Сера и окружающая среда
1
33
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО «Поморский государственный университет им. М.В. Ломоносова»
КОРЯЖЕМСКИЙ ФИЛИАЛ
ХИМИКО-ГЕОГРАФИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ
кафедра химии
СЕРА И ОКРУЖАЮЩАЯ СРЕДАкурсовая работа| Выполнил: Жилин Александр Анатольевич студент __2_ курса химико-географического факультета, специальность «Химия» | ||
Допустить к защите зав. кафедрой химии _____________ Т.П. Экономова | Научный руководитель: к.х.н., доцент кафедры химии Горбунова Людмила Герольдовна |
Заключение
Список литературы
Введение.
Сера известна человечеству с древнейших времен. Встречаясь в природе в свободном состоянии, она обращала на себя внимание характерной желтой окраской, а также тем резким запахом, которым сопровождалось ее горение. Считалось также, что запах и голубое пламя, распространяющееся горящей серой, отгоняют демонов. Сернистый ангидрид - удушливый газ, образующийся при горении серы, еще в древности использовался для отбеливания тканей. При раскопках Помпеи нашли картину, на которой изображен противень с серой и приспособление для подвешивания над ним материи. Издавна употреблялась сера и ее соединения для приготовления косметических средств и для лечения кожных заболеваний. И очень давно ее начали использовать для военных целей. Так, в 670 году защитники Константинополя сожгли арабский флот с помощью “греческого огня”; это была смесь селитры, угля и серы. Те же вещества входили в состав черного пороха, применявшегося в Европе в средние века и до конца XIX в.
Серная кислота, одно из самых важных соединений серы, была открыта, по-видимому, к X в, начиная с XVIII века, ее производят в промышленных масштабах и вскоре она становится важнейшим химическим продуктом, необходимым и в металлургии, и в текстильной промышленности, и в других, самых различных отраслях. В связи с этим начались еще более интенсивные поиски месторождений серы, изучение химических свойств серы и ее соединений и совершенствование методов их извлечения из природного сырья.
Русское название элемента происходит от древне - индийского (санскритского) слова “сира” - светло-желтый. Приставка “тио”, часто применяемая к соединениям серы, происходит от греческого названия серы - “тейон” (божественный, небесный). Ведь сера издавна была символом горючести; огонь же считался достоянием богов, пока Прометей, как гласит миф, не принес его людям.
Сера в природе.
Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7?10-2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом - много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS2, халькопирит FeCuS2, свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов - гипса CaSO4·2H2O, барита BaSO4, в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия.
Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H2S и сернистый ангидрид SO2. поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов:
2H2S + SO2 =3S + 2H2O.
Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов.
Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы.
Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога - селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет - биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа 32S, чем более тяжелого 34S.
Элементарную природу серы установил А. Л. Лавуазье и включил её в список простых неметаллических тел (1789). В 1822 Э. Мичерлих обнаружил аллотропию серы.
Цель моей работы состоит в том, чтобы показать влияние серы и ее соединений на экологию в целом, на здоровье людей, состояние флоры и фауны в условиях постоянных или кратковременных выбросов их в окружающую среду. Данную тему я считаю очень актуальной, так как, в столь не благополучном в экологическом плане районе как наш город не редки выбросы сернистого газа, сероводорода, метилмеркаптана, пыли и др.
1. Общая характеристика химической активности серы.
Сера (лат. Sulfur) S, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06. Природная сера состоит из четырёх стабильных изотопов: 32S (95,02%), 33S (0,75%), 34S (4,21%), 36S (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы 31S (T1/2 = 2,4 сек), 35S (T1/2 = 87,1 cym), 37S (T1/2 = 5,04 мин).
1.1 Физические и химические свойства.
В виде простого вещества сера имеет большое число аллотропных модификаций, содержащих циклические и линейные молекулы состава Sx, где x=3-20, а по некоторым данным x=3-33.
В обычных условиях сера существует в виде циклооктасеры S8, кристаллы которой содержат молекулы, имеющие вид короны. Наиболее изучены три модификации серы, из которых более других устойчива ?-модификация или ромбическая сера, известная своей ярко желтой окраской (? = 2,07 г/см3, Тпл = 112,8 °C Ткип = 444,6 °C). Природная сера практически полностью состоит из ?-модификации. Эта модификация практически нерастворима в воде, но хорошо растворима в сероуглероде CS2 50,4 г/100г, бензоле C6H6 2,1 г/100г, толуоле 2,06 г/100г и ацетоне 2,5 г/100г (при 25°C), причем растворимость с повышением температуры увеличивается. Из растворов сера вновь кристаллизуется вновь в ?-модификацию. При температуре 95,6°C ромбическая сера энаниотропно переходит в моноклинную ?-модификацию, устойчивую между 95,6 °C и температурой плавления Тпл = 119,3 °C. Она имеет медово - желтую окраску ? = 1,96 г/см3. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S8 с энергией связи S - S 225,7 кДж/моль.
При плавлении сера превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °C буреет, а около 190 °C становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°C вязкость уменьшается, а при 300 °C сера вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °C кольца S8 начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °C уменьшает среднюю длину таких цепей.
Если расплавленную серу, нагретую до 250-300 °C, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая сера). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в CS2 модификация называется ?-S, а нерастворимая ?-S. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую ?-S. В парах при температуре кипения, кроме молекул S8, существуют также S6, S4 и S2. При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900°C остаются лишь S2, которые приблизительно при 1500°C заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров серы получается устойчивая ниже - 80°C пурпурная модификация, образованная молекулами S2.
Сера - плохой проводник тепла и электричества.
Конфигурация внешних электронов атома S 3s23p 4. В соединениях сера проявляет степени окисления -2, +4, +6.
Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N2, I2, Au, Pt и инертных газов. Она горит на воздухе голубоватым пламенем:
S8 + 8O2 > 8SO2
Уже на холоду сера энергично соединяется с F2 с образованием гексафторида серы SF6, при нагревании реагирует с Cl2, с бромом сера образует только S2Br2, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) наступает обратимая реакция с H2 с получением сульфида водорода. Сера образует также сульфаны общей формулы H2Sx, где х=1-23. Все сульфаны представляют собой жидкости (за исключением H2S1) желтого цвета с удушливым запахом. Анион сульфанов Sх2- - это изогнутая цепь связанных ?-связями атомов серы. При длительном хранении сульфаны превращаются в гомологи, более богатые серой, а при нагревании разлагаются с выделением сероводорода и сульфанов с меньшим числом атомов серы.
Парообразная сера реагирует с углеродом при температуре 800-900 °C, превращаясь в сероуглерод, а при сплавлении с фосфором образует нестехиометрические сульфиды состава PnSx, где х=3-7.
При нагревании сера, взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). Соединения серы с азотом (N4S4 и N2S5) могут быть получены только косвенным путём.
С концентрированными растворами серной и азотной кислот сера реагирует только при нагревании:
2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O
6HNO3 + S = H2SO4 + 2H2O + 6NO2
1.2 Кислородные соединения серы.
Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.
a) Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся
такие неустойчивые оксиды, как S2O3 и S2O. Например, S2O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO2, и тут же разлагается:
2S2O = 3S + SO2,
аналогично диспропорционирует и S2O3
2S2O3 = S + 3SO2.
Из высших оксидов серы наиболее изучены SO2 - оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO3 -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).
Таблица 1.
Строение основных оксидов серы.
Оксид. | S2O | SO2 | SO3 | |
Строение. | S=S=O плоское | S O O угловое | O S O O плоское | |
Тип гибридизации. | sp2 | sp3 | ||
Валентный угол. | 119,5? | 120? |
Диоксид серы представляет собой бесцветный газ с резким запахом, Тпл =
-75?С, Ткип = -10?С. Он очень термически устойчив (распадается на S и O2 при 2800?С). Диоксид серы растворим в воде причем растворимость его при переходе температуры от 0? до комнатной понижается. При растворении происходит образование гидрата SO2 · хН2О, нестехиометрического по составу, обладающего свойствами слабой кислоты:
SO2 · хН2О + Н2О = Н3О+ + НSO3
Ка= 1,54·10-2 (при 25?)
Абсолютно сухой диоксид серы в обычных условиях не взаимодействует с галогенами, H2S, H2, O2 и СО. Реакция :
2SO2 + O2 =2SO3
протекает только при высоких температурах, в присутствии катализатора. Диоксид серы в в водном растворе взаимодействует HNO2 и N2O3:
2SO2 + N2O3 + Н2О =H2SO4 + 2NO
2HNO2 + SO2 · хН2О = H2SO4 + 2NO + xH2O
В большинстве реакций он проявляет восстановительные свойства:
2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
NO2 + SO2 = SO3 + NO; Н2О2 + SO2 = H2SO4
Окислительные свойства диоксида серы проявляются при взаимодействии его с сероводородом и оксидом углерода (II):
2Н2S + SO2 = 3S + 2Н2О;
2СО + SO2 = S+ 2CO2
Оксид серы (VI) существует в виде трех модификаций.
?-модификация SO3 представляет собой кристаллическое вещество, напоминающее лед, Тпл = 17?С. Предполагается, что эта модификация состоит из циклических тримеров S3O9.
?- модификация напоминает по строению асбест и образована зигзагообразными цепями тетраэдров SO4, связанных между собой атомами кислорода.
?-модификация также состоит из SO4-тетраэдров, которые объединены в слои плоских сеток.
Твердый SO3, выпускаемый промышленностью представляет собой смесь этих модификаций.
SO3 очень гигроскопичен, он энергично поглощает воду с выделением тепла и образованием гидрата SO3 · Н2О, т.е молекул серной кислоты. Он хорошо поглощается серной кислотой с образованием «олеума» - смеси полисерных кислот (H2S2O7, H2S8O10 и др.)
Оксид серы (VI) проявляет только окислительные свойства:
SO3 + KI =I2 + K2SO3
b) Кислоты.
Серная кислота представляет собой маслянистую жидкость с Тпл = 10?С и Ткип = 280?С. Ее молекулы представлены тетраэдрами, связанными между собой атомом кислорода:
HO O
S
HO O
Серная кислота в водных растворах является сильной двухосновной. Концентрированная серная кислота является сильнейшим окислителем. В зависимости от вида восстановителя реакции могут заканчиваться выделением SO2, H2S и элементарной серы.
H2SO4 (K) + H2S >Sv + SO2 + H2O
H2SO4 (K) + Cu >SO2^ +CuSO4 + H2O
H2SO4 (K) + Mg > MgSO4 + H2S^ + H2O
Серная кислота проявляет дегидратирующие свойства:
C12H22O11 + H2SO4 (K) > 12C + H2SO4 + 11H2O.
Также она может взаимодействовать с оксидами азота NO2 и N2O3:
H2SO4 + 2NO2 > (NO)HSO4 + HNO3
2H2SO4 + N2O3 > 2(NO)HSO4 + H2O.
с образованием нитразил гидросульфата.
В обычных условиях H2SO4 пассивирует Fe, Cr, Co, Ni. Поэтому ее хранят и транспортируют в цистернах из стали. В основном её получают каталитическим окислением SO2 кислородом воздуха до SO3 с последующей абсорбцией SO3 серной кислотой во избежание образования тумана. Окисление проводят при 500°С в присутствии катализатора V2O5 с добавками K2SO4.
Дисерная кислота H2S2O7 существует при обычных условиях в виде бесцветных прозрачных кристаллов (Tпл=35°С). При растворении в воде она разрушается:
H2S2O7 + H2O = H2SO4
Поэтому химия её водных растворов по существу является химией серной кислоты. Её получают смешением 100% H2SO4 с расчетным количеством SO3, отвечающим реакции:
H2SO4 + SO3 = 2H2S2O7
Динадсерная кислота H2S2O8 получается как промежуточный продукт при электролизе H2SO4 и используется для получения H2O2:
H2S2O8 + H2O = H2SO5 + H2SO4
H2SO5 + H2O = H2O2 + H2SO4
Тиосерная кислота H2SO3(S) в виде бесцветной маслянистой жидкости получена только при температурах ниже -83°С в среде этилового эфира при помощи реакции присоединения:
H2S + SO3 = H2SO3(S)
когда окислительно-восстановительные процессы сильно заторможены. Молекула её представляет искаженный тетраэдр. В водных растворах проявляет свойства сильной кислоты.
1.4 Соли.
Сульфиты, гидросульфиты.
Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в воде, некоторые из них известны только в растворе, например Ca(HSO3)2. сульфиты же металлов, кроме сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде.
Сульфиты и гидросульфиты принадлежат к соединениям, которые, как и SO2, могут быть восстановителями, и окислителями. В одном растворе они восстанавливаются цинковой пылью до тетраоксодисульфатов (III), а при нагревании сухих солей с такими же восстановителями, как C, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:
Na2SO3 + 3C = Na2S + 3CO
В водном растворе сульфиты и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов:
NaHSO3 + Cl2 + H2O = NaHSO4 + 2HCl
Окислителем растворенных сульфитов при нагревании может быть и сера:
SO + S = SO3(S)2-
Нагревание сухих сульфитов и гидросульфитов вызывает реакции соответственно диспропорционирования и конденсации:
4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S; 2KHSO3 = K2S2O5 + H2O
Сульфаты, гидросульфаты, дисульфаты.
Соли серной кислоты - сульфаты и гидросульфаты - образуют многие металлы. Малорастворимыми в воде является ограниченное число сульфатов: CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4. Сульфаты металлов разлагаются при прокаливании на оксид металла и SO3, который затем диссоциирует на SO2 и O2. Чем более отрицательно значение 0 металла, тем устойчивее к нагреванию будет его сульфат. Например, CaSO4 плавится при 14600С без разложения. Сульфаты металлов с большим положительным значением 0 разлагаются при прокаливании подобно сульфату ртути:
Страницы: 1, 2
