Екологічні аспекти викладання теми Р-елементи на уроках хімії та екології

_{План
ВСТУП
РОЗДІЛ 1. СТАН Вивчається питання в сучасній російській школі
1.1 Елементи III-А групи періодичної системи
1.1.1 Положення алюмінію в періодичній системі і будова його атома
1.1.2 Знаходження алюмінію в природі, його одержання і властивості
1.1.3 Найважливіші сполуки алюмінію
1.2 VA група. Азот} 1.2.1 Деякі сполуки азоту та їх властивості
1.2.1.1 Оксиди азоту
1.2.1.2 Азотна кислота
1.3 VI-А група періодичної системи
1.3.1 Кисень
1.3.2 Опорні конспекти, схеми і таблиці по темі «халькоген»
РОЗДІЛ 2. р-ЕЛЕМЕНТИ З ТОЧКИ ЗОРУ ХІМІКА-ЕКОЛОГІЯ
2.1 III-А група
2.1.1 Бор
2.1.1.1 Поширення в природі
2.1.1.2 Біохімічна роль
2.1.2 Алюміній
2.1.2.1 Поширення в природі
2.1.2.2 Біохімічна роль
2.1.3. Галій
2.1.3.1 Поширення в природі
2.1.3.2 Токсикологічна характеристика
2.2 VA група періодичної системи
2.2.1 Кругообіг азоту
2.2.2 Сполуки азоту
2.2.2.1 Взаємодія нітрат-іона з фауною і флорою
2.3 VI-A група періодичної системи
2.3.1 Кисень
2.3.2 Кругообіг кисню в природі
2.3.3 Озоновий захисний шар
2.3.4 тропосферного озону
РОЗДІЛ 3. МЕТОДИЧНІ РОЗРОБКИ ЗА ТЕМОЮ «р-ЕЛЕМЕНТИ»
3.1 Урок на тему «III-А група періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва»
3.2 Уроки по темі «VA група ПС»
3.2.1 Екологічні аспекти викладання теми «Азот. Сполуки азоту »
3.2.2 Урок за темою «Одержання азотної кислоти»
3.2.5 Практична робота на тему «Азотна кислота і її солі»
3.3 Уроки по темі «VI-A група ПС»
3.3.1 Урок-лекція за темою «Кисень»
3.3.2 Урок № 2. Лабораторна робота 1. «Вивчення способів одержання кисню»
3.3.3 Урок № 3. Лабораторна робота 2. «Вивчення способів отримання і хімічних властивостей озону»
3.3.4 Урок № 4. «Екскурсія в кисневий цех»
3.3.5 Урок на тему «Сірка, будова молекул, фізичні і хімічні властивості»
3.3.6 Система уроків на тему «Кислотні дощі» для 10-11 класів з поглибленим вивченням екології
ГЛАВА 4. ЗАВДАННЯ І ТЕСТИ
4.1 Завдання та тести з теми «VA група ПС»
4.2 Завдання і тести з теми «Кисень»
4.3 Банк тестових завдань по темі «халькоген»
ВИСНОВОК
ЛІТЕРАТУРА
ВСТУП
В даний час все більш усвідомлюється небезпека, яка може привести людство до загибелі - це екологічна катастрофа. Сьогодні наша планета перебуває в стані екологічної кризи, яка, якщо не вжити термінових і діючих заходів неминуче приведе його катастрофі. Але криза - це стан оборотне.
У цих умовах особливо необхідна психологічна перебудова людей у відносинах з природою. Виховання дбайливого, уважного ставлення до природи людей навколишнього середовища, розширення знань і навичок, необхідних для її охорони, повинні стати невід'ємною частиною загальної системи освіти, освіти, підготовки кадрів.
Велика роль у цьому належить освітній школі, яка охоплює підростаюче покоління людей. Сучасному вчителю необхідно проникнути в сутність актуальних проблем взаємодії природи і суспільства, побачити їх соціальну основу, конкретно уявити, якими засобами і способами вирішувати завдання виховання відповідального ставлення школярів до природного середовища.
Об'єкт курсової роботи - р-елементи, охоплюють велику кількість елементів з багатим спектром властивостей.
Актуальність обраної теми очевидна, так як р-елементи відносяться до найбільш часто використовуваних в різних галузях науки, техніки, промисловості, побуті і т.д. Їх вміст у літосфері, атмосфері та гідросфері різне, але всі вони в силу своїх хімічних і фізичних властивостей грають дуже велику роль в біохімічних процесах, а значить, дуже впливають на стан біосфери взагалі. Тому становить інтерес як розгляд цієї групи елементів з точки зору хіміка-еколога, так і з точки зору формування екологічного мислення та культури при навчанні хімії в школі.
Газоподібні і пилові викиди дуже несприятливо впливають на екологічну обстановку в місцях розташування промислових підприємств, а також погіршують санітарно-гігієнічні умови праці. До агресивних масовим викидів відносяться оксиди азоту, сірководень, сірчистий, вуглекислий і багато інші гази.
Не менш важливим завданням є очищення газів від двоокису сірки. Загальна кількість сірки, що викидається в нашій країні в атмосферу тільки у вигляді сірчистого газу, становить близько 16 млн. т. на рік. З цієї кількості сірки можна виробити до 40 млн. т. сірчаної кислоти.
Значна кількість сірки, головним чином, у вигляді сірководню міститься в коксовому газі. З димовими газами із заводських труб і енергетичних установок щорічно викидаються в атмосферу кілька мільярдів кубометрів вуглекислого газу. Цей газ може бути використаний для отримання ефективних вуглецевмісних добрив.
Серйозний збиток пилові й газоподібні викиди приносять тим, що вони отруюють повітряний басейн у містах і на підприємствах: отруйні гази гублять рослинність, вкрай шкідливо діють на здоров'я людей і тварин, руйнують металеві споруди і коррозіруют обладнання. З огляду на загальну екологічну обстановку на планеті, необхідно прийняти самі термінові і найрадикальніші заходи з очищення викидних газів від шкідливих домішок [1].
У зв'язку з вищевикладеним у цій курсовій роботі метою дослідження послужило розгляд р-елементів і методичних особливостей вивчення екологічних аспектів викладання теми «р-елементи» на уроках хімії та екології.
РОЗДІЛ 1. СТАН Вивчається питання в сучасній російській школі
-А группы периодической системы 1.1 Елементи III-А групи періодичної системи
(лат. Aluminium, от лат. alumen — квасцы). Алюміній Al (лат. Aluminium, від лат. Alumen - галун). — элемент III группы 3-го периода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. А l - елемент III групи 3-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва, п. н. l (100 %). Металлический А l был получен в 1827г. 13, атомна маса 26,9815, має один стабільний ізотоп ²⁷ A l (100%). Металевий А l був отриманий в 1827г. Велером. занимает 3-е место после О и Si, с которыми А l (в виде различных алюмосиликатов) составляет более 82 % массы земной коры. За вмістом у земній корі (8,8%) А l займає 3-е місце після О і Si, з якими А l (у вигляді різних алюмосилікатів) становить понад 82% маси земної кори. У вільному вигляді не зустрічається. – бокситы. Основна сировина для виробництва А l - боксити. – серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокой электро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. А l - сріблясто-білий метал, легкий, міцний, пластичний, ковкий, володіє високою електро-і теплопровідністю, високою хімічною активністю. У з'єднаннях А. виявляє ступінь окислення +3. не действует. А. легко з'єднується про киснем повітря, покриваючись щільною плівкою оксиду Al ₂ O _3, це обумовлює високу корозійну стійкість; концентрована HNO ₃ на А l не діє. легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H ₂ SO ₄ . Гидроксид А l (и А l ₂ О ₃ ) амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащие гидратированный ион [Al(H ₂ O) ₆ ] ^з+ , со щелочами — алюминаты. А l легко розчиняється в лугах, розбавлених НС1 і H ₂ SO _4. Гідроксид А l (і А l ₂ О ₃₎ амфотерами: з кислотами водних розчинах він дає солі, що містять гідратований іон [Al (H ₂ O) _6] ^{з +} , з лугами - алюмінати. получают электролизом А l ₂ О ₃ (из боксита), растворенного в расплавленном криолите Na ₃ AlF ₆ , А l применяют для производства легких сплавов (дуралюмин, силумин) в самолетостроении, автомобилестроении, при строительстве зданий, для изготовления химической аппаратуры, электрических проводов, конденсаторов, как материал для ядерных реакторов и др. А l служит восстановителем при получении ряда металлов . Применяются различные соединения Al — алюминия оксид, хлорид алюминия А l С1 ₃ или водный А1С1 ₃ ^. 6Н ₂ О как катализатор в органическом синтезе, сульфат алюминия А1 ₂ (SО ₄ ) ₃ А l отримують електролізом А l ₂ О ₃ (з бокситу), розчиненого в розплавленому кріоліті Na ₃ AlF _6, А l застосовують для виробництва легких сплавів (дуралюмин силумін) в літакобудуванні, автомобілебудуванні, при будівництві будівель, для виготовлення хімічної апаратури, електричних проводів, конденсаторів, як матеріал для ядерних реакторів і ін А l служить відновником при отриманні низки металів. Застосовуються різні сполуки Al - алюмінію оксид, хлорид алюмінію А l С1 ₃ або водний А1С1 _^3. 6Н ₂ О як каталізатор в органічному синтезі, сульфат алюмінію А1 ₂ (SО _{4) 3} и алюмокалиевые квасцы KAl(SO ₄ ) ₂ 12Н ₂ О — для очистки воды, при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. × 18H ₂ O і алюмокалієвий галун KAl (SO _{4) 2} 12Н ₂ О - для очищення води, при фарбуванні тканин, для дублення шкір і у виробництві паперу. У будівництві та архітектурі для захисту від корозії і в декоративних цілях застосовують срібну фарбу - суміш алюмінієвого порошку з мінеральним маслом. с алкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов. Алюминийорганическими з'єднання використовують при синтезі інших металоорганічних сполук; сполуки А l з алкіл застосовують як каталізатори при полімеризації олефінів.
группы 2-го периода п.с. Бор В - елемент III групи 2-го періоду п.с. У природі зустрічається у вигляді борної кислоти і різних мінералів. Бор є сильним відновником. Гідриди бору застосовують в паливі для ракет, як каталізатори при отриманні полімерів, для покриття металів бором, в металургії, в ядерній промисловості.
Галій Ga группы п.с. - Елемент III групи п.с. Хімічно активний, застосовується в якості модифікуючих присадок в сплавах, у напівпровідниковій промисловості.
- элемент III группы 5-го периода п.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Іттрій Y - елемент III групи 5-го періоду п.с., у природі зустрічається разом з лантаноїдами. Іттрій використовується в атомній техніці та авіації.
с – элемент III группы 4-го периода п.с. Скандій S с - елемент III групи 4-го періоду п.с. Скандій міститься у вигляді домішок в багатьох мінералах, хімічно активний. Застосовують скандій в основному у вигляді сплавів з різними металами, в ядерній техніці, металургії, медицині та ін
Лантан La группы 6-го периода п.с. - Елемент III групи 6-го періоду п.с. встречается в виде сложного по составу минерала монацита. У природі La зустрічається у вигляді складного за складом мінералу монациту.
-семейство из 14 элементов VI периода п.с. Лантаноїди - 4 f-сімейство з 14 елементів VI періоду п.с. У природі лантаноїди супроводжують один одного. Всі лантаноїди - метали сріблясто-білого кольору, пластичні і легко піддаються куванні, литтю. Лантаноїди хімічно активні, розкладають воду, реагують з кислотами. Лантаноїди знаходять дуже широке застосування - у виготовленні лаків і фарб, у виробництві шкіри, в текстильній промисловості, в радіоелектроніці і пр.
– элемент III группы 6-гопериода п.с., относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Талій Tl - елемент III групи 6-гоперіода п.с., відноситься до розсіяних елементів, легко розкладає кислоти. Виробництво талію пов'язано з комплексною переробкою сульфідних руд кольорових металів. Токсичний.
группы п. с. Актиній Ас - радіоактивний елемент III групи п. з. Період напіврозпаду Ас становить 22 роки, випускає b-частинки (98%) і a-частинки. Отримують опроміненням радію нейтронами. Ас - метал сріблясто-білого кольору, у сполуках виявляє с.ок. +3, За хімічними властивостями близький до лантану. Ас - небезпечний радіоактивний отрута.
-семейство элементов 7 периода п. с., все радиоактивны [2]. Актиноїди - 5 f-сімейство елементів 7 періоду п. з., Всі радіоактивні [2].
До III групи періодичної системи належать такі елементи: бор В, алюміній Al, скандій Sc, галій Ga, ітрій Y, лантан La (лантаноїди), талій Tl, актиній Ac (актиноїди).
Дана тема вивчається в шкільній програмі в 9 класі за підручником Ф. Г. Фельдмана та Г. Ю. Рудзітіса [3]. На вивчення елементів III групи відводиться лише 2 години.
У шкільному підручнику Ф. Г. Фельдмана та Г. Ю. Рудзітіса цій темі присвячено лише один параграф, до того ж тема висвітлена не кращим чином. Автори підручника докладно розглядають лише один з елементів III групи - алюміній. У цьому параграфі розглядаються наступні підпункти.
1.1.1 Положення алюмінію в періодичній системі і будова його атома
группы. Алюміній знаходиться в головній підгрупі III групи. Схема розташування по енергетичним рівням наступна:
2 e ^- , 8 e ^- , ₊₃ Al 2 e ^-, 8 e ^-, ^- 3 e ^-
Так як в атомів алюмінію на зовнішньому рівні 3 електрона, то алюміній у сполуках виявляє ступінь окислення 4-3.
До такого ж висновку приходимо, керуючись уявленнями про характер руху електронів в атомах і розташуванні їх не тільки з енергетичних рівнів, але і по подуровням. ² -электронов и один электрон переходит 3 p -орбиталь: В атомі алюмінію легко відбувається розпарювання 3 s ^{2-електронів} і один електрон переходить 3 p-орбіталь:

У результаті виходять три неспарених електрона. Дайте відповідь на запитання 1 (с. 138 [3]).
1.1.2 Знаходження алюмінію в природі, його одержання і властивості
Алюміній - третій за поширеністю елемент у земній корі. Він зустрічається тільки в сполуках. Найважливіші з них вказані на схемі 19.
Схема 19

Забарвлені кристали Al ₂ O ₃ червоного кольору - рубіни, синього кольору - сапфіри.
Отримання
Німецький хімік Ф. Велер в 1827 р. отримав алюміній при нагріванні хлориду-алюмінію з лужними металами калієм або натрієм без доступу повітря.
₃ +3 K AlCl ₃ +3 K + Al 3 KCl + Al
Для промислового отримання алюмінію ці методи економічно невигідними, тому був розроблений електрохімічний метод отримання алюмінію з бокситів.
Фізичні властивості
м ³ ), плавится при 660 °С. Алюміній - сріблясто-білий метал, легкий (r = 2,7 г / c м ^3), плавиться при 660 ° С. Він дуже пластичний, легко витягується в дріт і прожарюється в листи і фольгу. За електричної провідності алюміній поступається лише сріблу і міді (вона становить 2 / 3 від електричної провідності міді).
Хімічні властивості
электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. У електрохімічному ряду напруги алюміній поміщається за найактивнішими металами. Однак з повсякденного досвіду відомо, що на алюмінієві вироби (посуд і т. д.) не діє ні кисень, ні вода навіть при температурі її кипіння. На алюміній не діє також концентрована холодна азотна кислота. Це пояснюється наявністю на поверхні алюмінію тонкої оксидної плівки, яка охороняє його від подальшого окислення. Якщо поверхня алюмінію потерти сіллю ртуті, то відбувається реакція:
2А1 + 3HgCl ₂ 2А1С1 ₃ + 3Hg ® 2А1С1 ₃ + 3Hg
Виділилася ртуть розчиняє алюміній, і утворюється його сплав з ртуттю - амальгама алюмінію. На амальгованих поверхні плівка не утримується, тому алюміній реагує з водою при звичайних умовах (рис. 46):
2А1 + 6НОН ® 2А1 (ОН) ₃ ¯ + 3Н ₂
При підвищеній температурі алюміній реагує з багатьма неметалами і складними речовинами без амальгамирования:

Застосування
Алюміній застосовують для виробництва різних сплавів. Найбільше поширення мають дюралюмина, що містять мідь та магній, і силуміни - сплави алюмінію з кремнієм. Основні переваги цих сплавів-легкість і висока міцність. Згадані сплави широко використовують в авіа-, авто-, судно-та приладобудуванні, в ракетній техніці і в будівництві. У вигляді чистого металу алюміній іде на виготовлення електричних проводів і різної хімічної апаратури.
Алюміній використовують також для алітірованія, т. е. насичення поверхонь сталевих і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту їх від корозії.
е ₃ O ₄ с порошком алюминия). На практиці часто використовують терміт (суміш оксиду F е ₃ O ₄ з порошком алюмінію). Якщо цю суміш підпалити (за допомогою магнієвої стрічки), то відбувається бурхлива реакція з виділенням великої кількості теплоти:
+ 3 Fe ₃ O ₄ 8 Al + 3 Fe ₃ O ₄ 4 Al ₂ O ₃ + 9 Fe ® 4 Al ₂ O ₃ + 9 Fe
Цей процес використовують при так званій термітної зварюванні, а також для одержання деяких металів у вільному вигляді.
Дайте відповідь на питання 2-6 (с. 138). Вирішіть завдання 1 - 2 (с. 138). [3]
1.1.3 Найважливіші сполуки алюмінію
Оксид алюмінію
₂ О ₃ можно получить следующими способами: А l ₂ О ₃ можна отримати наступними способами:
1. Безпосереднім спалюванням порошку металевого алюмінію (вдуванням порошку алюмінію в полум'я пальника):
l + 3O ₂ ® 2А1 ₂ O ₃ 4A l + 3O ₂ ® 2А1 ₂ O ₃
2. Шляхом перетворення за наведеною нижче схемою:

Оксид алюмінію - тверде, тугоплавкое (темп. пл. 2050 ° С) речовина білого кольору.
За хімічними властивостями це амфотерний оксид (I, § 37). Реагує з кислотами, проявляє властивості основних оксидів:
А1 ₂ O ₃ + 6НС1 2А1С1 ₃ + 3Н ₂ O
₃ + 6H ⁺ +6С1 ^- Al ₂ O ₃ + 6H ⁺ +6 С1 ^- ³⁺ + 6С1 ^- + 3Н ₂ O 2 Al ^{3 + +} 6С1 ^- + 3Н ₂ O
₃ + 6Н ⁺ А1 ₂ O ₃ + 6Н ⁺ 2A1 ^{3 + +} 3Н ₂ O
Оксид алюмінія реагує з лугами і виявляє властивості кислотних оксидів. Причому при сплаву утворюються солі метаалюмініевой кислоти НА1O _2, тобто мета-алюмінати:
Al ₂ O ₃ + 2NaOH 2NaA10 ₂ + H ₂ 0
У присутності води реакція протікає інакше:
аОН + Н ₂ O ® 2[NaA1O ₂ ^. H ₂ O] А1 ₂ О ₃ + 2 N АВН + Н ₂ O ® 2 [NaA1O _^2. H ₂ O]
присоединяет одну или две молекулы воды, что можно изобразить так: Це пояснюється тим, що у водному розчині алюмінат натрію NaA1O ₂ приєднує одну або дві молекули води, що можна зобразити так:
б) NaA1O ₂ -2H ₂ O, или NaAl(OH) ₄ . а) NaA1O _{2-Н 2} О, або NaH ₂ A1O _3; б) NaA1O _{2-2H 2} O, або NaAl (OH) _4.
Гідроксид алюмінію
Гідроксид алюмінію А1 (ОН) ₃ отримують при взаємодії розчину лугу з розчинами солей алюмінію (розчин лугу не можна брати в надлишку):
Н А lCl ₃ + NaO Н ® Al (OH) ₃ ¯ + 3NaCl
A1 ^{3 + +} 3Cl ^- + 3Na ^{+ +} 3OH ^- ¯ + 3Na ⁺ + 3 С 1 ^- ® Al (OH) ₃ ¯ + 3Na ^{+ +} 3 З 1 ^-
³⁺ + 3ОН ^- ® А1(ОН) ₃ ¯ А l ^{3 + +} 3ОН ^- ® А1 (ОН) ₃ ¯
Якщо білу желеподібну масу гідроксиду алюмінію виділити з розчину і висушити, то виходить біла кристалічна речовина, практично не розчиняється у воді.
Гідроксид алюмінію (як і його оксид) має амфотерні властивості. Подібно до всіх підставах гідроксид алюмінія реагує з кислотами. При сплаві гідроксиду алюмінію з лугами утворюються метаалюмінати, а у водних розчинах - гідрати метаалюмінатов:
) ₃ + NaOH А1 (OH) ₃ + NaOH А1O ₂ + 2Н ₂ O Na А1O ₂ + 2Н ₂ O
) ₃ + NaOH ® NaH ₂ А1O ₃ + Н ₂ O А1 (OH) ₃ + NaOH ® NaH ₂ А1O ₃ + Н ₂ O
Солі алюмінію отримують в основному при взаємодії металевого алюмінію з кислотами. По фізичних властивостях це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Хімічні властивості солей алюмінію аналогічні властивостям інших солей ([3], с. 98-99). Так як солі алюмінію утворені слабкою основою і сильною кислотою, то вони у водних розчинах піддаються гідролізу (с. 18).
Дайте відповідь на питання 7-10 (с. 138). Вирішіть завдання 3 (с. 138 [3]).
Генетичний зв'язок між алюмінієм і його найважливішими сполуками (схема 20).
Схема 20

Виконайте вправу 11.
Далі в підручнику з цієї теми наводяться завдання на закріплення матеріалу. Також у підручнику наводиться лабораторний експеримент (с. 139) [3].
Таким чином, з вищевикладеного матеріалу можна зробити висновок, що у шкільній програмі на вивчення даної теми відводиться дуже мало годин, і, крім цього, практично немає відомостей про екологічні аспекти цієї теми.
- A группа. 1.2 V - A група. Азот
Азот утворює ряд оксидів, формально відповідають усім можливим ступенів окислення від +1 до +5: N ₂ O, NО, N ₂ O _3, NO _2, N ₂ O _5, проте всього два з них - оксид азоту (II) та оксид азоту (IV) - не тільки стійкі при звичайних умовах, але й активно задіяні в природному і промисловому круговоротах азоту.
1.2.1 Деякі сполуки азоту та їх властивості
1.2.1.1 Оксиди азоту
₂ ⁺¹ O – оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. N ₂ ⁺¹ O - оксид азоту (I), закис азоту, «звеселяючий» газ, несолеобразующій оксид. Отримують N ₂ O розкладанням аміачної селітри:

₂ O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. N ₂ O має слабкий приємний запах і солодкуватий смак. З киснем, водою, розчинами кислот і лугів не реагує. Розкладається на елементи при температурі вище 500 ° С, іншими словами, є досить стійким.
Будова: у кисню 2 неспарених електрона, у азоту 3 - утворюється подвійний зв'язок і один неспарений електрон у залишку. Можна припустити, що молекули NO будуть злучатися і утворювати димерную молекулу ONNO. Будова молекули: лінійна молекула О = N = N, в якій центральний атом N чотиривалентним. Він утворює дві подвійні зв'язки: одну - з киснем за типовою схемою створення ковалентного зв'язку (два електрони азоту, два електрони кисню), іншу - з атомом азоту (який два зі своїх трьох неспарених електронів злучаються і утворює за рахунок цього порожню орбіталь), одна з зв'язків ковалентний, друга донорно-акцепторні (рис. 1). Установка для одержання оксиду азоту (I) складається з штативів, пробірки, пробки з газовідвідної трубкою, кристалізатора, циліндра і спиртівки (рис. 2). ₄ NO ₃ , закрывают пробкой с газоотводной трубкой и нагревают. У пробірку поміщають NH ₄ NO _3, закривають пробкою з газовідвідної трубкою і нагрівають. Газ збирають у циліндр, наповнений водою.

Рис. 1. Молекула оксиду азоту (I) - N ₂ O

Рис. 2. Одержання оксиду азоту (I) в лабораторії
Оксид N ₂ O розкладається при нагріванні:

Оксид N ₂ O реагує з воднем:

⁺² O – оксид азота(II) , несолеобразующий оксид. N ⁺² O - оксид азоту (II), несолеобразующій оксид. Отримують NO реакцією міді з кислотою HNO ₃ (разб.) (рис. 3).
Кристалічна решітка молекулярна; молекула легка, слабополярная (електронегативність кисню трохи вище, ніж у азоту). Можна припустити, що температури плавлення і кипіння будуть низькими, але вище, ніж в азоту, тому що полярність молекули дає можливість підключати електростатичні сили тяжіння до просто міжмолекулярним силам. Освіта димеру теж сприяє підвищенню температури кипіння. Будова молекули дозволяє припустити і невисоку розчинність у воді. Оксид азоту (II) не має ні кольору, ні запаху.

Рис. 3. Одержання оксиду азоту (II) в лабораторії
Для отримання оксиду азоту (II) у пробірку поміщають трохи мідних стружок і заливають розбавлену азотну кислоту. Пробірку закривають пробкою з газовідвідної трубкою і зміцнюють в штативі. Кінець газовідвідної трубки опускають у кристалізатор з водою і далі в циліндр (рис. 3). При нагріванні виділяється NO. NO легко окислюється киснем повітря, тобто діє як відновник:

В реакції з сірчистим газом оксид NO - окислювач:

⁺² ₂ O ₃ – оксид азота(III) , азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО ₂ и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. N ⁺² ₂ O ₃ - оксид азоту (III), азотистий ангідрид (йому відповідають азотистая кислота HNО ₂ і солі нітрити); це кислотний оксид, для нього характерні всі властивості кислотних оксидів. Отримують оксид N ₂ O ₃ по реакції:
NO ₂ + NO N ₂ O _3.
⁺⁴ O ₂ – оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен). N ⁺⁴ O ₂ - оксид азоту (IV), діоксид азоту, бурий газ (токсичний).
Розглянемо електрони азоту в молекулі NО. Це неспарений електрон, вільна пара електронів і ще два електрони на зв'язку з киснем - всього п'ять. А біля атома кисню, «виходить на зв'язок», шість електронів на чотирьох орбіталях. Якщо розташувати їх по два, то одна орбіталь залишиться вільною. Саме її і займає пара електронів атома азоту (рис. 4, 5).

Рис. 4. ₂ (первый вариант). Схема електронної будови молекули NO ₂ (перший варіант). ) (Точками позначені електрони атомів О, хрестиками - електрони атома N)
Рис. 5. ₂ (второй вариант). Схема електронної будови молекули NO ₂ (другий варіант). , стрелкой – донорно-акцепторная связь. (Зірочкою позначений збуджений атом O, стрілкою - донорно-акцепторні зв'язок.
Раз пара електронів, що знаходиться на s-орбіталі, «пішла на зв'язок», вона просто зобов'язана піддатися гібридизації. Виникає питання: який тип гібридизації використовує атом? Відповідь: три електронні орбіталі азоту знаходяться в стані sp ^{2-гібридизації.} Молекула NO ₂ кутова, кут 134 ° (кут більше 120 ° тому, що 1 електрон відштовхує від себе електрони зв'язку слабкіше, ніж пара електронів) (рис. 6, 7).
Кристалічна решітка молекулярна, однак, оскільки сама молекула важче NO і схильність до димеризації у неї помітно вище, то плавитися і кипіти це речовина повинна при помітно більш високих температурах. Температура кипіння становить 21 ° С, тому при звичайних умовах - 20 ° С і 760 мм рт. ст. - Оксид азоту (IV) рідкий.
) в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты. Оксид азоту (IV) у воді розчиняється, одночасно з нею реагуючи, і виходить при цьому відразу дві кислоти.

Рис. 6. Молекула NO ₂ - вид «зверху»
Рис. 7. Молекула NO ₂ - вид «збоку», з боку донорно-акцепторної зв'язку. (Другий атом кисню не видно за орбиталями атома азоту. Заштриховані гуртки - це гібрідізованние орбіталі атомів, спрямовані до читача.)
Оксид азоту (IV) має і характерний різкий запах, і рудувато-бурий колір, відтінки якого відрізняються один від одного в залежності від концентрації. Саме за цей колір викиди оксидів азоту в атмосферу називають «лісьімі хвостами» [4].
Реакції оксиду NO ₂
1) З водою:

2NO ₂ + Н ₂ O = НNO ₃ + НNO _2.

2) З лугами:

₂ + 2 NaOH = N а N О ₃ + N а N О ₂ + Н ₂ O . 2 NO ₂ + ₂ NaOH = N а N О ₃ + N а N О ₂ + Н ₂ O.

3) димеризації при охолодженні:

При температурі -11 ° С рівновагу повністю зміщений вправо, а при +140 ° С - цілком вліво.
⁺⁵ ₂ O ₅ – оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. N ⁺⁵ ₂ O ₅ - оксид азоту (V), азотний ангідрид, кислотний оксид, сильний окислювач. Оксид N ₂ O ₅ легко розкладається:

2N ₂ O ₅ = 4NO ₂ + O ₂ .
1.2.1.2 Азотна кислота
З гідроксидів азоту ми розглянемо найбільш великотоннажний - азотну кислоту.
Молекула азотної кислоти полярна (з-за різної електронегативності кисню і водню, тому що азот як би прихований всередині молекули) і асиметрична. Всі три наявних у ній кута між зв'язками азоту з киснем різні. Формальна ступінь окислення азоту вища (+5). Але при цьому тільки 4 зв'язку у атома азоту з іншими атомами - валентність азоту дорівнює 4.
Будова молекули легше зрозуміти, якщо розглянути процес її отримання. Азотна кислота виходить при реакції оксиду азоту (IV) з водою (в присутності кисню): дві молекули NO ₂ одночасно «атакують» молекулу води своїми неспареними електронами, в результаті зв'язок водню з киснем розривається не як зазвичай (пара електронів у кисню і «голий протон »), а одній молекулі NO ₂ дістається водень зі своїм електроном, інший - радикал ОН (рис. 8). ₂ ^- и NO ₃ ^- . Утворюються дві кислоти: обидві кислоти сильні, обидві швидко віддають свій протон найближчим молекулам води і залишаються в результаті у вигляді іонів NO ₂ ^- і NO ₃ ^-. ₂ ^- нестоек, две молекулы НNО ₂ разлагаются на воду, NО ₂ и NО. Іон NO ₂ ^- нестійкий, дві молекули НNО ₂ розкладаються на воду, NО ₂ і NО. Оксид NO реагує з киснем, перетворюючись на NО _2, і так до тих пір, поки не вийде одна тільки азотна кислота.

Рис. 8. Схема утворення молекул азотної і азотистої кислот. , большие белые шары – атомы O , маленькие белые шарики – атомы H .) (Чорна куля - атом N, великі білі кулі - атоми O, маленькі білі кульки - атоми H.)
Формально виходить, що з одним атомом кисню атом азоту пов'язаний подвійним зв'язком, а з іншим - звичайної одинарної зв'язком (цей атом кисню пов'язаний ще й з атомом водню). З третім атомом кисню азот в HNO ₃ пов'язаний донорно-акцепторної зв'язком, причому в якості донора виступає атом азоту. Гібридизація атома азоту при цьому повинна бути SР ² з-за наявності подвійного зв'язку, що визначає структуру - плоский трикутник. Реально виходить, що дійсно фрагмент з атома азоту і трьох атомів кисню - плоский трикутник, тільки в молекулі азотної кислоти цей трикутник неправильний - всі три кути ОNО різні, отже, і різні сторони трикутника. Коли ж молекула дисоціює, трикутник стає правильним, рівностороннім. Значить, і атоми кисню в ньому стають рівноцінними. Однаковими стають і всі зв'язки.
Фізичні властивості азотної кислоти
З'єднання іонізоване, нехай навіть і частково, складно перевести в газ. Таким чином, температура кипіння мала б бути досить високою, проте при такій невеликій молекулярній масі температура плавлення високої бути не повинна. Отже, агрегатний стан при 20 ° С рідке. Що стосується розчинності, то, як і багато інших полярні рідини, азотна кислота легко змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Чиста азотна кислота безбарвна і не має запаху. Однак через розкладання на кисень і оксид азоту (IV), який в ній же і розчиняється, можна сказати, що звичайна концентрована азотна кислота має жовто-бурий колір і характерний для NO ₂ різкий запах. Подивимося, як впливає будова молекули азотної кислоти на її хімічні властивості.
НNО ₃ - Сильний окислювач
При взаємодії НNО ₃ з металами (М) водень не виділяється:
М + НNО ₃ ® сіль + вода + газ.
Суміш HNO ₃ (конц.) з HCl (конц.) в об'ємному співвідношенні 1:3 (1 V HNO ₃ + ₃ V HCl) називають «царською горілкою».
Au + HNO ₃ + 3HCl = AuCl ₃ + NO + 2H ₂ O.
Азотна кислота не реагує з іншими кислотами за типом реакцій обміну або з'єднання. Однак цілком здатна реагувати як сильний окислювач. У суміші концентрованих азотної і соляної кислот протікають оборотні реакції, суть яких можна узагальнити рівнянням:

Утворений атомарний хлор дуже активний і легко відбирає електрони в атомів металів, а хлорид-іон утворює стійкі комплексні іони з виходять іонами металів. Все це дозволяє перевести в розчин навіть золото. ₂ SO ₄ как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород. Концентрована H ₂ SO ₄ як сильне водовіднімаючих засіб сприяє реакції розкладу азотної кислоти на оксид азоту (IV) і кисень. Азотна кислота - одна з сильних неорганічних кислот і, природно, з лугами реагує. Реагує вона також і з нерозчинними гідроксидами, і з основними оксидами [4].
При вивченні теми «Азот. Сполуки азоту »користуються підручником хімії під редакцією Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман, також підручником за 9 клас під редакцією Н.С. Ахметова. Дидактичним матеріалом служить книга з хімії для 8-9 класів під редакцією А. М. Радецького, В. П. Горшкова; використовуються завдання для самостійної роботи з хімії за 9 клас під редакцією Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; використовується збірник задач з хімії для середньої школи і для вступників до вузів під редакцією Г.П. Хомченко, І.Г. Хомченко. На вивчення цієї теми відводиться 7 год [3, 5].
-А группа периодической системы 1.3 VI-А група періодичної системи
Тема 2. Підгрупа кисню (4 години) [6, 7]
№ уроку

Тема заняття
Введені опорні поняття і уявлення. Формування спеціальних навичок
Актуалізація опорних знань, умінь, навичок
2.
Сірка, будова молекул, фізичні і хімічні властивості
Продовження формування понять «хім. елемент »,« проста речовина »,« хім. реакція »,« алотропні модифікації »
Продовження формування понять «алотропія», «зв'язок фіз. і хім. властивостей елемента »
3.
Сірчана кислота, склад, будова, властивості, застосування
Будова і властивості сірчаної кислоти, якісна реакція на сульфат-аніон
Якісний аналіз
4.
Залік

1.3.1 Кисень
Кисень - елемент з порядковим номером 8, і атомною масою »16. Знаходиться у другому періоді, в головній підгрупі 6 групи.
Атом кисню складається з 8 протонів; 8 нейтронів, що складають ядро і 8 електронів, що рухаються навколо ядра (8р ^{+ +} 8р ⁰⁾ 8е ^-. Відомі 3 стабільних ізотопу кисню, , , . У природі найбільш поширений . Штучним шляхом отримані три нестабільних ізотопу - , , .
Знаходження в природі
Кисень - найпоширеніший елемент на Землі. Він становить 47% від маси земної кори. Його вміст у повітрі складає 20,95% за об'ємом або 23,1% за масою. У зв'язаному вигляді кисень входить до складу води, гірських порід, багатьох мінералів, солей, міститься в білках, жирах і вуглеводах з яких складаються живі організми. Кисень є основою підтримуючої аеробне дихання живих організмів.
Фізичні властивості
У нормальних умовах кисень - газ без кольору, смаку і запаху, трохи важчий за повітря. У воді мало розчинний (в 1л води при 20 ^° С розчиняється 31мл кисню). При температурі -183 ^° С і тиску 101,325 кПа кисень переходить у рідкий стан. Рідкий кисень має блакитний колір і втягується у магнітне поле.
Будова атома кисню
Атом кисню має наступну будову
² 2 s ² 2 p ⁴ 1 s ^{2 лютого} s ^{2 лютого} p ⁴

Кисень має на зовнішньому енергетичному рівні 6 електронів, 2 з яких неспарені. Тому в збудженому стані валентність кисню дорівнює двом. Відсутність вільних орбіталей на зовнішньому рівні кисню не дає можливості збільшити кількість неспарених електронів, і тому «два» - його єдина валентність.
Оскільки для завершення зовнішнього електронного рівня атома кисню не вистачає двох електронів, він енергійно приймає їх і виявляє ступінь окислення -2. ₂ и O ₂ F ₂ ) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. Однак у сполуках зі фтором (OF ₂ і O ₂ F ₂₎ загальні електронні пари зміщені до фтору, як до більш електронегативного елементу. У цьому випадку ступеня окислювання кисню відповідно рівні +2 і +1.
Будова молекули кисню
Електронна конфігурація молекули кисню з 16 електронами на підставі відповідної їй діаграми енергетичних рівнів повинна мати такий вигляд.
О _2: (s 1s) ² (s * 1s) ² (s 2s) ² (s * 2s) ² (s 2p _x) ² (p 2p _y) ² (p 2p _z) ² (p * 2p _y) ¹ (p * 2p _z) ^{1 *} -
розпушують орбіталі

Хімічні властивості
, Ne , Ar , фтора, хлора, золота и платиновых металлов, причем со всеми элементами он реагирует непосредственно, при этом выделяются теплота и свет. Кисень утворює сполуки з усіма хімічними елементами, крім легких інертних газів - He, Ne, Ar, фтору, хлору, золота і платинових металів, причому з усіма елементами він реагує безпосередньо, при цьому виділяються теплота і світло. Такі реакції називаються горінням.
При взаємодії кисню з простими речовинами - металами і неметалами утворюються оксиди:
1. ): При згорянні сірки на повітрі або в кисні утворюється оксид сірки (IV):
+ O ₂ ® S + O ₂ ® ₂ SO ₂
2. При температурі електричної дуги (3000-4000 ° С) азот реагує з киснем:
₂ + O ₂ N ₂ + O ₂ 2 NO Û 2 NO
3. ): При повному згорянні вуглецю утворюється оксид вуглецю (IV):
С + О ₂ ® СО ₂
): При неповному згорянні утворюється оксид вуглецю (II):
2С + О ₂ ® 2СО
4. ): Фосфор згорає в кисні яскравим полум'ям з утворенням білого диму, що складається з твердих часток оксиду фосфору (V):
4Р + 5О ₂ ® 2Р ₂ О ₅
): У нестачі кисню фосфор згоряє з утворенням оксиду фосфору (III):
4Р + 3О ₂ ® 2Р ₂ О ₃
5. Водень горить у кисні з виділенням значної кількості теплоти:
2Н ₂ + О ₂ = 2Н ₂ О
Суміш водню з киснем (2 обсягу Н ₂ і 1 об'єм О ₂₎ при підпалюванні сильно вибухає і тому носить назву гримучого газу.
6. Алюміній у вигляді порошку згорає в кисні з утворенням оксиду алюмінію:
+ 3 O ₂ 4 Al + 3 O ₂ ₂ O ₃ ® 2 Al ₂ O ₃
7. Залізо на повітрі окислюється утворюючи захисну оксидну плівку, що перешкоджає іржавіння металу:
3Fe + 2O ₂ ® Fe ₂ O ₃ 'FeO (Fe ₃ O ₄₎
8. Кальцій швидко згоряє в повітрі з утворенням оксиду кальцію:
2Са + О ₂ ® 2СаО
9. Магній на повітрі горить сліпучо білим полум'ям:
+ O ₂ 2 Mg + O ₂ ® 2 MgO
10. Якщо натрій і калій окисляти в невеликій кількості кисню при температурі близько 180 ° С, то виходять оксиди:
4Na + O ₂ ₂ O ® 2 Na ₂ O
+ O ₂ 4 K + O ₂ ₂ O ® 2 K ₂ O
11. Всі органічні речовини горять з виділенням вуглекислого газу і води:
СН ₄ + О ₂ ® СО ₂ + Н ₂ О
З ₂ Н ₅ ОН + О ₂ ® СО ₂ + Н ₂ О
СН ₃ СООН + О ₂ ® СО ₂ + Н ₂ О
12. Багато неорганічні речовини також згорають в кисні:
Н ₂ S + 3O ₂ ® 2SO ₂ + 2H ₂ O
4NH ₃ + 3O ₂ ® 2N ₂ + 6H ₂ O
13. Кисень бере участь у реакціях неповного окислення:

Способи одержання кисню:
1. У промисловості
а) Основним джерелом промислового отримання кисню є повітря, який зріджують і потім фракционируют. _кип =-195 ° С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, т.к. Спочатку виділяється азот (t _кип =- 195 ° С), а в рідкому стані залишається майже чистий кисень, тому що його температура кипіння вище (-183 ° С).
б) Широко поширений електролізний спосіб отримання кисню:
Дисоціація води Н ₂ О Û Н ^{+ +} ОН ^-
Анод 4ОН ^{- -} 4е ^- = 2Н ₂ О + О ₂
Катод 2Н ^{+ +} 2е ^- = Н ₂
Загальний електроліз води зводиться до рівняння:
2Н ₂ О 2Н ₂ + О ₂
2. У лабораторії
₂ а) розкладанням при нагріванні бертолетової солі (хлорат калію) у присутності каталізатора MnO ₂
₃ KClO ₃ + 3 O ₂ 2 KCl + 3 O ₂
б) розкладанням при нагріванні перманганату калію:
₄ 2 KMnO ₄ ® ₂ MnO ₄ + MnO ₂ + O ₂ K ₂ MnO ₄ + MnO ₂ + O ₂
₂ : в) розкладанням перекису водню у присутності каталізатора MnO _2:
2Н ₂ О ₂ 2Н ₂ О + О ₂
г) термічний розклад нітратів лужних металів:
₃ 2 NaNO ₃ ₂ + O ₂ 2 NaNO ₂ + O ₂
д) взаємодія пероксидів лужних металів з вуглекислим газом:
₂ O ₂ + 2 CO ₂ 2 Na ₂ O ₂ + ₂ CO ₂ 2 Na ₂ CO ₃ + O ₂ ® 2 Na ₂ CO ₃ + O ₂
е) розкладання оксиду ртуті при нагріванні:
2 HgO + O ₂ 2 Hg + O ₂
Застосування кисню
Кисень застосовується для прискорення процесів окислення: замість звичайного повітря застосовують кисень чи повітря, збагачене киснем. Кисень використовують для інтенсифікації окислювальних процесів у хімічній промисловості (виробництво сірчаної та азотної кислот).
Металургійна промисловість витрачає багато кисню. Він використовується для отримання високих температур.
У медицині кисень використовується для полегшення дихання. Він застосовується також у кисневих приладах при виконанні робіт у важкій для дихання атмосфері.
Алотропні модифікації кисню
У вільному вигляді кисень існує в двох аллотропних модифікаціях О ₂ і О _3. Алотропія - це явище утворення декількох простих речовин одним елементом.

Елемент кисень О
У даному випадку алотропні модифікації відрізняються один від одного складом молекул, а також фізичними і хімічними властивостями.
Озон - проста речовина, Аллотропических видозміна кисню. Молекула його трьохатомна - О _3. При звичайних умовах озон - різко пахне вибуховий газ, у якого окислювальним дією.
1. Фізичні властивості
_кип = -112 ° С, t _плавл. = -192,5 ° С. Озон - газ синього кольору, рідина темно-синього кольору, тверда речовина - фіолетові кристали. T _кип = -112 ° С, t _плавл. = -192,5 ° С. У невеликих концентраціях корисний, тому що вбиває хвороботворні бактерії; у великих концентраціях токсичний. Руйнує органічні речовини, окислює багато металів, у тому числі золото і платину. У рідкому стані неустоячів і іноді вибухає.
2. Будова молекули озону
). Молекула О ₃ діамагнітних, має кутову форму і володіє деякою полярністю (m = 0,52 D). Довжина зв'язку дорівнює 1,26 А, кут зв'язку дорівнює 116,5 °.
Про
О О
² -гибридизации (за счет 2 s -, 2 p _x -, 2 p _y - орбиталей). Центральний атом кисню молекули О ₃ знаходиться в стані sp ^{2-гібридизації} (за рахунок 2 s -, 2 p _x -, 2 p _y - орбіталей). ² -орбиталей центрального атома участвуют в образовании двух s -связей О-О (двух молекулярных s ^св орбиталей). Дві з гібридних sp ^{2-орбіталей} центрального атома беруть участь в утворенні двох s-зв'язків О-О (двох молекулярних s ^св орбіталей). ² -гибридная орбиталь (молекулярная s -орбиталь) содержит неподеленную электронную пару. Третя sp ^{2-гібридна} орбіталь (молекулярна s-орбіталь) містить неподільну електронну пару.
Хімічні властивості
1. Озон виділяє йод з йодиду калію
2KI + O ₃ + H ₂ O ® I ₂ + 2KOH + O ₂
Цей вільний йод реагує з крохмалем і дає синє забарвлення. Це якісна реакція на озон.
2. При звичайних умовах озон окисляє багато малоактивні метали:
+ 2 O ₃ 8 Ag + 2 O ₃ 4 Ag ₂ O + O ₂ ® 4 Ag ₂ O + O ₂
3. При дії озону на тверді гідроксіди утворюються озоніди:
+ 4 O ₃ 4 KOH + 4 O ₃ 4 KO ₃ + O ₂ + 2 H ₂ O ® 4 KO ₃ + O ₂ + ₂ H ₂ O
4. Озон реагує з багатьма складними речовинами:
Mn (OH) ₄ + O ₃ + NaOH ® Na ₂ MnO ₄ + O ₂ + 3H ₂ O
6Fe (OH) ₂ + O ₃ +3 H ₂ O ® 6Fe (OH) ₃
O ₃ + FeSO ₄ + H ₂ SO ₄ ® Fe ₂ (SO _{4) 3} + O ₂ + H ₂ O
Застосування озону
Застосування озону грунтується на окисних властивостях. Озон - хороший дезинфікуючий засіб, тому його застосовують при очищенні води (озонування) і повітря - він знезаражує їх.
1.3.2 Опорні конспекти, схеми і таблиці по темі «халькоген»
З метою інтенсифікації процесу навчання в ході проведення лекції по темі вчителем разом з учнями складаються опорні конспекти. [8]
ЕЛЕМЕНТИ ГОЛОВНОЮ ПІДГРУПИ VI ГРУПИ (халькоген)

Будова зовнішнього енергетичного шару атомів елементів цієї підгрупи:
Те , Ро - (n – 1)d ¹⁰ , ns ² , np ⁴ . В общем виде ns ² , np ⁴ . О, S - ns ^2, np ^4; Se, Ті, Ро - (n - 1) d ^10, ns ^2, np ^4. У загальному вигляді ns ^2, np ^4.
р- подуровней на свободный nd- подуровень. При переході в збуджений стан у всіх атомів халькогенів (крім кисню) може збільшуватися число неспарених електронів за рахунок переходу електронів з ns-і n р-підрівнів на вільний nd-підрівень. При цьому виявляються такі валентні стани.
Валентність, рівна IV.
s ² , np ³ , nd ¹ n s ^2, np ^3, nd ¹
Валентність, рівна VI.
s ¹ , np ³ ,.nd ² n s ^1, np ^3,. nd ²
СІРКА
Електронна формула сірки 1s ^2, 2s ^2, 2p ^6, 3s ^2, 3р ⁴
Електронно-графічна формула зовнішнього електронного шару:

При переході в збуджений стан відбувається перехід по одному електрону з 3s-і 3р-орбіталей на вільну 3d-орбіталь:

У зв'язку з цим у сірки можливі прояви II, IV, VI валентностей. Можливі ступені окислення -2, 0, +2, +4, +6.
Наприклад: H ₂ S ^-2 S ⁰ S ⁺² OS ⁺⁴ O ₂ S ⁺⁶ O ₃

Таблиця 1. Хімічні властивості сірки
Властивість
Опис і рівняння реакцій
Взаємодія з простими речовинами
Сірка, як окислювач
S ⁰ + 2e ^- ® S ^-2
При реакціях з металами, воднем, неметалами, які мають меншу електронегативність, ніж сірка:

Сірка, як відновник

Реакції з киснем, галогенами

З киснем сірка утворює і двовалентний оксид - нестійке з'єднання, що розкладається і при кімнатній температурі: 2S + O ₂ ® 2SO
Взаємодія зі складними речовинами
З водою
Не взаємодіє
Взаємодія з кислотами-окисниками

З розчинами лугів
При нагріванні йде реакція диспропорціонування:

Вулканізація гуми
При вулканізації в природний каучук включається приблизно 3% сірки (утворюється гума) або 25 - 30% сірки (утворюється ебоніт). Поліпшення властивостей обумовлено утворенням великої кількості поперечних «зшивок» між ланцюгами і зменшенням числа подвійних С = С зв'язків, по яких проходить окислення природного каучуку.
Гаряча вулканізація. Суміш з латексу, сірки та інших речовин (наповнювачі, барвники) нагрівають, одночасно формуючи з цієї суміші необхідні вироби.
Холодна вулканізація. Сформованное виріб з латексу тривалий час витримують в розчині сірки в сірковуглеці.
РОЗДІЛ 2. р-ЕЛЕМЕНТИ З ТОЧКИ ЗОРУ ХІМІКА-ЕКОЛОГІЯ
-А группа 2.1 III-А група
2.1.1 Бор
2.1.1.1 Поширення в природі
Бор ніколи не зустрічається в природі у вільному стані, він завжди виявляється пов'язаним з киснем. У цій формі він присутній у борної кислоти Н ₃ BO _3, яка міститься у воді гарячих джерел вулканічних місцевостей. Крім того, в природі поширені численні солі борної кислоти. З цих солей найбільш відома бура або тінкал Na ₂ B ₄ О _^7. 10Н ₂ О. Технічне значення мають борацит 2Mg ₃ B ₈ O _^15. MgCl _2, пандерміт Са ₂ B ₆ Про _^11. 3Н ₂ О, Колеманом Са ₂ B ₆ Про _^11. 5Н ₂ О, керна Na ₂ B ₄ О _^7. 4Н ₂ О.
Необхідно вказати і наступні мінерали, які є похідними борної кислоти: борокальціт СаB ₄ Про _^7. 4Н ₂ О, борнонатрокальціт NaСаB ₅ Про _^9. 6Н ₂ О, гідробораціт MgCaB ₆ Про _^11. 6Н ₂ О, боромагнезіт 2Mg ₅ B ₄ Про _^11. 5Н ₂ О, сингали MgAlBО ₄ та ін [9-11].
2.1.1.2 Біохімічна роль
Бор і його сполуки мають велике значення в народному господарстві. Ізотоп _{^травні 1910} B, що поглинає нейтрони, застосовують у ядерній техніці для уповільнення ядерних ланцюгових реакцій. Бура і борна кислота здавна застосовується в медицині як антисептики.
Фізіологічна і біологічна активність бору дуже висока. Бор здатний впливати на найважливіші процеси біохімії тварин і рослин. Разом з Mn, Cu, Zn і Мо бор входить до числа п'яти життєво важливих мікроелементів. Бор концентрується в кістках і зубах, в м'язах, в кістковому мозку, печінки і щитовидній залозі. Ймовірно, що він прискорює ріст і розвиток організмів. Це видно з впливу бору на рослини. При борному голодуванні значно зменшується врожай і особливо кількість насіння. Для життєдіяльності тварин важливо його знаходження в молоці (коров'ячому) і в жовтку курячих яєць. Деякі рослини (кормові трави і цукровий буряк) збирають по кілька грамів бору з гектара угідь. Бор міститься в значних кількостях в жирових тканинах деяких тварин, що пасуться на пасовищах, збагачених бором. Склад сполук бору в організмі невідомий. Встановлено, що бор гальмує кишкову амілазу і кишкові протеїнази, посилює дію інсуліну та гальмує окислення адреналіну, послаблює вітаміни В ₂ та В _12. При надлишку бору з'являються борні ентерити. Надлишковий вміст бору веде до захворювання рослин. Пшениця і овес страждають при наявності 0,7 - 0,8 МГВ / кг грунту. Боротьба з засоленням грунтів бором ведеться за допомогою промивання борних грунтів [9-11].
2.1.2 Алюміній
2.1.2.1 Поширення в природі
За своєю поширеністю алюміній серед елементів займає третє місце, серед металів - перше. Він зустрічається головним чином у вигляді подвійних силікатів, у польового шпату і слюда і в продуктах їх вивітрювання - глинах. У вільному стані алюміній ніколи не зустрічається. Окис алюмінію Al ₂ O ₃ зустрічається у вигляді корунду і наждаку. З гидроокисей боксит AlO (OH) має найбільше технічне значення в якості основного вихідного продукту для отримання, Важливе значення має також кріоліт Na ₃ AlF _6.
З подвійних силікатів слід відзначити: калієвий польовий шпат або ортоклаз K [AlSi ₃ O _8] - головна складова частина вивержених порід: граніту, сленіта, базальту, кальцієвий польовий шпат або АНОРІ Сa [Al ₂ Si ₂ O _8], плагіоглаз, далі слюди : біотит, мусковіт лепідаліт, які також містяться у вивержених породах. Силікат алюмінію, що містить фтор - топаз, відноситься до числа дорогоцінних каменів Al ₂ (OH, F) ₂ [SiO _4] [9-11].
При вивітрюванні польових шпатів утворюється каолін (фарфоровий глина), що містить воду силікат алюмінію складу Al ₂ O _^3. 2SiO _^2. 2H ₂ O.
2.1.2.2 Біохімічна роль
Сульфат алюмінію Al ₂ (SO _{4) 3} використовується як протравлення при фарбуванні, для дублення шкіри, у паперовому виробництві. Сульфат алюмінію застосовують для очищення природних вод від колоїдних частинок, що забруднюють воду, які захоплюються гідроксидом алюмінію, що утворюється при цьому гідролізі солі.
Алюміній має велике біологічне значення. Низькі концентрації іонів алюмінію Al ^{3 +} стимулюють деякі процеси життєдіяльності рослин. Наприклад, проростання насіння. Але більш високі концентрації знижують інтенсивність фотосинтезу, порушують фосфорний обмін, затримують ріст кореневої системи. Деякі похідні алюмінію застосовують у медицині. Наприклад, KAl (SO _{4) 2} служить в'яжучим засобом. Основний ацетат алюмінію AlOH (COOCH _{3) 2} використовується для дезінфекції [9-11].
2.1.3 Галій
2.1.3.1 Поширення в природі
Галій зустрічається в природі як супутник цинку в багатьох обманках, але тільки у винятково малих кількостях (0,002% і менше). У вигляді слідів він зустрічається майже як постійний супутник алюмінію. У всіх сортах технічного алюмінію його можна відкрити спектрально. Найбагатший галієм мінерал - Німеччина. У ньому міститься 0,6 - 0,7% галію [9].
2.1.3.2 Токсикологічна характеристика
Довгий час вважалося, що галій токсичний. Лише останнім часом ця думка була спростована. Легкоплавкость галію представляє інтерес для стоматологів. Ще в 1930 р. була випробувана композиція для пломбування зубів, в якій ртуть Hg була замінена на галій. І в даний час використовуються пломби для пломбування зубів з використанням галію [10].

- A группа периодической системы 2.2 V - A група періодичної системи
2.2.1 Кругообіг азоту
₂ возникает в результате реакции окисления NHH ₃ , образующегося при извержении вулканов и разложении биологических отходов: Газоподібний N ₂ виникає в результаті реакції окислення NHH _3, який утворюється при виверженні вулканів та розкладені біологічних відходів:
₃ + 3 O ₂ ® 2 N ₂ + 6 H ₂ O . 4 NH ₃ + ₃ O ₂ ® 2 N ₂ + 6 H ₂ O.
Кругообіг азоту - один з найбільш складних, але водночас самих ідеальних кругообігів. Незважаючи на те, що азот складає біля 80% атмосферного повітря, в більшості випадків він не може бути безпосередньо використаний рослинами, так як вони не засвоюють газоподібний азот. Втручання живих істот у кругообіг азоту підпорядковане суворій ієрархії: лише певні категорії організмів можуть виявляти вплив на окремі фази цього циклу. Газоподібний азот беззупинно надходить до атмосфери в результаті роботи деяких бактерій, тоді як інші бактерії - фіксатори (разом з синьо-зеленими водоростями) постійно поглинають його, перетворюючи в нітрати. Неорганічним шляхом нітрати утворюються й в атмосфері в результаті електричних розрядів під час гроз.
Найбільш активні споживачі азоту - бактерії на кореневій системі рослин сімейства бобових. Кожному виду цих рослин притаманні свої особливі бактерії, що перетворюють азот в нітрати. ₃ ^- ) и ионы аммония ( NH ₄ ⁺ ), поглощаемы растениями из почвенной влаги, преобразуются в белки, нуклеиновые кислоты и т.д. В процесі біологічного циклу нітрат-іони (NO ₃ ^-) та іони амонію (NH ₄ ^+), поглинаємі рослинами з грунтової вологи, перетворюються у білки, нуклеїнові кислоти і т.д. Далі утворюються відходи у вигляді загиблих організмів, що є об'єктами життєдіяльності інших бактерій та грибів, перетворюючих їх в аміак. Так виникає новий цикл круговороту. Існують організми, здатні перетворювати аміак у нітрити, нітрати і в газоподібний азот. Основні ланки кругообіга азоту в біосфері представлені схемою на мал. 10.

Рис. 10. Кругообіг азоту
Біологічна активність організмів доповнюється промисловими засобами отримання азотовмісних органічних і неорганічних речовин, багато з яких застосовуються в якості добрив для підвищення продуктивності та росту рослин.
Антропогенний вплив на кругообіг азоту визначається наступними процесами:
Спалювання палива призводить до утворення оксида азоту, а після цього до реакцій:
2NO + O ₂ ® 2NO _2,
₂ + 2 H ₂ O + O ₂ ® 4 HNO ₃ , 4 NO ₂ + ₂ H ₂ O + O ₂ ® 4 HNO _3,
сприяючи випаданню кислотних дощів;
У результаті впливу деяких бактерій на добрива і відходи тваринництва утворюється оксид азоту - один з компонентів, утворюючих парниковий ефект;
Видобуток корисних копалин, що містять нітрат-іони та іони амонію, для виробництва мінеральних добрив;
При зборі врожаю з почви виносяться нітрат-іони та іони амонію;
Стоки з полів, ферм та каналізацій збільшують кількість нітрат-іонів і іонів амонію у водних екосистемах, що прискорює ріст водоростей і інших рослин; при розкладанні яких витрачається кисень, що призводить до загибелі риб. [12]
2.2.2 Сполуки азоту
Оксид азоту (I) щодо інертний, а тому «екологічно нейтральний». Однак на людину він надає наркотичну дію, починаючи від просто веселощів (за що він і був прозваний «звеселяючим газом») і, закінчуючи глибоким сном, що знайшло своє застосування в медицині. Цікаво, що він не шкідливий, і для медичного наркозу застосовують суміш оксиду азоту (I) з киснем у такому ж співвідношенні, що і співвідношення азоту і кисню в повітрі. Наркотична дія знімається відразу після припинення вдихання цього газу.
₂ ^- и NO ₃ ^- . Два інших стійких оксиду азоту легко переходять один в іншій, потім на кислоти, а потім у аніони NO ₂ ^- і NO ₃ ^-. Таким чином, ці речовини є природні мінеральні добрива, якщо знаходяться в природних кількостях. У «неприродних» кількостях ці гази рідко потрапляють в атмосферу на самоті. Як правило, утворюється цілий «букет» отруйних сполук, які діють комплексно.
Наприклад, лише один завод азотних добрив викидає в повітря крім оксидів азоту, азотної кислоти, аміаку і пилу від добрив ще і оксиди сірки, з'єднання фтору, деякі органічні сполуки. Вчені з'ясовують стійкість різних трав, кущів і дерев до подібних «букетам». Вже відомо, що, на жаль, ялина і сосна нестійкі і швидко гинуть, проте біла акація, канадський тополя, верби і деякі інші рослини можуть існувати в таких умовах, більш того, вони сприяють видаленню з повітря цих речовин.
Сильне отруєння оксидами азоту можна отримати в основному при аваріях на відповідних виробництвах. Відповідна реакція організму буде різною через відмінності у властивостях цих газів. «Їдкий» NО ₂ в першу чергу діє на слизові оболонки носоглотки, очей, викликає набряк легень; NО, як малорастворимое у воді і не їдка речовина, проходить через легені і потрапляє в кров, викликаючи порушення в центральній і периферійній нервових системах. Обидва оксиду реагують з гемоглобіном крові, результат - гемоглобін перестає переносити кисень.
Екологічні властивості азотної кислоти складаються з двох «половинок». Як сильна кислота, вона руйнівно діє не тільки на живі тканини (шкіру людини, лист рослини), а й на грунт, що досить актуально - кислотні (через присутність оксидів азоту і сірки) дощі, на жаль, не рідкість. При попаданні кислоти на шкіру виникає хімічний опік, який болісно і заживає значно довше, ніж термічний. Це були основні екологічні властивості катіона водню.
2.2.2.1 Взаємодія нітрат-іона з фауною і флорою
Нітрат-іон - невід'ємна частина кругообігу азоту в природі. У звичайних умовах і в розбавлених розчинах стійкий, слабо проявляє окислювальні властивості, не осаджує катіони металів, тим самим сприяючи транспортуванні цих іонів з розчином у грунті, рослинах і т. п.
Нітрат-іон стає отруйним тільки у великих кількостях, що порушують баланс інших речовин. Наприклад, при надлишку нітратів у рослинах зменшується кількість аскорбінової кислоти. (Варто нагадати, що живий організм настільки тонко організований, що будь-яка речовина у великих кількостях порушує рівновагу і, отже, стає отруйним.)
Рослини і бактерії використовують нітрати для побудови білків і інших необхідних органічних сполук. Для цього треба перевести нітрат-іон в іон амонію. Ця реакція каталізується ферментами, які містять іони металів (міді, заліза, марганцю та ін.) Через набагато більшою отруйності аміаку та іона амонію в рослинах добре відпрацьована і зворотна реакція перекладу іона амонію в нітрат.
Тварини не вміють будувати всі необхідні їм органічні сполуки з неорганічних - відсутні відповідні ферменти. Проте мікроорганізми, які живуть у шлунку і кишечнику, цими ферментами володіють і можуть переводити нітрат-іон в нітрит-іон. Саме нітрит-іон і діє як отруйник, переводячи залізо в гемоглобіні з Fe ^{2 +} у Fe ^{3 +.}
З'єднання, що містить Fe ^{3 +} і зване метгемоглобіну, занадто міцно зв'язує кисень повітря, отже, не може віддавати його тканинам. У результаті організм страждає від нестачі кисню, при цьому відбуваються порушення в роботі мозку, серця та інших органів.
Зазвичай нітрит-іон утворюється не в шлунку, а в кишечнику і не встигає перейти в кров і провести всі ці руйнування. Тому отруєння нітратами досить рідкісні. Існує, правда, й інша небезпека: у нашому організмі є багато речовин, в яких атоми водню аміаку заміщені на органічні радикали. Такі з'єднання називають амінами. При реакції амінів з нітрит-іонами утворюються нітрозаміни - канцерогенні речовини:

Вони діють на печінку, сприяють утворенню пухлин в легенях і нирках. Цікаво, що активним сповільнювачем реакції утворення нітрозамінів є давно нам знайома аскорбінова кислота [4].
- A группа периодической системы 2.3 VI - A група періодичної системи
2.3.1. Кисень
Кисень грає виключно важливу роль у природі. ₂ и минеральные соли вновь вступают в круговорот веществ в природе. Всі живі організми на Землі використовують кисень у процесі дихання; процеси гниття органічних залишків також протікають за участю кисню: утворюються при цьому СО _2, Н ₂ О, N ₂ і мінеральні солі знову вступають в кругообіг речовин у природі.
Усі клітини людського організму вимагають безперебійної доставки кисню, який використовується в різних обмінних реакціях. Кисень доставляється до тканин організму кров'ю. Кров насичується киснем в легенях, де цей газ приєднується до міститься в крові білку - гемоглобіну. ₂ ). Гемоглобін має здатність приєднувати кисень, перетворюючись на оксигемоглобін (HbO _2).
Кількість кисню, споживаного організмом, відображає інтенсивність окислювальних процесів у всіх органах і тканинах і характеризує звільнену при цьому енергію. Споживання 1 л. кисню відповідає виділенню 19,7-24,7 кДж.
Зменшення вмісту кисню в повітрі негативно позначається на самопочутті людини: виникають запаморочення, нудота, задуха і т.д. Мозок людини та інших ссавців не може функціонувати без кисневого обміну, тому вже через кілька хвилин після припинення дихання настає смерть.
Кисень становить близько 50% маси грунту. У вільному стані він присутній в грунтовому повітрі, а у зв'язаному стані входить до складу мінеральних і органічних компонентів твердої фази грунту і грунтового розчину.
Кисень є енергетичною основою складної мікробіологічної житті грунту. Грунти, особливо їх верхні горизонти, населені безліччю організмів, які в процесі дихання споживають кисень і виділяють вуглекислий газ. Утворюється при цьому, використовується для біологічних синтезів, які протікають у грунті, засвоєння рослинами мінеральних солей і води, переміщення речовин у рослинах і т.п.
При нестачі кисню в грунті мікробіологічна активність і енергетичні ресурси рослин знижуються, а при відсутності вільного кисню в повітрі розвиток рослин припиняється. Недолік кисню в грунті призводить до зниження її окислювально-відновного потенціалу.
При цьому розвиваються анаеробні процеси з утворенням сполук, токсичних для рослин, погіршуються фізичні властивості грунту і знижується її родючість. В умовах гарної забезпеченості киснем в грунті розвиваються аеробні процеси і створюються умови для нормального росту рослин і підвищення їх продуктивності.
Вміст кисню в поверхневих водоймищах визначається надходженням його з повітря. Максимум вмісту розчиненого кисню спостерігається влітку, в період інтенсивної фотосинтетичної діяльності рослинних організмів. У зимовий період вміст кисню у воді різко зменшується через труднощі реаераціі, тобто насичення води киснем і у зв'язку з надходженням у водоймища підземних вод, майже не містять кисню.
У придонних шарах поверхневих водойм кисню менше, тому що він витрачається на окислення даних відносин. Зниження концентрації розчиненого кисню може вказувати на забруднення водойм органічними сполуками. При цьому нестачу кисню обмежує здатність природних водойм до самоочищення. Тому при уповільненні процесів самоочищення, водойми піддають штучної аерації [13].
В атмосфері відбуваються природні і антропогенні зміни енерго-і масообміну. Ці зміни пов'язані з проблемами енергетики, скороченням фітопокрова планети і ін
Переходячи безпосередньо до розгляду даних питань, зупинимося, перш за все, на проблемі енергетики.
На Землі з того моменту, коли первісні люди відкрили спосіб добування вогню, почалася епоха кисневої енергетики, в основі якої лежить спалювання різних видів вуглецевого палива, що вимагає витрати вільного кисню і викликає генерацію СО _2. Епоха цього виду енергетики продовжується і в даний час з тією різницею, що з часом людство відкривало нові види палива, змінювало пайову їх участь у виробленні енергії та нарощувало масштаби світового споживання.
У середині 70-х років нашого століття щорічне споживання кисню на спалювання палива складає близько 14 млрд. т. при одночасному надходженні близько 18 млрд. т. З _2. До 2002 р. споживання кисню на цю акцію може зрости до 40 млрд. т / рік. До цього необхідно додати витрати кисню на дихання, розкладання органічних залишків і ін З урахуванням всіх видів витрат щорічне споживання кисню досягне до 2020 р. 210-230 млрд. т., а вся фітосфера на рік продукує 240 млрд. т. кисню. Використовуючи ці дані можна прийти до висновку, що до 2020 р. в атмосфері замість 21% кисню залишиться 8%.
Таким чином, при такому витраті кисню неминуче почнеться виснаження запасів і деградація сталих багатовікових динамічних рівноваг в природних геосистемах.
Скорочення кількості кисню в атмосфері пов'язано також з низкою інших антропогенних і природних факторів. Одним з цих факторів є скорочення лісового масиву планети. Деревина - цінна сировина, яка використовується в даний час майже у всіх областях діяльності людини (паливо, папір, меблі тощо). скорочення лісового покриву викликає щорічно виділення кисню.
Скорочення фітомассіва відбувається за рахунок вирубки лісів і лісових пожеж. Причому природне загоряння відбувається в одному випадку з десяти, інше кількість пожеж викликано недбалістю людини.
Рослини океану виділяють величезну кількість кисню в атмосферу. Продукція кисню в океані помітно зменшується у зв'язку з забрудненням океану, особливо шельфів, де продукується основна маса кисню акваторій.
Витрата кисню йде і в природних процесах, таких, наприклад, як вулканічні виверження.
2.3.2 Кругообіг кисню в природі
Цикл кисню займає на Землі близько 2000 років. Основним джерелом кисню для сучасної атмосфери є фотосинтез автотрофних рослин. Щорічно в атмосферу надходить 20 '10 ¹⁶ г кисню за рахунок фотосинтезу. Деяка кількість кисню надходить в атмосферу в результаті фотодиссоціації водяної пари. При впливі на молекули водяної пари Н ₂ О жорсткого ультрафіолетового випромінювання (l = 0,175-0,203 мкм) утворюється вільний водень, атоми якого у верхніх шарах атмосфери можуть мати досить великими швидкостями руху для подолання сили тяжіння Землі. Втрата деякої частини водню, що утворився при дисоціації молекул води, призводить до утворення відповідної кількості вільного кисню. Але його маса не перевищує 0,1% від загальної маси О ₂ в атмосфері. Основним джерелом надходження О ₂ в атмосферу є фотосинтезуючих діяльність рослин на суші і фітопланктону фотосфери океану.
Витрата О ₂ відбувається на дихання тварин і людей, окислення органічної речовини гетеротрофних організмів і на деструкцію мертвого органічної речовини.
Сумарний прихід О ₂ в атмосферу в результаті його біотичного кругообігу забезпечує витрату О ₂ на окислення гірських порід і ряду газів, що надходять в атмосферу з глибоких шарів Землі. ₂ , H ₂ S , H ₂ и др. Расход кислорода на окисление указанных газов составляет менее ¼ его прихода, тогда как на окисление горных пород расход более ¾ прихода кислорода. До числа цих газів належать Со, SO _2, H ₂ S, H ₂ і ін Витрата кисню на окиснення зазначених газів становить менше ¼ його приходу, тоді як на окислення гірських порід витрата більш ¾ приходу кисню.
Кисень бере участь в утворенні і руйнуванні озону:
О ₂ + h n ® ^* O ^* + ^* O ^*
^* + м ® О ₂ + O ^* + м ® ₃ + O ₃ + м
^* О ₃ + O ^* ® ₂ + O ₂ O ₂ + O ₂
Ці процеси одночасно відбуваються в атмосфері з різною частотою.
Життєдіяльність живих організмів підтримується сучасним співвідношенням в атмосфері кисню і вуглекислого газу. Природні процеси споживання вуглекислого газу і кисню і їх надходження в атмосферу збалансовані.
Ще важливим антропогенним впливом, скорочують кількість кисню в атмосфері, є літальні і космічні апарати. Наприклад, космічний корабель «Шаттл» за один свій політ спалює стільки кисню, скільки його виділяють 48 гектарів лісу на рік. Кисень знаходиться в безперервному кругообігу на нашій планеті. Цей процес є загальнопланетарний і пов'язує воєдино атмосферу, гідросферу і літосферу [14].
В атмосфері кисень міститься в кількості близько 21% (об.). У набагато менших кількостях він присутній в атмосфері у вигляді озону - О _3, утворюючи озоновий захисний шар, який розташовується на висоті 25-35 км і захищає нашу планету від УФ-випромінювання. На низьких висотах (тропосферний озон) він є одним з компонентів фотохімічного смогу і надає шкідливий вплив на живі організми.
2.3.3 Озоновий захисний шар
Озоновий захисний шар визначає верхня межа життя в біосфері. Він з'явився разом з появою в земній атмосфері кисню. Озону в атмосфері дуже мало, всього 4 '10 ^-7 об.%. Однак, цієї кількості цілком достатньо, щоб захистити планету від УФ-випромінювання. Озон має дуже сильним поглинанням. Він повністю поглинає всю енергію в смузі від 2900 до 2200 А, що абсолютно виключає попадання на поверхню Землі згубних для всього живого сонячних променів коротше 2900 А. Крім того, озон поглинає ІЧ випромінювання Землі, перешкоджаючи її охолодження.
Озон утворюється в атмосфері за рівнянням:
3О ₂ Û 2О ₃ (1)
Атоми кисню, необхідні для утворення озону, виходять за рахунок фотохімічної дисоціації молекул:
= 2 O О ₂ + h n = 2 O < 240 нм l <240 нм
Можлива реакція утворення озону:
^* + м ® О ₂ + O ^* + м ® ₃ + O ₃ + м (2)
де м - будь-яка частинка, що служить для відводу енергії від утворюється молекули озону.
При високих температурах, коли зміст атомарного кисню велике, рівновагу реакції (2) сильно зрушено вліво і освіти озону не відбувається. При низьких температурах, коли рівновага по реакції (2) зрушено вправо, парціальний тиск атомарного кисню занадто низька, що також перешкоджає утворенню озону. Для отримання значних концентрацій озону необхідне поєднання двох умов: порівняно низькою температури, що забезпечує достатній зсув рівноваги в бік утворення озону, і великих концентрацій атомарного кисню. Виконання цих умов можливо, коли дисоціація молекул кисню забезпечується в результаті нетерміческого впливу на систему, наприклад за рахунок опромінення [15].
Озон руйнується, поглинаючи випромінювання з довжиною хвилі менше 1130 нм (ІК випромінювання), але максимум поглинання спостерігається при довжині хвилі коротше 320 нм (УФ-випромінювання), при цьому відбувається утворення молекулярного кисню і атомарного кисню:
= O ₂ + О (3) О ₃ + h n = O ₂ + О (3)
Реакції (2) та (3) називаються нульовим циклом озону.
Значний внесок у процеси, що протікають за участю оксидів азоту, сполук хлору та ін Розглянемо ці цикли більш докладно.
1. Водневий цикл. При поглинанні кванта світла з довжиною хвилі менше 240 нм молекула води розпадається за рівнянням:
= O Н + Н Н ₂ О + h n = O Н + Н
Гідроксидні радикали утворюються і при взаємодії молекул води або метану з порушеною атомом кисню
2ОН О + Н ₂ О ® 2ОН
О + СН ₄ ОН + СН ₃ ® ВІН + СН ₃
Утворився в цих процесах гідроксидних радикал вступає в реакцію з О _3:
ВІН + О ₃ НО ₂ + О ₂ ® АЛЕ ₂ + О ₂
ОН + О ₂ АЛЕ ₂ + Про ® ОН + О ₂
ОН + О ₂ О ₃ + О ® ОН + О ₂
2. Азотний цикл. ₂ c атомарным кислородом в невозбужденном состоянии вновь образуется оксид азота: Оксид азоту при взаємодії з озоном окислюється до діоксиду азоту, але при взаємодії NO ₂ c атомарним киснем у збудженому стані знову утворюється оксид азоту:
NO + O ₃ ® NO ₂ + O ₂
NO ₂ + O ® NO + O ₂
₃ + O O ₃ + O 2 O ₂ ® 2 O ₂
3. Хлорний цикл. Атом хлору при взаємодії з молекулою озону утворює оксид хлору і молекулу хлору. Оксид хлору здатний взаємодіяти з атомарним киснем, що знаходиться в збудженому стані, з утворенням атомарного хлору і молекули кисню
Cl + O ₃ ® ClO + O ₂
ClO + O ® Cl + O ₂
₃ + O O ₃ + O 2 O ₂ ® 2 O ₂
Атомарний хлор з'являється в стратосфері при фотохімічному розкладанні фреонів, наприклад:
₃ + hv CFCl ₃ + hv ® ₂ + Cl CFCl ₂ + Cl
У процесах, що викликають руйнування озону, спостерігається обрив ланцюга за рахунок протікання реакцій:
СН ₃ + Н ₂ О СН ₄ + ОН ® СН ₃ + Н ₂ О
ВІН + АЛЕ ₂ Н ₂ О + О ₂ ® Н ₂ О + О ₂
ВІН + NO ® HNO ₂
ClO + NO ₂ ® ClONO ₂
Що виходять речовини при цих реакціях нешкідливі для озонового шару [16].
Розрахунки показали, що якщо все що містяться в атмосфері молекули озону рівномірно розподілити над поверхнею Землі, то товщина утворилася оболонки складе лише близько 3 мм.
«Озонової дірою» називається зменшення концентрації озону в усіх областях атмосфери над певною територією. Найбільш великий «озонова дірка» є діра над Антарктидою. Вона носить сезонний характер і виявляється лише у весняний період.
«Озонові діри» можуть розростатися під впливом антропогенних газоподібних викидів, які руйнують озон. У зв'язку з цим в Монреалі в 1990 р було підписано перший міжнародний акт, що обмежує виробництво речовин, що руйнують озоновий шар. Цей акт був підписаний 30 країнами. Основні його положення:
виробництво фреонів припинити повністю до 2000 р.
виробництво тетрахлоретана припинити повністю до 2000 р.
виробництво галонов припинити до 2000 р. (за винятком з'єднань, для яких не відомі альтернативні замінники)
виробництво 1,1,1-трихлоретан припинити повністю до 2005 р.
Монреальський протокол, що є першим прикладом колективного світової співпраці у вирішенні глобальних проблем, в даний час успішно виконується [16].
2.3.4 тропосферного озону
Основна частина загального вмісту озону - близько 90%, припадає на стратосферу і лише 1% на тропосферу. Глобальна фонова середньорічна концентрація озону в приземному шарі не перевищує 100 мкг / м ^3.
Озон є одним з самих важливих хімічних компонентів фотохімічного смогу. Цей тип смогу характеризується тим, що він утворюється в результаті фотохімічних реакцій. Фотохімічний зміг утворюється в ясну погоду при низькій вологості повітря, причому максимальна концентрація викликають подразнення органів чуття речовин спостерігається незабаром після полудня. Хімічно він діє як окислювач (підсилює корозію металів, призводить до розтріскування гуми і т.д.). Фотохімічний зміг викликає улюдей сильне подразнення слизової оболонки дихальних шляхів і очей, губить листя на деревах. В атмосфері спостерігається поява блакитним серпанку або білуватого туману і пов'язане з цим погіршення видимості. Озон є відповідальним за ряд властивостей смогу.
Як показують експериментальні дані, збільшення концентрації озону в пробах повітря, що містять розбавлені вихлопні гази автомобілів, пов'язане з характерною зміною відносного вмісту оксидів азоту. Зростання концентрації О ₃ в пробах повітря починається після того, як відношення концентрацій NO ₂ та NO досягає максимуму. Освіта і руйнування озону в тропосфері відбувається при протіканні наступних реакцій:
СН ₄ + ОН ® СН ₃ + Н ₂ О
СН ₃ + О ₂ ® СН ₃ ГО
ОО + NO ® CH ₃ O + NO ₂ СН ₃ ГО + NO ® CH ₃ O + NO ₂
CH ₃ O + O ₂ ® CH ₂ O + HO ₂
® NO ₂ + OH HO ₂ + NO ® NO ₂ + OH
® H ₂ O + CO CH ₂ O + OH ® H ₂ O + CO
® NO ₂ + OH HO ₂ + NO ® NO ₂ + OH
® NO + O NO ₂ + hv ® NO + O
® O ₃ + M ^* O + O ₂ + M ® O ₃ + M ^*

® CO ₂ + 2H ₂ O + 4M ^* + 4O ₃ CH ₄ + 8O ₂ + 4M ® CO ₂ + 2H ₂ O + 4M ^* + 4O ₃
в NO ₂ . Таким чином, концентрація озону в тропосфері буде зростати при збільшенні швидкості конверсії NO в NO _2.
Значить, фотохімічний зміг є наслідком викидів автотранспорту і негативно позначається на життєдіяльності та здоров'я людей і тварин [16].
РОЗДІЛ 3. МЕТОДИЧНІ РОЗРОБКИ ЗА ТЕМОЮ «р-ЕЛЕМЕНТИ»
3.1 Урок на тему «III-А група періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва»
Заняття 1. Характеристика хімічних елементів III-а групи періодичної системи
Алюміній
Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Характеристика хімічних елементів III-a групи періодичної системи. Будова атома, фізичні і хімічні властивості, застосування і отримання алюмінію.
Обладнання. Періодична система хімічних елементів, рис. 2, 1 б.
Речовини. Алюміній.

ХІД ЗАНЯТТЯ
Основний зміст
Форми навчання
Методи навчання
Засоби навчання
1. Актуалізація знань, умінь і навичок учнів.
1) Перерахуйте хімічні елементи IIIa групи періодичної системи в порядку посилення їх металевих властивостей.

Рис. 2

2) Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня 3s ² 3p ¹ належить атому:
а) бору; б) алюмінію; в) галію; г) талію.

3) Перерахуйте фізичні і хімічні властивості й області застосування алюмінію, використовуючи рис. 21.3

2. Отримання алюмінію

Рис. 1, б
3. Підведення підсумків

Коротке повідомлення на тему группы с точки зрения химика-эколога» «Метали III групи з точки зору хіміка-еколога»
Опитати учнів.
Інформація про домашнє завдання. § 50 ([3]). Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення речовин:

Самоаналіз уроку
Заняття 2. Оксиди та гідроксиди алюмінію
Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Поглибити знання учнів про амфотерности оксидів і гідроксидів. Аквакомплекс, гидроксокомплекса, хімізм виробництва алюмінію електролізом оксиду алюмінію.
Обладнання. Схема виробництва алюмінію (процес електролізу), штатив з пробірками, рис. 1, а.

Речовини. ₃ , NaOH , H ₂ SO ₄ . Розчини AlCl _3, NaOH, H ₂ SO _4.
ХІД ЗАНЯТТЯ
Основний зміст
Форми навчання
Методи навчання
Засоби навчання
1. Амфотерность оксиду алюмінію

2. Запис рівнянь реакцій взаємодії оксиду алюмінію з гідроксидом натрію і азотною кислотою

3. Амфотерность гідроксиду алюмінію. Запис іонних рівнянь реакцій. Розбір освіти аква-і гидроксокомплекса. Звірити запис рівнянь реакцій з домашнім завданням. Колоїдні частинки

Лабораторний досвід 21

4. Розбір хімізму освіти гідроксиду алюмінію у виробництві алюмінію

рис. 3
5. Підведення підсумків

Повідомлення на тему «Екологічні аспекти переробки алюминийсодержащих руд»
Опитати учнів.
Інформація про домашнє завдання. § 50; таблиця 21.1 ([3]).
Самоаналіз уроку
Заняття 3. Гідроліз солей алюмінію
Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Розширити знання про гідролізі солей. Застосування гідролізу солей.
Обладнання. Штатив з пробірками, схема «Гідроліз солей».
Речовини. Розчини сульфату або хлориду алюмінію, лакмусовий папір (лакмус) синя, фіолетова.

ХІД ЗАНЯТТЯ
Основний зміст
Форми навчання
Методи навчання
Засоби навчання
1. Актуалізація знань, умінь і навичок учнів про амфотерности оксиду та гідроксиду алюмінію

2. Гідроліз солей алюмінію:
а) аналіз результату досвіду;
б) запис іонних рівнянь зробленого досвіду;
в) висновок

Лабораторний досвід 22 (1)
Схема «Гідроліз солей»
3. Виконання завдання. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення речовин:

4. Підведення підсумків

Опитати учнів
Інформація про домашнє завдання. § 50 ([3]).
Самоаналіз уроку.
- A группа ПС» 3.2 Уроки по темі «V - A група ПС»
3.2.1 Екологічні аспекти викладання теми «Азот. Сполуки азоту »
Знати: найважливіші властивості і застосування азоту, аміаку, оксидів азоту, азотної кислоти, нітратів; найважливіші мінеральні добрива, умови їх раціонального зберігання та використання; пристрій приладу для отримання аміаку в лабораторних умовах; якісні реакції на нітрат-іони та іон амонію; хімічні реакції , що лежать в основі виробництва аміаку та азотної кислоти, умови їх здійснення; спільні наукові принципи хімічного виробництва.
Вміти: давати характеристику підгрупі елементів; складати рівняння вивчених реакцій, розглядати їх з точки зору окисно-відновних та іонних уявлень; визначати на практиці нітрат-іони, а також іон амонію; розв'язувати комбіновані задачі.
Основні поняття: донорно-акцепторні механізм утворення зв'язку, іон амонію, несолеобразующій (байдужий) оксид, селітри, добрива (туки), азотистий ангідрид, азотний ангідрид, нітриди.
Контрольні питання
Яке будова атома азоту?
Які можливі валентності та ступені окислення азоту?
Де в природі зустрічається азот?
Як отримують азот в лабораторії і в промисловості?
Які фізичні властивості азоту?
Які хімічні властивості азоту? Напишіть рівняння реакцій.
Де застосовується азот?
Яке будова молекули аміаку? Який тип хімічного зв'язку в молекулі NH _3?
Як утворюється донорно-акцепторні зв'язок в іоні амонію?
Чому аміак здатний окислюватися?
Які фізичні властивості аміаку?
Як аміак взаємодіє з водою і кислотами?
Які два способи окислення аміаку вам відомі? Наведіть рівняння відповідних реакцій.
Де застосовується аміак?
Чому солі амонію схожі з солями калію?
Яка розчинність у воді солей амонію?
Як отримують аміак в лабораторії і на виробництві? Складіть рівняння реакцій одержання NH _3.
Які загальні властивості солей амонію? Напишіть рівняння реакцій.
Які специфічні властивості солей амонію? Підтвердіть свою відповідь рівняннями реакцій.
Яка якісна реакція на солі амонію? Складіть рівняння реакції.
Які оксиди азоту вам відомі?
Як можна отримати монооксид азоту? Які його фізичні властивості?
Як можна отримати діоксид азоту? Які його фізичні властивості?
Як діоксид азоту взаємодіє з водою і лугами? Напишіть рівняння реакцій.
Які фізичні властивості азотної кислоти?
Яке будова молекули азотної кислоти?
Які валентність і ступінь окиснення азоту в азотній кислоті?
Як можна отримати азотну кислоту? Наведіть рівняння реакції.
Чому азотна кислота є сильним окислювачем?
Як азотна кислота взаємодіє з металами?
Які газоподібні речовини можуть виділятися при відновленні азоту в азотній кислоті?
Які метали не взаємодіють з концентрованою азотною кислотою? Чому?
Як взаємодіють з розведеною азотної кислотою мідь і срібло? Напишіть рівняння реакцій.
В якій тарі можна зберігати азотну кислоту?
Як розкладається азотна кислота?
Як взаємодіють неметали з азотною кислотою? Наведіть рівняння реакцій.
Які ще сполуки азоту вам відомі?
Як називають солі азотної кислоти? Які їхні фізичні властивості?
Які нітрати є добривами?
Які способи отримання нітратів вам відомі? Складіть рівняння реакцій.
Як можуть розкладатися нітрати при нагріванні? Напишіть рівняння реакцій розкладання KNO _3, Cu (NO _{3) 2} і AgNO _3.
Чому нітрати можуть бути окислювачами?
Як відрізнити нітрати від інших солей?
Які речовини називають добривами?
Які види добрив вам відомі?
Перерахуйте найважливіші добрива кожної групи.
Які елементи складають сімейство азоту?
Як змінюються властивості елементів групи Vа та їх сполук зі збільшенням атомного номера? Чому?
Розглянемо як приклад розробки деяких уроків на тему «Виробництво азотної кислоти».
3.2.2 Урок за темою «Одержання азотної кислоти»
Мета уроку: Розглянути процес отримання азотної кислоти в лабораторних умовах, вивчити і закріпити хімізм процесу.
Прилади та матеріали: штатив, реторта, воронка, тубус, гумова пробка, чашка з холодною водою, піч або спиртівка
Реактиви: концентрована сірчана кислота, 15-20 р. нітрату натрію.
ХІД УРОКУ
Зібрати прилад за рисунком 3. ₃ и прилить через воронку, вставленную в тубус столько концентрированной H ₂ SO ₄ , чтобы она покрыла соль. У реторту помістити 15-20 г NaNO ₃ та долити через лійку, вставлену в тубус стільки концентрованої H ₂ SO _4, щоб вона покрила сіль. Закрити тубус скляній або гумовою пробкою і опустити кінець реторти в суху колбу, вміщену в чашку з холодною водою. Обережно нагрівати реторту. Коли в приймачі збереться кілька мілілітрів кислоти, нагрівання припинити і, давши реторті охолодитися, розібрати прилад. Кислоту зберегти для наступних дослідів. Пояснити появу у неї забарвлення ..
₃ на одежду или на руки: она быстро разрушает ткань, а на руках появляются желтые пятна и ожоги. Остерігатися потрапляння HNO ₃ на одяг або на руки: вона швидко руйнує тканину, а на руках з'являються жовті плями і опіки.
Написати рівняння реакції:
₂ SO ₄ + NaNO ₃ ® HNO ₃ + NaHSO ₄ H ₂ SO ₄ + NaNO ₃ ® HNO ₃ + NaHSO ₄
Питання: Чому реакція проводять при несильному нагріванні?
Зробіть висновок про проведену роботу.

3.2.5 Практична робота на тему «Азотна кислота і її солі»
Мета уроку: Навчитися застосовувати отримані знання про властивості азотної кислоти і її солей на практиці.
ХІД УРОКУ
I. Організаційний момент.
II. Фронтальне опитування:
- Які реакції називають окисно-відновними?
- Які хімічні властивості HNO ₃ ви знаєте?
- Дощова вода після грози містить сліди азотної кислоти. Чим це пояснюється?
III. Індивідуальний опитування
1-й учень - завдання №
2-й учень - завдання №
IV. Самостійна робота
На час, що залишився вчитель роздає всім картки з трьома завданнями, два з яких вже розбиралися на уроці, а третє завдання - творче, спрямоване на виявлення додаткових знань з даної теми.
Наприклад, така картка може виглядати наступним чином:
Картка № 1
1) Розрахуйте масову частку азоту в наступних речовинах:
б ) N ₂ O ₄ ; в )Cu(NO ₃ ) ₂ ; г)NH ₄ NO ₃ ; д)Fe(NO ₃ ) ₃ . а) N ₂ O, б) N ₂ O _4, в) Cu (NO _{3) 2,} г) NH ₄ NO _3; д) Fe (NO _{3) 3.}
Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити ланцюг наступних перетворень:
NO ₂ ® HNO ₃ ® Ba (NO _{3) 2} ® KNO ₃
₂ легко димеризуется, а для SO ₂ подобный процесс не характерен? Чому молекула NO ₂ легко дімерізуется, а для SO ₂ подібний процес не характерний?
. V. Домашнє завдання:
Завдання № 7; 2) Скласти кросворд на тему: «Азотна кислота та її велике сімейство». . 55-60), 17-20] [3 (c. 55-60), 17-20]
- A группа ПС» 3.3 Уроки по темі «VI - A група ПС»
3.3.1 Урок-лекція за темою «Кисень»
Мета уроку - ознайомити учнів з елементом кисень, його фізичними, хімічними властивостями, методами отримання, аллотропной модифікацією - озон. Визначити значення кисню і озону для живих організмів, промисловості і техніки.
ХІД УРОКУ
1. Організаційний момент - проводимо перекличку - 2 хвилини
2. Фронтальне опитування - з'ясовуємо, що таке хімічний елемент, будова атома, проста речовина - 5 хвилин.
3. Пояснення нової теми:
Ділимо урок на дві частини
. (35 мин) I. (35 хв)
- Хімічний елемент кисень
- Будова атома кисню
- Проста речовина - кисень
- Будова молекули - кисню
- Алотропні стану кисню - кисень і озон
- Будова молекули озону
- Фізичні властивості кисню
- Фізичні властивості озону
- Хімічні властивості кисню
- Хімічні властивості озону
- Отримання та застосування кисню
- Отримання та застосування озону
. (40 мин) II. (40 хв)
- Озоновий шар планети, його значення для життя всього живого на планеті
- Освіта і руйнування озонового шару
- Кисень в атмосфері нашої планети, його значення для живих організмів. Кругообіг кисню
- Спосіб отримання кисню в природі - фотосинтез. Реакції зв'язування кисню в природі, виводять його з кругообігу
Домашнє завдання - вивчити всі властивості і методи отримання кисню і озону. Скласти таблицю.
Що робив
Що спостерігав
Рівняння реакцій
1. ₂ O ₂ и добавили MnO ₂ ; вносим тлеющую лучинку налили в пробірку H ₂ O ₂ і додали MnO _2; вносимо тліючу лучинку
Виділяється газ, в якій запалюється тліюча лучинка
2Н ₂ О ₂ = 2Н ₂ О + О ₂
2. нітрат калію вносимо в пробірку і нагріваємо
Виділяється газ запалює тліючу лучинку
2 KNO ₃ = 2KNO ₂ + O ₂
3. перманганат калію вносимо в пробірку і нагріваємо. Виділяється газ вловлюємо в склянку
Лучинка, опущена в склянку, горить, значить, там знаходиться кисень
2 KMnO ₄ = MnO ₂ + K ₂ MnO ₄ + O ₂
3.3.2 Урок № 2. Лабораторна робота 1. «Вивчення способів одержання кисню»
Щоб отримати чистий кисень, потрібні речовини, багаті цим елементом. До них відносяться нітрати й хлориди, а також пероксиди.
1. Розкладання перекису водню у присутності каталізатора
). Обладнання і реактиви: пробірка, лучинка, пероксид водню (3%-ний), оксид марганцю (IV).
₂ и поднести лучинку. Хід роботи: У пробірку налити 5 мл пероксиду (Н ₂ О ₂₎ додати дві гранули MnO ₂ і піднести лучинку. Ми будемо спостерігати її горіння. Значить, виділяється кисень.
2Н ₂ О ₂ ₂ O + O ₂ 2 H ₂ O + O ₂
Пероксид водню дуже нестійкий і вже на повітрі розкладається з утворенням кисню і води. Оксид марганцю (IV) значно прискорює цю реакцію, тому що є каталізатором.
2. Розкладання нітратів калію або натрію
₃ или NaNO ₃ ), чашка с песком, лучинка, горелка. Обладнання і реактиви: пробірка, 5 г порошкоподібної селітри (KNO ₃ або NaNO _3), чашка з піском, лучинка, пальник.
Хід роботи: Зміцнимо пробірку на штативі і внесемо в неї нітрат. Поставимо під пробірку чашку з піском, тому що при цьому досвіді скло часто плавиться і витікає гаряча маса. Тому і пальник при нагріванні будемо тримати збоку. Коли ми сильно нагріємо селітру, вона розплавиться і з неї виділиться Про ₂ (виявимо його за допомогою лучинки):
₃ 2 KNO ₃ ₂ + O ₂ 2 KNO ₂ + O ₂
У пробірці після виділення О ₂ залишиться нітрит.
3. Розкладання перманганату калію.
Обладнання і реактиви: пробірка з герметичною пробкою і відвідної трубкою, пальник, стакан для збору кисню.

Рис. 2. Розкладання перманганату калію
Хід роботи: зібрати прилад як показано на рис. М nO ₄ и нагреваем. 2, вносимо в пробірку 5 г K М nO ₄ і нагріваємо. Кисень вловлюємо в спеціальний стакан і перевіряємо його на наявність за допомогою лучинки.
₄ 2 KMnO ₄ ₂ + K ₂ MnO ₄ + O ₂ MnO ₂ + K ₂ MnO ₄ + O ₂
3.3.3 Урок № 3. Лабораторна робота 2. «Вивчення способів отримання і хімічних властивостей озону»
1. Одночасно можна провести два наступних досвіду:
а) отримання озону
б) якісне визначення озону
₂ SO ₄ (к), K М nO ₄ . Обладнання і реактиви: пробірка, йодо-крохмальна папір, H ₂ SO ₄ (к), K М nO _4.
Хід роботи. ₄ (на конце ложечки) и прилить несколько капель H ₂ SO ₄ концентрированной. У невеликий сухий стаканчик насипати дуже небагато KMnO ₄ (на кінці ложечки) і долити кілька крапель H ₂ SO ₄ концентрованою. Відбувається бурхлива реакція з виділенням озону:
₄ + H ₂ SO ₄ 2 KMnO ₄ + H ₂ SO ₄ ® ₂ SO ₄ + 2 HMnO ₄ K ₂ SO ₄ + 2 HMnO ₄
₄ 2 HMnO ₄ ® ₂ O + Mn ₂ O ₇ H ₂ O + Mn ₂ O ₇
₂ O ₇ Mn ₂ O ₇ 2 MnO ₂ + O ₃ ® 2 MnO ₂ + O ₃
Озон легко визначаємо за допомогою іодокрахмальной папери, яку попередньо змочується. Вона при пропущенні озону забарвлюється в синій колір, тому що відбувається реакція виділення вільного йоду
2KI + H ₂ O + O ₃ ® 2KOH + I ₂ + O ₂
вільний йод з крохмалем дає синє забарвлення.
Після закінчення кожної лабораторної роботи учні повинні заповнити робочу таблицю. [3]
3.3.4 Урок № 4. «Екскурсія в кисневий цех»
Попередня підготовка
Після розгляду лабораторного способу отримання кисню з учнями обговорюють чи може цей спосіб отримання кисню задовольнити промислову потреба в ньому. У процесі бесіди з'ясовують, що пероксид водню і перманганат калію, з яких отримують кисень у лабораторних умовах, непридатні для отримання його у промисловості, тому що ці речовини є дорогими продуктами виробництва. Отже, отримувати з них кисень у великих кількостях економічно невигідно: його вартість буде надто високою.
В якості самого дешевого і доступного сировини учні називають повітря. Вони знають, що повітря це механічна суміш газів, в основному кисню та азоту. Разом з викладачем учні встановлюють відмінності у фізичних властивостях кисню та азоту, звернувши увагу на відмінність температур кипіння азоту (-196 ° С) і кисню (-183 ° С) при парціальному тиску 10,1 МПа.
Екскурсія
Учні відвідують кисневий цех, який включає в себе машинний зал, розділову відділення, наповнювальне відділення, слюсарну майстерню і ін
Екскурсія проводиться за таким планом:
сировина для одержання кисню (повітря), його підготовка (очищення)
виробничий процес одержання кисню
продукція даного виробництва та її застосування
контроль виробництва (робота хімічної лабораторії заводу)
) и др. оборудования. Екскурсія починається з огляду машинного залу; учні спостерігають роботу турбокомпресорів, що подають повітря, фільтрів для його очищення, водяних холодильників, регенераторів, турбодетандерів, теплообмінників, ректифікаційних колон, конденсаторів, абсорбера для поглинання оксиду вуглецю (IV) та ін обладнання. Учням пояснюють, що повітря, з якого отримують кисень, засмоктується турбокомпресорами з атмосфери і очищається у фільтрах від пилу. Учні спостерігають за роботою машиніста-компрессорщіка, а екскурсовод розповідає, що входить в його обов'язки. Машиніст компресорних установок забезпечує пуск, зупинку, перемикання компресорів, спостерігає за роботою всього допоміжного обладнання. При цьому слід підкреслити, що для успішного виконання роботи машиніст-компрессорщік повинен володіти знаннями основ механіки і хімії, законів термодинаміки і електротехніки, він повинен вміти читати схеми та креслення і т.д.
Далі екскурсовод повинен розповісти, як перекладається повітря в рідкий стан. Учням пояснюють, що повітря, як і будь-який газ, переходить під час стискання в рідкий стан тільки тоді, коли його температура буде нижче критичної при даному тиску. Відомо, що для повітря критична температура дорівнює -141 ° С при критичному тиску 3,7 МПа. При цих параметрах починається скраплення повітря, тому повітря піддають глибокому охолодженню (зона температур -100 ° С). Спочатку турбокомпресором повітря стискають (до 20 МПа). При цьому він розігрівається, внаслідок міжмолекулярної взаємодії. Потім дають можливість швидко розширитися, попередньо пропускають через водяний холодильник, а потім ділять на чотири потоки і направляють в регенератори для подальшого охолодження. Під час розширення у реальних газів слабшає взаємне притягання сусідніх молекул. На руйнування міжмолекулярних зв'язків витрачається внутрішня енергія газу, в результаті чого і відбувається охолодження. З цією метою здійснюють дроселювання: стиснене повітря пропускають через спеціальний вентиль, внаслідок цього знижується тиск. Але частіше стиснене повітря подають у спеціальні поршневі детандер, принцип роботи яких такий же, як і у парової машини. Повітря рухає поршень; при цьому на виконання роботи витрачається енергія, і температура повітря знижується.
У результаті цих процесів повітря стискається. Тепер він подається для поділу на окремі компоненти в спеціальні ректифікаційні колони, в основі дії яких лежить відмінність в температурах кипіння азоту (-196 ° С) і кисню (-183 ° С) при нормальному тиску (0,1 МПа).
Для більш повного поділу послідовно використовують дві ректифікаційні колони. Одна з них працює при більш високому тиску (до 0,6 МПа), інша при більш низькому (0,1 МПа). Першим з рідкого повітря видаляється азот, потім інертні гази.
Екскурсовод показує учням рідке повітря, азот і кисень; розповідає про пристрій посудини Дьюара, використовуваного для зберігання рідких газів; звертає увагу на матеріали, з яких виготовлені типові апарати; зазначає, що всі колони, конденсатор, теплообмінники виготовлені з міді, що установка ретельно ізолюється для зменшення втрат холоду; показує учням теплоізоляційні матеріали - шлакоотвод, магнезит та ін
Потім учнів знайомлять з роботою хімічної лабораторії. Там показують, як лаборант бере пробу газової суміші, що виходить з колони, і аналізує її, щоб переконатися в тому, що поділ зріджених газів вже закінчилася (якщо об'ємна частка азоту не перевищує 0,5%).
Далі спостерігають, як з колони відбирають азот і кисень і поміщають у спеціальні апарати для зберігання. Учням показують «танки» з рідким киснем, газгольдери та балони з газоподібним киснем, знайомлять їх з правилами поводження з кисневими балонами, відзначають, що кисневі балони забарвлюються в світло-блакитний колір, а азотні - в чорний з коричневою смужкою вгорі.

Рис. 3. Найпростіша установка для скраплення повітря
3.3.5 Урок на тему «Сірка, будова молекул, фі фізичні та хімічні властивості»
Знати: алотропні модифікації сірки; фізичні і хімічні властивості, одержання і застосування сірки, оксидів сірки (IV) і сірки (VI), cерной кислоти, сульфатів, якісні реакції на сульфат-і сульфід-іони; хімічні реакції, що лежать в основі виробництва сірчаної кислоти; спільні наукові принципи хімічного виробництва.
Вміти: розглядати в порівнянні алотропні модифікації; записувати рівняння реакцій, що характеризують властивості сірки та її сполук; розглядати хімічні властивості речовин з точки зору окисно-відновних та іонних уявлень.
Основні поняття: алотропія, алотропні модифікації.
ХІД УРОКУ
. I. Організаційний момент; перевірка домашнього завдання
. II. Новий матеріал
Сірка в природі та її отримання. У природі сірка зустрічається як вільному стані (супроводжує гірських порід), так і у вигляді сполук. Найважливіші природні сполуки сірки показані на схемі 1.
Схема 1
2. Отримання. Для відділення сірки у вільному стані від інших гірських порід користуються її легкоплавкость (112,8 ° С).
3. Фізичні властивості сірки. Сірка - тверда кристалічна речовина жовтого кольору. Як неметал, вона погано проводить теплоту і не проводить електричний струм. Шматочки сірки тонуть у воді - її щільність близька до 2, а порошок сірки спливає (не змочується водою). Подібно сірці у подрібненому стані водою не змочуються багато з'єднань. Цим властивістю користуються для відділення сірчистих руд від «порожньої породи». Такий метод збагачення руд називається флотацією і використовується на практиці.
Сірка добре розчиняється в сірковуглеці, толуолі та ін При температурі 112,8 ° С сірка плавиться, перетворюючись у легкорухливі рідина жовтого кольору. При подальшому нагріванні вона темніє і гусне. При температурі 444 6 ° С вона закипає. Якщо нагріту до кипіння сірку вилити в холодну воду, то утвориться пластична сірка, яка розтягується. Кристалічна і пластична сірка - це алотропні видозміни хімічного елемента сірки.
Кристалічна сірка легко плавиться: це свідчить про те, що її кристалічна решітка повинна бути молекулярної. Рентгенографічні та інші дослідження підтверджують, що кристалічна решітка сірки дійсно складається з кільцевих молекул (рис. 1). При нагріванні восьмічленние кільця молекул сірки розриваються, перетворюючись на довгі ланцюги (мал. 1), які можуть розтягуватися і скорочуватися. Це пластична сірка. с. 23 – 32. ]). (Дайте відповідь на питання 3-4 ([3, с. 23 - 32.]).

Рис. 1. Кристалічна решітка сірки, що складається з восьмічленних кілець молекули сірки (а); розрив восьмічленних кілець молекули сірки при нагріванні та освіта довгих ланцюгів (б).
4. Хімічні властивості сірки. У зв'язку з великим атомним радіусом, ніж у кисню, окисні властивості сірки виражені слабше. Тому в реакціях з киснем сірка - відновник і проявляє ступені окислення +4 і +6 (табл. 6). Окислювальні властивості сірки виявляються в реакціях з металами і воднем, а відновні - в реакціях з киснем і галогенами (крім йоду). Хімічні властивості сірки показані в таблиці.
Таблиця
Хімічні властивості сірки
окисні
відновні
1. Сірка реагує майже з усіма металами:

2. , К, взаимодействует даже без нагревания: З деякими металами, наприклад Na, К, взаємодіє навіть без нагрівання:

3. При підвищеній температурі реагує з воднем:

При підвищеній температурі сірка реагує з фтором і з киснем (горить):

5. Застосування сірки. Області застосування сірки показані на схемі 2
Схема 2

. III. Закріплення нового матеріалу
Користуючись даними таблиць, поясніть, чому у атомів хлору ступеня окислення виражаються непарними числами, а в атомів сірки - парними. Чому кисень проявляє постійну валентність, а сірка - змінну?
Порівняйте властивості кристалічної та пластичної сірки. На основі цього прикладу поясніть сутність алотропія.
Перелічіть природні сполуки сірки, напишіть їх хімічні формули і визначте в них ступеня окислення сірки.
₂ S , ZnS , H ₂ S , SO ₂ , CS ₂ и SF ₆ . Складіть рівняння реакцій, при яких з простих речовин утворюються складні речовини, формули яких наступні: Li ₂ S, ZnS, H ₂ S, SO _2, CS ₂ і SF _6. Використовуючи дані таблиці, поясніть, які властивості (окисні або відновлювальні) проявляє сірка в цих реакціях.
Як можна отримати діоксид сірки? Назвіть не менше трьох способів отримання SO _2. Чому діоксид сірки може бути і окислювачем, і відновником?
Відомо з'єднання, що містить 0,27928 масових часток, або 27,928%, фосфору і 0,72072 масових часток, або 72,072%, сірки. Знайдіть його найпростішу формулу.
) из элементов выделяется 332,8 кДж. При утворенні 1 моль оксиду сірки (IV) з елементів виділяється 332,8 кДж. Скільки виділиться теплоти при згорянні 1 г сірки?
Лабораторні досліди
. V. Ознайомлення із зразками сірки та її природних сполук
Розгляньте видані вам зразки сірки та її природних сполук. У зошитах зробіть запис за такою схемою:
Назва
Хімічна формула
Агрегатний стан
Колір
Твердість
IV. Домашнє завдання

3.3.6 Система уроків на тему «Кислотні дощі» для 10-11 класів з поглибленим вивченням екології
Цілі:
розкрити причини і механізм утворення кислотних дощів;
показати їх вплив на всі компоненти біосфери, в тому числі на людину;
обговорити основні методи зниження кислотоутворюючих викидів в атмосферу.
На заняттях можна використовувати аудіовізуальні технічні засоби навчання:
плакати «Шкала кислотності», «Кислотні дощі», «Наслідки кислотних дощів»;
дидактичний роздатковий матеріал у вигляді таблиці, діаграми джерел викидів в атмосферу оксидів сірки та азоту, схеми утворення кислотних аерозолів і дощів;
відеофільм Мінприроди про стан повітряного басейну Росії.
Тема «Кислотні дощі» вивчається на кількох уроках і завершується контролем отриманих учнями знань.
ХІД УРОКУ
У нове тисячоліття людство вступає в умовах екологічної кризи. До ноосфери Вернадського як сфери колективного розуму на Землі ще дуже далеко. В останній чверті ХХ ст. три глобальні екологічні проблеми - руйнування озонового шару Землі, що прогресує потепління її клімату та кислотні дощі - зробили цілком реальною загрозу самознищення людства. Ще наприкінці минулого століття Енгельс попереджав: «Не будемо, однак, занадто радіти нашими перемогами над природою. За кожну таку перемогу вона нам мстить. Кожна з цих перемог має, щоправда, в першу чергу ті наслідки, на які ми розраховували, але в другу і третю чергу зовсім інші, непередбачені наслідки, які дуже часто знищують наслідки перших ». Знайомство з проблемою кислотних дощів підтвердить нам правоту цих слів.
Подолання екологічної кризи в усіх його проявах, що ведуть до деградації природи і, як наслідок, до деградації і зникнення людства, життєво необхідно. Не повинні виявитися пророчими слова великого вченого-природознавця, вперше створив теорію розвитку живої природи, Жана Батіста Ламарка: «Можна, мабуть, сказати, що призначення людини полягає в тому, щоб знищити свій рід, попередньо зробивши земну кулю непридатною для проживання». Для успішного вирішення планетарних екологічних криз і подальшого розвитку людської цивілізації необхідно розуміння і усвідомлення цих кризових проблем всіма, в тому числі підростаючим поколінням, щоб направити свою діяльність на зміну структури суспільного і господарського пристрою, формування екологічного світогляду, відповідального за стан будинку, в якому ми всі живемо, - нашої планети Землі.
Тепер докладно познайомимося з суттю проблеми кислотних опадів, у тому числі дощів.
Кислотні опади являють собою різні види атмосферних опадів (дощ, сніг, туман, роса) з кислотністю вище норми.
1. Поняття кислотності
Кислотність водного розчину визначається присутністю в ньому позитивних водневих іонів Н ⁺ і характеризується концентрацією цих іонів в одному літрі розчину C (H ⁺⁾ (моль / л або г / л). Лужність водного розчину визначається присутністю гідроксильних іонів ОН-і характеризується їх концентрацією C (ОН ^-).
Як показують розрахунки, для водних розчинів твір молярних концентрацій водневих і гідроксильних іонів - величина постійна, що дорівнює
C (H ⁺⁾ × C (ОН ^-) = 10 ^-14,
іншими словами, кислотність та лужність взаємопов'язані: збільшення кислотності призводить до зниження лужності, і навпаки.
Розчин є нейтральним, якщо концентрації водневих і гідроксильних іонів однакові і рівні (кожна) 10-7 моль / л. Такий стан характерний для хімічно чистої води.
Зі сказаного випливає, що для кислих середовищ виконується умова: 10 ^-7 <C (H ⁺⁾  10 ^0, для лужних середовищ: 10 ^-14  C (H ⁺⁾ <10 ^-7.
На практиці ступінь кислотності (або лужності) розчину виражається більш зручним водневим показником рН, що представляє собою негативний десятковий логарифм молярної концентрації водневих іонів:
рН =-lg C (H ^+).
Наприклад, якщо в розчині концентрація водневих іонів дорівнює 10 ^-5 моль / л, то показник кислотності цього розчину рН = 5. При цьому зміни показника кислотності рН на одиницю відповідає десятикратне зміна концентрації водневих іонів у розчині. Так, концентрація водневих іонів у середовищі з рН = 2 у 10, 100 і 1000 разів вище, ніж в середовищі з рН = 3, 4 і 5 відповідно.
У кислих розчинах рН <7, і чим менше, тим кисліше розчин. У лужних розчинах рН> 7, і чим більше, тим вище лужність розчину.
Шкала кислотності йде від рН = 0 (украй висока кислотність) через рН = 7 (нейтральне середовище) до рН = 14 (украй висока лужність). Показник кислотності рН різних речовин, що зустрічаються в повсякденному житті, наведено на рис. 4.
Чистий природна, зокрема дощова, вода в відсутність забруднювачів проте має слабокислу реакцію (рН = 5,6), оскільки в ній легко розчиняється вуглекислий газ з утворенням слабкої вугільної кислоти:
СО ₂ + Н ₂ О = Н ₂ СО _3.
Для визначення показника кислотності використовують різні рН-метри, зокрема дорогі електронні прилади. Простим способом визначення характеру середовища є застосування індикаторів - хімічних речовин, забарвлення яких змінюється в залежності від рН середовища. Найбільш поширені індикатори - фенолфталеїн, метилоранж, лакмус, а також природні барвники з червоної капусти і чорної смородини.
Досить точно показник кислотності рН вимірюється за допомогою індикаторного паперу, що містить кіслотореагірующіе пігменти (демонструється визначення рН різних речовин, зазначених на плакаті (рис. 4) за допомогою смужок індикаторного паперу).
2. Основні антропогенні джерела кислотоутворюючих викидів
Головні кислотоутворюючі викиди в атмосферу - діоксид сірки SO ₂ (cерністий ангідрид, або сірчистий газ) і оксиди азоту NО _х (монооксид, або оксид азоту NО, діоксид азоту NO ₂ та ін.)
Природними джерелами надходження діоксиду сірки в атмосферу є головним чином вулкани і лісові пожежі. Природна фонова концентрація SО ₂ у атмосфері достатньо стабільна, включена в біохімічний круговорот і для екологічно благополучних територій Росії дорівнює 0,39 мкг / м ³ (Арктика) - 1,28 мкг / м ³ (середні широти). Ці концентрації значно нижче прийнятого в світовій практиці гранично допустимого значення (ГДК) за SО _2, рівного 15 мкг / м ^3.
(Школярам роздають діаграму «Джерела викидів в атмосферу оксидів сірки і азоту» (рис. 5), яку вони потім вклеюють у свій зошит-конспект.)
Загальна кількість діоксиду сірки антропогенного походження в атмосфері зараз значно перевищує її природне надходження і становить на рік близько 100 млн т (для порівняння: природні викиди SO ₂ в рік рівні приблизно 20 млн т). З них на частку США припадає 20%, на частку Росії - менше 10%. Діоксид сірки утворюється при спалюванні багатого сіркою пального, такого, як вугілля і мазут (вміст сірки в них коливається від 0,5 до 5-6%), на електростанціях (~ 40% антропогенного надходження в атмосферу), в металургійних виробництвах, при переробці містять сірку руд, при різних хімічних технологічних процесах і роботі ряду підприємств машинобудівної галузі промисловості (~ 50%).
При спалюванні кожного мільйона тонн вугілля виділяється близько 25 тис. т сірки у вигляді головним чином її діоксиду (до триоксиду окислюється менше 3% сірки); в 4-5 разів менше окисленої сірки дає спалювання мазуту.
Як показують дані, наведені в таблиці (учням роздають цю таблицю), в Росії викиди діоксиду сірки складають більше 30% всіх шкідливих промислових викидів. На підприємствах енергетичної галузі промисловості, чорної і кольорової металургії частка викидів діоксиду сірки становить приблизно 40 і 50% відповідно (див. табл.). Менше частка викидів SO ₂ підприємствами нафтовидобувної, нафтопереробної, вугільної та газової галузей промисловості (див. табл.) - Близько 8% власних викидів забруднюючих речовин і близько 5% сумарних викидів та оксиду сірки підприємствами Росії, хоча підприємства цих галузей дають приблизно п'яту частину всіх техногенних викидів забруднюючих речовин.
Аналіз техногенних джерел викидів сірчистого газу в атмосферу показує, що викиди роблять високорозвинені промислові країни, і це стає проблемою в першу чергу для них і їх найближчих сусідів.
Дані моніторингу повітряного атмосфери свідчать про збільшення в останні роки частки викидів азотних сполук у закислення атмосферних опадів.
Змісту оксидів азоту в атмосфері стали приділяти увагу лише після виявлення озонових дір у зв'язку з відкриттям азотного циклу руйнування озону.
Природні надходження в атмосферу оксидів азоту зв'язані головним чином з електричними розрядами, при яких утворюється NО, згодом - NО _2. Значна частина оксидів азоту природного походження переробляється в грунті мікроорганізмами, тобто включена в біохімічний круговорот. Для екологічно благополучних районів Росії природна фонова концентрація оксидів азоту дорівнює 0,08 мкг / м ³ (Арктика) - 1,23 мкг / м ³ (середні широти), що істотно нижче ГДК, рівного 40 мкг / м ^3.
Оксиди азоту техногенного походження утворюються при згорянні палива, особливо якщо температура перевищує 1000 ° С. При високих температурах частина молекулярного азоту окислюється до оксиду азоту NО, який у повітрі негайно вступає в реакцію з киснем, утворюючи діоксид NO ₂ і тетраоксід діазота N ₂ O _4. Спочатку утворюється діоксид азоту складає лише 10% викидів усіх оксидів азоту в атмосферу, однак у повітрі значна частина оксиду азоту перетворюється на двоокис.
При високотемпературному згорянні органічного природного палива відбуваються реакції двох типів: між киснем повітря і азотом, що містяться в паливі (у вугіллі вміст азоту становить у середньому близько 1%, нафту і газ - 0,2-0,3%), і між киснем повітря і азотом, також міститься в повітрі. Техногенні світові викиди оксидів азоту в атмосферу становлять на рік близько 70 млн т, приблизно 30% з них припадає на частку США, 25% - на частку країн Західної Європи і лише кілька відсотків - на частку Росії (табл. 4). Сумарні антропогенні викиди оксидів азоту в атмосферу більше. Додатковий джерело таких викидів - сільське господарство, інтенсивно використовує хімічні добрива, в першу чергу містять сполуки азоту. Внесок цієї галузі світового господарства у забруднення атмосфери оксидами азоту врахувати важко, за деякими даними, надходження оксидів азоту в атмосферу з сільськогосподарських полів можна порівняти з промисловими викидами.
У Росії (рис. 6) близько 25% викидів оксидів азоту дає спалювання палива на підприємствах електро-та теплоенергетики, стільки ж - на підприємствах металургійної, машинобудівної і не пов'язаної з процесами горіння палива хімічної галузей промисловості (наприклад, отримання азотної кислоти і вибухових речовин ). Головне джерело техногенних оксидів азоту в атмосфері - автотранспорт та інші види моторного транспорту (близько 40%). Розподіл викидів оксидів азоту по основних галузях промислового виробництва наведено в таблиці.
Слід зазначити, що при намітилася в 1990-і рр.. в Росії тенденції зниження викидів забруднюючих речовин промисловими підприємствами частка діоксиду сірки та оксидів азоту в цих викидах збільшується.
Сумарні викиди всіх забруднювачів у повітряне середовище в 1997 р. в порівнянні з 1993 р. скоротилися приблизно на 30%, діоксиду сірки - приблизно на 20%, оксидів азоту - на 30%. (Школярі роблять розрахунки, користуючись даними таблиці.)
Однак лише 20% цих скорочень обумовлені природоохоронними заходами і посиленням екологічного контролю. Основна причина - спад виробництва, який за ці роки становив понад 50%. Розбіжність між відносними показниками спаду виробництва і скорочення викидів свідчить про зростання негативного техногенного впливу на навколишнє середовище в розрахунку на одиницю виробленого продукту. Як показує аналіз, спад виробництва був нерівномірний в різних галузях господарства - найменшим він опинився в найбільш екологічно напружених секторах (енергетика, металургія тощо) і найбільшим - в галузях, що надають відносно слабкий вплив на навколишнє середовище (машинобудування, оборонна галузь промисловості та ін .), при цьому викиди автотранспорту зросли, причому у великих містах - дуже значно.
Відзначимо ще два економічних аспекту аналізованої проблеми, що впливають на загальну екологічну ситуацію в Росії, в тому числі і пов'язану з кислотними опадами. До початку спаду виробництва в Росії (1991) на підприємствах термін експлуатації готівкового промислового обладнання був позамежним, в базових галузях промисловості (серед них ті, що дають найбільші кислотоутворюючі викиди) середній вік обладнання наближався до 30 років. Зношене обладнання вимагає більше ресурсів для експлуатації, виробляє більше відходів, відрізняється підвищеною аварійністю. Крім відсутності коштів на капітальні витрати підприємства не мають коштів та на поточні витрати. У цих критичних умовах для зниження питомих витрат на вироблену продукцію підприємство економить на всьому і в першу чергу на охороні навколишнього середовища, будівництві або модернізації очисних споруд та інших заходах.
Як випливає з щорічних державних доповідей Госкомекологіі «Про стан навколишнього природного середовища в Російській Федерації», даних моніторингу Росгідромету, в багатьох регіонах навіть скоротився потік забруднень перевершує асиміляційні потенціал відповідних екосистем, тобто є для них явно надмірним.
3. Механізм утворення кислотних опадів
Джерела надходження окислів сірки і азоту в атмосферу можуть мати як природне, так і антропогенне походження. Внесок антропогенних джерел у утворення кислотних дощів у багато разів перевищує внесок природних джерел. На основі вивчення процесу виникнення кислотних дощів в атмосфері виділимо такі блоки моделі (рис. 6).
Діоксид сірки, що потрапив в атмосферу, зазнає ряд хімічних перетворень, що ведуть до утворення кислот.
Частково діоксид сірки в результаті фотохімічного окислення перетворюється на триоксид сірки (сірчаний ангідрид) SО _3:
2SO ₂ + O ₂  2SO _3,
який реагує з водяною парою атмосфери, утворюючи аерозолі сірчаної кислоти:
SO ₃ + Н ₂ O  Н ₂ SO _4.
(Учням роздають схему утворення кислотних аерозолів і дощів (рис. 7).)
Основна частина викидається діоксиду сірки у вологому повітрі утворює кислотний полігідрат SО ₂ • n H ₂ O, який часто називають сірчистої кислотою і зображують умовною формулою Н ₂ SО _3:
SO ₂ + H ₂ O  H ₂ SO _3.
Сірчиста кислота у вологому повітрі поступово окисляється до сірчаної:
2Н ₂ SО ₃ + О ₂  2Н ₂ SO _4.
Аерозолі сірчаної і сірчистої кислот приводять до конденсації водяної пари атмосфери і стають причиною кислотних опадів (дощі, тумани, сніг).
Природні джерела Природні джерела сполук сірки. NO _x

Рис. 6. Блок-схема моделі виникнення кислотних опадів в атмосфері.

Рис. 7. Схема освіти кислотних аерозолів і дощів
При спалюванні палива утворюються тверді мікрочастинки сульфатів металів (в основному при спалюванні вугілля), легко розчинні у воді, які осідають на грунт і рослини, роблячи кислотними роси.
Аерозолі сірчаної і сірчистої кислот складають близько 2 / 3 кислотних опадів, інше припадає на частку аерозолів азотної і азотистої кислот, що утворюються при взаємодії діоксиду азоту з водяною парою атмосфери:

2NО ₂ + Н ₂ О  НNО ₃ + НNО _2.

Існують ще два види кислотних дощів, які поки не відслідковуються моніторингом атмосфери. Що знаходиться в атмосфері хлор (викиди хімічних підприємств; спалювання відходів; фотохімічне розкладання фреонів, що приводить до утворення радикалів хлору) при з'єднанні з метаном (джерела надходження метану в атмосферу: антропогенний - рисові поля, а також результат танення гідрату метану у вічній мерзлоті внаслідок потепління клімату ) утворює хлороводень, добре розчиняється у воді з утворенням аерозолей соляної кислоти:

Сl ^• + СН ₄  CН ^• ₃ + НСl,
СН ^• ₃ + Сl ₂  CН ₃ Cl + Сl ^•.

Дуже небезпечні викиди фтороводню (виробництво алюмінію, скляне), який добре розчиняється у воді, що призводить до появи в атмосфері аерозолів плавикової кислоти.
4. Випадання кислотних дощів
Вперше кислотні дощі були відмічені в Західній Європі, зокрема Скандинавії, і Північній Америці в 1950-х рр.. Зараз ця проблема існує в усьому індустріальному світі і придбала особливе значення у зв'язку із збільшеними техногенними викидами оксидів сірки і азоту (рис. 8).
За кілька десятиліть розмах цього лиха став настільки широкий, а негативні наслідки настільки великі, що в 1982 р. в Стокгольмі відбулася спеціальна міжнародна конференція з кислотних дощів, в якій взяли участь представники 20 країн та ряду міжнародних організацій. До цих пір гострота цієї проблеми зберігається, вона постійно в центрі уваги національних урядів і міжнародних природоохоронних організацій.
У середньому кислотність опадів, що випадають в основному у вигляді дощів в Західній Європі і Північній Америці на площі майже 10 млн км ^2, складає 5-4,5, а тумани тут нерідко мають рН, що дорівнює 3-2,5.
В останні роки кислотні дощі стали спостерігатися в промислових районах Азії, Латинської Америки і Африки. Наприклад, у Східному Трансваалі (ПАР), де виробляється 4 / 5 електроенергії країни, на 1 км ² випадає близько 60 т сірки на рік у вигляді кислотних опадів. У тропічних районах, де промисловість практично нерозвинена, кислотні опади викликані надходженням в атмосферу оксидів азоту за рахунок спалювання біомаси.
У Росії найбільш високі рівні випадінь окисленої сірки і оксидів азоту (до 750 кг / км ² у рік) на значних за площею ареалах (кілька тис. км ²⁾ спостерігаються в густонаселених і промислових регіонах країни - в Північно-Західному, Центральному, Центрально- чорноземному, Уральському та інших районах; на локальних ареалах (площею до 1 тис. км ²⁾ - в ближньому сліді металургійних підприємств, великих ГРЕС, а також великих міст і промислових центрів (Москва, Санкт-Петербург, Омськ, Норильськ, Красноярськ, Іркутськ та ін), насичених енергетичними установками і автотранспортом.
Перевищення рівня критичних навантажень по випадання окисленої сірки відзначається у ряді областей (Ленінградська, Московська, Рязанська), на європейській території Росії і по випадіння оксидів азоту - на половині цієї території.
За останні п'ять років, згідно з результатами вимірювань Росгідромету, спостерігається незмінне підвищення кислотності дощів (мінімальні значення рН = 3,1-3,4) на Уралі і в Передураллі, на північно-заході і півдні європейської території Росії.
Специфічна особливість кислотних дощів - їх транскордонний характер, обумовлений перенесенням кислотоутворюючих викидів повітряними течіями на великі відстані - сотні і навіть тисячі кілометрів. Цьому в чималому ступені сприяє прийнята колись «політика високих труб» як ефективний засіб проти забруднення приземного повітря. Майже всі країни одночасно є «експортерами» своїх і «імпортерами» чужих викидів. Найбільший внесок у транскордонне підкислення природного середовища Росії сполуками сірки вносять України, Польща, Німеччина. У свою чергу, з Росії найбільше окисленої сірки направляється в країни Скандинавії. Співвідношення тут такі: з України - 1:17, з Польщею - 1:32, з Норвегією - 7:1. Експортується «мокра» частина викидів (аерозолі), суха частина забруднень випадає в безпосередній близькості від джерела викиду або на незначній відстані від нього.
Обмін кислотообразующими та іншими забруднюючими атмосферу викидами характерний для всіх країн Західної Європи та Північної Америки. Великобританія, Німеччина, Франція більше направляють окисленої сірки до сусідів, ніж отримують від них. Норвегія, Швеція, Фінляндія більше отримують окисленої сірки від своїх сусідів, ніж випускають через власні кордону (до 70% кислотних дощів в цих країнах - результат «експорту» з Великої Британії та Німеччини). Транскордонний перенесення кислотних опадів - одна з причин конфліктних взаємин США і Канади.
5. Вплив кислотних дощів на екосистеми і людей
Кислотні дощі надають багатоплановий вплив на навколишнє середовище (рис. 9). У першу чергу негативному впливу піддаються водні екосистеми, грунт і рослинність.
Природні поверхневі води мають буферними властивостями по відношенню до сторонніх водневим і гідроксильних іонів, тобто здатністю підтримувати постійну величину рН поблизу нейтральної точки; за межами інтервалу значень рН = 4-13 буферна здатність повністю втрачається. Головним буферним з'єднанням у воді є гідрокарбонат-іон HCO ₃ ^-, що утворюється при дисоціації вугільної кислоти і здатний нейтралізувати кислоти і підстави:
НСО ₃ ^- + Н ⁺ Û Н ₂ СО _3,
НСО ₃ ^- + ОН ^- Û СО ₃ ^{2 -} + Н ₂ О.
Таким чином, гідрокарбонат-іон бере на себе більш-менш значну частину додаються водневих або гідроксильних іонів, завдяки чому рН розчину змінюється незначно. Особливо високими буферними здібностями володіє морська вода, рН якої складає в загальному від 7 до 8,5, що відповідає слабощелочной реакції. Снігові води, а також більшість прісних водоймищ, особливо в північних областях земної кулі, володіють слабкими буферними властивостями і мають кислу реакцію: 7> рН> 4.
Самий багатий тваринний світ притаманний водам, рН яких лежить в нейтральній або слабощелочной області. Він у багато разів багатші, ніж тваринний світ кислих або лужних вод. Водойми з дуже кислими водами нежилі, життя в них немає, як немає життя і у водоймах зі значеннями рН більше 11.

Рис. 9. Впливу кислотних дощів на навколишнє середовище
Першими жертвами кислотних дощів стали озера і річки. Сотні озер в Скандинавії, на північному сході США і на південно-сході Канади, в Шотландії перетворилися на кислотні водойми. Кислотні дощі призвели до різкого зниження продуктивності 2500 озер Швеції. У Норвегії приблизно половина поверхневих вод має підвищену кислотність, з 5000 озер у 1750 зникла риба. У провінції Онтаріо (Канада) постраждало 20% озер, а в провінції Квебек - до 60% озер.
При підвищенні кислотності води (ще до критичного порога виживання водної біоти, наприклад для молюсків таким порогом є рН = 6, для окунів - рН = 4,5) в ній швидко наростає вміст алюмінію за рахунок взаємодії гідроксиду алюмінію придонних порід з кислотою:
Аl (ОН) ₃ + 3H ⁺  Al ^{3 + +} 3Н ₂ О.
Навіть невелика концентрація іонів алюмінію (0,2 мг / л) смертельна для риб. У той же час фосфати, що забезпечують розвиток фітопланктону та іншої водної рослинності, з'єднуючись з алюмінієм, стають малодоступними цим організмам.
Підвищення кислотності приводить до появи у воді високотоксичних іонів важких металів - кадмію, свинцю та інших, які колись входили до складу нерозчинних у воді сполук і не представляли загрози живим організмам.
Дефіцит поживних речовин і інтоксикація води приводять до своєрідної «стерилізації» водойм. Закислення і токсична вода руйнує скелети риб і раковини молюсків, а головне - знижує репродуктивні процеси. У свою чергу, це призводить до скорочення популяцій наземних тварин і птахів, пов'язаних з водною біотою трофічними ланцюгами (ланцюги живлення).
«Мертва вода» підсилює дефіцит прісної води, обумовлений зростаючими масштабами господарського та побутового використання та її забрудненням.
Що стосується стану річок і озер Росії, то якість води більшості водних об'єктів протягом всіх останніх років спостережень і контролю з боку Госкомекологіі не відповідає нормативним вимогам з-за сильного забруднення промисловими стічними водами. Всі (зверніть на це увагу!) Основні річки Росії та їхні великі притоки оцінюються як «забруднені» або «сильно забруднені». При такому положенні кислотні опади мало змінюють якісні характеристики води.
Грунтові організми більш пристосовані до знижених значень рН грунтової вологи, але і вони пригнічуються зростаючою кислотністю, особливо азотфіксуючі бактерії і грибниці. Розпушують грунт дощові хробаки можуть жити в слабокислих грунтах, у таких умовах вони «нейтралізують» грунтові кислоти за допомогою виділеної ними вапна; в кислому грунті дощові черв'яки гинуть. Серед інших порушень, що відбуваються в грунті внаслідок її підкислення, слід зазначити порушення процесів живлення рослин, руйнування їх кореневої системи.
Грунтове підкислення вважається однією з основних причин всихання лісів помірної зони північної півкулі, причому цей чинник довготривалий, який може проявитися через багато років після припинення шкідливих кислотоутворюючих викидів в атмосферу. Найбільше страждають ялиново-ялицеві і дубові ліси. Безпосередній вплив кислотних опадів призводить до порушення листкової поверхні, процесів транспірації (випаровування з поверхні листа) і фотосинтезу за рахунок руйнування хлорофілу (цей вплив можна визначити візуально за побуріння листя та голки).
Многообразно непрямий вплив: забруднення виступають в ролі пускових механізмів біологічних і біохімічних процесів, що послаблюють рослина, що порушують його зростання, що підвищують чутливість до кліматичних змін, що роблять його менш стійким до шкідників - грибам, бактеріям, жукам і ін
У той же час підкислення грунту азотокислу дощами стимулює розвиток лісових шкідників.
Найбільшу втрату кислотні дощі нанесли лісам Центральної Європи, зокрема 35% лісів Німеччини (на площі понад 2,5 млн га) пошкоджені ними. Збиток від кислотних дощів для європейських лісів оцінюється в 118 млн м ³ деревини на рік (з них близько 35 млн м ³ на європейській території Росії). У меншій мірі від кислотних дощів страждають сільськогосподарські рослини, оскільки підкислення грунтів тут можна контролювати агрохімікатами.
Впливу кислотоутворюючих газів і кислотних опадів піддаються органічні матеріали - шкіра, папір, тканини, гума, барвники. Папір, більшість тканин, шкіра утворені гідрофільними речовинами, які накопичують воду між волокнами. Кислоти поступово гідролізують макромолекули (головним чином целюлози і білків), в результаті чого ці матеріали стають крихкими і руйнуються. Як відновник діоксид сірки викликає знебарвлення барвників, що призводить до вицвітання тканин.
Вапняк, крейда, мармур, туф, що містять карбонат кальцію, руйнуються під дією кислотних дощів:
СаСО ₃ + Н ₂ SО ₄  Са ^{2 + +} SO ₄ ^{2 -} + СО ₂  + Н ₂ О,
СаСО ₃ + 2HNO ₃  Са ^{2 + +} 2NО ₃ ^- + СО ₂  + Н ₂ О.
Багато скульптури і будівлі в Римі, Венеції та інших містах, пам'ятники зодчества, такі, як Акрополь в Афінах, Кельнський собор та інші, за кілька останніх десятиліть одержали значно великі ушкодження, чим за весь попередній час. Під загрозою повного руйнування в результаті дії кислотних опадів знаходяться більше 50 тис. скульптур скельного «Міста Будд» під Юньань в Китаї, побудованого 15 століть назад.
З бетону та інших мінеральних будівельних матеріалів, а також скла під дією кислотних дощів вилуговуються не тільки карбонати, але і силікати. Якщо рН опадів досягає значень, рівних 4,5-3, то іони алюмінію починають вимиватися з кристалічної решітки. Зі зменшенням рН інтенсивно протікає руйнування силікатної кристалічної структури, як, наприклад, в польовому шпате (сировина для виробництва кераміки, скла, цементу):
3KAlSi ₃ O ₈ + 12Н ₂ О + 2H +  КAl ₃ Si ₃ O ₁₀ (ОН) ₂ + 6H ₄ SiO ₄ + 2К ^+,
2КAl ₃ Si ₃ O ₁₀ (ОН) ₂ + 18Н ₂ О + 2Н ⁺  3Al ₂ O ₃ (Н ₂ О) ₃ + 6H ₄ SiO ₄ + 2К ^+.
Подібним чином кислотні дощі руйнують древні шибки церков, соборів і палаців. Старовинне скло з-за підвищеного вмісту оксидів лужних і лужно-земельних металів більш схильне до дії кислот, ніж сучасне.
Метали під дією кислотних дощів, туманів і ріс руйнуються ще швидше, ніж будівельні матеріали і скло. Кірка утворюється на поверхні залізних виробів гігроскопічного сульфату заліза (II) окислюється киснем повітря, при цьому утворюється основна сіль сульфату заліза (III), що є складовою частиною іржі:
2FeSO ₄ + Н ₂ О + 0,5 O ₂  2Fe (ОН) SO _4.
Такий самий збиток зазнають вироби з бронзи, на яких утворюється так звана патина, що складається з карбонатів і сульфатів. Шари пилу і кіптяви на поверхні створюють плівку, яка утримує вологу і в якій постійно розчиняються кислотоутворюючі гази. Кислота роз'їдає метал, переводячи його у вигляді іонів в розчин, що стає помітним при відшаруванні кірки нальоту, що досягає міліметрової товщини. Виріб при цьому втрачає свою первинну форму.
Забруднення повітря викидами кислотообразующими надає багатоаспектний шкідливий вплив і на організм людини.
Вдихання вологого повітря, що містить діоксид сірки, особливо небезпечно для літніх людей, що страждають серцево-судинними та легеневими захворюваннями, у важких випадках може виникнути набряк легенів. Шкідливо це і для здорових людей, оскільки SO ₂ і сульфатні частки мають канцерогенну дію. Встановлено тісний взаємозв'язок між підвищенням смертності від бронхітів і ростом концентрації діоксиду сірки в повітрі. Під час трагічного лондонського туману 1952 більш 4000 смертей було віднесено за рахунок підвищеного змісту у вологому повітрі діоксиду сірки і сульфатних часток.
Численні дослідження показали збільшення числа захворювань дихальних шляхів у районах, повітря яких забруднений діоксидом азоту NО _2. Потрапляючи в дихальні шляхи, він взаємодіє з гемоглобіном крові, утрудняючи перенос кисню до органів і тканин, викликає респіраторні, астматичні і серцеві захворювання. У лютому 1972 р. в Японії з цієї причини занедужало більш 70 000 чоловік, для багатьох з них захворювання мало летальний результат. Кислотні дощі подібним чином діють і на тварин.
6. Заходи з охорони атмосфери від кислотоутворюючих викидів
Чистота атмосферного повітря планети - одне з пріоритетних напрямків природоохоронної діяльності національних урядів, яка розвивається в рамках програми, прийнятої на ХIX спеціальній сесії Генеральної Асамблеї Організації Об'єднаних Націй в червні 1997 р.
Міжнародними угодами встановлені критичні норми викидів діоксиду сірки та оксидів азоту, нижче за яких їх вплив на найбільш чутливі компоненти екосистем не виявляється, а також ряд рекомендацій по здійсненню зниження цих викидів.
Основними на сьогоднішній день методами зниження забруднення атмосфери, в тому числі кислотообразующими викидами, є розробка та впровадження різноманітних очисних споруд і правовий захист атмосфери.
Ведуться дослідження зі зниження забруднень від вихлопних газів автомобілів. Найбільші труднощі тут викликає саме зменшення викидів оксидів азоту, які крім освіти кислотних опадів відповідальні за появу фотохімічних забруднювачів (фотохімічний зміг) і руйнування озонового шару в стратосфері. Для вирішення цієї проблеми ведуться роботи зі створення різних каталітичних конвертерів, що перетворять оксиди азоту в молекулярний азот.
Серед ефективних методів боротьби з викидами окисленої сірки в атмосферу через димові труби слід зазначити різні газоочисники, такі, як електричні фільтри, вакуумні, повітряні або рідкі фільтри-скрубери. В останніх газоподібні продукти згоряння пропускаються через водний розчин вапна, в результаті утворюється нерозчинний сульфат кальцію СаSО _4. Цей метод дозволяє видалити до 95% SО _2, але є дорогим (зниження температури димових газів і зниження тяги вимагає додаткових витрат енергії на їх підігрів; крім того, виникає проблема утилізації СаSO ₄₎ і економічно ефективний лише при будівництві нових великих підприємств. Такий же дорогий метод очищення димових газів від оксидів азоту за допомогою ізоціанова кислоти НNСО (видаляється до 99% оксидів азоту, які перетворюються в нешкідливі азот і воду).
Відновлення нормальної кислотності водойм можливо за рахунок вапнування, при цьому не тільки зменшується кислотність води, але і підвищується її буферна здатність, тобто опірність по відношенню до майбутніх кислотним осіданням.
Вапнування можна застосовувати і для захисту лісів від кислотних дощів, використовуючи розпилення з літаків свіжомеленого доломіту (СаСО ₃ • MgCO _3), який реагує з кислотами з утворенням нешкідливих речовин:
СаМg (СО _{3) 2} + 2Н ₂ SО ₃ = СаSО ₃ + МgSО ₃ + 2СО ₂  + 2Н ₂ О,
СаМg (СО _{3) 2} + 4НNО ₃ = Са (NО _{3) 2} + Мg (NО _{3) 2} + 2СО ₂  + 2Н ₂ О.
Для захисту пам'яток культури і цінних архітектурних споруд використовують покриття з високомолекулярних сполук - силіконів і ін; для захисту металевих виробів - покриття, що утворять стійку до кислот оксидну плівку.
Всі перераховані заходи являють собою реалізацію методу «контролю на виході» - зниження концентрації забруднювачів на стадії їх потрапляння в атмосферу. Більш ефективний з екологічної точки зору метод «контролю на вході», що передбачає очищення палива від потенційних забруднювачів, використання екологічно більш чистих джерел енергії та створення безвідходних технологій - технологічних процесів, порівнянних з природними циклами в біосфері.
Вміст сірки у викидах можна зменшити, використовуючи низькосірчистих вугілля, а також шляхом фізичної або хімічної його промивки. Перша дозволяє очистити вугілля від неорганічних домішок сірки, таких, як сульфіди металів. За допомогою другої видаляється органічна сірка. Відзначимо, що фізичні методи очищення малорентабельні, а застосування хімічних методів очищення через низку технічних складнощів ефективно лише на нових електростанціях. Для середніх і малих підприємств енергетики використовується метод спалювання палива в киплячому шарі, при якому видаляється до 95% діоксиду сірки і від 50 до 75% оксидів азоту.
Перспективна заміна бензину в автомобілях іншими видами палива, застосування газобалонних автомобілів, що використовують природний газ, і електромобілів; використання на електростанціях в якості палива природного газу.
Реально замінити горючі копалини можуть відновлювані екологічно чисті енергетичні ресурси, такі, як сонячна енергія, вітер, морські приливи, термальні джерела надр Землі. Поки можливості таких енерговиробництва щодо обмежені, але тим не менше, наприклад, в Данії вітрові електростанції дають близько 12% енергії (стільки ж дають всі АЕС в Росії).
Енергозбереження, впровадження нових неенергоємних технологій і безвідходних і маловідходних технологій виробничих процесів, застосування альтернативних джерел енергії, всі заходи екологічного контролю здатні вирішити проблему забруднення атмосферного повітря, оздоровити навколишнє середовище, зняти загрозу незворотних негативних змін у біосфері Землі. [21-25]
Далі у плані занять - перегляд відеофільму та контрольна робота.
Варіант контрольної роботи
Записати реакції, що призводять до появи аерозолів сірчаної кислоти при викидах в атмосферу сірчистого газу.
Вплив кислотних дощів на водну біоту.
Основні методи «контролю на вході» викидів діоксиду сірки в атмосферу.
ГЛАВА 4. ЗАВДАННЯ І ТЕСТИ
- A группа ПС» 4.1 Завдання та тести по темі «V - A група ПС»
Завдання 1. На гашене вапно, взяту в невеликій кількості подіяли 3,15 кг чистої азотної кислоти. Яку масу нітрату кальцію Ca (NO _{3) 2} отримали, якщо практичний вихід становить 98%?
Рішення:
Ca (OH) ₂ +2 HNO ₃ ® Ca (NO _{3) 2} + 2H ₂ O
г / моль ; m (HNO ₃ )=2 × 63 =126 кг .; M (Ca(NO ₃ ) ₂ )=164 г / моль ; m (Ca(NO ₃ ) ₂ )=164 кг . M (HNO ₃₎ = 63 г / моль; m (HNO ₃₎ = 2 × 63 = 126 кг.; M (Ca (NO _{3) 2)} = 164 г / моль; m (Ca (NO _{3) 2)} = 164 кг.
Знаходимо теоретичний вихід:
₁ ; m ( Ca ( NO ₃ ) ₂ ) _теор =4,1кг. 126:3,15 = 164 × X _1; m (Ca (NO _{3) 2) теор} = 4,1 кг.
Знаходимо 98% - ний вихід:
4,1 кг (Ca (NO _{3) 2)} соотв. 100% - ному виходу
X ₂ - / / - 98% - ному виходу
кг
Відповідь: m (Ca (NO _{3) 2) практ.} = 4,02 кг.
Завдання 2. Хімічний завод викидає в атмосферу 120 т. нітрату амонію. Яка щодобова потреба в аміаку (у м ^3, при 0 ° С і 101,3 кПа)?
Рішення:
NH ₃ + HNO ₃ ® NH ₄ NO ₃
г . M (NH ₄ NO ₃₎ = 1980
Складемо пропорцію:
X літрів NH ₃ відповідають 120 × 10 ⁶ грамам NH ₄ NO ₃
22,4 літрів NH ₃ відповідають 80 грамам NH ₄ NO _3,
Тоді
Відповідь: щодобова потреба заводу в аміаку становить 33600м ³
Завдання 3. Як відомо, пам'ятник Кузьмі Мініну виконаний з бронзи (75% Cu, 25% Sn), тому він поступово руйнується під дією кислотних дощів. Написати реакцію корозії пам'ятника. Який обсяг газу виділиться при повному руйнуванні пам'ятника? Які заходи вживаються для запобігання корозії? Маса пам'ятника приймається рівною 2750 кг.
Рішення:
4HNO ₃ + Cu = Cu (NO _{3) 2} + 2NO ₂ + 2NO ₂
2750 кг. ® 100%
X ₁ кг ® 75% Сu
кг.
Складаємо пропорцію:
× 10 ³ г . 2062,5 × 10 ³ м. ® X ₂ Cu ® X ₂ л. NO ₂
л . 64 л. ® 44,8 л . Cu ® 44,8 л. NO ₂
л.
Відповідь: 1) при повному руйнуванні пам'ятника Кузьмі Мініну під дією кислотних опадів виділиться 1443,75 м ³ NO _2; 2) для запобігання корозії пам'ятник кілька разів на рік протирають антикорозійними органічними речовинами.
Завдання 4. Грунт містить 3,1% органічної речовини. Обчислити процентний вміст (W) вуглецю та азоту в грунті, якщо органічна речовина містить 60% вуглецю і масове відношення С: N = 8:1.
Рішення:
Припустимо, що 100% - це 100 г, тоді m (орг. в-ва) = 3,1 м.
m (С) = р.
m (N) = р.
Процентний вміст вуглецю та азоту в 100 г грунту:
W _з =
W _N = (m (N) / m (грунту)) × 100%
W _N = (0,23 г./100г.) × 100% = 0,23%
Відповідь: Процентний вміст вуглецю та азоту в 100 г = 1,86% і 0,23%.
Завдання 5. Буряк, вирощена в м. Курську має вміст нітратів 3000 мг / кг (що в 2 рази більше гранично допустимої концентрації). Скільки кілограмів цієї буряків треба порахувати, щоб смертельної дози для людини (15гр.)?
Рішення:
в 1кг. буряків ® 3гр (NO ₃ ^-)
dx кг. буряків ® 15гр (NO ₃ ^-)
Відповідь: 5кг буряка, вирощеного в м. Курську, містить смертельну дозу нітрат іонів [20, 26, 27].
Завдання № 6. При нормальних умовах 12 л газової суміші, що складається з аміаку і вуглекислого газу, мають масу 1918 Скільки літрів кожного з газів містить суміш? Які об'ємні частки кожного компонента в суміші?
Рішення
( NH ₃ ) = x л, V ( CO ₂ ) = (12 - x ) л. Позначимо V (NH ₃₎ = x л, V (CO ₂₎ = (12 - x) л.
₃ ) = x / 22,4 моль, n (СО ₂ ) = (12 – x ) / 22,4 моль, Тоді n (NH ₃₎ = x / 22,4 моль, n (СО ₂₎ = (12 - x) / 22,4 міль,
, .
Складемо рівняння:
₃ ; , Х = 4,62 л NH _3;
( CO ₂ ) = 12 – 4,62 = 7,38 л. V (CO ₂₎ = 12 - 4,62 = 7,38 л.
Знайдемо об'ємні частки газів у суміші:
₃ ) = 4,62/12 = 0,385 или 38,5%, j (NH ₃₎ = 4,62 / 12 = 0,385 або 38,5%,
j (СО ₂₎ = 1 - 0,385 = 0,615 або 61,5%.
Завдання для самоконтролю
1. Напишіть рівняння практично здійсненних реакцій:
а) NH ₄ Cl + AgNO ₃ ® ...;
в) AgCl + NH ₄ NO ₃ ® ...;
д) HNO ₃ + SiO ₂ ® ...;
ж) Hg (NO _{3) 2} ...;
і) Fe ₂ O ₃ + HNO ₃ ® ...;
® …; б) (NH _{4) 2} SO ₄ + NaOH ® ...;
_разб _.) + Cu ® …; г) HNO _{3 (разб.)} + Cu ® ...;
е) HNO ₃ + MgCO ₃ ® ...;
з) NH ₃ + O ₂ ...;
к) NH ₄ Cl ...;
Напишіть рівняння реакцій наступних перетворень:

Складіть схеми електронного балансу, розставте коефіцієнти в рівняннях реакцій:
₃ + С а) HNO ₃ + З + H ₂ O ; СО ₂ + NO + H ₂ O;
б) HNO ₃ + AsH ₃ H ₃ AsO ₄ + NO ₂ + H ₂ O;
в) HNO ₃ + P + H ₂ O H ₃ PO ₄ + NO;
г) HNO ₃ + CuS З u (NO _{3) 2} + H ₂ SO ₄ + NO + H ₂ O;
д) MnO ₂ + K ₂ CO ₃ + KNO ₃ K ₂ MnO ₄ + KNO ₂ + CO _2;
е) K ₂ CrO ₄ + (NH _{4) 2} S + H ₂ O З r (OH) ₃ + KOH + NH ₄ OH + S.
4. При взаємодії 28 л (н. у.) Аміаку з розчином азотної кислоти масою 400 г, в якому міститься 0,24 масові частки HNO _3, утворюється нітрат амонію масою 1990 Обчисліть вихід продукту реакції у відсотках від теоретично можливого. Відповідь. 90%.
5. При нагріванні технічного нітрату міді (II) масою 75,2 г виділяється кисень об'ємом 4 л (н. у.). Розрахуйте масову частку домішок в зразку нітрату. Відповідь. 10,7%.
6. Є суміш хлориду, карбонату і нітрату натрію масою 50 г. Визначте масову частку кожного компонента суміші, якщо відомо, що при дії на неї надлишку соляної кислоти виділяється газ обсягом 2,24 л (н. у.), А при прожарюванні такої ж маси суміші виділяється кисень об'ємом 2,24 л (н. у.). Відповідь. w (NaCl) = 44,8%, w (Na ₂ CO ₃₎ = 21,2%, w (NaNO ₃₎ = 34%.
7. При дії надлишку розведеної азотної кислоти на зразок вапняку масою 80 г, що містить 20% домішок, виділяється оксид вуглецю (IV), який пропускають через розчин, що містить 25,6 г гідроксиду натрію. Визначте, яка сіль (кисла або середня) утворюється. Яка її маса? Відповідь. 53,76 г NaHCO _3.
8. Визначте, яка сіль утворилась і яка її маса, якщо розчин гідроксиду кальцію об'ємом 200 мл, концентрація якого 0,2 моль / л, прореагував з 9,8%-м розчином ортофосфорної кислоти масою 200 г.
Відповідь. 9,36 г Са (Н ₂ РО _{4) 2.}
9. Оксид фосфору (V), отриманий окисленням 31 г фосфору, розчинений в 495 г води з утворенням ортофосфорної кислоти. У цей розчин пропущено 44,8 л аміаку. Визначте склад отриманої солі та її концентрацію в розчині (масову частку у відсотках). Відповідь. 22% (NH _{4) 2} НРО _4.
Відповіді на завдання для самоконтролю [28]

Тести
1. Визначте зміст за такою характеристикою: застосовується в домашніх холодильниках в якості охолоджуючого кошти, стійкий, сильно руйнує озоновий шар.
а) NH ₃
б) CF ₂ Cl ₂ +
в) CFCl ₃
г) H ₂ SO ₄
2. "Нашатир" отримують на виробництві в результаті взаємодії аміаку з хлороводородом, реакція протікає східчасто: NH ₃ + H ₂ O = NH ₃ × H ₂ O, NH ₃ × H ₂ O + HCl = NH ₄ Cl + H ₂ O. Визначте роль води в сумарному процесі:
а) розчинник
б) проміжний продукт
в) кінцевий продукт
г) каталізатор
3. Виберіть речовину, яка при загорянні не можна гасити водою:
а) метан
б) аміак
в) калій
г) фосфор
4. Вибрати найбільш екологічно чисте паливо з перерахованих нижче:
а) нафта
б) вугілля
в) біомаса
в) природний газ
д) сонячна енергія
5. В атмосфері якого газу виробляють зварювання активних або середньої активності металів, зберігають і перевозять твори живопису:
а) неон
б) водень
в) азот
г) аміак
6. Як впливає зменшення вмісту зв'язаного азоту в грунті на рослини?
а) при недоліку азоту затримується ріст і розвиток рослин, листя набувають блідо-зелене забарвлення, а потім жовтіють; +
б) при недоліку азоту затримується ріст і розвиток рослин і листя чорніють;
в) при нестачі азоту рослини починають цвісти і листя набувають особливого відтінку, тому що азот є стримуючим фактором.
7. У сучасних установках отримання азотної кислоти немає постійних джерел стічних вод. Чому?
а) для отримання азотної кислоти немає необхідності використовувати воду;
б) ці установки споживають велику кількість оборотної охолоджуючої води, яку періодично зливають в приямок і нейтралізують;
в) системи, в яких використовується для охолодження вода, повністю замінені на системи з повітряним охолодженням.
8. Назвіть найважливіші галузі застосування аміаку в народному господарстві:
а) отримання складних і азотних мінеральних добрив;
б) виробництво синтетичних барвників;
в) вибухові речовини, нітролаки;
г) пластичні маси і лікарські речовини;
д) всі варіанти.
9. Що привело до істотного зниження кількості стічних вод при виробництві аміаку?
а) застосування повітряного охолодження;
б) в результаті заміни поршневих компресорів трубокомпрессорамі; +
в) істотне зниження забору води.
10. Які викиди в навколишнє середовище характеризують великотоннажне виробництво NH _3?
а) газові, що містять у своєму складі NH _3, оксиди азоту і вуглецю і ін домішки;
б) стічні води, що складаються з конденсату, продуктів промивання реакторів і систем охолодження,
в) низькопотенційну теплоту.
Відповідь: всі

11. Між атомами в молекулі азоту існує:
а) подвійний зв'язок;
б) потрійний зв'язок; +
в) одинарна зв'язок;
г) п'ять хімічних зв'язків.
12. Азот досить інертний по відношенню до металів, але порівняно легко протікає наступна реакція:
а) Cu + N ₂ = ... ;
б) Zn + N ₂ = ... ;
в) Al + N ₂ = ... ;
г) Li + N ₂ = ... . +
13. Летюча водневе з'єднання азоту має формулу:
a) NH _2;
б) N ₂ H _4;
в) NH _3; +
г) NО _2.
14. В якій реакції азот проявляє відновні властивості? (Б)

15. Речовина Mg ₃ N ₂ називають:
а) нітрат магнію;
б) нітрит магнію;
в) сульфат магнію;
г) нітрид магнію. +
16. Скільки вільних електронних пар має азот в молекулі аміаку?
а) 2;
б) 4;
в) 1;
г) 3.
17. Аміак у лабораторії отримують за реакцією:
а) NH ₄ Cl + Ca (OH) ₂
б) N ₂ + 3H ₂ =
в) Са ₃ (PO _{4) 2} + (NH _{4) 2} SO ₄
г) (NH _{4) 3} рo ₄ + HCl
18. Виберіть ряд речовин, відповідний наростання молекулярних мас:
а) озон, аміак, кисень;
б) аміак, кисень, озон;
в) кисень, аміак, озон;
г) кисень, озон, аміак.
19. Аміак може реагувати з соляною кислотою по реакції NH ₃ + HCl = NH ₄ Cl. Четвертий атом водню приєднується за донорно-акцепторного механізму, при цьому донором є:
а) водень;
б) хлор;
в) азот;
₄ ⁺ . г) група NH ₄ ^+.
20. У аміаку і катіони амонію ступінь окислення азоту однакова: -3. Які валентності у атомів азоту в цих з'єднаннях?
а) Обидві - III; б) обидві - IV;
в) III і II;
г) III і IV.
21. Нашатирний спирт - це:
а) NH _3;
б) NH ₃ • H ₂ O;
в) NH ₄ Сl;
г) N ₂ H _4.
22. Для якої реакції підвищення тиску змістить рівновагу вправо?
а) N ₂ (м.) + О ₂ (м.) = 2NO (м.);
б) Н ₂ (м.) + S (ж.) = Н ₂ S (м.);
в) N ₂ (м.) + 3Н ₂ (р.) = 2NН ₃ (м.);
г) Н ₂ + Сl ₂ = 2НCl.
23. У лабораторії азотну кислоту отримують по реакції: (б)

24. При взаємодії концентрованої азотної кислоти з сріблом окрім солі й води виділяється газ:
а) NO _2;
б) NO;
в) N _2;
г) N ₂ О.
25. При термічному розкладанні нітрату калію виділяється газ:
а) N _2;
б) NO _2;
в) О _2;
г) N ₂ О.
26. Формула аміачної селітри:
К NO ₃ ; а) До NO _3;
б) (NH _{4) 3} PO ₄
в) NH ₄ NO _3;
г) (NH _{4) 2} SO _4.
4.2. Завдання і тести з теми «Кисень»
. I. Завдання
1. Складіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:
KClO ₃ ® O ₂ ® CO ₂ ® H ₂ O ® O ₂ ® P ₂ O ₅
Відповідь:
2KClO ₃ 2KCl + 3O ₂
C ₂ H ₅ OH + 3O ₂ ® 2CO ₂ + 3H ₂ O
2Na ₂ O ₂ + 2CO ₂ ® 2Na ₂ CO ₃ + O ₂
2H ₂ + O ₂ ® 2H ₂ O
2H ₂ O 2H ₂ + O ₂
_{изб )} P + O _{2 (хат)} ® P ₂ O ₅
Який об'єм (н.у.) займає кисень, що виділився з одного моля кожного з речовин:
₃ , KMnO ₄ , KNO ₃ , HgO ? KClO _3, KMnO _4, KNO _3, HgO?
Рішення: Усі реакції протікають при нагріванні:
2KClO ₃ ® 2KCl + 3O ₂
2KMnO ₄ ® K ₂ MnO ₄ + MnO ₂ + O ₂
KNO ₃ ® 2KNO ₂ + O ₂
2HgO ® 2Hg + O ₂
₃ выделяется 1,5 моль О ₂ , из одного моля остальных веществ по 0,5 моль кислорода. Згідно з цими рівнянням з одного моля KClO ₃ виділяється 1,5 моль О _2, з одного моля інших речовин по 0,5 моль кисню.

3. Закінчіть рівняння реакцій:
O ₃ + Mn (OH) ₄ + 2NaOH ® Na ₂ MnO ₄ + O ₂ + 3H ₂ O
O ₃ + 2FeSO ₄ + H ₂ SO ₄ ® Fe ₂ (SO _{4) 3} ® O ₂ + H ₂ O
₃ + PbS 2 O ₃ + PbS ® ₄ + O ₂ PbSO ₄ + O ₂
₃ потребуется для получения 3 молей О ₂ ? 4. Скільки грамів KClO ₃ буде потрібно для отримання 3 молей О _2?
Дано:
/ M n (О ₂₎ = 3 моль n = m / M
х 96 m (KClO ₃₎ -? х 96
KClO ₃ ® 3O ₂ + 2KCl
моль 3 моль 2 моль 3 моль
( O ₂ ) = 32 г/моль M (O ₂₎ = 32 г / моль
х = 1964
( KClO ₃ ) = 64 г Відповідь: m (KClO ₃₎ = 64 г
) PbO ₂ . 5. Визначте процентний вміст кисню в оксиді свинцю (IV) PbO _2.
Дано:
О ₂ ) = 239 г 239 – 100 % М (Pb О ₂₎ = 239 г 239 - 100%
% Сприяння з. ] – ? [O] -? 32 - х% Þ х = 13,3%
Відповідь: 13,3%
6. Знайти масу в грамах 18,06 ^{'24 жовтня} молекул кисню.
Дано:
(О ₂ ) = 18,06 ´ 10 ²⁴ 1 моль – 6,02 ´ 10 ²³ N (О ₂₎ = 18,06 '10 ^{24 січня} моль - 6,02' ^{23 жовтень}
( O ₂ ) – ? m (O ₂₎ -? х моль - 18,06 ^{'24 жовтня} Þ
1 моль - 32 г
30 міль - х р Þ
( O ₂ ) = 960 г. Відповідь: m (O ₂₎ = 960 р.
. II. Тести
1. Вкажіть формули сполук, в яких ступінь оксиления кисню дорівнює -1
₃ O ₄ в) Mn ( IV ) O ₂ а) Fe ₃ O ₄ в) Mn (IV) O ₂
( II ) O ₂ + г) K ₂ O ₂ + б) Ba (II) O ₂ + р) K ₂ O ₂ +
2. Які характеристики вірні в описі кисню?
а) найпоширеніший елемент у земній корі +
б) легше повітря
в) має два алотропні видозміни +
г) зв'язку в молекулі кисню утворюються за рахунок перекривання 2р-орбіталей +
3. При окислюванні аміаку киснем за відсутності каталізатора утворюється
) а) оксид азоту (II)
б) азот +
) в) оксид азоту (IV)
г) вода
4. При рівних масах термічне розкладання якої речовини дасть найбільший обсяг кисню:
а) пероксид водню +
б) хлорат калію
в) перманганат калію
) г) оксид ртуті (II)
5. Вкажіть схеми реакцій, в яких продуктом може бути кисень:
а) +
б)
в) +
г) +
6. Фактори, що зміщують рівновагу процесу 3О ₂ 2О ₃ – Q вправо: Û 2О ₃ - Q вправо:
а) підвищення температури +
б) зниження температури
в) збільшення тиску +
г) зменшення обсягу реакційної системи +
7. У складі будь молекул, формули яких наведено нижче, ступінь окислювання кисню дорівнює -2
а) OF ₂
б) H ₂ O ₂
в) H ₂ SO ₄ +
₂ O ₇ + г) Cl ₂ O ₇ +
4.3. Банк тестових завдань по темі «халькоген»
Обведіть номери всіх правильних відповідей і запишіть, якщо необхідно, відповідні формули або рівняння реакцій, вказавши умови їх перебігу. [29-34]
1 РІВЕНЬ
1. группы периодической системы может быть представлена в виде общей формулы ? Електронна конфігурація атомів елементів VIA групи періодичної системи може бути представлена у вигляді загальної формули? , Де п - номер енергетичного рівня. ² np ⁴ Відповідь: ns ² np ⁴
2. У якому з сполук найбільша масова частка (%) сірки:
₂ SO ₃ ; (3) Na ₂ S ₄ O ₆ ; (Ответ: 0,64) Na ₂ SO _3, (3) Na ₂ S ₄ O _6; (Відповідь: 0,64)
₂ S ₂ O ₃ ; (4) Na ₂ S ₂ O ₈ ? Na ₂ S ₂ O _3; (4) Na ₂ S ₂ O _8?
Пропущення якого газу через розчин солі свинцю викликає утворення чорного осаду:
₂ S ; + СО _2, (3) H ₂ S; +
₂ ; (4) О ₂ ? N _2; (4) О _2?
₂ (моль) потребуется для получения 64 г SO ₂ по уравнению 4 FeS ₂ + 11О ₂ = 2 Fe ₂ O ₃ + 8 SO ₂ : 4. Яка кількість FeS ₂ (моль) буде потрібно для отримання 64 г SO ₂ по рівнянню 4 FeS ₂ + 11О ₂ = ₂ Fe ₂ O ₃ + 8 SO _2:
0,4; (3) 3,2;
0,5; + (4) 6,0?
) при н. Чому дорівнює об'єм (л) 8,0 г оксиду сірки (IV) при н. у.:
2,8; + (3) 11,2;
5,6; (4) 22,4?
В 1 л води розчиняється при н.у. приблизно 2,3 л сірководню. Масова частка (%) сірководню в отриманому розчині дорівнює:
0,23; (3) 2,3;
0,34; + (4) 3,4
7. При розведенні сірчаної кислоти завжди доливають кислоту до води. ₂ SO ₄ приливанием к ней воды: Чим небезпечне розведення концентрованої H ₂ SO ₄ пріліваніем до неї води:
може виникнути пожежа;
може статися розкладання води;
може виділитися отруйний газ;
може статися розбризкування розчину внаслідок виділення теплоти? +
При взаємодії сірководню з розчином однієї з солей:
₂ SO ₄ ; (3) FeSO ₄ ; Na ₂ SO _4; (3) FeSO _4;
₄ ; + (4) CdSO ₄ — CuSO _4; + (4) CdSO ₄ -
випав осад жовтого кольору.
До розчинів солей, що містять іони:
²⁺ ; К ^+, (3) Р b ^{2 +;}
³⁺ ; (4) Zn ²⁺ , Bi ^{3 +;} (4) Zn ^{2 +,}
прилив розчин сульфіду натрію. При цьому опади сульфідів металів випали у всіх випадках, крім? . (1)
₂ S через бромную воду приводит к обесцвечиванию последней. 10. Пропущення H ₂ S через бромну воду призводить до знебарвлення останньої. При цьому має місце реакція, рівняння якої? ₂ S + Br ₂ = 2 HBr + S ¯ . H ₂ S + Br ₂ = ₂ HBr + S ¯
-элементов I группы периодической системы хорошо растворимы в воде. 11. Сульфіди s-елементів I групи періодичної системи добре розчиняються у воді. Їх розчини мають середовище:
слабокислу, (3) лужну; +
сільнокіслой; (4) нейтральну.
12. Сірка у вільному стані утворює найбільш стабільні молекули:
₂ ; (3) S ₆ ; (2) S ₄ ; (4) S ₈ . (1) S _2, (3) S _6; (2) S _4; (4) S _8.
13. Хімічну формулу сульфіду стронцію можна записати наступним чином:
; + (3) SrS ₂ ; SrS; + (3) SrS _2;
₂ S ; (4) SrS ₃ . Sr ₂ S; (4) SrS _3.
) можно получить при нагревании 10 г цинка и 10 г серы: 14. Яку масу (г) сульфіду цинку (II) можна одержати при нагріванні 10 г цинку і 10 г сірки:
10,0; (3) 20,0;
14,9; (4) 88,0?
— Те — Ро ? 15. Неметалічні властивості в ряду Se - Ті - Ро? (Посилюються, слабшають?).
₄ — SrSO ₄ — BaSO ₄ : 16. Розчинність сульфатів у ряду CaSO ₄ - SrSO ₄ - BaSO _4:
збільшується;
зменшується;
залишається незмінною;
збільшується, потім зменшується.
₂ SO ₃ — H ₂ SeO ₃ — H ₂ TeO ₃ : 17. Сила кислот в ряду H ₂ SO ₃ - H ₂ SeO ₃ - H ₂ TeO _3:
збільшується;
зменшується;
залишається незмінною;
збільшується, потім зменшується.
18. При згорянні сірки в кисні переважно утворюється з'єднання:
; (3) SO ₃ ; SO; (3) SO _3;
О ₂ ; (4) S ₂ О ₃ . S О _2; (4) S ₂ О _3.
19. Одним продуктом реакції взаємодії сірки з бертолетової сіллю буде хлорид калію, а іншим? . Рівняння реакції:? .
20. Одним з продуктів прожарювання дихромата калію з сіркою є:
₂ S ₃ ; (3) K ₂ CrS ₄ ; Cr ₂ S _3, (3) K ₂ CrS _4;
₂ CrO ₄ ; (4) Cr ₂ О ₃ . K ₂ CrO _4; (4) Cr ₂ О _3.
2 РІВЕНЬ
1. группы, такие, как атомный и ионный (Э ^2- ) радиусы, в ряду О — S — Se — Те закономерно: Деякі властивості атомів елементів VIA групи, такі, як атомний та іонний (Е ^{2 -)} радіуси, в ряду О - S - Se - Ті закономірно:
зменшуються;
зростають;
не змінюються;
зменшуються, а потім зростають,
а деякі, такі, як електронегативність і перший потенціал (енергія) іонізації:
зменшуються;
зростають;
не змінюються;
зменшуються, а потім зростають.
2. Наважку цинку із дворазовою масою сірки нагріли без доступу повітря. Що виявилося в тиглі після закінчення реакції;
чистий сульфід цинку;
суміш сульфіду цинку і сірки;
суміш цинку і сульфіду цинку;
суміш цинку і сірки?
3. ) при окислении оксида серы ( IV ) препятствуют ? Утворенню оксиду сірки (VI) при окисленні оксиду сірки (IV) перешкоджають? (Підвищення, пониження?) Температури і? (Підвищення, пониження?) Тиску.
4. ) и воздуха. Через скляну трубку пропускають суміш оксиду сірки (IV) і повітря. ) при: У приймальні пробірці починає з'являтися продукт реакції - оксид сірки (VI) при:
кімнатній температурі;
нагріванні до 500 ° С;
) и нагревании до 500 °С; внесення в трубку оксиду заліза (III) і нагріванні до 500 ° С;
). кімнатній температурі і внесення в трубку оксиду заліза (III).
Дано:
_(т) + О _2(г) S _(т) + О _{2 (г)} ® _2(г) + 296,9 кДж, SO _{2 (р)} + 296,9 кДж,
_2(г) + l /2О _2(г) ® SO _{2 (р)} + l / 2О _{2 (г)} ® О _3(г) + 101,3 кДж. S О _{3 (р)} + 101,3 кДж.
_3(г) по уравнению Тепловий ефект (кДж) освіти SO _{3 (р)} по рівнянню
_(т) + 3/2О ₂ S _(т) + 3/2О ₂ ₂ _(Г) = SO ₂ _(Г) дорівнює:
195,6; 3) 796,4;
398,2; 4) 499,5.
6. Теплоти згоряння моноклінної сірки і ромбічної сірки відповідно рівні +296,83 і +297,21 кДж / моль. Тепловий ефект перетворення 1 моль моноклінної сірки в ромбічну дорівнює? кДж.
7. Пучок з мідних дротів згорає в парах сірки, утворюючи? .
8. ) нагреванием ртути с концентрированной серной кислотой по реакции: Д. Прістлі отримав оксид сірки (IV) нагріванням ртуті з концентрованою сірчаною кислотою за реакцією:
_(ж) + 2 H ₂ SO _4(ж) = HgSO _4(т) + SO _2(г) + 2Н ₂ О _(г) . Hg _(ж) + 2 H ₂ SO _{4 (ж)} = HgSO _{4 (т)} + SO _{2 (р)} + 2Н ₂ О _(г).
О ₂ можно получить, используя в качестве исходных реагентов ? В даний час в лабораторних умовах S О ₂ можна отримати, використовуючи в якості вихідних реагентів? і? . ₂ взаимодействием ? Принципово відмінним від нього способом є отримання SO ₂ взаємодією? з?
9. ₂ S — H ₂ Se — H ₂ Te сила кислот У ряді Н ₂ О - H ₂ S - H ₂ Se - H ₂ Te сила кислот
зменшується; (3) залишається незмінною;
зростає; (4) зменшується, потім зростає.
10. ) происходит реакция ? При пропущенні сірководню через розчин хлориду заліза (III) відбувається реакція? |.
11. При взаємодії надлишку концентрованої сірчаної кислоти з міддю при нагріванні будуть отримані:
(1) CuSO ₄ + H _2, (3) CuSO ₄ + H ₂ O + SO _2;
+ H ₂ S О ₃ ; (4) CuO + H ₂ S . (2) CuO + H ₂ S О _3; (4) CuO + H ₂ S.
12. ). Концентрована сірчана кислота відновлюється цинком, як правило, до оксиду сірки (IV). ), образующегося при полном взаимодействии с цинком концентрированного раствора, содержащего 245 г серной кислоты: Чому дорівнює маса (г) оксиду сірки (IV), що утворюється при повній взаємодії з цинком концентрованого розчину, що містить 245 г сірчаної кислоти:
64,0; (3) 128;
80,0; (4) 160? '
13. Складіть рівняння реакцій для кожного з наведених нижче способів отримання розчинного в воді сульфату.
Спосіб отримання
Рівняння реакції
₂ SO ₄ (1) Взаємодія металів з розчином H ₂ SO ₄
(2) Розкладання солей летючих кислот сірчаної кислотою
(3) Окислювання сульфітів або сульфідів
?
?
?
14. ) и сульфидом аммония: З наведених нижче правих частин рівняння виберіть ту, яка відповідає рівнянню реакції між розчином нітрату свинцю (II) і сульфідом амонію:
2NH ₄ N0 _{3 (n)} + Pb ^{2 + +} S ^{2 -;}
Pb (NO _{3) 2 (T)} + 2NH ^{+ +} S ^{2 -;}
_т ₎ + Pb ²⁺ + 2NO ₃ ^- ; (NH _{4) 2} S _(т) + Pb ^{2 + +} 2NO ₃ ^-;
_т ₎ + 2NH ₄ ⁺ + 2N0 ₃ ^- . PbS _(т) + 2NH ₄ ^{+ +} 2N0 ₃ ^-.
Повне іонне рівняння цієї реакції? .
15. ) реагирует с горячей азотной кислотой с образованием оксида азота ( II ) и свободной серы по реакции ___________________________________________ Сульфід міді (II) реагує з гарячою азотною кислотою з утворенням оксиду азоту (II) та вільної сірки з реакції ___________________________________________
) можно использовать в качестве восстановителя. 16. Розчин оксиду сірки (IV) можна використовувати в якості відновника. Напишіть рівняння всіх зазначених нижче перетворень.
Відновлення
Рівняння реакції
О ₄ до MnSO ₄ (1) Розчин KMn О ₄ до MnSO ₄
₂ С r ₂ О ₇ до Cr (2) Кислий розчин K ₂ З r ₂ О ₇ до Cr
) до металлической ртути (3) Розчин нітрату ртуті (I) до металевої ртуті
?
?
?
17. Продукти, отримані після прожарювання суміші сірки з залізом, розчинили в соляній кислоті. При цьому відбулося повне розчинення, і обсяг виділилися газів, виміряних при н. у., склав 4,48 л. ), при этом выпало 23,9 г осадка. Газоподібні продукти пропустили через розчин нітрату свинцю (II), при цьому випало 23,9 г осаду. Вихідний склад суміші становив:
, 3,2 г S ; (3) 2,8 г Fe , 1,6 г S ; 11,2 г Fe, 3,2 г S; (3) 2,8 г Fe, 1,6 г S;
, 3,2 г S ; (4) 11,2 г Fe , 6,4 г S . 5,6 г Fe, 3,2 г S; (4) 11,2 г Fe, 6,4 г S.
18. ₂ SO ₃ происходит: При додаванні до підкислення рожевого розчину перманганату калію розчину Na ₂ SO ₃ відбувається:
(1) помутніння в результаті виділення вільної сірки;
²⁺ ; знебарвлення внаслідок утворення М n ^{2 +;}
виділення бульбашок газу SO _2;
О ₄ ^2- . фарбування в темно-зелений колір через утворення М n О ₄ ^{2 -.}
19. ₂ и С1 ₂ реагирует на солнечном свету, при этом образуется: Суміш SO ₂ і С1 ₂ реагує на сонячному світлі, при цьому утворюється:
₃ ; (3) SOC 1 ₂ ; SO _3, (3) SOC ₁ лютого;
₂ C 1 ₂ ; (4) S . SO ₂ C 1 _2; (4) S.
20. Тіосульфат натрію має формулу? . Цю сіль отримують по реакції? .
ВИСНОВОК
Ще академік Л. І. Вальден (1863-1957) в роботі «Знецінення матерії» з вичерпною повнотою сформулював практично всі екологічні проблеми, пов'язані з великомасштабної хіміко-технологічною діяльністю людини. Чудово розуміючи, що «шлях матеріальної культури веде через родовища корисних копалин, ці поживні пункти промисловості: невикористані ще родовища тому є віхами, які позначають майбутнє напрямок зосередження промисловості», П. І. Вальден ставив проблему виснаження ресурсів і пропонував наступні шляхи її вирішення: ощадливість , створення сурогатів, розвідка нових ресурсів, переробка відходів. Він стверджував, що «в хімічній промисловості кожне виробництво стоїть тим вище, чим менше в ньому є покидьків і залишків». Вальден особливу увагу звернув на питання виховання і підготовки кадрів з урахуванням екологічних проблем [Смотрицький ...]. Таким чином, проблеми екологічного виховання хвилювали уми ще задовго до того, як ця проблема стала глобальною, а її ігнорування стало обертатися катастрофічними наслідками.
На сьогоднішній день саме школа покликана закласти основи екологічної культура підростаючого покоління. Форми проведення уроків екологічного спрямування можуть бути різні: співбесіда, семінар, урок-практикум, рольова гра, але в будь-якому випадку учні можуть проявити активність, самостійність, застосувати знання, а також максимально їх поглибити. Такі уроки сприяють формуванню умінь розуміти науковий текст, вибирати головне і узагальнювати прочитане, планувати, проводити дослідження, відстоювати свою точку зору, тобто приводити науково обгрунтовані аргументи в ході дискусії [Єгорова-9].
Можна навести безліч прикладів використання р-елементів і сполук на їх основі у виробництвах, які ведуть до забруднення навколишнього середовища, а також біохімічної ролі цих елементів, і всі ці аспекти чомусь у шкільному курсі розглядаються недостатньо повно. Тому для екологізації шкільного курсу хімії важливе значення має розгляд р-елементів з точки зору екології.
У цьому зв'язку не можна не відзначити, що навчальні посібники з хімії в школах повинні бути більш екологізованих. Також мені здається, що пояснення теми з хімії з використанням екологічних фактів сприяло б прояву більшого інтересу учнів до предмета.
ЛІТЕРАТУРА
Ісідором. Хімія атмосфери. М.: Світ, 1991.
А. І. Бусева, І. П. Єфімов. Визначення, поняття, терміни в хімії. М.: Просвещение, 1981, 192 с.
Рудзітіс Г. Є. Хімія: неоргані. хімія. Орган. Хімія: Учеб. для 9 кл. загальноосвітніх установ. / Г. Є. Рудзітіс., Ф. Г. Фельдман. - 10-е изд., Испр. - М.: Просвещение, 2001, с. 133 - 139.
.1 september . ru Екологічна хімія азоту / www .1 september. Ru
Ахметов М. С. Підручник для 9 класу загальноосвітніх установ. М.: Просвещение, 1998 р.
Програми для загальноосвітніх установ: Хімія. 8-11 кл. Сост. М. І. Габрусева. - М.: Дрофа, 2000. - 192 с.
Орієнтовна програма середньої (повної) загальної освіти з хімії (профільний рівень). Www.edu.ru
Асаднік В. Н. Неорганічна хімія. Блок-схеми, таблиці, формули: Учеб. посібник. / В. М. Асаднік. - Мн.: Книжковий Дім, 2004. - С. 28 - 41.
Ремі. Неорганічна хімія. Т. 1.
Олеін С. С., Фадєєв Г. М. Неорганічна хімія. Підручник для с / г вузів. М., 1979.
Хомченко Г. П. Неорганічна хімія. М., 1978.
М.Д. Гольдфейн, Н.В. Кожевников, А.В. Трубників, С.Я. Шулов. Проблеми життя в навколишньому середовищі. Навчальний посібник. Хімія. 1996 р, № 16.
Денисов В.В., Дрововозова Т.І. и др. / / Хімія. М.: Р-н / Д, Березень, 2003
Алпатов А.М. Розвиток і перетворення навколишнього середовища. Л.: Наука, 1983
Богдановський Г.А. Хімічна екологія. М.: МГУ, 1994.
Тарасова Н.П., Кузнєцов В.А. та ін Завдання і питання з хімії навколишнього середовища. М.: Світ, 2002.
Хімія в школі / / Журнал. - М.: Просвещение, 2001, № 4, стор.16.
Кутєпов А. М. та ін Загальна хімічна технологія. Учеб. для техн. вузів. 2-е вид. М.: Вищ. стр.148-162. шк., 1990, стор.148-162.
Практикум з неорганічної хімії. Учеб. посібник для студ. хім.-біол. фак-в педінст-в. Вид. 2-е. М.: Просвещение, 1978. стор.180-183.
Бабич Л. І. Практикум з неорганічної хімії. Учеб.пособіе.М.: Просвещеніе.1978, с. 312.
Система уроків на тему «Кислотні дощі» для 10-11 класів з поглибленим вивченням екології http://www.1september.ru/ru/him/
Державні доповіді Госкомекологіі «Про стан навколишнього природного середовища Російської Федерації». Російська екологічна газета «Зелений світ», 1994-1998.
Міллер Т. Життя у навколишньому середовищі. У 3 кн. М: Пангея, 1996, т. 3.
Фелленберг Г. Забруднення природного середовища. М.: Світ, 1997.
Небел Б. Наука про навколишнє середовище. У 2 т. М.: Світ, 1993.
Гольбрайх З. Є. Збірник завдань і вправ з хімії. Учеб. посібник для хім.-техн. вузів. М.: Вищ. шк., 1984, стор 224.
Р. П. Суровцева, С. В. Сафронов. Завдання для самостійної роботи з хімії. М.: Просвещение, 1993 р.
Сайт «Я йду на урок хімії» www.1september.ru
Ахметов М. О. Система навчальних завдань: творчий рівень. / Хімія в школі, 2004, № 1, с. 21 - 28.
Сорокін В. В., Злотников Е. Г. Перевір свої знання: Тести з хімії: Кн. для учнів. - М.: Просвіта: Учеб. лит., 1997.
М. М. Черняєв, М. А. Ахметов. Тестові завдання та індивідуалізація навчання / Хімія в школі, 2001, № 9.
Суровцева Р.П., Гузей Л.С., останної Н.І., Татур А.О. Тести з хімії. 8-9 класи. Навчально-методичний посібник. М.: Дрофа, 1997.
Глоріоза П.А., Рисс В.Л. Перевірочні роботи з хімії. 7, 8, 9, 10 класи. М.: Просвещение, 1980, 1981, 1985.
Гаврусейко Н.П. Перевірочні роботи з неорганічної хімії. 8-9 класи. М.: Просвещение, 1990.
Посилання (links):
http://www.1september.ru/ru/him/
http://www.1september.ru/