1 уравнения горения калия серы магния

Напишите уравнения реакций горения в кислороде: а) серы; б) алюминия; в) метана (углерод в образующемся оксиде четырехвалентен). Назовите продукты реакций

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,289
• гуманитарные 33,621
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,151
• разное 16,830

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета .

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например , гидроксида калия с сероводородом:

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах .

Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

А сульфид никеля, например , не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например , сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Продукты горения (сгорания)

Продукты горения – это вещества (газообразные, жидкие или твердые вещества) и соединения, образующиеся в результате сложного физико-химического процесса горения веществ (материалов).

Под продуктами горения чаще всего понимают дым, токсичные продукты горения, сажу и другие.

Продукты горения сухой травы

Знание свойств и количества продуктов горения необходимо для расчета теплоты сгорания , температуры горения и других показателей, используемых для оценки пожаровзрывоопасности веществ (материалов), объектов с наличием этих веществ (материалов).

Состав

Состав их зависит от состава горящего вещества и условий его горения. В условиях пожара чаще всего горят органические вещества (древесина, ткани, бензин, керосин, резина и др.), в состав которых входят главным образом углерод, водород, кислород и азот. При горении их в достаточном количестве воздуха и при высокой температуре образуются продукты полного сгорания: СО₂, Н₂О, N₂. При горении в недостаточном количестве воздуха или при низкой температуре кроме продуктов полного сгорания образуются продукты неполного сгорания: СО, С (сажа).

Продукты сгорания называют влажными, если при расчете их состава учитывают содержание паров воды, и сухими, если содержание паров воды не входит в расчетные формулы.

Реже во время пожара горят неорганические вещества, такие как сера, фосфор, натрий, калий, кальций, алюминий, титан, магний и др. Продуктами сгорания их в большинстве случаев являются твердые вещества, например Р₂О₅, Na₂O₂, CaO, MgO. Образуются они в дисперсном состоянии, поэтому поднимаются в воздух в виде плотного дыма. Продукты сгорания алюминия, титана и других металлов в процессе горения находятся в расплавленном состоянии.

При неполном сгорании органических веществ в условиях низких температур и недостатка воздуха образуются более разнообразные продукты – окись углерода, спирты, кетоны, альдегиды, кислоты и другие сложные химические соединения. Они получаются при частичном окислении как самого горючего, так и продуктов его сухой перегонки (пиролиза). Эти продукты образуют едкий и ядовитый дым. Кроме того, продукты неполного горения сами способны гореть и образовывать с воздухом взрывчатые смеси. Такие взрывы бывают при тушении пожаров в подвалах, сушилках и в закрытых помещениях с большим количеством горючего материала. Рассмотрим кратко свойства основных продуктов горения.

Углекислый газ

Углекислый газ или двуокись углерода (СО₂) – продукт полного горения углерода. Не имеет запаха и цвета. Плотность его по отношению к воздуху равна 1,52. Плотность углекислого газа при температуре Т = 0 ° С и при нормальном давлении р = 760 миллиметров ртутного столба (мм Hg) равна 1,96 кг/м 3 (плотность воздуха при этих же условиях равна ρ = 1,29 кг/м 3 ). Углекислый газ хорошо растворим в воде (при Т = 15 °С в одном литре воды растворяется один литр газа). Углекислый газ не поддерживает горение веществ, за исключением щелочных и щелочно-земельных металлов. Горение магния, например, происходит в атмосфере углекислого газа по уравнению:

Токсичность углекислого газа незначительна. Концентрация углекислого газа в воздухе 1,5 % безвредна для человека длительное время. При концентрации углекислого газа в воздухе, превышающей 3-4,5 %, нахождение в помещении и вдыхание газа в течение получаса опасно для жизни. При температуре Т = 0 °С и давлении р = 3,6 МПа углекислый газ переходит в жидкое состояние. Температура кипения жидкой углекислоты составляет Т = –78 °С. При быстром испарении жидкой углекислоты газ охлаждается и переходит в твердое состояние. Как в жидком, так и твердом состоянии, капли и порошки углекислоты применяются для тушения пожаров.

Оксид углерода

Оксид углерода или угарный газ (СО) – продукт неполного сгорания углерода. Этот газ не имеет запаха и цвета, поэтому особо опасен. Относительная плотность равна 0,97. Плотность угарного газа при Т = 0 °С и р = 760 мм Hg составляет 1,25 кг/м 3 . Этот газ легче воздуха и скапливается в верхней части помещения при пожарах. В воде оксид углерода почти не растворяется. Способен гореть и с воздухом образует взрывчатые смеси. Угарный газ при горении дает пламя синего цвета. Угарный газ является очень токсичным. Вдыхание воздуха с концентрацией угарного газа 0,4 % смертельно для человека. Стандартные противогазы от угарного газа не защищают, поэтому при пожарах применяются специальные фильтры или кислородные изолирующие приборы.

Всем известная вода – Н₂О – также выделяется во время горения виде газа – как пар. Вода является продуктом горения газа метана – СН₄. Вообще, вода и углекислота в основном выделяются при полном сгорании всех органических веществ.

Цианистый водород

Цианистый калий – сильнейший яд – соль синильной кислоты, также известной как цианистый водород – HCN. Это бесцветная жидкость, но очень летучая (легко переходящая в газообразное состояние). То есть при горении она тоже будет выделяться в атмосферу в виде газа. Синильная кислота очень ядовита, даже небольшая – 0,01 процент – концентрация в воздухе приводит к летальному исходу. Отличительной чертой кислоты является характерный запах горького миндаля. Но синильной кислоте присуща одна «изюминка» – отравиться ей можно, не только вдыхая непосредственно органами дыхания, но и через кожу. Так что защититься только средствами индивидуальной защиты органов дыхания и зрения не получится.

Акролеин

Пропеналь, акролеин, акрилальдегид – все это названия одного вещества, ненасыщенного альдегида акриловой кислоты: СН₂=СН-СНО. Этот альдегид тоже является сильно летучей жидкостью. Акролеин бесцветен, с резким запахом, очень ядовит. При попадании жидкости или ее паров на слизистые, особенно в глаза, вызывает сильное раздражение. Пропеналь является высокореакционным соединением, и это объясняет его высокую токсичность.

Формальдегид

Подобно акролеину, формальдегид принадлежит к классу альдегидов и является альдегидом муравьиной кислоты. Также это соединение известно как метаналь. Это токсичный, бесцветный газ с резким запахом.

Азотсодержащие вещества

Чаще всего во время горения веществ, содержащих азот, выделяется чистый азот – N₂. Этот газ и так содержится в атмосфере в большом количестве. Азот может быть примером продукта горения аминов. Но при термическом разложении, к примеру, солей аммония, а в некоторых случаях и при самом горении, в атмосферу выбрасываются и его оксиды, со степенью окисления азота в них плюс один, два, три, четыре, пять. Оксиды – газы, имеют бурый цвет и чрезвычайно токсичны.

Сернистый газ

Сернистый газ (SO₂) – продукт горения серы и сернистых соединений. Бесцветный газ с характерным резким запахом. Относительная плотность сернистого газа равна 2,25. Плотность этого газа при Т = 0 °С и р = 760 мм Hg составляет 2,9 кг/м 3 , то есть он намного тяжелее воздуха. Сернистый газ хорошо растворяется в воде, например, при температуре Т = 0 °С в одном литре воды растворяется восемьдесят литров SO₂, а при Т = 20 °С – сорок литров. Сернистый газ горение не поддерживает. Действует раздражающим образом на слизистые оболочки дыхательных путей, вследствие чего является очень токсичным.

При горении многих веществ, кроме рассмотренных выше продуктов сгорания выделяется дым – дисперсная система, состоящая из мельчайших твердых частиц, находящихся во взвешенном состоянии в каком-либо газе. Диаметр частиц дыма составляет от 10 −4 до 10 −6 см (от 1 до 0,01 мкм). Отметим, что 1 мкм (микрон) равен 10 −6 м или 10 −4 см. Более крупные твердые частицы, образующиеся при горении, быстро оседают в виде копоти и сажи. При горении органических веществ дым содержит твердые частицы сажи, взвешенные в CO₂, CO, N₂, SO₂ и других газах. В зависимости от состава и условий горения вещества получаются различные по составу и по цвету дымы. При горении дерева, например, образуется серовато-черный дым, ткани – бурый дым, нефтепродуктов – черный дым, фосфора – белый дым, бумаги, соломы – беловато-желтый дым.

В составе дыма, образующегося на пожарах при горении органических веществ, кроме продуктов полного и неполного сгорания, содержатся продукты термоокислительного разложения горючих веществ. Образуются они при нагреве еще негорящих горючих веществ, находящихся в среде воздуха или дыма, содержащего кислород. Обычно это происходит перед факелом пламени или в верхних частях помещений, где находятся нагретые продукты сгорания.

Состав продуктов термоокислительного разложения зависит от природы горючих веществ, температуры и условий контакта с окислителем. Так, исследования показывают, что при термоокислительном разложении горючих веществ, в молекулах которых содержатся гидроксильные группы, всегда образуется вода. Если в составе горючих веществ находятся углерод, водород и кислород, продуктами термоокислительного разложения чаще всего являются углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и органические кислоты. Если в составе горючих веществ, кроме перечисленных элементов, есть хлор или азот, то в дыме находятся также хлористый и цианистый водород, оксиды азота и другие соединения. Так, в дыме при горении капрона содержится цианистый водород, при горении линолеума «Релин» – сероводород, диоксид серы, при горении органического стекла – оксиды азота. Продукты неполного сгорания и термоокислительного разложения в большинстве случаев являются токсичными веществами, поэтому тушение пожаров в помещениях производят только в кислородных изолирующих противогазах.

Пепел, зола, копоть, сажа, уголь

Копоть, или сажа – остатки углерода, который не вступил в реакцию, по разным причинам. Сажу называют также амфотерным углеродом. Зола, или пепел – мелкие частицы неорганических солей, не сгоревших или не разложившихся при температуре горения. При выгорании топлива эти микросоединения переходят во взвешенное состояние или скапливаются внизу. А уголь – это продукт неполного сгорания дерева, то есть не сгоревшие его остатки, но при этом еще способные гореть. Конечно, это далеко не все соединения, которые выделятся при сгорании тех или иных веществ. Перечислить их всех нереально, да и не нужно, потому что другие вещества выделяются в ничтожно малых количествах, и только при окислении определенных соединений.

Классификация

Большинство продуктов горения являются отравляющими веществами. Поэтому, говоря об их классификации, будет правильным ознакомить вас со следующим термином:

Классификация опасности веществ по степени воздействия на организм – это установление (ранжирование) уровней опасности веществ по их поражающему и повреждающему воздействию на организм человека и (или) животного. Более подробно о данной классификации читайте в материале по ссылке >>

Также ознакомьтесь с познавательным материалом по теме:

Формулы для расчета объема

Вид формулы для расчета объема продуктов полного сгорания при теоретически необходимом количестве воздуха зависит от состава горючего вещества.

Индивидуальное химическое соединение

В этом случае расчет ведут, исходя из уравнения реакции горения. Объем влажных продуктов сгорания единицы массы (кг) горючего вещества при нормальных условиях рассчитывают по формуле:

V_п.с. – объем влажных продуктов сгорания, м 3 /кг; – число киломолей диоксида углерода, паров воды, азота и горючего вещества в уравнении реакции горения; М – масса горючего вещества, численно равная молекулярной массе, кг.

Например, чтобы определить объем сухих продуктов сгорания 1 кг ацетона при нормальных условиях, составляем уравнение реакции горения ацетона в воздухе:

Определяем объем сухих продуктов сгорания ацетона:

Объем влажных продуктов сгорания 1 м 3 горючего вещества (газа) можно рассчитать по формуле:

V_п.с. – объем влажных продуктов сгорания 1 м 3 горючего газа, м 3 /м 3 ; – число молей диоксида углерода, паров воды, азота и горючего вещества (газа).

Сложная смесь химических соединений

Если известен элементный состав сложного горючего вещества, то состав и количество продуктов сгорания 1 кг вещества можно определить по уравнению реакции горения отдельных элементов. Для этого составляют уравнения реакции горения углерода, водорода, серы и определяют объем продуктов сгорания, приходящийся на 1 кг горючего вещества. Уравнение реакции горения имеет вид:

С + О 2 + 3,76N 2 = СО 2 + 3,76N 2

При сгорании 1 кг углерода получается 22,4 / 12 = 1,86 м 3 СО 2 и 22,4 × 3,76/12 = 7,0 м 3 N 2.

Аналогично определяют объем (в м 3 ) продуктов сгорания 1 кг серы и водорода. Полученные данные приведены ниже:

При горении углерода, водорода и серы кислород поступает из воздуха. Однако в состав горючего вещества может входить кислород, который также принимает участие в горении. В этом случае воздуха на горение вещества расходуется соответственно меньше.

В составе горючего вещества могут находиться азот и влага, которые в процессе горения переходят в продукты сгорания. Для их учета необходимо знать объем 1 кг азота и паров воды при нормальных условиях.

Объем 1 кг азота равен 0,8 м 3 , а паров воды 1,24 м 3 . В воздухе при 0 °С и давлении 101325 Па на 1 кг кислорода приходится 3,76 × 22,4 / 32 = 2,63 м 3 азота.

На основании приведенных данных определяют состав и объем продуктов сгорания 1 кг горючего вещества.

Например, чтобы определить объем и состав влажных продуктов сгорания 1 кг каменного угля, состоящего из 75,8 % С, 3,8 % Н, 2,8 % О, 1,1 % N, 2,5 % S, W = 3,8 %, A = 11,0 %.

Объем продуктов сгорания будет следующий, м 3 :

Из общего объема азота вычитают объем азота, приходящийся на кислород в составе каменного угля 0,028 × 2,63 = 0,0736 м 3 . Итог указывает состав продуктов сгорания каменного угля: объем влажных продуктов сгорания 1 кг каменного угля равен:

V_п.с. = 1,4 + 0,462 + 6,6972 + 0,017 = 8,576 м 3 /кг.

Смесь газов

Количество и состав продуктов сгорания для смеси газов определяют по уравнению реакции горения компонентов, составляющих смесь. Например, горение метана протекает по следующему уравнению:

СН 4 + 2О 2 + 2 × 3,76N 2 = СО 2 + 2Н 2О + 7,52N 2

Согласно этому уравнению, при сгорании 1 м 3 метана получается 1 м 3 диоксида углерода, 2 м 3 паров воды и 7,52 м 3 азота. Аналогично определяют объем (в м 3 ) продуктов сгорания 1 м 3 различных газов:

На основании приведенных цифр определяют состав и количество продуктов сгорания смеси газов.

Анализ продуктов сгорания, взятых на пожарах в различных помещениях, показывает, что в них всегда содержится значительное количество кислорода. Если пожар возникает в помещении с закрытыми оконными и дверными проемами, то пожар при наличии горючего может продолжаться до тех пор, пока содержание кислорода в смеси воздуха с продуктами сгорания в помещении не снизится до 14-16 % (об.). Следовательно, на пожарах в закрытых помещениях содержание кислорода в продуктах сгорания может быть в пределах от 21 до 14 % (об.). Состав продуктов сгорания во время пожаров в помещениях с открытыми проемами (подвал, чердак) показывает, что содержание в них кислорода может быть ниже 14 % (об.):

По содержанию кислорода в продуктах сгорания на пожарах можно судить о коэффициенте избытка воздуха, при котором происходило горение.

Действие на организм человека

Степень токсичности веществ связана с их физической и химической природой. Взаимодействуя с организмом, продукты горения вызывают патологические синдромы.

Международная классификация болезней десятого пересмотра МКБ-10 определяет отравление продуктами горения кодом Т59 – «Токсическое действие других газов, дымов и паров».

По механизму действия на человека отравляющие компоненты в составе дыма делятся на пять групп.

1. Вещества, которые вызывают поражение кожного покрова и слизистой оболочки. Симптомы такого отравления продуктами горения – зуд, жжение кожи и её воспаление, боль в области глаз, век, слезотечение, кашель. Примеры – пары дёгтя, сернистый газ, формальдегид.
2. Продукты горения, которые вызывают острые ингаляционные отравления. Пострадавшие жалуются на одышку, кашель. При осмотре обращает на себя внимание частое дыхание, синюшность. При высокой концентрации токсичного газа может произойти остановка дыхания. Так, признаки отравления продуктами горения ПВХ могут проявиться через несколько часов. Ингаляционные отравления вызывает хлор, аммиак, оксид азота.
3. Продукты горения с образованием токсичных веществ, которых называют «ядами крови». Связывая гемоглобин, они нарушают доступ кислорода к тканям и запускают патологические реакции, охватывающие весь организм. Примеры – угарный газ, диоксид азота.
4. Продукты горения, для которых органом-мишенью является нервная система. Это бензол, сероводород.
5. Ферментные яды, которые воздействуют на тканевое дыхание, блокируя процессы активации кислорода. Это сероводород, синильная кислота.

Многие токсины, образующие в продуктах горения «универсальны», так как вызывают поражение сразу нескольких систем организма.

Первая помощь при отравлении

Симптомы интоксикации разными веществами могут отличаться, но принципы оказания первой помощи всегда одинаковые.

Большинство ядов поступает через дыхательные пути. Первое, что необходимо сделать при отравлении – прекратить поступление продуктов горения в организм. Для этого необходимо:

• соблюдая безопасность и если имеется такая возможность прекратить поступление токсичного вещества – газа, дыма;
• проветрить помещение или иной объем где находится пострадавший;
• снять загрязнённую одежду;
• при отсутствии противопоказаний перенести пострадавшего в безопасное место.

Острая интоксикация требуют оказания экстренной помощи. Действия при отравлении продуктами горения, следующие:

• вызвать «скорую помощь»;
• при задымлении предусмотреть способы защиты органов дыхания от продуктов горения;
• если есть симптомы раздражения – промыть глаза, полость рта, носа;
• при отсутствии сознания придать пострадавшему горизонтальное положение и обеспечить проходимость дыхательных путей;
• до приезда медицинских специалистов наблюдать за сознанием, дыханием, частотой сердечных сокращений, артериальным давлением;
• если есть признаки терминального состояния, то приступить к сердечно-лёгочной реанимации.

Некоторые ингаляционные отравления продуктами горения имеют период мнимого благополучия. Даже при отсутствии патологических симптомов, стоит внимательно следить за состоянием тех, кто может быть отравлен. При первых же признаках неблагополучия необходимо вызывать соответствующих специалистов.

Отравление продуктами горения у детей развивается быстрее, чем у взрослых. Это объясняется более высоким уровнем кислородного обмена. У малышей появляются жалобы на головную боль, сонливость, слезотечение, тошноту. При осмотре заметны изменения цвета кожи, учащение и затруднение дыхания, нарушения координации. Принципы оказания первой помощи для детей те же, что и для взрослых. При отсутствии специализированной медицинской помощи, пострадавшему ребенку угрожают необратимые изменения центральной нервной системы.

Источник: Пожаровзрывобезопасность веществ и материалов и средства их тушения: Справочник. Баратов А.Н., Корольченко А.Я. –М., 1990.