Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Сложные вещества s-элементов. Производство соды



Получение. Бинарные соединения ЩМ: гидриды, сульфиды и оксиды, – синтезируют из простых веществ. Оксиды же ЩЗМ получают термическим разложением природных карбонатов, а их гидроксиды – действием на оксиды водой. Гидроксиды ЩМ дешевле синтезировать электролизом водных растворов их хлоридов.

Соли s-элементов используют, в основном, природные, а также получают из карбонатов ЩЗМ и гидроксидов ЩМ. Например, поташ – по реакции:

 

 

Свойства и применение гидроксидов. Растворимость гидроксидов s-элементов (а следовательно, и едкость их насыщенных растворов) растет в подгруппах от Li к Cs и от Be к Ba из-за снижения ЭО металлов и, значит, повышения ионности связи s-элемента с OH-группой. Так, если все гидроксиды ЩМ а также Ba(OH)2 хорошо растворимы, то Sr(OH)2 и Ca(OH)2среднерастворимы , а Mg(OH)2, тем более Be(OH)2 малорастворимы .

Щелочи KOH и (чаще) NaOH используют для получения мыла, при очистке нефти (для нейтрализации серной кислоты); в производстве целлюлозы и красок, для обработки тканей (что придает им блеск, большую прочность и лучшую окрашиваемость). А также при растворении многих веществ или для сплавления с ними с целью переведения их в растворимые соединения и т.д.

Гидроксид магния (магнезия) применяется в медицине. Гашеную известь (Ca(OH)2) и негашеную (СаO), используют в промышленности как дешевые основания (для нейтрализации кислой среды на химических производствах и связывания кислотных оксидов в металлургии), а также в строительстве как белящее средство и для приготовления т.н. известкового раствора (смесь Ca(OH)2, песка и воды). Им соединяют кирпичи, причем настолько прочно, что при разрушении стен трещины идут по кирпичам, а не между ними.

Свойства и применение солей. Как уже говорилось, растворимость (s) сложных соединений, в том числе солей, тем выше, чем более ионной является кристаллическая решетка вещества. Однако величина s зависит также от соотношения как зарядов (z), так и размеров катиона и аниона соли.

А именно: чем меньше разница z, тем ниже s. Так что растворимость соли минимальна, если одинаковы заряды катиона и аниона, и значит, их соотношение в решетке 1:1. Это обусловливает плотную и, следовательно, прочную упаковку ионов в кристалле соли. Вот почему NaCl или CaSO4 менее растворимы, чем CaCl2 или Na2SO4; например, при 200C s (NaCl)=36,4 г, а s (Na2SO4)=63,9 г в 100 г воды. Очевидно, что при одинаковых z, чем меньше сами значения z, тем выше s (закон Кулона); например, NaCl более растворим, чем CaSO4.

С другой стороны, при уменьшении разницы в размерах катиона и аниона соли, тоже повышается плотность их упаковки в решетке и, следовательно, увеличивается ее прочность. Это одна из причин снижения растворимости сульфатов от Mg к Ba (в подгруппе). Благодаря чему можно различить между собой катионы магния, кальция и бария, поскольку при добавлении H2SO4 (или растворимого сульфата) ионы Mg2+ осадка не дают, в отличие от Ba2+, а в случае Ca2+ появляется лишь небольшая муть.

Благодаря тому, что BaSO4 малорастворим, глауберову[19] соль (Na2SO4.10Н2O) используют как противоядие при отравлении растворимыми солями бария. Она не только связывает Ва2+ в осадок, но и одновременно оказывает послабляющее действие на кишечник, в результате чего барий быстрее выводится из организма.

Применяют в медицине и «бариевую кашу» (BaSO4) – ее «едят» перед снятием рентгеновских снимков органов пищеварения, т.к. эта «каша» (из-за наличия ионов Ва) значительно менее прозрачна для рентгеновских лучей, чем мягкие ткани тела.

Используется в медицине и алебастр CaSO4.0,5H2O. (Его получают из природного минерала гипса CaSO4.2H2O обжигом при 150-180°С.) Например, при переломах костей свежеприготовленную смесь алебастра с водой (в виде густой кашицы) наносят на бинты и ими обматывают место перелома. Алебастр постепенно превращается в гипс, а поскольку при этом превращении связывается вода, то материал твердеет. Так достигается жесткая фиксация костей для их правильного срастания. Свойство алебастра «схватываться» (после смачивания его водой) в еще больших масштабах применяется в строительстве: для штукатурных работ, при изготовлении перегородочных плит и панелей, скульптурных украшений. А также для снятия слепков с различных предметов.

Широко используется и природный материал – каменная соль (NaCl): в пищевой промышленности, в дорожном хозяйстве (как средство против гололеда), а главное – в качестве сырья при получении Na, Cl2, NaOH, соды (рис.12) и др.

Соли калия в основном (до 90%) применяют как удобрения, а также в производстве стекла и мыла. Кроме того, именно нитрат калия входит в состав пороха, т.к. является негигроскопичным (в отличие от других селитр), что позволяет «держать порох сухим». Соли лития в малых дозах используют в медицине от подагры и шизофрении, но в больших количествах литий вреден.

Выше уже упоминалось о различных областях применения природных карбонатов кальция: мела (рыхлая разновидность), известняка (еще менее плотный материал) и мрамора (наиболее плотная спрессованная форма). Кроме того, значительное количество известняка идет на получение соды.

Проблемы содового производства. На схеме синтеза соды (рис.10) в затененные прямоугольники помещены формулы исходных веществ и конечных продуктов. Среди последних и раствор хлорида кальция, являющийся отходом данного производства и бедствием для окружающей среды. В частности, сброс его в реки в таких количествах, которые дают содовые предприятия, губит рыбу. Поэтому раствор CaCl2 закачивают в отстойники.

Таким образом создаются «белые моря» (белые из-за неизрасходованной гашеной извести; она полностью не отделяется и придает раствору молочный вид). Эти «моря», во-первых, занимают значительную площадь земли, а во-вторых, повышают постоянную жесткость ближайших природных вод.

Рис. 10. Схема производства соды.

 

 

Однако разработан и уже применяется на некоторых заводах очень эффективный и практически безотходный метод получения соды из нефелинов (Na,K)2[Al2Si2O8] (побочного продукта переработки аппатитов) и известняка, т.е. метод дешев. Кроме того, при его использовании одновременно получают 14 ценных веществ: помимо соды (NaHCO3 и Na2CO3), а также KHCO3 и K2CO3, еще и оксид алюминия, цемент и др.

21.ТЕРМОХИМИЯ. ЭНТРОПИЯ. ЭНЕРГИЯ ГИББСА

Химическая термодинамика – это раздел химии, в котором изучается энергетика химических процессов и определяется направление их протекания.

Для удобства изучения необходимо изолировать объекты исследования от окружающей среды. Завершенная совокупность тел, выделенная из среды, называется системой; а химическаясистема – это все частицы, вступающие в реакцию, и продукты их взаимодействия.

Если между системой и окружающей средой может осуществляться и массо-, и теплообмен, то система называется открытой; если возможен лишь теплообмен, то – закрытой; если же нет ни массо-, ни теплообмена, то система изолированная.

В изолированной системе энергия (Е) не создается и не исчезает, лишь переходит из одной формы в другую, так что сумма энергий всех ее форм остается постоянной. Это закон сохранения энергии или первое начало термодинамики.

ТЕРМОХИМИЯ

Химические процессы могут протекать с выделением или поглощением различных видов энергий: электрической, световой и т.п., но чаще сопровождаются тепловыми эффектами[20], которые изучают в особом разделе – термохимии.

В рамках термохимии 1-ое начало термодинамики: тепловой эффект реакции (Q) складывается из изменения внутренней энергии данной системы ( ) и работы (A), совершенной этой системой (в частности, работы расширения), т. е.:

. (2)

Внутренняя энергия (U) – это вся энергия системы без учета ее кинетической и потенциальной энергии как макротела, поэтому U – функция состояния системы.

Состояние системы определяется параметрами: T, p, V и x, где x – качественный и количественный состав системы. Причем изменение хотя бы одного параметра называется процессом, а изменение x – химической реакцией.

Если какая-либо характеристика вещества является функцией состояния, то ее величина определяется только значениями параметров в данный моменти не зависит от пути, каким система пришла в данное состояние. И если известны значения функции в «исходной» точке процесса и в «конечной», то изменение функции при переходе системы из 1-ой точки во 2-ую равно разности ее значений в этих точках. Поэтому в формуле (1) изменение внутренней энергии записано как .

Напротив, величина A (если это работа расширения) определяется формулой:

, поэтому А – функция пути процесса[21], а не состояния системы. Следовательно, и Q в соответствии с равенством (1) – функция пути.

В изобарном режиме: p=const и , т.е. работа, следовательно, и Q (в соответствии с формулой (1) становятся функциями состояния). В этом случае Q обозначается как (где и называется энтальпией, что в переводе с греческого, означает теплосодержание расширенной (до объема V) системы).

Итак, (изменение энтальпии) является функцией состояния.

Таким образом, тепловой эффект химической реакции, протекающей при , (обозначается ) [22] не зависит от пути процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. Это формулировка закона Гесса, из которого вытекают два следствия:

Следствие 1. В стандартных условиях (ст.у.): Па [23], T=298 К (или 250С), – тепловой эффект получения одного моля данного соединения из исходных простых веществ есть величина постоянная, называется стандартной теплотой образования (обозначается ) [24] и приводится в справочниках. Очевидно, что простого вещества из этого же простого вещества в ст.у. равна 0.

Следствие 2. Тепловой эффект реакции при данной температуре равен сумме теплот образования продуктов реакции (п.р.) за вычетом суммы теплот образования исходных веществ, т.е. реагентов (р.) (если все указанные определены при одной и той же данной T). Для ст.у. это запишется следующим образом:

(п.р.) (р.).

Причем знак включает суммирование и по числу молей каждого соединения с учетом стехиометрии уравнения реакции. Например, для процесса:

имеем:

Закон Гесса позволяет по справочным данным рассчитать тепловой эффект любого процесса, даже если он не осуществим экспериментально, используя схемы циклов. Например, чтобы рассчитать энтальпию образования ( ) кристаллогидрата ( (медного купороса)) из безводного (б/в) сульфата меди, составляем следующий цикл:

где ∆H1 и ∆H2 - энтальпия растворения в воде безводной соли и кристаллогидрата соответственно (их значения есть в справочнике).

По закону Гесса: . Откуда .

Вместо цикла можно использовать термохимические уравнения для отдельных стадий цикла. Чтобы уравнение являлось термохимическим, оно должно: содержать указания агрегатныхсостояний всех соединений и включать значение теплового эффекта процесса, причем реакция считается эндотермической, т.е. идет с поглощением тепла системой, если , и экзотермической(тепло выделяется) – при .

Пример. Определить экспериментально тепловой эффект превращения графита в алмаз невозможно. Но используя термохимические уравнения, этот эффект можно рассчитать, производя обыкновенные алгебраические действия. Известно, что и графит, и алмаз сгорают в атмосфере кислорода с образованием одного и того же продукта (углекислого газа), но с выделением разного количества тепла:

, -393.50 кДж/моль,

, -395.28 кДж/моль.

Если вычесть из первого термохимического уравнения второе, то получим:

, кДж/моль,

т.е. с позиции термодинамики графит должен переходить в алмаз с поглощением небольшого количества тепла. Однако известно, как трудно это осуществить.

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.