Автор: Пользователь скрыл имя, 21 Декабря 2011 в 10:23, реферат
Сами того не замечая, мы живём на дне огромного воздушного океана. Та смесь газов, которая образует атмосферу, необходима для нас более, чем что-либо другое. Человек может прожить несколько недель без пищи, несколько дней без воды, но не может прожить и нескольких минут без воздуха. В воздухе таятся огромные, пока почти неиспользованные запасы энергии: вследствие неодинакового поглощения солнечных лучей различными участками земной поверхности создаётся неравномерный нагрев воздуха и возникают ветры, за счёт которых могут быть получены многие миллиарды киловатт-часов электроэнергии.
Термохимические
уравнения часто относят к одной моль
получившегося вещества. В соответствии
с этим реакция распада озона записывает
следующим образом:
2/3
(О3) = (О2) + 95 кДж или 2/3 О3(г)
= О2(г) + 95 кДж.
При отсутствии указаний относительно агрегатных состояний входящих в уравнение веществ подразумевается, что они находятся в том виде, который соответствует условиям протекания реакции, а если эти условия не оговорены, то обычным условиям (комнатная температура, атмосферное давление).
Химические
процессы проводятся обычно под неизменным
(чаще всего -- атмосферным) давлением,
но при различных температурах, причём
изменение температуры влияет на тепловой
эффект. Например, для реакции по уравнению
2
(SO2) + (O2) = 2 (SO3) + Q имеем:
| Температура, °С | 25 | 400 | 500 | 600 | 700 |
| Q, кДж | 196 | 190 | 188 | 186 | 184 |
Подобным
же образом теплота синтеза аммиака по
уравнению:
(N2)
+ 3 (H2) = 2 (NH3) + Q,
равная 92 кДж при 25 °С, составляет 106 кДж при 500 °С и 110 кДж при 660 °С. Так как научная литература по международному соглашению (в целях сопоставимости) обычно приводит данные, отнесённые к 25 °С, ими приходится пользоваться для оценки тепловых эффектов реакций, протекающих и при других температурах. Приведённые примеры показывают, что привносимые этим ошибки, как правило, невелики.
Следует также отметить различие знаков тепловых эффектов, принятых в термохимии и термодинамике. Термохимия рассматривает энергетику процессов с точки зрения их наблюдателя, т. е. положительным знаком отмечает выделение тепла при реакциях. Напротив, термодинамика рассматривает процессы с точки зрения увеличения или уменьшения запаса энергии в самих веществах и положительным знаком отмечает поглощение тепла. Поэтому при пользовании справочниками необходимо прежде всего установить проводимую в них систему обозначений. В настоящей книге принята термохимическая система.
Сами соединения, образующиеся с выделением энергии, называются экзотермичными, а образующиеся с поглощением энергии -- эндотермичными. Подобные озону эндотермичные вещества всегда имеют склонность к распаду (и тем большую, чем более они эндотермичны). Все они, следовательно, более или менее неустойчивы. Однако многие из них всё же можно сохранить, так как при обычных условиях разложение практически не идёт. В частности, это относится к озону, смешанному с избытком кислорода. Вместе с тем чистый озон чрезвычайно взрывчат, и поэтому работы с ним весьма опасны.
Распад
молекулы озона инициируется, по-видимому,
её столкновением с какой-либо другой
частицей (Х). Действительный ход превращения
озона в обычный кислород хорошо описывается
следующими уравнениями:
О3 + Х = Х + О2 + О
и
затем О + О3 = 2 О2.
Почленное сложение этих двух реакций (с сокращением одинаковых членов) приводит к: 2 О3 = 3 О2.
Взрывоопасность озона резко уменьшается при полном исключении возможности его соприкосновения даже со следами способных окисляться веществ. Эффективным путём повышения стабильности (устойчивости) озона является предварительное пропускание исходного молекулярного кислорода сквозь слой нагретого до 700 °С оксида меди. Газообразные смеси озона с кислородом не взрывообразны лишь при содержании в них более 80 объёмн. % кислорода.
Молекула О3 легко отдаёт один атом кислорода. Поэтому озон является сильным окислителем. Под его действием почти все металлы (кроме Аи, Рt и Ir) превращаются в оксиды, сернистые соединения окисляются в сернокислые, аммиак -- в азотистую и азотную кислоты и т.д. Резина очень быстро разрушается озоном, а многие другие органические вещества (например, спирт) при соприкосновении с ним воспламеняются. Эта исключительно высокая окислительная активность озона и является его наиболее характерным химическим свойством.
После некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Сu, Ni и Sn. Не разрушается озоном также сплав железа (не содержащий углерода) с 25% хрома.
Практическое применение озона основано на его сильном окисляющем и стерилизующем действии. Под действием озона погибают не только бактерии, но и грибковые образования и вирусы. Озонированным воздухом пользуются для дезинфекции помещений (холодильных складов и др.), устранения неприятных запахов (в курительных комнатах и т.д.), стерилизацией питьевой воды, кондиционирования воздуха и проведением других окислительных процессов. Сжигание горючих веществ а атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания веществ в атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания и получения более высоких температур, чем при сжигании тех же веществ в кислороде. Поэтому озон представляет большой интерес для реактивной техники.
Оксиды
Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых кислород соединяется только с атомами других элементов, например K-O-K, Са=О, О=Si=О. Соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, называются перекисями (например, K-O-O-K). Почти все элементы образуют соединения с кислородом. В одних случаях оксиды образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ с кислородом, в других -- их получают косвенным путём.
Многие оксиды способны присоединять воду, образуя основания или кислоты. Все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.
Неслеобразующих оксидов немного. К ним, в частности, принадлежат гемиоксид азота N2O, монооксид азота NO, монооксид углерода СО и некоторые другие. Их иногда называют индифферентными (безразличными), однако это название нельзя признать удачным, так как перечисленные оксиды вовсе не индифферентны и легко вступают в различные химические реакции.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основные
оксиды. Основными называются оксиды,
образующие соли при взаимодействии с
кислотами или кислотными оксидами. К
основным оксидам принадлежат, например,
Li2O, Na2O, K2O, Ag2O, MgO,
CaO, SrO, BaO, HgO, MnO, FeO, NiO. Основными могут быть
только оксиды металлов. Но не все оксиды
металлов являются основными: многие из
них принадлежат к амфотерным или кислотным.
Ниже приведены примеры образования солей
основными оксидами:
MgO + 2 HCl = MgCl2 + H2O
CaO
+ CO2 = CaCO3.
Кислотные
оксиды. Кислотными называются оксиды,
образующие соли при взаимодействии с
основаниями или основными оксидами:
CO2 + 2 KOH = K2CO3 + H2O
SrO + SO3 = SrSO4.
Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Многие из них соединяются с водой, образуя кислоты. Кислотными являются, например, оксиды типичных неметаллов: B2O3, N2O3, P2O3, P2O5, SO2, CO2, NO2, SiO2.
Кислотный
характер имеют также оксиды некоторых
металлов в степени окисления пять и выше:
V2O5 + Ca(OH)2 = CaVO3 + H2O
CrO3 + 2 NaOH = Na2CrO4 + H2O
Mn2O7
+ 2 KOH = 2 KMnO4 + H2O.
Амфотерные оксиды. Амфотерными называются оксиды металлов, образующие соли при взаимодействии как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами).
К
амфотерным оксидам относятся ZnO, SnO, PbO,
Cr2O3, Al2O3, MnO2,
SnO2, PbO2, Fe2O3 и др.
Амфотерный характер оксида алюминия,
например, проявляется во взаимодействии
его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом
калия:
2 Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3
+ 2 KOH = 2 KAlO2 + H2O.
И в одном и в другом случае оксид алюминия образует соль. В первой реакции оксид алюминия ведёт себя как основной оксид, и полученную соль можно рассматривать как продукт замещения водорода соляной кислоты алюминием. Во второй реакции оксид алюминия выступает как кислотный: он образует соль, в которой алюминий входит в состав кислотного остатка
Следовательно, амфотерным оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных свойств. У различных амфотерных оксидов эта двойственность может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка ZnO одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, т. е. у этого оксида основная и кислотная функции выражены примерно в равной мере. Fe2O3 обладает преимущественно основными свойствами и кислотные свойства проявляет, только взаимодействуя со щелочами при высоких температурах. У амфотерного диоксида олова SnO2 преобладают кислотные свойства.
Номенклатура оксидов. Если элемент образует с кислородом только одно соединение, его называют оксидом независимо от состава. Например, Na2O -- оксид натрия, CaO -- оксид кальция, Al2O3 -- оксид алюминия и т. п.
Если же элемент образует несколько оксидов, то их названия даются с учётом состава оксида. Например:
N2О -- гемиоксид азота, NO -- монооксид азота, N2О3 -- сесквиоксид азота, NO2 -- диоксид азота, N2O5 -- сесквиоксид азота, SО3 -- триоксид серы, Fe3О4 -- оксид железа (II, III). Если элемент обладает переменной валентностью, то после слов оксид элемента в круглых скобках римскими цифрами указывают его валентность, например, оксид фосфора (V), оксид железа (III) и т.д.
Способы получения оксидов.
1.
Взаимодействие простых веществ
с кислородом. Многие простые вещества
при нагревании на воздухе или в кислороде
сгорают, образуя соответствующие оксиды:
2 Мо + 3 О2 = 2 МоО3
4
Р + 5 О2 = 2 Р2О5.
2. Разложение оснований. Некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов:
Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О
2AI(OH)3
= AI2O3 + 3 H2O.
Реакции
протекают с различной степенью лёгкости.
Так, образование оксида ртути и оксида
серебра из гидроксидов этих металлов
происходит уже при комнатной температуре:
Hg(OH)2 = HgO + H2O
2
AgOH = Ag2O + H2O.
Напротив, гидроксид натрия можно перегнать при 1390 °С, без разложения.
3.
Разложение кислот. Кислородсодержащие
кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь
в кислотные оксиды:
Н4SiO4 = SiO2 + 2 H2O
4
HNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2.
Иногда
можно достичь удаление воды из кислородсодержащих
кислот действием на них водоотнимающих
средств:
2 HCIO4 + P2O5 = 2 HPO3 + CI2O7
2
HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5
Некоторые
кислоты самопроизвольно теряют воду
даже при низких температурах:
H2CO3 = H2O + CO2
H2SO3 = H2O + SO2.
4. Разложение солей. Подавляющее
большинство солей кислородсодержащих
кислот при нагревании разлагается на
оксид металла и кислотный оксид:
СаСО3 = СаО + СО2
Термохимические
уравнения часто относят к одной моль
получившегося вещества. В соответствии
с этим реакция распада озона записывает
следующим образом:
2/3
(О3) = (О2) + 95 кДж или 2/3 О3(г)
= О2(г) + 95 кДж.
При отсутствии указаний относительно агрегатных состояний входящих в уравнение веществ подразумевается, что они находятся в том виде, который соответствует условиям протекания реакции, а если эти условия не оговорены, то обычным условиям (комнатная температура, атмосферное давление).
Химические
процессы проводятся обычно под неизменным
(чаще всего -- атмосферным) давлением,
но при различных температурах, причём
изменение температуры влияет на тепловой
эффект. Например, для реакции по уравнению
2
(SO2) + (O2) = 2 (SO3) + Q имеем:
| Температура, °С | 25 | 400 | 500 | 600 | 700 |
| Q, кДж | 196 | 190 | 188 | 186 | 184 |
Подобным
же образом теплота синтеза аммиака по
уравнению:
(N2)
+ 3 (H2) = 2 (NH3) + Q,
равная 92 кДж при 25 °С, составляет 106 кДж при 500 °С и 110 кДж при 660 °С. Так как научная литература по международному соглашению (в целях сопоставимости) обычно приводит данные, отнесённые к 25 °С, ими приходится пользоваться для оценки тепловых эффектов реакций, протекающих и при других температурах. Приведённые примеры показывают, что привносимые этим ошибки, как правило, невелики.
Следует также отметить различие знаков тепловых эффектов, принятых в термохимии и термодинамике. Термохимия рассматривает энергетику процессов с точки зрения их наблюдателя, т. е. положительным знаком отмечает выделение тепла при реакциях. Напротив, термодинамика рассматривает процессы с точки зрения увеличения или уменьшения запаса энергии в самих веществах и положительным знаком отмечает поглощение тепла. Поэтому при пользовании справочниками необходимо прежде всего установить проводимую в них систему обозначений. В настоящей книге принята термохимическая система.
Сами соединения, образующиеся с выделением энергии, называются экзотермичными, а образующиеся с поглощением энергии -- эндотермичными. Подобные озону эндотермичные вещества всегда имеют склонность к распаду (и тем большую, чем более они эндотермичны). Все они, следовательно, более или менее неустойчивы. Однако многие из них всё же можно сохранить, так как при обычных условиях разложение практически не идёт. В частности, это относится к озону, смешанному с избытком кислорода. Вместе с тем чистый озон чрезвычайно взрывчат, и поэтому работы с ним весьма опасны.
Распад
молекулы озона инициируется, по-видимому,
её столкновением с какой-либо другой
частицей (Х). Действительный ход превращения
озона в обычный кислород хорошо описывается
следующими уравнениями:
О3 + Х = Х + О2 + О
и
затем О + О3 = 2 О2.
Почленное сложение этих двух реакций (с сокращением одинаковых членов) приводит к: 2 О3 = 3 О2.
Взрывоопасность озона резко уменьшается при полном исключении возможности его соприкосновения даже со следами способных окисляться веществ. Эффективным путём повышения стабильности (устойчивости) озона является предварительное пропускание исходного молекулярного кислорода сквозь слой нагретого до 700 °С оксида меди. Газообразные смеси озона с кислородом не взрывообразны лишь при содержании в них более 80 объёмн. % кислорода.
Молекула О3 легко отдаёт один атом кислорода. Поэтому озон является сильным окислителем. Под его действием почти все металлы (кроме Аи, Рt и Ir) превращаются в оксиды, сернистые соединения окисляются в сернокислые, аммиак -- в азотистую и азотную кислоты и т.д. Резина очень быстро разрушается озоном, а многие другие органические вещества (например, спирт) при соприкосновении с ним воспламеняются. Эта исключительно высокая окислительная активность озона и является его наиболее характерным химическим свойством.
После некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Сu, Ni и Sn. Не разрушается озоном также сплав железа (не содержащий углерода) с 25% хрома.
Практическое применение озона основано на его сильном окисляющем и стерилизующем действии. Под действием озона погибают не только бактерии, но и грибковые образования и вирусы. Озонированным воздухом пользуются для дезинфекции помещений (холодильных складов и др.), устранения неприятных запахов (в курительных комнатах и т.д.), стерилизацией питьевой воды, кондиционирования воздуха и проведением других окислительных процессов. Сжигание горючих веществ а атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания веществ в атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания и получения более высоких температур, чем при сжигании тех же веществ в кислороде. Поэтому озон представляет большой интерес для реактивной техники.
Оксиды
Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых кислород соединяется только с атомами других элементов, например K-O-K, Са=О, О=Si=О. Соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, называются перекисями (например, K-O-O-K). Почти все элементы образуют соединения с кислородом. В одних случаях оксиды образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ с кислородом, в других -- их получают косвенным путём.
Многие оксиды способны присоединять воду, образуя основания или кислоты. Все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.
Неслеобразующих оксидов немного. К ним, в частности, принадлежат гемиоксид азота N2O, монооксид азота NO, монооксид углерода СО и некоторые другие. Их иногда называют индифферентными (безразличными), однако это название нельзя признать удачным, так как перечисленные оксиды вовсе не индифферентны и легко вступают в различные химические реакции.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основные
оксиды. Основными называются оксиды,
образующие соли при взаимодействии с
кислотами или кислотными оксидами. К
основным оксидам принадлежат, например,
Li2O, Na2O, K2O, Ag2O, MgO,
CaO, SrO, BaO, HgO, MnO, FeO, NiO. Основными могут быть
только оксиды металлов. Но не все оксиды
металлов являются основными: многие из
них принадлежат к амфотерным или кислотным.
Ниже приведены примеры образования солей
основными оксидами:
MgO + 2 HCl = MgCl2 + H2O
CaO
+ CO2 = CaCO3.
Кислотные
оксиды. Кислотными называются оксиды,
образующие соли при взаимодействии с
основаниями или основными оксидами:
CO2 + 2 KOH = K2CO3 + H2O
SrO + SO3 = SrSO4.
Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Многие из них соединяются с водой, образуя кислоты. Кислотными являются, например, оксиды типичных неметаллов: B2O3, N2O3, P2O3, P2O5, SO2, CO2, NO2, SiO2.
Кислотный
характер имеют также оксиды некоторых
металлов в степени окисления пять и выше:
V2O5 + Ca(OH)2 = CaVO3 + H2O
CrO3 + 2 NaOH = Na2CrO4 + H2O
Mn2O7
+ 2 KOH = 2 KMnO4 + H2O.
Амфотерные оксиды. Амфотерными называются оксиды металлов, образующие соли при взаимодействии как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами).
К
амфотерным оксидам относятся ZnO, SnO, PbO,
Cr2O3, Al2O3, MnO2,
SnO2, PbO2, Fe2O3 и др.
Амфотерный характер оксида алюминия,
например, проявляется во взаимодействии
его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом
калия:
2 Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3
+ 2 KOH = 2 KAlO2 + H2O.
И в одном и в другом случае оксид алюминия образует соль. В первой реакции оксид алюминия ведёт себя как основной оксид, и полученную соль можно рассматривать как продукт замещения водорода соляной кислоты алюминием. Во второй реакции оксид алюминия выступает как кислотный: он образует соль, в которой алюминий входит в состав кислотного остатка
Следовательно, амфотерным оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных свойств. У различных амфотерных оксидов эта двойственность может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка ZnO одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, т. е. у этого оксида основная и кислотная функции выражены примерно в равной мере. Fe2O3 обладает преимущественно основными свойствами и кислотные свойства проявляет, только взаимодействуя со щелочами при высоких температурах. У амфотерного диоксида олова SnO2 преобладают кислотные свойства.
Номенклатура оксидов. Если элемент образует с кислородом только одно соединение, его называют оксидом независимо от состава. Например, Na2O -- оксид натрия, CaO -- оксид кальция, Al2O3 -- оксид алюминия и т. п.
Если же элемент образует несколько оксидов, то их названия даются с учётом состава оксида. Например:
N2О -- гемиоксид азота, NO -- монооксид азота, N2О3 -- сесквиоксид азота, NO2 -- диоксид азота, N2O5 -- сесквиоксид азота, SО3 -- триоксид серы, Fe3О4 -- оксид железа (II, III). Если элемент обладает переменной валентностью, то после слов оксид элемента в круглых скобках римскими цифрами указывают его валентность, например, оксид фосфора (V), оксид железа (III) и т.д.
Способы получения оксидов.
1.
Взаимодействие простых веществ
с кислородом. Многие простые вещества
при нагревании на воздухе или в кислороде
сгорают, образуя соответствующие оксиды:
2 Мо + 3 О2 = 2 МоО3
4
Р + 5 О2 = 2 Р2О5.
2. Разложение оснований. Некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов:
Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О
2AI(OH)3
= AI2O3 + 3 H2O.
Реакции
протекают с различной степенью лёгкости.
Так, образование оксида ртути и оксида
серебра из гидроксидов этих металлов
происходит уже при комнатной температуре:
Hg(OH)2 = HgO + H2O
2
AgOH = Ag2O + H2O.
Напротив, гидроксид натрия можно перегнать при 1390 °С, без разложения.
3.
Разложение кислот. Кислородсодержащие
кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь
в кислотные оксиды:
Н4SiO4 = SiO2 + 2 H2O
4
HNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2.
Иногда
можно достичь удаление воды из кислородсодержащих
кислот действием на них водоотнимающих
средств:
2 HCIO4 + P2O5 = 2 HPO3 + CI2O7
2
HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5
Некоторые
кислоты самопроизвольно теряют воду
даже при низких температурах:
H2CO3 = H2O + CO2
H2SO3 = H2O + SO2.
4. Разложение солей. Подавляющее
большинство солей кислородсодержащих
кислот при нагревании разлагается на
оксид металла и кислотный оксид:
СаСО3 = СаО + СО2