Geum.ru

План Немного техники. Водород как топливо

Вид материалаДокументы

Содержание


Алюминий в живой природе
Применение озона
Озон в атмосфере
Подобный материал:
1   2   3   4   5   6   7   8

сит А12О3 • Н2О, корунд А12О3 И криолит A1F3 • 3NaF.

Впервые чистый алюминий был получен Велером в

1827 году при взаимодействии хлорида алюминия с металли-

ческим калием. Однако, несмотря на широкую распространен-

ность в природе, до конца XIX века алюминий принадлежал к

числу редких металлов,

В настоящее время в промышленности алюминий получа-

ют электролизом глинозема А12О3 в расплавленном криолите.

На аноде электролизера для выплавления алюминия про-

исходят следующие реакции:

А13т + Зё=А1°.

Жидкий металл собирается на дне печи.

В периодической системе Менделеева алюминий нахо-

дится в третьем периоде, в главной подгруппе третьей группы.

Заряд ядра +13. Электронное строение атома: Is22sz2p63s23p'.

Наиболее характерная степень окисления атома алюми-

ния +3. Отрицательная степень окисления проявления редко.

Алюминий — типичный амфотерный элемент, он образу-

ет как анионные, так и катионные комплексы.

В виде простого вещества алюминий — серебристо-бе-

лый, довольно плотный металл с плотностью 2,7 г/см3, темпе-

ратурой плавления 660Х и температурой кипения 2500°С.

Кристаллический алюминий имеет гранецентрированную ку-

бическую решетку. Характеризуется высокой тягучестью,

высоки тепло- и электропроводность. С этим связано его ис-

пользование в производстве электрических проводов; при

одинаковой электрической проводимости алюминиевый про-

вод вдвое легче медного.

На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм),

но очень плотной пленкой оксида А12О3, предохраняющей ме-

талл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый

вид. Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывает-

ся в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщ, той 0,005 мм)

применяется для упаковки в пищевой и фарь?ацевтической

промышленности.

Основную массу алюминия используют для получения

различных сплавов, которые наряду с хорошими механичес-

кими качествами характеризуются и своей легкостью. Важ-

нейшие из этих сплавов: дюралюминий (94% А1, 4 % Си, по

0,5 % Mg, Mn, Fe, Si) и силумин (сплав Al, SK, ,\'а). Алюмини-

евые сплавы применяются в ракетной технике в авиа-, авто-,

судо- и приборостроении, производстве посуды и во многих

других отраслях промышленности. По широте применения

сплавы алюминия занимают третье место поел: стали и чугу-

на. Алюминий, кроме того, применяется и в в: где добавки ко

многим сплавам с целью придания им жаростойкости.

При накаливании мелко раздробленного алюминия им

энергично сгорает на воздухе:

4А1 + ЗО2 -> 2А1,О3 + Q.

Аналогично протекает и взаимодействие его с серой:

2A1 + 3S—C-AljSj.

С хлором и бромом соединение происходит уже при обыч

ной температуре, с йодом — при нагревании.

Схема взаимодействия алюминия с галогенами имеет вид.

2А1 + ЗНа12 -> 2АШа13.

При очень высоких температурах алюминий непосред-

ственно соединяется также с азотом и углеродом, с водородом

он не взаимодействует:

Алюминий 27

2Ai + N2 -» 2A1N 4A1 + ЗС -> A14C3,

нитрид карбид

алюминия алюминия

AI + Н2 j .

По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но

если с поверхности металла удалить защитную оксидную плен-

ку, то происходит энергичная реакция:

2А1 + 6Н2О -» 2А1(ОН)3 + ЗН,Т.

Сильно разбавленные, а также очень концентрирован-

ные серная и азотная кислоты при нормальных условиях по-

чти не действуют на алюминий, тогда как при средних концен-

трациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алю-

миний довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте,

но обычный технический металл растворяется в ней.

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, име-

ющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реак-

цию, например, в растворе Na2CO3.

Во всех своих устойчивых соединениях алюминий трех-

валентен; в ряду напряжений он располагается между Mg и Zn.

Соединение алюминия с кислородом сопровождается вы-

делением громадного количества тепла. Это свойство нашло

применение в сварке стальных частей, в частности, стыков трам-

вайных рельсов. Применяемая смесь состоит обычно из по-

рошков алюминия и оксида железа Fe3O4, а поджигается она

при помощи запала из смеси А! и ВаО2. Основная реакция идет

по уравнению:

8А1 + 3Fe3O4 -> 4А12О3 + 9Fe + 3350 кДж.

Температура при этом достигает ЗООО'С.

Оксид алюминия представляет собой белую, очень ту-

гоплавкую и нерастворимую в воде массу. Природный А12О3

(минерал корунд) отличается большой твердостью и стойко-

стью к кислотам. Он применяется для изготовления шлифо-

вальных кругов, брусков, наждака.

Красный рубин (корунд с примесью хрома) и синий сап-

фир (корунд с примесями железа и титана) — драгоценные

камни. Их получают также искусственно и используют для

технических целей, например для изготовления деталей точ-

ных приборов, камней в часах и т. п, Кристаллы рубинов, со-

держащих малую примесь Сг2О3, применяют для создания ла-

зерных излучателей.

Гидрооксид алюминия А1(ОН)3 представляет собой сту-

денистый осадок белого цвета почти нерастворимый в воде,

но легко растворяющийся в кислотах и щелочах. Следова-

тельно, он имеет аморфный характер. Однако и основные, и

особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо.

При взаимодействии его с сильными щелочами образуются

соответствующие соли — алюминаты:

NaOH + А1(ОН)3 -> Na[Al(OH)4].

Алюминаты наиболее активных одновалентных метал-

лов в воде растворимы хорошо, но ввиду сильного гидролиза

растворы их устойчивы лишь при наличии избытка щелочи.

Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гид-

ролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут

быть получены только сухим путем, — сплавлением А1,О, с

оксидами соответствующих металлов.

С кислотами А1(ОН)3 образует соли. Алюминиевые соли

большинства сильных кислот хорошо растворимы в воде, при

этом довольно сильно гидролизированы. Вследствие этого

сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюми-

ния из водных растворов получить не удается.

В водной среде анион А]3* непосредственно окружен ше-

стью молекулами воды. Такой гидратированный ион несколь-

ко диссоциирован (т. е. разделен на два более примитивных

иона) по схеме:

[А1(ОН2)6Г + Н2О -» [А1(ОН2)5Г + ОН3*.

Вследствие диссоциации этот ион является слабой кис-

лотой, близкой по силе к уксусной.

Соединения алюминия, кремния и кислорода с щелочны-

ми металлами (алюмосиликаты) образуют полевые шпаты, на

долю которых приходится более половины массы земной коры.

Главные их представители — минералы:

ортоклаз K2Al2Sic0K,

альбит Na2Al2Si60M,

анортит CaAl2Si2O8,

а также минералы группы слюд (например мусковит).

Минерал нефелин

(Na, K)2 [Al2Si208]

используется для производства цемента.

Некоторые алюмосиликаты обладают рыхлой структурой

и способны обмениваться ионами с другими соединениями. Та-

кие алюмосиликаты, природные и особенно искусственные, при-

меняются для умягчения водопроводной воды. Кроме того,

благодаря своей сильно развитой поверхности, они использу-

ются в качестве материалов, которые пропитываются катализа-

торами и применяются в химической промышленности.

Соединения алюминия с галогенами (галогениды) в обыч-

ных условиях — бесцветные кристаллические вещества. Среди

них по свойствам сильно отличается фторид алюминия A1F3.

Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически неакти-

вен. Соединения алюминия с хлором, бромом и йодом легко-

плавки, весьма реакционоспособны и хорошо растворимы не

только в воде, но и во многих химических растворителях. Вза-

имодействие галогенидов алюминия с водой сопровождается

значительным выделением теплоты. В водном растворе все они

сильно гидролшованы. Вследствие гидролиза хлорид, бромид

и йодид алюминия дымят во влажном воздухе. Они могут быть

получены прямым взаимодействием простых веществ.

Сульфат алюминия A12(SO4)3 • 18Н2О получается при Дей-

ствии горячей серной кислоты на оксид алюминия. Применя-

ется он для очистки воды, а также при приготовлении некото-

рых сортов бумаги.

Алюмокалиевые квасцы Kal(SO,)2 • 12Н2О применя-

ются в больших количествах для дубления кож, а также в

красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумаж-

ных тканей.

Из остальных соединений алюминия следует упомянуть

его ацетат или уксуснокислую соль A!(CH.jCOO)3, используе-

мую при крашении тканей и в медицине. Нитрат алюминия

легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в

воде и уксусной кислоте, но растворим в силвных кислотах И

щелочах.

АЛЮМИНИЙ В ЖИВОЙ ПРИРОДЕ

Как правило, растения содержат мало алюминия, хотя иоль-

шне количества этого элемента содержатся в почках. Еще мень-

ше его содержание в животных организмах. У человека оно со-

ставляет лишь десятитысячные доли процента по массе. Биоло-

гическая роль алюминия не выяснена; известно лишь то, что его

соединения не ядовиты ни для человека, НИ для животных.

28 Химия

ОЗОН

Как приятно прогуляться после грозы! Воздух чист и

свеж, его бодрящие струи, кажется, без всяких усилий сами

втекают в легкие. «Озоном пахнет, — часто говорят в таких

случаях. — Очень полезно для здоровья». Так ли это? И во-

обще, что мы знаем об удивительном веществе — озокс, его

свойствах и применении?

Впервые люди встретились с ощутимыми количествами

озона, когда были изобретены электростатические машины

наподобие тех, которые можно увидеть в школьном кабинете

физики. Так что впервые с этим веществом познакомились не

химики, а физики.

В 1785 году голландский физик Мартин ван Марум по-

лучил озон, подвергая кислород действию электрических искр

и даже посчитал, что обнаружил особую «электрическую ма-

терию». Название же озону дал в 1840 году уже химик, швей-

царец Кристиан Шенбейн; он использовал греческое слово

ozon — пахнущий. Оказалось, что озон действительно родствен-

ник кислорода, но значительно более агрессивный. Так, он

мгновенно окисляет бесцветный йодид калия с выделением

бурого йода:

2KI + О3 + Н2О -> 12 + О2 + 2КОН.

бесцв. бурый

Даже малоактивная при комнатной температуре ртуть не

может устоять под натиском этого газа — она теряет свой

блеск и приобретает способность прилипать к стеклу. Окисля-

ется озоном и серебро:

8Ag + 2О3 -» 4Ag2O + О2.

Озон и кислород — единственный пример образования

одним химическим элементом двух газообразных (при обыч-

ных условиях) простых веществ. Молекула кислорода со-

стоит, как известно, из двух атомов, а озона — из трех, причем

эти три атома расположены не на прямой линии, а под углом.

Это является причиной еще одной уникальной особенностью

этого газа — из всех газообразных веществ только молекулы

озона полярны, то есть представляют собой диполь с разде-

ленными в пространстве зарядами.

О5"

'17' 0**

Путь к получению озона всегда одинаков — сначала надо

получить свободные атомы кислорода, например, разрушив

молекулу кислорода:

О2?=*2О- Q.

Затем каждый образовавшийся атом кислорода «прили-

пает» к молекуле кислорода с образованием молекулы озона:

О + О2 -> О3 + Q.

Молекулы кислорода очень прочные, для их разрушения

надо затратить очень большую энергию — почти 500 кДж/моль,

правда, при второй реакции часть ее выделится, так что в ито-

ге для получения 1 моль озона надо затратить 142 кДж энер-

гии. Эту энергию проще получить физическими методами —

действием на кислород электрических разрядов, ультрафио-

летовых лучей, гамма-квантов, электронов, поэтому, напри-

мер, озоном всегда пахнет около работающих электрических

машин, в которых «искрят» щетки. Сейчас озон чаще всего

получают действием на кислород так называемым «тихим»

(без искр) электрическим разрядом:

__ —элаприч. 2О - О

JW

2 разряд •iv-'3 >Ј•

Но возможны и чисто химические способы получения озо-

на, правда, в очень малых количествах. Это происходит при

электролизе подкисленой воды, при медленном окислении на

воздухе влажного белого фосфора, при разложении соедине-

ний с высоким содержанием кислорода (перманганат калия

КМпО4> дихромата калия К2Сг2О7 и др.), при действии на воду

фтора или на пероксид бария концентрированной серной кис-

лоты. Атомы кислорода всегда присутствуют в пламени, поэто-

му если направить струю сжатого воздуха поперек верхней ча-

сти пламени горелки, то обнаружится характерный запах озона.

Обратная реакция образования кислорода из оз эна происхо-

дит с выделением энергии, значит, озон неустойчив.

Скорость его разложения значительно увеличивается в

присутствии катализаторов (газов — оксидов дзота, хлора;

твердых веществ — металлов, оксидов).

Каковы же свойства чистого озона? Сжижается он зна-

чительно легче кислорода, при температуре лишь -111,9°С

(кислород при — 183°С), а затвердевает при -192,7°С. Твер-

дый озон сине-черный. Интенсивность окраски жидкого озо-

на настолько велика, что уже через очень тонкий его слой не

видно нити горящей электрической лампочки. Опыты с озо-

ном небезопасны. Газообразный озон способен взрываться,

если концентрация его в воздухе превысит 9 %.

Озон отличается чрезвычайно высокой реакционной спо-

собностью. Он сильнейший окислитель, и в этом отношении

уступает лишь фтору и фториду кислорода OF2. Важное отли-

чие озона от кислорода в том, что он проявляет окислитель-

ные свойства уже при комнатной температуре. Например, PbS

и РЬ(ОН)2 в обычных условиях не реагируют с кислородом,

тогда как в присутствии озона сульфид превращается в PbSO4,

а гидроксид — в РЬО:

PbS + 2О3 -> PbSO4 + О2,

РЬ(ОН)2 + 2О3 -> РЬО Н2О ЗО2.

Если в сосуд с озоном налить концентрированный ра

створ аммиака, появится белый дым — это озон окислил амми-

ак с образованием нитрита аммония NH4NO2:

2NH3 Н2О О3 -» NH4NO2 + ЗНО.

Особенно характерна для озона способность «чернить»

серебряные изделия с образованием Ag2O. Если направить на

поверхность твердой сухой щелочи струю озона, то образует-

ся оранжево-красная корка, содержащая озониды, например:

4КОН + 4О3 -> 4КО3 + О/Г + 2Н2О.

озонид калия

При этом твердая щелочь эффективно связыкает воду,

что предохраняет озонид от немедленного гидролиза. Однако

при избытке воды озониды бурно разлагаются:

4КО3 + 2Н2О -> 4КОН + 5О2Т.

Разложение озонидоз идет и при отсутствия виды - при

сто при хранении, например:

2КО2 -> 2КО2 О2Т.

Озониды хорошо растворимы в жидком аммиаке, что по-

зволило выделить их в чистом виде и изучить их свойства.

Озон 29

Озон разрушает органические вещества, с которыми со-

прикасается. Так, озон, в отличие от хлора, способен расщеп-

лять бензольное кольцо:

игналш и икбар ирП0+ ЗО3 уснзсоон' ЗгСлНиоОк с-а лСьНОоте с озоном нельзя использовать резиновые труб-— они моментально «прохудятся». Реакции озона

с органическими соединениями идут с выделением большого

количества энергии. Например, эфир, спирт, вата, смоченная

скипидаром, метан и многие другие вещества самовоспламе-

няются при соприкосновении с озонированным воздухом, а

смешение озона с этиловым спиртом приводит к сильному

взрыву.

ПРИМЕНЕНИЕ ОЗОНА

После того как в 1888 году на Международном гигиени-

ческом конгрессе в Вене было признано, что с питьевой водой

могут распространяться заразные болезни, начались поиски

наиболее эффективного способа обеззараживания воды. Их

было найдено множество, и среди прочих — химическая обра-

ботка воды озоном. Преимущество этого способа в том, что

озонированная вода, в отличие от хлорированной, не приоб-

ретает постороннего запаха и вкуса; при полном окислении

озоном многих органических соединений образуются совер-

шенно безвредные вещества — углекислый газ и вода, избы-

ток же озона довольно быстро распадается также с образова-

нием безвредного кислорода. Однако, озонирование воды об-

ходится дороже, чем хлорирование; например, озон нельзя пе-

ревозить, он должен производиться на мэсте использования,

это препятствует повсеместному распространению метода озо-

нирования.

ОЗОН В АТМОСФЕРЕ

Как известно сейчас даже далеким от химии людям, озо-

новый слой в атмосфере фактически обеспечивает жизнь на

нашей планете. Об этом подробнее. Озона в атмосфере немно-

го — 4 млрд. т, т. е. всего 1 миллиграмм в 1 кубическом метре.

Концентрация озона растет с удалением от поверхности Зем-

ли и достигает максимума на высоте 20—25 км. Это и есть

«озоновый слой». Если весь озон собрать у поверхности Зем-

ли при нормальном давлении, получится слой толщиной всего

2-3 мм.

Двухэтапная реакция образования озона из кислорода

начинается под действием солнечной радиации. В реакции рас-

пада атмосферного озона также участвует солнечная радиа-

ция — жесткое ультрафиолетовое излучение с длиной волны

от 240 до 320 нм. Энергия ультрафиолета расходуется на раз-

ложение озона, и губительная радиация не доходит до поверх-

ности Земли. Однако распадаться озон может не только под

воздействием солнечных лучей, но и самопроизвольно, а ус-

коряют эту реакцию многочисленные катализаторы. Основ-

ной катализатор — это оксид азота NO, который образуется из

азота и кислорода под действием наиболее жесткой солнечной

радиации в верхних слоях атмосферы. Попадая в озоносферу,

он вступает в цикл из двух реакций:

О3 + NO -» NO, + О,,

NO, + О -» NO + О2,

в результате которых его содержание в атмосфере не меняет-

ся, а концентрация озона снижается. Существуют и другие

циклы, приводящие к снижению содержания озона, например

с участием хлора;

С\ + О3 -> СЮ + О,;

СЮ + О -» С + О2.

Разрушают озон также пыль и газы, которые в большом

количестве попадают в атмосферу при извержении вулканов.

В последние десятилетия, помимо природных факторов, вли-

яющих на озоновый слой, появились и искусственные. Хоро-

шо известный пример — фреоны, являющиеся источниками

атомов хлора. Фреоны — это углеводороды, в которых атомы

водорода заменены на атомы фтора и хлора. Фреоны не ядо-

виты, многие из них легко летучие жидкости или легко сжи-

жающиеся газы, поэтому их широко используют в холодиль-

ной технике и для заполнения аэрозольных баллончиков, ко-

торые во всем мире выпускаются в огромном количестве (де-

зодоранты, лаки для волос, освежители воздуха, средства для

мытья окон, полировки мебели и др.). В результате этого в

воздух ежегодно попадают сотни тысяч тонн фреонов, кото-

рые медленно в течение многих лет и даже десятилетий под-

нимаются выше и выше, достигая озонового слоя. Здесь, раз-

лагаясь под действием солнечной радиации, они сами начи-

нают каталитически расщеплять озон, и это приводит к сни-

жению его концентрации. Фреоны — не единственные рукот-

ворные разрушители озона. Например, летающие в стратос-

фере сверхзвуковые самолеты выбрасывают довольно мно-

го оксида азота.

Как показывают расчеты, все это может привести к тому,