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 СРЕДА
курсовая 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
Защищена с отметкой _______________
Научный руководитель _____________
Коряжма
2005
Содержание.
Введение
1. Общая характеристика химической активности серы
Физические и химические свойства
1.2 Кислородные соединения серы
1.3 Соли
2. Биологическая роль и формы существования серы в окружающей среде
Кислотные осадки
Источники кислотных осадков
Влияние кислотных осадков на леса
Влияние кислотных осадков на людей
3. Пути поступления серы в окружающую среду в условиях техногенеза
4. Методы и способы определения серы и ее соединений
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.S2OSO2SO3Строение.
S=S=O
плоскоеS
O O
угловоеO
S
O O
плоскоеТип гибридизации.sp2sp3Валентный 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 ?S? + 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 +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В водном растворе сульфиты и гидросульфиты легко окисляются до
сульфатов:
NaHSO3 + Cl2 + H2O = NaHSO4 + 2HCl
Окислителем растворенных сульфитов при нагревании может быть и сера: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 + 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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металла, тем устойчивее к нагреванию будет его сульфат. Например, CaSO4
плавится при 14600С без разложения. Сульфаты металлов с большим
положительным значением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 0
разлагаются при прокаливании подобно сульфату ртути:
HgSO4=Hg+SO2picscalex1000100090000039d00000002001c0000000000050000000902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Нагревание гидросульфатов щелочных металлов до 150-2000С приводит к
образованию дисульфатов:
2KHSO4=K2S2O7+H2O
Выше 3000С дисульфаты переходят в сульфаты:
K2S2O7=K2SO2+SO3picscalex1000100090000039d00000002001c000000000005000000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Дисульфаты – соли дисерной кислоты H2S2O7, существующей в обычных
условиях в виде бесцветных прозрачных кристаллов (т. пл. 350С), дымящих
на воздухе . При растворении в воде H2S2O7 и её соли разрушаются:
H2S2O7+H2O=2H2SO4; K2S2O7+H2O=2KHSO4
2. Биологическая роль и формы существования серы в окружающей среде.
Биологическая роль серы исключительно велика. Она входит в состав
серосодержащих аминокислот – цистеина, цистина, незаменимой аминокислоты
метионина, биологически активных веществ (гистамина, биотина, липоевой
кислоты и др.) В активные центры молекул ряда ферментов входят SH –
группы, участвующие во многих ферментативных реакциях, в том числе в
создании и стабилизации нативной трехмерной структуры белков, а в
некоторых случаях – непосредственно как каталитические центры ферментов.
Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача
энергии: переносит электроны, принимая на свободную – орбиталь один из
неспаренных электронов кислорода. Этим объясняется высокая потребность
организма в данном элементе.
Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп. Она является
также частью различных коэнзимов, включая коэнзим А. Большая часть серы
поступает в организм в составе аминокислот, а выводится в основном с
мочой в виде SO2-4. К числу наиболее опасных соединений серы как
загрязнителей природной среды относятся сероводород и диоксид серы.
Сероводород выбрасывают в атмосферу предприятия нефтеперерабатывающей,
коксохимической, азотно-туковой промышленности.
В больших концентрациях сероводород действует как сильный яд
нервно-паралитического действия. При его концентрации 1000 мг/м3 и выше
у человека появляются судороги, может остановиться дыхание или наступить
паралич сердца. Сероводород блокирует дыхательные ферменты в результате
его взаимодействия с железом. Раздражающе действует на слизистую органов
дыхания и глаз. Сероводород крайне ядовит: уже при концентрации 0,1%
влияет на центральную нервную систему, сердечно-сосудистую систему,
вызывает поражение печени, желудочно-кишечного тракта, эндокринного
аппарата. При хроническом воздействии малых концентраций – изменение
световой чувствительности глаз и электрической активности мозга, может
вызывать изменения в морфологическом составе крови, ухудшение состояние
сердечно-сосудистой и нервной систем человека.
Оксид серы (IV) поступает в воздух в результате сжигания топлива и
плавки руд, содержащих серу. Основные источники загрязнения атмосферы
SO2: энергетические установки, предприятия цветной металлургии и
сернокислое производство. Менее значительны выбросы предприятий черной
металлургии и машиностроения, угольной, нефтеперерабатывающей
промышленности, производства суперфосфата, транспорта.
Выбросы SO2 загрязняют воздух на значительное расстояние от источника
(на тысячу и более километров). Оксид серы (IV) считается одной из
основных действующих составных частей “токсичных туманов” и одним из
активных компонентов формирования смога. Сернистый ангидрид может
вызывать общее отравление организма, проявляющееся в изменении состава
крови, поражении органов дыхания, повышении восприимчивости к
инфекционным заболеваниям, нарушение обмена веществ, повышение
артериального давления у детей, ларингит, конъюнктивит, ринит,
бронхопневмония, аллергические реакции, острые заболевания верхних
дыхательных путей и системы кровообращения. При кратковременном
воздействии – раздражение слизистой оболочки глаз, слезотечение,
затруднение дыхания, тошнота, рвота, головные боли. Повышение уровней
общей заболеваемости смертности. Повышенная утомляемость, ослабление
мышечной силы, снижение памяти. Замедление восприятия, ослабление
функциональной способности сердца, изменение бактерицидности кожи. Оксид
серы (IV) может нарушать углеводный и белковый обмен, способствует
образованию метгемоглобина, снижению имуннозащитных свойств организма.
Взаимодействуя с атмосферной влагой, оксиды серы образуют кислотные
осадки (Ph
Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter
