Химия воды

861. Молекула воды: H₂O. Геометрия: угловая, т.к. гибридизация центрального атома - sp³, атом кислорода имеет 2 неподеленных электронных пары. Расположение электронных пар в пространстве: тетраэдрическое.

Связи в молекуле ковалентные полярные, механизм образования: стр.270, скорик

Масовые доли кислорода и водорода равны:

возьмем 1 моль воды, тогда ее масса равна: m(H₂O) = n*M = 1*18 =18 г. Содержание водорода и кислорода: n(H₂) =2 моль, n(O₂) = 1моль.

m(H₂) = n*M = 2*1 = 2 г. w%(H)=m(H)*100% / m(H₂O) = 2*100 / 18 = 11.11%

m(O) = n*M = 1*16 = 16 г. w%(O)=m(O)*100% / m(H₂O) = 16*100 / 18 = 88.89%

Молекула полярна, т.к. полярность обуславливается разными электроотрицательностями элементов. У водорода э.о. равна 2.1, а у кислорода 3.5. Дипольный момент молекулы равен 6.07*10^-29 Кл*м.

862. В отличие от молекул сероводорода, между молекулами воды существуют водородные связи, которые обусловливают более высокую температуру кипения воды, по сравнению с H₂S. При кристаллизации воды образуется структура льда, которая характеризуется наличием пустот, из-за чего плотность воды больше плотности льда. Эта аномалия является причиной разрушения горных пород, а также искусственных сооружений, в которых может замерзать вода.

863. В состав тяжелой воды, в отличие обычной Н₂О, входит изотоп водорода дейтерий D₂O. Содержание тяжелой воды в обычной составляет 0.002%. Получают тяжелую воду многократной дистилляцией воды.

864. Вода является хорошим растворителем по нескольким причинам: молекула воды имеет небольшие размеры и дипольный момент. Кроме того, молекула воды может выступать в роли лиганда в комплексных соединениях. Т.к. при растворении веществ разрушаются старые связи в кристаллических решетках и образуются новые между частицами растворенного вещества и молекулами воды, то процесс растворения практически всегда сопровождается тепловыми эффектами и другими явлениями, характерными для химических реакций.

865. Химические свойства воды определяются ее химическим строением: наличием неподеленных пар электронов и значительной полярностью молекулы. Вода является реакционноспособным веществом. Она может быть восстановителем, окислителем, функционировать в качестве лиганда в комплексных соединениях. В воде растворимо большинство кислот, оснований и солей. Вода является катализатором ряда химических процессов, в ее отсутствие многие вещества не взаимодействуют химически.

H2O + 2Na = Na2O +H2	H2O + O3 = H2O2 + O2
H2O + KH = KOH + H2	H2O + SO3 = H2SO4
H2O + CaO = Ca(OH)2	H2O + C = HCOH

866. Вода – Н₂О. Молекула полярная, т.к. гибридизация кислорода sp³ и форма молекулы угловая. Вода может выступать в роли окислителя, восстановителя, лиганда в комплексных соединениях и т.п. Вода является растворителем для многих соединений.

2H2O + 2K = 2KOH + H2	H2O + F2
2H2O + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2	3H2O + P2O5 = 2H3PO4
H2O + BaO = Ba(OH)2	H­2O + CH4 = CH3OH + H2

867. Гидролиз

ZnCl2 + H2O = ZnOHCl + HCl	Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH	SiCl4 + 4H2O = Si(OH)4 + 4HCl

868. Природные воды – растворы сложного состава c широким диапазоном по числу и составу компонентов. Они включают в себя неорганические вещества (ионы K, Ca, Na, Mg, Fe, Cl, NO₃, SO₄, СО₃ и др.), органические вещества (фенолы, нефти, пестициды и др.), а также органоминеральные вещества как природного, так и техногенного происхождения. Эти вещества находятся в воде как в истинно растворенном, так и в виде коллоидов и взвесей.

Пробоподготовка вод проводится с целью определения качества воды, содержания в ней примесей. Она состоит из следующих стадий: отбор пробы, консервирование, анализ.

869. В процессе водоподготовки воду осветляют и обескремнивают следующими методами: а) радиационные (гамма-излучение), б) осаждение, ионный обмен, экстракция, в) фильтрация, дистилляция, вымораживание, электродиализ, электроосмос.

870. Кислород, растворенный в воде, вызывает коррозию металла трубопроводов станций, тепловых сетей. Парогенераторов электростанций. Поэтому он должен быть удален из воды. Удаление кислорода осуществляют 1)деаэрацией: уменьшением растворимости кислорода за счет снижения его парциального давления над жидкостью, что достигается путем уменьшением общего давления газа или вытеснением данного газа другим газом. 2)химическим восстановление, например, с помощью гидразина: при взаимодействии кислорода с гидразином образуется азот и вода.

871. Жесткость воды обусловлена наличием в ней растворимых солей кальция, магния, железа: нитратов, хлоридов, гидрокарбонатов и др. Бывает временная(карбонатная) и постоянная жесткость. Временная обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов кальция Са(НСО₃)₂ и магния Mg(НCO₃)₂, постоянная – наличием хлоридов, нитратов, сульфатов: MgSO₄, MgCl₂, Fe(NO₃)₂, и т.д. Общая жесткость воды равна сумме постоянной и временной жесткостей. Постоянную жесткость удаляют только химическим путем, временную можно удалить еще и физически – кипячением: Т

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂ + Н₂О.

Химический путь состоит в переводе этих солей в труднорастворимые соединения:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2 СаСО₃ + Н₂О, FeCl₃ + Na₃PO₄ = FePO₄ + 3NaCl.

Физико- химический способ основан на пропускании воды через ионообменные смолы, где происходит обмен ионами: Na₂R + Ca²⁺ = CaR + 2Na⁺, где R – радикал полимерной цепи ионообменника.

872. Жесткость воды измеряется в ммоль ^. экв/литр. V(H₂O) = 0.2 литра, m(CaCO₃) = 3.2 мг. Мэ(СаСО₃) = М/Э = 100/2 = 50 г/моль. Ж = = 0.32 ммоль ^. экв/литр.

873. Cн1*V1 = Cн2*V2. Ж = = 4.7 мэкв/л

874. Мэ(Na₂CO₃)=106/2 = 53 г/моль. , следовательно, = 296.8 грамм.

875. Состав природных вод зависит от их вида и расположения водоема или источника воды. Воды рек обычно имеют невысокое солесодержание: 0.5-0.6 г/л. Более высоким солесодержанием обладают подземные воды. Содержание солей в водах океанов и открытых морей примерно одинаково и составляет 35 г/л. Солесодержание внутренних морей ниже, чем океанов. Например, солесодержание Каспийского моря 3-13 г/л, а Черного моря 17-18 г/л. Обессоливание:

а) Химическое обессоливание воды заключается в последовательной многократной обработке воды в Н-катионитовых и ОН-анионитовых фильтрах. Примеси остаются на ионитах.

б) Ионный метод обессоливания. Ионный обмен протекает на ионитах, представляющих собой твердые полиэлектролиты, у которых ионы одного знака заряда закреплены на твердой матрице, а ионы противоположного знака заряда способны переходить в раствор и заменяться на другие ионы того же знака заряда.

876. Граница между металлами и неметаллами в ПС проходит в общем направлении от бериллия к астату, между элементами бор-алюминий, кремний-германий, мышьяк-сурьма, теллур-полоний. В периоде металлические свойства убывают слева направо, а в группе – снизу вверх. Это связано с изменением радиуса атома элементов. Т. к. металлы – элементы, для которых энергетически выгодно отдавать электроны, то делают они это тем легче, чем дальше от ядра находятся валентные электроны, т.е. чем больше радиус атома. В периоде радиус атома увеличивается слева направо, а в группе – сверху вниз.

877. На легкие и тяжелые металлы разделяются по массе атома: самый легкий – литий, самый тяжелый (из нерадиоактивных) – висмут. По реакционной способности металлы делятся на активные, среднеактивные и малоактивные: наиболее активен франций, наименее активна платина. С самой высокой температурой плавления – вольфрам, с самой низкой температурой плавления – ртуть.

878. Металлические сплавы делятся на три основных типа: замещения, внедрения и вычитания. В сплавах замещения атомы растворенного металла замещают в узлах решетки атомы металла-растворителя. В сплавах внедрения атомы растворенного металла внедряются в междоузлия металлической решетки растворителя. Сплавы вычитания образуются при выпадении атомов из объема решетки.

879. Наиболее общее свойство металлов – способность отдавать электроны в процессе реакции. Внешние электроны металлов удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллов, поэтому атомы металлов имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ , Na⁰ –1e^- = Na⁺¹ , 2Fe + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂ , Fe⁰ –3e^- = Fe⁺³.

880. Металлы отличаются от неметаллов большими радиусами атомов и меньшей заполненностью валентных оболочек. Эти особенности обусловливают легкость отрыва электронов от атомов металлов (восстановительные свойства).

С неметаллами: 4Al + 3O2 = 2Al2O3	C водой: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Со щелочами: 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2	С кислотами: 2K + 2HCl = 2KCl + H2
С солями: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

881. При реакции металла с водой из газов может выделиться только водород. Vэ(Н₂) = 11.2 л. Закон эквивалентов: . Мэ(Ме) = 15.6*11.2/4.48 = 39 г/моль. Т.к. валентность металла равна 1, то атомная масса его равна 39 а.е.м. Это калий.

882. Электрохимический ряд напряжений металлов составлен в зависимости от того, насколько активно они отдают в растворе свои электроны, т.е. вступают в электрохимическую реакцию. Ряд напряжений имеет вид: …К….Са…..Мg….Zn….Fe….Sn….H…..Cu…Ag….Au… Свойства: 1)каждый металл способен вытеснять из солей все другие, расположенные правее его в ряду напряжений; 2) металлы, расположенные в ряду левее Н, вытесняют его из кислот; правее – не вытесняют; 3)чем дальше находятся друг от друга два металла, тем большее напряжение будет давать построенный из них гальванический элемент.

883. Более активные металлы вытесняют менее активные из их солей.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2	Ag + HCl = реакция не идет, т.к. серебро менее активно, чем водород
Zn + FeSO4 = ZnSO4 + Fe	Cu + FeSO4 = реакция не протекает, т.к. железо активнее меди

885.

А) WO₃ + 3CO = W + 3CO₂ ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о ΔH^о = 3ΔH^о(CO₂) - ΔH^о(WO₃) - 3ΔH^о(CO) = -3*393.5 + 842.7 + 3*110.5 = -6.3 кДж/моль. ΔS^о = ΔS^о(W)+3ΔS^о(CO₂)-ΔS^о(WO₃)-3ΔS^о(CO) = 32.7 + 3*213.7 – 75.9 - 3*197.5 = 5.4 Дж/(K*моль) a) T = 298 K: ΔG^о = -6.3 – 298*5.4*10^-3 = -7.9 кДж/моль. б) T = 1273 K: ΔG^о = -6.3 – 1273*5.4*10^-3 = -13.2 кДж/моль. Реакция возможна при обеих температурах

Б) WO₃ + 3C = W + 3CO ΔH^о = 3ΔH^о(CO) - ΔH^о(WO₃) = -3*110.5 + 842.7 = 511.2 кДж/моль. ΔS^о = ΔS^о(W)+3ΔS^о(CO)-ΔS^о(WO₃)-3ΔS^о(C) = 32.7 + 3*197.5 – 75.9 – 3*5.7 = 532.2 Дж/(K*моль) а) T = 298 K: ΔG^о = 511.2 – 298*532.2*10^-3 = 352.6 кДж/моль. б) T = 1273 K: ΔG^о = 511.2 – 1273*532.2*10^-3 = -166.3 кДж/моль. Реакция возможна при 1000^oC

В) WO₃ + 3Ca = W + 3CaO ΔH^о = 3ΔH^о(CaO) - ΔH^о(WO₃) = -3*635.5 + 842.7 = -1063.8 кДж/моль. ΔS^о = ΔS^о(W)+3ΔS^о(CaO)-ΔS^о(WO₃)-3ΔS^о(Ca) = 32.7 + 3*39.7 – 75.9 – 3*41.6 = -48.9 Дж/(K*моль) а) T = 298 K: ΔG^о = -1063.8 + 298*48.9*10^-3 = -1049.2 кДж/моль. б) T = 1273 K: ΔG^о = -1063.8 + 1273*48.9*10^-3 = -1001.6 кДж/моль. Реакция возможна при обеих температурах

886. TiCl₄(ж) + 2Mg(к) = Ti(к) + 2MgCl₂(к), ΔG^о = 2ΔG^о(MgCl₂)- ΔG^о(TiCl₄)=2*(-591.6) – (-726.1)=-457.1 кДж/моль. ΔG^о < 0, следовательно, магний вытеснит титан из раствора его соли.

887. Пирометаллургия заключается в проведении процесса получения меди при высокой температуре, а гидрометаллургия – в получении меди при обработке ее руды разбавленным раствором серной кислоты.

888. Способы рафинирования металлов:

а) Перегонка в вакууме – расплавленный металл вакуумируют – при этом летучие примеси удаляются из металла. Например, расплавленную губчатую медь очищают от примесей кислорода в вакууме

б) Зонная плавка – металл и примеси в расплавленном состоянии разделяются в колонне на слои (зоны). Зная положение зоны наиболее чистого металла, можно извлечь его, оставив примеси в колонне. Так очищают железо от шлаков.

в) Терморазложение летучих соединений – загрязненный металл обрабатывают веществами, переводящими его в газообразные соединения, которые впоследствии разлагают, получая чистый металл. Так получают титан через иодид титана.

г) Электролиз – под действием электрического тока металлы из расплавов (а некоторые и из растворов) выделяются в очень чистом состоянии. Так очищают медь, проводя электролиз раствора сульфата меди.

889. Общие физические свойства металлов. Большинство металлов в твердом состоянии обладают ковкостью, тепло- и электропроводностью, а также некоторыми другими свойствами. Ковкость металлов объясняется способностью плоскостей кристаллической решетки металла смещаться друг относительно друга без разрыва связей. Тепло- и электропроводность объясняются тем, что в решетке металла имеется т.н. электронный газ, т.е. свободные электроны, которые легко мигрируют от атома к атому, перенося тепло и электрический ток.

890. Согласно зонной теории, при образовании металлической решетки электроны распределяются по 2-м зонам: валентная зона и зона проводимости. Расстояние между этими зонами называется запрещенной зоной (ΔЕ). У металлов ΔЕ практически равно 0, поэтому металлы – хорошие проводники тока и тепла. Электроны свободно мигрируют от одного атома к другому, обусловливая тепло- и электропроводность. У полупроводников ΔЕ = 0.5 – 1.1 эВ, они проводят ток только в определенных условиях. У изоляторов ΔЕ = 1.1 – 7 эВ, электрический ток они не проводят.

891. Электродный потенциал ионов водорода в воде, рассчитанный по уравнению Нернста, при условии, что концентрация ионов водорода составляет 10^-7 г-ионов/л, равен: Е = Е⁰ + 0.059*lg (H⁺) = 0.059*(-7) = -0.41 В. Следовательно, с водой будут реагировать только металлы, стоящие до кадмия (Е⁰ = -0.40 В). 2К + H₂O = K₂O + H₂, Ba + H₂O = BaO + H₂ , 2Fe + 3H₂O = Fe₂O₃ + 3H₂

892. На воздухе поверхность магния покрывается пленкой оксида, которая не растворяется в холодной воде, но растворяется в горячей. Поверхность алюминия на воздухе также покрывается пленкой оксида, которая имеет очень маленькое произведение растворимости (1*10^-32 ), поэтому алюминий не взаимодействует ни горячей ни с холодной водой.

893. При стандартных условиях окислителем в HCl и H₂SO₄ является водород. Реакция протекает, когда потенциал окислителя больше потенциала восстановителя, поэтому при н.у. с данными кислотами взаимодействуют металлы, потенциал которых меньше водородного. При разбавлении раствора кислоты потенциал водорода уменьшается, поэтому свинец, потенциал которого близок к водородному, не взаимодействует с разбавленными кислотами, но реагирует с концентрированными.

Кислота	Концентрация	К-Ba-Ca-Na-Mg	Pb
Соляная	Разбавленная Концентрированная	Соль+Н2 Соль+Н2	Не реагирует PbCl2 +Н2
Серная	Разбавленная Концентрированная	Соль+Н2 Соль+H2S+H2O	Не реагирует PbSO4 + SO2 + H2O

894. а) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

б) Fe+ HCl + 6H₂O = [Fe(H₂O)₆]Cl₂ + H₂

в) 2Fe + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂

г) 2Fe + 6HCl + 6H₂O = 2[Fe(H₂O)₆]Cl₃ + H₂

Наиболее устойчивая степень окисления железа +3, в водных растворах железо координирует вокруг себя 6 молекул воды, поэтому наиболее вероятное взаимодействие г).

895. При взаимодействии металлов с серной кислотой обычно образуется смесь продуктов восстановления H₂SO₄. Состав смеси продуктов зависит от активности металла. Поэтому описать реальный процесс взаимодействия металла с кислотой одним уравнением невозможно. Обычно пишут наиболее термодинамически вероятное уравнение реакции. Реакция термодинамически тем вероятнее, чем больше разница между стандартными электродными потенциалами окислителя и восстановителя.

Полуреакция	Потенциал, В
Zn - 2e = Zn^2+	-0.76
SO4^2- + 10H^+ + 8e^- = H2S + 4H2­O	0.30
SO4^2- + 8H^+ + 6e^- = S + 4H2­O	0.36
SO4^2- + 4H^+ + 2e^- = SO2 + 2H2­O	0.22
2SO4^2- + 10H^+ + 8e^- = S2O3^2- + 5H2­O	0.29

Из таблицы видно, что наиболее вероятной реакцией будет восстановление до свободной серы: 3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

896. Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O. n(SO₂) = V/Vм = 33.6/22.4 = 1.5 моль. Согласно уравнению реакции, n(Cu) = n(SO₂), следовательно, m(Cu) = n*M = 1.5*64 = 96 грамм.

897. При взаимодействии металлов с азотной кислотой обычно образуется смесь продуктов восстановления HNO₃. Состав смеси продуктов зависит от активности металла. Поэтому описать реальный процесс взаимодействия металла с кислотой одним уравнением невозможно. Обычно пишут наиболее термодинамически вероятное уравнение реакции. Реакция термодинамически тем вероятнее, чем больше разница между стандартными электродными потенциалами окислителя и восстановителя.

Полуреакция	Потенциал, В
Mg - 2e = Mg^2+	-2.37
NO3^- + 10H^+ + 8e^- = NH4^+ + 3H2­O	0.86
2NO3^- + 17H^+ + 14e^- = N2H5^+ + 6H2­O	0.84
2NO3^- + 12H^+ + 10e^- = N2 + 6H2­O	1.24
NO3^- + 4H^+ + 3e^- = NO + 2H2­O	0.96
NO3^- + 2H^+ + e^- = NO2 + H2­O	0.80

Из таблицы видно, что наиболее вероятной реакцией будет восстановление до свободного азота: 6Mg + 14HNO₃ = 6Mg(NO₃)₂ + N₂ + 7H₂O

898.

Дано: V(HNO3) = 1 л. W% = 4% P = 1.02 г/мл. m(Са) =?

4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Найдем количество азотной кислоты: m(р-ра HNO3) = V*p = 1000*1.02 = 1020 г. m(HNO3) = 1020*4%/100% = 40.8 г. n(HNO3) = m/M = 40.8/63 = 0.65 моль. По реакции n(Ca) = 4/10n(HNO3) = 0.26 моль. m(Ca) = n*M = 0.26*40 = 10.4г.

899. Молибден растворяют при помощи смеси концентрированных азотной и фтороводородной кислот:

Мо + 6HNO₃ + 8HF = H₂[МоF₈] + 6NO₂ + H₂O

900. Наиболее вероятной реакцией будет та реакция, в которой потенциал окислителя будет больше потенциала восстановителя, причем разница между потенциалом окислителя и восстановителя будет максимальной. Следовательно наиболее вероятна реакция: 3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O.

901. Эти металлы в раствор переводят с помощью смеси концентрированных плавиковой и азотной кислот:

W + 6HNO₃ + 8HF = H₂[WF₈] + 6NO₂ + H₂O

3Nb + 21HF + 5HNO₃ = 3H₂[NbF₇] + 5NO + 10H₂O

3Ta + 21HF + 5HNO₃ = 3H₂[TaF₇] + 5NO + 10H₂O

902. Амфотерность веществ объясняется малым различием прочности связей R-H и О-Н в соединениях. Амфотерные электролиты способны диссоциировать как кислоты и как основания:

H⁺ + RO^- = ROH = R⁺ + OH^-

Zn + 2NaOH +2H₂O = H₂ + Na₂[Zn(OH)₄], Zn + 2NaOH = H₂ + Na₂ZnO₂

Cr + 3NaOH + 3H₂O = Na₃[Cr(OH)₆], 2Cr + 6NaOH = 3H₂ +2Na₃CrO₃

903.

Дано: m(сплава) = 1 кг w%(NaOH) = 30% p = 1.33 г/мл

В одном кг сплава с 40% Ni содержится 600 г. Al. n(Al) = m/M = 600/27 = 22.2 моль. С NaOH взаимодействует только алюминий: 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2 По уравнению реакции n(NaOH) = 3n(Al) = 66.6 моль. m(NaOH) = n*M = 66.6*40 = 2664 г. m(раствора NaOH) = 2664*100%/30% = 8880 г. V(NaOH) = m/p = 8880/1.33 = 6.7 л.

904. Ag + Mg(NO₃)₂ = реакция не протекает, т.к. потенциал серебра больше потенциала цинка.

Mn + CuSO₄ = MnSO₄ + Cu

Zn + 2AgNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2Ag

Pt + CuSO₄ = реакция не протекает, т.к. потенциал платины больше медного.

905. Активные металлы вытесняют менее активные металлы из растворов их солей. Поскольку Pt менее активна, чем Cu, Zn менее акитвен, чем Al, Cu менее активна, чем Sn, то ни один из указанных реакций напрямую не идет. В случае гидролиза:

1. 2CuSO₄ + 2H₂O = (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ – платина не взаимодействует с серной кислотой

2. AlCl₃ + H₂O = AlOHCl₂ + HCl – цинк взаимодействует: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

3. SnCl₂ + H₂O = SnOHCl + HCl – медь не взаимодействует с соляной кислотой

Ответ – второй случай.

906. Озоновый слой в атмосфере Земли является важной защитой живых организмов от вредного ультрафиолетового излучения Солнца и космического излучения. Озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах и при действии УФ-лучей на молекулярный кислород по реакциям: 3О₂ = 2О₃ и О₂ + h٧ = 2О, О + О₂ = О₃.

907. Нарушение защитного озонового слоя Земли вызывает попадание в атмосферу таких веществ, как фреоны (фтор-, хлоруглероды),оксиды азота NOx, бромпроизводные, оксид углерода (II).

С фреонами: CFCl3 + h٧ =.CFCl2 + Cl.; С NOx: N₂O + h٧ = N₂ + O.

Cl. + О₃ = ClO + O₂ N2 + O. = 2NO

ClO + О. = Cl. + O₂ NO + O₃ = NO₂ + O₂

NO2 + O. = NO + O₂

Суммарная реакция: О 3 + О = 2О2; Суммарная реакция: О₃ + О = 2О₂

С оксидом углерода: СО + О3 = СО2 + О2.

908. Непрерывный рост в атмосфере СО2 связан с все возрастающим использованием топлива. При его сжигании в атмосферу выбрасывается огромное количество СО₂ и пыли. Концентрируясь в атмосфере, СО₂ задерживает тепловое излучение Земли. Он играет ту же роль, что и стекло в теплице, создавая «парниковый эффект». Это может привести к изменению климата на Земле, к таянию ледниковых шапок, повышению уровня мирового океана, затоплению огромного количества земель.

909. Причиной неуклонного возрастания СО в атмосфере является все возрастающее использование автомобильного транспорта, в выхлопных газах которого в основном содержатся СО. Это вещество очень активно взаимодействует с гемоглобином крови (в 200 раз активнее кислорода), заменяя кислород, поэтому в больших количествах СО опасно для здоровья людей. В атмосфере окисление СО до СО₂ происходит крайне медленно из-за устойчивости молекулы СО, в которой между углеродом и кислородом осуществляется одна π- и одна σ- связь.

910. SО₂, выбрасываемое в атмосферу в огромных количествах, нарушает экологическое равновесие в природе. Наибольшие количества этого вещества выбрасывают предприятия цветной металлургии за счет окислительного обжига сульфидных руд, и тепловые электростанции.

911. Попадая в атмосферу, SО₂ взаимодействует с парами воды, образуя сернистую кислоту: SО₂ + Н₂О = Н₂SO₃. Выпадая вместе с осадками, сернистая кислота вызывает разрушение металлических конструкций, уменьшает продуктивность почв, вызывает рост кислотности водоемов, гибель их обитателей.

912. Причиной выпадения кислотных дождей является взаимодействие SО_2, выбрасываемого предприятиями, с парами воды с образованием сернистой кислоты: SО₂ + Н₂О = Н₂SO₃. Кислотные дожди вредят сельскохозяйственным угодьям, вызывают гибель обитателей водоемов, разрушают металлические и строительные конструкции.

913. Наиболее опасными для человека являются: ртуть, свинец и кадмий. Источниками загрязнения окружающей среды свинцом являются автомобили, в выхлопных газах которых содержится свинец (в бензин добавляют этилат свинца – специальную добавку). Свинец и кадмий попадают также с выбросами предприятий черной и цветной металлургии, при сжигании отходов и мусора. Ртуть попадает в окружающую среду при использовании в сельском хозяйстве ртутьсодержащих фунгицидов, а также содержится в продуктах сгорания топлива.

914. Круговорот азота в природе: 1 НNO₃ и нитраты 2

8 6

N₂ 5 белок

7 4

9 NH₃ и соли аммония 3

Первичное образование кислородсодержащих соединений азота связано с грозами(1). Нитраты и соли аммония являются материалом для выработки белковых веществ(2, 4). Под воздействием специальных бактерий останки белков претерпевают ряд изменений, при этом азот из них переходит в аммиак и соли аммония(3). Частично продукты гниения превращаются в нитраты(5). Часть азота при лесных и степных пожарах, а также при гниении и деятельности некоторых видов бактерий выделяется в свободном состоянии(6, 7, 8). Другой вид бактерий в присутствии органических веществ способен переводить свободный азот в аммиак(9).

915. Круговорот кислорода в природе:

916. Круговорот углерода в природе: 1 зеленые растения 2

4 5

атмосфера и гидросфера 3 животные

7 минералы 6

Растениями из атмосферы и океана извлекается СО₂(1). Животные поедают растения (2). Дыхание животных и растений, тление их останков(3, 4) постоянно возвращает углерод в атмосферу и гидросферу. Часть останков минерализуется (5, 6) с образованием ископаемых углей, нефтей и др. Часть углерода из атмосферы и океана в результате неорганических реакций также отлагается в виде минералов(7). Выветривание горных пород(8) приводит к пополнению углерода в атмосфере.

917. Круговорот серы: H₂SO₄ и сульфаты

1 2

S 3 белок

5 H₂S и сульфиды 4

При взаимодействии серы с кислородом воздуха и водой образуется сначала сернистая, а затем серная кислота (1). H₂SO₄ сразу же после образования вступает во взаимодействие с солями более слабых кислот, находящихся в почве или воде, с образованием сульфатов. Сульфаты отлагаются в виде минералов в горных породах, накапливаются в реках. При взаимодействии сульфатов с органическими веществами выделяется сероводород (3). Часть сульфатов извлекается из почв и вод растениями, преобразуются в содержащие серу белковые вещества (2), которые затем усваиваются животными. При отмирании живых организмов белковые вещества разлагаются, и сера освобождается в виде сероводорода (4). Сероводород легко окисляется до свободной серы с помощью кислорода воздуха, а также под действием особого вида бактерий (5).

918. Круговорот фосфора: Р_почвы Р_белка

Дата добавления: 2015-08-03