nekrasovI (1114433), страница 17
Текст из файла (страница 17)
Прн боле высоких концентрациях к этнм снмптомам добавляются тошнота, кровотечение из носа н воспаление глаз. В пронзводственных усаовнях озон может образовываться всюду, где происходят электрические разряды нлн деАстаует коротковолновое нзлученне.'Повышенное его содержание часто обнаруживается. например, в рентгеновских кабачетах. Иакснмально допустимой концентрацней озона в закрытых помещениях считается О,! мг/м'. 5) Обычно используемый для получення озона тихий разряд возникает в газе прн малых плотностях тока (рнс.
11-13). Для повышения выхода Оз вводить в азана. тор следует осушеиный н охлажденный кислород (прн замене его воздухом в плохо сконструнрованных аппаратах наряду с Оз могут частнчно получаться окнаты азота). Образование озона ндет, по-внднмому, а две стаднн: первой является распад под действием тихого разряда молекулы кислорода нь атомы (Оз+ 119 ккпь = О+ О), второй — сасднненне атомов кислорода с нераспавшнмнся молекуламн (О+ Оз = = Оз+ 25 клал). 6) Более нлн менее значительный процент озона содержнтся в кислороде, абра. зуюшемся при распаде различных перекнсных соедниеннА.
Небольшие колнчества азана можно получить слабым нагреванием (в пробирке) персульфата аммонпя с концентрированной азотной кнслотоА нлн действием концентрнрованной Н»80, на ВаО» С хоРошими выходами — более 20 вес.Т» — озон может быть полУчен в большнх количествах электролизом концентрнроваиных (40 вес.Ъ) водных растворов хлорной кислоты прн ннзкнх температурах (ннже — 50'С) н уменьшенном давленнн (0,1 агм). Т) 55 В Ломоносов формулировал закон сохранения квк единый закон веч. нчстн материи и ее движения: «Все перемены в натуре случаюшнеся такого суть со.
стояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько прнсавакупнтся к другому. так. ежеля где убудет несколько материи, то умножится в другом месте.„ Сей всеобщий естественный закон простирается н в самые правнла двнження: нбо тело, э 4 Озон дю н:ушее своею силою другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообшает другому, которое от него движение получаетз, Я) «Вопрос о количестве теплоты, выделяемой нлн поглощаемой при химических реакциях, очень сложен, так как рядом с химическим процессом имеют место и физические явления, также могущие влиять иа термическую сторону дела», — писал Д 'г!.
Менделеев в 1875 г. В частности, нв общее выделение или поглощение энергии при той нли иноА химическоА реакции более или менее существенное влияние оказы. вает переход реагируюшйх веществ из одного агрегатного состояния в другое, так как все подобные переходы связаны с выделением илн поглощением энергии. В термохнмви агрегатные состояния исходных веществ и получающихся продук. тов условно обозначают, заключая формулы твердых при условиях протекания реак. ции веществ в квадратные скобки. жидких — в фигурные (или оставляя их без скобок) н газообразных — в круглые.
Другой часто применяемый способ обозначения агрегатных состояний использует начальные буквы их названий — (г), (ж) и (т) в виде индексов при формулах, Термохимические уравнения часто относит к одной грамм. молекуле получающегося вещества. В соответствии с этим реакция распада озона записывается следующим образом: з/з(Оз) (Оз) + 22,7 ккал При отсутствии указаний относительно агрегатных состояний входящих в ураинение веществ подразумевается, что они находятся в том виде, которыА соответствует условиям протекании реакции, а если этн условия не оговорены, то обычным условиям (комнатная температура, атмосферное давление). 9) Химические процессы проводятся обычно зюд неизменным (чаше всего — атмо.
сферныы) дав.зеинем, но при различных температурах, причем изменение температуры влияет на тепловой эффект. Например, для реакции по уравнению 2(50В + (Оз) = 2(50з) + Я имеем: 2емяерзттрз. «0. зз 466 666 666 тав Ф. кЛал ......, ВДО Зжа 46, ° зв,в 463 Подобным зке образом теплота синтеза аммиака по уравнению (г)з)+ 3(Нз) = — 2(!чНз) + 12, равная 22,1 ккал при 25'С, составляет 25 4 клал при 500 'С и 26 2 икал прп 660'С. Так как научная литература по международному соглашению (в целях сопогтавимостн) обычно приводит данные, отнесенные к 25'С, ими приходится пользоваться для оценки тепловых эффектов реакций, протекающих и при других температурах. Приведенные примеры показывают, что привносимые этим ошибки, квк правило.
невелики. Следует также отметить различие з н а к о в тепловых эффектов, принятых в термохимии н термодинамике. Термохимия рассматривает энергетику вроцессов с точки зрения нх 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 н положительным знаком отмечает поглощение тепла. Поэтому прн пользовании справочниками необходимо прежде всего установить проводимую в них систему обозначений.
В настоящей книге праията термохимическая система. 1О) Распад молекулы озона инициируется, по-видимому, ее столкновением с какой-либо другой частицей (Х). Действительный ход превращения озона в обычныА кислорол хорошо описывается следующими уравнениями: Оз+ Х = Х+ Оз+ 0 н затем О+ Оз = 20з. Почлеиное сложение этих двук реакций (с сокрашением одинаковых членов) приводит к данному в основном тексте суммарному уравнению: 20з = 30ь 11) Взрывоопасность озона резко уменьшается при полном исключении возмож. ности его соприкосновения даже со следами способных окисляться иеществ.
Эффективным путем повышения стабильности (устойчивости) озона является предварительное пропускание исходного молекулярного кислорода сквозь слои нагрсгой до 700 'С 1й Впаду». Кислород окиси мели. Газообразные снеси озона с кислоролои взрывобезопасны лишь прн содержании в иих более 60 объеинтй кислорода. По стабилизации концентрированного озона имеется обзорная статья. * 12) После некоторого поверхностного окисления ловольно хорошо противостоят лействню озона Сц, (Ч( и Бп. Не разрушается озоном также сплав железа (не солержзшего углерода) с 25% хрома.
13) Практическое применение озона основано иа его сильиои окисляющсм н стернлрзуюшем действии. Пол действием озона погибают ие только бактерии, но н грибковые образованна, и вирусы. Озонированным воздухом пользуются лля дезинфекции помешенйй (хололильнык склалоа и лр.), устранения неприятных запахов (в курительных комнатах и т, л), стерилизации питьевой волы, конлиционировання воздуха и провелеиия некоторых других окнслнтельных процессов. Сжигание горючих веществ в атмосфере озона созлает возможность резкого ускорении сгорания н получения более высоких температур, чем при сжигании тех же веществ в кисзороде. Поэтому озон представляет большой интерес лля реактивной техники. $ о.
Основные классы соединений. Уже в конце ХЧП1 нека наметилось деление химических элементов на две группы: металлы и металлоидвц Различие между ними бросалось в глаза прежде всего по физическим свойствам: металлический блеск, ковкость, тягучесть были обычно характерны для первых и не наблюдались у вторых. Однако не эти признаки послужили основным критерием принадлежности элемента к той или иной группе — им являлся химический характер продуктов, которые получались в результате взаимодействия рассматриваемого элемента с кислородом и водой.' При соединении элемента с кислородом в валентных соотношениях получается окисел данного элемента. Все окислы можно рассматривать как продукты полного замещения на данный элемент атомов водорода в молекулах воды.
Отдельные окислы носят различные названия. Если элемент образует с кислородом только одно соединение, то оно называется о к и с ью. Так, 1(зО, МйО, А1зОз представляют собой соответственно окись лития, окись магния, окись алюминия. Если для элемента известно два различных окисла, то тот, в котором кислорода относительно меньше, называют обычно закисью, а тот, в котором кислорода больше,— ок нс ью.
Например, СцзΠ— закись меди, СцΠ— окись меди, РеО— закись железа, ЕезОз — окись железа и т. д. Окислы, в которых на один атом элемента приходится два или три атома кислорода, часто называют двуокисям и илн трехокисям н, например, ХОз— двуокись азота, СгО,— трехокись хрома и т. д. Если, наконец, элемент образует большее число окислов, то остальные называют обычно а н г и д р и д а м и тех кислот, которые получаются при действии на ни.с воды, Примером может служить азот, для которого известно пять окислов: ХтΠ— закись азота, ХΠ— окись азота, ХтОз — азотистый ангидрид, ХОз — двуокись азота, ХзОв — азотный ангидрид, От указанной номенклатуры встречаются и отклонения.
Например, соединенуи состава ЭзОз (где Э вЂ” общее обозначение элемента) иногда называют «полу. торными» окислами; в тех случаях, когда элемент образует два окисла типов ЭО и ЭОт, первый называют обычно окисью, второй — двуокисью (вместо закнси и окиси). Пример: СΠ— окись углерода, СОз — дву. окись углерода. " ' Тока рева С. А., Вольв о а И и., усоеха химан. 1Зат, Ха а, Ваб. ° а Приведенная иоиенклатура окислов сложилась стихийно и стралает многими недостатками.
Главное то, что в ней нет олнозначного соответствия между наэванвем соехииения и его формулой. Например, оп и н в к о в о называемые окисямн (лзО, МяО н д(аОа имеют р а зн ы й состав, а охи от и пи ые по составу СцО и геО носят э д Основные классы соединений По более рациональной номенклатуре точно определяется состав окисла с использованием для атома кислорода термина «окснд» (в более общем случае — «оксо»). Например, будем иметь дилитин-оксид (1лзО), магний-оксид (МпО), диалюминнй-триоксид (А)зОз) и т.
д. В результате взаимодействия окислов с водой образуются гидро- окиси соответствующих элементов. При этом металлические окислы дают основания, металлоидные — кислоты. Сам процесс заключается в присоединении к окислу воды, например: МйО+ НзО =Мк(ОН)з основаняе (гядрат окиси магния) ВОз+ НзО = Нз$0< ккслотв (серпая кислота) Названия оснований часто образуют, прибавляя к названию соответствующего окисла слово г и д р а т (соединение с водой). Например, Мц(ОН)х — гидрат окиси магния, СиОН вЂ” гидрат закиси меди, Сп(ОН)г — гидрат окиси меди и т. д. Кроме этих названий, для некоторых оснований применяются и чисто эмпирические. Например, гидрат окиси натрия иногда называют едким натром.
Большинство оснований почти нерастворимо в воде. Те, которые хорошо растворяются (главным образом )ч)аОН, КОН), часто называют щелочами. В состав молекулы всякого основания входят металл и некоторое, в зависимости от его валентности, число радикалов ОН. Зная, что гидроксил одновалентен, нз формулы основания легко найти валент- ность металла или по валентности металла составить формулу основания. При рационализированных названиях гидроокисей (с использо. ванием для радикала ОН термина «гидроксид» или «гидроксо») формула дается прямо в названии: например, медь-гидрокснд — СиОН или медь-дигидроксид — Си(ОН),. Число имеющихся в молекуле гидроксилов определяет к и сл от ность основания.
Так, )ч)аОН вЂ” однокисдотное основание, Мд(ОН)з — двухкислотиое и т. д. Названия кислот производят от названий тех элементов, которые их образовали. Например: НзСгО, — хромовая кислота, НзВОз — борная кислота н т. д. Если элемент образует,две кислоты, то названия нх отличаются окончаниями: в содержащей больше кислорода название оканчивается на над или овал, в кислоте с меньшим содержанием кислорода — на истая или оаисгия. Например: Н)ч)Оз — азотная, Н)ч)Оз— азотистая кислота, Нз$0< — серная, Нз$0з — сернистая кислота, НзАзО< — мышьяковая, НзЛэОз — мышьяковистая кислота и т.
д. Хотя большинство кислот имеет в своем составе кислород (отсюда и само название этого элемента), однако существуют и кислоты, которые его не содержат. Названия таких бескислородных кислот обычно имеют окончание водородная, например НС! — хлористоводородная (соляная) кислота, Нз5 — сероводородная кислота н т. д. Как видно из изложенного, молекулы всех кислот содержат водород и кяслотный остаток. Число атомов водорода, способных замешаться иа металл, определяет оси оп ность кислоты (и одновременно валеитность кислотного остатка).
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
