Уравнение реакции водорода с озоном

Озон (получение применение)

Озон — аллотропное состояние кислорода состоящий из трёхатомных молекул О₃, на цвет голубоватый, образуется в атмосфере при электрических разрядах, в лабораторных условиях может быть получен пропусканием т ихих электрических разрядов на кислород.

Основное применение в органическом синтезе других веществ, а также рассматривается как вариант использования жидкого озона для окисления топлива в космических ракетах.

Что такое озон

Это аллотропное состояние кислорода, образование озона наблюдается во всех химических процессах, в результате которого выделяется атомарный кислород.

В лабораторных условиях озон можно получить не только пропусканием разрядов через кислород, но действием быстрых электронов и протонов, рентгеновских и ультрафиолетовых лучей.

При пропускании электрических искр через кислород или воздух появляется характерный запах, знакомый каждому, кто имел дело с электростатической машиной или индукционной катушкой. Причиной этого запаха является образование нового газообразного вещества — озона.

Так как озон может быть получен из совершенно чистого сухого кислорода при действии электрических искр, то отсюда следует, что озон состоит только и кислорода и представляет собой особое видоизменение этого элемента.

Физические свойства, получение озона

Молекулярный вес озона равен 48, в то время как молекулярный вес кислорода 32. Атомный вес кислорода равен 16; следовательно, молекула озона состоит из трех атомов кислорода, а молекула кислорода только из двух таких же атомов.

Таким образом, кислород в свободном состоянии может существовать в виде двух аллотропических видоизменений: обыкновенного кислорода О2 и озона.

Для получения озона пользуются действием тихих электрических разрядов на кислород. Приборы, служащие для этой цели,, носят название озонаторов. На рис. 2 изображен озонатор состоящий в основном из двух стеклянных трубок, вставленных одна в другую.

Кислород медленно просасывается между трубками. Во внутреннюю трубку наливают разбавленный раствор серной кислоты, и весь прибор помещают в стакан с тем же раствором. В растворы погружают провода от индукционной катушки.

Таким образом, растворы являются электродами и в тоже время служат для охлаждения газа. При работе катушки в пространстве между стенками трубок происходит тихий электрический разряд. Выходящий из прибора кислород содержит несколько процентов озона. Чем ниже температура, тем больше получается озона.

Озон что это

Озон можно отделить от кислорода сильным охлаждением, причем озон сгущается в синюю жидкость, кипящую при —112°. Жидкий озон легко взрывается.

Растворимость озона в воде значительно больше, чем растворимость кислорода: 100 объемов воды при 0° растворяют 49 объемов озона.

При обыкновенной температуре озон довольно устойчив, но. при нагревании легко разлагается, снова превращаясь в кислород. Распад озона сопровождается выделением тепла и увеличением объема в полтора раза, так как из каждых двух молекул озона получаются три молекулы кислорода:

В химическом отношении озон отличается от кислорода более сильной окислительной способностью: при действии озона блестящая серебряная пластинка быстро чернеет, покрываясь слоем перекиси серебра Ag₂O₂, сернистые соединения металлов окисляются в соли серной кислоты.

Бумага, смоченная скипидаром, воспламеняется; многие красящие вещества обесцвечиваются. При этом молекула озона теряет один атом кислорода и озон переходит в обыкновенный кислород.

Из раствора йодистого калия озон выделяет иод:

Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную раствором йодистого калия и крахмальным клейстером, то она тотчас же синеет. Этой реакцией пользуются для открытия озона.

Как сильный окислитель, озон убивает бактерии и потому применяется для обеззараживания воды и для дезинфекции воздуха.

Озон постоянно образуется в небольших количествах при электрических разрядах в атмосфере. Образование озона может происходить также при различных процессах окисления, например при окислении влажного фосфора, скипидара, смолистых веществ и т. п.

Последним обстоятельством объясняется присутствие озона в воздухе хвойных лесов; этот воздух является особенно полезным для здоровья, так как не содержит бактерий.

Открытие озона

Озон был обнаружен в 1785 физиком из Голландии Мартином ван Марумом, благодаря проведению серии экспериментов, которые проводились в области воздействия электрических разрядов на кислород. В этих результатах ученый пытался исследовать странное на то время явление так называемое «электрическая материя».

В 1850 г. параллельно основной работе, он выяснил, что озон может реагировать с органическими веществами проявляя себя как окислитель.

Благодаря своим дезинфицирующим свойства был применен в 1898 году в Франции. В небольшом на то время городке Бон Вояж был построен завод для дезинфекции воды реки Вазюби.

На территории России завод по озонированию был запущен в Санкт-Петербурге в 1911 году.

Большое применение озона получил в годы Первой мировой войны как антисептическое средство.

В настоящее время с появлением надежных энергосберегающих генераторов озона возросло применение для очистки воды, что хорошо применяется на территории США и по всей Европе.

Химические свойства озона

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2 + 68kcal/mol(285kJ/mol) → 2О₃

Молекула О₃ неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут превращается в O₂ с выделением тепла.

Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер.

Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.

В присутствии небольших количеств азотной кислоты озон стабилизируется, а в герметичных сосудах из стекла, некоторых пластмасс или чистых металлов озон при низких температурах (−78 °С) практически не разлагается.

Озон — очень сильный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления (после некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Ni, Cu, Sn). Озон окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

Озон повышает степень окисления оксидов:

Эта реакция сопровождается хемилюминесценцией. Диоксид азота может быть окислен до азотного ангидрида:

Не реагирует с молекулярным азотом при комнатной температуре, но при 295°С озон вступает с ним в реакцию:

Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием диоксида углерода:

Озон не реагирует с аммониевыми солями, но реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

Озон реагирует с водородом с образованием воды и кислорода:

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

С помощью озона можно получить серную кислоту как из элементарной серы, так и из диоксида серы и сероводорода:

В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием диоксида серы:

В водном растворе проходят две конкурирующие реакции с сероводородом, одна с образованием элементарной серы, другая с образованием серной кислоты:

Все три атома кислорода в озоне могут реагировать по отдельности в реакции хлорида олова с соляной кислотой и озоном:

Обработкой озоном раствора иода в холодной безводной хлорной кислоте может быть получен перхлорат иода(III):

Твёрдый перхлорат нитрония может быть получен реакцией газообразных NO₂, ClO₂ и O₃:

Озон может участвовать в реакциях горения, при этом температуры горения выше, чем с двухатомным кислородом:

Озон может вступать в химические реакции и при низких температурах. При 77 K (−196 °C, температура кипения жидкого азота), атомарный водород взаимодействует с озоном с образованием гидропероксидного радикала с димеризацией последнего:

Озон может образовывать неорганические озониды, содержащие анион O₃ − . Эти соединения взрывоопасны и могут храниться только при низких температурах. Известны озониды всех щелочных металлов (кроме франция). KO₃, RbO₃ и CsO₃ могут быть получены из соответствующих супероксидов:

Озонид калия может быть получен и другим путём из гидроксида калия[13]:

NaO₃ и LiO₃ могут быть получены действием CsO₃ в жидком аммиаке NH₃ на ионообменные смолы, содержащие ионы Na + или Li + :

Обработка озоном раствора кальция в аммиаке приводит к образованию озонида аммония, а не кальция:

Озон может быть использован для удаления железа и марганца из воды с образованием осадка (соответственно гидроксида железа(III) и диоксигидрата марганца), который может быть отделён фильтрованием:

В кислых средах окисление марганца может идти до перманганата.

Озон превращает токсичные цианиды в менее опасные цианаты:

Озон может полностью разлагать мочевину:

Взаимодействие озона с органическими соединениями с активированным или третичным атомом углерода при низких температурах приводит к соответствующим гидротриоксидам.

Реакция озона с непредельными соединениями с образованием органических озонидов находит применение в анализе органических веществ.

Реакции озона с другими веществами

Озон реагирует в водном растворе с сероводородом образуя серную кислоту

и элементарной серы

Реагирует с углеродом при нормальных условиях

Озон применение для чего нужен

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике. Общая химическая энергия, освобождающаяся при реакции сгорания с участием озона, больше, чем для простого кислорода, примерно на одну четверть 719 ккал/кг).

Больше будет, соответственно, и удельный импульс. У жидкого озона большая плотность, чем у жидкого кислорода (1,35 и 1,14 г/см³ соответственно), а его температура кипения выше (−112 °C и −183 °C соответственно), поэтому в этом отношении преимущество в качестве окислителя в ракетной технике больше у жидкого озона.

Однако препятствием является химическая неустойчивость и взрывоопасность жидкого озона с разложением его на O и O₂, при котором возникает движущаяся со скоростью около 2 км/с детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 3·10 7 дин/см² (3 МПа), что делает применение жидкого озона невозможным при нынешнем уровне техники, за исключением использования устойчивых кислород-озоновых смесей (до 24 % озона).

Преимуществом подобной смеси также является больший удельный импульс для водородных двигателей, по сравнению с озон-водородными. На сегодняшний день такие высокоэффективные двигатели, как РД-170, РД-180, РД-191.

Также разгонные вакуумные двигатели вышли по УИ на близкие к предельным параметры, и для повышения удельного импульса необходимо найти возможность перейти на новые виды топлива.

Жидкий озон при низких температурах (в жидком азоте) также иногда применяется в органическом синтезе для мягкого разрыва двойной углерод-углеродной связи.

Что мы узнали о озоне?

Как пахнет озон?

Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»). При больших концентрациях напоминает запах хлора. Запах ощутим даже при разбавлении 1:100000.

Как образуется озон?

Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

Какая плотность озона?

Сколько атомов кислорода содержится в молекуле озона?

В молекуле озона — три атома кислорода, а в молекуле кислорода — два атома кислорода.

Вы читаете, статья на тему Озон

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Leave a Comment

Для отправки комментария вам необходимо авторизоваться.

6.3.2.4. Озонирование

6.3.2.4. Озонирование

Озон – сильнейший окислитель. В реакции О₃ + 2Н + + 2ē ↔ О₂ + Н₂О окислительно-восстановительный потенциал равен +2,07 [В]; в щелочной среде Е ₀ = 1,24 [В].

Взаимодействие озона с водой происходит поэтапно и медленно и завершается образованием молекулярного кислорода. На промежуточных этапах выделяются анионы ОН – , каталитически усиливающие окислительные процессы с участием О₂.

Окисление сопровождается потерей озоном атома кислорода или внедрением молекул О₃ в окисляемое вещество (процесс ознолиза).

Примером первого вида окисления служит деструкция цианидов (см. ниже).

Озонолиз происходит при разрушении органических соединений, например, гуминовых кислот, придающих воде цветность. Как отмечается в [1], озонолиз приводит к разрыву молекул гумуса и разрушению хромоформных групп с образованием более простых и менее окрашенных соединений. Гуминовые кислоты превращаются в апокреновые, затем в креновые и, наконец, в малоокрашенные кислоты (субкреновая, уксусная, щавелевая).

В зависимости от окислительно-восстановительного потенциала или рН, факторов определяющих окислительно-восстановительную мощность системы (см. рис. 6.14) процесс окисления озоном, как и многие другие процессы окисления и восстановления, могут идти по разным маршрутам и приводить к образованию разных конечных продуктов.

Окисление сероводорода озоном завершается образованием двуокиси серы, а при больших дозах озона и больших значениях rH ₂ – серной кислоты. В первом случае двухвалентная сера окисляется до четырехвалентной, во втором – до шестивалентной.

Оба процесса идут одновременно, но чем больше доза озона, тем более превалирует второй. Двухвалентный марганец окисляется до четырехвалентного или шестивалентного в зависимости от концентрации озона в воде:

Интенсивность деманганации (удаления марганца) усиливается при увеличении рН, что так же как увеличение дозы О ₃ приводит к росту мощности редокссистемы (рис. 6.21).

Как следует из рисунка, даже небольшое изменение рН существенно влияет на результаты очистки.

Рассмотрим окисление озоном цианидов. Значение рН принимается 10–13. Влияние температур воды на динамику окисления минимально, удельная доза озона составляет 4 мг/мг цианида (стехиометрическая доза 3,37 мг/мг).

Процесс проходит в два этапа: с образованием цианатов и до полного разрушения:

На первом этапе удельный расход озона составляет 1,85 мг/мг. Повышение рН воды до 13 увеличивает скорость окисления почти в 7 раз сравнительно с рН = 10,5, но приводит к значительному росту дозы озона – до 11,6 мг/мг. Последнее обстоятельство объясняется тем, что в щелочной среде происходит интенсивное саморазложение озона.

При более низких значениях рН (до 5 и менее) и уменьшения мощности редокссистемы, идет двухэтапный процесс восстановления цианитов до мочевины:

;

.

Условия озонирования зависят от озоностойкости окисляемых водных примесей. В [14] приводится следующая классификация примесей по озоностойкости:

– к первой группе (легко взаимодействующие вещества) отнесены: гуминовые кислоты, фенолы, соединения серы, двухвалентное железо, патогенные микроорганизмы, некоторые виды вирусов;

– ко второй группе (умеренно взаимодействующие) относятся: коллоидально диспергированные фульвокислоты, некоторые виды СПАВ, альдегиды, кетоны, часть нефтепродуктов, органические соединения, содержащие функциональные группы NH , ОН , СНО , S , SH , некоторые виды вирусов;

– к третьей группе (трудно взаимодействующие) следует отнести: предельные углеводороды, некоторые виды СПАВ, пестициды, красители, спорообразующие микроорганизмы.

При озонировании загрязнений первой группы процесс идет достаточно быстро, дозы озона близки к стехиометрическим, но при глубокой деструкции их все же следует увеличивать.

Ход процесса оптимизируется правильным назначением рН воды.

При озонировании воды, содержащей примеси, умеренно взаимодействующие с озоном, для достижения высокого эффекта очистки процесс следует интенсифицировать как за счет корректировки рН, так и введением избыточного (сравнительно со стехиометрическими дозами) озона. Кроме того, в этих случаях желательно применение катализаторов – металлов с переменной валентностью.

Интенсификация процесса особенно важна при очистке от трудновзаимодействующих загрязнений. На рис. 6.22 иллюстрируется кинетика окисления нефтепродуктов и ХПК сточных вод нефтеперерабатывающего завода после предварительной механической и биологической очистки. Можно заключить, что если за счет оптимизации рН удалось достичь увеличения скорости окисления примесей, определяющих ХПК, то эффективность этого фактора в отношении только нефтепродуктов оказалась менее значительной.

Активированные угли аккумулируют озон и способствуют более рациональному его использованию. Например, при окислении на активированных углях сероводорода и меркантанов затраты озона уменьшились в 1,5…2,0 раза [15].

Применение системы «озон–пероксид водорода» позволяет генерировать свободные радикалы:

Совместное применение двух окислителей ( О ₃ и Н ₂ О ₂ ) обеспечивает деструкцию озоноустойчивых примесей при значительно меньших дозах озона, чем это потребовалось бы только при одном озонировании.

Фотолиз воды многократно повышает интенсивность процесса окисления, т.к. образуются свободные радикалы:

О ₃ + Н ₂ О О ₂ + Н ₂ О ₂ ;

Н ₂ О ₂ 2 НО · (свободный радикал).

В [5] высказывается мысль, что поскольку в условиях фотолиза не фиксируется накопление пероксида водорода, параллельно с образованием свободных радикалов происходит реакция между пероксидом и озоном:

Окисление усиливается в присутствии катализаторов (оксиды меди, марганца, кобальта, никеля и их композиции). Носителями этих окислов могут быть силикогель, алюмосиликаты, бентонитовые глины и другие [16]. Например, очистка воды от тетраэтилсвинца озонированием проводится в колонне, загруженной силикогелем. Образующиеся окислы свинца, оседая на силикогеле, являются катализаторами и дополнительно интенсифицируют процесс.

6.3.2.5. Применение других окислителей

При окислении водных примесей соединениями многовалентного марганца, последний восстанавливается до двухвалентного и является акцептором электронов. Так, окисление фенола четырехвалентным марганцем протекает в кислой среде по следующим уравнениям:

или при использовании окислителя полуторооксида марганца

Соли марганца затем регенерируются щелочной обработкой и окислением с использованием кислорода воздуха в качестве акцептора электрона:

К сильным окислителям относится семивалентный марганец в виде перманганата калия: KMnO ₄ .

В слабокислой или нейтральной среде перманганат калия окисляет сульфиды до нерастворимой серы, а сам восстанавливается до двух- и четырехвалентного.

7,0 пермангант калия окисляет органику, восстанавливаясь при этом до диоксида марганца:

Так, кетоны окисляются до карбоновых кислот и, более глубоко, до углекислого газа. Например, реакция окисления щавелевой кислоты идет по уравнению:

Карбоновые кислоты могут быть разрушены перманганатом калия до минеральных составляющих.

В отдельных случаях для окисления применяется селитра: калиевая KNO ₃ или натриевая NaNO ₃ . В [17] приводится схема деструктивной обработки селитрой концентрированного стока, содержащего органические соединения ртути. Ртуть переводится в ионное состояние.

К акцепторам электронов относится протон Н + , который восстанавливается до атомарного водорода.

Выше мы рассмотрели примеры генерации свободных радикалов химическим путем и отметили, что они являются чрезвычайно активными окислителями. Генерация свободных радикалов может осуществляться и при радиационном облучении (радиолизе) воды. В результате радиолиза вода насыщается такими свободными радикалами, как НО ₂ · и О ₂ · . При помощи радиолиза можно создать оптимальную редокс–систему. В качестве источников радиации применяют Со 60 и Сs 137 . В [5] приводятся примеры применения радиационного метода для окисления фенолов, цианидов, некоторых СПАВ.

На рис. 6.23 приведены графики, характеризующие процесс очистки радиолизом сточной воды производства синтетического каучука, загрязненной некалем (смесью анионных ПАВ). Из графиков следует, что скорость процесса изменялась до достижения 65–75 % эффекта очистки, а потом несколько замедлялась. По мере насыщения воды продуктами радиолиза наблюдалось снижение рН воды.

Условия очистки существенно улучшаются, если производить перемешивание воды для выравнивания во всем объеме концентрации свободных радикалов. С этой целью полезен барботаж воздухом. Барботаж одновременно повышает содержание в воде кислорода, а это способствует увеличению скорости реакции.

Скорость окисления, как всегда, возрастает при избытке окислителей. Поэтому, с увеличением дозы радиации и, соответственно, количества образующихся свободных радикалов, необходимая продолжительность процесса сокращается.

6.3.3. Восстановители и процессы восстановления

Восстановление, т.е. процесс поглощения атомами вещества электронов, возможно только в присутствии их источников. Донорами электронов являются вещества, способные окисляться.

6.3.3.1. Восстановление соединениями серы

Соединения серы легко окисляются и поэтому являются хорошими восстановителями. Наиболее часто для восстановления используют сульфат Na ₂ SO ₃ , гидросульфит NaHSO ₃ , бисульфит натрия Na ₂ S ₂ O ₅ и двуокись серы SO ₂ . В этих веществах сера находится в четырехвалентном состоянии и при использовании в качестве восстановителя окисляется до шестивалентной. Указанные реагенты легко растворяются в воде и применяются в виде растворов.

Бисульфит предварительно разлагается при температуре + 70 ° С до сульфата и двуокиси серы: Na ₂ S ₂ O ₅ = Na ₂ SO ₃ + SO ₂ .

Рассмотрим условия восстановления шестивалентного хрома гидросульфитом натрия. Технология обезвреживания Сr 6+ предусматривает его восстановление до трехвалентного с последующим образованием малорастворимого гидроксида Cr ( OH )₃, удаляемого из воды осаждением.

Реакция восстановления проходит в кислой среде:

Значение Е ₀ реакций восстановления Сr 6+ равно + 1,36 [В], окисления серы + 0,29 [В]. Таким образом, реакция восстановления хромовой кислоты H ₂ Cr ₂ O ₇ осуществляется при потенциале 1,36 – 0,29 = 1,07 В > 0, т.е. проходит самопроизвольно и с большой интенсивностью.

Воду подкисляют, как правило, серной кислотой. Кинетика процесса восстановления зависит от двух главных факторов: рН воды и отношения активностей вводимого восстановителя и шестивалентного хрома в исходной воде.

Чаще всего процесс ведут при рН = 2 – 4. Влияние рН на продолжительность процесса и на его полноту иллюстрируется экспериментальными данными, приводимыми ниже. Начальная концентрация Сr 6+ в исходной воде составляла 15 мг/л, температура воды +20 ° С.

Можно констатировать, что даже незначительное повышение рН, вполне возможное по условиям дозирования, заметно сказывается на результатах процесса. В работе [18] отмечается, что полное восстановление хрома не происходит, если рН превышает 4 – 5; в этих условиях восстановитель полностью не используется и остается в воде.

Стехиометрические дозы восстановителей недостаточны для полного восстановления шестивалентного хрома в течение технически допустимой продолжительности процесса (5–15 минут) и увеличение скорости реакций требует применения избыточных доз реагентов.

Полученная стехиометрическим расчетом удельная доза 100 % гидросульфита натрия составляет 3,1 мг/мг шестивалентного хрома. Опыты показали, что при продолжительности реакции 5 минут и исходной концентрации шестивалентного хрома до 400 мг/л полное восстановление достигалось при дозах реагентов, на 70 % превышающих расчетные. При этом, в растворе оставался избыток введенного гидросульфита.

Чем ниже концентрация шестивалентного хрома в исходной воде, тем большим должен быть избыток восстановителя.

Восстановление пятивалентного мышьяка в трехвалентный с применением бисульфата натрия рассмотрено в [17]. Технология очистки стока от мышьяка включала: его восстановление, насыщение воды хлористым водородом для образования NaCl , удаления поваренной соли и, наконец, экстракцию оставшейся части мышьяка бензолом.

Предварительно сточная вода подкислялась, в нее вводился бисульфит натрия, и производился подогрев до + 70 ° С. Было установлено, что при концентрации Аs 5+ в исходной воде 466 мг/л и при удельной дозе 100 % бисульфита 42 мг/мг, восстанавливалось 87,5– 99 % мышьяка за 1–20 минут соответственно. После восстановления воду аэрировали для удаления избытка двуокиси серы.

Метод восстановления соединениями серы применяется при обескислороживании воды для подпитки котлов высокого давления. Кислород удаляется с целью защиты конструкций котлов, экономайзеров и трубопроводов от коррозии. Основную часть кислорода предварительно удаляют десорбцией (см. главу 4), доочистка производится химическими методами.

В качестве восстановителя часто используют сульфит натрия. В результате реакции сульфит окисляется до сульфата, а валентность серы возрастает от четырех до шести:

По стехиометрическому расчету удельный расход сульфита составляет около 8 г на 1 г кислорода; если вместо сульфита применять гидросульфит натрия, удельная доза реагента возрастет почти вдвое.

Как отмечается в [9] на процесс обескислороживания влияет ряд факторов:

– скорость реакции при температуре воды до + 20 ° С прямо пропорциональна содержанию кислорода в пределах его концентраций от 3 до 12 мг/л;

– с дальнейшим повышением температуры скорость реакции резко увеличивается;

– оптимальные значения рН воды, при которых скорость восстановления оказывается наибольшей, от 5 до 8;

– катализаторами реакции служат соли металлов, главным образом, меди и кобальта.

Недостатком сульфита натрия как восстановителя является повышение солевого состава воды после обескислороживания; кроме того, при термическом разложении Na ₂ SO ₄ возможно образование сероводорода или сернистого ангидрида [9].

6.3.3.2. Восстановление металлами

Металлы легко окисляются и являются донорами электронов. По степени окисляемости металлы располагаются в следующем ряду:

Li>K>Ba>Ca>Na>Mg>Al>Be>Mn>Zn> Fe>Cr >Co>Ni>Sn>Pb>

Металлы, расположенные в ряду слева, восстанавливают металлы, находящиеся правее. Катион Н + восстанавливается до атомного водорода всеми металлами, начиная от Рb и левее. Многие металлы образуют катионы в зависимости от степени окисления. При увеличении степени окисления могут быть получены дополнительные электроны, используемые в процессах восстановления.

Например, двухвалентное железо восстанавливает шестивалентный хром, окисляясь до трехвалентного. Железо вводят в виде железного купороса. Восстановление шестивалентного хрома проходит по реакции:

Потенциал этой реакции, протекающей в кислой среде в присутствии серной кислоты, равен + 0,59 [В]. Чаще восстановление с применением двухвалентного железа осуществляется в реакторе, загруженном стальной стружкой (рис. 6.24). При контакте железа с серной кислотой происходит окисление Fe 0 до Fe 2+ :

Технологический процесс в реакторе включает: поступление загрязненной воды, обработанной серной кислотой до рН = 2–3, растворение железной стружки с образованием двухвалентного железа и выделением электронов, последующее окисление двухвалентного железа до трехвалентного с дополнительным выделением электронов. Генерация электронов и их поглощение восстанавливающимися примесями должны быть сбалансированы.

Процесс требует немедленного отведения продуктов восстановления и растворенного железа от поверхности железной стружки; в противном случае будет происходить блокирование части поверхности растворения. Деблокирование достигается барботажем воздуха через слой стружки. Влияние барботажа на результаты работы реактора иллюстрируются графиком на рис. 6.25. Эффект очистки воды от красителя при отсутствии барботажа оказался значительно ниже. Барботаж позволяет достичь максимального эффекта очистки (более 90 %) за 60 минут пребывания воды в реакторе; при отсутствии барботажа за этот же период эффект очистки составил около 50 %.

Атомарный водород, окисляясь до Н + , участвует в восстановление многих видов водных загрязнений. По этой схеме осуществляется деструкция тетраэтилсвинца (ТЭС). При рН = 4,5 и при начальной концентрации ТЭС около 95 мг/л полное разрушение достигалось в течение 1,5 часов в соответствии с реакцией:

В первой стадии восстановления (через 15–20 минут) ТЭС разрушался до триэтил-, затем до диэтилсвинца, и, наконец, до конечного продукта [17].

В работе [18] рассмотрен процесс разрушения красителей под действием атомарного водорода.

В состав красителей входят азо– и нитросоединения, которые хотя не подвергаются химическому окислению, но при восстановлении с участием атомарного водорода переводятся в нестойкие и относительно легко окисляющиеся аминосоединения. Схема процесса имеет вид:

.

В щелочной среде аминосоединения могут быть затем окислены до СО ₂ , NH ₂ , Н ₂ О и до некоторых нерастворимых соединений, образующих грубодисперсные примеси.

Уравнение реакции водорода с озоном

Содержание:

Озон (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой ядовитый газ. Запах — резкий специфический. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Кислород в природе встречается в виде двух простых веществ: кислорода и озона (от греческого озон – «пахнущий»). Озон образуется во время грозы при электрическом разряде из атмосферного кислорода (табл. 11). Превращение кислорода в озон выражается следующим уравнением реакции:

Явление образования нескольких простых веществ одним элементом
называется аллотропией (рис. 37). Разные простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называются аллотропными видоизменениями (модификациями).

Формула озона относительная молекулярная масса 48, температура кипения – 112°C,
температура плавления – 193°C, в жидком состоянии цвет темно-синий, а в твердом –
от синего до темно-фиолетового. Этот газ был впервые обнаружен голландским химиком Мартином фон Меррумом (1785).

Химические свойства озона

Озон химически более активен, чем кислород, и может окислять благородные металлы: золото, серебро, платину:

Активность озона обусловлена его разложением на молекулярный и атомарный кислород:

Этим же объясняется свежесть воздуха после грозы в сосновом бору. Атомарный кислород – более сильный окислитель, чем молекулярный. Данное свойство применяется при обеззараживании питьевой воды и при отбеливании ткани, бумаги, соломы и т. д. Применение озона при обеззараживании вместо хлора экологически более выгодно. Озон, окисляя примеси сточных вод, превращается в кислород.

В верхних слоях атмосферы на высоте 25 км над землей (в стратосфере) образуется тонкий слой озона , который защищает Землю от чрезмерной дозы ультрафиолетовых лучей (УФО) Солнца (рис. 38). Этот слой разрушается под воздействием различных факторов («озоновые дыры»). Например, при запуске ракетоносителя космического корабля, а также двигатели самолетов выбрасывают в верхние слои атмосферы определенную массу оксидов азота (II).

Оксид азота (II) вступает в реакцию с озоном:

Это приводит к всевозможным природным катаклизмам (глобальное потепление, таяние ледников и айсбергов, цунами, тайфуны, сели, торнадо и т. д.).

Практическая работа №3
Получение кислорода и изучение его свойств

Цель: учащиеся самостоятельно проводят работу, изучают свойства кислорода. Знать свойства кислорода как окислителя.

Ход работы

1. Соберите прибор по рис. 30 (с. 88).

2. В колбу наберите немного раствора пероксида водорода с помощью капельной воронки.

3. Всыпьте в колбу заранее приготовленный диоксид марганца. Затем колбу закройте пробкой с газоотводной трубкой. Что наблюдаете?

4. Соберите выделившийся кислород в большие пробирки.

5. В железную ложку положите небольшой кусочек серы, зажгите его в пламени спиртовки и внесите в сосуд с кислородом, постепенно опуская ложечку.

6. После сжигания серы влейте в сосуд немного воды, закройте сосуд и хорошо взболтайте, затем подействуйте индикатором – метилоранжем.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.