ТЕМА 4. ХИМИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ ЭКОЛОГИИ

Литература

[1], гл. XV, §§ 15.1-15.4; вопросы для самоконтроля: с.478, c. 490, c. 496, № 15.1 – 15.11; c. 275, c. 285, № 9.10 – 9.17/

[4], гл. II, § 2.5, с. 37 – 45;

[4], гл. III, § 3.1, с. 69 – 138; 

[6], гл. I, с. 7 – 15; 

[7], с.10 – 103;

[8], гл. II, § 2.1 – 2.6; с. 26 – 57.

[11], гл. II, § 2.1 – 2.6, с. 28 – 70.

Вопросы для самопроверки

1. Охарактеризуйте особенности воздействия энергетики на природную окружающую среду.

2. Какова роль химии в решении экологических проблем общества?

3. Назовите основные токсичные выбросы теплоэнергетического оборудования в атмосферу и в водный бассейн.

4. Объясните процессы превращения выбросов энергетики в атмосфере и гидросфере. Составьте уравнения соответствующих реакций.

5. Кислотные дожди: причины возникновения и последсвия их воздействия на окружающую среду.

6. Приведите источники и механизм появления серной кислоты в атмосфере.

7. Какие новые технологии используют для очистки сточных вод.

8. Биоэнергетика. Перечислите основные виды биотоплива.

9. Что может служить сырьем для производства биотоплива?

10. Какова доля растительной биомассы в мировом потреблении энергии?

11. Каковы причины слабого развития биоэнергетики в России?

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Каждый студент выполняет вариант контрольной работы, обозначенный двумя последними цифрами его учебного шифра в зачетной книжке.

Химическое равновесие. Закономерности химического равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости

Применяя закон действующих масс к гетерогенным системам осадок – насыщенный раствор, равновесие в них характеризуют константой равновесия, называемой произведением растворимости (ПР). Произведение растворимости малорастворимого сильного электролита есть произведение равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого электролита в водном растворе.

Для хлорида серебра (I):

;  (25 °C).

Для ортофосфата кальция:

;  (25 °С).

Если в растворе произведение концентраций электролита (ИП) выше значения ПР, то избыточное количество вещества выпадет в осадок. Как и всякая другая константа равновесия, величина ПР зависит от температуры, так как растворимость вещества (концентрация насыщенного раствора) изменяется при повышении или понижении температуры. Для малорастворимых сильных электролитов, растворимость которых с ростом температуры увеличивается, произведение растворимости увеличивается.

Примеры решения задач

Расчет возможности образования осадков

Пример 1.Образуется ли осадок карбоната свинца при смешивании 400 мл 0,001 М раствора нитрата свинца и 100 мл 0,01 М раствора карбоната калия?

Решение. 

1. Находим молярные концентрации веществ в момент смешивания растворов по формуле:

 моль/л.

моль/л.

2. Концентрации ионов образующих осадок равны:

 моль/л и  моль/л.

3. ИП = .

4. Полученное значение произведения концентрации ионов больше , следовательно, раствор пересыщен относительно карбоната свинца и осадок образуется.

Пример 2. При какой величине рН начнется осаждение гидроксида цинка из 0,1 М раствора его соли, если ПР =7,1∙10^-18.

Решение.

1. ;

2. Рассчитываем концентрацию гидроксил ионов:

 моль/л.

3. .

Осаждение гидроксила цинка из раствора соли цинка с концентрацией 0,1 моль/л начинается при рН, равном 5,92.

Пример 3. Образуется ли осадок СаСО₃ при смешивании равных объемов 0,02 М растворов хлористого кальция и углекислого натрия?

 (ПР(СаСО₃) = 1,0∙10^-3).

Решение. При смешивании равных объемов растворов CaCl₂ и Na₂CO₃ объем смеси увеличивается в 2 раза, поэтому концентрация каждого из ионов уменьшается в 2 раза. Следовательно,

[CaCl₂]= [Ca²⁺] = 0,02 ∙ 0,5=1∙10^-2 моль/л.

[Na₂CO₃] = [CО ] = 0,2∙0,5 = 1∙10^-2 моль/л.

Откуда [Ca²⁺]∙[CО ]= 1∙10^-2 ∙1∙10^-2 = 1∙10^-4. Осадок образуется, так как 1,0∙10^-3 < 1∙10^-4.