План

ВВЕДЕНИЕ

ГЛАВА 1. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ

1.1 Элементы III-А группы периодической системы

1.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение его атома

1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства

1.1.3 Важнейшие соединения алюминия

1.2 V-A группа. Азот

1.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства

1.2.1.1 Оксиды азота

1.2.1.2 Азотная кислота

1.3 VI-А группа периодической системы

1.3.1 Кислород

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»

ГЛАВА 2. р-ЭЛЕМЕНТЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ХИМИКА-ЭКОЛОГА

2.1 III-А группа

2.1.1 Бор

2.1.1.1 Распространение в природе

2.1.1.2 Биохимическая роль

2.1.2 Алюминий

2.1.2.1 Распространение в природе

2.1.2.2 Биохимическая роль

2.1.3. Галлий

2.1.3.1 Распространение в природе

2.1.3.2 Токсикологическая характеристика

2.2 V-A группа периодической системы

2.2.1 Круговорот азота

2.2.2 Соединения азота

2.2.2.1 Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой

2.3 VI-A группа периодической системы

2.3.1 Кислород

2.3.2 Круговорот кислорода в природе

2.3.3 Озоновый защитный слой

2.3.4 Тропосферный озон

ГЛАВА 3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ ПО ТЕМЕ «р-ЭЛЕМЕНТЫ»

3.1 Урок на тему «III-А группа периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

3.2 Уроки по теме «V-A группа ПС»

3.2.1 Экологические аспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»

3.2.2 Урок по теме «Получение азотной кислоты»

3.2.5 Практическая работа на тему «Азотная кислота и ее соли»

3.3 Уроки по теме «VI-A группа ПС»

3.3.1 Урок-лекция по теме «Кислород»

3.3.2 Урок № 2. Лабораторная работа 1. «Изучение способов получения кислорода»

3.3.3 Урок № 3. Лабораторная работа 2. «Изучение способов получения и химических свойств озона»

3.3.4 Урок № 4. «Экскурсия в кислородный цех»

3.3.5 Урок на тему «Сера, строение молекул, физические и химические свойства»

3.3.6 Система уроков по теме «Кислотные дожди» для 10–11 классов с углубленным изучением экологии

ГЛАВА 4. ЗАДАЧИ И ТЕСТЫ

4.1 Задачи и тесты по теме «V-A группа ПС»

4.2 Задачи и тесты по теме «Кислород»

4.3 Банк тестовых заданий по теме «Халькогены»

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

ЛИТЕРАТУРА

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время все более осознается опасность, которая может привести человечество к гибели – это экологическая катастрофа. Сегодня наша планета находится в состоянии экологического кризиса, который, если не принять срочных и действующих мер неминуемо приведет его катастрофе. Но кризис – это состояние обратимое.

В этих условиях особенно необходима психологическая перестройка людей в отношениях с природой. Воспитание бережного, внимательного отношения к природе людей окружающей среде, расширение знаний и навыков, необходимых для ее охраны, должны стать неотъемлемой частью общей системы просвещения, образования, подготовки кадров.

Большая роль в этом деле принадлежит образовательной школе, которая охватывает подрастающее поколение людей. Современному учителю необходимо проникнуть в сущность актуальных проблем взаимодействия природы и общества, увидеть их социальную основу, конкретно представить, какими средствами и способами решать задачи воспитания ответственного отношения школьников к природной среде.

Объект курсовой работы – р-элементы, охватывают большое количество элементов с богатым спектром свойств.

Актуальность выбранной темы очевидна, так как р-элементы относятся к наиболее часто используемым в различных отраслях науки, техники, промышленности, быту и т.д. Их содержание в литосфере, атмосфере и гидросфере различно, но все они в силу своих химических и физических свойств играют очень большую роль в биохимических процессах, а значит, оказывают большое влияние на состояние биосферы вообще. Поэтому представляет интерес как рассмотрение этой группы элементов с точки зрения химика-эколога, так и с точки зрения формирования экологического мышления и культуры при обучении химии в школе.

Газообразные и пылевые выбросы очень неблагоприятно влияют на экологическую обстановку в местах расположения промышленных предприятий, а также ухудшают санитарно-гигиенические условия труда. К агрессивным массовым выбросам относятся окислы азота, сероводород, сернистый, углекислый и многие другие газы.

Не менее важной задачей является очистка газов от двуокиси серы. Общее количество серы, которое выбрасывается в нашей стране в атмосферу только в виде сернистого газа, составляет около 16 млн. т. в год. Из этого количества серы можно выработать до 40 млн. т. серной кислоты.

Значительное количество серы, главным образом, в виде сероводорода содержится в коксовом газе. С дымовыми газами из заводских труб и энергетических установок ежегодно выбрасываются в атмосферу несколько миллиардов кубометров углекислого газа. Этот газ может быть использован для получения эффективных углеродсодержащих удобрений.

Серьезный ущерб пылевые и газообразные выбросы приносят тем, что они отравляют воздушный бассейн в городах и на предприятиях: ядовитые газы губят растительность, крайне вредно действуют на здоровье людей и животных, разрушают металлические сооружения и коррозируют оборудование. Учитывая общую экологическую обстановку на планете, необходимо принять самые срочные и самые радикальные меры по очистке выбросных газов от вредных примесей [1].

В связи с вышеизложенным в настоящей курсовой работе целью исследования послужило рассмотрение р-элементов и методических особенностей изучения экологических аспектов преподавания темы «р-элементы» на уроках химии и экологии.

ГЛАВА 1. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ

1.1 Элементы III-А группы периодической системы

Алюминий Al (лат. Aluminium, от лат. alumen — квасцы). Аl— элемент III группы 3-го периода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. 13, атомная масса 26,9815, имеет один стабильный изотоп ²⁷Al (100 %). Металлический Аl был получен в 1827г. Вёлером. По содержанию в земной коре (8,8 %) Аl занимает 3-е место после О и Si, с которыми Аl (в виде различных алюмосиликатов) составляет более 82% массы земной коры. В свободном виде не встречается. Основное сырье для производства Аl – бокситы. Аl – серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокой электро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. В соединениях А. проявляет степень окисления +3. А. легко соединяется о кислородом воздуха, покрываясь плотной пленкой оксида Al₂O₃, это обусловливает высокую коррозионную стойкость; концентрированная HNO₃ на Аl не действует. Аl легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H₂SO₄. Гидроксид Аl (и Аl₂О₃) амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащие гидратированный ион [Al(H₂O)₆]^з+, со щелочами — алюминаты. Аl получают электролизом Аl₂О₃ (из боксита), растворенного в расплавленном криолите Na₃AlF₆, Аl 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. Аl служит восстановителем при получении ряда металлов. Применяются различные соединения Al — алюминия оксид, хлорид алюминия АlС1₃ или водный А1С1₃ ^. 6Н₂О как катализатор в органическом синтезе, сульфат алюминия А1₂(SО₄)₃ × 18H₂O и алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂ 12Н₂О — для очистки воды, при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. В строительстве и архитектуре для защиты от коррозии и в декоративных целях применяют серебряную краску — смесь алюминиевого порошка с минеральным маслом. Алюминийорганические соединения используют при синтезе других металлоорганических соединений; соединения Аl с алкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов.

Бор В – элемент III группы 2-го периода п.с. В природе встречается в виде борной кислоты и различных минералов. Бор является сильным восстановителем. Гидриды бора применяют в топливе для ракет, как катализаторы при получении полимеров, для покрытия металлов бором, в металлургии, в ядерной промышленности.

Галлий Ga – элемент III группы п.с. Химически активен, применяется в качестве модифицирующих присадок в сплавах, в полупроводниковой промышленности.

Иттрий Y - элемент III группы 5-го периода п.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Иттрий используется в атомной технике и авиации.

Скандий Sс – элемент III группы 4-го периода п.с. Скандий содержится в виде примесей во многих минералах, химически активен. Применяют скандий в основном в виде сплавов с различными металлами, в ядерной технике, металлургии, медицине и пр.

Лантан La – элемент III группы 6-го периода п.с. В природе La встречается в виде сложного по составу минерала монацита.

Лантаноиды – 4f-семейство из 14 элементов VI периода п.с. В природе лантаноиды сопутствуют друг другу. Все лантаноиды – металлы серебристо-белого цвета, пластичны и легко поддаются ковке, литью. Лантаноиды химически активны, разлагают воду, реагируют с кислотами. Лантаноиды находят очень широкое применение – в изготовлении лаков и красок, в производстве кожи, в текстильной промышленности, в радиоэлектронике и пр.

Таллий Tl – элемент III группы 6-гопериода п.с., относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Производство таллия связано с комплексной переработкой сульфидных руд цветных металлов. Токсичен.

Актиний Ас – радиоактивный элемент III группы п. с. Период полураспада Ас составляет 22 года, испускает b-частицы (98 %) и a-частицы. Получают облучением радия нейтронами. Ас – металл серебристо-белого цвета, в соединениях проявляет с.ок. +3, по химическим свойствам близок к лантану. Ас – опасный радиоактивный яд.

Актиноиды – 5f-семейство элементов 7 периода п. с., все радиоактивны [2].

К III группе периодической системы относятся следующие элементы: бор В, алюминий Al, скандий Sc, галлий Ga, иттрий Y, лантан La (лантаноиды), таллий Tl, актиний Ac (актиноиды).

Данная тема изучается в школьной программе в 9 классе по учебнику Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса [3]. На изучение элементов III группы отводится лишь 2 часа.

В школьном учебнике Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса этой теме посвящен лишь один параграф, к тому же тема освещена не лучшим образом. Авторы учебника подробно рассматривают лишь один из элементов III группы – алюминий. В этом параграфе рассматриваются следующие подпункты.

1.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение его атома

Алюминий находится в главной подгруппе III группы. Схема расположения по энергетическим уровням следующая:

₊₃Al 2e^-, 8e^-, 3e^-

Так как у атомов алюминия на внешнем уровне 3 электрона, то алюминий в соединениях проявляет степень окисления 4-3.

К такому же выводу приходим, руководствуясь представлениями о характере движения электронов в атомах и расположении их не только по энергетическим уровням, но и по подуровням. В атоме алюминия легко происходит распаривание 3s²-электронов и один электрон переходит 3p-орбиталь:

В результате получаются три неспаренных электрона. Ответьте на вопрос 1 (с. 138 [3]).

1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства

Алюминий — третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречается только в соединениях. Важнейшие из них указаны на схеме 19.

Схема 19

Окрашенные кристаллы Al₂O₃ красного цвета — рубины, синего цвета – сапфиры.

Получение

Немецкий химик Ф. Вёлер в 1827 г. получил алюминий при нагревании хлорида-алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха.

AlCl₃ +3K 3KCl + Al

Для промышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому был разработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов.

Физические свойства

Алюминий — серебристо-белый металл, легкий (r = 2,7 г/cм³), плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокаливается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди (она составляет 2/3 от электрической проводимости меди).

Химические свойства

В электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опыта известно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород, ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует также концентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием на поверхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2А1 + 3HgCl₂ ® 2А1С1₃ + 3Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, и образуется его сплав с ртутью — амальгама алюминия. На амальгамированной поверхности пленка не удерживается, поэтому алюминий реагирует с водой при обычных условиях (рис. 46):

2А1 + 6НОН ® 2А1(ОН)₃¯ + 3Н₂­

При повышенной температуре алюминий реагирует со многими неметаллами и сложными веществами без амальгамирования:

Применение

Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины — сплавы алюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов—легкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металла алюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры.

Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии.

На практике часто используют термит (смесь оксида Fе₃O₄ с порошком алюминия). Если эту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция с выделением большого количества теплоты:

8Al + 3Fe₃O₄ ® 4Al₂O₃ + 9Fe

Этот процесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получения некоторых металлов в свободном виде.

Ответьте на вопросы 2—6 (с. 138). Решите задачи 1 – 2 (с. 138). [3]

1.1.3 Важнейшие соединения алюминия

Оксид алюминия

Аl₂О₃ можно получить следующими способами:

1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуванием порошка алюминия в пламя горелки):

4Al + 3O₂ ® 2А1₂O₃

2. Путем превращения по приведенной ниже схеме:

Оксид алюминия — твердое, тугоплавкое (темп. пл. 2050 °С) вещество белого цвета.

По химическим свойствам это амфотерный оксид (I, § 37). Реагирует с кислотами, проявляет свойства основных оксидов:

А1₂O₃ + 6НС1 2А1С1₃ + 3Н₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ +6С1^- 2Al³⁺ + 6С1^- + 3Н₂O

А1₂O₃ + 6Н⁺ 2A1³⁺ + 3Н₂O

Оксид алюминия реагирует со щелочами и проявляет свойства кислотных оксидов. Причем при сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты НА1O₂, т. е. мета-алюминаты:

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaA10₂ + H₂0

В присутствии воды реакция протекает иначе:

А1₂О₃ + 2NаОН + Н₂O ® 2[NaA1O₂ ^. H₂O]

Это объясняется тем, что в водном растворе алюминат натрия NaA1O₂ присоединяет одну или две молекулы воды, что можно изобразить так:

а) NaA1O₂-Н₂О, или NaH₂A1O₃; б) NaA1O₂-2H₂O, или NaAl(OH)₄.

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия А1(ОН)₃ получают при взаимодействии раствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать в избытке):

АlCl₃ + NaOН ® Al(OH)₃¯ + 3NaCl

A1³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- ® Al(OH)₃¯ + 3Na⁺ + 3С1^-

Аl³⁺ + 3ОН^- ® А1(ОН)₃¯

Если белую желеобразную массу гидроксида алюминия выделить из раствора и высушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически не растворяющееся в воде.

Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами. Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами. При сплавлении гидроксида алюминия со щелочами образуются метаалюминаты, а в водных растворах — гидраты метаалюминатов:

А1(OH)₃ + NaOH NaА1O₂ + 2Н₂O

А1(OH)₃ + NaOH ® NaH₂А1O₃ + Н₂O

Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминия с кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогичны свойствам других солей ([3], с. 98—99). Так как соли алюминия образованы слабым основанием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу (с. 18).

Ответьте на вопросы 7—10 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138 [3]).

Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями (схема 20).

Схема 20

Выполните упражнение 11.

Далее в учебнике по этой теме приводятся задачи на закрепление материала. Также в учебнике приводится лабораторный эксперимент (с. 139) [3].

Таким образом, из вышеизложенного материала можно сделать вывод, что в школьной программе на изучение данной темы отводится очень мало часов, и, кроме этого, практически нет сведений об экологических аспектах этой темы.

1.2 V-A группа. Азот

Азот образует ряд оксидов, формально отвечающих всем возможным степеням окисления от +1 до +5: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, однако всего два из них – оксид азота(II) и оксид азота(IV) – не только устойчивы при обычных условиях, но и активно задействованы в природном и промышленном круговоротах азота.

1.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства

1.2.1.1 Оксиды азота

N₂⁺¹O – оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. Получают N₂O разложением аммиачной селитры:

N₂O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.

Строение: у кислорода 2 неспаренных электрона, у азота 3 – образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать димерную молекулу ONNO. Строение молекулы: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом N четырехвалентен. Он образует две двойные связи: одну – с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи (два электрона азота, два электрона кислорода), другую – с атомом азота (который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счет этого пустую орбиталь), одна из связей ковалентная, вторая донорно-акцепторная (рис. 1). Установка для получения оксида азота(I) состоит из штативов, пробирки, пробки с газоотводной трубкой, кристаллизатора, цилиндра и спиртовки (рис. 2). В пробирку помещают NH₄NO₃, закрывают пробкой с газоотводной трубкой и нагревают. Газ собирают в цилиндр, наполненный водой.

Рис. 1. Молекула оксида азота(I) – N₂O

Рис. 2. Получение оксида азота(I) в лаборатории

Оксид N₂O разлагается при нагревании:

Оксид N₂O реагирует с водородом:

N⁺²O – оксид азота(II), несолеобразующий оксид. Получают NO реакцией меди с кислотой HNO₃ (разб.) (рис. 3).

Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода немного выше, чем у азота). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде. Оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.

Рис. 3. Получение оксида азота(II) в лаборатории

Для получения оксида азота(II) в пробирку помещают немного медных стружек и заливают разбавленную азотную кислоту. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной трубкой и укрепляют в штативе. Конец газоотводной трубки опускают в кристаллизатор с водой и далее в цилиндр (рис. 3). При нагревании выделяется NO. NO легко окисляется кислородом воздуха, т. е. действует как восстановитель:

В реакции с сернистым газом оксид NO – окислитель:

N⁺²₂O₃ – оксид азота(III), азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО₂ и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. Получают оксид N₂O₃ по реакции:

NO₂ + NO N₂O₃.

N⁺⁴O₂– оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен).

Рассмотрим электроны азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом – всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Именно ее и занимает пара электронов атома азота (рис. 4, 5).

Рис. 4. Схема электронного строения молекулы NO₂ (первый вариант). (Точками обозначены электроны атомов О, крестиками – электроны атома N)

Рис. 5. Схема электронного строения молекулы NO₂ (второй вариант). (Звездочкой обозначен возбужденный атом O, стрелкой – донорно-акцепторная связь.

Раз пара электронов, находящаяся на s-орбитали, «пошла на связь», она просто обязана подвергнуться гибридизации. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp²-гибридизации. Молекула NO₂ угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что 1 электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис. 6, 7).

Кристаллическая решетка молекулярная, однако, поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность к димеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно при заметно более высоких температурах. Температура кипения составляет 21 °С, поэтому при обычных условиях – 20 °С и 760 мм рт. ст. – оксид азота(IV) жидкий.

Оксид азота (IV) в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты.

Рис. 6. Молекула NO₂ — вид «сверху»

Рис. 7. Молекула NO₂ – вид «сбоку», со стороны донорно-акцепторной связи. (Второй атом кислорода не виден за орбиталями атома азота. Заштрихованные кружки – это гибридизованные орбитали атомов, направленные к читателю.)

Оксид азота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенки которого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этот цвет выбросы оксидов азота в атмосферу называют «лисьими хвостами» [4].

Реакции оксида NO₂

1) С водой:

2NO₂ + Н₂O = НNO₃ + НNO₂.

2) С щелочами:

2NO₂ + 2NaOH = NаNО₃ + NаNО₂ + Н₂O.

3) Димеризация при охлаждении:

При температуре –11 °С равновесие полностью смещено вправо, а при +140 °С – целиком влево.

N⁺⁵₂O₅ – оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. Оксид N₂O₅ легко разлагается:

2N₂O₅ = 4NO₂­ + O₂­.

1.2.1.2 Азотная кислота

Из гидроксидов азота мы рассмотрим наиболее многотоннажный – азотную кислоту.

Молекула азотной кислоты полярна (из-за разной электроотрицательности кислорода и водорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все три имеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальная степень окисления азота высшая (+5). Но при этом только 4 связи у атома азота с другими атомами – валентность азота равна 4.

Строение молекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислота получается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): две молекулы NO₂ одновременно «атакуют» молекулу воды своими неспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрывается не как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а одной молекуле NO₂ достается водород со своим электроном, другой – радикал ОН (рис. 8). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протон ближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов NO₂^- и NO₃^-. Ион NO₂^- нестоек, две молекулы НNО₂ разлагаются на воду, NО₂ и NО. Оксид NO реагирует с кислородом, превращаясь в NО₂, и так до тех пор, пока не получится одна только азотная кислота.

Рис. 8. Схема образования молекул азотной и азотистой кислот. (Черный шар – атом N, большие белые шары – атомы O, маленькие белые шарики – атомы H.)

Формально выходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а с другим – обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомом водорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO₃ связан донорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота. Гибридизация атома азота при этом должна быть sр² из-за наличия двойной связи, что определяет структуру – плоский треугольник. Реально получается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода – плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольник неправильный – все три угла ОNО разные, следовательно, и разные стороны треугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным, равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными. Одинаковыми становятся и все связи.

Физические свойства азотной кислоты

Соединение ионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом, температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такой небольшой молекулярной массе температура плавления высокой быть не должна. Следовательно, агрегатное состояние при 20°С жидкое. Что касается растворимости, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легко смешивается с водой в любых соотношениях. Чистая азотная кислота бесцветна и не имеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который в ней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотная кислота имеет желто-бурый цвет и характерный для NO₂ резкий запах. Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химические свойства.

НNО₃ – cильный окислитель

При взаимодействии НNО₃ с металлами (М) водород не выделяется:

М + НNО₃ ® соль + вода + газ.

Смесь HNO₃ (конц.) с HCl (конц.) в объемном соотношении 1:3 (1V HNO₃ + 3V HCl) называют «царской водкой».

Au + HNO₃ + 3HCl = AuCl₃ + NO + 2H₂O.

Азотная кислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения. Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированных азотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можно обобщить уравнением:

Образующийся атомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, а хлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионами металлов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. Концентрированная H₂SO₄ как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород. Азотная кислота – одна из сильных неорганических кислот и, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимыми гидроксидами, и с основными оксидами [4].

При изучении темы «Азот. Соединения азота» пользуются учебником химии под редакцией Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 9 класс под редакцией Н.С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8-9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. На изучение этой темы отводится 7 ч [3, 5].

1.3 VI-А группа периодической системы

Тема 2. Подгруппа кислорода (4 часа) [6, 7]

№ урока	Тема занятия	Вводимые опорные понятия и представления. Формирование специальных навыков	Актуализация опорных знаний, умений, навыков
2.	Сера, строение молекул, физические и химические свойства	Продолжение формирования понятий «хим. элемент», «простое вещество», «хим. реакция», «аллотропные модификации»	Продолжение формирования понятий «аллотропия», «связь физ. и хим. свойств элемента»
3.	Серная кислота, состав, строение, свойства, применение	Строение и свойства серной кислоты, качественная реакция на сульфат-анион	Качественный анализ
4.	Зачет

1.3.1 Кислород

Кислород – элемент с порядковым номером 8, и атомной массой » 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы.

Атом кислорода состоит из 8 протонов; 8 нейтронов, составляющих ядро и 8 электронов, движущихся вокруг ядра (8р⁺ + 8р⁰)8е^-. Известны 3 стабильных изотопа кислорода, , , . В природе наиболее распространен . Искусственным путем получены три нестабильных изотопа - , , .

Нахождение в природе

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47% от массы земной коры. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,1% по массе. В связанном виде кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах из которых состоят живые организмы. Кислород является основой поддерживающей аэробное дыхание живых организмов.

Физические свойства

В нормальных условиях кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1л воды при 20^°С растворяется 31мл кислорода). При температуре –183^°С и давлении 101,325кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.

Строение атома кислорода

Атом кислорода имеет следующее строение

1s² 2s² 2p⁴

Кислород имеет на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, 2 из которых неспаренные. Поэтому в невозбужденном состоянии валентность кислорода равна двум. Отсутствие свободных орбиталей на внешнем уровне кислорода не дает возможности увеличить число неспаренных электронов, и поэтому «два» - его единственная валентность.

Т.к. для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов, он энергично принимает их и проявляет степень окисления –2. Однако в соединениях со фтором (OF₂ и O₂F₂) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1.

Строение молекулы кислорода

Электронная конфигурация молекулы кислорода с 16 электронами на основании соответствующей ей диаграммы энергетических уровней должна иметь такой вид.

О₂: (s1s)²(s*1s)²(s2s)²(s*2s)²(s2p_x)²(p2p_y)²(p2p_z)²(p*2p_y)¹(p*2p_z)^{1 *} -

разрыхляющие орбитали

Химические свойства

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме легких инертных газов – He, Ne, Ar, фтора, хлора, золота и платиновых металлов, причем со всеми элементами он реагирует непосредственно, при этом выделяются теплота и свет. Такие реакции называются горением.

При взаимодействии кислорода с простыми веществами – металлами и неметаллами образуются оксиды:

1. При сгорании серы на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV):

S + O₂ ® SO₂

2. При температуре электрической дуги (3000-4000 °С) азот реагирует с кислородом:

N₂ + O₂ Û 2NO

3. При полном сгорании углерода образуется оксид углерода (IV):

С + О₂ ® СО₂­

При неполном сгорании образуется оксид углерода (II):

2С + О₂ ® 2СО

4. Фосфор сгорает в кислороде ярким пламенем с образованием белого дыма, состоящего из твердых частиц оксида фосфора (V):

4Р + 5О₂ ® 2Р₂О₅

В недостатке кислорода фосфор сгорает с образованием оксида фосфора (III):

4Р + 3О₂ ® 2Р₂О₃

5. Водород горит в кислороде с выделением значительного количества теплоты:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Смесь водорода с кислородом (2 объема Н₂ и 1 объем О₂) при поджигании сильно взрывается и потому носит название гремучего газа.

6. Алюминий в виде порошка сгорает в кислороде с образованием оксида алюминия:

4 Al + 3O₂ ® 2Al₂O₃

7. Железо на воздухе окисляется образуя защитную оксидную пленку, препятствующую ржавлению металла:

3Fe + 2O₂ ® Fe₂O₃´FeO (Fe₃O₄)

8. Кальций быстро сгорает в воздухе с образованием оксида кальция:

2Са + О₂ ® 2СаО

9. Магний на воздухе горит ослепительно белым пламенем:

2Mg + O₂ ® 2MgO

10. Если натрий и калий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180 °С, то получаются оксиды:

4Na + O₂ ® 2Na₂O

4K + O₂ ® 2K₂O

11. Все органические вещества горят с выделением углекислого газа и воды:

СН₄ + О₂ ® СО₂­+ Н₂О­

С₂Н₅ОН + О₂ ® СО₂­+ Н₂О­

СН₃СООН + О₂ ® СО₂­+ Н₂О­

12. Многие неорганические вещества также сгорают в кислороде:

Н₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

4NH₃ + 3O₂ ® 2N₂ + 6H₂O

13. Кислород участвует в реакциях неполного окисления:

Способы получения кислорода:

1. В промышленности

а) Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (t_кип=-195 °С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, т.к. его температура кипения выше (-183 °С).

б) Широко распространен электролизный способ получения кислорода:

Диссоциация воды Н₂ОÛН⁺ + ОН^-

Анод 4ОН^- - 4е^- = 2Н₂О + О₂­

Катод 2Н⁺ + 2е^- = Н₂

Общий электролиз воды сводится к уравнению:

2Н₂О 2Н₂ + О₂

2. В лаборатории

а) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO₂

KClO₃ 2KCl + 3O₂­

б) разложением при нагревании перманганата калия:

2KMnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

в) разложением перекиси водорода в присутствии катализатора MnO₂:

2Н₂О₂ 2Н₂О + О₂ ­

г) термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂ ­

д) взаимодействие пероксидов щелочных металлов с углекислым газом:

2Na₂O₂ + 2CO₂ ® 2Na₂CO₃ + O₂ ­

е) разложение оксида ртути при нагревании:

2HgO 2Hg + O₂ ­

Применение кислорода

Кислород применяется для ускорения процессов окисления: вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство серной и азотной кислот).

Металлургическая промышленность расходует много кислорода. Он используется для получения высоких температур.

В медицине кислород используется для облегчения дыхания. Он применяется также в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Аллотропные модификации кислорода

В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях О₂ и О₃. Аллотропия – это явление образования нескольких простых веществ одним элементом.

Элемент кислород О

В данном случае аллотропные модификации отличаются друг от друга составом молекул, а также физическими и химическими свойствами.

Озон – простое вещество, аллотропическое видоизменение кислорода. Молекула его трехатомна – О₃. При обычных условиях озон – резко пахнущий взрывчатый газ, обладающий окислительным действием.

1. Физические свойства

Озон – газ синего цвета, жидкость темно-синего цвета, твердое вещество – фиолетовые кристаллы. t_кип = -112 °С, t_плавл. = -192,5 °С. В небольших концентрациях полезен, т.к. убивает болезнетворные бактерии; в больших концентрациях токсичен. Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину. В жидком состоянии неустоячив и иногда взрывается.

2. Строение молекулы озона

Молекула О₃ диамагнитна, имеет угловую форму и обладает некоторой полярностью (m = 0,52 D). Длина связи равна 1,26 А, угол связи равен 116,5 °.

О

О О

Центральный атом кислорода молекулы О₃ находится в состоянии sp²-гибридизации (за счет 2s-, 2p_x-, 2p_y - орбиталей). Две из гибридных sp²-орбиталей центрального атома участвуют в образовании двух s-связей О-О (двух молекулярных s^св орбиталей). Третья sp²-гибридная орбиталь (молекулярная s-орбиталь) содержит неподеленную электронную пару.

Химические свойства

1. Озон выделяет йод из йодида калия

2KI + O₃ + H₂O ® I₂ + 2KOH + O₂

Этот свободный йод реагирует с крахмалом и дает синее окрашивание. Это качественная реакция на озон.

2. При обычных условиях озон окисляет многие малоактивные металлы:

8Ag + 2O₃ ® 4Ag₂O + O₂

3. При действии озона на твердые гидроксиды образуются озониды:

4KOH + 4O₃ ® 4KO₃ + O₂ + 2H₂O

4. Озон реагирует со многими сложными веществами:

Mn(OH)₄ + O₃ + NaOH ® Na₂MnO₄ + O₂ + 3H₂O

6Fe(OH)₂ + O₃ +3H₂O ® 6Fe(OH)₃

O₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + O₂ + H₂O

Применение озона

Применение озона основано на окислительных свойствах. Озон – хорошее дезинфицирующее средство, поэтому его применяют при очистке воды (озонирование) и воздуха – он обеззараживает их.

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»

В целях интенсификации процесса обучения в ходе проведения лекции по теме учителем совместно с учащимися составляются опорные конспекты. [8]

ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ VI ГРУППЫ (халькогены)

Строение внешнего энергетического слоя атомов элементов этой подгруппы:

О, S – ns², np⁴; Se, Те, Ро - (n – 1)d¹⁰, ns², np⁴. В общем виде ns², np⁴.

При переходе в возбужденное состояние у всех атомов халькогенов (кроме кислорода) может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с ns- и nр- подуровней на свободный nd- подуровень. При этом проявляются следующие валентные состояния.

• Валентность, равная IV.

ns², np³, nd¹

• Валентность, равная VI.

ns¹, np³,.nd²

СЕРА

Электронная формула серы 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3р⁴

Электронно-графическая формула внешнего электронного слоя:

При переходе в возбужденное состояние происходит переход по одному электрону с 3s- и 3р-орбиталей на свободную 3d-орбиталь:

В связи с этим у серы возможны проявления II, IV, VI валентностей. Возможные степени окисления -2, 0, +2, +4, +6.

Например: H₂S^-2 S⁰ S⁺²O S⁺⁴O₂ S⁺⁶O₃

Таблица 1. Химические свойства серы

Свойство	Описание и уравнения реакций
Взаимодействие с простыми веществами
Сера, как окислитель	S0 + 2e- ® S-2 При реакциях с металлами, водородом, неметаллами, имеющими меньшую электроотрицательность, чем сера:
Сера, как восстановитель
Реакции с кислородом, галогенами	С кислородом сера образует и двухвалентный оксид - неустойчивое соединение, разлагающееся и при комнатной температуре: 2S + O2 ® 2SO
Взаимодействие со сложными веществами
С водой

	Не взаимодействует
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С растворами щелочей	При нагревании идет реакция диспропорционирования:
Вулканизация резины	При вулканизации в природный каучук включается примерно 3% серы (образуется резина) или 25 – 30% серы (образуется эбонит). Улучшение свойств обусловлено образованием большого числа поперечных «сшивок» между цепями и уменьшением числа двойных С=С связей, по которым проходит окисление природного каучука. Горячая вулканизация. Смесь из латекса, серы и других веществ (наполнители, красители) нагревают, одновременно формуя из этой смеси необходимые изделия. Холодная вулканизация. Сформованное изделие из латекса продолжительное время выдерживают в растворе серы в сероуглероде.

ГЛАВА 2. р-ЭЛЕМЕНТЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ХИМИКА-ЭКОЛОГА

2.1 III-А группа

2.1.1 Бор

2.1.1.1 Распространение в природе

Бор никогда не встречается в природе в свободном состоянии, он всегда оказывается связанным с кислородом. В этой форме он присутствует в борной кислоте Н₃BO₃, которая содержится в воде горячих источников вулканических местностей. Кроме того, в природе распространены многочисленные соли борной кислоты. Из этих солей наиболее известна бура или тинкал Na₂B₄О₇ ^. 10Н₂О. Техническое значение имеют борацит 2Mg₃B₈O₁₅ ^. MgCl₂, пандермит Са₂B₆О₁₁ ^. 3Н₂О, колеманит Са₂B₆О₁₁ ^. 5Н₂О, кернит Na₂B₄О₇ ^. 4Н₂О.

Необходимо указать и следующие минералы, которые являются производными борной кислоты: борокальцит СаB₄О₇ ^. 4Н₂О, борнонатрокальцит NaСаB₅О₉ ^. 6Н₂О, гидроборацит MgCaB₆О₁₁ ^. 6Н₂О, боромагнезит 2Mg₅B₄О₁₁ ^. 5Н₂О, сингалит MgAlBО₄ и др. [9-11].

2.1.1.2 Биохимическая роль

Бор и его соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Изотоп ₅¹⁰B, поглощающий нейтроны, применяют в ядерной технике для замедления ядерных цепных реакций. Бура и борная кислота издавна применяется в медицине как антисептики.

Физиологическая и биологическая активность бора очень высока. Бор способен влиять на важнейшие процессы биохимии животных и растений. Вместе с Mn, Cu, Zn и Мо бор входит в число пяти жизненно важных микроэлементов. Бор концентрируется в костях и зубах, в мышцах, в костном мозгу, печени и щитовидной железе. Вероятно, что он ускоряет рост и развитие организмов. Это видно из влияния бора на растения. При борном голодании значительно уменьшается урожай и особенно количество семян. Для жизнедеятельности животных важно его нахождение в молоке (коровьем) и в желтке куриных яиц. Некоторые растения (кормовые травы и сахарная свекла) собирают по несколько граммов бора с гектара угодий. Бор содержится в значительных количествах в жировых тканях некоторых животных, пасущихся на пастбищах, обогащенных бором. Состав соединений бора в организме неизвестен. Установлено, что бор тормозит кишечную амилазу и кишечные протеиназы, усиливает действие инсулина и тормозит окисление адреналина, ослабляет витамины В₂ и В₁₂. При избытке бора появляются борные энтериты. Избыточное содержание бора ведет к заболеванию растений. Пшеница и овес страдают при наличии 0,7 - 0,8 мгВ/кг почвы. Борьба с засолением почв бором ведется с помощью промывки борных почв [9-11].

2.1.2 Алюминий

2.1.2.1 Распространение в природе

По своей распространенности алюминий среди элементов занимает третье место, среди металлов - первое. Он встречается главным образом в виде двойных силикатов, в полевых шпатах и слюдах и в продуктах их выветривания - глинах. В свободном состоянии алюминий никогда не встречается. Окись алюминия Al₂O₃ встречается в виде корунда и наждака. Из гидроокисей боксит AlO(OH) имеет наибольшее техническое значение в качестве основного исходного продукта для получения, Большое значение имеет также криолит Na₃AlF₆.

Из двойных силикатов следует отметить: калиевый полевой шпат или ортоклаз K[AlSi₃O₈] - главная составная часть изверженных пород: гранита, сленита, базальта, кальциевый полевой шпат или анорит Сa[Al₂Si₂O₈], плагиоглаз, далее слюды: биотит, мусковый лепидалит, которые также содержатся в изверженных породах. Силикат алюминия, содержащий фтор - топаз, относится к числу драгоценных камней Al₂(OH, F)₂[SiO₄] [9-11].

При выветривании полевых шпатов образуется каолин (фарфоровая глина), содержащий воду силикат алюминия состава Al₂O₃ ^. 2SiO₂ ^. 2H₂O.

2.1.2.2 Биохимическая роль

Сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃ используется в качестве протравы при крашении, для дубления кожи, в бумажном производстве. Сульфат алюминия применяют для очистки природных вод от коллоидных частиц, загрязняющих воду, которые захватываются гидроксидом алюминия, образующимся при этом гидролизе соли.

Алюминий имеет большое биологическое значение. Низкие концентрации ионов алюминия Al³⁺ стимулируют некоторые процессы жизнедеятельности растений. Например, прорастание семян. Но более высокие концентрации снижают интенсивность фотосинтеза, нарушают фосфорный обмен, задерживают рост корневой системы. Некоторые производные алюминия применяют в медицине. Например, KAl(SO₄)₂ служит вяжущим средством. Основной ацетат алюминия AlOH(COOCH₃)₂ используется для дезинфекции [9-11].

2.1.3 Галлий

2.1.3.1 Распространение в природе

Галлий встречается в природе как спутник цинка во многих обманках, но только в исключительно малых количествах (0,002 % и меньше). В виде следов он встречается почти как постоянный спутник алюминия. В всех сортах технического алюминия его можно открыть спектрально. Самый богатый галлием минерал - германит. В нем содержится 0,6 - 0,7 % галлия [9].

2.1.3.2 Токсикологическая характеристика

Долгое время считалось, что галлий токсичен. Лишь в последнее время это мнение было опровергнуто. Легкоплавкость галлия представляет интерес для стоматологов. Еще в 1930 г. была испытана композиция для пломбирования зубов, в которой ртуть Hg была заменена на галлий. И в настоящее время используются пломбы для пломбирования зубов с использованием галлия [10].

2.2 V-A группа периодической системы

2.2.1 Круговорот азота

Газообразный N₂ возникает в результате реакции окисления NHH₃, образующегося при извержении вулканов и разложении биологических отходов:

4NH₃ + 3O₂ ® 2N₂ + 6H₂O.

Круговорот азота – один из самых сложных, но одновременно самых идеальных круговоротов. Несмотря на то, что азот составляет около 80% атмосферного воздуха, в большинстве случаев он не может быть непосредственно использован растениями, т.к. они не усваивают газообразный азот. Вмешательство живых существ в круговорот азота подчинено строгой иерархии: только определённые категории организмов могут оказывать влияние на отдельные фазы этого цикла. Газообразный азот непрерывно поступает в атмосферу в результате работы некоторых бактерий, тогда как другие бактерии – фиксаторы (вместе с сине-зелёными водорослями) постоянно поглощают его, преобразуя в нитраты. Неорганическим путём нитраты образуются и в атмосфере в результате электрических разрядов во время гроз.

Самые активные потребители азота – бактерии на корневой системе растений семейства бобовых. Каждому виду этих растений присущи свои особые бактерии, которые превращают азот в нитраты. В процессе биологического цикла нитрат-ионы (NO₃^-) и ионы аммония (NH₄⁺), поглощаемы растениями из почвенной влаги, преобразуются в белки, нуклеиновые кислоты и т.д. Далее образуются отходы в виде погибших организмов, являющихся объектами жизнедеятельности других бактерий и грибов, преобразующих их в аммиак. Так возникает новый цикл круговорота. Существуют организмы, способные превращать аммиак в нитриты, нитраты и в газообразный азот. Основные звенья круговорота азота в биосфере представлены схемой на рис. 10.

Рис. 10. Круговорот азота

Биологическая активность организмов дополняется промышленными способами получения азотосодержащих органических и неорганических веществ, многие из которых применяются в качестве удобрений для повышения продуктивности и роста растений.

Антропогенное влияние на круговорот азота определяется следующими процессами:

1. Сжигание топлива приводит к образованию оксида азота, а затем реакциям:

2NO + O₂ ® 2NO₂ ,

4NO₂ + 2H₂O + O₂ ® 4HNO₃,

способствуя выпадению кислотных дождей;

2. В результате воздействия некоторых бактерий на удобрения и отходы животноводства образуется закись азота – один из компонентов, создающих парниковый эффект;

3. Добыча полезных ископаемых, содержащих нитрат-ионы и ионы аммония, для производства минеральных удобрений;

4. При сборе урожая из почвы выносятся нитрат-ионы и ионы аммония;

5. Стоки с полей, ферм и из канализаций увеличивают количество нитрат-ионов и ионов аммония в водных экосистемах, что ускоряет рост водорослей и других растений; при разложении последних расходуется кислород, что приводит к гибели рыб. [12]

2.2.2 Соединения азота

Оксид азота(I) относительно инертен, а потому «экологически нейтрален». Однако на человека он оказывает наркотическое действие, начиная от просто веселья (за что он и был прозван «веселящим газом») и, заканчивая глубоким сном, что нашло свое применение в медицине. Интересно, что он безвреден, и для медицинского наркоза применяют смесь оксида азота(I) с кислородом в таком же соотношении, что и соотношение азота и кислорода в воздухе. Наркотическое действие снимается сразу после прекращения вдыхания этого газа.

Два других устойчивых оксида азота легко переходят один в другой, затем в кислоты, а затем в анионы NO₂^- и NO₃^-. Таким образом, эти вещества представляют собой естественные минеральные удобрения, если находятся в естественных количествах. В «неестественных» количествах эти газы редко попадают в атмосферу в одиночестве. Как правило, образуется целый «букет» ядовитых соединений, которые действуют комплексно.

Например, всего один завод азотных удобрений выбрасывает в воздух кроме оксидов азота, азотной кислоты, аммиака и пыли от удобрений еще и оксиды серы, соединения фтора, некоторые органические соединения. Ученые выясняют устойчивость различных трав, кустов и деревьев к подобным «букетам». Уже известно, что, к сожалению, ель и сосна неустойчивы и быстро погибают, однако белая акация, канадский тополь, ивы и некоторые другие растения могут существовать в таких условиях, более того, они способствуют удалению из воздуха этих веществ.

Сильное отравление оксидами азота можно получить в основном при авариях на соответствующих производствах. Ответная реакция организма будет разной из-за различия в свойствах этих газов. «Едкий» NО₂ в первую очередь действует на слизистые оболочки носоглотки, глаз, вызывает отек легких; NО, как малорастворимое в воде и не едкое вещество, проходит через легкие и попадает в кровь, вызывая нарушения в центральной и периферийной нервных системах. Оба оксида реагируют с гемоглобином крови, результат – гемоглобин перестает переносить кислород.

Экологические свойства азотной кислоты складываются из двух «половинок». Как сильная кислота, она разрушающе действует не только на живые ткани (кожу человека, лист растения), но и на почву, что достаточно актуально – кислотные (из-за присутствия оксидов азота и серы) дожди, увы, не редкость. При попадании кислоты на кожу возникает химический ожог, который болезненнее и заживает значительно дольше, чем термический. Это были основные экологические свойства катиона водорода.

2.2.2.1 Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой

Нитрат-ион – неотъемлемая часть круговорота азота в природе. В обычных условиях и в разбавленных растворах устойчив, слабо проявляет окислительные свойства, не осаждает катионы металлов, тем самым способствуя транспортировке этих ионов с раствором в почве, растениях и т. п.

Нитрат-ион становится ядовитым только в больших количествах, нарушающих баланс других веществ. Например, при избытке нитратов в растениях уменьшается количество аскорбиновой кислоты. (Стоит напомнить, что живой организм настолько тонко организован, что любое вещество в больших количествах нарушает равновесие и, следовательно, становится ядовитым.)

Растения и бактерии используют нитраты для построения белков и других необходимых органических соединений. Для этого надо перевести нитрат-ион в ион аммония. Эта реакция катализируется ферментами, содержащими ионы металлов (меди, железа, марганца и др.). Из-за гораздо большей ядовитости аммиака и иона аммония в растениях хорошо отработана и обратная реакция перевода иона аммония в нитрат.

Животные не умеют строить все необходимые им органические соединения из неорганических – отсутствуют соответствующие ферменты. Однако микроорганизмы, живущие в желудке и кишечнике, этими ферментами обладают и могут переводить нитрат-ион в нитрит-ион. Именно нитрит-ион и действует как отравитель, переводя железо в гемоглобине из Fe²⁺ в Fe³⁺.

Соединение, содержащее Fe³⁺ и называемое метгемоглобином, слишком прочно связывает кислород воздуха, следовательно, не может отдавать его тканям. В результате организм страдает от недостатка кислорода, при этом происходят нарушения в работе мозга, сердца и других органов.

Обычно нитрит-ион образуется не в желудке, а в кишечнике и не успевает перейти в кровь и произвести все эти разрушения. Поэтому отравления нитратами достаточно редки. Существует, правда, и другая опасность: в нашем организме есть много веществ, в которых атомы водорода аммиака замещены на органические радикалы. Такие соединения называют аминами. При реакции аминов с нитрит-ионами образуются нитрозамины – канцерогенные вещества:

Они действуют на печень, способствуют образованию опухолей в легких и почках. Интересно, что активным замедлителем реакции образования нитрозаминов является давно нам знакомая аскорбиновая кислота [4].

2.3 VI-A группа периодической системы

2.3.1. Кислород

Кислород играет исключительно важную роль в природе. Все живые организмы на Земле используют кислород в процессе дыхания; процессы гниения органических остатков также протекают при участии кислорода: образующиеся при этом СО₂, Н₂О, N₂ и минеральные соли вновь вступают в круговорот веществ в природе.

Все клетки человеческого организма требуют бесперебойной доставки кислорода, который используется в различных обменных реакциях. Кислород доставляется к тканям организма кровью. Кровь насыщается кислородом в легких, где этот газ присоединяется к содержащемуся в крови белку – гемоглобину. Гемоглобин обладает способностью присоединять кислород, превращаясь в оксигемоглобин (HbO₂).

Количество кислорода, потребляемого организмом, отражает интенсивность окислительных процессов во всех органах и тканях и характеризует освобождающуюся при этом энергию. Потребление 1 л. кислорода соответствует выделению 19,7-24,7 кДж.

Уменьшение содержания кислорода в воздухе отрицательно сказывается на самочувствии человека: возникают головокружения, тошнота, удушье и т.д. Мозг человека и других млекопитающих не может функционировать без кислородного обмена, поэтому уже через несколько минут после прекращение дыхания наступает смерть.

Кислород составляет около 50 % массы почвы. В свободном состоянии он присутствует в почвенном воздухе, а в связанном состоянии входит в состав минеральных и органических компонентов твердой фазы почвы и почвенного раствора.

Кислород является энергетической основой сложной микробиологической жизни почвы. Почвы, особенно их верхние горизонты, населены множеством организмов, которые в процессе дыхания потребляют кислород и выделяют углекислый газ. Образующаяся при этом энергия используется для биологических синтезов, протекающих в почве, усвоения растениями минеральных солей и воды, перемещения веществ в растениях и т.п.

При недостатке кислорода в почве микробиологическая активность и энергетические ресурсы растений снижаются, а при отсутствии свободного кислорода в воздухе развитие растений прекращается. Недостаток кислорода в почве приводит к снижению ее окислительно-восстановительного потенциала.

При этом развиваются анаэробные процессы с образованием соединений, токсичных для растений, ухудшаются физические свойства почвы и снижается ее плодородие. В условиях хорошей обеспеченности кислородом в почве развиваются аэробные процессы и создаются условия для нормального роста растений и повышения их продуктивности.

Содержание кислорода в поверхностных водоемах определяется поступлением его из воздуха. Максимум содержания растворенного кислорода наблюдается летом, в период интенсивной фотосинтетической деятельности растительных организмов. В зимний период содержание кислорода в воде резко уменьшается из-за трудности реаэрации, т.е. насыщения воды кислородом и в связи с поступлением в водоемы подземных вод, почти не содержащих кислорода.

В придонных слоях поверхностных водоемов кислорода меньше, т.к. он расходуется на окисление данных отношений. Снижение концентрации растворенного кислорода может указывать на загрязнение водоемов органическими соединениями. При этом недостаток кислорода ограничивает способность природных водоемов к самоочищению. Поэтому при замедлении процессов самоочищения, водоемы подвергают искусственной аэрации [13].

В атмосфере происходят естественные и антропогенные изменения энерго- и массообмена. Эти изменения связаны с проблемами энергетики, сокращением фитопокрова планеты и др.

Переходя непосредственно к рассмотрению данных вопросов, остановимся, прежде всего, на проблеме энергетики.

На Земле с того момента, когда первобытные люди открыли способ добывания огня, началась эпоха кислородной энергетики, в основе которой лежит сжигание различных видов углеродного топлива, что требует расхода свободного кислорода и вызывает генерацию СО₂. Эпоха этого вида энергетики продолжается и в настоящее время с той разницей, что со временем человечество открывало новые виды топлива, изменяло долевое их участие в выработке энергии и наращивало масштабы мирового потребления.

В середине 70-х годов нашего столетия ежегодное потребление кислорода на сжигание топлива составляет около 14 млрд. т. при одновременном поступлении около 18 млрд.т. СО₂. К 2002 г. потребление кислорода на эту акцию может возрасти до 40 млрд. т/год. К этому необходимо добавить расход кислорода на дыхание, разложение органических остатков и др. С учетом всех видов расхода ежегодное потребление кислорода достигнет к 2020 г. 210-230 млрд. т., а вся фитосфера в год продуцирует 240 млрд. т. кислорода. Используя эти данные можно прийти к выводу, что к 2020 г. в атмосфере вместо 21% кислорода останется 8 %.

Таким образом, при таком расходе кислорода неизбежно начнется истощение запасов и деградация установившихся многовековых динамических равновесий в природных геосистемах.

Сокращение количества кислорода в атмосфере связано также с рядом других антропогенных и естественных факторов. Одним из этих факторов является сокращение лесного массива планеты. Древесина – ценное сырье, которое используется в настоящее время почти во всех областях деятельности человека (топливо, бумага, мебель и т.п.). сокращение лесного покрова вызывает ежегодно выделение кислорода.

Сокращение фитомассива происходит за счет вырубки лесов и лесных пожаров. Причем естественное возгорание происходит в одном случае из десяти, остальное количество пожаров вызвано небрежностью человека.

Растения океана выделяют огромное количество кислорода в атмосферу. Продукция кислорода в океане заметно убывает в связи с загрязнением океана, особенно шельфов, где продуцируется основная масса кислорода акваторий.

Расход кислорода идет и в естественных процессах, таких, например, как вулканические извержения.

2.3.2 Круговорот кислорода в природе

Цикл кислорода занимает на Земле около 2000 лет. Основным источником кислорода для современной атмосферы является фотосинтез автотрофных растений. Ежегодно в атмосферу поступает 20´10¹⁶ г кислорода за счет фотосинтеза. Некоторое количество кислорода поступает в атмосферу в результате фотодиссоциации водяного пара. При воздействии на молекулы водяного пара Н₂О жесткого ультрафиолетового излучения (l=0,175-0,203 мкм) образуется свободный водород, атомы которого в верхних слоях атмосферы могут обладать достаточно большими скоростями движения для преодоления силы тяготения Земли. Потеря некоторой части водорода, образовавшегося при диссоциации молекул воды, приводит к образованию соответствующего количества свободного кислорода. Но его масса не превышает 0,1 % от общей массы О₂ в атмосфере. Основным источником поступления О₂ в атмосферу является фотосинтезирующая деятельность растений на суше и фитопланктона фотосферы океана.

Расход О₂ происходит на дыхание животных и людей, окисление органического вещества гетеротрофных организмов и на деструкцию мертвого органического вещества.

Суммарный приход О₂ в атмосферу в результате его биотического круговорота обеспечивает расход О₂ на окисление горных пород и ряда газов, поступающих в атмосферу из глубоких слоев Земли. К числу этих газов принадлежат Со, SO₂, H₂S, H₂ и др. Расход кислорода на окисление указанных газов составляет менее ¼ его прихода, тогда как на окисление горных пород расход более ¾ прихода кислорода.

Кислород участвует в образовании и разрушении озона:

О₂ + hn ® O^* + O^*

О₂ + O^* + м ® O₃ + м

О₃ + O^* ® O₂ + O₂

Эти процессы одновременно происходят в атмосфере с разной частотой.

Жизнедеятельность живых организмов поддерживается современным соотношением в атмосфере кислорода и углекислого газа. Естественные процессы потребления углекислого газа и кислорода и их поступление в атмосферу сбалансированы.

Еще важным антропогенным воздействием, сокращающим количество кислорода в атмосфере, являются летательные и космические аппараты. Например, космический корабль «Шаттл» за один свой полет сжигает столько кислорода, сколько его выделяют 48 гектаров леса в год. Кислород находится в непрерывном круговороте на нашей планете. Этот процесс является общепланетарным и связывает воедино атмосферу, гидросферу и литосферу [14].

В атмосфере кислород содержится в количестве около 21 % (об.). В гораздо меньших количествах он присутствует в атмосфере в виде озона – О₃, образуя озоновый защитный слой, который располагается на высоте 25-35 км и защищает нашу планету от УФ-излучения. На низких высотах (тропосферный озон) он является одним из компонентов фотохимического смога и оказывает вредное воздействие на живые организмы.

2.3.3 Озоновый защитный слой

Озоновый защитный слой определяет верхний предел жизни в биосфере. Он появился вместе с появлением в земной атмосфере кислорода. Озона в атмосфере очень мало, всего 4´10^-7 об.%. Однако, этого количества вполне достаточно, чтобы оградить планету от УФ-излучения. Озон обладает очень сильным поглощением. Он полностью поглощает всю энергию в полосе от 2900 до 2200 А, что совершенно исключает попадание на поверхность Земли губительных для всего живого солнечных лучей короче 2900 А. Кроме того, озон поглощает ИК излучение Земли, препятствуя ее охлаждению.

Озон образуется в атмосфере по уравнению:

3О₂ Û 2О₃ (1)

Атомы кислорода, необходимые для образования озона, получаются за счет фотохимической диссоциации молекул:

О₂ + hn = 2O l < 240 нм

Возможна реакция образования озона:

О₂ + O^* + м ® O₃ + м (2)

где м – любая частица, служащая для отвода энергии от образующейся молекулы озона.

При высоких температурах, когда содержание атомарного кислорода велико, равновесие реакции (2) сильно сдвинуто влево и образования озона не происходит. При низких температурах, когда равновесие по реакции (2) сдвинуто вправо, парциальное давление атомарного кислорода слишком низкое, что также препятствует образованию озона. Для получения значительных концентраций озона необходимо сочетание двух условий: сравнительно низкой температуры, обеспечивающей достаточный сдвиг равновесия в сторону образования озона, и больших концентраций атомарного кислорода. Выполнение этих условий возможно, когда диссоциация молекул кислорода обеспечивается в результате нетермического воздействия на систему, например за счет облучения [15].

Озон разрушается, поглощая излучение с длиной волны меньше 1130 нм (ИК излучение), но максимум поглощения наблюдается при длине волны короче 320 нм (УФ-излучение), при этом происходит образование молекулярного кислорода и атомарного кислорода:

О₃ + hn = O₂ + О (3)

Реакции (2) и (3) называются нулевым циклом озона.

Значительный вклад в процессы, протекающие с участием оксидов азота, соединений хлора и др. Рассмотрим эти циклы более подробно.

1. Водородный цикл. При поглощении кванта света с длиной волны менее 240 нм молекула воды распадается по уравнению:

Н₂О + hn = OН + Н

Гидроксидные радикалы образуются и при взаимодействии молекул воды или метана с возбужденным атомом кислорода

О + Н₂О ® 2ОН

О + СН₄ ® ОН + СН₃

Образовавшийся в этих процессах гидроксидный радикал вступает в реакцию с О₃:

ОН + О₃ ® НО₂ + О₂

НО₂ + О ® ОН + О₂

О₃ + О ® ОН + О₂

2. Азотный цикл. Оксид азота при взаимодействии с озоном окисляется до диоксида азота, но при взаимодействии NO₂ c атомарным кислородом в невозбужденном состоянии вновь образуется оксид азота:

NO + O₃ ® NO₂ + O₂

NO₂ + O ® NO + O₂

O₃ + O ® 2O₂

3. Хлорный цикл. Атом хлора при взаимодействии с молекулой озона образует оксид хлора и молекулу хлора. Оксид хлора способен взаимодействовать с атомарным кислородом, находящимся в невозбужденном состоянии, с образованием атомарного хлора и молекулы кислорода

Cl + O₃ ® ClO +O₂

ClO + O ® Cl + O₂

O₃ + O ® 2O₂

Атомарный хлор появляется в стратосфере при фотохимическом разложении фреонов, например:

CFCl₃ + hv ® CFCl₂ + Cl

В процессах, вызывающих разрушение озона, наблюдается обрыв цепи за счет протекания реакций:

СН₄ + ОН ® СН₃ + Н₂О

ОН + НО₂ ® Н₂О + О₂

ОН + NO ® HNO₂

ClO + NO₂ ® ClONO₂

Получающиеся вещества при этих реакциях безвредны для озонового слоя [16].

Расчеты показали, что если все содержащиеся в атмосфере молекулы озона равномерно распределить над поверхностью Земли, то толщина образовавшейся оболочки составит лишь около 3 мм.

«Озоновой дырой» называется уменьшение концентрации озона во всех областях атмосферы над определенной территорией. Наиболее большой «озоновой дырой» является дыра над Антарктидой. Она носит сезонный характер и проявляется лишь в весенний период.

«Озоновые дыры» могут разрастаться под влиянием антропогенных газообразных выбросов, которые разрушают озон. В связи с этим в Монреале в 1990 г был подписан первый международный акт, ограничивающий производство веществ, разрушающих озоновый слой. Этот акт был подписан 30 странами. Основные его положения:

1. производство фреонов прекратить полностью к 2000 г.

2. производство тетрахлорэтана прекратить полностью к 2000 г.

3. производство галонов прекратить к 2000 г. (за исключением соединений, для которых не известны альтернативные заменители)

4. производство 1,1,1-трихлорэтана прекратить полностью к 2005 г.

Монреальский протокол, являющийся первым примером коллективного мирового сотрудничества в решении глобальных проблем, в настоящее время успешно выполняется [16].

2.3.4 Тропосферный озон

Основная часть общего содержания озона – около 90 %, приходится на стратосферу и только 1 % на тропосферу. Глобальная фоновая среднегодовая концентрация озона в приземном слое не превышает 100 мкг/м³.

Озон является одним из самих важных химических компонентов фотохимического смога. Этот тип смога характеризуется тем, что он образуется в результате фотохимических реакций. Фотохимический смог образуется в ясную погоду при низкой влажности воздуха, причем максимальная концентрация вызывающих раздражение органов чувств веществ наблюдается вскоре после полудня. Химически он действует как окислитель (усиливает коррозию металлов, приводит к растрескиванию резины и т.д.). Фотохимический смог вызывает улюдей сильное раздражение слизистой оболочки дыхательных путей и глаз, губит листву на деревьях. В атмосфере наблюдается появление голубоватой дымки или беловатого тумана и связанное с этим ухудшение видимости. Озон является ответственным за ряд свойств смога.

Как показывают экспериментальные данные, увеличение концентрации озона в пробах воздуха, содержащих разбавленные выхлопные газы автомобилей, связано с характерным изменением относительного содержания оксидов азота. Рост концентрации О₃ в пробах воздуха начинается после того, как отношение концентраций NO₂ и NO достигает максимума. Образование и разрушение озона в тропосфере происходит при протекании следующих реакций:

СН₄ + ОН ® СН₃ + Н₂О

СН₃ + О₂ ® СН₃ОО

СН₃ОО + NO ® CH₃O + NO₂

CH₃O + O₂ ® CH₂O + HO₂

HO₂ + NO ® NO₂ + OH

CH₂O + OH ® H₂O + CO

HO₂ + NO ® NO₂ + OH

NO₂ + hv ® NO + O

O + O₂ + M ® O₃ + M^*

CH₄ + 8O₂ + 4M ® CO₂ + 2H₂O + 4M^* + 4O₃

Таким образом, концентрация озона в тропосфере будет возрастать при увеличении скорости конверсии NO в NO₂.

Значит, фотохимический смог является следствием выбросов автотранспорта и отрицательно сказывается на жизнедеятельности и здоровье людей и животных [16].

ГЛАВА 3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ ПО ТЕМЕ «р-ЭЛЕМЕНТЫ»

3.1 Урок на тему «III-А группа периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

Занятие 1. Характеристика химических элементов III-а группы периодической системы

Алюминий

Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Характеристика химических элементов III-a группы периодической системы. Строение атома, физические и химические свойства, применение и получение алюминия.

Оборудование. Периодическая система химических элементов, рис. 2, 1 б.

Вещества. Алюминий.

ХОД ЗАНЯТИЯ

Основное содержание	Формы обучения	Методы обучения	Средства обучения
1. Актуализация знаний, умений и навыков учащихся. 1) Перечислите химические элементы IIIa группы периодической системы в порядке усиления их металлических свойств.			Рис. 2
2) Электронная формула внешнего энергетического уровня 3s23p1 принадлежит атому: а) бора; б) алюминия; в) галлия; г) таллия.
3) Перечислите физические и химические свойства и области применения алюминия, используя рис. 21.3
2. Получение алюминия			Рис. 1, б
3. Подведение итогов

Краткое сообщение на тему «Металлы III группы с точки зрения химика-эколога»

Опросить учащихся.

Информация о домашнем задании. § 50 ([3]). Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ:

Самоанализ урока

Занятие 2. Оксиды и гидроксиды алюминия

Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Углубить знания учащихся об амфотерности оксидов и гидроксидов. Аквакомплексы, гидроксокомплексы, химизм производства алюминия электролизом оксида алюминия.

Оборудование. Схема производства алюминия (процесс электролиза), штатив с пробирками, рис. 1, а.

Вещества. Растворы AlCl₃, NaOH, H₂SO₄.

ХОД ЗАНЯТИЯ

Основное содержание	Формы обучения	Методы обучения	Средства обучения
1. Амфотерность оксида алюминия
2. Запись уравнений реакций взаимодействия оксида алюминия с гидроксидом натрия и азотной кислотой
3. Амфотерность гидроксида алюминия. Запись ионных уравнений реакций. Разбор образования аква- и гидроксокомплексов. Сверить запись уравнений реакций с домашним заданием. Коллоидные частицы		Лабораторный опыт 21
4. Разбор химизма образования гидроксида алюминия в производстве алюминия			рис. 3
5. Подведение итогов

Сообщение на тему «Экологические аспекты переработки алюминийсодержащих руд»

Опросить учащихся.

Информация о домашнем задании. § 50; таблица 21.1 ([3]).

Самоанализ урока

Занятие 3. Гидролиз солей алюминия

Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Расширить знания о гидролизе солей. Применение гидролиза солей.

Оборудование. Штатив с пробирками, схема «Гидролиз солей».

Вещества. Растворы сульфата или хлорида алюминия, лакмусовая бумага (лакмус) синяя, фиолетовая.

ХОД ЗАНЯТИЯ

Основное содержание	Формы обучения	Методы обучения	Средства обучения
1. Актуализация знаний, умений и навыков учащихся об амфотерности оксида и гидроксида алюминия
2. Гидролиз солей алюминия: а) анализ результата опыта; б) запись ионных уравнений проделанного опыта; в) вывод		Лабораторный опыт 22(1)	Схема «Гидролиз солей»
3. Выполнение задания. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ:
4. Подведение итогов

Опросить учащихся

Информация о домашнем задании. § 50 ([3]).

Самоанализ урока.

3.2 Уроки по теме «V-A группа ПС»

3.2.1 Экологические аспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»

Знать: важнейшие свойства и применение азота, аммиака, оксидов азота, азотной кислоты, нитратов; важнейшие минеральные удобрения, условия их рационального хранения и использования; устройство прибора для получения аммиака в лабораторных условиях; качественные реакции на нитрат-ионы и ион аммония; химические реакции, лежащие в основе производства аммиака и азотной кислоты, условия их осуществления; общие научные принципы химического производства.

Уметь: давать характеристику подгруппе элементов; составлять уравнения изученных реакций, рассматривать их с точки зрения окислительно-восстановительных и ионных представлений; определять на практике нитрат-ионы, а также ион аммония; решать комбинированные задачи.

Основные понятия: донорно-акцепторный механизм образования связи, ион аммония, несолеобразующий (безразличный) оксид, селитры, удобрения (туки), азотистый ангидрид, азотный ангидрид, нитриды.

Контрольные вопросы

1. Каково строение атома азота?

2. Каковы возможные валентности и степени окисления азота?

3. Где в природе встречается азот?

4. Как получают азот в лаборатории и в промышленности?

5. Каковы физические свойства азота?

6. Каковы химические свойства азота? Напишите уравнения реакций.

7. Где применяется азот?

8. Каково строение молекулы аммиака? Какой тип химической связи в молекуле NH₃?

9. Как образуется донорно-акцепторная связь в ионе аммония?

10. Почему аммиак способен окисляться?

11. Каковы физические свойства аммиака?

12. Как аммиак взаимодействует с водой и кислотами?

13. Какие два способа окисления аммиака вам известны? Приведите уравнения соответствующих реакций.

14. Где применяется аммиак?

15. Почему соли аммония схожи с солями калия?

16. Какова растворимость в воде солей аммония?

17. Как получают аммиак в лаборатории и на производстве? Составьте уравнения реакций получения NH₃.

18. Каковы общие свойства солей аммония? Напишите уравнения реакций.

19. Каковы специфические свойства солей аммония? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.

20. Какова качественная реакция на соли аммония? Составьте уравнение реакции.

21. Какие оксиды азота вам известны?

22. Как можно получить монооксид азота? Каковы его физические свойства?

23. Как можно получить диоксид азота? Каковы его физические свойства?

24. Как диоксид азота взаимодействует с водой и щелочами? Напишите уравнения реакций.

25. Каковы физические свойства азотной кислоты?

26. Каково строение молекулы азотной кислоты?

27. Каковы валентность и степень окисления азота в азотной кислоте?

28. Как можно получить азотную кислоту? Приведите уравнение реакции.

29. Почему азотная кислота является сильным окислителем?

30. Как азотная кислота взаимодействует с металлами?

31. Какие газообразные вещества могут выделяться при восстановлении азота в азотной кислоте?

32. Какие металлы не взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой? Почему?

33. Как взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой медь и серебро? Напишите уравнения реакций.

34. В какой таре можно хранить азотную кислоту?

35. Как разлагается азотная кислота?

36. Как взаимодействуют неметаллы с азотной кислотой? Приведите уравнения реакций.

37. Какие еще соединения азота вам известны?

38. Как называют соли азотной кислоты? Каковы их физические свойства?

1. Какие нитраты являются удобрениями?

2. Какие способы получения нитратов вам известны? Составьте уравнения реакций.

3. Как могут разлагаться нитраты при нагревании? Напишите уравнения реакций разложения KNO₃, Cu(NO₃)₂ и AgNO₃.

4. Почему нитраты могут быть окислителями?

5. Как отличить нитраты от других солей?

6. Какие вещества называют удобрениями?

7. Какие виды удобрений вам известны?

8. Перечислите важнейшие удобрения каждой группы.

9. Какие элементы составляют семейство азота?

10. Как изменяются свойства элементов группы Vа и их соединений с увеличением атомного номера? Почему?

Рассмотрим в качестве примера разработки некоторых уроков по теме «Производство азотной кислоты».

3.2.2 Урок по теме «Получение азотной кислоты»

Цель урока: Рассмотреть процесс получения азотной кислоты в лабораторных условиях, изучить и закрепить химизм процесса.

Приборы и материалы: штатив, реторта, воронка, тубус, резиновая пробка, чашка с холодной водой, печь или спиртовка

Реактивы: концентрированная серная кислота, 15-20 г. нитрата натрия.

ХОД УРОКА

Собрать прибор по рисунку 3. В реторту поместить 15-20 г NaNO₃ и прилить через воронку, вставленную в тубус столько концентрированной H₂SO₄, чтобы она покрыла соль. Закрыть тубус стеклянной или резиновой пробкой и опустить конец реторты в сухую колбу, помещенную в чашку с холодной водой. Осторожно нагревать реторту. Когда в приемнике соберется несколько миллилитров кислоты, нагревание прекратить и, дав реторте охладиться, разобрать прибор. Кислоту сохранить для следующих опытов. Объяснить появление у нее окраски..

Остерегаться попадания HNO₃ на одежду или на руки: она быстро разрушает ткань, а на руках появляются желтые пятна и ожоги.

Написать уравнение реакции:

H₂SO₄ + NaNO₃ ® HNO₃ + NaHSO₄

Вопросы: Почему реакция проводят при несильном нагревании?

Сделайте вывод о проведенной работе.

3.2.5 Практическая работа на тему «Азотная кислота и ее соли»

Цель урока: Научиться применять полученные знания о свойствах азотной кислоты и ее солей на практике.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент.

II. Фронтальный опрос:

- Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

- Какие химические свойства HNO₃ вы знаете?

- Дождевая вода после грозы содержит следы азотной кислоты. Чем это объясняется?

III. Индивидуальный опрос

1-й учащийся - задание №

2-й учащийся - задание №

IV. Самостоятельная работа

На оставшееся время учитель раздает всем карточки с тремя заданиями, два из которых уже разбирались на уроке, а третье задание - творческое, направлено на выявление дополнительных знаний по данной теме.

Например, такая карточка может выглядеть следующим образом:

Карточка № 1

1) Рассчитайте массовую долю азота в следующих веществах:

а) N₂O; б) N₂O₄; в)Cu(NO₃)₂; г)NH₄NO₃; д)Fe(NO₃)₃.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить цепь следующих превращений:

NO₂ ® HNO₃ ® Ba(NO₃)₂ ® KNO₃

2. Почему молекула NO₂ легко димеризуется, а для SO₂ подобный процесс не характерен?

V. Домашнее задание:

Задача № 7; 2) Составить кроссворд на тему: «Азотная кислота и ее большое семейство». [3 (c. 55-60), 17-20]

3.3 Уроки по теме «VI-A группа ПС»

3.3.1 Урок-лекция по теме «Кислород»

Цель урока – ознакомить учащихся с элементом кислород, его физическими, химическими свойствами, методами получения, аллотропной модификацией – озон. Определить значение кислорода и озона для живых организмов, промышленности и техники.

ХОД УРОКА

1. Организационный момент – проводим перекличку – 2 минуты

2. Фронтальный опрос – выясняем, что такое химический элемент, строение атома, простое вещество – 5 минут.

3. Объяснение новой темы:

Делим урок на две части

I. (35 мин)

- химический элемент кислород

- строение атома кислорода

- простое вещество – кислород

- строение молекулы – кислорода

- аллотропные состояния кислорода – кислород и озон

- строение молекулы озона

- физические свойства кислорода

- физические свойства озона

- химические свойства кислорода

- химические свойства озона

- получение и применение кислорода

- получение и применение озона

II. (40 мин)

- озоновый слой планеты, его значение для жизни всего живого на планете

- образование и разрушение озонового слоя

- кислород в атмосфере нашей планеты, его значение для живых организмов. Круговорот кислорода

- способ получения кислорода в природе – фотосинтез. Реакции связывания кислорода в природе, выводящие его из круговорота

Домашнее задание - выучить все свойства и методы получения кислорода и озона. Составить таблицу.

Что делал	Что наблюдал	Уравнения реакций
1. налили в пробирку H2O2 и добавили MnO2; вносим тлеющую лучинку	Выделяется газ, в которой воспламеняется тлеющая лучинка	2Н2О2 = 2Н2О + О2
2. нитрат калия вносим в пробирку и нагреваем	Выделяющийся газ воспламеняет тлеющую лучинку	2KNO3 = 2KNO2 + O2
3. перманганат калия вносим в пробирку и нагреваем. Выделяющийся газ улавливаем в стакан	Лучинка, опущенная в стакан, горит, значит, там находится кислород	2KMnO4 = MnO2 + K2MnO4 + O2

3.3.2 Урок № 2. Лабораторная работа 1. «Изучение способов получения кислорода»

Чтобы получить чистый кислород, нужны вещества, богатые этим элементом. К ним относятся нитраты и хлориды, а также пероксиды.

1. Разложение перекиси водорода в присутствии катализатора

Оборудование и реактивы: пробирка, лучинка, пероксид водорода (3 %-ный), оксид марганца (IV).

Ход работы: В пробирку налить 5 мл пероксида (Н₂О₂) добавить две гранулы MnO₂ и поднести лучинку. Мы будем наблюдать ее горение. Значит, выделяется кислород.

2Н₂О₂ 2H₂O + O₂­

Пероксид водорода очень неустойчив и уже на воздухе разлагается с образованием кислорода и воды. Оксид марганца (IV) значительно ускоряет эту реакцию, т.к. является катализатором.

2. Разложение нитратов калия или натрия

Оборудование и реактивы: пробирка, 5 г порошкообразной селитры (KNO₃ или NaNO₃), чашка с песком, лучинка, горелка.

Ход работы: Укрепим пробирку на штативе и внесем в нее нитрат. Поставим под пробирку чашку с песком, т.к. при этом опыте стекло часто плавится и вытекает горячая масса. Поэтому и горелку при нагревании будем держать сбоку. Когда мы сильно нагреем селитру, она расплавится и из нее выделится О₂ (обнаружим его с помощью лучинки):

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂­

В пробирке после выделения О₂ останется нитрит.

3. Разложение перманганата калия.

Оборудование и реактивы: пробирка с герметичной пробкой и отводной трубкой, горелка, стакан для сбора кислорода.

Рис. 2. Разложение перманганата калия

Ход работы: собрать прибор как показано на рис. 2, вносим в пробирку 5 г KМnO₄ и нагреваем. Кислород улавливаем в специальный стакан и проверяем его на наличие с помощью лучинки.

2KMnO₄ MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂­

3.3.3 Урок № 3. Лабораторная работа 2. «Изучение способов получения и химических свойств озона»

1. Одновременно можно провести два следующих опыта:

а) получение озона

б) качественное определение озона

Оборудование и реактивы: пробирка, йодо-крахмальная бумага, H₂SO₄ (к), KМnO₄.

Ход работы. В небольшой сухой стаканчик насыпать очень немного KMnO₄ (на конце ложечки) и прилить несколько капель H₂SO₄ концентрированной. Происходит бурная реакция с выделением озона:

2KMnO₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + 2HMnO₄

2HMnO₄ ® H₂O + Mn₂O₇

Mn₂O₇ ® 2MnO₂ + O₃

Озон легко определяем с помощью иодокрахмальной бумаги, которую предварительно смачиваем. Она при пропускании озона окрашивается в синий цвет, т.к. происходит реакция выделения свободного йода

2KI + H₂O + O₃ ® 2KOH + I₂ + O₂

свободный йод с крахмалом дает синее окрашивание.

По окончании каждой лабораторной работы ученики должны заполнить рабочую таблицу. [3]

3.3.4 Урок № 4. «Экскурсия в кислородный цех»

Предварительная подготовка

После рассмотрения лабораторного способа получения кислорода с учащимися обсуждают может ли этот способ получения кислорода удовлетворить промышленную потребность в нем. В процессе беседы выясняют, что пероксид водорода и перманганат калия, из которых получают кислород в лабораторных условиях, непригодны для получения его в промышленности, т.к. эти вещества являются дорогостоящими продуктами производства. Следовательно, получать из них кислород в больших количествах экономически невыгодно: его стоимость будет слишком высокой.

В качестве самого дешевого и доступного сырья учащиеся называют воздух. Они знают, что воздух это механическая смесь газов, в основном кислорода и азота. Вместе с преподавателем ученики устанавливают различия в физических свойствах кислорода и азота, обратив внимание на различие температур кипения азота (-196 °С) и кислорода (-183 °С) при парциальном давлении 10,1 МПа.

Экскурсия

Учащиеся посещают кислородный цех, который включает в себя машинный зал, разделительное отделение, наполнительное отделение, слесарную мастерскую и др.

Экскурсия проводится по следующему плану:

1. сырье для получения кислорода (воздух), его подготовка (очистка)

2. производственный процесс получения кислорода

3. продукция данного производства и ее применение

4. контроль производства (работа химической лаборатории завода)

Экскурсия начинается с осмотра машинного зала; учащиеся наблюдают работу турбокомпрессоров, подающих воздух, фильтров для его очистки, водяных холодильников, регенераторов, турбодетандеров, теплообменников, ректификационных колонн, конденсаторов, абсорбера для поглощения оксида углерода (IV) и др. оборудования. Ученикам объясняют, что воздух, из которого получают кислород, засасывается турбокомпрессорами из атмосферы и очищается в фильтрах от пыли. Учащиеся наблюдают за работой машиниста-компрессорщика, а экскурсовод рассказывает, что входит в его обязанности. Машинист компрессорных установок обеспечивает пуск, остановку, переключение компрессоров, наблюдает за работой всего вспомогательного оборудования. При этом следует подчеркнуть, что для успешного выполнения работы машинист-компрессорщик должен владеть знаниями основ механики и химии, законов термодинамики и электротехники, он должен уметь читать схемы и чертежи и т.д.

Далее экскурсовод должен рассказать, как переводится воздух в жидкое состояние. Учащимся объясняют, что воздух, как и любой газ, переходит во время сжатия в жидкое состояние только тогда, когда его температура будет ниже критической при данном давлении. Известно, что для воздуха критическая температура равна -141 °С при критическом давлении 3,7 МПа. При этих параметрах начинается сжижение воздуха, поэтому воздух подвергают глубокому охлаждению (зона температур –100 °С). Сначала турбокомпрессором воздух сжимают (до 20 МПа). При этом он разогревается, вследствие межмолекулярного взаимодействия. Затем дают возможность быстро расшириться, предварительно пропускают через водяной холодильник, а затем делят на четыре потока и направляют в регенераторы для дальнейшего охлаждения. Во время расширения у реальных газов ослабевает взаимное притяжение соседних молекул. На разрушение межмолекулярных связей расходуется внутренняя энергия газа, в результате чего и происходит охлаждение. С этой целью осуществляют дросселирование: сжатый воздух пропускают через специальный вентиль, вследствие этого понижается давление. Но чаще сжатый воздух подают в специальные поршневые детандеры, принцип работы которых такой же, как и у паровой машины. Воздух двигает поршень; при этом на выполнение работы расходуется энергия, и температура воздуха понижается.

В результате этих процессов воздух сжимается. Теперь он подается для разделения на отдельные компоненты в специальные ректификационные колонны, в основе действия которых лежит различие в температурах кипения азота (-196 °С) и кислорода (-183 °С) при нормальном давлении (0,1 МПа).

Для более полного разделения последовательно используют две ректификационные колонны. Одна из них работает при более высоком давлении (до 0,6 МПа), другая при более низком (0,1 МПа). Первым из жидкого воздуха удаляется азот, затем инертные газы.

Экскурсовод показывает учащимся жидкий воздух, азот и кислород; рассказывает об устройстве сосуда Дьюара, используемого для хранения жидких газов; обращает внимание на материалы, из которых изготовлены типовые аппараты; отмечает, что все колонны, конденсатор, теплообменники изготовлены из меди, что установка тщательно изолируется для уменьшения потерь холода; показывает учащимся теплоизоляционные материалы – шлакоотвод, магнезит и др.

Затем учащихся знакомят с работой химической лаборатории. Там показывают, как лаборант берет пробу газовой смеси, выходящей из колонны, и анализирует ее, чтобы убедиться в том, что разделение сжиженных газов уже закончилась (если объемная доля азота не превышает 0,5 %).

Далее наблюдают, как из колонны отбирают азот и кислород и помещают в специальные аппараты для хранения. Учащимся показывают «танки» с жидким кислородом, газгольдеры и баллоны с газообразным кислородом, знакомят их с правилами обращения с кислородными баллонами, отмечают, что кислородные баллоны окрашиваются в светло-голубой цвет, а азотные – в черный с коричневой полоской вверху.

Рис. 3. Простейшая установка для сжижения воздуха

3.3.5 Урок на тему «Сера, строение молекул, физические и химические свойства»

Знать: аллотропные модификации серы; физические и химические свойства, получение и применение серы, оксидов серы(IV) и серы(VI), cерной кислоты, сульфатов; качественные реакции на сульфат- и сульфид-ионы; химические реакции, лежащие в основе производства серной кислоты; общие научные принципы химического производства.

Уметь: рассматривать в сравнении аллотропные модификации; записывать уравнения реакций, характеризующие свойства серы и ее соединений; рассматривать химические свойства веществ с точки зрения окислительно-восстановительных и ионных представлений.

Основные понятия: аллотропия, аллотропные модификации.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент; проверка домашнего задания

II. Новый материал

1. Сера в природе и ее получение. В природе сера встречается как свободном состоянии (сопутствует горным породам), так и в виде соединений. Важнейшие природные соединения серы показаны на схеме 1.

Схема 1

2. Получение. Для отделения серы в свободном состоянии от других горных пород пользуются ее легкоплавкостью (112,8°С).

3. Физические свойства серы. Сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Как неметалл, она плохо проводит теплоту и не проводит электрический ток. Кусочки серы тонут в воде – ее плотность близка к 2, а порошок серы всплывает (не смачивается водой). Подобно сере в измельченном состоянии водой не смачиваются многие соединения. Этим свойством пользуются для отделения сернистых руд от «пустой породы». Такой метод обогащения руд называется флотацией и используется на практике.

Сера хорошо растворяется в сероуглероде, толуоле и др. При температуре 112,8°С сера плавится, превращаясь в легкоподвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем нагревании она темнеет и густеет. При температуре 444 6 °С она закипает. Если нагретую до кипения серу вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, которая растягивается. Кристаллическая и пластическая сера – это аллотропные видоизменения химического элемента серы.

Кристаллическая сера легко плавится: это свидетельствует о том, что ее кристаллическая решетка должна быть молекулярной. Рентгенографические и другие исследования подтверждают, что кристаллическая решетка серы действительно состоит из кольцевых молекул (рис. 1). При нагревании восьмичленные кольца молекул серы разрываются, превращаясь в длинные цепи (рис. 1), которые могут растягиваться и сокращаться. Это пластическая сера. (Ответьте на вопросы 3—4 ([3, с. 23 – 32.]).

Рис. 1. Кристаллическая решетка серы, состоящая из восьмичленных колец молекулы серы (а); разрыв восьмичленных колец молекулы серы при нагревании и образование длинных цепей (б).

4. Химические свойства серы. В связи с большим атомным радиусом, чем у кислорода, окислительные свойства серы выражены слабее. Поэтому в реакциях с кислородом сера - восстановитель и проявляет степени окисления +4 и +6 (табл. 6). Окислительные свойства серы проявляются в реакциях с металлами и водородом, а восстановительные — в реакциях с кислородом и галогенами (кроме иода). Химические свойства серы показаны в таблице.

Таблица

Химические свойства серы
окислительные	восстановительные
1. Сера реагирует почти со всеми металлами:

2. С некоторыми металлами, например Na, К, взаимодействует даже без нагревания: 3. При повышенной температуре реагирует с водородом:

При повышенной температуре сера реагирует с фтором и с кислородом (горит):

5. Применение серы. Области применения серы показаны на схеме 2

Схема 2

III. Закрепление нового материала

1. Пользуясь данными таблиц, объясните, почему у атомов хлора степени окисления выражаются нечетными числами, а у атомов серы — четными. Почему кислород проявляет постоянную валентность, а сера — переменную?

2. Сравните свойства кристаллической и пластической серы. На основе этого примера поясните сущность аллотропии.

3. Перечислите природные соединения серы, напишите их химические формулы и определите в них степени окисления серы.

4. Составьте уравнения реакций, при которых из простых веществ образуются сложные вещества, формулы которых следующие: Li₂S, ZnS, H₂S, SO₂, CS₂ и SF₆. Используя данные таблицы, поясните, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет сера в этих реакциях.

5. Как можно получить диоксид серы? Назовите не менее трех способов получения SO₂. Почему диоксид серы может быть и окислителем, и восстановителем?

6. Известно соединение, содержащее 0,27928 массовых долей, или 27,928%, фосфора и 0,72072 массовых долей, или 72,072%, серы. Найдите его простейшую формулу.

7. При образовании 1 моль оксида серы (IV) из элементов выделяется 332,8 кДж. Сколько выделится теплоты при сгорании 1 г серы?

Лабораторные опыты

V. Ознакомление с образцами серы и ее природных соединений

Рассмотрите выданные вам образцы серы и ее природных соединений. В тетрадях сделайте запись по следующей схеме:

1. Название

2. Химическая формула

3. Агрегатное состояние

4. Цвет

5. Твердость

IV. Домашнее задание

3.3.6 Система уроков по теме «Кислотные дожди» для 10–11 классов с углубленным изучением экологии

Цели:

• раскрыть причины и механизм образования кислотных дождей;

• показать их влияние на все компоненты биосферы, в том числе на человека;

• обсудить основные методы снижения кислотообразующих выбросов в атмосферу.

На занятиях можно использовать аудиовизуальные технические средства обучения:

• плакаты «Шкала кислотности», «Кислотные дожди», «Последствия кислотных дождей»;

• дидактический раздаточный материал в виде таблицы, диаграммы источников выбросов в атмосферу оксидов серы и азота, схемы образования кислотных аэрозолей и дождей;

• видеофильм Минприроды о состоянии воздушного бассейна России.

Тема «Кислотные дожди» изучается на нескольких уроках и завершается контролем полученных школьниками знаний.

ХОД УРОКА

В новое тысячелетие человечество вступает в условиях экологического кризиса. До ноосферы Вернадского как сферы коллективного разума на Земле еще очень далеко. В последней четверти ХХ в. три глобальные экологические проблемы – разрушение озонового слоя Земли, прогрессирующее потепление ее климата и кислотные дожди – сделали вполне реальной угрозу самоуничтожения человечества. Еще в конце прошлого века Энгельс предупреждал: «Не будем, однако, слишком обольщаться нашими победами над природой. За каждую такую победу она нам мстит. Каждая из этих побед имеет, правда, в первую очередь те последствия, на которые мы рассчитывали, но во вторую и третью очередь совсем другие, непредвиденные последствия, которые очень часто уничтожают последствия первых». Знакомство с проблемой кислотных дождей подтвердит нам правоту этих слов.

Преодоление экологического кризиса во всех его проявлениях, ведущих к деградации природы и, как следствие, к деградации и исчезновению человечества, жизненно необходимо. Не должны оказаться пророческими слова великого ученого-естествоиспытателя, впервые создавшего теорию развития живой природы, Жана Батиста Ламарка: «Можно, пожалуй, сказать, что назначение человека заключается в том, чтобы уничтожить свой род, предварительно сделав земной шар непригодным для обитания». Для успешного разрешения планетарных экологических кризисов и дальнейшего развития человеческой цивилизации необходимо понимание и осознание этих кризисных проблем всеми, в том числе подрастающим поколением, чтобы направить свою деятельность на изменение структуры общественного и хозяйственного устройства, формирование экологического мировоззрения, ответственного за состояние дома, в котором мы все живем, – нашей планеты Земли.

Теперь подробно познакомимся с сутью проблемы кислотных осадков, в том числе дождей.

Кислотные осадки представляют собой различные виды атмосферных осадков (дождь, снег, туман, роса) с кислотностью выше нормы.

1. Понятие кислотности

Кислотность водного раствора определяется присутствием в нем положительных водородных ионов Н⁺ и характеризуется концентрацией этих ионов в одном литре раствора C(H⁺) (моль/л или г/л). Щелочность водного раствора определяется присутствием гидроксильных ионов ОН– и характеризуется их концентрацией C(ОН^–).

Как показывают расчеты, для водных растворов произведение молярных концентраций водородных и гидроксильных ионов – величина постоянная, равная

C(H⁺) × C(ОН^–) = 10^–14,

другими словами, кислотность и щелочность взаимосвязанны: увеличение кислотности приводит к снижению щелочности, и наоборот.

Раствор является нейтральным, если концентрации водородных и гидроксильных ионов одинаковы и равны (каждая) 10–7 моль/л. Такое состояние характерно для химически чистой воды.

Из сказанного следует, что для кислых сред выполняется условие: 10^–7 < C(H⁺)  10⁰, для щелочных сред: 10^–14  C(H⁺) < 10^–7.

На практике степень кислотности (или щелочности) раствора выражается более удобным водородным показателем рН, представляющим собой отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации водородных ионов:

рН = –lgC(H⁺).

Например, если в растворе концентрация водородных ионов равна 10^–5 моль/л, то показатель кислотности этого раствора рН = 5. При этом изменению показателя кислотности рН на единицу соответствует десятикратное изменение концентрации водородных ионов в растворе. Так, концентрация водородных ионов в среде с рН = 2 в 10, 100 и 1000 раз выше, чем в среде с рН = 3, 4 и 5 соответственно.

В кислых растворах рН < 7, и чем меньше, тем кислее раствор. В щелочных растворах рН > 7, и чем больше, тем выше щелочность раствора.

Шкала кислотности идет от рН = 0 (крайне высокая кислотность) через рН = 7 (нейтральная среда) до рН = 14 (крайне высокая щелочность). Показатель кислотности рН различных веществ, встречающихся в повседневной жизни, приведен на рис. 4.

Чистая природная, в частности дождевая, вода в отсутствие загрязнителей тем не менее имеет слабокислую реакцию (рН = 5,6), поскольку в ней легко растворяется углекислый газ с образованием слабой угольной кислоты:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃.

Для определения показателя кислотности используют различные рН-метры, в частности дорогостоящие электронные приборы. Простым способом определения характера среды является применение индикаторов – химических веществ, окраска которых изменяется в зависимости от рН среды. Наиболее распространенные индикаторы – фенолфталеин, метилоранж, лакмус, а также естественные красители из красной капусты и черной смородины.

Достаточно точно показатель кислотности рН измеряется с помощью индикаторной бумаги, содержащей кислотореагирующие пигменты (демонстрируется определение рН различных веществ, указанных на плакате (рис. 4) с помощью полосок индикаторной бумаги).

2. Основные антропогенные источники кислотообразующих выбросов

Главные кислотообразующие выбросы в атмосферу – диоксид серы SO₂ (cернистый ангидрид, или сернистый газ) и оксиды азота NО_х (монооксид, или оксид азота NО, диоксид азота NO₂ и др.).

Природными источниками поступления диоксида серы в атмосферу являются главным образом вулканы и лесные пожары. Естественная фоновая концентрация SО₂ в атмосфере достаточно стабильна, включена в биохимический круговорот и для экологически благополучных территорий России равна 0,39 мкг/м³ (Арктика) – 1,28 мкг/м³ (средние широты). Эти концентрации значительно ниже принятого в мировой практике предельно допустимого значения (ПДК) по SО₂, равного 15 мкг/м³.

(Школьникам раздают диаграмму «Источники выбросов в атмосферу оксидов серы и азота» (рис. 5), которую они потом вклеивают в свою тетрадь-конспект.)

Общее количество диоксида серы антропогенного происхождения в атмосфере сейчас значительно превышает ее естественное поступление и составляет в год около 100 млн т (для сравнения: природные выбросы SO₂ в год равны примерно 20 млн т). Из них на долю США приходится 20%, на долю России – менее 10%. Диоксид серы образуется при сжигании богатого серой горючего, такого, как уголь и мазут (содержание серы в них колеблется от 0,5 до 5–6%), на электростанциях (~40% антропогенного поступления в атмосферу), в металлургических производствах, при переработке содержащих серу руд, при различных химических технологических процессах и работе ряда предприятий машиностроительной отрасли промышленности (~50%).

При сжигании каждого миллиона тонн угля выделяется около 25 тыс. т серы в виде главным образом ее диоксида (до триоксида окисляется менее 3% серы); в 4–5 раз меньше окисленной серы дает сжигание мазута.

Как показывают данные, приведенные в таблице (учащимся раздают эту таблицу), в России выбросы диоксида серы составляют более 30% всех вредных промышленных выбросов. На предприятиях энергетической отрасли промышленности, черной и цветной металлургии доля выбросов диоксида серы составляет примерно 40 и 50% соответственно (см. табл.). Меньше доля выбросов SO₂ предприятиями нефтедобывающей, нефтеперерабатывающей, угольной и газовой отраслей промышленности (см. табл.) – около 8% собственных выбросов загрязняющих веществ и около 5% суммарных выбросов и оксида серы предприятиями России, хотя предприятия этих отраслей дают примерно пятую часть всех техногенных выбросов загрязняющих веществ.

Анализ техногенных источников выбросов сернистого газа в атмосферу показывает, что выбросы производят высокоразвитые промышленные страны, и это становится проблемой в первую очередь для них и их ближайших соседей.

Данные мониторинга воздушной атмосферы свидетельствуют об увеличении в последние годы доли выбросов азотных соединений в закисление атмосферных осадков.

Содержанию оксидов азота в атмосфере стали уделять внимание лишь после обнаружения озоновых дыр в связи с открытием азотного цикла разрушения озона.

Природные поступления в атмосферу оксидов азота связаны главным образом с электрическими разрядами, при которых образуется NО, впоследствии – NО₂. Значительная часть оксидов азота природного происхождения перерабатывается в почве микроорганизмами, т. е. включена в биохимический круговорот. Для экологически благополучных районов России естественная фоновая концентрация оксидов азота равна 0,08 мкг/м³ (Арктика) – 1,23 мкг/м³ (средние широты), что существенно ниже ПДК, равного 40 мкг/м³.

Оксиды азота техногенного происхождения образуются при сгорании топлива, особенно если температура превышает 1000 °С. При высоких температурах часть молекулярного азота окисляется до оксида азота NО, который в воздухе немедленно вступает в реакцию с кислородом, образуя диоксид NO₂ и тетраоксид диазота N₂O₄. Первоначально образующийся диоксид азота составляет лишь 10% выбросов всех оксидов азота в атмосферу, однако в воздухе значительная часть оксида азота превращается в диоксид.

При высокотемпературном сгорании органического природного топлива происходят реакции двух типов: между кислородом воздуха и азотом, содержащимся в топливе (в угле содержание азота составляет в среднем около 1%, нефти и газе – 0,2–0,3%), и между кислородом воздуха и азотом, также содержащимся в воздухе. Техногенные мировые выбросы оксидов азота в атмосферу составляют в год около 70 млн т, примерно 30% их приходится на долю США, 25% – на долю стран Западной Европы и лишь несколько процентов – на долю России (табл. 4). Суммарные антропогенные выбросы оксидов азота в атмосферу больше. Дополнительный источник таких выбросов – сельское хозяйство, интенсивно использующее химические удобрения, в первую очередь содержащие соединения азота. Вклад этой отрасли мирового хозяйства в загрязнение атмосферы оксидами азота учесть трудно, по некоторым данным, поступление оксидов азота в атмосферу с сельскохозяйственных полей сопоставимо с промышленными выбросами.

В России (рис. 6) около 25% выбросов оксидов азота дает сжигание топлива на предприятиях электро- и теплоэнергетики, столько же – на предприятиях металлургической, машиностроительной и не связанной с процессами горения топлива химической отраслей промышленности (например, получение азотной кислоты и взрывчатых веществ). Главный источник техногенных оксидов азота в атмосфере – автотранспорт и другие виды моторного транспорта (около 40%). Распределение выбросов оксидов азота по основным отраслям промышленного производства приведены в таблице.

Следует отметить, что при наметившейся в 1990-е гг. в России тенденции снижения выбросов загрязняющих веществ промышленными предприятиями доля диоксида серы и оксидов азота в этих выбросах увеличивается.

Суммарные выбросы всех загрязнителей в воздушную среду в 1997 г. по сравнению с 1993 г. сократились примерно на 30%, диоксида серы – примерно на 20%, оксидов азота – на 30%. (школьники делают расчеты, пользуясь данными таблицы.)

Однако лишь 20% этих сокращений обусловлены природоохранными мероприятиями и усилением экологического контроля. Основная причина – спад производства, который за эти годы составил более 50%. Расхождение между относительными показателями спада производства и сокращения выбросов свидетельствует о росте отрицательного техногенного воздействия на окружающую среду в расчете на единицу произведенного продукта. Как показывает анализ, спад производства был неравномерен в различных отраслях хозяйства – наименьшим он оказался в самых экологически напряженных секторах (энергетика, металлургия и др.) и наибольшим – в отраслях, оказывающих относительно слабое воздействие на окружающую среду (машиностроение, оборонная отрасль промышленности и др.), при этом выбросы автотранспорта возросли, причем в крупных городах – очень значительно.

Отметим еще два экономических аспекта рассматриваемой проблемы, оказывающих большое влияние на общую экологическую ситуацию в России, в том числе и связанную с кислотными осадками. К началу спада производства в России (1991) на предприятиях срок эксплуатации наличного промышленного оборудования был запредельным, в базовых отраслях промышленности (среди них те, что дают наибольшие кислотообразующие выбросы) средний возраст оборудования приближался к 30 годам. Изношенное оборудование требует больше ресурсов для эксплуатации, производит больше отходов, отличается повышенной аварийностью. Помимо отсутствия средств на капитальные затраты предприятия не имеют средств и на текущие затраты. В этих критических условиях для снижения удельных затрат на производимую продукцию предприятие экономит на всем и в первую очередь на охране окружающей среды, строительстве или модернизации очистных сооружений и других мероприятиях.

Как следует из ежегодных государственных докладов Госкомэкологии «О состоянии окружающей природной среды в Российской Федерации», данных мониторинга Росгидромета, во многих регионах даже сократившийся поток загрязнений превосходит ассимиляционный потенциал соответствующих экосистем, т. е. является для них заведомо чрезмерным.

3. Механизм образования кислотных осадков

Источники поступления окислов серы и азоты в атмосферу могут иметь как природное, так и антропогенное происхождение. Вклад антропогенных источников в образование кислотных дождей во много раз превышает вклад природных источников. На основе изучения процесса возникновения кислотных дождей в атмосфере выделим следующие блоки модели (рис. 6).

Диоксид серы, попавший в атмосферу, претерпевает ряд химических превращений, ведущих к образованию кислот.

Частично диоксид серы в результате фотохимического окисления превращается в триоксид серы (серный ангидрид) SО₃:

2SO₂ + O₂  2SO₃,

который реагирует с водяным паром атмосферы, образуя аэрозоли серной кислоты:

SO₃ + Н₂O  Н₂SO₄.

(Ученикам раздают схему образования кислотных аэрозолей и дождей (рис. 7).)

Основная часть выбрасываемого диоксида серы во влажном воздухе образует кислотный полигидрат SО₂•nH₂O, который часто называют сернистой кислотой и изображают условной формулой Н₂SО₃:

SO₂ + H₂O  H₂SO₃.

Сернистая кислота во влажном воздухе постепенно окисляется до серной:

2Н₂SО₃ + О₂  2Н₂SO₄.

Аэрозоли серной и сернистой кислот приводят к конденсации водяного пара атмосферы и становятся причиной кислотных осадков (дожди, туманы, снег).

Естественные источники Естественные источники соединений серы. NO_x

Рис. 6. Блок-схема модели возникновения кислотных осадков в атмосфере.

Рис. 7. Схема образования кислотных аэрозолей и дождей

При сжигании топлива образуются твердые микрочастицы сульфатов металлов (в основном при сжигании угля), легко растворимые в воде, которые осаждаются на почву и растения, делая кислотными росы.

Аэрозоли серной и сернистой кислот составляют около 2/3 кислотных осадков, остальное приходится на долю аэрозолей азотной и азотистой кислот, образующихся при взаимодействии диоксида азота с водяным паром атмосферы:

2NО₂ + Н₂О  НNО₃ + НNО₂.

Существуют еще два вида кислотных дождей, которые пока не отслеживаются мониторингом атмосферы. Находящийся в атмосфере хлор (выбросы химических предприятий; сжигание отходов; фотохимическое разложение фреонов, приводящее к образованию радикалов хлора) при соединении с метаном (источники поступления метана в атмосферу: антропогенный – рисовые поля, а также результат таяния гидрата метана в вечной мерзлоте вследствие потепления климата) образует хлороводород, хорошо растворяющийся в воде с образованием аэрозолей соляной кислоты:

Сl^• + СН₄  CН^•₃ + НСl,

СН^•₃ + Сl₂  CН₃Cl + Сl^•.

Очень опасны выбросы фтороводорода (производство алюминия, стекольное), который хорошо растворяется в воде, что приводит к появлению в атмосфере аэрозолей плавиковой кислоты.

4. Выпадение кислотных дождей

Впервые кислотные дожди были отмечены в Западной Европе, в частности Скандинавии, и Северной Америке в 1950-х гг. Сейчас эта проблема существует во всем индустриальном мире и приобрела особое значение в связи с возросшими техногенными выбросами оксидов серы и азота (рис. 8).

За несколько десятилетий размах этого бедствия стал настолько широк, а отрицательные последствия столь велики, что в 1982 г. в Стокгольме состоялась специальная международная конференция по кислотным дождям, в которой приняли участие представители 20 стран и ряда международных организаций. До сих пор острота этой проблемы сохраняется, она постоянно в центре внимания национальных правительств и международных природоохранных организаций.

В среднем кислотность осадков, выпадающих в основном в виде дождей в Западной Европе и Северной Америке на площади почти 10 млн км², составляет 5–4,5, а туманы здесь нередко имеют рН, равный 3–2,5.

В последние годы кислотные дожди стали наблюдаться в промышленных районах Азии, Латинской Америки и Африки. Например, в Восточном Трансваале (ЮАР), где вырабатывается 4/5 электроэнергии страны, на 1 км² выпадает около 60 т серы в год в виде кислотных осадков. В тропических районах, где промышленность практически неразвита, кислотные осадки вызваны поступлением в атмосферу оксидов азота за счет сжигания биомассы.

В России наиболее высокие уровни выпадений окисленной серы и оксидов азота (до 750 кг/км² в год) на значительных по площади ареалах (несколько тыс. км²) наблюдаются в густонаселенных и промышленных регионах страны – в Северо-Западном, Центральном, Центрально-Черноземном, Уральском и других районах; на локальных ареалах (площадью до 1 тыс. км²) – в ближнем следе металлургических предприятий, крупных ГРЭС, а также больших городов и промышленных центров (Москва, Санкт-Петербург, Омск, Норильск, Красноярск, Иркутск и др.), насыщенных энергетическими установками и автотранспортом.

Превышение уровня критических нагрузок по выпадению окисленной серы отмечается в ряде областей (Ленинградская, Московская, Рязанская), на европейской территории России и по выпадениям оксидов азота – на половине этой территории.

За последние пять лет, согласно результатам измерений Росгидромета, наблюдается неизменное повышение кислотности дождей (минимальные значения рН = 3,1–3,4) на Урале и в Предуралье, на северо-западе и юге европейской территории России.

Специфическая особенность кислотных дождей – их трансграничный характер, обусловленный переносом кислотообразующих выбросов воздушными течениями на большие расстояния – сотни и даже тысячи километров. Этому в немалой степени способствует принятая некогда «политика высоких труб» как эффективное средство против загрязнения приземного воздуха. Почти все страны одновременно являются «экспортерами» своих и «импортерами» чужих выбросов. Наибольший вклад в трансграничное подкисление природной среды России соединениями серы вносят Украина, Польша, Германия. В свою очередь, из России больше всего окисленной серы направляется в страны Скандинавии. Соотношения здесь такие: с Украиной – 1:17, с Польшей – 1:32, с Норвегией – 7:1. Экспортируется «мокрая» часть выбросов (аэрозоли), сухая часть загрязнений выпадает в непосредственной близости от источника выброса или на незначительном удалении от него.

Обмен кислотообразующими и другими загрязняющими атмосферу выбросами характерен для всех стран Западной Европы и Северной Америки. Великобритания, Германия, Франция больше направляют окисленной серы к соседям, чем получают от них. Норвегия, Швеция, Финляндия больше получают окисленной серы от своих соседей, чем выпускают через собственные границы (до 70% кислотных дождей в этих странах – результат «экспорта» из Великобритании и Германии). Трансграничный перенос кислотных осадков – одна из причин конфликтных взаимоотношений США и Канады.

5. Влияние кислотных дождей на экосистемы и людей

Кислотные дожди оказывают многоплановое влияние на окружающую среду (рис. 9). В первую очередь отрицательному воздействию подвергаются водные экосистемы, почва и растительность.

Природные поверхностные воды обладают буферными способностями по отношению к посторонним водородным и гидроксильным ионам, т. е. способностью поддерживать постоянную величину рН вблизи нейтральной точки; за пределами интервала значений рН = 4–13 буферная способность полностью утрачивается. Главным буферным соединением в воде является гидрокарбонат-ион HCO₃^–, образующийся при диссоциации угольной кислоты и способный нейтрализовать кислоты и основания:

НСО₃^– + Н⁺ Û Н₂СО₃,

НСО₃^– + ОН^– Û СО₃^2– + Н₂О.

Таким образом, гидрокарбонат-ион принимает на себя более или менее значительную часть добавляемых водородных или гидроксильных ионов, благодаря чему рН раствора меняется незначительно. Особенно высокими буферными способностями обладает морская вода, рН которой составляет в общем от 7 до 8,5, что соответствует слабощелочной реакции. Снеговые воды, а также большинство пресных водоемов, особенно в северных областях земного шара, обладают слабыми буферными свойствами и имеют кислую реакцию: 7 > рН > 4.

Самый богатый животный мир присущ водам, рН которых лежит в нейтральной или слабощелочной области. Он во много раз богаче, чем животный мир кислых или щелочных вод. Водоемы с очень кислыми водами необитаемы, жизни в них нет, как нет жизни и в водоемах со значениями рН больше 11.

Рис. 9. Воздействия кислотных дождей на окружающую среду

Первыми жертвами кислотных дождей стали озера и реки. Сотни озер в Скандинавии, на северо-востоке США и на юго-востоке Канады, в Шотландии превратились в кислотные водоемы. Кислотные дожди привели к резкому снижению продуктивности 2500 озер Швеции. В Норвегии примерно половина поверхностных вод имеет повышенную кислотность, из 5000 озер в 1750 исчезла рыба. В провинции Онтарио (Канада) пострадало 20% озер, а в провинции Квебек – до 60% озер.

При повышении кислотности воды (еще до критического порога выживания водной биоты, например для моллюсков таким порогом является рН = 6, для окуней – рН = 4,5) в ней быстро нарастает содержание алюминия за счет взаимодействия гидроксида алюминия придонных пород с кислотой:

Аl(ОН)₃ + 3H⁺  Al³⁺ + 3Н₂О.

Даже небольшая концентрация ионов алюминия (0,2 мг/л) смертельна для рыб. В то же время фосфаты, обеспечивающие развитие фитопланктона и другой водной растительности, соединяясь с алюминием, становятся малодоступными этим организмам.

Повышение кислотности приводит к появлению в воде высокотоксичных ионов тяжелых металлов – кадмия, свинца и других, которые прежде входили в состав нерастворимых в воде соединений и не представляли угрозы живым организмам.

Дефицит питательных веществ и интоксикация воды приводят к своеобразной «стерилизации» водоемов. Закисленная и токсичная вода разрушает скелеты рыб и раковины моллюсков, а главное – снижает репродуктивные процессы. В свою очередь, это приводит к сокращению популяций наземных животных и птиц, связанных с водной биотой трофическими цепями (цепи питания).

«Мертвая вода» усиливает дефицит пресной воды, обусловленный возрастающими масштабами хозяйственного и бытового использования и ее загрязнением.

Что касается состояния рек и озер России, то качество воды большинства водных объектов в течение всех последних лет наблюдений и контроля со стороны Госкомэкологии не отвечает нормативным требованиям из-за сильного загрязнения промышленными сточными водами. Все (обратите на это внимание!) основные реки России и их крупные притоки оцениваются как «загрязненные» или «сильно загрязненные». При таком положении кислотные осадки мало изменяют качественные характеристики воды.

Почвенные организмы более приспособлены к пониженным значениям рН почвенной влаги, но и они угнетаются возрастающей кислотностью, особенно азотфиксирующие бактерии и грибницы. Разрыхляющие почву дождевые черви могут жить в слабокислых почвах, в таких условиях они «нейтрализуют» почвенные кислоты с помощью выделяемой ими извести; в кислой почве дождевые черви погибают. Среди других нарушений, происходящих в почве вследствие ее подкисления, следует отметить нарушение процессов питания растений, разрушение их корневой системы.

Почвенное подкисление считается одной из основных причин усыхания лесов умеренной зоны северного полушария, причем этот фактор долгодействующий, который может проявиться через много лет после прекращения вредных кислотообразующих выбросов в атмосферу. Больше всего страдают елово-пихтовые и дубовые леса. Непосредственное воздействие кислотных осадков приводит к нарушению листовой поверхности, процессов транспирации (испарение с поверхности листа) и фотосинтеза за счет разрушения хлорофилла (это воздействие можно определить зрительно по побурению листьев и игл).

Многообразно косвенное влияние: загрязнения выступают в роли пусковых механизмов биологических и биохимических процессов, ослабляющих растение, нарушающих его рост, повышающих чувствительность к климатическим изменениям, делающих его менее устойчивым к вредителям – грибам, бактериям, жукам и др.

В то же время подкисление почвы азотокислыми дождями стимулирует развитие лесных вредителей.

Наибольший урон кислотные дожди нанесли лесам Центральной Европы, в частности 35% лесов Германии (на площади более 2,5 млн га) повреждены ими. Ущерб от кислотных дождей для европейских лесов оценивается в 118 млн м³ древесины в год (из них около 35 млн м³ на европейской территории России). В меньшей степени от кислотных дождей страдают сельскохозяйственные растения, поскольку подкисление почв здесь можно контролировать агрохимикатами.

Воздействию кислотообразующих газов и кислотных осадков подвергаются органические материалы – кожа, бумага, ткани, резина, красители. Бумага, большинство тканей, кожа образованы гидрофильными веществами, которые накапливают воду между волокнами. Кислоты постепенно гидролизуют макромолекулы (главным образом целлюлозы и белков), в результате чего эти материалы становятся хрупкими и разрушаются. Как восстановитель диоксид серы вызывает обесцвечивание красителей, что приводит к выцветанию тканей.

Известняк, мел, мрамор, туф, содержащие карбонат кальция, разрушаются под действием кислотных дождей:

СаСО₃ + Н₂SО₄  Са²⁺ + SO₄^2–+ СО₂ + Н₂О,

СаСО₃ + 2HNO₃  Са²⁺ + 2NО₃^– + СО₂ + Н₂О.

Многие скульптуры и здания в Риме, Венеции и других городах, памятники зодчества, такие, как Акрополь в Афинах, Кёльнский собор и другие, за несколько последних десятилетий получили значительно большие повреждения, чем за все предыдущее время. Под угрозой полного разрушения в результате действия кислотных осадков находятся более 50 тыс. скульптур скального «Города Будд» под Юньанем в Китае, построенного 15 веков назад.

Из бетона и других минеральных строительных материалов, а также стекла под действием кислотных дождей выщелачиваются не только карбонаты, но и силикаты. Если рН осадков достигает значений, равных 4,5–3, то ионы алюминия начинают вымываться из кристаллической решетки. С уменьшением рН интенсивно протекает разрушение силикатной кристаллической структуры, как, например, в полевом шпате (сырье для производства керамики, стекла, цемента):

3KAlSi₃O₈ + 12Н₂О + 2H+  КAl₃Si₃O₁₀(ОН)₂ + 6H₄SiO₄ + 2К⁺,

2КAl₃Si₃O₁₀(ОН)₂ + 18Н₂О + 2Н⁺  3Al₂O₃(Н₂О)₃ + 6H₄SiO₄ + 2К⁺.

Подобным образом кислотные дожди разрушают древние оконные стекла церквей, соборов и дворцов. Старинное стекло из-за повышенного содержания оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов более подвержено действию кислот, чем современное.

Металлы под действием кислотных дождей, туманов и рос разрушаются еще быстрее, чем строительные материалы и стекло. Корка образующегося на поверхности железных изделий гигроскопичного сульфата железа (II) окисляется кислородом воздуха, при этом образуется основная соль сульфата железа (III), являющаяся составной частью ржавчины:

2FeSO₄ + Н₂О + 0,5O₂  2Fe(ОН)SO₄.

Такой же ущерб претерпевают изделия из бронзы, на которых образуется так называемая патина, состоящая из карбонатов и сульфатов. Слои пыли и копоти на поверхности создают пленку, которая удерживает влагу и в которой постоянно растворяются кислотообразующие газы. Кислота разъедает металл, переводя его в виде ионов в раствор, что становится заметным при отслаивании корки налета, достигающей миллиметровой толщины. Изделие при этом теряет свою первоначальную форму.

Загрязнение воздуха кислотообразующими выбросами оказывает многообразное вредное влияние и на организм человека.

Вдыхание влажного воздуха, содержащего диоксид серы, особенно опасно для пожилых людей, страдающих сердечно-сосудистыми и легочными заболеваниями, в тяжелых случаях может возникнуть отек легких. Вредно это и для здоровых людей, поскольку SO₂ и сульфатные частицы обладают канцерогенным действием. Установлена тесная взаимосвязь между повышением смертности от бронхитов и ростом концентрации диоксида серы в воздухе. Во время трагического лондонского тумана 1952 г. более 4000 смертей было отнесено за счет повышенного содержания во влажном воздухе диоксида серы и сульфатных частиц.

Многочисленные исследования показали увеличение числа заболеваний дыхательных путей в районах, воздух которых загрязнен диоксидом азота NО₂. Попадая в дыхательные пути, он взаимодействует с гемоглобином крови, затрудняя перенос кислорода к органам и тканям, вызывает респираторные, астматические и сердечные заболевания. В феврале 1972 г. в Японии по этой причине заболело более 70 000 человек, для многих из них заболевание имело летальный исход. Кислотные дожди подобным образом действуют и на животных.

6. Меры по охране атмосферы от кислотообразующих выбросов

Чистота атмосферного воздуха планеты – одно из приоритетных направлений природоохранной деятельности национальных правительств, которая развивается в рамках программы, принятой на ХIX специальной сессии Генеральной Ассамблеи Организации Объединенных Наций в июне 1997 г.

Международными соглашениями установлены критические нормы выбросов диоксида серы и оксидов азота, ниже которых их воздействие на наиболее чувствительные компоненты экосистем не обнаруживается, а также ряд рекомендаций по осуществлению снижения этих выбросов.

Основными на сегодняшний день методами снижения загрязнения атмосферы, в том числе кислотообразующими выбросами, являются разработка и внедрение различных очистных сооружений и правовая защита атмосферы.

Ведутся исследования по снижению загрязнений от выхлопных газов автомобилей. Наибольшие трудности здесь вызывает именно уменьшение выбросов оксидов азота, которые помимо образования кислотных осадков ответственны за появление фотохимических загрязнителей (фотохимический смог) и разрушение озонового слоя в стратосфере. Для решения этой проблемы ведутся работы по созданию различных каталитических конвертеров, преобразующих оксиды азота в молекулярный азот.

Среди эффективных методов борьбы с выбросами окисленной серы в атмосферу через дымовые трубы следует отметить различные газоочистители, такие, как электрические фильтры, вакуумные, воздушные или жидкие фильтры-скрубберы. В последних газообразные продукты сгорания пропускаются через водный раствор извести, в результате образуется нерастворимый сульфат кальция СаSО₄. Этот метод позволяет удалить до 95% SО₂, но является дорогостоящим (снижение температуры дымовых газов и понижение тяги требует дополнительных затрат энергии на их подогрев; кроме того, возникает проблема утилизации СаSO₄) и экономически эффективен лишь при строительстве новых крупных предприятий. Такой же дорогостоящий метод очистки дымовых газов от оксидов азота с помощью изоциановой кислоты НNСО (удаляется до 99% оксидов азота, превращающихся в безвредные азот и воду).

Восстановление нормальной кислотности водоемов возможно за счет известкования, при этом не только уменьшается кислотность воды, но и повышается ее буферная способность, т. е. сопротивляемость по отношению к будущим кислотным осадкам.

Известкование можно применять и для защиты лесов от кислотных дождей, используя распыление с самолетов свежемолотого доломита (СаСО₃•MgCO₃), который реагирует с кислотами с образованием безвредных веществ:

СаМg(СО₃)₂ + 2Н₂SО₃ = СаSО₃ + МgSО₃ + 2СО₂ + 2Н₂О,

СаМg(СО₃)₂ + 4НNО₃ = Са(NО₃)₂ + Мg(NО₃)₂ + 2СО₂ + 2Н₂О.

Для защиты памятников культуры и ценных архитектурных сооружений используют покрытия из высокомолекулярных соединений – силиконов и др.; для защиты металлических изделий – покрытия, образующие устойчивую к кислотам оксидную пленку.

Все перечисленные меры представляют собой реализацию метода «контроля на выходе» – снижение концентрации загрязнителей на стадии их попадания в атмосферу. Более эффективен с экологической точки зрения метод «контроля на входе», предусматривающий очистку топлива от потенциальных загрязнителей, использование экологически более чистых источников энергии и создание безотходных технологий - технологических процессов, сопоставимых с природными циклами в биосфере.

Содержание серы в выбросах можно уменьшить, используя низкосернистый уголь, а также путем физической или химической его промывки. Первая позволяет очистить уголь от неорганических примесей серы, таких, как сульфиды металлов. С помощью второй удаляется органическая сера. Отметим, что физические методы очистки малорентабельны, а применение химических методов очистки из-за ряда технических сложностей эффективно лишь на вновь строящихся электростанциях. Для средних и малых предприятий энергетики используется метод сжигания топлива в кипящем слое, при котором удаляется до 95% диоксида серы и от 50 до 75% оксидов азота.

Перспективна замена бензина в автомобилях другими видами топлива, применение газобаллонных автомобилей, использующих природный газ, и электромобилей; использование на электростанциях в качестве топлива природного газа.

Реально заменить горючие ископаемые могут возобновимые экологически чистые энергетические ресурсы, такие, как солнечная энергия, ветер, морские приливы, термальные источники недр Земли. Пока возможности таких энергопроизводств относительно ограничены, но тем не менее, например, в Дании ветровые электростанции дают около 12% энергии (столько же дают все АЭС в России).

Энергосбережение, внедрение новых неэнергоемких технологий и безотходных и малоотходных технологий производственных процессов, применение альтернативных источников энергии, все меры экологического контроля способны решить проблему загрязнения атмосферного воздуха, оздоровить окружающую среду, снять угрозу необратимых отрицательных изменений в биосфере Земли. [21-25]

Далее в плане занятий – просмотр видеофильма и контрольная работа.

Вариант контрольной работы

1. Записать реакции, приводящие к появлению аэрозолей серной кислоты при выбросах в атмосферу сернистого газа.

2. Воздействие кислотных дождей на водную биоту.

3. Основные методы «контроля на входе» выбросов диоксида серы в атмосферу.

ГЛАВА 4. ЗАДАЧИ И ТЕСТЫ

4.1 Задачи и тесты по теме «V-A группа ПС»

Задача 1. На гашеную известь, взятую в небольшом количестве подействовали 3,15 кг чистой азотной кислоты. Какую массу нитрата кальция Ca(NO₃)₂ получили, если практический выход составляет 98%?

Решение:

Ca(OH)₂ +2HNO₃ ®Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

M (HNO₃)=63 г/моль; m (HNO₃)=2×63 =126 кг.; M (Ca(NO₃)₂)=164 г/моль; m (Ca(NO₃)₂)=164 кг.

Находим теоретический выход:

126:3,15=164×X₁; m(Ca(NO₃)₂)_теор =4,1кг.

Находим 98% - ный выход:

4,1 кг (Ca(NO₃)₂) соотв. 100% - ному выходу

X₂ -//- 98% - ному выходу

кг

Ответ: m (Ca(NO₃)₂)_практ. = 4,02 кг.

Задача 2. Химический завод выбрасывает в атмосферу 120 т. нитрата аммония. Какова ежесуточная потребность в аммиаке (в м³, при 0°С и 101,3 кПа)?

Решение:

NH₃ + HNO₃ ®NH₄NO₃

M(NH₄NO₃) = 80г.

Составим пропорцию:

X литров NH₃ соответствуют 120×10⁶ граммам NH₄NO₃

22,4 литров NH₃ соответствуют 80 граммам NH₄NO₃,

Тогда

Ответ: Ежесуточная потребность завода в аммиаке составляет 33600м³

Задача 3. Как известно, памятник Кузьме Минину выполнен из бронзы (75% Cu, 25% Sn), поэтому он постепенно разрушается под действием кислотных дождей. Написать реакцию коррозии памятника. Какой объем газа выделится при полном разрушении памятника? Какие меры принимаются для предотвращения коррозии? Масса памятника принимается равной 2750 кг.

Решение:

4HNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2NO₂­

2750 кг.®100%

X₁кг®75% Сu

кг.

Составляем пропорцию:

2062,5 ×10³г. Cu ® X₂ л. NO₂

64 л. Cu ® 44,8 л. NO₂

л.

Ответ: 1) при полном разрушении памятника Кузьме Минину под действием кислотных осадков выделится 1443,75 м³ NO₂; 2) для предотвращения коррозии памятник несколько раз в год протирают антикоррозионными органическими веществами.

Задача 4. Почва содержит 3,1 % органического вещества. Вычислить процентное содержание (W) углерода и азота в почве, если органическое вещество содержит 60% углерода и массовое отношение С:N=8:1.

Решение:

Допустим, что 100% - это 100 г, тогда m (орг. в-ва) = 3,1г.

m(С) = г.

m(N) = г.

Процентное содержание углерода и азота в 100 г почвы:

W_с=

W_N= (m(N) / m(почвы))× 100 %

W_N = (0,23г./100г.) × 100 % = 0,23%

Ответ: Процентное содержание углерода и азота в 100 г = 1,86% и 0,23%.

Задача 5. Свекла, выращенная в г. Курске имеет содержание нитратов 3000 мг/кг(что в 2 раза больше предельно допустимой концентрации). Сколько килограммов этой свеклы надо счесть, чтобы смертельной дозы для человека (15гр.)?

Решение:

в 1кг. свеклы ® 3гр (NO₃^-)

d x кг. свеклы ® 15гр (NO₃^-)

Ответ: 5кг свеклы, выращенной в г. Курске, содержит смертельную дозу нитрат ионов [20, 26, 27].

Задача № 6. При нормальных условиях 12 л газовой смеси, состоящей из аммиака и углекислого газа, имеют массу 18 г. Сколько литров каждого из газов содержит смесь? Каковы объемные доли каждого компонента в смеси?

Решение

Обозначим V(NH₃) = x л, V(CO₂) = (12 - x) л.

Тогда n(NH₃) = x/22,4 моль, n(СО₂) = (12 – x)/22,4 моль,

, .

Составим уравнение:

, х = 4,62 л NH₃;

V(CO₂) = 12 – 4,62 = 7,38 л.

Найдем объемные доли газов в смеси:

j (NH₃) = 4,62/12 = 0,385 или 38,5%,

j (СО₂) = 1 – 0,385 = 0,615 или 61,5%.

Задания для самоконтроля

1. Напишите уравнения практически осуществимых реакций:

а) NH4Cl + AgNO3 ® …; в) AgCl + NH4NO3 ® …; д) HNO3 + SiO2 ® …; ж) Hg(NO3)2 …; и) Fe2O3 + HNO3 ® …;

б) (NH4)2SO4 + NaOH ® …; г) HNO3 (разб.) + Cu ® …; е) HNO3 + MgCO3 ® …; з) NH3 + O2 …;

к) NH4Cl …;

2. Напишите уравнения реакций следующих превращений:

4. Составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций:

а) HNO₃ + С СО₂ + NO + H₂O;

б) HNO₃ + AsH₃ H₃AsO₄ + NO₂ + H₂O;

в) HNO₃ + P + H₂O H₃PO₄ + NO;

г) HNO₃ + CuS Сu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O;

д) MnO₂ + K₂CO₃ + KNO₃ K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂;

е) K₂CrO₄ + (NH₄)₂S + H₂O Сr(OH)₃ + KOH + NH₄OH + S.

4. При взаимодействии 28 л (н. у.) аммиака с раствором азотной кислоты массой 400 г, в котором содержится 0,24 массовые доли HNO₃, образуется нитрат аммония массой 90 г. Вычислите выход продукта реакции в процентах от теоретически возможного. Ответ. 90%.

5. При нагревании технического нитрата меди(II) массой 75,2 г выделяется кислород объемом 4 л (н. у.). Рассчитайте массовую долю примесей в образце нитрата. Ответ. 10,7%.

6. Имеется смесь хлорида, карбоната и нитрата натрия массой 50 г. Определите массовую долю каждого компонента смеси, если известно, что при действии на нее избытка соляной кислоты выделяется газ объемом 2,24 л (н. у.), а при прокаливании такой же массы смеси выделяется кислород объемом 2,24 л (н. у.). Ответ. w(NaCl) = 44,8%, w(Na₂CO₃) = 21,2%, w(NaNO₃) = 34%.

7. При действии избытка разбавленной азотной кислоты на образец известняка массой 80 г, содержащий 20% примесей, выделяется оксид углерода(IV), который пропускают через раствор, содержащий 25,6 г гидроксида натрия. Определите, какая соль (кислая или средняя) образуется. Какова ее масса? Ответ. 53,76 г NaHCO₃.

8. Определите, какая соль образовалась и какова ее масса, если раствор гидроксида кальция объемом 200 мл, концентрация которого 0,2 моль/л, прореагировал с 9,8%-м раствором ортофосфорной кислоты массой 200 г.

Ответ. 9,36 г Са(Н₂РО₄)₂.

9. Оксид фосфора(V), полученный окислением 31 г фосфора, растворен в 495 г воды с образованием ортофосфорной кислоты. В этот раствор пропущено 44,8 л аммиака. Определите состав полученной соли и ее концентрацию в растворе (массовую долю в процентах). Ответ. 22% (NH₄)₂НРО₄.

Ответы на задания для самоконтроля [28]

Тесты

1. Определите содержание по следующей характеристике: применяется в домашних холодильниках в качестве охлаждающего средства, устойчив, сильно разрушает озоновый слой.

а) NH₃

б) CF₂Cl₂ +

в) CFCl₃

г) H₂SO₄

2. “Нашатырь” получают на производстве в результате взаимодействия аммиака с хлороводородом, реакция протекает ступенчато: NH₃ + H₂O = NH₃×H₂O, NH₃×H₂O + HCl = NH₄Cl + H₂O. Определите роль воды в суммарном процессе:

а) растворитель

б) промежуточный продукт

в) конечный продукт

г) катализатор

3. Выберите вещество, которое при возгорании нельзя тушить водой:

а) метан

б) аммиак

в) калий

г) фосфор

4. Выберите наиболее экологически чистое топливо из перечисленных ниже:

а) нефть

б) уголь

в) биомасса

в) природный газ

д) солнечная энергия

5. В атмосфере какого газа производят сварку активных или средней активности металлов, хранят и перевозят произведения живописи:

а) неон

б) водород

в) азот

г) аммиак

6. Как влияет уменьшение содержания связанного азота в почве на растения?

а) при недостатке азота задерживается рост и развитие растений, листья приобретают бледно-зеленую окраску, а затем желтеют; +

б) при недостатке азота задерживается рост и развитие растений и листья чернеют;

в) при недостатке азота растения начинают цвести и листья приобретают особый оттенок, так как азот является сдерживающим фактором.

7. В современных установках получения азотной кислоты нет постоянных источников сточных вод. Почему?

а) для получения азотной кислоты нет необходимости использовать воду;

б) эти установки потребляют большое количество оборотной охлаждающей воды, которую периодически сливают в приямок и нейтрализуют;

в) системы, в которых используется для охлаждения вода, полностью заменены на системы с воздушным охлаждением.

8. Назовите важнейшие области применения аммиака в народном хозяйстве:

а) получение сложных и азотных минеральных удобрений;

б) производство синтетических красителей;

в) взрывчатые вещества, нитролаки;

г) пластические массы и лекарственные вещества;

д) все варианты.

9. Что привело к существенному снижению количества сточных вод при производстве аммиака?

а) применение воздушного охлаждения;

б) в результате замены поршневых компрессоров трубокомпрессорами; +

в) существенное снижение забора воды.

10. Какие выбросы в окружающую среду характеризуют крупнотоннажное производство NH₃?

а) газовые, содержащие в своем составе NH₃, оксиды азота и углерода и др. примеси;

б) сточные воды, состоящие из конденсата, продуктов промывки реакторов и систем охлаждения,

в) низкопотенциальную теплоту.

Ответ: все

11. Между атомами в молекуле азота существует:

а) двойная связь;

б) тройная связь; +

в) одинарная связь;

г) пять химических связей.

12. Азот достаточно инертен по отношению к металлам, но сравнительно легко протекает следующая реакция:

а) Cu + N₂ = ... ;

б) Zn + N₂ = ... ;

в) Al + N₂ = ... ;

г) Li + N₂ = ... . +

13. Летучее водородное соединение азота имеет формулу:

a) NH₂;

б) N₂H₄;

в) NH₃; +

г) NО₂.

14. В какой реакции азот проявляет восстановительные свойства? (б)

15. Вещество Mg₃N₂ называют:

а) нитрат магния;

б) нитрит магния;

в) сульфат магния;

г) нитрид магния. +

16. Сколько свободных электронных пар имеет азот в молекуле аммиака?

а) 2;

б) 4;

в) 1;

г) 3.

17. Аммиак в лаборатории получают по реакции:

а) NH₄Cl + Ca(OH)₂

б) N₂ + 3H₂ =

в) Са₃(PO₄)₂ + (NH₄)₂SO₄

г) (NH₄)₃РO₄ + HCl

18. Выберите ряд веществ, соответствующий нарастанию молекулярных масс:

а) озон, аммиак, кислород;

б) аммиак, кислород, озон;

в) кислород, аммиак, озон;

г) кислород, озон, аммиак.

19. Аммиак может реагировать с соляной кислотой по реакции NH₃ + HCl = NH₄Cl. Четвертый атом водорода присоединяется по донорно-акцепторному механизму, при этом донором является:

а) водород;

б) хлор;

в) азот;

г) группа NH₄⁺.

20. В аммиаке и катионе аммония степень окисления азота одинаковая: –3. Какие валентности у атомов азота в этих соединениях?

а) Обе – III; б) обе – IV;

в) III и II;

г) III и IV.

21. Нашатырный спирт – это:

а) NH₃;

б) NH₃•H₂O;

в) NH₄Сl;

г) N₂H₄.

22. Для какой реакции повышение давления сместит равновесие вправо?

а) N₂ (г.) + О₂ (г.) = 2NO (г.);

б) Н₂ (г.) + S (ж.) = Н₂S (г.);

в) N₂ (г.) + 3Н₂ (г.) = 2NН₃ (г.);

г) Н₂ + Сl₂ = 2НCl.

23. В лаборатории азотную кислоту получают по реакции: (б)

24. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с серебром помимо соли и воды выделяется газ:

а) NO₂;

б) NO;

в) N₂;

г) N₂О.

25. При термическом разложении нитрата калия выделяется газ:

а) N₂;

б) NO₂;

в) О₂;

г) N₂О.

26. Формула аммиачной селитры:

а) КNO₃;

б) (NH₄)₃PO₄

в) NH₄NO₃;

г) (NH₄)₂SO₄.

4.2. Задачи и тесты по теме «Кислород»

I. Задачи

1. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

KClO₃ ® O₂ ® CO₂ ® H₂O ® O₂ ® P₂O₅

Ответ:

2KClO₃ 2KCl + 3O₂

C₂H₅OH + 3O₂ ® 2CO₂ + 3H₂O

2Na₂O₂ + 2CO₂ ® 2Na₂CO₃ + O₂

2H₂ + O₂ ® 2H₂O

2H₂O 2H₂ + O₂

P + O_2(изб) ® P₂O₅

3. Какой объем (н.у.) занимает кислород, выделившийся из одного моля каждого из веществ:

KClO₃, KMnO₄, KNO₃, HgO?

Решение: Все реакции протекают при нагревании:

2KClO₃ ® 2KCl + 3O₂

2KMnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

KNO₃ ® 2KNO₂ + O₂

2HgO ® 2Hg + O₂

Согласно этим уравнениям из одного моля KClO₃ выделяется 1,5 моль О₂, из одного моля остальных веществ по 0,5 моль кислорода.

3. Закончите уравнения реакций:

O₃ + Mn(OH)₄ + 2NaOH ® Na₂MnO₄ + O₂ + 3H₂O

O₃ + 2FeSO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ ® O₂ + H₂O

2O₃ + PbS ® PbSO₄ + O₂

4. Сколько граммов KClO₃ потребуется для получения 3 молей О₂?

Дано:

n (О₂) = 3 моль n = m/M

m(KClO₃) – ? х 96

KClO₃ ® 3O₂ + 2KCl

2 моль 3 моль

M(O₂) = 32 г/моль

х = 64 г.

Ответ: m(KClO₃) = 64 г

5. Определите процентное содержание кислорода в оксиде свинца (IV) PbO₂.

Дано:

М (PbО₂) = 239 г 239 – 100 %

% сод. [O] – ? 32 – х % Þ х = 13,3 %

Ответ: 13,3 %

6. Найти массу в граммах 18,06´10²⁴ молекул кислорода.

Дано:

N (О₂) = 18,06´10²⁴ 1 моль – 6,02´10²³

m(O₂) – ? х моль - 18,06´10²⁴ Þ

1 моль – 32 г

30 моль – х г Þ

Ответ: m(O₂) = 960 г.

II. Тесты

1. Укажите формулы соединений, в которых степень оксиленя кислорода равна -1

а) Fe₃O₄ в) Mn(IV)O₂

б) Ba(II)O₂ + г) K₂O₂ +

2. Какие характеристики верны в описании кислорода?

а) самый распространенный элемент в земной коре +

б) легче воздуха

в) имеет два аллотропных видоизменения +

г) связи в молекуле кислорода образуются за счет перекрывания 2р-орбиталей +

3. При окислении аммиака кислородом в отсутствие катализатора образуется

а) оксид азота (II)

б) азот +

в) оксид азота (IV)

г) вода

4. При равных массах термическое разложение какого вещества даст наибольший объем кислорода:

а) пероксид водорода +

б) хлорат калия

в) перманганат калия

г) оксид ртути (II)

5. Укажите схемы реакций, в которых продуктом может быть кислород:

а) +

б)

в) +

г) +

6. Факторы, смещающие равновесие процесса 3О₂ Û 2О₃ – Q вправо:

а) повышение температуры +

б) понижение температуры

в) увеличение давления +

г) уменьшение объема реакционной системы +

7. В составе каких молекул, формулы которых приведены ниже, степень окисления кислорода равна –2

а) OF₂

б) H₂O₂

в) H₂SO₄ +

г) Cl₂O₇ +

4.3. Банк тестовых заданий по теме «Халькогены»

Обведите номера всех правильных ответов и запишите, если необходимо, соответствующие формулы или уравнения реакций, указав условия их протекания. [29-34]

1 УРОВЕНЬ

1. Электронная конфигурация атомов элементов VIA группы периодической системы может быть представлена в виде общей формулы ? , где п — номер энергетического уровня. Ответ: ns² np⁴

2. В каком из соединений наибольшая массовая доля (%) серы:

1. Na₂SO₃; (3) Na₂S₄O₆; (Ответ: 0,64)

2. Na₂S₂O₃; (4) Na₂S₂O₈?

4. Пропускание какого газа через раствор соли свинца вызывает образование черного осадка:

1. СО₂; (3) H₂S; +

2. N₂; (4) О₂?

4. Какое количество FeS₂ (моль) потребуется для получения 64 г SO₂ по уравнению 4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂:

1. 0,4; (3) 3,2;

2. 0,5; + (4) 6,0?

5. Чему равен объем (л) 8,0 г оксида серы (IV) при н. у.:

1. 2,8; + (3) 11,2;

2. 5,6; (4) 22,4?

6. В 1 л воды растворяется при н.у. примерно 2,3 л сероводорода. Массовая доля (%) сероводорода в полученном растворе равна:

1. 0,23; (3) 2,3;

2. 0,34; + (4) 3,4

7. При разбавлении серной кислоты всегда приливают кислоту к воде. Чем опасно разбавление концентрированной H₂SO₄ приливанием к ней воды:

1. может возникнуть пожар;

2. может произойти разложение воды;

3. может выделиться ядовитый газ;

4. может произойти разбрызгивание раствора вследствие выделения теплоты? +

7. При взаимодействии сероводорода с раствором одной из солей:

1. Na₂SO₄; (3) FeSO₄;

2. CuSO₄; + (4) CdSO₄ —

выпал осадок желтого цвета.

9. К растворам солей, содержащих ионы:

1. К⁺; (3) Рb²⁺;

2. Bi³⁺; (4) Zn²⁺,

прилили раствор сульфида натрия. При этом осадки сульфидов металлов выпали во всех случаях, кроме ? . (1)

10. Пропускание H₂S через бромную воду приводит к обесцвечиванию последней. При этом имеет место реакция, уравнение которой ? . H₂S + Br₂ = 2HBr + S¯

11. Сульфиды s-элементов I группы периодической системы хорошо растворимы в воде. Их растворы имеют среду:

1. слабокислую; (3) щелочную; +

2. сильнокислую; (4) нейтральную.

12. Сера в свободном состоянии образует наиболее стабильные молекулы:

(1) S₂; (3) S₆; (2) S₄; (4) S₈.

13. Химическую формулу сульфида стронция можно записать следующим образом:

1. SrS; + (3) SrS₂;

2. Sr₂S; (4) SrS₃.

14. Какую массу (г) сульфида цинка (II) можно получить при нагревании 10 г цинка и 10 г серы:

1. 10,0; (3) 20,0;

2. 14,9; (4) 88,0?

15. Неметаллические свойства в ряду Se — Те — Ро ? (усиливаются, ослабевают?).

16. Растворимость сульфатов в ряду CaSO₄ — SrSO₄ — BaSO₄:

1. увеличивается;

2. уменьшается;

3. остается неизменной;

4. увеличивается, затем уменьшается.

17. Сила кислот в ряду H₂SO₃ — H₂SeO₃ — H₂TeO₃:

1. увеличивается;

2. уменьшается;

3. остается неизменной;

4. увеличивается, затем уменьшается.

18. При сгорании серы в кислороде преимущественно образуется соединение:

1. SO; (3) SO₃;

2. SО₂; (4) S₂О₃.

19. Одним продуктом реакции взаимодействия серы с бертолетовой солью будет хлорид калия, а другим ? . Уравнение реакции: ? .

20. Одним из продуктов прокаливания дихромата калия с серой является:

1. Cr₂S₃; (3) K₂CrS₄;

2. K₂CrO₄; (4) Cr₂О₃.

2 УРОВЕНЬ

1. Некоторые свойства атомов элементов VIA группы, такие, как атомный и ионный (Э^2-) радиусы, в ряду О — S — Se — Те закономерно:

1. уменьшаются;

2. возрастают;

3. не изменяются;

4. уменьшаются, а затем возрастают,

а некоторые, такие, как электроотрицательность и первый потенциал (энергия) ионизации:

1. уменьшаются;

2. возрастают;

3. не изменяются;

4. уменьшаются, а затем возрастают.

2. Навеску цинка с двухкратной массой серы нагрели без доступа воздуха. Что оказалось в тигле по окончании реакции;

1. чистый сульфид цинка;

2. смесь сульфида цинка и серы;

3. смесь цинка и сульфида цинка;

4. смесь цинка и серы?

3. Образованию оксида серы (VI) при окислении оксида серы (IV) препятствуют ? (повышение, понижение?) температуры и ? (повышение, понижение?) давления.

4. Через стеклянную трубку пропускают смесь оксида серы (IV) и воздуха. В приемной пробирке начинает появляться продукт реакции — оксид серы (VI) при:

1. комнатной температуре;

2. нагревании до 500 °С;

3. внесении в трубку оксида железа (III) и нагревании до 500 °С;

4. комнатной температуре и внесении в трубку оксида железа (III).

5. Дано:

S_(т) + О_2(г) ® SO_2(г) + 296,9 кДж,

SO_2(г) + l/2О_2(г) ® SО_3(г) + 101,3 кДж.

Тепловой эффект (кДж) образования SO_3(г) по уравнению

S_(т) + 3/2О_{2 (г)} = SO_{2 (г)} равен:

1. 195,6; 3) 796,4;

2. 398,2; 4) 499,5.

6. Теплоты сгорания моноклинной серы и ромбической серы соответственно равны +296,83 и +297,21 кДж/моль. Тепловой эффект превращения 1 моль моноклинной серы в ромбическую равен ? кДж.

7. Пучок из медных проволок сгорает в парах серы, образуя ? .

8. Д. Пристли получил оксид серы (IV) нагреванием ртути с концентрированной серной кислотой по реакции:

Hg_(ж) + 2H₂SO_4(ж) = HgSO_4(т) + SO_2(г) + 2Н₂О_(г).

В настоящее время в лабораторных условиях SО₂ можно получить, используя в качестве исходных реагентов ? и ? . Принципиально отличным от него способом является получение SO₂ взаимодействием ? с ?

9. В ряду Н₂О — H₂S — H₂Se — H₂Te сила кислот

1. уменьшается; (3) остается неизменной;

2. возрастает; (4) уменьшается, затем возрастает.

10. При пропускании сероводорода через раствор хлорида железа (III) происходит реакция ? |.

11. При взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с медью при нагревании будут получены:

(1) CuSO₄ + H₂; (3) CuSO₄ + H₂O + SO₂;

(2) CuO + H₂SО₃; (4) CuO + H₂S.

12. Концентрированная серная кислота восстанавливается цинком, как правило, до оксида серы (IV). Чему равна масса (г) оксида серы (IV), образующегося при полном взаимодействии с цинком концентрированного раствора, содержащего 245 г серной кислоты:

1. 64,0; (3) 128;

2. 80,0; (4) 160? '

13. Составьте уравнения реакций для каждого из приведенных ниже способов получения растворимого в воде сульфата.

Способ получения	Уравнение реакции
(1) Взаимодействие металлов с раствором H2SO4 (2) Разложение солей летучих кислот серной кислотой (3) Окисление сульфитов или сульфидов	? ? ?

14. Из нижеприведенных правых частей уравнения выберите ту, которая соответствует уравнению реакции между раствором нитрата свинца (II) и сульфидом аммония:

1. 2NH₄N0_3(n) + Pb²⁺ + S^2-;

2. Pb(NO₃)_2(T) + 2NH⁺ + S^2-;

1. (NH₄)₂S_(т) + Pb²⁺ + 2NO₃^-;

2. PbS_(т) + 2NH₄⁺ + 2N0₃^-.

Полное ионное уравнение этой реакции ? .

15. Сульфид меди (II) реагирует с горячей азотной кислотой с образованием оксида азота (II) и свободной серы по реакции ___________________________________________

16. Раствор оксида серы (IV) можно использовать в качестве восстановителя. Напишите уравнения всех указанных ниже превращений.

Восстановление	Уравнение реакции
(1) Раствор KMnО4 до MnSO4 (2) Кислый раствор K2Сr2О7 до Cr (3) Раствор нитрата ртути (I) до металлической ртути	? ? ?

17. Продукты, полученные после прокаливания смеси серы с железом, растворили в соляной кислоте. При этом произошло полное растворение, и объем выделившихся газов, измеренных при н. у., составил 4,48 л. Газообразные продукты пропустили через раствор нитрата свинца (II), при этом выпало 23,9 г осадка. Исходный состав смеси составлял:

1. 11,2 г Fe, 3,2 г S; (3) 2,8 г Fe, 1,6 г S;

2. 5,6 г Fe, 3,2 г S; (4) 11,2 г Fe, 6,4 г S.

18. При добавлении к подкисленному розовому раствору перманганата калия раствора Na₂SO₃ происходит:

(1) помутнение в результате выделения свободной серы;

2. обесцвечивание вследствие образования Мn²⁺;

3. выделение пузырьков газа SO₂;

4. окрашивание в темно-зеленый цвет из-за образования МnО₄^2-.

19. Смесь SO₂ и С1₂ реагирует на солнечном свету, при этом образуется:

1. SO₃; (3) SOC1₂;

2. SO₂C1₂; (4) S.

20. Тиосульфат натрия имеет формулу ? . Эту соль получают по реакции ? .

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Еще академик Л. И. Вальден (1863-1957) в работе «Обесценивание материи» с исчерпывающей полнотой сформулировал практически все экологические проблемы, связанные с крупномасштабной химико-технологической деятельностью человека. Прекрасно понимая, что «путь материальной культуры ведет через месторождения полезных ископаемых, эти питательные пункты промышленности: неиспользованные еще месторождения поэтому являются вехами, обозначающими будущее направление сосредоточения промышленности», П. И. Вальден ставил проблему истощения ресурсов и предлагал следующие пути ее решения: бережливость, создание суррогатов, разведка новых ресурсов, переработка отходов. Он утверждал, что «в химической промышленности каждое производство стоит тем выше, чем меньше в нем есть отбросов и остатков». Вальден особое внимание обратил на вопросы воспитания и подготовки кадров с учетом экологических проблем [смотрицкий…]. Таким образом, проблемы экологического воспитания волновали умы еще задолго до того, как эта проблема стала глобальной, а ее игнорирование стало оборачиваться катастрофическими последствиями.

На сегодняшний день именно школа призвана заложить основы экологической культура подрастающего поколения. Формы проведения уроков экологической направленности могут быть различны: собеседование, семинар, урок-практикум, ролевая игра, но в любом случае учащиеся могут проявить активность, самостоятельность, применить знания, а также максимально их углубить. Такие уроки способствуют формированию умений понимать научный текст, выбирать главное и обобщать прочитанное, планировать, проводить исследование, отстаивать свою точку зрения, т. е. приводить научно обоснованные аргументы в ходе дискуссии [Егорова-9].

Можно привести множество примеров использования р-элементов и соединений на их основе в производствах, которые ведут к загрязнению окружающей среды, а также биохимической роли этих элементов, и все эти аспекты почему-то в школьном курсе рассматриваются недостаточно полно. Поэтому для экологизации школьного курса химии важное значение имеет рассмотрение р-элементов с точки зрения экологии.

В этой связи нельзя не отметить, что учебные пособия по химии в школах должны быть более экологизированными. Также мне кажется, что объяснение темы по химии с использованием экологических фактов способствовало бы проявлению большего интереса учащихся к предмету.

ЛИТЕРАТУРА

1. Исидоров. Химия атмосферы. М.: Мир, 1991.

2. А. И. Бусев, И. П. Ефимов. Определения, понятия, термины в химии. М.: Просвещение, 1981, 192 с.

3. Рудзитис Г. Е. Химия: Неорган. химия. Орган. Химия: Учеб. для 9 кл. общеобразовательных учреждений. / Г. Е. Рудзитис., Ф. Г. Фельдман. – 10-е изд., испр. – М.: Просвещение, 2001, с. 133 – 139.

4. Экологическая химия азота / www.1september.ru

5. Ахметов Н. С. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1998 г.

6. Программы для общеобразовательных учреждений: Химия. 8-11 кл. Сост. Н.И.Габрусева. — М.: Дрофа, 2000. — 192 с.

7. Примерная программа среднего (полного) общего образования по химии (профильный уровень). www.edu.ru

8. Асадник В. Н. Неорганическая химия. Блок-схемы, таблицы, формулы: Учеб. пособие. / В. Н. Асадник. – Мн.: Книжный Дом, 2004. – с. 28 – 41.

9. Реми. Неорганическая химия. Т. 1.

10. Олеин С. С., Фадеев Г. Н. Неорганическая химия. Учебник для с/х вузов. М., 1979.

11. Хомченко Г. П. Неорганическая химия. М., 1978.

12. М.Д. Гольдфейн, Н.В. Кожевников, А.В. Трубников, С.Я. Шулов. Проблемы жизни в окружающей среде. Учебное пособие. Химия. 1996г, №16.

13. Денисов В.В., Дрововозова Т.И. и др. // Химия. М.: Р- н/Д, Март, 2003

14. Алпатьев А.М. Развитие и преобразование окружающей среды. Л.: Наука, 1983

15. Богдановский Г.А. Химическая экология. М.: МГУ, 1994.

16. Тарасова Н.П., Кузнецов В.А. и др. Задачи и вопросы по химии окружающей среды. М.: Мир, 2002.

17. Химия в школе // Журнал. - М.: Просвещение, 2001, № 4, стр.16.

18. Кутепов А. М. и др. Общая химическая технология. Учеб. для техн. вузов. 2-е изд. М.: Высш. шк., 1990, стр.148-162.

19. Практикум по неорганической химии. Учеб. пособие для студ. хим.-биол. фак-в пединст-в. Изд. 2-е. М.: Просвещение, 1978. стр.180-183.

20. Бабич Л. И. Практикум по неорганической химии. Учеб.пособие.М.:Просвещение.1978,с. 312.

21. Система уроков по теме «Кислотные дожди» для 10–11 классов с углубленным изучением экологии http://www.1september.ru/ru/him/

22. Государственные доклады Госкомэкологии «О состоянии окружающей природной среды Российской Федерации». Российская экологическая газета «Зеленый мир», 1994–1998.

23. Миллер Т. Жизнь в окружающей среде. В 3 кн. М: Пангея, 1996, т. 3.

24. Фелленберг Г. Загрязнение природной среды. М.: Мир, 1997.

25. Небел Б. Наука об окружающей среде. В 2 т. М.: Мир, 1993.

26. Гольбрайх З. Е. Сборник задач и упражнений по химии. Учеб. пособие для хим.-техн. вузов. М.: Высш. шк., 1984, стр. 224.

27. Р. П. Суровцева, С. В. Сафронов. Задания для самостоятельной работы по химии. М.: Просвещение, 1993 г.

28. Сайт «Я иду на урок химии» www.1september.ru

29. Ахметов М. А. Система обучающих заданий: творческий уровень. / Химия в школе, 2004, № 1, с. 21 – 28.

30. Сорокин В. В., Злотников Э. Г. Проверь свои знания: Тесты по химии: Кн. для учащихся. – М.: Просвещение: Учеб. лит., 1997.

31. Н. Н. Черняев, М. А. Ахметов. Тестовые задания и индивидуализация обучения / Химия в школе, 2001, № 9.

32. Суровцева Р.П., Гузей Л.С., Останний Н.И., Татур А.О. Тесты по химии. 8-9 классы. Учебно-методическое пособие. М.: Дрофа, 1997.

33. Глориозов П.А., Рысс В.Л. Проверочные работы по химии. 7, 8, 9, 10 классы. М.: Просвещение, 1980, 1981, 1985.

34. Гаврусейко Н.П. Проверочные работы по неорганической химии. 8-9 классы. М.: Просвещение, 1990.

Ссылки (links):

3. http://www.1september.ru/ru/him/
4. http://www.1september.ru/