Страница 71 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Как получают галогеноводороды в промышленности и лаборатории? Как изменяется скорость реакции синтеза галогеноводородов в зависимости от природы галогена?

Получение галогеноводородов в промышленности и лаборатории

Способы получения галогеноводородов ($HX$, где $X$ — это галоген) различаются в зависимости от масштаба производства (промышленный или лабораторный) и природы конкретного галогена.

Промышленные методы:

• Основной промышленный метод получения хлороводорода ($HCl$) и бромоводорода ($HBr$) — это прямой синтез из простых веществ: водорода и соответствующего галогена. Реакция является цепной и экзотермической.
  $H_2 + X_2 \rightarrow 2HX$
  Для $HCl$: реакция горения водорода в атмосфере хлора.
  $H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl$
  Для $HBr$: реакцию проводят при нагревании ($200-400°C$) и с использованием катализаторов (например, платины или активированного угля), так как она менее активна и обратима.
  $H_2 + Br_2 \rightleftharpoons 2HBr$
• Фтороводород ($HF$) в промышленности получают действием концентрированной серной кислоты ($H_2SO_4$) на природный минерал флюорит ($CaF_2$) при нагревании. Прямой синтез не используется из-за чрезвычайной взрывоопасности реакции фтора с водородом.
  $CaF_2 + H_2SO_4 \xrightarrow{200-250°C} CaSO_4 + 2HF\uparrow$
• Иодоводород ($HI$) прямым синтезом практически не получают из-за низкой скорости и сильной обратимости реакции. Его получают, например, восстановлением иода сероводородом в водной среде:
  $I_2 + H_2S \rightarrow 2HI + S\downarrow$

Лабораторные методы:

• Общий метод — действие сильной нелетучей кислоты на твердые соли-галогениды при нагревании.
• Для получения $HCl$ и $HF$ используют концентрированную серную кислоту и соответствующие соли (хлорид натрия $NaCl$ или фторид кальция $CaF_2$):
  $NaCl_{(тв)} + H_2SO_4_{(конц)} \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HCl\uparrow$
  $CaF_2_{(тв)} + H_2SO_4_{(конц)} \xrightarrow{t} CaSO_4 + 2HF\uparrow$
• Для получения $HBr$ и $HI$ концентрированная серная кислота не подходит, так как она является сильным окислителем и окисляет $HBr$ и $HI$ до свободных галогенов ($Br_2$ и $I_2$). Поэтому используют нелетучую кислоту, не обладающую сильными окислительными свойствами, например, ортофосфорную ($H_3PO_4$):
  $NaBr_{(тв)} + H_3PO_4_{(конц)} \xrightarrow{t} NaH_2PO_4 + HBr\uparrow$
  $NaI_{(тв)} + H_3PO_4_{(конц)} \xrightarrow{t} NaH_2PO_4 + HI\uparrow$
• Другой удобный лабораторный способ получения $HBr$ и $HI$ — гидролиз их соответствующих тригалогенидов фосфора:
  $PBr_3 + 3H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3HBr\uparrow$
  $PI_3 + 3H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3HI\uparrow$

Ответ: В промышленности $HCl$ и $HBr$ получают в основном прямым синтезом из элементов, а $HF$ — действием серной кислоты на флюорит. В лаборатории $HCl$ и $HF$ получают действием концентрированной $H_2SO_4$ на твердые галогениды, а $HBr$ и $HI$ — действием ортофосфорной кислоты на соли или гидролизом галогенидов фосфора, чтобы избежать побочной реакции окисления.

Изменение скорости реакции синтеза галогеноводородов в зависимости от природы галогена

Скорость реакции прямого синтеза галогеноводородов из простых веществ ($H_2 + X_2 \rightarrow 2HX$) напрямую зависит от химической активности галогена и резко уменьшается в ряду от фтора к иоду.

• Фтор ($F_2$): Самый активный неметалл. Реакция с водородом протекает со взрывом даже в полной темноте и при сверхнизких температурах.
  $H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$
• Хлор ($Cl_2$): Менее активен. Реакция с водородом инициируется светом (особенно УФ), нагреванием или катализатором и также протекает со взрывом по цепному механизму. В темноте при комнатной температуре реакция практически не идет.
  $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$
• Бром ($Br_2$): Реагирует с водородом заметно только при нагревании. Реакция протекает спокойно, без взрыва, и является обратимой.
  $H_2 + Br_2 \xrightarrow{t} 2HBr$
• Иод ($I_2$): Наименее активный галоген в этом ряду. Реакция с водородом идет только при сильном нагревании, она медленная, эндотермическая и сильно обратимая (не доходит до конца, устанавливается равновесие).
  $H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$

Данная закономерность объясняется уменьшением электроотрицательности атомов и увеличением энергии активации реакции в ряду $F_2 \rightarrow Cl_2 \rightarrow Br_2 \rightarrow I_2$.

Ответ: Скорость реакции синтеза галогеноводородов из простых веществ резко падает при переходе от фтора к иоду в ряду $F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2$. Реакция с фтором протекает со взрывом в темноте и на холоде, с хлором — со взрывом на свету или при нагревании, с бромом — спокойно при нагревании, а с иодом — медленно и обратимо только при сильном нагревании.

2. Каков состав высших оксидов галогенов и какими свойствами они обладают? Можно ли получить эти оксиды из простых веществ синтезом?

Каков состав высших оксидов галогенов и какими свойствами они обладают?

Высшие оксиды галогенов — это соединения, в которых галогены (кроме фтора, который как более электроотрицательный элемент образует с кислородом фториды, а не оксиды) проявляют свою максимальную степень окисления, равную +7. Общая формула таких оксидов — $Э_2O_7$, где $Э$ — это хлор (Cl), бром (Br) или иод (I).

• Оксид хлора(VII), или дихлоргептаоксид ($Cl_2O_7$).

• Оксид брома(VII), или дибромгептаоксид ($Br_2O_7$).

• Оксид иода(VII), или дииодгептаоксид ($I_2O_7$).

Свойства высших оксидов галогенов:

Физические свойства:

• $Cl_2O_7$ — бесцветная, маслянистая, летучая жидкость. Является наиболее устойчивым из высших оксидов галогенов, но тем не менее взрывается при нагревании или ударе.

• $Br_2O_7$ — очень неустойчивое вещество, которое разлагается со взрывом уже при температуре выше -40 °C.

• $I_2O_7$ — крайне неустойчивое вещество, его существование оспаривается. Предполагается, что это белое твёрдое вещество, которое легко разлагается на более стабильный оксид иода(V) ($I_2O_5$) и кислород. $I_2O_5$ является наиболее устойчивым оксидом иода.

Химические свойства:

• Все высшие оксиды галогенов являются типичными кислотными оксидами. Они представляют собой ангидриды соответствующих кислот: $Cl_2O_7$ — хлорной кислоты ($HClO_4$), $Br_2O_7$ — бромной кислоты ($HBrO_4$), $I_2O_7$ — иодной кислоты ($HIO_4$).

• Реагируют с водой с образованием соответствующих кислот. Реакция протекает очень энергично.

  $Э_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HЭO_4$

  Например: $Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4$

• Взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, образуя соли — пергалогенаты. Например, перхлораты:

  $Cl_2O_7 + 2NaOH \rightarrow 2NaClO_4 + H_2O$

• Являются чрезвычайно сильными окислителями, что обусловлено высокой степенью окисления галогена (+7). Их окислительная активность и термическая неустойчивость увеличиваются в ряду от хлора к брому.

Ответ: Высшие оксиды галогенов (кроме фтора) имеют общую формулу $Э_2O_7$, где $Э$ = Cl, Br, I. Они являются сильными кислотными оксидами и мощными окислителями. Их стабильность резко падает от $Cl_2O_7$ к $Br_2O_7$ и $I_2O_7$. Они реагируют с водой, образуя кислоты ($HЭO_4$), и с основаниями, образуя соли (пергалогенаты).

Можно ли получить эти оксиды из простых веществ синтезом?

Нет, получить высшие оксиды галогенов прямым синтезом из простых веществ (т.е. из молекулярного галогена $Hal_2$ и кислорода $O_2$) невозможно. Образование оксидов хлора, брома и иода из элементов является эндотермическим процессом (реакция идет с поглощением тепла, $\Delta H_f^° > 0$) и термодинамически невыгодно. Прямая реакция галогенов с кислородом не протекает даже при нагревании.

Эти оксиды получают косвенными методами. Наиболее распространенный способ — дегидратация (обезвоживание) соответствующих кислот с помощью сильных водоотнимающих реагентов, таких как оксид фосфора(V) ($P_4O_{10}$).

Пример получения оксида хлора(VII) из хлорной кислоты:

$4HClO_4 + P_4O_{10} \xrightarrow{t} 2Cl_2O_7 + 4HPO_3$

Ответ: Нет, получить высшие оксиды галогенов прямым синтезом из простых веществ (галогена и кислорода) нельзя, так как эти реакции эндотермичны. Их получают косвенными путями, например, дегидратацией соответствующих кислот.

3. С помощью какого реактива можно распознать галогенид-ионы? Какой ион является исключением? Как его распознают?

С помощью какого реактива можно распознать галогенид-ионы?
Для качественного определения галогенид-ионов (хлорид-, бромид- и иодид-ионов) в растворе используется реактив — нитрат серебра ($AgNO_3$). При добавлении раствора нитрата серебра к раствору, содержащему эти ионы, образуются нерастворимые в воде и азотной кислоте осадки галогенидов серебра, которые различаются по цвету:
- Хлорид-ионы ($Cl^-$) образуют с ионами серебра ($Ag^+$) белый творожистый осадок хлорида серебра ($AgCl$):
$Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl \downarrow$
- Бромид-ионы ($Br^-$) образуют светло-желтый (кремовый) осадок бромида серебра ($AgBr$):
$Ag^+ + Br^- \rightarrow AgBr \downarrow$
- Иодид-ионы ($I^-$) образуют желтый осадок иодида серебра ($AgI$):
$Ag^+ + I^- \rightarrow AgI \downarrow$

Какой ион является исключением?
Исключением среди галогенид-ионов является фторид-ион ($F^-$). В отличие от других галогенидов серебра, фторид серебра ($AgF$) хорошо растворим в воде, поэтому при добавлении нитрата серебра к раствору, содержащему фторид-ионы, осадок не выпадает.

Как его распознают?
Распознать фторид-ионы можно с помощью другого реактива. Качественной реакцией на фторид-ион является его взаимодействие с ионами кальция ($Ca^{2+}$), которые можно добавить в виде раствора растворимой соли кальция, например, хлорида кальция ($CaCl_2$) или нитрата кальция ($Ca(NO_3)_2$). В результате реакции образуется малорастворимый белый осадок или помутнение раствора из-за образования фторида кальция ($CaF_2$).
Уравнение реакции в ионном виде:
$Ca^{2+} + 2F^- \rightarrow CaF_2 \downarrow$
Ответ: Галогенид-ионы (хлорид-, бромид-, иодид-ионы) распознают с помощью раствора нитрата серебра ($AgNO_3$) по образованию характерных осадков. Исключением является фторид-ион ($F^-$), так как фторид серебра ($AgF$) растворим в воде. Фторид-ионы распознают с помощью растворимых солей кальция (например, $CaCl_2$), с которыми они образуют белый осадок фторида кальция ($CaF_2$).

4. Составьте схему образования химической связи для молекул галогеноводородов. Как меняется полярность связи и прочность молекулы галогеноводородов от $HF$ к $HI$?

Составьте схему образования химической связи для молекул галогеноводородов

Химическая связь в молекулах галогеноводородов (общей формулой $H-Hal$, где $Hal$ – это фтор $F$, хлор $Cl$, бром $Br$ или йод $I$) является ковалентной полярной. Она образуется по обменному механизму за счет создания общей электронной пары между атомом водорода и атомом галогена.

Рассмотрим электронное строение атомов-участников:

• Атом водорода ($_{1}H$) имеет на внешнем (и единственном) 1s-подуровне один неспаренный электрон: электронная конфигурация $1s^1$.
• Атомы галогенов ($F, Cl, Br, I$) — элементы VIIA группы. На их внешнем энергетическом уровне находится 7 валентных электронов (общая конфигурация $ns^2np^5$), из которых один электрон на p-подуровне является неспаренным.

При сближении атомов происходит перекрывание 1s-орбитали атома водорода и np-орбитали атома галогена. В результате этого взаимодействия образуется общая электронная пара, формирующая одинарную ковалентную $\sigma$-связь (сигма-связь).

Общую схему образования связи можно представить с помощью электронных формул (формул Льюиса), где точками обозначены валентные электроны:

$H \cdot + \cdot\ddot{Hal}: \longrightarrow H:\ddot{Hal}:$

Поскольку галогены являются более электроотрицательными элементами, чем водород, общая электронная пара смещается в сторону атома галогена. Из-за этого на атоме галогена возникает частичный отрицательный заряд ($\delta^-$), а на атоме водорода – частичный положительный заряд ($\delta^+$).

Ответ: Связь в молекулах галогеноводородов ($H-Hal$) ковалентная полярная, образованная по обменному механизму за счет перекрывания 1s-орбитали атома водорода и p-орбитали атома галогена. В результате образуется общая электронная пара, формирующая $\sigma$-связь. Схема: $H \cdot + \cdot Hal \rightarrow H-Hal$.

Как меняется полярность связи и прочность молекулы галогеноводородов от HF к HI?

Изменение полярности связи:

Полярность ковалентной связи зависит от разности электроотрицательностей (ЭО) связываемых атомов. В группе галогенов сверху вниз (от фтора к иоду) электроотрицательность атомов уменьшается: $F > Cl > Br > I$.

Соответственно, разность электроотрицательностей между атомом водорода и атомом галогена также уменьшается в ряду $HF - HCl - HBr - HI$.

$\Delta ЭО(H-F) > \Delta ЭО(H-Cl) > \Delta ЭО(H-Br) > \Delta ЭО(H-I)$

Так как чем больше разность ЭО, тем полярнее связь, можно сделать вывод, что полярность связи уменьшается в ряду от $HF$ к $HI$.

Изменение прочности молекулы (связи):

Прочность связи зависит от ее длины, которая определяется радиусами взаимодействующих атомов. В группе галогенов от фтора к иоду атомный радиус увеличивается из-за роста числа электронных слоев: $R(F) < R(Cl) < R(Br) < R(I)$.

Вследствие этого длина связи в молекулах галогеноводородов увеличивается в том же порядке: $l(H-F) < l(H-Cl) < l(H-Br) < l(H-I)$

Общее правило гласит, что чем длиннее химическая связь, тем она менее прочная и тем меньше энергии требуется для ее разрыва. Следовательно, прочность молекулы (и связи) уменьшается в ряду от $HF$ к $HI$. Это подтверждается экспериментальными данными по энергии диссоциации связи, которая также убывает в этом ряду.

Ответ: При переходе от $HF$ к $HI$ полярность связи уменьшается из-за сокращения разности электроотрицательностей между водородом и галогеном. Прочность молекулы также уменьшается, поскольку увеличение радиуса галогена ведет к удлинению и ослаблению связи $H-Hal$.

5. Дайте сравнительную характеристику галогеноводородных кислот. Укажите черты сходства и различия. Сравнение химических свойств проиллюстрируйте уравнениями химических реакций в молекулярной и ионной формах.

Галогеноводородные кислоты — это водные растворы соединений водорода с галогенами (фтором, хлором, бромом, иодом). К ним относятся плавиковая (фтороводородная) кислота $HF$, соляная (хлороводородная) кислота $HCl$, бромоводородная кислота $HBr$ и иодоводородная кислота $HI$.

Черты сходства

Все галогеноводородные кислоты проявляют общие кислотные свойства, так как в водных растворах они диссоциируют с образованием катионов водорода $H^+$. Они реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с основными и амфотерными оксидами, с основаниями и солями более слабых кислот.

Пример 1: Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации).

Все галогеноводородные кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду. Возьмем для примера реакцию соляной кислоты с гидроксидом натрия:

• Молекулярное уравнение: $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$
• Полное ионное уравнение: $H^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- \rightarrow Na^+ + Cl^- + H_2O$
• Сокращенное ионное уравнение: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$

Пример 2: Взаимодействие с основными оксидами.

Все кислоты реагируют с основными оксидами с образованием соли и воды. Пример с бромоводородной кислотой и оксидом кальция:

• Молекулярное уравнение: $2HBr + CaO \rightarrow CaBr_2 + H_2O$
• Полное ионное уравнение: $2H^+ + 2Br^- + CaO \rightarrow Ca^{2+} + 2Br^- + H_2O$
• Сокращенное ионное уравнение: $2H^+ + CaO \rightarrow Ca^{2+} + H_2O$

Пример 3: Взаимодействие с металлами.

Сильные кислоты ($HCl, HBr, HI$) реагируют с металлами, стоящими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений. Пример с соляной кислотой и цинком:

• Молекулярное уравнение: $2HCl + Zn \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$
• Полное ионное уравнение: $2H^+ + 2Cl^- + Zn^0 \rightarrow Zn^{2+} + 2Cl^- + H_2^0 \uparrow$
• Сокращенное ионное уравнение: $2H^+ + Zn^0 \rightarrow Zn^{2+} + H_2^0 \uparrow$

Ответ: Общие свойства галогеноводородных кислот обусловлены их способностью диссоциировать в воде с образованием ионов водорода, что позволяет им вступать в типичные для кислот реакции: с основаниями, основными оксидами, активными металлами и солями слабых кислот.

Черты различия

Различия в свойствах галогеноводородных кислот обусловлены изменением свойств галогенов в группе сверху вниз: увеличением радиуса атома и уменьшением электроотрицательности.

1. Сила кислот

Сила кислот в ряду $HF - HCl - HBr - HI$ возрастает. Это связано с уменьшением энергии связи $H-Hal$ по мере увеличения радиуса галогена, что облегчает диссоциацию молекулы в водном растворе.

• $HF$ (плавиковая кислота) – слабая кислота, диссоциирует обратимо: $HF \rightleftharpoons H^+ + F^-$
• $HCl, HBr, HI$ – сильные кислоты, в разбавленных растворах диссоциируют практически полностью.

2. Восстановительные свойства

Восстановительная активность галогенид-ионов ($Cl^-, Br^-, I^-$) возрастает в ряду $Cl^- < Br^- < I^-$ (ион $F^-$ восстановительных свойств в растворах не проявляет). Это объясняется увеличением радиуса иона и, как следствие, ослаблением связи внешних электронов с ядром.

• Соляная кислота ($HCl$) проявляет восстановительные свойства только при реакции с очень сильными окислителями, например, с перманганатом калия:
  • Молекулярное уравнение: $16HCl_{конц.} + 2KMnO_4 \rightarrow 2MnCl_2 + 5Cl_2 \uparrow + 2KCl + 8H_2O$
  • Сокращенное ионное уравнение: $10Cl^- + 2MnO_4^- + 16H^+ \rightarrow 5Cl_2 \uparrow + 2Mn^{2+} + 8H_2O$
• Бромоводородная кислота ($HBr$) является более сильным восстановителем и может окисляться, например, концентрированной серной кислотой:
  • Молекулярное уравнение: $2HBr + H_2SO_4 (конц.) \rightarrow Br_2 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$
  • Сокращенное ионное уравнение: $2Br^- + SO_4^{2-} + 4H^+ \rightarrow Br_2 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$
• Иодоводородная кислота ($HI$) – самый сильный восстановитель в этом ряду. Она окисляется даже кислородом воздуха и более глубоко восстанавливает концентрированную серную кислоту (до сероводорода):
  • Молекулярное уравнение: $8HI + H_2SO_4 (конц.) \rightarrow 4I_2 + H_2S \uparrow + 4H_2O$
  • Сокращенное ионное уравнение: $8I^- + SO_4^{2-} + 10H^+ \rightarrow 4I_2 + H_2S \uparrow + 4H_2O$

3. Особые свойства плавиковой кислоты ($HF$)

Плавиковая кислота обладает уникальной способностью реагировать с диоксидом кремния ($SiO_2$) и силикатами, что используется для травления стекла. Другие галогеноводородные кислоты этим свойством не обладают.

• Молекулярное уравнение: $SiO_2 + 4HF \rightarrow SiF_4 \uparrow + 2H_2O$
• Эта реакция не имеет ионной формы, так как $SiO_2$ – твердое вещество с атомной кристаллической решеткой, а $HF$ – слабая кислота.

4. Качественные реакции на галогенид-ионы

Различия проявляются в реакциях с нитратом серебра ($AgNO_3$).

• $HCl$ образует белый творожистый осадок $AgCl$:
  • Молекулярное: $HCl + AgNO_3 \rightarrow AgCl \downarrow + HNO_3$
  • Сокращенное ионное: $Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl \downarrow$
• $HBr$ образует бледно-желтый осадок $AgBr$:
  • Молекулярное: $HBr + AgNO_3 \rightarrow AgBr \downarrow + HNO_3$
  • Сокращенное ионное: $Ag^+ + Br^- \rightarrow AgBr \downarrow$
• $HI$ образует желтый осадок $AgI$:
  • Молекулярное: $HI + AgNO_3 \rightarrow AgI \downarrow + HNO_3$
  • Сокращенное ионное: $Ag^+ + I^- \rightarrow AgI \downarrow$
• $HF$ с нитратом серебра осадка не дает, так как фторид серебра ($AgF$) растворим в воде.

Ответ: Различия между галогеноводородными кислотами заключаются в их силе (возрастает от $HF$ к $HI$), в восстановительной способности их анионов (возрастает от $Cl^-$ к $I^-$), в особых свойствах плавиковой кислоты (реакция со стеклом) и в результатах качественных реакций с ионами серебра (разные цвета осадков и растворимость $AgF$).

6. В четырёх пробирках без этикеток находятся растворы фторида, хлорида, бромида и иодида натрия. Как с помощью одного реактива распознать эти вещества? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Решение

Чтобы распознать растворы фторида натрия ($NaF$), хлорида натрия ($NaCl$), бромида натрия ($NaBr$) и иодида натрия ($NaI$) с помощью одного реактива, необходимо использовать раствор нитрата серебра ($AgNO_3$). Это качественный реактив на галогенид-ионы, который позволяет различить их по цвету образующихся осадков или по их отсутствию.

В каждую из четырех пробирок нужно добавить несколько капель раствора нитрата серебра и наблюдать за происходящими изменениями.

1. Пробирка с фторидом натрия ($NaF$)
При добавлении раствора нитрата серебра видимых изменений не произойдет. Фторид серебра ($AgF$) хорошо растворим в воде, поэтому осадок не образуется.
Уравнение реакции: $NaF + AgNO_3 \rightarrow NaNO_3 + AgF$

2. Пробирка с хлоридом натрия ($NaCl$)
Выпадает обильный белый творожистый осадок нерастворимого хлорида серебра ($AgCl$).
Уравнение реакции: $NaCl + AgNO_3 \rightarrow AgCl\downarrow + NaNO_3$

3. Пробирка с бромидом натрия ($NaBr$)
Образуется светло-желтый (кремовый) осадок нерастворимого бромида серебра ($AgBr$).
Уравнение реакции: $NaBr + AgNO_3 \rightarrow AgBr\downarrow + NaNO_3$

4. Пробирка с иодидом натрия ($NaI$)
Выпадает характерный желтый осадок нерастворимого иодида серебра ($AgI$).
Уравнение реакции: $NaI + AgNO_3 \rightarrow AgI\downarrow + NaNO_3$

Таким образом, по наличию или отсутствию осадка, а также по его цвету, можно однозначно определить, в какой из пробирок находится каждое из веществ.

Ответ: Для распознавания веществ необходимо использовать раствор нитрата серебра ($AgNO_3$). Раствор фторида натрия не даст видимой реакции; раствор хлорида натрия образует белый осадок; раствор бромида натрия — светло-желтый осадок; раствор иодида натрия — желтый осадок. Уравнения реакций приведены в решении.

7. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ-

ствующие следующим превращениям:

а) $Fe_2(SO_4)_3 + KI \rightarrow FeSO_4 + I_2 + K_2SO_4$

б) $NaBr + Cl_2 \rightarrow NaCl + Br_2$

в) $KBr + MnO_2 + H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + K_2SO_4 + MnSO_4 + H_2O$

Укажите окислители и восстановители.

a) Fe₂(SO₄)₃ + KI → FeSO₄ + I₂ + K₂SO₄

1. Определение степеней окисления.
В данной реакции изменяют свои степени окисления железо и йод:
- Железо в сульфате железа(III) $Fe_2(SO_4)_3$ имеет степень окисления +3 ($Fe^{+3}$), а в сульфате железа(II) $FeSO_4$ — +2 ($Fe^{+2}$).
- Йод в йодиде калия $KI$ имеет степень окисления -1 ($I^{-1}$), а в простом веществе йоде $I_2$ — 0 ($I_2^0$).

2. Составление электронного баланса.
Железо принимает электроны, его степень окисления понижается, следовательно, это процесс восстановления. Йод отдает электроны, его степень окисления повышается, это процесс окисления.
$ \begin{array}{c|c|l} Fe^{+3} + 1e^- \rightarrow Fe^{+2} & 2 & \text{восстановление, окислитель} \\ 2I^{-1} - 2e^- \rightarrow I_2^0 & 1 & \text{окисление, восстановитель} \end{array} $
Наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов равно 2. Отсюда находим коэффициенты: 2 для полуреакции с железом и 1 для полуреакции с йодом.

3. Расстановка коэффициентов в уравнении.
- Перед $Fe^{+3}$ и $Fe^{+2}$ нужен коэффициент 2. В исходной формуле $Fe_2(SO_4)_3$ уже есть 2 атома железа, поэтому перед ней ставим коэффициент 1. Перед $FeSO_4$ ставим коэффициент 2.
$Fe_2(SO_4)_3 + KI \rightarrow 2FeSO_4 + I_2 + K_2SO_4$
- Перед $I^{-1}$ нужен коэффициент 2 (т.к. $1 \times 2I^{-}$), а перед $I_2^0$ — 1. Ставим 2 перед $KI$ и 1 перед $I_2$.
$Fe_2(SO_4)_3 + 2KI \rightarrow 2FeSO_4 + I_2 + K_2SO_4$
- Уравниваем оставшиеся атомы (ионы-наблюдатели). Слева 2 атома K, справа в $K_2SO_4$ тоже 2. Слева 3 сульфат-иона $SO_4$, справа 2 в $2FeSO_4$ и 1 в $K_2SO_4$, итого 3. Баланс соблюден.

4. Определение окислителя и восстановителя.
- Окислитель: $Fe_2(SO_4)_3$ (за счет иона $Fe^{+3}$, который принимает электроны).
- Восстановитель: $KI$ (за счет иона $I^{-1}$, который отдает электроны).

Ответ: $Fe_2(SO_4)_3 + 2KI \rightarrow 2FeSO_4 + I_2 + K_2SO_4$. Окислитель – $Fe_2(SO_4)_3$, восстановитель – $KI$.

б) NaBr + Cl₂ → NaCl + Br₂

1. Определение степеней окисления.
Изменяют степени окисления бром и хлор:
- Бром в бромиде натрия $NaBr$ имеет степень окисления -1 ($Br^{-1}$), а в простом веществе броме $Br_2$ — 0 ($Br_2^0$).
- Хлор в простом веществе $Cl_2$ имеет степень окисления 0 ($Cl_2^0$), а в хлориде натрия $NaCl$ — -1 ($Cl^{-1}$).

2. Составление электронного баланса.
Хлор принимает электроны (восстанавливается), бром отдает электроны (окисляется).
$ \begin{array}{c|c|l} 2Br^{-1} - 2e^- \rightarrow Br_2^0 & 1 & \text{окисление, восстановитель} \\ Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1} & 1 & \text{восстановление, окислитель} \end{array} $
Число отданных и принятых электронов равно 2, поэтому дополнительные множители равны 1.

3. Расстановка коэффициентов в уравнении.
- Из баланса следует, что на 1 молекулу $Cl_2$ реагируют 2 иона $Br^{-1}$ с образованием 1 молекулы $Br_2$ и 2 ионов $Cl^{-1}$.
- Ставим коэффициент 2 перед $NaBr$ и 2 перед $NaCl$.
$2NaBr + Cl_2 \rightarrow 2NaCl + Br_2$
- Проверяем баланс по натрию: слева 2, справа 2. Уравнение сбалансировано.

4. Определение окислителя и восстановителя.
- Окислитель: $Cl_2$ (принимает электроны).
- Восстановитель: $NaBr$ (за счет иона $Br^{-1}$, который отдает электроны).

Ответ: $2NaBr + Cl_2 \rightarrow 2NaCl + Br_2$. Окислитель – $Cl_2$, восстановитель – $NaBr$.

в) KBr + MnO₂ + H₂SO₄ → Br₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

1. Определение степеней окисления.
Изменяют степени окисления марганец и бром:
- Марганец в оксиде марганца(IV) $MnO_2$ имеет степень окисления +4 ($Mn^{+4}$), а в сульфате марганца(II) $MnSO_4$ — +2 ($Mn^{+2}$).
- Бром в бромиде калия $KBr$ имеет степень окисления -1 ($Br^{-1}$), а в простом веществе броме $Br_2$ — 0 ($Br_2^0$).

2. Составление электронного баланса.
Марганец принимает электроны (восстанавливается), бром отдает электроны (окисляется).
$ \begin{array}{c|c|l} Mn^{+4} + 2e^- \rightarrow Mn^{+2} & 1 & \text{восстановление, окислитель} \\ 2Br^{-1} - 2e^- \rightarrow Br_2^0 & 1 & \text{окисление, восстановитель} \end{array} $
Число отданных и принятых электронов равно 2, множители равны 1.

3. Расстановка коэффициентов в уравнении.
- Из баланса следует, что на 1 атом $Mn^{+4}$ приходится 2 иона $Br^{-1}$. Ставим коэффициент 1 (не пишется) перед $MnO_2$ и $MnSO_4$, и коэффициент 2 перед $KBr$ и 1 (не пишется) перед $Br_2$.
$2KBr + MnO_2 + H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + K_2SO_4 + MnSO_4 + H_2O$
- Уравниваем остальные атомы. - Калий (K): слева 2 в $2KBr$, справа в $K_2SO_4$ тоже 2. Коэффициент 1 перед $K_2SO_4$ верный. - Сульфат-ионы ($SO_4$): справа 1 в $K_2SO_4$ и 1 в $MnSO_4$, всего 2. Следовательно, слева нужно 2 молекулы $H_2SO_4$.
$2KBr + MnO_2 + 2H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + K_2SO_4 + MnSO_4 + H_2O$
- Водород (H): слева 4 в $2H_2SO_4$. Следовательно, справа нужно 2 молекулы $H_2O$.
$2KBr + MnO_2 + 2H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + K_2SO_4 + MnSO_4 + 2H_2O$
- Проверяем кислород (O): слева 2 (в $MnO_2$) + 2×4 (в $2H_2SO_4$) = 10. Справа 4 (в $K_2SO_4$) + 4 (в $MnSO_4$) + 2 (в $2H_2O$) = 10. Баланс соблюден.

4. Определение окислителя и восстановителя.
- Окислитель: $MnO_2$ (за счет атома $Mn^{+4}$, который принимает электроны).
- Восстановитель: $KBr$ (за счет иона $Br^{-1}$, который отдает электроны).

Ответ: $2KBr + MnO_2 + 2H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + K_2SO_4 + MnSO_4 + 2H_2O$. Окислитель – $MnO_2$, восстановитель – $KBr$.

8. При обработке 5,30 г смеси хлорида натрия и карбоната натрия избытком соляной кислоты выделилось 784 мл газа (н. у.). Рассчитайте массовые доли компонентов в смеси.

Дано:

$m(смеси \: NaCl, \: Na_2CO_3) = 5,30 \text{ г}$
$V(газа, \text{н.у.}) = 784 \text{ мл} = 0,784 \text{ л}$

Найти:

$\omega(NaCl) - ?$
$\omega(Na_2CO_3) - ?$

Решение:

При добавлении соляной кислоты к смеси хлорида натрия и карбоната натрия, реакция протекает только с карбонатом натрия, так как хлорид натрия является солью, образованной сильным основанием и сильной кислотой, и с соляной кислотой не взаимодействует.

Уравнение реакции, в ходе которой выделяется газ:

$Na_2CO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2\uparrow$

Выделившийся газ — это углекислый газ ($CO_2$).

1. Определим количество вещества (число молей) выделившегося углекислого газа. Поскольку объем газа измерен при нормальных условиях (н. у.), мы можем использовать молярный объем газов, который равен $V_m = 22,4 \text{ л/моль}$.

$n(CO_2) = \frac{V(CO_2)}{V_m} = \frac{0,784 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 0,035 \text{ моль}$

2. Используя уравнение реакции, найдем количество вещества и массу карбоната натрия ($Na_2CO_3$) в исходной смеси.

Из уравнения реакции видно, что из 1 моль $Na_2CO_3$ образуется 1 моль $CO_2$. Следовательно, их количества вещества равны:

$n(Na_2CO_3) = n(CO_2) = 0,035 \text{ моль}$

Рассчитаем молярную массу карбоната натрия:

$M(Na_2CO_3) = 2 \cdot Ar(Na) + Ar(C) + 3 \cdot Ar(O) = 2 \cdot 23 + 12 + 3 \cdot 16 = 106 \text{ г/моль}$

Теперь найдем массу карбоната натрия в смеси:

$m(Na_2CO_3) = n(Na_2CO_3) \cdot M(Na_2CO_3) = 0,035 \text{ моль} \cdot 106 \text{ г/моль} = 3,71 \text{ г}$

3. Найдем массу хлорида натрия ($NaCl$) в смеси, зная общую массу смеси.

$m(NaCl) = m(смеси) - m(Na_2CO_3) = 5,30 \text{ г} - 3,71 \text{ г} = 1,59 \text{ г}$

4. Рассчитаем массовые доли ($\omega$) компонентов в смеси.

Массовая доля компонента вычисляется по формуле:

$\omega(\text{компонента}) = \frac{m(\text{компонента})}{m(\text{смеси})} \cdot 100\%$

Массовая доля карбоната натрия:

$\omega(Na_2CO_3) = \frac{m(Na_2CO_3)}{m(\text{смеси})} \cdot 100\% = \frac{3,71 \text{ г}}{5,30 \text{ г}} \cdot 100\% = 0,7 \cdot 100\% = 70\%$

Массовая доля хлорида натрия:

$\omega(NaCl) = \frac{m(NaCl)}{m(\text{смеси})} \cdot 100\% = \frac{1,59 \text{ г}}{5,30 \text{ г}} \cdot 100\% = 0,3 \cdot 100\% = 30\%$

Ответ: массовая доля карбоната натрия ($Na_2CO_3$) в смеси составляет 70%, массовая доля хлорида натрия ($NaCl$) — 30%.

9. Молярная масса бромида одновалентного металла на 31 % больше, чем молярная масса хлорида этого металла. Что это за металл?

Дано:

Металл (Me) одновалентный.
Молярная масса бромида металла, $M(\text{MeBr})$, на 31% больше молярной массы хлорида этого же металла, $M(\text{MeCl})$.
Это можно выразить формулой: $M(\text{MeBr}) = M(\text{MeCl}) + 0.31 \cdot M(\text{MeCl}) = 1.31 \cdot M(\text{MeCl})$

Найти:

Неизвестный металл (Me).

Решение:

Обозначим молярную массу неизвестного одновалентного металла как $M_{Me}$.
Так как металл одновалентный, его хлорид имеет формулу MeCl, а бромид - MeBr.

Молярная масса хлорида металла (MeCl) складывается из молярной массы металла и молярной массы хлора:
$M(\text{MeCl}) = M_{Me} + M_{Cl}$

Молярная масса бромида металла (MeBr) складывается из молярной массы металла и молярной массы брома:
$M(\text{MeBr}) = M_{Me} + M_{Br}$

Воспользуемся значениями относительных атомных масс хлора и брома из Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, округлив их до десятых. Молярные массы будут численно равны им.
Молярная масса хлора: $M_{Cl} \approx 35.5 \text{ г/моль}$.
Молярная масса брома: $M_{Br} \approx 80.0 \text{ г/моль}$.

По условию задачи, молярная масса бромида на 31% больше молярной массы хлорида:
$M(\text{MeBr}) = 1.31 \cdot M(\text{MeCl})$

Подставим в это соотношение выражения для молярных масс соединений:
$M_{Me} + M_{Br} = 1.31 \cdot (M_{Me} + M_{Cl})$

Теперь подставим числовые значения молярных масс хлора и брома и решим уравнение относительно $M_{Me}$:
$M_{Me} + 80.0 = 1.31 \cdot (M_{Me} + 35.5)$
Раскроем скобки в правой части уравнения:
$M_{Me} + 80.0 = 1.31 \cdot M_{Me} + 1.31 \cdot 35.5$
$M_{Me} + 80.0 = 1.31 \cdot M_{Me} + 46.505$
Перенесем слагаемые, содержащие $M_{Me}$, в одну сторону, а числовые значения - в другую:
$80.0 - 46.505 = 1.31 \cdot M_{Me} - M_{Me}$
$33.495 = 0.31 \cdot M_{Me}$
Найдем молярную массу металла:
$M_{Me} = \frac{33.495}{0.31}$
$M_{Me} \approx 108.05 \text{ г/моль}$

Полученное значение молярной массы (около 108 г/моль) соответствует молярной массе серебра (Ag). Относительная атомная масса серебра $Ar(Ag) \approx 107.87$. Серебро в своих соединениях, как правило, проявляет валентность I.

Ответ: Искомый металл – серебро (Ag).

10. Объём производства соляной кислоты в России составляет 1 млн т в год. Сравните эти данные с объёмом производства соляной кислоты в трёх-четырёх других странах. Результат представьте в виде диаграммы в координатах: $ \text{объём производства (млн т) — страна} $.

Дано:

Объём производства соляной кислоты в России — 1 млн т в год.

Найти:

Сравнить объём производства соляной кислоты в России с объёмом производства в трёх-четырёх других странах и представить результат в виде диаграммы.

Решение:

Для выполнения сравнения были использованы оценочные данные по объёмам производства соляной кислоты в мире из открытых источников и аналитических отчётов по химической промышленности. Лидирующие позиции в производстве занимают Китай, США, страны ЕС и Индия. Рассмотрим данные по четырём странам для сравнения с Россией.

Примерные годовые объёмы производства:

• Китай: ~9,0 млн т
• США: ~3,0 млн т
• Германия: ~1,8 млн т
• Индия: ~1,3 млн т
• Россия: 1,0 млн т

Для наглядного сравнения представим эти данные в виде горизонтальной столбчатой диаграммы в координатах «объём производства (млн т) — страна».

Из диаграммы видно, что Россия не входит в число крупнейших производителей соляной кислоты в мире. Объём производства в России значительно уступает мировому лидеру — Китаю (в 9 раз), а также США (в 3 раза). Производство в России сопоставимо с показателями Индии и несколько меньше, чем в Германии.

Ответ:

Объём производства соляной кислоты в России (1 млн т/год) существенно ниже, чем в странах-лидерах, таких как Китай (~9 млн т/год) и США (~3 млн т/год). Он сопоставим с объёмами производства в таких странах, как Индия (~1,3 млн т/год), и незначительно уступает Германии (~1,8 млн т/год). Сравнительная диаграмма представлена в решении.

11. Подготовьте сообщение об областях применения одного из следующих веществ:

а) хлорида калия;

б) фторида натрия;

в) бромида калия;

г) хлорида кальция.

а) хлорида калия

Хлорид калия, химическая формула которого $KCl$, представляет собой калиевую соль соляной кислоты. Это белое кристаллическое вещество без запаха, хорошо растворимое в воде. В природе он встречается в виде минералов сильвина и карналлита, а также содержится в больших количествах в морской воде и соляных озерах.

Области применения хлорида калия очень разнообразны:

• Сельское хозяйство: Основная часть производимого в мире хлорида калия (около 95%) используется в качестве калийного удобрения, известного как "калийная соль" или "поташ". Калий является одним из трех важнейших макроэлементов для питания растений (наряду с азотом и фосфором), он способствует росту корневой системы, повышает устойчивость к засухе, болезням и заморозкам, а также улучшает качество плодов.
• Пищевая промышленность: Хлорид калия зарегистрирован как пищевая добавка E508. Он используется в качестве заменителя поваренной соли ($NaCl$) в продуктах с пониженным содержанием натрия, что важно для людей с гипертонией. Также его применяют как желирующий агент, стабилизатор и усилитель вкуса.
• Медицина и фармацевтика: $KCl$ является источником ионов калия и применяется для лечения и профилактики гипокалиемии — состояния, характеризующегося низким уровнем калия в крови. Он входит в состав многих лекарственных препаратов и растворов для инъекций (например, для капельниц).
• Химическая промышленность: Хлорид калия служит сырьем для получения других соединений калия, в первую очередь гидроксида калия ($KOH$) методом электролиза его водного раствора. Гидроксид калия, в свою очередь, используется в производстве мыла, моющих средств, аккумуляторов и многого другого.
• Другие области: В нефтегазовой промышленности $KCl$ используется как компонент буровых растворов. В некоторых системах умягчения воды он применяется вместо хлорида натрия для регенерации ионообменных смол.

Ответ: Хлорид калия в основном используется как калийное удобрение в сельском хозяйстве, а также находит применение в пищевой промышленности (как заменитель соли и добавка E508), медицине (для восполнения дефицита калия), химической промышленности (для производства гидроксида калия) и в нефтедобыче.

б) фторида натрия

Фторид натрия ($NaF$) — это неорганическое соединение, натриевая соль плавиковой кислоты. В чистом виде представляет собой бесцветные кристаллы или белый порошок, растворимый в воде. Это токсичное вещество, требующее осторожного обращения.

Главные области применения фторида натрия связаны с его способностью быть источником ионов фтора:

• Стоматология и гигиена полости рта: Это самая известная сфера применения $NaF$. Его добавляют в зубные пасты, ополаскиватели для рта и гели для профилактики кариеса. Ионы фтора встраиваются в кристаллическую решетку эмали зуба, замещая гидроксильные группы в гидроксиапатите и образуя более твердый и кислотоустойчивый фторапатит. Также фторид натрия используется для фторирования питьевой воды в некоторых странах, что является эффективной мерой общественного здравоохранения для снижения заболеваемости кариесом.
• Химическая промышленность: Фторид натрия применяется в качестве фторирующего агента в органическом синтезе для получения фторорганических соединений. Он также используется в металлургии как компонент флюсов для пайки, сварки и переплавки металлов (например, при производстве алюминия).
• Производство пестицидов: Благодаря своей токсичности, фторид натрия ранее использовался в качестве инсектицида (для борьбы с насекомыми, например, тараканами) и родентицида (для борьбы с грызунами). Однако в настоящее время его применение в этом качестве ограничено из-за высокой опасности для человека и животных и наличия более безопасных альтернатив.
• Ядерная медицина: Радиоактивный изотоп фтор-18 в виде фторида натрия ($^{18}$F-NaF) используется в качестве радиофармпрепарата для позитронно-эмиссионной томографии (ПЭТ). Этот метод позволяет визуализировать костную ткань и выявлять метастазы рака в костях.

Ответ: Фторид натрия в основном применяется в стоматологии и гигиене (в составе зубных паст и для фторирования воды) для профилактики кариеса. Другие важные области — химическая промышленность (синтез фторорганических соединений, флюс в металлургии), ядерная медицина (ПЭТ-диагностика костей) и, в меньшей степени, как компонент пестицидов.

в) бромида калия

Бромид калия ($KBr$) — калиевая соль бромоводородной кислоты. Это белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Соединение имеет долгую историю применения в различных областях.

Основные области применения бромида калия:

• Медицина: Исторически бромид калия широко использовался в XIX и начале XX века как противосудорожное и седативное (успокоительное) средство. Однако из-за побочных эффектов при длительном применении (хроническое отравление бромом, или бромизм) его использование в медицине для людей практически прекращено. Тем не менее, $KBr$ до сих пор остается важным препаратом в ветеринарии, где он применяется для лечения эпилепсии у собак, часто в комбинации с другими лекарствами.
• Фотография: Бромид калия играет важную роль в классической (пленочной) фотографии. Он используется при изготовлении светочувствительных материалов — фотобумаги и фотопленки, так как является источником бромид-ионов для получения эмульсии бромида серебра ($AgBr$). Кроме того, он входит в состав проявителей в качестве антивуалирующего вещества (ограничителя), предотвращая появление "вуали" (потемнения) на незасвеченных участках изображения.
• Научные исследования (спектроскопия): Кристаллы бромида калия высокой чистоты прозрачны для инфракрасного (ИК) излучения в широком диапазоне длин волн. Поэтому из него изготавливают оптические элементы (окна, линзы, призмы) для ИК-спектрометров. Также распространена методика подготовки проб для ИК-анализа, когда исследуемое вещество перетирают с порошком $KBr$ и прессуют в тонкую прозрачную таблетку.
• Химический синтез: В лабораториях и промышленности бромид калия используется как источник бромид-ионов для проведения различных химических реакций.

Ответ: Бромид калия применяется в ветеринарной медицине как противосудорожное средство, в аналоговой фотографии для создания светочувствительных эмульсий и в качестве компонента проявителей, а также в ИК-спектроскопии для изготовления оптики и подготовки образцов.

г) хлорида кальция

Хлорид кальция, с формулой $CaCl_2$, является кальциевой солью соляной кислоты. Это белое кристаллическое вещество, которое чрезвычайно гигроскопично, то есть активно поглощает влагу из воздуха. Его растворение в воде сопровождается значительным выделением тепла (экзотермический процесс). Эти свойства определяют его основные области применения.

Хлорид кальция широко используется в следующих сферах:

• Борьба с гололедом и пылью: Это одно из самых массовых применений. $CaCl_2$ является эффективным противогололедным реагентом, так как его растворы замерзают при очень низких температурах (до -52°C). Он плавит лед и снег быстрее, чем обычная соль. Летом его гигроскопичность используют для борьбы с пылью на грунтовых дорогах и строительных площадках: вещество поглощает влагу из воздуха, поддерживая поверхность дороги влажной и предотвращая поднятие пыли.
• Пищевая промышленность: Зарегистрирован как пищевая добавка E509. Используется как отвердитель, например, в консервированных овощах и фруктах для сохранения их текстуры. В сыроделии его добавляют в пастеризованное молоко для восстановления ионного баланса кальция, что улучшает образование сырного сгустка. Также применяется как электролит в спортивных напитках и бутилированной воде.
• Промышленность и строительство:
  • В качестве осушителя (десиканта) для газов и жидкостей благодаря своей способности связывать воду.
  • Как ускоритель твердения бетона, особенно при низких температурах.
  • Водные растворы $CaCl_2$ (рассолы) используются в качестве хладагентов в промышленных холодильных установках.
• Нефтегазовая отрасль: Применяется в качестве компонента растворов для глушения и ремонта скважин.
• Медицина: Внутривенные инъекции хлорида кальция ("горячий укол") применяются для быстрого восполнения дефицита кальция в организме при гипокальциемии, а также при аллергических реакциях и отравлениях солями магния или фтора.

Ответ: Хлорид кальция широко применяется как противогололедный реагент и средство для пылеподавления, в пищевой промышленности (добавка E509) как отвердитель, в строительстве для ускорения твердения бетона, в качестве промышленного осушителя и хладагента, а также в медицине для восполнения дефицита кальция.

12. Объясните, почему аммиак используют в промышленных холодильных установках.

Аммиак (химическая формула $NH_3$), также известный как хладагент R717, является одним из наиболее распространенных и эффективных хладагентов для крупных промышленных холодильных систем. Его применение обусловлено уникальным сочетанием термодинамических, экономических и экологических преимуществ.

Высокая термодинамическая эффективность

Ключевым фактором является высокая эффективность аммиака как рабочего тела в холодильном цикле. Это связано со следующими свойствами:

• Высокая удельная теплота парообразования. Аммиак имеет одну из самых высоких величин удельной теплоты парообразования среди всех хладагентов (около 1370 кДж/кг). Это означает, что при испарении каждый килограмм аммиака способен поглотить большое количество тепла из охлаждаемой среды. В результате для достижения требуемой холодопроизводительности требуется меньшая массовая циркуляция хладагента, что ведет к повышению энергоэффективности (коэффициента производительности COP) установки и позволяет использовать трубы меньшего диаметра.
• Оптимальная температура кипения. При атмосферном давлении аммиак кипит при температуре -33.3°C. Это позволяет использовать его для получения низких температур, необходимых во многих промышленных процессах (например, в пищевой промышленности для заморозки продуктов). Кроме того, в большинстве режимов работы давление в испарителе (холодной части системы) остается выше атмосферного, что предотвращает подсос воздуха и влаги в систему, который мог бы снизить ее эффективность и вызвать коррозию.

Экономическая выгода

• Низкая стоимость. Аммиак является одним из самых дешевых хладагентов на рынке, так как он массово производится по всему миру, в основном для нужд сельского хозяйства (производство удобрений).
• Высокая энергоэффективность. Как уже упоминалось, системы на аммиаке обладают высоким коэффициентом производительности, что приводит к значительному снижению эксплуатационных расходов на электроэнергию по сравнению с системами на синтетических хладагентах (фреонах).
• Простота обнаружения утечек. Аммиак обладает резким, характерным запахом, который ощущается человеком даже при очень низких, безопасных для здоровья концентрациях. Это свойство является важным преимуществом с точки зрения безопасности и эксплуатации, так как позволяет быстро обнаружить и устранить утечку, предотвращая потерю дорогостоящего хладагента и снижение производительности системы.

Экологическая безопасность

Аммиак — это природный хладагент, который не оказывает негативного влияния на глобальные экологические проблемы:

• Нулевой озоноразрушающий потенциал (ODP = 0). В молекуле аммиака отсутствуют атомы хлора и брома, поэтому он не разрушает озоновый слой Земли.
• Нулевой потенциал глобального потепления (GWP = 0). Аммиак имеет очень короткое время жизни в атмосфере (несколько дней) и не вносит вклада в парниковый эффект.

Это делает его предпочтительной долгосрочной альтернативой многим синтетическим хладагентам, которые либо разрушают озоновый слой (ХФУ, ГХФУ), либо являются мощными парниковыми газами (ГФУ).

Почему именно в промышленных установках?

Несмотря на все преимущества, применение аммиака ограничено в основном промышленным сектором из-за его недостатков: он токсичен при вдыхании в высоких концентрациях и горюч в определенном диапазоне концентраций в воздухе. Поэтому промышленные аммиачные установки проектируются с учетом строжайших норм и правил безопасности, располагаются в отдельных, хорошо вентилируемых помещениях или на открытых площадках, а их обслуживание доверяется только высококвалифицированному персоналу.

Ответ: Аммиак используют в промышленных холодильных установках благодаря его превосходным термодинамическим характеристикам (в частности, очень высокой удельной теплоте парообразования), которые обеспечивают высокую энергоэффективность и низкие эксплуатационные расходы. Другими важными причинами являются его низкая стоимость и экологическая безопасность: аммиак не разрушает озоновый слой (ODP=0) и не способствует глобальному потеплению (GWP=0). Его применение ограничено промышленной сферой из-за токсичности и горючести, что требует соблюдения строгих мер безопасности.