2. ХІМІЧНА ХАРАКТЕРИСТИКА ДІОКСИДІВ
2.1 ДІОКСИД ВУГЛЕЦЮ, ЙОГО ВЛАСТИВОСТІ, ДОБУВАННЯ
Діокси́д вуглецю́, вуглекислий газ, (рос. углекислый газ, англ. Carbon dioxide, нім. Kohlensäure f, gasförmige Kohlensäure f, Kohlendioxyd n) хімічна сполука, поширена в природних газах, що містять його в кількості від декількох відсотків до практично чистого вуглекислого газу. Безбарвний, має кислуватий смак і запах. Є кінцевим продуктом окиснення вуглецю, не горить, не підтримує горіння і дихання. Токсична дія вуглекислого газу виявляється при його вмісті в повітрі 3-4 % і полягає в подразненні дихальних шляхів, запамороченні, головному болі, шумі у вухах, психічному збудженні, непритомному стані.
Вуглекислий газ є продуктом спалювання викопного палива. Він має парникові властивості, тобто сприяє утриманню тепла на поверхні Землі і вносить основний вклад у глобальне потепління.
При 20 °C в 1 об'ємі води розчиняється 0,88 об'ємів . Водний розчин його має кислуватий смак. На відміну від монооксиду діоксид вуглецю є солетворним оксидом ангідридом карбонатної кислоти .
Під тиском близько 60 атм діоксид вуглецю при звичайній температурі перетворюється в рідину. У зрідженому стані у сталевих балонах його можна зберігати і транспортувати. При сильному охолодженні він перетворюється в снігоподібну масу (сухий лід), яка сублімує (випаровується не плавлячись) при 78,5°С.
Діоксид вуглецю не підтримує дихання і горіння звичайних видів палива. Але речовини, що мають більше споріднення до кисню, ніж вуглець, можуть забирати у нього кисень. Так, наприклад, запалена свічка гасне в атмосфері , а запалена магнієва стрічка продовжує горіти:
Незначні кількості нешкідливі для людини і тварин, але при концентрації його в повітрі понад 3% за об'ємом він стає шкідливим, а при 10 % і більше смертельним.
У народному господарстві діоксид вуглецю широко застосовується в хімічній промисловості при виробництві соди, сечовини тощо, а також у виробництві цукру, вина, пива, для виготовлення газової води і т. д. Широко відомі природні джерелу діоксиду вуглецю у вигляді мінеральних вод «Нарзан», «Боржом» та інші. Спресований твердий під назвою «сухий лід» застосовують для охолодження м'яса, риби і інших харчових продуктів, що швидко псуються. Сухий лід значно більше, ніж звичайний, знижує температуру і при випаровуванні не залишає ніякої рідини. У техніці діоксид вуглецю одержують обпаленням вапняку з одночасним одержанням паленого вапна:
CaCO3 = CaO + CO2↑
В лабораторних умовах його звичайно одержують при дії хлоридної кислоти на мармур:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑
У природі діоксид вуглецю постійно утворюється при найрізноманітніших процесах: горінні вугілля і інших видів палива, диханні, бродінні, гнитті тощо.
2.2 ДІОКСИД СІРКИ, ФІЗИЧНІ ТА ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ, ДОБУВАННЯ, ЗАСТОСУВАННЯ
Діоксид сірки, ( інші назви: сульфітний ангідрид, сірчистий газ) безбарвний газ, з різким задушливим запахом.
Фізичні властивості.
Діоксид сірки при звичайних умовах являє собою безбарвний газ, з різким задушливим запахом. Він важчий від повітря більше ніж у два рази. При охолодженні до 10°С діоксид сірки скраплюється в безбарвну прозору рідину, а під тиском 2,5 атм. скраплюється при звичайній температурі. Тому його можна зберігати і транспортувати в стальних балонах у рідкому стані. Випаровування рідкого супроводжується значним охолодженням (до 50°С). У воді діоксид сірки розчиняється дуже добре: в одному об'ємі води розчиняється до 40 об'ємів . Діоксид сірки отруйний, хоч і значно менше, ніж сірководень. Наявність його в повітрі в кількості 0,33 мг/дм3 і більше викликає задишку і запалення легенів. Тому працювати з ним слід обережно.
Хімічні властивості
Діоксид сірки займає проміжне положення в ряду окиснення відновлення сірки. Сірка в ньому позитивно чотиривалентна. Тому атом сірки в молекулі може або віддавати ще два електрони, або приєднувати чотири або шість електронів. Отже, в залежності від умов діоксид сірки може бути відновником або окисником. Більш різко в нього виражені відновні властивості.
При взаємодії з окисниками виявляє відновні властивості.
Наприклад:
Навпаки, при взаємодії з дуже сильними відновниками він виявляє окислювальні властивості.
Наприклад:
Добування.
Сульфітний газ утворюється при спалюванні сірки в повітрі або в кисні:
S + O2 =
Але в промисловості для одержаннявикористовують звичайно більш дешеву сировину, головним чином залізний колчедан (пірит) FeS2. Горіння піриту відбувається за реакцією:
Значні кількості одержують як побічний продукт у кольоровій металургії при випалюванні сульфідних руд, наприклад цинкової обманки:
У лабораторних умовах діоксид сірки одержують звичайно при дії на гідросульфіт натрію сульфатною кислотою (або хлоридною), або шляхом розчинення міді в сульфатній кислоті при нагріванні:
Застосування
Діоксид сірки застосовують у різних галузях промисловості. Найбільші його кількості йдуть на виробництво сульфатної кислоти. Діоксид сірки має здатність убивати різні мікроби, тому ним обкурюють складські приміщення, підвали, винні бочки тощо, а також овочі і фрукти, щоб запобігти їх загниванню.
Діоксид сірки знебарвлює різні органічні барвники і застосовується для відбілювання вовняних і шовкових тканин, соломи тощо. Але його відбілююча дія має інший характер, ніж кисню і хлору. Кисень і хлор руйнують забарвлюючі речовини, а утворює з ними безбарвні речовини. Деякі з них з часом можуть поступово розкладатися. Наприклад, відбілена сульфітним газом солома, з якої роблять капелюхи, під впливом сонячного світла поступово жовтіє, повертаючи свій попередній колір.
2.3 ДІОКСИД АЗОТУ
Діоксид азоту і гемітетраоксид азоту при звичайних умовах являють собою газову суміш бурого кольору з задушливим запахом. Ця суміш при 21,15°С згущується в ясно-жовту рідину, а при 11,2°С замерзає в безбарвну масу.
При 11,2°С і нижчій температурі існують лише безбарвні молекули гемітетраоксиду. При вищій температурі молекули дисоціюють на молекули діоксиду азоту темно-бурого кольору. З підвищенням температури рівновага дисоціації дедалі зміщується в бік утворення діоксиду, а при 140°С настає повна дисоціація . При цій і вищій температурі існують лише молекули . Таким чином, у температурному інтервалі від 11,2°С до + 140°С обидва оксиди перебувають у рівновазі один з одним. Цю рівновагу можна зобразити таким рівнянням:
100% <=> 100%
при 11,2°С при +140°С
Зміщенням цієї рівноваги пояснюється те, що з підвищенням температури колір суміші стає темнішим, а при зниженні температури поступово ясніє до повного знебарвлення при температурі замерзання. Діоксид азоту, в свою чергу, вище 140°С теж починає розкладатися і при 600°С повністю перетворюється в монооксид азоту NO і кисень:
Тому з підвищенням температури понад 140°С чорно-бурий колір газу поступово ясніє, а при 600°С газ стає безбарвним.
У лабораторних умовах діоксид азоту звичайно одержують термічним розкладом нітрату свинцю за реакцією:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2↑ + O2↑
У промисловості його добувають у великих кількостях для виробництва нітратної кислоти окисненням монооксиду азоту киснем повітря.
У хімічному відношенні діоксид (і гемітетраоксид) азоту відзначається як дуже сильний окисник. Так, він легко окиснює сульфітний ангідрид SO2 у сульфатний ангідрид SO3:
SO2 + NO2 = SO3 + NO
Діоксид азоту дуже отруйний. Вдихання його викликає сильне подразнення дихальних оганів. Тому працювати з ним слід дуже обережно.
У воді обидва оксиди азоту добре розчиняються. При цьому гемітетраоксид азоту вступає в хімічну взаємодію з водою і утворює суміш нітратної і нітритної кислот:
N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2
Якщо суміш цих оксидів розчиняти в їдких лугах, то утворюється суміш відповідних нітратів і нітритів, наприклад:
N2O4 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
У молекулі N2O4 один атом азоту позитивно п'ятивалентний, а один позитивно тривалентний. Тому його структурній формулі надають такого вигляду:
O = N3+ O N5+ = O
\\
О
Забруднення атмосферного повітря діоксидом азоту містить у собі загрозу не тільки для здоров'я людей, але і наносить екологічну шкоду всьому природному середовищу. Негативний біологічний вплив діоксиду азоту на рослини виявляється в знебарвленні листів, зів'яненні квіток, припиненні плодоносіння і росту.
Небезпека діоксиду азоту полягає ще в тому, що він добре розчиняється у воді з утворенням кислотних дощів, а також вступає в фотохімічні реакції з граничними вуглеводнями, утворюючи фотохімічний смог одним із компонентів якого є токсичний продукт формальдегід.
3. РЕАКЦІЯ НА ЗАБРУДНЕННЯ АТМОСФЕРИ ДІОКСИДАМИ
3.1 РЕАКЦІЯ НА ЗАБРУДНЕННЯ АТМОСФЕРИ ОКСИДАМИ АЗОТУ
До числа пріоритетних речовин, що забруднюють атмосферу, відносяться також оксиди а
