Землетрясение в непале 25 апреля года. Землетрясение в непале. Землетрясение в Непале разрушило башню Дхарахара
Хромовая кислота - очень полезное вещество для любой химической лаборатории или крупной фабрики. Она отлично справляется с очисткой многих поверхностей и стоит совсем недорого.
Физические и химические свойства хромовой кислоты
Хромовая кислота представляет собой кристаллическое вещество с красным оттенком. Это электролит средней силы. Сама по себе она не способна проводить электрический ток, но ее расплавы и растворы - отличные проводники. Раствор хромовой кислоты имеет красный оттенок. Хром в этой кислоте имеет степень окисления +6. Это максимальное значение для хрома, поэтому во всех химических реакциях он будет окисляться до меньших степеней окисления (отдавать электроны). Почти все соли хромовой кислоты ядовиты и также, как и сама кислота, являются сильными окислителями. Они широко применяются в лакокрасочном производстве и дублении кожи.Хромовая кислота способна реагировать с оксидами и гидроксидами калия и натрия. В результате такой реакции получается вода и хромат соответствующего металла. Эта кислота растворяет практически все металлы. Железо и алюминий - исключения, в результате реакции на них появляется оксидная пленка (кислота пассивирует).Применение хромовой кислоты
Хромовая кислота - незаменимое вещество в любой хорошей химической лаборатории. С ее помощью можно легко очищать посуду от органических остатков, которые обычно не реагируют со многими веществами. Посуду не приходится часто менять, что существенно экономит бюджет лаборатории. С помощью растворов хромовой кислоты можно видоизменять поверхность многих металлов (кроме железа и алюминия) и некоторых других материалов. Получается замысловатый рельеф, который выглядит очень красиво и стоит дорого. Материалы, обработанные хромовой кислотой, надолго сохраняют приобретенную форму и становятся невосприимчивыми к вредным воздействиям окружающей среды. Подобная обработка стоит недешево, но результат того стоит.На основе хромовой кислоты изготавливаются катализаторы, которые значительно уменьшают концентрацию вредных веществ в выхлопных газах. Это интересное свойство позволило инженерам создать экологически чистые двигатели, которые почти не оказывают вредного воздействия на окружающую среду.Хромовая кислота используется для создания специальных стержневых смесей. Они отличаются повышенной прочностью и способны легко менять форму при нагревании. При помощи этой кислоты также придают прочность деталям, которые могут повредиться в процессе обработки.Хромовый ангидрид. Хромовые кислоты. Соли хромовых кислот.
Хромовый ангидрид - очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:
8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О
Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:
K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O
Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.
Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:
К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +
При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.
Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:
К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О
При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:
К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О
Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.
В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.
Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.
Хромовая кислота - кристаллическое вещество красного цвета. Окрашивает раствор в жёлтый цвет. Выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов хромата. Химическая формула H 2 CrO 4 .
Свойства
Хромовая кислота - электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет. Соли хромовой кислоты являются сильными окислителями, ядовиты. В хромовой кислоте степень окисления хрома равна +6. Хром, как и большинство переходных металлов, может существовать в нескольких степенях окисления. Степень окисления +6 самая высокая для хрома; степень окисления +3 является наиболее стабильной, степень окисления +2 также. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами натрия и калия, например амфотерные оксиды и гидроксид цинка с гидроксидом алюминияв ее присутствии или в реакции с хромовой кислотой поведут себя как слабые основания. Продукты реакции - вода и хроматы металлов. Хромовой кислоте соответствуют соли - хроматы, изополихромовым кислотам - изополихроматы (также дихроматы, изополисоединения).
Получение[править | править вики-текст]
· При кипении
Применение
Растворы хромовой кислоты используют при электролитическом хромировании и получении хрома электролизом. Хромовая кислота является промежуточным веществом при хромировании, а также используется в керамической мураве и в цветных композициях стекла. Поскольку раствор хромовой кислоты в серной (также известная как «сульфохромовая кислота») является мощным окислителем, эта смесь может быть использована для очистки лабораторной посуды, или для растворения нерастворимых органических остатков.
Хромовую кислоту используют для производства:
· металлического хрома высокой чистоты,
· катализаторов,
· электролитического хрома,
· сверхтвердых материалов,
· в производстве литья в составе формовочных и стержневых смесей,
· для процессов хромирования, хроматирования и пассивирования,
· для процессов травления.
Хромовый ангидрид и хромовые кислоты - соединения, в которых хром содержится в высшем валентном состоянии: +6. Триоксид хрома СгО3 - кислотный оксид, который взаимодействует с водой, основными оксидами и основаниями:
· СrО3 + Н2О = Н2СrO4
· 2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7
· СrО3 + СаО = СаСrО4
· СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О
· Хромовый ангидрид может образовывать как хромовую, так и двухромовую кислоты и их соли. Состояние равновесия
· 2 СrО42- + 2 Н+U 2 НСrО-U Cr2О72- + Н2О
· зависит от кислотности среды: в кислом растворе основная масса хрома находится в виде дихромата, а в щелочном, где концентрация ионов водорода очень мала, - в виде хромата.
· Хромовый ангидрид - очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами в присутствии серной кислоты протекают со взрывом:
· 8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2(SО4)з + 9 СО2 + 9 Н2О
· Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы:
· K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O
· K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O
· Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.
· Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практике и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислителей проявляется в кислой среде:
· К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2(SO4)3 + 3 Fе2(SO4)3 +
· При прибавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3+.
· Бромиды и иодиды окисляются дихроматом калия до свободных галогенов:
· К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О
· При взаимодействии дихромата калия с иодоводородной и бромоводородной кислотами подкислять раствор не требуется, так как необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:
· К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О
· Выделяющийся иод или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.
· В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометрией.
· Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его образующимся хромовым ангидридом и смывая концентрированной серной кислотой.
Чистый хром - очень твердый тугоплавкий металл голубовато-серебристого цвета. Имеет самую большую твердость из всех применяемых в промышленности металлов. Т. пл. 1890°С, плотность 7,19 г/см.
При образовании соединений с другими элементами хром может использовать от 1 до 6 валентных электронов. Наибольшую устойчивость и практическую значимость имеют соединения, в которых атомы Сг находятся в степенях окисления +2, +3, +6.
С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает,а кислотный - усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.
1. Алюминотермический: Сr 2 O 3 + 2Al = Аl 2 O 3 + 2Сr
2. Силикотермический: 2Сr 2 O 3 + 3Si = 3SiO 2 + 4Cr
3. Электролитический: 2CrCl 3 = 2Сr + 3Cl 2
Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).
При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.
СrO - оксид хрома (II). Твердое черное вещество, н. р. в Н 2 O.
1) медленное окисление хрома, растворенного в ртути
2Сr + O 2 = 2СrO
2) обезвоживание Сr(ОН) 2 в восстановительной атмосфере:
Сr(ОН) 2 = СrO + H 2 O
СrO - неустойчивое вещество, легко окисляется при небольшом нагревании до Сr 2 O 3 ; при более высоких Т диспропорционирует:
3СrО = Сr + Сr 2 O 3
СrO - типичный основный оксид, проявляет характерные для этого класса свойства. Реакции необходимо проводить в восстановительной среде.
Сr(OН) 2 - гидроксид хрома (II) твердое желтое вещество, н. р. в Н 2 O.
Получают обменными реакциями из солей Сr 2+ :
CrCl 2 + 2NaOH = Сr(ОН) 2 + 2NaCl
Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании; на воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III);
4Сr(ОН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Сr(ОН) 3
желтый → зеленый
Наиболее важные: CrCl 2 , CrSO 4 , (СН 3 СОО) 2 Сr. Гидратированный ион Сr 2+ имеет бледно-голубую окраску.
1. Сr + неметалл (S, Hal 2)
Сr + 2HCl(r) = CrCl 2 + Н 2
2. Восстановление солей Сr 3+ :
2СrСl 3 + Н 2 = 2CrCl 2 + 2HCl
1. Соли Сr 2+ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr 3+
4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4СrСl 3 + 2Н 2 О
2. Раствор CrSO 4 в разбавленной H 2 SO 4 - превосходный поглотитель кислорода:
4CrSO 4 + O 2 + 2H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2Н 2 О
3. С аммиаком соли Сr 2+ образуют комплексные соли - аммиакаты:
CrCl 2 + 6NH 3 = Cl 2
Для Сr 2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K 2 Cr(SO 4) 2 6Н 2 O
Сr 2 О 3 - оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr 2 О 3 , полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.
1. Синтез из простых веществ:
4Сr + 3O 2 = 2Сr 2 О 3
2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:
2Сr(ОН) 3 = Сr 2 O 3 + 3Н 2 O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Сr 2 O 3 + N 2 + 4Н 2 O
3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:
К 2 Сr 2 O 7 + S = Сr 2 O 3 + K 2 SO 4
Сr 2 O 3 используется для изготовления краски «хромовая зеленая», обладающей термо- и влагоустойчивостью.
Сr 2 O 3 - типичный амфотерный оксид
В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде - химически инертное вещество.
К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:
1. Восстановление с целью получения металлического хрома:
Сr 2 O 3 + 2Al = 2Сr + Аl 2 O 3
2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:
Сr 2 O 3 + МgО = Мg(СrO 2) 2
Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2
Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO 2 .
3. Получение хлорида хрома (III):
Сr 2 O 3 + ЗС + 3Cl 2 = 2СrСl 3 + ЗСО
Сr 2 O 3 + ЗССl 4 = 2СrСl 3 + ЗСОСl 2
Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr 3+ :
СrСl 3 + 3NaOH = Сr(ОН) 3 + 3NaCl
Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.
В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr 2 O 3 nН 2 O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН) 3 превращается в метагидроксид СrО(ОН).
>Сr(ОН) 3 - амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:
Cr(OH) 3 + 3HCl = СrСl 3 + ЗН 2 O
Сr(ОН) 3 + ЗН + = Сr 3+ + ЗН 2 O
Сr(ОН) 3 + 3NaOH = Na 3 (Cr(OH) 6 ]
Сr(ОН) 3 + ЗОН - = 3- гексагидроксохромитанион
При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:
Сr(ОН) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2Н 2 O
Растворением осадка Сr(ОН) 3 в кислотах получают нитрат Cr(NO 3) 3 , хлорид СrСl 3 , сульфат Cr 2 (SO 4) 3 и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.
Самой распространенной является двойная соль КСr(SO 4) 2 12H 2 O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).
Хромиты, или хроматы (III) - соли, содержащие Сr 3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr 2 O 3 с оксидами двухвалентных металлов:
Сr 2 O 3 + МеО = Ме(СrO 2) 2 метахромиты
В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.
К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:
1. Осаждение катиона Сг 3+ под действием щелочей:
Сr 3+ + ЗОН - = Сr(ОН) 3
Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг 3+ от других катионов.
2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:
Сr 3+ + Н 2 O = СrОН 2+ + Н +
Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:
Cr 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Сr(ОН) 3 + 3H 2 S
3. Окислительно-восстановительная активность:
4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:
СrСl 3 + 6NH 3 = Cl 3
Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде. Основной способ получения:
К 2 Сr 2 O 7(кр.) + H 2 SO 4 = 2CrO 3 + K 2 SO 4 + Н 2 O
СrО 3 - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.
Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO 3:
С 2 Н 6 ОН + 4СrO 3 = 2CO 2 + ЗН 2 O + 2Сr 2 O 3
Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr 2 O 3 .
При растворении CrO 3 в воде образуются 2 кислоты:
CrO 3 + Н 2 O = Н 2 СrO 4 хромовая
2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Сr 2 O 7 дихромовая
Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:
2Н 2 СrO 4 = Н 2 Сr 2 O 7 + Н 2 O
Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:
Н 2 СrO 4 = Н + + НCrO 4 -
Н 2 Сr 2 O 7 = Н + + НСr 2 O 7 -
Хроматы (VI) - соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO 4 2- . Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н 2 O. Наиболее распространены: Na 2 CrO 4 , К 2 CrO 4 , РЬCrO 4 (желтый крон).
1. Сплавление CrO 3 с основными оксидами, основаниями:
CrO 3 + 2NaOH = Na 2 CrO 4 + Н 2 O
2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:
2К 3 [Сr(ОН) 6 ]+ ЗВr 2 + 4КОН = 2К 2 СrO 4 + 6КВr + 8Н 2 O
3. Сплавление Сr 2 O 3 со щелочами в присутствии окислителя:
Сr 2 О 3 + 4КOН + КClO 3 = 2К 2 СrO 4 + KCl + 2Н 2 O
Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO 4 2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:
2СrO 4 2- + 2Н + = Сr 2 O 7 2- + Н 2 O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.
Хроматы - сильные окислители.
При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:
4Нg 2 СrO 4 = 2Сr 2 O 3 + 8Нg + 5O 2
Дихроматы (VI) - соли, содержащие анионы дихромовой кислоты Сr 2 O 7 2-
В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - К 2 Сr 2 O 7 , Na 2 Cr 2 O 7 , (NH 4) 2 Cr 2 O 7 .
Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:
2Na 2 CrO 4 + 2СO 2 + Н 2 O → Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaHCO 3
Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:
Сr 2 O 7 2- + 14Н + + 6e - = 2Сr 3+ + 7Н 2 O
При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг 3+ .
Дата публикации 17.01.2013 13:01
Для того чтобы выяснить содержимое хромовой кислоты, нужно ознакомиться с определенным теоретическим курсом химии. Если у вас нет ни желания, ни времени для этой процедуры, то эта статья специально для вас. Хромовая кислота представляет собой кристаллическое вещество преимущественно красного цвета. Она является электролитом средней силы и может активно применяться в промышленности. Хотя само вещество электрический ток не проводит, а вот его растворы и расплавы такой способностью обладают. Кроме того, соли хромовой кислоты достаточно ядовиты и являются окислителями.
Растворы хромовой кислоты применяются в самых разных областях жизнедеятельности человека. В химической лаборатории хромовая кислота иногда становится незаменимым веществом, без которого невозможны те или иные опыты. С ее помощью избавляются от органических остатков, которые практически нерастворимы при использовании других реагентов. Наиболее частое применение хромовой кислоты – очистка лабораторной посуды от различных химических веществ, которые невозможно удалить простой промывкой водой. Это позволило получать относительно чистую посуду для опытов, что неизбежно приводит к значительной экономии денежных средств.
Хромовая кислота является очень важным элементом процесса травления. Хромовая смесь способна выявить структуру многих материалов для изготовления проводящих дорожек и мембран. Одной из самых необычных областей применения вещества является художественная обработка материалов, так как благодаря своим свойствам оно способно видоизменять наружную поверхность обрабатываемых материалов. Чаще всего ее используют для нанесения рельефа на металл, хотя возможны и другие декоративные материалы. Обработанные хромовой кислотой изделия долгое время сохраняют свои эстетические свойства и не вступают в реакцию с окружающей средой.
В автомобильном мире хромовая кислота также нашла свою область применения. В основном состав используется для создания катализаторов. В данном случае благодаря ей происходит снижение выработки вредных веществ выхлопными газами. Эта особенность позволила всемирно известным автомобильным брендам создавать экологически чистые автомобили с минимальными выбросами выхлопных газов, а значит, с наименьшим загрязнением окружающей среды. Кроме того, очень часто используется и еще одна технология применения хрома – хромовой кислотой обрабатывают детали, которые могут повредиться в процессе трения. Кислота и ангидриды кислот в данном случае значительно увеличивают твердость поверхности детали. Достигается этот эффект в результате процесса хромирования, нужная толщина слоя хрома увеличивается при помощи воздействия на нее электрического тока.
Благодаря раствору на основе хромовой кислоты можно добиться снижения коррозии метала. Пленка оксида цинка в данном случае достаточно плотно покрывает обработанную поверхность, а сама деталь приобретает слегка золотистый оттенок. Защитная оксидная пленка на металле создается еще и при помощи процесса пассивации. В этом случае благодаря специальным растворам на основе хромовой кислоты металл переводится в пассивное состояние и становится более устойчивым к внешним изменениям и воздействию агрессивной окружающей среды. Еще одна область применения хромовой кислоты – процесс создания сверхпрочных поверхностей и материалов. В основном ее особо ценят при создании формовочных и стержневых смесей, которые приобретают новые формы благодаря процессу нагревания.
Зона Вранча - уникальная сейсмически-активная зона на Европейском материке, расположенная на стыке Южных (Румыния) и Восточных (Украинских) Карпат в уезде Вранча, Румыния.
В ее границах очаги землетрясений размещены в консолидированной коре, также в верхней мантии на глубинах 80 - 160 км. Самую большую опасность представляют такие, возникающих на огромных глубинах. Они вызывают сотрясения земли до 8-9 баллов в эпицентре на местности Румынии, Болгарии, Молдовы.
Землетрясения. Начиная с 1107 г. по сей день тут было отмечено 90 землетрясений интенсивностью 7-8 баллов. В ХХ в. в зоне Вранча вышло 30 землетрясений с магнитудой 6,5 балла и выше. Землетрясения с магнитудой 7 баллов в 1940 и 1977 годах имели трагические последствия. Так, в 1977 г. в Бухаресте погибло 15 тыс. человек. Карпатские землетрясения распространяются на значительную местность. В 1940 году колебания ощущались на площади 2 млн км.
Наибольшая магнитуда землетрясений в этой сейсмически-активной зоне добивается 7,6 балла. Очаги землетрясений размещены в консолидированной коре также мантии на глубинах от 80 до 190 км. Благодаря огромным глубинам и магнитуда, землетрясения зоны Вранча появляются на большой местности: от Греции на юге до Финляндии на севере.
На Украине возможно случится крупное землетрясение. Причиной катаклизма станет сейсмическая активность в зоне Вранча (Румыния) - так называется чрезвычайно опасный участок на стыке украинских и румынских Карпат.
Возникновение очень сильных толчков магнитудой свыше 9 баллов там вполне вероятно. Из-за них в Украине могут быть трагические последствия. Интенсивность толчков в юго-западной части Одесской области (Рени, Измаил) возможна до 9 баллов, в Одессе и Николаеве - 7-8 баллов, в Кировограде и Запорожье - 6 баллов, на севере Украины - 5 баллов по шкале Рихтера. С учетом грунтовых особенностей сила землетрясения может быть еще большей.
Сильные землетрясения в Одессе из-за активности в зоне Вранча случались в 1701, 1802 и 1903 годах. Город находится в 7-балльной зоне. Это много, но, кроме того, свою роль играют грунтовые особенности, из-за которых сила разрушение может увеличиваться. Самое сильное землетрясение на территории Украины произошло в Ялте 11 - 12 сентября 1927 года. Сила толчков в эпицентре (на дне моря) достигала 9 баллов.
Жители Украины могли почувствовать землетрясение, очаг которого был расположен в сейсмоактивной зоне Вранча (Румыния)
Как сообщает Геологическая служба США (USGS), толчки были зафиксированы в 23.11 по времени UTC в 7 километрах к западу от города Нережу. Очаг залегал на глубине 88,3 километра.
В эпицентре землетрясения сила толчков была зафиксирована на уровне 5,7 балла. При этом, в Европейско-Средиземноморском сейсмологическом центре сообщили, что в Румынии произошло землетрясение магнитудой 6,1. Эпицентр подземных толчков располагался в 145 км к северу от Бухареста.
Отчетливо "тряхнуло" еще жителей Молдовы и непризнанного Приднестровья. Как пишут молдавские СМИ, торжества, проходящие в эту ночь в Кишиневе, были отменены, гости свадеб и кумэтрий разошлись по домам.
Докатились подземные толчки и до Беларуси. Например, их почувствовали и в Беларуси, примерно в то же время, что и в Киеве. Никаких разрушений или жертв не было.
Уезд Вранча вблизи Северокарпатского хребта остается самым сейсмоопасным районом Румынии. В 1977 году там произошло землетрясение силой 8 баллов в эпицентре и около 7,5 - в Бухаресте, погибли около 1,5 тысяч человек. Директор румынского Института Земли Мирча Рэдулян говорит, что землетрясения такого уровня, как ночное, повторяются в этом регионе один раз в два-три года.
25 апреля в Непале произошло . Эпицентр землетрясения располагался в 82 километрах к северо-западу от Катманду. Очаг землетрясения залегал на глубине 15 километров. В результате землетрясения погибли 758 человек в Катманду, а также 7 человек в Индии. В этот же день сейсмологи зафиксировали 13 повторных землетрясений на территории Непала. составляла от 4,6 до 6,6.
2015
25 апреля в Непале произошло . Эпицентр землетрясения располагался в 82 километрах к северо-западу от Катманду. Очаг землетрясения залегал на глубине 15 километров. В результате землетрясения погибли 758 человек в Катманду, а также 7 человек в Индии. В этот же день сейсмологи зафиксировали 13 повторных землетрясений на территории Непала. составляла от 4,6 до 6,6.
10 января в Китае в результате землетрясения магнитудой 5,0 пострадали более 1,5 тысячи человек. . Эпицентр находился недалеко от города Артуш, очаг залегал на глубине 10 километров.
2014
21 декабря у побережья индонезийского острова Хальмахера . Очаг землетрясения залегал на глубине 54,6 километра.
8 декабря у берегов Панамы в 8 километрах к юго-востоку от населенного пункта Пунта-де-Бурика . Очаг землетрясения залегал на глубине 10 километров.
7 декабря у берегов Папуа — Новой Гвинеи . Эпицентр землетрясения располагался в 121 километре к западу от города Пангуна, остров Бугенвиль. Очаг землетрясения залегал на глубине 10 километров.
6 декабря на юго-западе Китая в провинции Юньнань . В результате землетрясения погиб один ребенок, 8 человек получили травмы различной степени тяжести.
26 ноября у берегов Индонезии . Эпицентр подземных толчков находился в 150 километрах северо-восточнее острова Тернате, входящего в состав архипелага Молуккских островов в восточной Индонезии. Очаг землетрясения залегал на глубине 65 километров.
22 ноября в префектуре Нагано в Японии произошло . Очаг залегал на глубине 10 километров. Наиболее сильный удар пришелся на деревни Хакуба, Огава и город Нагано. Всего за двое суток в регионе было зафиксировано около 100 повторных подземных толчков силой до 5 баллов. Полностью или частично разрушены 95 домов, пострадали 46 человек.
22 ноября на юго-западе Китая в провинции Сычуань было . Очаг землетрясения залегал на глубине 18 километров в городе Тагун. За землетрясением произошли еще 95 сейсмических толчков меньшей интенсивности. В городе Тагун 60 человек получили ранения, из которых 42 — учащиеся начальной школы. Погибло 5 человек.
21 ноября у берегов Индонезии . Землетрясение было зафиксировано в районе Моллукских островов. Очаг залегал на глубине 10 километров.
Пострадали 10 человек. В результате землетрясения движение поездов по основным железнодорожным линиям острова, движение по скоростным магистралям было также приостановлено.
28 января землетрясение магнитудой 6,6 . Его эпицентр располагался на территории Казахстана в 225 километрах юго-восточнее Алма-Аты, очаг залегал на глубине 10 километров. В результате разрушено более 200 домов в приграничном регионе Китая.
5 января , магнитуда которого составила 7,5, стало причиной возникновения локального, но потенциально разрушительного цунами.
Эпицентр землетрясения располагался в 106 километрах к западу от города Крэйг. Очаг землетрясения залегал на глубине 9,9 километра.
Материал подготовлен на основе информации РИА Новости и открытых источников
