Реакции с неметаллами (в основном при нагревании).

4Р + 5O₂ = 2Р₂O₅

S + O₂ = SO₂

С + О₂ = СО₂

2. Реакции с активными металлами (при комнатной температуре):

4Li + O₂ = 2Li₂O

Реакции с менее активными металлами (при нагревании ):

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

3. Реакции со сложными веществами с образованием оксидов:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

2CuS+3O₂ = 2CuO + 2SO₂

Применяется для:

Для ускорения химических реакций, в том числе в металлургии.

Для резки и варки металлов.

В жидком виде в ракетных двигателях

В авиации и в подводных лодках для дыхания.

В медицине.

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры
Вопрос 11.Сера и ее соединения, распространение в природе, свойства, получение и применение, токсические свойства.

Сера – химический элемент VI группы переодической системы Мендеева,

атомный номер 16, атомная масса 32,064. Твёрдое хрупкое вещество жёлтого

цвета. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS₂ — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb₂S₃ — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы.

При добыче руды открытым способом экскаваторами снимают пласты пород, под которыми залегает руда. Взрывами рудный пласт дробят, после чего глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из концентрата извлекают серу.

Также сера в больших количествах содержится в природном газе в газообразном состоянии (в виде сероводорода, сернистого ангидрида). При добыче она откладывается на стенках труб и оборудования, выводя их из строя. Поэтому её улавливают из газа как можно быстрее после добычи. Полученная химически чистая мелкодисперсная сера является идеальным сырьём для химической и резиновой промышленности.

Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты.

 

Серу применяют для вулканизациикаучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.

Кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы.Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма.Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость.

При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд.

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только софтором:

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид):

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых — высший сульфид P₂S₅:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)
При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно.

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

^.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

^(конц.)

_(конц.)

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Числоатомов в молекулеуменьшается:

Самым токсичным соединением серы является SO₂. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёклёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

ПДК(предельно допустимая концентрация):

в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³; в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³

Вопрос 12.Общие свойства элементов 5 группы главной подгруппы, нахождение и распространение в природе, токсические свойства.

В группу входят азот N, фосфор P, мышьякAs, сурьмаSb, висмутBi и искусственно полученный унунпентийUup. Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла.

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха, мало растворим в воде.

Также может быть и в жидком состоянии, при температуре кипения бесцветная жидкость. При контакте с воздухом поглощает кислород.

При температуре в −209 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега.
Фосфор — неметалл, в чистом виде имеет 4 аллотропные модификации:

Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P4, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется флюоресцениция. Ядовит, летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Красный фосфор — представляет собой полимер со сложной структурой. Имеет формулу Pn. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек. Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. В первые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов.. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °Спод давлением 18×105 Па.

Мышьяк — химический элемент главной подгруппы пятой группы четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символомAs. Простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета.Мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см3. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью. В воде мышьяк нерастворим.

Сурьма — полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлических аллотропных модификаций сурьмы, существующих при различных давлениях, и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Желтая сурьма образуется при действии кислорода на жидкий SbH3. При нагревании, а также при освещении видимым светом переходит в черную сурьму. Черная сурьма обладает полупроводниковыми свойствами. Взрывчатая сурьма - серебристо-белая, обладает металлическим блеском. Образуется при электролизе SbCl3 при малой плотности тока.Взрывается при ударе и трении. Взрывчатая сурьма при растирании или ударе со взрывом превращается в металлическую сурьму.Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердости. Сплав, состоящий из сурьмы, свинца и небольшого количества олова, называется типографским металлом или гартом. В своих соединениях сурьма обнаруживает большое сходство с мышьяком, но отличается от него более сильно выраженными металлическими свойствами.

Висмут — тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов для изготовления плавких предохранителей и элементов пожарной сигнализации. Пары висмута ядовиты.

Вопрос 13.Азот.

Азо́т- элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, сатомным номером 7. Простое вещество азот — двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. Один из самых распространённых элементов на Земле. Химически весьма инертен, однако реагирует с комплексными соединениями переходных металлов. Основной компонент воздуха (78,09 % объёма), разделением которого получают промышленный азот, (более ¾ идёт на синтез аммиака).

Применяется как инертная среда для множества технологических процессов; жидкий азот — хладагент. Азот — один из основных биогенных элементов, входящих в состав белков и нуклеиновых кислот.

Физические свойства:

При нормальных условиях азот — это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде.В жидком состоянии (темп.кипения −195,8 °C) — бесцветная, подвижная, как вода, жидкость.При контакте с воздухом поглощает из него кислород. При −209,86 °C азот переходит в твёрдое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

Химические свойства, строение молекулы:

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N₂. Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N₂ составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N₂. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N₂ при сильном разрежении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.Вследствие большой прочности молекулы азота некоторые его соединения эндотермичны (многие галогениды, азиды, оксиды), то есть энтальпия их образования положительна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак) NH₃, получаемый взаимодействием водорода с азотом В электрическом разряде реагирует с кислородом, образуя оксид азота(II) NO.

Получение:

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Ещё один лабораторный способ получения азота — нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ — сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.Один из лабораторных способов — пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

Применение:

Слабокипящий жидкий азот в металлическом стакане.Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии.Промышленные применения газообразного азота обусловлены его инертными свойствами. Газообразный азот пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы. В производстве электроники азот применяется для продувки областей, не допускающих наличия окисляющего кислорода. Если в процессе, традиционно проходящем с использованием воздуха, окисление или гниение являются негативными факторами — азот может успешно заместить воздух.

Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Более ¾ промышленного азота идёт на синтез аммиака. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941, как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов. Кроме того, в последнее время заполнение шин азотом стало популярно и среди автолюбителей, хотя однозначных доказательств эффективности использования азота вместо воздуха для наполнения автомобильных шин нет.

Жидкий азот нередко демонстрируется в кинофильмах в качестве вещества, способного мгновенно заморозить достаточно крупные объекты. Это широко распространённое заблуждение. Даже для замораживания цветка необходимо достаточно продолжительное время. Это связано отчасти с весьма низкой теплоёмкостью азота. По этой же причине весьма затруднительно охлаждать, скажем, замки до −196 °C и раскалывать их одним ударом.

Литр жидкого азота, испаряясь и нагреваясь до 20 °C, образует примерно 700 литров газа. По этой причине жидкий азот хранят в специальных сосудах Дьюара с вакуумной изоляцией открытого типа или криогенных ёмкостях под давлением. На этом же факте основан принцип тушения пожаров жидким азотом. Испаряясь, азот вытесняет кислород, необходимый для горения, и пожар прекращается. Так как азот, в отличие от воды, пены или порошка, просто испаряется и выветривается, азотное пожаротушение — самый эффективный с точки зрения сохранности ценностей механизм тушения пожаров.

Заморозка жидким азотом живых существ с возможностью последующей их разморозки проблематична. Проблема заключается в невозможности заморозить (и разморозить) существо достаточно быстро, чтобы неоднородность заморозки не сказалась на его жизненных функциях. Станислав Лем, фантазируя на эту тему в книге «Фиаско», придумал экстренную систему заморозки азотом, в которой шланг с азотом, выбивая зубы, вонзался в рот астронавта и внутрь его подавался обильный поток азота.

В качестве легирующей добавки к кремнию, образует высокопрочное соединение (керамику) нитрид кремния, обладающее высокой вязкостью и прочностью.

Вопрос 14.Фосфор.

Фо́сфор — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеетатомный номер 15. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Физические св-ва.:

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропическиемодификации фосфора пока (2014 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента.

Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Химические св-ва:

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами:

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода)

(при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:с металлами — окислитель, образует фосфиды:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например:

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — РH₃

Взаимодействие с водой:

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

 

Взаимодействие со щелочами:

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Получение.:

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Применение.Элементарный фосфор:

Первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве.

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности.

Фосфаты широко используются:

в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),

в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие.

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

 

 

Вопрос 15.Азотная и фосфотная кислота, удобрение на их основе.

Для повышения урожайности необходимо вносить в почву различные элементы. В первую очередь азот и фосфор. Эти элементы вносят в почву в виде органических удобрений или минеральных удобрений. Апатиты и фосфориты содержат фосфат кальция, кот.трудно усваивается растениями, это плохо растворимое в-во. Необходимо получать легкоусваемые фосфаты. Для этого нормальные соли нужно переходить в кислые. Самое распространенное удобрение супер фосфат. Получают смешением фосфорита серн.кислотой. Смесь сульфата кальция с дигидрофосфатом(Са(Н2РО4)2).Двойной супер фосфат, кот.образует смешение фосфорита с фосфорной кис-той, он не содержит сульфата кальция. Эти удобрения наз. простыми, т.к. содержат только 1 элемент необходимый для жизнедеятельности растений. Гораздо чаще применяются сложные минеральные удобрения. Основное удобрение аммофоз. Диаммонийфосфат (NH4)2HPO4. Нитрофоска тройное удобрение,кот. содержит азот,фосфор,калий.

В организме человека 650 г фосфора. Фосфолипиды входят в состав клеточной мембраны. При попадании избыточного кол-во фосфата в водоемы ст. вод начинается рост водорослей и растений, что приводит к заболачиванию, поэтому необходимо удалять фосфор из ст. вод. ПДК белого фосфора 0,03 мг/м3.

 

Вопрос 16. Загрязнение атмосферы оксидами азота и серы. Кислотные дожди.

Оксиды серы при растворении в воде образуют кислотные дожди. Кисло́тный дождь — все виды метеорологических осадков — дождь,туман град снег, дождь со снегом, — при которых наблюдается понижение pH дождевых осадков из-за загрязнений воздуха кислотными оксидами, обычно оксидами серы и оксидами азота. Кислотные дожди губят растения, закисляют почву, увеличивают кислотность озер.

Техногенные источники поступления оксидов серы в атмосферу — топливная энергетика, металлургическая промышленность, очистка и переработка нефти и угля, химическая промышленность, транспорт и другие виды хозяйственной деятельности человека.Преимущественно загрязнение атмосферы оксидами серы происходит при сжигании топлива. В составе топлива сера не является главной составной частью. Количество серусодержащих соединений в нефти и угле может меняться от долей до 5—6 % и зависит и от типа его и от места добычи. Продуктом сгорания топлива является сернистый ангидрит, или диоксид серы, SO2. Серный ангидрид представляет собой аэрозоль, который при взаимодействии с обычной водой образует раствор серной кислоты. При выпадении раствора на поверхность почвы с кислотными дождями происходит её окисление, при попадании на металлические поверхности — ускоряется коррозия.

Азот образует семь оксидов, из них только монооксид и диоксид, NO и NO2, относятся к опасным загрязняющим веществам, причем диоксид более опасен, чем монооксид. Загрязнение оксидами азота происходит и на локальном, и на глобальном уровне.

Техногенные источники поступления оксидов азота в атмосферу:

а) энергетика, сжигание топлива; б) автотранспорт; в) промышленность

Основным источником образования техногенных оксидов является азот топлива.

Вопрос 17. Углерод (С).

Главная подгруппа 4-ой группы,число соединений 2 000 000, Могут образовывать цепочки или кольца, Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита.

Аллотропия Углерода:

1. Самаядорошая-алмаз, бесцветное прозрачное вещество, силно преломляющее лучи света, режет стекло. Их ролучают из графита(естественно) и искусствено при высоких температурах.

2. Графит, тёмно-серый металл со слабым металлическим блеском. На воздухе не горид, только в чистом кислороде. Обладает высокой электропроводностью. Используется в качестве электродов, для смазки трущихся поверхностей. Из каменного угля искусственным путём получают графит при высокихемпературах, без доступа кислорода

3. Аморфный углерод-уголь, это чёрная масса полученная в результате нагревания углеродсодержащего сырья, без доступа воздуха.

4. Кокс, это уголь полученный при сухой перегонки каменного угля. Используется в металлургии для получения чугуна и стали.

5. Древесный уголь-это активированный уголь, применяется для очистки воды и воздуха

6. Сажа-наиболее чистый аморфный углерод, получают термическим разложением металла, применятся для производства туши.

Химические своиства:

Все модификации инертны, активность возрастает при нагревании, Легко соединяются с кислородом, явл. хорошим восстановителем, Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: С+Н2О=СО+Н2

Вопрос 18. Кремний (Si).

Один из самых распрастранённых в земной коре 27%. В чистом виде не встречается, основные соединения SiO2, а также глина.

Получают в лаборатории из песка и магния при совместном прокалывание, а в промышленности прокалыванием в эл. печах,образуется бурый порошок.

Физические свойства:

Бывает аморфный и кристаллический,Кремний хрупок, только при нагревании выше 800 °C он становится пластичным веществом. Он прозрачен для инфракрасного излучения.

Химические свойства:

Малоактивен, при комнатной температуре, реагирут только со фтором: Si+2F2=SiF4, со щелочами образуют соликремниевой кислоты, при нагревании соединяется с галогенами, при нагревании образуют силициды-Mg2Si.

Применение: В металлургии и в получении полупроводников.

Кремний в организме человека влияет на метоболизм липидов, учавствует в образовании эпителия, т.е. биологически важен.

Вопрос 19. Общие свойства металлов.
1. Все металлы, исключая ртуть, имеют твердое агрегатное состояние, тогда как неметаллы существуют как в твердом, так и в газообразном или жидком состоянии. Металлы имеют характерные физические свойства - хорошую электро- и теплопроводность, металлический блеск, ковкость.
2. Атомы металлов на внешнем уровне имеют небольшое число электронов и слабее их удерживают, чем неметаллы. Нейтральные атомы металлов легко отдают электроны, превращаясь в катионы. Отрицательно заряженных ионов металлы не образуют. Неметаллы способны как присоединять, так и отдавать электроны.
3. Металлы в нейтральном состоянии проявляют только восстановительные свойства, тогда как неметаллы в нейтральном состоянии проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от партнера по реакции.
4. Металлы в нейтральном состоянии связаны металлической связью, а в соединениях они образуют ионные или полярные ковалентные связи.
5. Для металлов характерна непрозрачность, поскольку подвижные электроны металла гасят световое излучение, превращая световую энергию в тепловую. В определенных условиях падающий на металл луч может выбивать электроны (фотоэффект)
6. Большинство металлов одинаково отражают свет всех длин волн и имеют серебристый цвет. Только медь и золото поглощают соответственно зеленый и голубой свет, поэтому медь окрашена в красный цвет, а золото в желтый.
7. Металлы имеют хорошую тепло- и электропроводность, что объясняется наличием в металле свободных электронов. Наилучшим проводником является серебро и медь, наихудшим - ртуть.
8. Металлы имеют хорошую механическую деформируемость - пластичность, в основе которой лежит способность слоев металла смещаться относительно друг друга без разрушения, так как электронный газ перемещается вслед за ионами металлов.
Строение атомов металлов: Строение металлов, которое определено современным научным мировоззрением, представляет собой кристаллическую решетку. В ее основе находятся свободные электроны и ионы, обладающие положительным зарядом. Сам кристалл изображается в форме решетки, имеющей пространственную структуру. Узлы данной системы заняты ионами, а между ними находятся электроны, обладающие высокой способностью к движению. Строение атомов металлов позволяет активным частицам постоянно перемещаться. Электроны совершают переходы между атомами, а также вращаются вокруг их ядер.
Получение металлов: Для того чтобы изготовить сплав, необходимо в первую очередь получить металл из природной руды. Самородные элементы –К ним относится платина, золото, олово, ртуть. Их отделяют от примесей механически или с помощью химических реагентов. Остальные металлы добывают путем обработки их соединений. Они содержатся в различных ископаемых. Руда – это минералы и горные породы, в состав которых входят соединения металлов в виде оксидов, карбонатов или сульфидов. Для их получения используют химическую обработку. Методы получения металлов: • восстановление оксидов углем; • получение олова из оловянного камня; • выплавка чугуна из железной руды; • обжигание сернистых соединений в специальных печах.
Коррозия в переводе с латинского означает «разъедание», это легко объясняет сущность данного понятия. С научной точки зрения коррозия является процессом самопроизвольного разрушения металлов вследствие химических и физико-химических взаимодействий с окружающей средой.

Широко применяются следующие основные решения защиты металлических конструкций от коррозии:

Защитные покрытия;

Обработка коррозионной среды с целью снижения коррозионной активности. Примерами такой обработки могут служить: нейтрализация или обескислороживание коррозионных сред, а также применение различного рода ингибиторов коррозии;

Электрохимическая защита металлов;

Разработка и производство новых металлических конструкционных материалов повышенной коррозионной устойчивости путем устранения из металла или сплава примесей, ускоряющих коррозионный процесс (устранение железа из магниевых или алюминиевых сплавов, серы из железных сплавов и т.д.), или введения в сплав новых компонентов, сильно повышающих коррозионную устойчивость (например хрома в железо, марганца в магниевые сплавы, никеля в железные сплавы, меди в никелевые сплавы и т.д.);

Переход в ряде конструкций от металлических к химически стойким материалам (пластические высокополимерныме материалы, стекло, керамика и др.);

Рациональное конструирование и эксплуатация металлических сооружений и деталей (исключение неблагоприятных металлических контактов или их изоляция, устранение щелей и зазоров в конструкции, устранение зон застоя влаги, ударного действия струй и резких изменений скоростей потока в конструкции и др.).