10567 (600408), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

SO₂ · хН₂О + Н₂О = Н₃О⁺ + НSO₃

К_а= 1,54·10^-2 (при 25º)

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.

α-модификация SO₃ представляет собой кристаллическое вещество, напоминающее лед, Т_пл = 17ºС. Предполагается, что эта модификация состоит из циклических тримеров S₃O₉.

β- модификация напоминает по строению асбест и образована зигзагообразными цепями тетраэдров SO₄, связанных между собой атомами кислорода.

γ-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

1. Кислоты.

Серная кислота представляет собой маслянистую жидкость с Т_пл = 10ºС и Т_кип = 280ºС. 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.

H₂SO_{4 (K)} + H₂S →S↓ + SO₂ + H₂O

H₂SO_{4 (K)} + Cu →SO₂↑ +CuSO₄ + H₂O

H₂SO_{4 (K)} + Mg → MgSO₄ + H₂S↑ + H₂O

Серная кислота проявляет дегидратирующие свойства:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO_{4 (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 (T_пл=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. 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, SrSO_4, 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:

HgSO₄=Hg+SO₂ +O₂

Нагревание гидросульфатов щелочных металлов до 150-200⁰С приводит к образованию дисульфатов:

2KHSO₄=K₂S₂O₇+H₂O

Выше 300⁰С дисульфаты переходят в сульфаты:

K₂S₂O₇=K₂SO₂+SO₃

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 SO^2-₄. 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<<4,5), которые оказывают как прямое повреждающее действие на биоту, так и косвенное, закисляя почвы и водоемы.

Установлено что при закислении почвы снижаются доступность для растений питательных элементов (Ca, Mg, Mn) и плодородие почвы. Закисление уменьшает скорость разложения органических остатков, поскольку для жизнедеятельности большинства бактерий и грибов необходима нейтральная среда, снижается продуктивность азотфиксирующих бактерий (при Ph < 5,0 азотобактер погибает), что приводит к ограничению поступления связанного азота в растения и торможению их роста.

Характеристики

Список файлов курсовой работы