Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Реферат: Загальні відомості про елементи - неметали та їхні сполуки

Название: Загальні відомості про елементи - неметали та їхні сполуки
Раздел: Рефераты по астрономии
Тип: реферат Добавлен 23:30:40 26 января 2011 Похожие работы
Просмотров: 37 Комментариев: 2 Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать

Розділ І

ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ

ОКСИГЕН І СУЛЬФУР

§ 1. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИГЕНУ І СУЛЬФУРУ

Історичні відомості. Про історію відкриття кисню, моле­кули якого складаються з елемента Оксигену, ви довідалися ще у 8 класі. Тепер ознайомтеся з деякими історичними відомостями про сірку, що складається з елемента Сульфуру.

Сірка відома людині з давніх-давен. Легендарний дав­ньогрецький поет Гомер, який жив між XII і VIII ст. до н. е. і вважається автором епічних поем «Іліада» і «Одіссея», зазначає, що сірка застосовувалась для куріння під час релі­гійних обрядів. Вона входила до складу славнозвісного в історії стародавнього світу грецького вогню. Секретом його виготовлення володіли грецькі царі протягом чотирьох віків. У 941 р. під стінами Царграду було знищено флот київсько­го князя Ігоря. Літописець, розповідаючи про цю подію, за­значає, що греки пускали вогонь, ніби блискавку на небі, яка спалювала воїнів Ігоря, через що вони не змогли подо­лати греків. Про найдавніше знайомство людини з сіркою свідчить і походження її назви (від санскритського[1] слова «сіра», що означає світло-жовтий).

Оксиген і Сульфур — елементи VI групи періодичної си­стеми, входять до складу головної підгрупи.

Електронна будова. Що ж видно з електронних формул Оксигену 1s2 2s2 2p4

і Сульфуру 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 , які ви щойно записали?

Вони показують, що в атомах Оксигену і Сульфуру на зовнішньому електронному шарі міститься по 6 електронів (див. підкреслене в електронних формулах) —п s2 пр4 . В ато­мах Оксигену ці 6 зовнішніх електронів розміщуються на орбіталях двох типів —s і р (одна s - і три p -орбіталі):

8 O n=2

За рахунок двох неспарених p-електронів атом Оксигену, як правило, утворює два ковалентні зв'язки. При цьому він проявляє ступінь окиснення -2, наприклад Н2 О-2 , Fe2 O-2 3p , H2 So4 -2 .

У сполуках з найбільш електронегативним елементом — Флуором Оксиген виявляє позитивний ступінь окиснення, наприклад у фториді оксигену O+2 F2 -1

Існують сполуки, що містять зв'язок Оксиген—Оксиген (О—О), наприклад пероксид гідрогену Н2 +1 O2 -1 або пероксид барію Ва+2 O2 -1 . Ступінь окиснення Оксигену в таких сполуках дорівнює, як вважається, -1.

На відміну від Оксигену, який міститься у другому періоді періодичної системи і електрони в його атомах розміщені на двох електронних шарах (а електрони другого шару—на s- і p-орбіталях), Сульфур міститься у третьому періоді. Це означає, що електрони в атомах Сульфуру розміщені на трьох електронних шарах, а електрони третьо­го шару можуть розміщуватись на s-, р- і d-орбіталях (якщо атом перебуває у збудженому стані).

Отже, на відміну від атома Оксигену атом Сульфуру (ізольований, хімічно не зв'язаний) на зовнішньому елек­тронному шарі має вільні орбіталі, на які можуть переходи­ти електрони під час збудження атома, коли із затратою деякої енергії відбувається розпаровування електронних пар для утворення хімічних зв'язків з іншими атомами.

Таким чином, в атомі Сульфуру електрони на зовніш­ньому електронному шарі можуть розміщуватися так:

16 S n=3 hjосновний стан атома

16 S n=3

16 S n=3

Атом Сульфуру, в якому є 2, 4 або 6 неспарених електро­нів, може виявляти у сполуках ступінь окиснення -2, +4, +6.

Наприклад: H2 S-2 ; S+4 O2 ; S+6 O3 ; H2 S+6 O4 ; Na2 S+6 O4 .

Атом Сульфуру порівняно з атомом Оксигену має більший радіус (чому?) і виявляє меншу елекгронегативність.

§ 2. ПОНЯТТЯ ПРО АЛОТРОПІЮ. ОЗОН

Хімічні елементи у вільному стані існують у формі простих речовин. Так, елемент Оксиген утворює дві прості речовини — кисень О2 та озон О3 .

Озон. Якщо на кисень подіяти електричним розрядом, то з'являється характерний запах свіжості —утворюється газуватий озон:


3O2 2O3 ; ΔH =283,6 кДж.

Кисень поглинає енергію і перетворюється на озон, а озон самовільно розкладається, утворюючи кисень.

Обидві прості речовини —кисень O2 і озон О3 —утво­рені одним і тим самим хімічним елементом — Оксигеном, а властивості у них різні (табл. 1).

Явище існування хімічного елемента у вигля­ді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою, називається алотро­пією, а самі прості речовини- алотропними формами (модифікаціями).

Отже, кисень O2 і озон О3 —алотропні форми елемента Оксигену.

Порівняння властивостей кисню O2 і озонe О3 засвід­чує, що окисна активність озону вища, ніж кисню. Наприк­лад, вже за звичайних умов він окиснює багато які малоак­тивні прості речовини (срібло, ртуть тощо):

8Ag+2O3 =4Ag2 O+O2 ­

Таблиця 1. Властивості кисню й озону

Властивості простих речовин

Прості речовини

Кисень

озон

Агрегатний стан за звичайних умов

Газ

Газ

Колір

Безбарвний

Синій

Запах

Без запаху

Різкий, своєрідний

Розчинність (у 100 об’ємах Н2 О при 200 С)

3 об’єми

49 об’ємів

Густина газу за н.у.

1,43 г/л

2,14 г/л

Температура кипіння

-1930 С

-1120 С

Температура плавлення

-2190 С

-1920 С

Фізіологічна дія

Неотруйний

Дуже отруйний

Хімічні властивості

Окисник

Дуже сильний окисник

Реакційна здатність

Висока

Жуже висока

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону Оз , і в реакціях окиснення беруть участь саме ці атоми Оксигену.

Застосування озону зумовлене його винятковими окис­ними властивостями. Озон використовується для озонуван­ня питної води, що значно ефективніше, ніж хлорування; для знешкодження промислових стічних вод; вибілювання тканин, мінеральних масел; як дезінфікуючий засіб у меди­цині; як окисник ракетного палива.

Зверніть увагу на фізіологічну дію озону: він отруйний для людини, тварин і рослин. Невеликі концентрації озону в повітрі створюють відчуття свіжості, але вдихання повітря навіть із зовсім малою концентрацією озону викликає по­дразнення дихальних шляхів, кашель, блювоту, запаморо­чення, стомленість.

Проте озон може бути не лише шкідливим, а й корис­ним.

Роль озону в збереженні життя на Землі. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається (вночі менша, вдень більша). Влітку і навесні його в повітрі у 3,5 раза більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над еква­тором, в атмосфері міст —вищий, ніж у сільській місцевос­ті. З віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20—25 км. Там утворюється так званий озоновий шар.

Озоновий шар відіграє значну роль у збереженні життя на нашій планеті. Він затримує найбільш згубну для люди­ни, тварин і рослин частину ультрафіолетової радіації Сон­ця, яка спричинює онкологічні (ракові) захворювання шкі­ри. Окрім того, озоновий шар разом з вуглекислим газом СО2 , поглинає інфрачервоне випромінювання[2] Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Так озоновий шар забез­печує збереження життя на Землі.

Виникає запитання, звідки ж береться озон в атмосфері і як саме він захищає нас.

Озон утворюється у верхніх шарах атмосфери внаслідок поглинання киснем ультрафіолетового випромінювання Сонця:

O2 + hv ® O + O

O + O2 ® O3

Крім того, поглинаючи променисту енергію Сонця (фотони), молекули кисню переходять у збуджений стан (помічено зірочкою) і під час дальшої взаємодії зі звичай­ним киснем також утворюють озон:

O2 + hv ® O2

O2 + O2 ® O3 + O

O + O2 ® O3

Озон, що утворився, огортає Землю з усіх боків. Але мо­лекули озону існують недовго. Відбувається зворотна реакція фотохімічного розкладу[3] озону, яка, власне, являє со­бою поглинання озоном фотонів:

O3 + hv ® O2 +O

Отже, в атмосфері існує цикл озону—збалансоване утворення і розклад його. Результатом існування цього циклу є перетворення ультрафіолетового випромінювання Сонця на теплову енергію. Але для нас головна «заслуга» озону полягає в тому, що він, «жертвуючи собою», поглинає ультрафіолетове випромінювання і тим самим не допускає високоенергетичні фотони Сонця до Землі.

Озоновий шар не є стабільним. Він може самовільно то збільшуватись, то зменшуватись над певною місцевістю по кілька разів на рік. Під впливом природних факторів (фото­хімічного розкладу, виверження вулканів, значного перемі­щення великих повітряних мас), а більшою мірою під впли­вом забруднення навколишнього середовища він зазнає руйнування, внаслідок чого утворюються так звані «озонові дірки», які збільшують ультрафіолетове навантаження на все живе на Землі.

Причиною техногенного[4] руйнування озонового шару є забруднення атмосфери оксидами нітрогену, наявність яких у 20 разів збільшує токсичність озону. Так, масове викидан­ня в атмосферу вихлопних газів реактивних літаків, що містять оксиди нітрогену, руйнує озоновий шар. Окрім того, використання хлоро- і флуоровмісних речовин (фрео­нів) у холодильних машинах також спричинює руйнування озонового шару. Адже фреони, якщо потрапляють в атмос­феру, реагують лише з озоном, бо відносно інших речовин вони інертні. Внаслідок цього над місцевістю може утвори­тися «озонова дірка».

Над Україною (окрім південної частини) загальний вміст озону за останні 20 років зменшився на 6 %, і утворилася аномальна[5] зона. Вам про це слід пам'ятати! Особливо небезпечна «озонова дірка» влітку. У цей період дуже потер­пають очі, тому треба користуватися сонцезахисними окулярами. Варто утримуватися і від загару, щоб не зашкодити шкірі.

Алотропія кисню й озону зумовлена різною кількістю атомів Оксигену в молекулах речовин —О2 і О3 .

Проте буває й інша причина алотропії —різна структура кристалів. З таким типом алотропії ви ознайомитеся на прикладі сірки.

Сірка за звичайних умов — крихка кристалічна речовина жовтого кольору. Погано проводить теплоту і не проводить електричного струму. У воді не розчиняється, краще розчи­няється в деяких розчинниках (у сірковуглеці СS2, бензині, ефірі та ін.).

Мал.1 Форма молекул сірки

І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S8 , які формою нагадують корону. (мал. 1). Але в кристалах ці молекули можуть бути упаковані по-різному.

Якщо молекули розташо­вані щільно, утворюється алотропна форма ромбічна сірка. Менш щільне упакування молекул спричинює виникнення іншої алотропної форми —моноклінної сірки (мал. 2).

Різна будова кристалів ромбічної і моноклінної сірки зумовлює різні їхні фізичні властивості. Деякі з них наводяться у таблиці 2.

а б

Мал.2 Кристалічні форми сірки:

б) ромбічна; б) - моноклінна

Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: пластична сірка — коричнева гумоподібна маса. Їй можна надати будь-якої форми, навіть розтягнути в нитку. Ця властивість пластичної сірки пояснюється : тим, що вона не містить молекул S8 , а складається з довгих ланцюжків атомів Сульфуру. Ці ланцюжки безладно пере­плутані між собою. Під час розтягування вони розпрямля­ються, а якщо відпустити — знову скручуються. Цим пояс­нюється еластичність даної форми. Але пластична сірка дуже нестійка, швидко загусає, твердне, стає крихкою і пе­ретворюється на ромбічну.

Отже, у сірки є дві основні алотропні форми: ромбічна і моноклінна. Обидві вони складаються з молекул S8 , а різняться кристалічною будовою.

Таблиця 2. Властивості ромбічної і монокдінної сірки

Властивості простих

Речовин

Сірка

ромбічна

Моноклінна

Колір

Лимонно-жовтий

Блідо-жовтий,

майже безбарвний

Густина

2,07 г/см3

1,96 г/см3

Температура плавлення

112,8 °С

119,3 °С

У природі зустрічаються найбільш стійкі алотропні форми. Так, до складу земної атмосфери входить кисень, бо його молекули стійкіші, ніж молекули озону.

Лабораторна робота 1

Ознайомлення із зразками сірки та її природних сполук

Розгляньте видані вам зразки сірки та її природних сполук. Для кожного з них запишіть у зошит: 1) назву, 2) хімічну формулу, 3) агрегатний стан, 4) колір,

5) твердість.

Ви довідались, що в природі дуже поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними ру­дами: РbS — свинцевий блиск, ZnS — цинкова обманка, Сu2 S — мідний блиск, FeS2 — залізний колчедан, або пірит. Поширені в природі й інші мінерали Сульфуру, в основно­му сульфати кальцію і магнію. Поклади сполук Сульфуру є в Україні (Львівська область), Туркменістані, Італії, Японії, США та ін.

§ 3. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ І СІРКИ

Ви вже знаєте, що кисень — дуже реакційноздатна речо­вина. Він реагує з багатьма металами, неметалами багатьма складними речовинами, виявляючи властивості сильного окисника.

Хімічна активність сірки також доволі висока. При нагріванні вона реагує майже з усіма елементами (у формі простих речовин) і з багатьма складними речовинами, вияв­ляючи при цьому властивості як окисника, так і відновника (порівняйте з киснем), бо для неї характерні як позитивні ступені окиснення (+4, +6), так і негативний (-2).

1. Взаємодія з металами. Сірка як типовий неметал взає­модіє з багатьма металами (окрім золота), утворюючи суль­фіди. Так, якщо всипати порошок міді у розплавлену сірку (мал. 3), то відбувається реакція з утворенням чорного суль­фіду купруму (І) і виділенням великої кількості теплоти:

2Сu + S = Сu2 S

Після початку реакції спиртівку відставляють.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка безпосередньо взаємодіє з усіма неметалами (окрім йоду й азоту). Реакції відбуваються при нагріванні:

S + O2 = SO2 ­

H2 + S = H2 S ­

Застосування. Найбільша маса сірки і природних суль­фідів витрачається на виробництво сульфатної кислоти. Сірка використовується і в інших галузях хімічної про­мисловості: для добування сульфітів Nа2 SO3 і Са(НS03 )2 для легкої

промисловості, сульфідів Nа2 S, СаS,

Мал. 3 . Взаємодія міді і сірки ВаS для шкіряного виробництва, виготовлення люмінофорів (речовин, здатних світитися). Сірку застосовують у виробництві барвників, гуми, чорного поро­ху, сірників, ліків, використовують її і в сільському госпо­дарстві для боротьби із шкідниками.

§ 4. ОКСИДИ СУЛЬФУРУ

Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO2 і оксид сульфуру(VІ) SO3 . Різний кількісний склад молекул (і різна їхня будова) зумовлюють відмінні властивості цих речовин.

Оксид сульфуру V ) SO2 (діоксид сульфуру, сірчистий газ) —це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорю­чий. Дуже легко розчиняється у воді ( в 1л води при 20 °С розчиняється 43 л SO2 ). Поряд з «фізичним» розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія Невеликої частини молекул оксиду сульфуру (ІV) SO2 з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота:


SO2 + H2 O Н2 SO3

Сульфітна кислота Н2 SO3 —дуже нетривка сполука. Існує тільки у водних розчинах. За спроб виділити її роз­кладається на оксид сульфуру (ІV) і воду. Легко поглинає з повітря кисень і повільно окиснюється у сульфатну кислоту:

2H2 SO3 + O2 = 2H2 SO4

Сульфітна кислота Н2 SO3 двохосновна. Належить до кислот середньої сили. У водному розчині дисоціює ступін­часте, в основному за першим ступенем:


І ступінь Н2 SO3 H+ + HSO- 3

гідросульфіт-іон


ІІ ступінь НSO- 3 H+ + HSO2- 3

сульфіт-іон

За другим ступенем дисоціація відбувається незначною мірою.

Як двохосновна сульфітна кислота Н2 SO3 може утворю­вати два ряди солей:

а) середні солі —сульфіти і б) кислі солі — гідросульфіти (продукти неповного заміщення Гід­рогену кислоти на метал).

Якщо в розчин їдкого натру NаОН пропускати сірчистий газ SO2 , то залежно від співвідношення речовин, що реа­гують, утвориться або середня, або кисла сіль:

NаОН + 2 = NаНSO3

1 моль 1 моль гідросульфіт натрію

2 N аОН + SO2 = Nа2 SO3 +H2O

2 моль 1 моль сульфіт натрію

Це слід брати до уваги під час виконання дослідів та розв'язування задач.

Усі сульфіти—нерозчинні солі, за винятком сульфітів лужних металів і амонію.

Добування. Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, а також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад:

S + O2 = SO2 ­

2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2 ­

У лабораторних умовах оксид сульфуру (IV) добувають дією кислот на сульфіти. При цьому замість нетривкої суль­фітної кислоти виділяється оксид сульфуру (ІV):


Na2 SO3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + H2 SO3

H2 O SO2 ­

Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (ІV) SO2 - це виробництво сульфатної кислоти H2 SO4 . Його використовують також у виробництві сульфітів і гідросульфітів. Сірчистий газ SO2 здатний знищувати мікроорганізми і шкідників сільськогосподарських культур, тому його використовують для обкурювання овочесховищ і з метою перевезення ягід і фруктів. Сірчистий газ знебарв­лює багато природних фарб, тому з його допомогою вибі­люють солому, шовк, вовну та інші матеріали. Застосовують його також для консервування фруктів і ягід та як дезінфікувальний засіб (для знищення плісені у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах).

Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO2 токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнен­ня слизових оболонок дихальних органів і очей. Тривала дія навіть малих концентрацій оксиду сульфуру (IV) призводить до виникнення у людини бронхіту, гастриту та інших хво­роб, у тому числі, можливо, й раку легенів. Оксид сульфуру (ІV) SO2 вважається найнебезпечнішим для здоров'я лю­дини, оскільки викликає загальне ослаблення організму і у поєднанні з іншими забрудниками спричинює скорочення середньої тривалості життя.

Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO2 один з основних забрудників повітря, він отруює навко­лишнє середовище.

Звідки ж береться діоксид сульфуру SO2 у повітрі?

Природним джерелом SO2 є окиснення сірководню Н2 S атмосферним киснем й озоном:

2H2 S + 3O2 = 2SO2 + 2H2 O

H2 S + O3 = SO2 + H2 O

Основними антропогенними джерелами діоксиду сульфуру SO2 є спалювання палива, виплавляння металів (димові гази), робота автомобільного транспорту (вихлопні гази).

Діоксид сульфуру SO2 , потрапляючи у повітря, викликає утворення «кислотних дощів», шкідливих для усього живого.

Як же утворюються «кислотні дощі»?

В атмосфері діоксид сульфуру SO2 під впливом незнач­них кількостей розпорошених металів та їхніх солей (в основному Fе і Мn) окиснюється до триоксиду сульфуру SO3 :


2SO2 + O2 2SO3 ,

який взаємодіє з краплинами вологи, утворюючи сторонню для повітря речовину —сульфатну кислоту:

SO3 + H2 O = H2 SO4

Аналогічним чином роблять свій «внесок» у появу «кислотних дощів» й оксиди нітрогену:

2NO + O2 = 2NO2

2NO2 + H2 O = HNO3 + HNO2

Кислотні опади (дощ, град, сніг тощо) негативно впливають на водні екосистеми, на ріст дерев та сільсько­господарських культур. Вплив кислотних опадів на живі організми, у тому числі на людину, ще недостатньо вивче­ний. Проте відомо, що в умовах забруднення атмосфери (димовими газами, що утворюються у процесі спалювання палива, або відхідними газами переробки сульфуровмісної сировини чи викидами металургійних підприємств) не слід ходити під дощем з непокритою головою (це може стати причиною випадання волосся).

Оксид сульфуру ( V І) SO3 (триоксид сульфуру) — безбар­вна рідина, яка за температури, нижчої від 17 °С, криста­лізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже летка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує

слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах.

Оксид сульфуру(VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємо­діє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утво­рюючи сульфатну кислоту:

SO3 + H2 O = H2 SO4

Він може навіть вбирати вологу з повітря, утворюючи білий туман, що складається з найдрібніших краплинок сульфатної кислоти.

Оксид сульфуру (VІ) розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті Н2 SO4 , і цей розчин називається олеу­мом.

Добувають оксид сульфуру (VІ) у результаті окиснення SO2 киснем повітря (напишіть рівняння реакції).

За звичайних умов ця реакція відбувається дуже повіль­но. Значно швидше і легше вона відбувається за температу­ри

450—600 °С і за наявності каталізатора оксиду ванадію (V) V2 O5 .

Застосовується оксид сульфуру (VІ) SO3 у виробництві сульфатної кислоти H2 SO4 . У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб.

§ 5. РОЗВ'ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ НА НАДЛИШОК

Ви знаєте, що речовини взаємодіють у певних співвідно­шеннях. Але часто одна з вихідних речовин береться у над­лишку, щоб забезпечити повнішу взаємодію іншої речови­ни. Реакція між речовинами відбувається доти, доки повні­стю прореагує одна з них, а надлишок іншої речовини зали­шається. Він участі в реакції не бере. Тому, розв'язуючи задачі цього типу, потрібно:

1) з'ясувати насамперед, яка саме з вихідних речовин узята у надлишку, бо надлишок не реагуватиме;

2) дальші обчислення робити за тією речовиною, яка прореагувала повністю.

Зверніть увагу, що пвд час розв'язування задач можливі різні варіанти.

Для прикладу розглянемо розв'язування конкретних задач.

Задача 1. До розчину, який містить 1,42 г сульфату натрію, долили розчин, що містить 2,8 г нітрату барію. Утворений осад відфільтрували. Які речовини містяться у фільтраті?


Дано: m (Na2 SO4 ) =1,42 г


m (Ba(NO3 )2 ) = 2,8 г

Речовини у фільтраті = ?


Аналізуючи умову задачі, бачимо, що для обох солей, які реагують одна з одною, зазначена певна маса, яка може бути стехіометричною. Але, як правило, це ознака того, що задача на надлишок, а він не реагуватиме. Тому визначаємо передусім, яка з вихідних речовин узята у надлишку. Для цього складаємо рівняння реакції:

1,42 г 2,8 г

Na2 SO4 + Ba (NO3 )2 = BaSo4 ¯ + 2NaNO3

______________________ ____________________________

М = 46+32+64 = М =137+28+96 =

= 142 г/моль = 261 г/моль

m = 142 г m = 261 г

З рівняння реакції видно, що 142 г Na2 SO4 взаємодіє із 261 г Ва(NO3 )2 , а якщо Nа2 SO4 узято 1,42 г, тобто у 100 раз менше, то й маса Ва(NO3 )2 , що реагуватиме, буде у 100 раз меншою —2,61 г. Отже, нітрат барію Ва(NO3 )2 узято у над­лишку. Цей надлишок становитиме: 2,8 г - 2,61 г = 0,19 г, і міститиметься він у фільтраті разом з нітратом натрію NaNO3 , який залишився в розчині, коли осад ВаSO4 від­фільтрували.

Відповідь: у фільтраті містяться нітрат натрію NаNОз і надлишок нітрату барію Ва(NO3 )2 .

Задача 2. У розчин, що містить їдкий натр масою 20 г, пропустили оксид сульфуру (IV) об'ємом 15 л (н.у.). Визна­чте масу солі, яка утворилась внаслідок реакції.


Дано: m (NaOH) =20 г


V (SO2 ) = 15 л

m(солі) = ?


Ознакою того, що дана задача на надлишок, є зазначен­ня в її умові даних обох речовин, що взаємодіють між собою. Тож потрібно спочатку з'ясувати, яка речовина узята у надлишку. Для цього слід скласти рівняння реакції. Але як це зробити, якщо ми не знаємо, яка сіль утворилась? Адже може бути або середня, або кисла сіль. Якщо надли­шок їдкого натру, то утворюється середня сіль, а якщо надлишок оксиду сульфуру (ІV), то—кисла сіль (чому? Обґрунтуйте).

Припускаємо, що утворилася середня сіль, тоді...

Перший спосіб

1) Яка з вихідних речовин у надлишку, якщо утворюєть­ся середня сіль?

2NaOH + SO2 = Na2 So4 + H2 O

______________________ ____________________________

v = 2 моль v = 1 моль

M = 40 г/моль Vm = 22,4 л/моль

m = 40 × 2 = 80 г V = 22,4 л

Дізнаємось, яку кількість речовини становлять 20 г NаОН:

V(NaOH) = = 0,25 моль

З'ясовуємо мольне співвідношення речовин, які взаємо­діють. З рівняння реакції видно, що

v(NaOH): v(SO2 )= 2:1,

тобто кількість речовини SO2 вдвічі менша, отже, якщо взаємодіє 0,25 моль NаОН, то SO2 — вдвічі менше, а саме 0,125 моль:

2:1 = 0,25:0,125.

Обчислюємо, яку кількість речовини становлять 15 л SO2 :

V(NaOH) = = 0,25 моль

0,67 > 0,125, отже, SO2 у надлишку.

А ми вже знаємо, якщо SO2 у надлишку, то утворюється кисла сіль (чому?). Складаємо інше рівняння реакції і за ним перевіряємо, чи справді сіль кисла, й обчислюємо її масу:

NaOH + SO2 = Na2 SO4

___________________ ________________________ _____________________

v = 1 моль v = 1 моль M = 104 г/моль

M = 40 г/моль Vm = 22,4 л/моль m = 104 г

m = 40 г V = 22,4 л

V(NaOH) = = 0,5 моль

v(NaOH) : v(SO2) = 1 : 1; 1 : 1 = 0,5 : 0,5;

v(SO2 ) = = 0,67 моль

0,67>0,5, отже, SO2 у надлишку, сіль—кисла.

Це означає, що подальші розрахунки треба проводити за Їдким натром, оскільки він прореагував повністю.

2) Яка маса утвореної солі?

m=M · v

m(NаНSO3 ) =104 г/моль · 0,5 моль = 52 г.

Відповідь: m(NаНSO3 ) = 52 г.

Другий спосіб

1) Яка з вихідних речовин у надлишку, якщо утворюєть­ся середня сіль?

20г 15л

2NaOH + SO2 = Na2 SO4 + H2 O

___________________ ________________________

v = 2 моль v = 1 моль

M = 40 г/моль Vm = 22,4 л/моль

m = 80 г V = 22,4 л

З рівняння реакції видно, що 80 г NаОН повністю взає­модіють з 22,4 л SO2 , а 20 г NаОН —з х л SO2 ,

отже:

80 : 20 = 22,4 : х ; x = =5,6 л(SO2 )

За умовою задачі пропускали 15 л SO2 , а прореагувало лише 5,6 л. Отже, оксид сульфуру (ІV) взято у надлишку. Це означає, що сіль, яка утворюється, кисла. У такому разі треба скласти інше хімічне рівняння і за ним перевірити, чи справді утворюється кисла сіль:

NaOH + SO2 = NaHSO3

___________________ ________________________ _____________________

v = 1 моль v = 1 моль M = 104 г/моль

M = 40 г/моль Vm = 22,4 л/моль m = 104г

m = 40 г V = 22,4 л

40 : 20 = 22,4 : х; х = = 11,2 (SO2 )

Сіль кисла NаНSO3 , і у даному разі SO2 у надлишку.

2) Тепер можна обчислювати масу утвореної солі. Ви пам'ятаєте, що розрахунок ведеться за речовиною, яка прореагувала повністю, тобто за гідроксидом натрію NаОН.

З рівняння реакції видно, якщо взаємодіє SO2 i 40 г NаОН, то утворюється 104г NаНSO3 , а якщо з SO2 взаємо­діє 20 г NаОН, то —х г солі гідросульфіту натрію:

40 : 20 = 104 : х; x = = 52 г.

Відповідь: m (NаНSO3 ) = 52 г.

§ 6. СУЛЬФАТНА КИСЛОТА

Сульфатна кислота H2 SO4 (безводна, 100 %-ва) —важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчи­ну (w(H2 SO4 ) == 98 %) за звичайних умов 1,84 г/см3 . Вона нелетка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідно­шеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супрово­джується виділенням великої кількості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти.

Сульфатна кислота—їдка рідина, тому треба остеріга­тись, щоб вона не потрапила на шкіру й одяг. А якщо це сталося, треба швидко змити її великою кількістю води, після чого нейтралізувати розчином соди і знову змити водою.

Пам'ятайте таке правило:

не можна воду доливати до концентрованої сульфатної кислоти! Для розбавляння кислоту треба доливати до води невеликими порціями.

Хімічні властивості сульфатної кислоти багато в чому залежать від її концентрації. В лабораторіях та промисло­вості використовують розбавлену і концентровану сульфат­ну кислоту, хоча такий поділ дещо умовний.

Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні вла­стивості, характерні для кислот.

1. Дисоціація кислоти. Сульфатна кислота двохосновна, належить до сильних кислот. У водних розчинах вона дисо­ціює на йони за двома ступенями (за першим — практично повністю):


І ступінь Н2 SO4 H+ + HSO4 - — гідросульфат-іон

II ступінь НSO4 - H++SO4 2- — сульфат-іон

Ось чому в процесі нейтралізації розчинів сульфатної кислоти H2 SO4 утворюються два ряди солей: середні солі — сульфати і кислі солі —гідросульфати.

2. Взаємодія з основами. Якщо у пробірку з розбавленою сульфатною кислотою добавити дві-три краплі фіолетового лакмусу, розчин набуває червоного забарвлення (кисле середовище). Потім у цю пробірку доливатимемо краплями розчин гідроксиду натрію доти, доки вміст пробірки набуде фіолетового забарвлення (нейтральне середовище):

2NаОН + Н2 SO4 = 2 SO4 + 2Н2 O

сульфат натрію

Якщо ж розчину лугу NаОН не вистачає для нейтраліза­ції усієї кислоти, то сіль, що утворюється, буде кислою:

NаОН + Н2 SO4 = NаНSO4 + H2 O

гідросульфат

натрію

Отже, гідросульфати утворюються тоді, коли кислота береться у надлишку.

Більшість сульфатів добре розчиняються у воді. Мало­розчинним є сульфат кальцію СаSO4 , ще менше розчи­няється сульфат плюмбуму РbSO4 і практично нерозчинним є сульфат барію ВаSO4 (див. таблицю розчинності).

3. Взаємодія з оксидами металів. Сульфатна кислота реа­гує з оснбвними та амфотерними оксидами, утворюючи солі, наприклад:

МgО + Н2SO4 = МgSO4 + Н2О

ZnO + Н2SO4 = ZnSO4 + H2O

4. Взаємодія з солями. Сульфатна кислота сильна і не­летка, одна з найстійкіших із відомих мінеральних кислот. Вона може вступати в реакцію обміну з солями, утвореними слабкішими або леткими кислотами і навіть сильними кис­лотами, якщо вони менш стійкі:

Na2 СО3 + Н2 SO4 = NаSO4 + СО­+ Н2 О

2КNО3 + Н2 SO4 = К2 SO4 + 2НNО3 ­

2КСlO4 + Н2 SO4 = К2 SO4 + 2НС1O4

ВаСІ2 + Н2 SO4 = ВаSO4 ¯ + 2НС1­

Останнє рівняння відображує якісну реакцію на кислоту та її солі, бо утворюється нерозчинний у воді сульфат барію ВаSO4 .

Сульфатна кислота може взаємодіяти із своїми солями — сульфатами. При цьому середні солі — сульфати перетворюються на кислі солі — гідросульфати:

Na2 SO4 +H2 SO4 =2NaHSO4

Лабораторна робота 2

Визначення сульфат-іонів у розчині

Налийте у першу пробірку трохи розбавленої сульфатної кислоти, у другу — розчину сульфату натрію, у третю —розчи­ну нітрату натрію. До кожної з пробірок додайте кілька крапель розчину хлориду барію (або нітрату барію). Що спостерігаєть­ся? До білого осаду, що утворився у двох пробірках (чому?), додайте по кілька крапель розбавленої нітратної кислоти. Якщо осад не розчиняється, то це —сульфат барію ВаSO4 . Він свідчить про те, що в цих пробірках розчини містили йони

SO4 2- .

Напишіть рівняння здійснених реакцій у молекулярній, повній і скороченій йонних формах.

Отже, про наявність у розчині сульфатної кислоти та її солей можна робити висновок на підставі утворення білого осаду ВаSO4 , який практично не розчиняється ні у воді, ні в нітратній кислоті.

Таким чином, реактивом на сульфат-іони SO4 2- є йони барію Ва2 +

Ва2+ + SO4 2- = ВаSO4¯

5. Взаємодія з металами. Розбавлена сульфатна кислота реагує, наприклад, з магнієм, цинком, залізом з виділенням водню:

Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2 ­

Zn + H2 SO4 = ZnSO4 + H2 ­

Fe + H2 SO4 = FeSO4 + H2 ­

Малоактивні метали (мідь, срібло, золото) з розбавленою сульфатною кислотою не реагують.

Концентрована сульфатна кислота — сильний окисник. Вона може взаємодіяти з малоактивними металами, на­приклад з міддю:

0 +6 +2 +4

Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 ­ +2H2 O

0

_

+2


Cu -

2e

окиснення

Cu

2

1

Відновник

+6

_

+4


S +

2e

відновлення

S

2

1

Окисник

Зверніть увагу: під час взаємодії концентрованої суль­фатної кислоти з малоактивними металами відновлюється не Гідроген кислоти, а Сульфур, тому газоподібний водень Н2 не виділяється!

Застосування сульфатної кислоти і сульфатів. Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухо­вих речовин, у металургії в процесі добування міді, нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів.

Серед сульфатів велике практичне значення мають міц­ний і залізний купороси СuSО4 • 5Н2 О і FеSO4 • 7H2 O. Вони використовуються в сільському господарстві для боротьби із шкідниками рослин, у виробництві фарб, для просочення деревини як антисептичний засіб.

Купороси — технічна назва кристалогідратів сульфатів деяких важких металів (міді, заліза, цинку, нікелю), тобто це солі, кристали яких містять кристалізаційну воду.

Гіпс СаSO4 • 2Н2 О і сульфат кальцію СаSO4 використо­вують у будівництві, медицині та інших галузях.

Сульфат натрію Nа24 , застосовують у виробництві скла. Він входить до складу природного мінералу Nа2SО4•10H2 O глауберової солі, яка використовується в медицині як проносний засіб.

Сульфати калію К2SO4 і амонію (NH4 )2SO4 , використо­вують як добрива.

Сульфат барію ВаSO4 застосовують у виробництві папе­ру, гуми та білої мінеральної фарби, а також у медицині для рентгеноскопії шлунку («Барієва каша»).

§ 7. Виробництво сульфатної кислоти.

Найбільш сучасний спосіб добування сульфатної кислоти у промисловості - це кнтактний. Як сировина використовується пірит FeS2 (залізий, сірчаний, колчедан).

Перша стадія процесу — випалювання колчедану і добу­вання діоксиду сульфуру:

4FеS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2 ­ ; ΔH = -13 476 кДж.

Цей процес відбувається у колчеданних печах, з яких виходить випалювальний газ. Він містить, окрім діоксиду сульфуру SO2 , ще кисень, азот, водяну пару та інші доміш­ки. Його очищають, висушують і подають на другу стадію виробництва у контактний апарат.

Друга стадія— окиснення діоксиду сульфуру і добуван­ня триоксиду сульфуру:

V2 O5

2SO2 + O2 2SO3 , ΔH = -197,9 кДж.

Окиснення відбувається в контактному апараті за наяв­ності каталізатора і високої температури.

Але ви можете запитати, навіщо тут висока температура, якщо реакція екзотермічна. Адже ми знаємо, що згідно з принципом Ле Шательє зміщенню рівноваги у бік утворен­ня SO3 сприятимуть низька температура і високий тиск.

Це справедливо, але річ у тім, що високий тиск застосу­вати майже неможливо, бо SO3 одразу перейде у рідкий стан. І низькі температури використати не можна, бо швидкість реакції буде надто малою. Тому й застосовують каталізатор V2 O5 , щоб пришвидшити процес, а каталізатор сам стає активним лише при 450 °С. Ось чому, незважаючи на екзотермічність реакції, використовують ще додаткове нагрівання. Теплоту, яка виділяється під час реакції, відво­дять і використовують для нагрівання випалювального газу, який встигає охолонути, проходячи складну систему очис­них споруд перед надходженням у контактний апарат (див. схему виробництва сульфатної кислоти на вклейці).

Отже, процес окиснення SO2 в SO3 здійснюється склад­но, бо ця реакція оборотна й екзотермічна. Умови її здій­снення визначаються в основному згідно з принципом Ле Шательє.

Третя стадія виробництва—поглинання триоксиду сульфуру й утворення сульфатної кислоти Н2 SO4 .

Добутий у контактному апараті триоксид сульфуру SO3 надходить у поглинальну башту — абсорбер[6] , де поглинаєть­ся концентрованою сульфатною кислотою (масова частка Н2 SO4 96— 98 %). В абсорбері SO3 взаємодіє з водою, що міститься у концентрованому розчині сульфатної кислоти, утворюючи безводну,

100 %-ву сульфатну кислоту, яка на­зивається моногідратом:

SO3 + Н2О = Н2 SO4 ; ΔH = -130,6 кДж

Чистою водою поглинати триоксид сульфуру SO3 не можна, оскільки утворюється дуже стійкий «туман» з дріб­них крапель сульфатної кислоти, який погано конденсує­ться.

Кінцевий продукт виробництва—олеум (розчин SO3 у моногідраті). Його розбавляють водою до сульфатної кисло­ти потрібної концентрації.

Охорона праці та навколишнього середовища у виробниц­тві сульфатної кислоти. Захист біосфери від забруднення викидами хімічних виробництв — найважливіша проблема сучасності. У виробництві сульфатної кислоти можуть бути втрати якоїсь кількості діоксиду SO2 і триоксиду сульфуру SO3 та викидання їх в атмосферу, що спричинює кислотні дощі. Вони сприяють підвищенню кислотності ґрунтів і зниженню врожаїв, збільшенню кислотності водойм і заги­белі його мешканців. Кислотні дощі спричинюють корозію металів, руйнують лакофарбові покриття. Під їх згубною дією руйнуються будівельні матеріали, пам'ятники архітек­тури.

Щоб запобігти утворенню кислотних дощів і забезпечити охорону здоров'я працівників, намагаються не допускати викидання оксиду сульфуру (IV) SO2 в атмосферу і в цехи заводу. З цією метою своєчасно ремонтують апаратуру,

встановлюють фільтри, поглиначі, вентиляцію, суворо до­держують технологічного режиму, використовують засоби індивідуального захисту працівників, удосконалюють й ав­томатизують виробничі процеси, герметизують устаткування та апаратуру, впроваджують принцип безвідхідності та ефек­тивні методи очищення відхідних газів. З них тепер влов­люють SO2 і знову повертають його у виробництво. Застосо­вують також методи добування цінних побічних продуктів з промислових відходів.

Над проблемою повної утилізації[7] та переробки відходів виробництва сульфатної кислоти нині працюють інженери і техніки. Адже реалізація принципу безвідхідності дає змогу не тільки істотно збільшувати вихід кислоти, пщвищувати ефективність виробництва, а й охороняти здоров'я людей і зберігати чистоту навколишнього середовища.

§ 8. РОЗВ'ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ НА ВИХІД ПРОДУКТУ

Ви розумієте, що в основі виробництва сульфатної кис­лоти (так само і будь-якого іншого хіміко-технологічного процесу) лежить хімічне перетворення речовин —хімічні реакції. Їхню суть виражають хімічними рівняннями, що складаються на основі закону збереження маси речовин.

Знання закону збереження маси дає змогу не тільки складати рівняння реакцій, а й проводити за ними різні розрахунки, у тому числі обчислювати вихід продукту ви­робництва.

Вихід продукту— важливий показник ефективності ви­робничого процесу. На його підставі роблять висновок про повноту використання сировини тощо. Річ у тім, що в реальних виробничих умовах через оборотність багатьох реакцій і виробничі втрати вихід продукту реакції завжди менший від того, який мав би утворитись згідно з рівнян­ням реакції (на підставі закону збереження маси). Отже, практичний вихід продукту завжди менший за теоретичний.

Вихід продукту — це відношення фактично добутого продукту до максимально можливого, обчисле - ного за рівнянням реакції.

Вихід продукту виражають у частках одиниці або у відсотках. Зверніть увагу, що для розв'язування задач на вихід продукту зовсім не має значення, як його обчислюва­ти: за відношенням мас, об'ємів чи кількості речовини. В усіх цих випадках буде знайдено те саме значення шуканої величини.

Розглянемо конкретні приклади.

Задача 1. З 320 т сірчаного колчедану, масова частка Сульфуру в якому 45 %, добуто сульфатну кислоту масою 405 т (у перерахунку на безводну). Обчислити вихвд суль­фатної кислоти.


Дано: m (FeS2) =320 т

w (S) = 45%=0,45


m (H2 SO4 ) = 405 т

вихід H2 SO4 = ?


1. Обчислюємо масу Сульфуру, що міститься у 320 т сірчаного колчедану:

m(S) = 320 т • 0,45 = 144 т.

2. Обчислюємо масу сульфатної кислоти, яку можна було б добути теоретично з цього Сульфуру —144 т.


S H2 SO4

M=32г/моль M=98г/моль

m= 32г m=98г

Із запису видно, що 32 г (32 кг, 32 т) Сульфуру відпові­дають 98 г (98 кг, 98 т) сульфатної кислоти Н2 SO4 , а 144 т Сульфуру —х т сульфатної кислоти, отже:

m(H2 SO4 ) = 144 т . 98т = 441 т

32т

3. Обчислюємо вихід сульфатної кислоти. Ми бачимо, що теоретично можна було б добути 441 т сульфатної кислоти, а фактично добули лише 405 т. Отже, відношення практично добутого продукту до теоретично можливого і буде виходом продукту:

вихід H2 SO4 = 405т = 0,918, або 91,8%

441т

Відповідь: вихід сульфатної кислоти становить 91,8 %.

Задача 2. Обчислити масу діоксиду сульфуру, яку можна добути з 1 т сірчаного колчедану з масовою часткою Сульфуру

45 %, якщо вихід SO2 становить 98 %.

1. Обчислюємо масу Сульфуру, що міститься віт кол­чедану:

m(S)= 1000 кг • 0,45 = 450 кг.

2. Знаходимо, яку масу SO2 можна добути з 450 кг Суль­фуру теоретично:


S SO2

M=32г/моль M=32+32=64 г/моль

m=32 г m=64 г

Теоретично виходить, що з будь-якої маси Сульфуру S утворюється вдвічі більше діоксиду сульфуру SO2 , тобто з 450 кг S утворюється 900 кг SO2 :

32 кг S — 64 кг SO2

x=900 кг (SO2 )

450кг S — х

3. Знаходимо масу діоксиду сульфуру, яка фактично утворилась.

Теоретичний вихід SO2 , що становить 900 кг, приймаємо за 100 %, або за одиницю, тоді практичний вихід, який ми шукаємо, становитиме 98 %, або 0,98, звідси:

m(SO2 ) = 900 кг • 0,98 = 882 кг.

Відповідь: маса SO2 , якщо вихід 98 %, становить 882кг.


[1] Санскрит - стародавня мова Індії

[2] Інфрачервоне випромінювання - це невидимі електромагнітні хвилі, що їх випромінює нагріте тіло (теплове випромінювання).

[3] Фотохімічний розклад - це процес, що відбувається під впливом світла.

[4] Техногенний - той, що пов’язаний з виробничою діяльністю людини.

[5] Аномальний - той, що відхилений від норми.

[6] Абсорбція (від лат. аbsorptio- поглинання)-вбирання газів або рідин усім об’ємом (а не поверхнею) іншої речовини.

[7] Утилізація - (від лат. utilis - корисний) - доцільне застосування відходів)

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений08:04:22 19 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
11:36:00 29 ноября 2015

Работы, похожие на Реферат: Загальні відомості про елементи - неметали та їхні сполуки

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(151078)
Комментарии (1843)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru