Z — число эквивалентности

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H2SO4 будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата калия KHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием K2SO4.

8. Концентрированная серная кислота является окислителем за счёт серы. Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO2:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4ZN + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O. Органические вещества серная кислота обугливает, отнимая у них воду.

При получении серной кислоты часть токсичного сернистого газа попадает в атмосферу и приносит большой вред растениям, здоровью человека и животных.

Кроме того, образование кислотных дождей на 60% происходит из-за выбросов . Величина pH дождевой воды доходит до 1,5, т.к. в атмосфере в присутствии промышленной пыли сернистый газ окисляется до триоксида, который под действием влаги дает H₂SO₄. Как следствие, pH воды в озерах снижается иногда до 4 (а норма 8). В такой среде невозможна жизнь не только рыб и водорослей, но даже микроорганизмов.

К тому же, кислотные дожди вызывают коррозию металлических (и не только) изделий. Помимо того, кислая вода растворяет соединения алюминия, ртути, свинца и т.п., которые отравляют гидросферу.

Ежегодно в мире получают около 100 млн. т H₂SO₄, поэтому и вред от отходов ее производства окружающей среде очень большой. Тем более что выбросы в атмосферу происходят не только на предприятиях, производящих серную кислоту, но и на других. В частности, на Норильском металлургическом комбинате, где обжигают сульфиды: CoS, NiS и т.п. (чтобы затем получать соответствующие металлы). Здесь ПДК (предельно допустимая концентрация) в воздухе превышена многократно, и вокруг Норильска тундра загублена...

Так что необходима очистка газообразных отходов от сернистого газа, как бы дорого это ни стоило. Ученые разработали достаточно эффективные химические методы очистки. Один из таких способов – пропускание газов, содержащих S , через водную суспензию известняка:

.

Предлагается также исключить обжиг сульфидов (т.е. пирометаллургический способ передела руд), а обрабатывать их водой, насыщенной кислородом, в вибраторе-смесителе (это гидрометаллургический метод). При этом, например, из пирита сразу получается (но разбавленная, и ее надо концентрировать), а также оксид – его можно использовать в металлургии. Подобные безотходные технологии – будущее промышленности.

9. Истинный раствор –это равновесная однофазная система, состав которой можно плавно менять в определенных пределах без изменения числа фаз, причем частицами растворенного вещества являются молекулы, атомы или ионы. Раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, являетсянасыщенным, а концентрация раствора, насыщенного по данному соединению, называется его растворимостью (s).Произведение растворимости. Расчет растворимости. Рассмотрим систему, состоящую из осадка малорастворимого электролита, находящегося в равновесии с его насыщенным раствором. Это равновесие записывается в виде:

и характеризуется не только растворимостью (s), но и (более строго) с помощью , которая называется произведением растворимости (ПР):

, где, напомним, a=f∙C.

Неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Могут быть и восстановителями (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами. Получение простых веществ.

Устойчивость галогенов в ст.ок. –1 от фтора к иоду снижается (из-за роста r). Поэтому, если можно окислить лишь электротоком, то даже бромом:

.

Но в промышленности для синтеза и I₂, и Br₂ берут более дешевый реагент – хлор:

.

Хлор в свою очередь получают из хлорида натрия электролизом его расплава, как и из . Однако с гораздо меньшим расходом электроэнергии, поскольку окислить значительно легче, чем . . В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2. Атомы в этих молекулах связаны между собой неполярной ковалентной связью. На наружном энергетическом уровне находятся семь электронои ns2np5. До устойчивого состояния атомов им не хватает по 1 электрону. Поэтому атомы галогенов легко присоединяют электрон и проявляют степень окисления -1, например:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Таким образом, галогенам присущи сильные окислительные свойства. Однако галогены (кроме F) могут проявлять и положительные степени окисления. Галогены - типичные неметаллы. Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в соединениях, например:

2KI + Cl2 = 2KCl + I2

2I- + Cl2 = 2Cl- + I2

Водородные соединения - галагеноводороды в воде являются кислотами:

HF - фтороводородная (плавиковая) кислота

HCl - хлороводородная (соляная) кислота

HBr - бромоводородная кислота

HI - иодоводородная кислота

Сила этих кислот повышается от HF (слабая кислота) к HI (сильная кислота), так как в этом же направлении уменьшается энергия связи водород - галоген.

11. Процесс растворения электролитов (т.е. веществ, растворы которых проводят электрический ток) описывается теорией электролитической диссоциации, ее основные положения:

а) при растворении электролит диссоциирует, т.е. распадается на ионы,

б) диссоциируют вещества под действием молекул растворителя,

в)продуктами растворения электролита являются сольваты (частицы, окруженные молекулами растворителя), в случае водных растворов – гидраты. Доказательством образования, в частности, гидратов служит выделение тепла при растворении в воде многих безводных солей, а также изменение оптических свойств (например, цвета) веществ после переведения их в раствор и др.Слабыми электролитами называют вещества, в 0,1М растворах которых наряду с ионами существуют и неионизированные молекулы ( ). К ним относятся гидрат аммиака, все органические основания и кислоты; из неорганических кислот: , , , , , и т.п.

Если 0,1М раствор не содержит молекул исходного вещества в недиссоциированном виде, т.е. , то электролит называют сильным. Это почти все растворимые основания (т.е. щелочи) и соли, а также неорганические кислоты (в которых, как правило, анионообразующий элемент, находясь в высшей ст.ок., имеет достаточно высокую электроотрицательность): , , и т.п Константа равновесия этого процесса, т.е. константа диссоциации Н₂О:

.

Ее величина определена по электропроводности чистой воды и при 22⁰С равна . Так как степень диссоциации Н₂О очень мала, то можно считать, что

.

Подставляя данное значение а(Н₂О) в выражение воды, получим:

;

здесь – ионное произведение воды: .

Перейдем к отрицательным десятичным логарифмам:

.

Отрицательный логарифм активности ионов водорода называется водородным показателем и обозначается , а ионов гидроксила – , таким образом, имеем:

.

Для чистой воды (и нейтрального раствора): , для щелочной среды: , а ; для кислого раствора – наоборот. Например, в 0,1М HCl: (<7), а (>7).

Азот и фосфор

Поиск по сайту: