicojë radikalet e lira. Pra, në një përzierje të tretësirave ujore të H 2 O 2 dhe Fe 2+ (i ashtuquajturi reagjent Fenton) ka një reaksion të transferimit të elektroneve nga joni Fe 2+ për molekulë H 2 O 2 me formimin e jonit Fe 3+ dhe një anion radikal shumë i paqëndrueshëm . , i cili zbërthehet menjëherë në anionin OH dhe radikalin e lirë hidroksil OH. ( cm. RADIKALET E LIRA). Radikali OH. shumë aktive. Nëse ka komponime organike në sistem, atëherë reagimet e tyre të ndryshme me radikalet hidroksil janë të mundshme. Pra, komponimet aromatike dhe acidet hidroksi oksidohen (benzeni, për shembull, shndërrohet në fenol), komponimet e pangopura mund të shtojnë grupe hidroksil në lidhjen e dyfishtë: CH 2 \u003d CHCH 2 OH + 2OH. ® HOCH 2 CH(OH)CH 2 OH, por mund të hyjë në një reaksion polimerizimi. Në mungesë të reagentëve të përshtatshëm, OH. reagon me H 2 O 2 me formimin e një radikali më pak aktiv HO 2 . , i cili është i aftë të reduktojë jonet e Fe 2+ , i cili mbyll ciklin katalitik: 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. Në kushte të caktuara, një dekompozim zinxhir i H 2 O 2 , mekanizmi i thjeshtuar i të cilit mund të përfaqësohet nga diagrami. + H 2 O 2 ® H 2 O + HO 2 . 2 . + H 2 O 2® H 2 O + O 2 + OH . etj.

Reaksionet e zbërthimit H

2 O 2 shkojnë në prani të metaleve të ndryshme me valencë të ndryshueshme. Të lidhura në komponime komplekse, ato shpesh rrisin shumë aktivitetin e tyre. Për shembull, jonet e bakrit janë më pak aktivë se jonet e hekurit, por të lidhur me komplekset e amoniakut 2+ , ato shkaktojnë dekompozim të shpejtë të H 2 O 2 . Jonet e Mn kanë një efekt të ngjashëm 2+ të shoqëruara në komplekse me disa përbërje organike. Në prani të këtyre joneve, ishte e mundur të matej gjatësia e zinxhirit të reaksionit. Për ta bërë këtë, shpejtësia e reaksionit u mat fillimisht me shpejtësinë e evolucionit të oksigjenit nga tretësira. Pastaj tretësira u fut në një përqendrim shumë të ulët (rreth 10 5 mol / l) frenues - një substancë që reagon në mënyrë efektive me radikalet e lira dhe kështu përfundon zinxhirin. Lëshimi i oksigjenit u ndal menjëherë, por pas rreth 10 minutash, kur u mbarua i gjithë frenuesi, ai rifilloi përsëri me të njëjtin ritëm. Duke ditur shkallën e reagimit dhe shkallën e përfundimit të zinxhirit, është e lehtë të llogaritet gjatësia e zinxhirit, e cila doli të jetë 10 3 lidhjet. Gjatësia e zinxhirit të gjatë përcakton efikasitetin e lartë të dekompozimit të H 2 O 2 në prani të katalizatorëve më efikasë që gjenerojnë radikale të lira me shpejtësi të lartë. Në gjatësinë e zinxhirit të specifikuar, shkalla e dekompozimit H 2 O 2 në fakt është rritur me një mijë herë.

Ndonjëherë dekompozimi i dukshëm i H

2 O 2 shkaktojnë edhe gjurmë të papastërtive, të cilat pothuajse nuk zbulohen analitikisht. Pra, një nga katalizatorët më efektiv doli të ishte një sol osmiumi metalik: efekti i tij i fortë katalitik u vu re edhe në një hollim prej 1:10. 9 , d.m.th. 1 g Os për 1000 ton ujë. Katalizatorët aktivë janë tretësira koloidale të paladiumit, platinit, iridiumit, arit, argjendit, si dhe oksidet e ngurta të disa metaleve MnO 2, Co 2 O 3, PbO 2 etj., të cilat vetë nuk ndryshojnë. Dekompozimi mund të shkojë shumë shpejt. Pra, nëse një majë e vogël MnO 2 hidheni në një provëz me një tretësirë 30% të H 2 O 2 , një kolonë avulli del nga provëza me spërkatje lëngu. Me zgjidhje më të përqendruara, ndodh një shpërthim. Zbërthimi vazhdon më mirë në sipërfaqen e platinit. Në këtë rast, gjendja e sipërfaqes ka një ndikim të fortë në shpejtësinë e reagimit. Kimisti gjerman Walter Spring drejtoi në fund të shekullit të 19-të. një përvojë të tillë. Në një filxhan platini të pastruar dhe të lëmuar mirë, dekompozimi i një tretësire 38% të H 2 O 2 nuk shkoi as kur nxehej në 60 ° C. Megjithatë, nëse një gërvishtje mezi e dukshme bëhet me një gjilpërë në fund të filxhanit, atëherë zgjidhja tashmë e ftohtë (në 12 ° C) fillon të lëshojë flluska oksigjeni në vend. e gërvishtjes, dhe kur nxehet, dekompozimi përgjatë këtij vendi rritet dukshëm. Nëse platini sfungjer, i cili ka një sipërfaqe shumë të madhe, futet në një zgjidhje të tillë, është i mundur dekompozimi shpërthyes.

Zbërthimi i shpejtë H

2 O 2 mund të përdoret për një përvojë spektakolare leksioni nëse një surfaktant (sapun, shampo) i shtohet tretësirës përpara se të shtohet katalizatori. Oksigjeni i lëshuar krijon një shkumë të bardhë të pasur, e cila është quajtur "pastë dhëmbësh elefant".

Disa katalizatorë iniciojnë zbërthimin pa zinxhir të H

2 O 2, për shembull: H 2 O 2 + 2I + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I + 2H + + O 2. Një reaksion jo zinxhir ndodh edhe në rastin e oksidimit të joneve të Fe 2+ në tretësirat acidike: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Meqenëse tretësirat ujore përmbajnë pothuajse gjithmonë gjurmë të katalizatorëve të ndryshëm (dekompozimi mund të katalizohet edhe nga jonet metalike të përfshira në qelq), H 2 O 2 , madje të holluar, gjatë ruajtjes së tyre afatgjatë, shtohen frenues dhe stabilizues që lidhin jonet metalike. Në këtë rast, tretësirat acidifikohen pak, pasi nën veprimin e ujit të pastër në gotë, përftohet një zgjidhje e dobët alkaline, e cila kontribuon në dekompozimin e H. 2 O 2 . Të gjitha këto tipare të dekompozimit të H 2 O 2 lejojnë zgjidhjen e konfliktit. Për të marrë H të pastër 2 O 2 është e nevojshme të kryhet distilimi nën presion të reduktuar, pasi substanca dekompozohet kur nxehet mbi 70 ° C dhe madje, megjithëse shumë ngadalë, në temperaturën e dhomës (siç thuhet në Enciklopedinë Kimike, me një normë prej 0.5% në vit). Në këtë rast, si është marrë pika e vlimit në të njëjtën enciklopedi në presioni atmosferik, e barabartë me 150,2 ° C? Zakonisht, në raste të tilla, përdoret një rregullsi fiziko-kimike: logaritmi i presionit të avullit të një lëngu varet në mënyrë lineare nga temperatura reciproke (në shkallën Kelvin), kështu që nëse matni me saktësi presionin e avullit H 2 O 2 në disa temperatura (të ulëta), është e lehtë të llogaritet se në cilën temperaturë kjo presion do të arrijë 760 mm Hg. Dhe kjo është pika e vlimit në kushte normale.

Teorikisht, radikalet OH

. mund të formohet edhe në mungesë të iniciatorëve, si rezultat i një prishjeje të lidhjes më të dobët OO, por kjo kërkon mjaft ngrohjes. Pavarësisht nga energjia relativisht e ulët e thyerjes së kësaj lidhjeje në H 2 O 2 (është e barabartë me 214 kJ / mol, që është 2.3 herë më pak se për lidhjen HOH në një molekulë uji), lidhja OO është ende mjaft e fortë që peroksidi i hidrogjenit të jetë absolutisht i qëndrueshëm në temperaturën e dhomës. Dhe edhe në pikën e vlimit (150°C), duhet të dekompozohet shumë ngadalë. Llogaritja tregon se nëNë këtë temperaturë, zbërthimi me 0.5% duhet gjithashtu të ndodhë mjaft ngadalë, edhe nëse gjatësia e zinxhirit është 1000 hallka. Mospërputhja midis llogaritjeve dhe të dhënave eksperimentale shpjegohet nga dekompozimi katalitik i shkaktuar si nga papastërtitë më të vogla në lëng ashtu edhe nga muret e enës së reagimit. Prandaj, energjia e aktivizimit të dekompozimit H matet nga shumë autorë 2 O 2 gjithmonë dukshëm më pak se 214 kJ/mol edhe "në mungesë të një katalizatori". Në fakt, ka gjithmonë një katalizator dekompozimi si në formën e papastërtive të parëndësishme në tretësirë ashtu edhe në formën e mureve të enëve, kjo është arsyeja pse ngrohja e H anhidrit 2 O 2 vlimi në presion atmosferik shkaktoi në mënyrë të përsëritur shpërthime.

Në kushte të caktuara, dekompozimi i H

2 O 2 ndodh shumë e pazakontë, për shembull, nëse ngrohni një tretësirë të H të acidifikuar me acid sulfurik 2 O 2 në prani të jodatit të kaliumit KIO 3 , pastaj në përqendrime të caktuara të reagentëve vërehet reaksion oscilues, ndërsa çlirimi i oksigjenit periodikisht ndalet, dhe më pas rifillon me një periudhë prej 40 deri në 800 sekonda.Vetitë kimike H 2 O 2 . Peroksidi i hidrogjenit është një acid, por shumë i dobët. Konstanta e disociimit H 2 O 2 H + + HO 2 në 25 ° C është 2.4 10 12 , që është 5 rend magnitudë më pak se për H 2 S. Kripërat mesatare H 2 O 2 metalet alkali dhe alkaline tokësore zakonisht quhen perokside ( cm. PEROKSIDE). Kur treten në ujë, hidrolizohen pothuajse plotësisht: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 . Hidroliza nxitet nga acidifikimi i tretësirave. Si një acid 2 O 2 gjithashtu formon kripëra acidike, për shembull, Ba (HO 2) 2, NaHO 2 Kripërat acide janë më pak të ndjeshme ndaj hidrolizës, por dekompozohen lehtësisht kur nxehen për të çliruar oksigjen: 2NaHO 2® 2NaOH + O2 . Alkali i çliruar, si në rastin e H 2 O 2 nxit dekompozimin.

Zgjidhjet H

2 O 2 , veçanërisht të përqendruara, kanë një efekt të fortë oksidues. Pra, nën veprimin e një zgjidhjeje 65% të H 2 O 2 në letër, tallash dhe substanca të tjera të djegshme, ato ndizen. Tretësirat më pak të përqendruara çngjyrojnë shumë komponime organike, si p.sh. indigo. Formaldehidi oksidohet në mënyrë të pazakontë: H 2 O 2 reduktohet jo në ujë (si zakonisht), por në hidrogjen të lirë: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2HCOOH + H2 . Nëse marrim një tretësirë 30% të H 2 O 2 dhe një tretësirë 40% të HCHO, pastaj pas një nxehjeje të lehtë, fillon një reagim i dhunshëm, lëngu vlon dhe shkumon. Efekti oksidativ i tretësirave të holluara të H 2 O 2 është më e theksuar në një mjedis acid, për shembull, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , por oksidimi është gjithashtu i mundur në një mjedis alkalik:Na + H 2 O 2 + NaOH® Na 2; 2K 3 + 3H 2 O 2® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Oksidimi i sulfurit të plumbit të zi në sulfat të bardhë PbS+ 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O mund të përdoret për të rivendosur plumbin e bardhë të njollosur në pikturat e vjetra. Nën veprimin e dritës, acidi klorhidrik oksidohet gjithashtu: H 2 O 2 + 2HCl ® 2H 2 O + Cl 2. Shtimi i H 2 O 2 ndaj acideve rrit shumë efektin e tyre në metale. Pra, në një përzierje të H 2O2 dhe holloni H 2 SO 4 bakri, argjendi dhe merkuri treten; jodi në një mjedis acid oksidohet në acid jodik HIO 3 , dioksidi i squfurit në acid sulfurik, etj.

Në mënyrë të pazakontë, kripa kalium-natriumi e acidit tartarik (kripa Rochelle) oksidohet në prani të klorurit të kobaltit si katalizator. Gjatë reaksionit KOOC(CHOH)

2 COONa + 5H 2 O 2 ® KHCO 3 + NaHCO 3 + 6H 2 O + 2CO 2 rozë CoCl 2 ndryshon ngjyrën në jeshile për shkak të formimit të një përbërje komplekse me anionin e acidit tartarik tartar. Ndërsa reaksioni vazhdon dhe tartrati oksidohet, kompleksi shkatërrohet dhe katalizatori kthehet përsëri në rozë. Nëse në vend të klorurit të kobaltit si katalizator përdoret sulfati i bakrit, atëherë përbërja e ndërmjetme, në varësi të raportit të reagentëve fillestarë, do të jetë me ngjyrë portokalli ose jeshile. Pas përfundimit të reaksionit, ngjyra blu e sulfatit të bakrit rikthehet.

Peroksidi i hidrogjenit reagon krejtësisht ndryshe në prani të agjentëve të fortë oksidues, si dhe substancave që lëshojnë lehtësisht oksigjen. Në raste të tilla, N

2 O 2 mund të veprojë gjithashtu si një agjent reduktues me evolucionin e njëkohshëm të oksigjenit (i ashtuquajturi zbërthimi reduktues i H 2 O 2), për shembull: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4® K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O;

Ag 2 O + H 2 O 2

® 2Ag + H2O + O2; O 3 + H 2 O 2 ® H 2 O + 2O 2; ® NaCl + H 2 O + O 2 . Reagimi i fundit është interesant në atë që prodhon molekula të ngacmuara oksigjeni që lëshojnë fluoreshencë portokalli ( cm. KLORI AKTIV). Në mënyrë të ngjashme, ari metalik izolohet nga tretësirat e kripërave të arit, merkuri metalik fitohet nga oksidi i merkurit, etj. Një pronë kaq e pazakontë 2 O 2 lejon, për shembull, të kryejë oksidimin e heksacianoferratit të kaliumit (II), dhe më pas, duke ndryshuar kushtet, të rivendosë produktin e reagimit në përbërjen fillestare duke përdorur të njëjtin reagent. Reagimi i parë zhvillohet në një mjedis acid, i dyti - në një mjedis alkalik:2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4® 2K3 + K2SO4 + 2H2O;

2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH

® 2K 4 + 2H 2 O + O 2 .("Karakteri i dyfishtë" H 2 O 2 lejoi një mësues të kimisë të krahasonte peroksidin e hidrogjenit me heroin e tregimit të shkrimtarit të famshëm anglez Stevenson Rasti i çuditshëm i Dr. Jekyll dhe z. Hyde, nën ndikimin e përbërjes së shpikur prej tij, ai mund të ndryshonte në mënyrë drastike karakterin e tij, duke u kthyer nga një zotëri i respektuar në një maniak gjakatar.)Marrja e H 2 O 2. molekulat H 2 O 2 gjithmonë përftohen në sasi të vogla gjatë djegies dhe oksidimit të përbërjeve të ndryshme. Kur digjet H 2 O 2 formohet ose kur atomet e hidrogjenit abstraktohen nga komponimet fillestare nga radikalet hidroperokside të ndërmjetme, për shembull: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , ose si rezultat i rikombinimit të radikaleve të lira aktive: 2OH. ® H 2 O 2, N. + JO 2 . ® H 2 O 2 . Për shembull, nëse një flakë oksigjen-hidrogjen drejtohet në një copë akulli, atëherë uji i shkrirë do të përmbajë sasi të konsiderueshme H 2 O 2 , i formuar si rezultat i rikombinimit të radikaleve të lira (në flakën e molekulës H 2 O 2 shpërbëhet menjëherë). Një rezultat i ngjashëm arrihet me djegien e gazrave të tjerë. Arsimi H 2 O 2 mund të ndodhë edhe në temperatura të ulëta si rezultat i proceseve të ndryshme redoks.

Në industri, peroksidi i hidrogjenit nuk është marrë për një kohë të gjatë me metodën Tenard nga peroksidi i bariumit, por përdoret më shumë. metoda moderne. Një prej tyre është elektroliza e tretësirave të acidit sulfurik. Në të njëjtën kohë, jonet e sulfatit oksidohen në anodë për të mbisulfat: 2SO

4 2 2e ® S 2 O 8 2 . Acidi persulfurik më pas hidrolizohet: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O ® H 2 O 2 + 2H 2 SO 4. Në katodë, si zakonisht, hidrogjeni lirohet, kështu që reaksioni i përgjithshëm përshkruhet nga ekuacioni 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Por kryesore mënyrë moderne(mbi 80% të prodhimit botëror) oksidimi i disa përbërjeve organike, për shembull, etilanthrahidrokinoni, me oksigjen atmosferik në një tretës organik, ndërsa H 2 O 2 dhe antrakinoni përkatës, i cili më pas reduktohet përsëri me hidrogjen në një katalizator në anthrahidrokinon. Peroksidi i hidrogjenit hiqet nga përzierja me ujë dhe përqendrohet me distilim. Një reagim i ngjashëm ndodh edhe kur përdoret alkool izopropil (ai vazhdon me formimin e ndërmjetëm të hidroperoksidit): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C (UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Nëse është e nevojshme, acetoni që rezulton gjithashtu mund të reduktohet në alkool izopropil.Përdorimi i H 2 O 2. Peroksidi i hidrogjenit përdoret gjerësisht dhe prodhimi i tij botëror arrin në qindra mijëra tonë në vit. Përdoret për të marrë perokside inorganike, si oksidues për karburantet e raketave, në sintezën organike, për zbardhjen e vajrave, yndyrave, pëlhurave, letrës, për pastrimin e materialeve gjysmëpërçuese, për nxjerrjen e metaleve të vlefshme nga xeherorët (për shembull, uraniumi duke shndërruar formën e tij të patretshme në një të tretshëm), për neutralizim Ujërat e zeza. Në mjekësi, zgjidhjet e H 2 O 2 përdoret për shpëlarje dhe lubrifikimi në sëmundjet inflamatore të mukozave (stomatiti, bajamet), për trajtimin e plagëve purulente. Në rastet e lenteve të kontaktit, një sasi shumë e vogël katalizatori platini vendoset ndonjëherë në kapak. Lentet për dezinfektimin e tyre derdhen në një kuti lapsash me një zgjidhje 3% të H 2 O 2 , por duke qenë se kjo tretësirë është e dëmshme për sytë, lapsiku kthehet pas pak. Në këtë rast, katalizatori në kapak dekompozon shpejt H 2 O 2 për ujë të pastër dhe oksigjen.

Dikur ishte në modë zbardhja e flokëve me "peroksid", tani ka formulime më të sigurta për ngjyrosjen e flokëve.

Në prani të disa kripërave, peroksidi i hidrogjenit formon një lloj "koncentrati" të ngurtë, i cili është më i përshtatshëm për t'u transportuar dhe përdorur. Pra, nëse H

2 O 2 në prani, gradualisht formohen kristale të mëdha transparente të peroksoboratit të natriumit Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Kjo substancë përdoret gjerësisht për zbardhjen e pëlhurave dhe si përbërës i detergjenteve. molekulat H 2 O 2 , si molekulat e ujit, janë në gjendje të depërtojnë në struktura kristalore kripëra, duke formuar një lloj kristal hidrate peroksohidrate, për shembull, K 2 CO 3 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 1,5H 2 O; komponimi i fundit njihet zakonisht si "persol".

I ashtuquajturi "hidroperite" CO(NH

2) 2 H 2 O 2 është një komponim inkluziv i molekulave H 2 O 2 në zbrazëtirat e rrjetës kristalore të uresë.

Në kiminë analitike, disa metale mund të përcaktohen duke përdorur peroksid hidrogjeni. Për shembull, nëse peroksidi i hidrogjenit shtohet në një tretësirë të kripës së titanit (IV) sulfat titanil, tretësira fiton një shkëlqim ngjyrë portokalli për shkak të formimit të acidit pertitanik:

TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 ® H 2 + H 2 O.Jon molibdat pa ngjyrë MoO 4 2 H 2 O 2 i oksiduar në një anion peroksidi intensivisht me ngjyrë portokalli. Tretësirë e acidifikuar e dikromatit të kaliumit në prani të H 2 O 2 formon acidin perkromik: 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, e cila zbërthehet mjaft shpejt: H 2 Cr 2 O 12 + 3H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Nëse shtoni këto dy ekuacione, merrni reagimin për reduktimin e dikromatit të kaliumit me peroksid hidrogjeni:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.Acidi perkromik mund të nxirret nga një tretësirë ujore me eter (është shumë më i qëndrueshëm në një tretësirë eteri sesa në ujë). Shtresa eterike është e ngjyrosur në një ngjyrë blu intensive.

Ilya Leenson

LITERATURA Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Gjenerimi dhe reagimet e radikaleve të lira. M., Kimi, 1982
Kimia dhe teknologjia e peroksidit të hidrogjenit. L., Kimi, 1984

2Н2 + О2 ––> 2Н2О

përqendrimet e hidrogjenit, oksigjenit dhe ujit ndryshojnë në shkallë të ndryshme: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Shpejtësia reaksion kimik varet nga shumë faktorë: natyra e reaktantëve, përqendrimi i tyre, temperatura, natyra e tretësit etj.

2.1.1 Ekuacioni kinetik i një reaksioni kimik. Rendi i reagimit.

Një nga detyrat me të cilat përballet kinetika kimike është përcaktimi i përbërjes së përzierjes së reaksionit (d.m.th., përqendrimet e të gjithë reaktantëve) në çdo kohë, për të cilën është e nevojshme të dihet varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet. Në përgjithësi, sa më i madh përqendrimi i reaktantëve, aq më i madh është shpejtësia e reaksionit kimik. Baza e kinetikës kimike është e ashtuquajtura. postulati bazë i kinetikës kimike:

Shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve, të marrë në një farë mase.

dmth për reagimin

aA + bB + dD + . ––> eE + .

mund të shkruhet:

Koeficienti i proporcionalitetit k është konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik. Konstanta e shpejtësisë është numerikisht e barabartë me shpejtësinë e reaksionit në përqendrimet e të gjithë reaktantëve të barabartë me 1 mol/L.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet e reaktantëve përcaktohet në mënyrë eksperimentale dhe quhet ekuacioni kinetik i një reaksioni kimik. Është e qartë se për të shkruar ekuacionin kinetik, është e nevojshme të përcaktohet eksperimentalisht vlera e konstantës së shpejtësisë dhe eksponentëve në përqendrimet e reaktantëve. Eksponenti në përqendrimin e secilit prej reaktantëve në ekuacionin kinetik të një reaksioni kimik (në ekuacionin (II.4) x, y dhe z, përkatësisht) është porosi private Reaksionet për këtë komponent. Shuma e eksponentëve në ekuacionin kinetik për një reaksion kimik (x + y + z) paraqet rendin e përgjithshëm të reaksionit. Duhet theksuar se rendi i reaksionit përcaktohet vetëm nga të dhënat eksperimentale dhe nuk lidhet me koeficientët stoikiometrikë të reaktantëve në ekuacionin e reaksionit. Ekuacioni stekiometrik reaksioni është një ekuacion i bilancit material dhe në asnjë mënyrë nuk mund të përcaktojë natyrën e rrjedhës së këtij reaksioni në kohë.

Në kinetikën kimike, është zakon të klasifikohen reaksionet sipas madhësisë rendit të përgjithshëm reagimet. Le të shqyrtojmë varësinë e përqendrimit të reaktantëve nga koha për reaksione të pakthyeshme (njëkahëshe) të rendit zero, të parë dhe të dytë.

2.1.2 Reaksionet e rendit zero

Për reaksionet e rendit zero, ekuacioni kinetik ka formën e mëposhtme:

Shpejtësia e një reaksioni të rendit zero është konstante në kohë dhe nuk varet nga përqendrimet e reaktantëve; kjo është karakteristikë e shumë reaksioneve heterogjene (që ndodhin në ndërfaqe) në rastin kur shpejtësia e difuzionit të reagentëve në sipërfaqe është më e vogël se shpejtësia e transformimit të tyre kimik.

2.1.3 Reaksionet e rendit të parë

Le të shqyrtojmë varësinë kohore të përqendrimit të substancës fillestare A për rastin e një reaksioni të rendit të parë A -–> B. Reaksionet e rendit të parë karakterizohen nga një ekuacion kinetik i formës (II.6). Ne zëvendësojmë shprehjen (II.2) në të:

(II.7)

Pas integrimit të shprehjes (II.7), marrim:

Konstantën e integrimit g e përcaktojmë nga kushtet fillestare: në kohën t = 0, përqendrimi С është i barabartë me përqendrimin fillestar Сo. Nga kjo rezulton se g = ln Co. Ne marrim:

Oriz. 2.3 Varësia e logaritmit të përqendrimit nga koha për reaksione të rendit të parë

Kështu, logaritmi i përqendrimit për një reaksion të rendit të parë varet linearisht nga koha (Fig. 2.3) dhe konstanta e shpejtësisë është numerikisht e barabartë me tangjentën e pjerrësisë së drejtëzës me boshtin kohor.

Nga ekuacioni (II.9) është e lehtë të merret një shprehje për konstantën e shpejtësisë së një reaksioni njëkahësh të rendit të parë:

Një tjetër karakteristikë kinetike e reaksionit është gjysma e jetës t1 / 2 - koha gjatë së cilës përqendrimi i substancës fillestare përgjysmohet në krahasim me origjinalin. Le të shprehim t1/2 për reagimin e rendit të parë, duke marrë parasysh se С = ½Сo:

(II.12)

Siç shihet nga shprehja e përftuar, gjysma e jetës së reaksionit të rendit të parë nuk varet nga përqendrimi fillestar i substancës fillestare.

2.1.4 Reaksionet e rendit të dytë

Për reaksionet e rendit të dytë, ekuacioni kinetik ka formën e mëposhtme:

Konsideroni rasti më i thjeshtë, kur ekuacioni kinetik ka formën (II.14) ose, që është i njëjtë, në ekuacionin e formës (II.15), përqendrimet e substancave fillestare janë të njëjta; ekuacioni (II.14) në këtë rast mund të rishkruhet si më poshtë:

(II.16)

Pas ndarjes së variablave dhe integrimit, marrim:

Konstanta e integrimit g, si në rastin e mëparshëm, përcaktohet nga kushtet fillestare. Ne marrim:

Pra, për reaksionet e rendit të dytë, që kanë një ekuacion kinetik të formës (II.14), është karakteristik varësia lineare përqendrimi i ndërsjellë nga koha (Fig. 2.4) dhe konstantja e shpejtësisë është e barabartë me tangjenten e pjerrësisë së vijës së drejtë me boshtin e kohës:

(II.20)

Oriz. 2.4 Përqendrimi reciprok kundrejt kohës për reaksionet e rendit të dytë

Nëse përqendrimet fillestare të reaktantëve Co,A dhe Co,B janë të ndryshme, atëherë konstanta e shpejtësisë së reaksionit gjendet duke integruar ekuacionin (II.21), në të cilin CA dhe CB janë përqendrimet e reaktantëve në kohën t nga fillimi. e reagimit:

(II.21)