Свойства серы
Характеристика свойств и химической активности серы, кислородных соединений. Исследование методов и способов определения серы. Изучение биологической роли и форм существования серы в окружающей среде. Анализ влияния кислотных осадков на леса и людей.
Рубрика | Химия |
Вид | реферат |
Язык | русский |
Дата добавления | 07.05.2012 |
Размер файла | 26,4 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://allbest.ru/
Содержание
Введение
1. Общая характеристика химической активности серы
1.1 Физические и химические свойства
1.2 Кислородные соединения серы
1.3Соли
2. Биологическая роль и формы существования серы в окружающей среде
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 H&
2S 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
химический сера кислотный биологический соединение
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 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
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.
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.
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.
1.3 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:
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 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 сердечнососудистой 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.
Изменение структуры почвы (снижение грануляции, слияние частиц, уплотнение почвы и резкое уменьшение воздухопроницаемости) негативно сказывается на функционировании корневой системы растений, что наносит коллосальный вред лесным массивам.
В кислой почве увеличивается подвижность ионов тяжелых металлов, которые накапливаются в растениях. Некоторые из них, например ионы железа и марганца блокируют поступление фосфора в растения. Сероуглерод, выделяемый предприятиями неорганического синтеза, также представляет реальную угрозу жизни населения. Сам по себе он представляет жидкость не имеющую цвета, с приятным запахом, но под действием света сероуглерод начинает разлагаться. Продукты разложения предают сероуглероду желтую окраску и неприятный запах. Его пары ядовиты: вдыхание воздуха с содержанием сероуглерода 0,3% и выше может привести к респираторным заболеваниям, а при хроническом воздействии малых доз паров сероуглерода постепенно развиваются различные расстройства центральной нервной системы.
Сера представляет собой один из так называемых циклических элементов, миграция которых происходит в системе "суша - океан - атмосфера - суша". Глобальный биогеохимический цикл серы представляет собой сложную и разветвленную сеть химических и биохимических процессов, в которых принимают участие соединения серы , находящиеся в различных агрегатных состояниях. В настоящее время круговорот серы нарушается из-за промышленного загрязнения воздуха оксидом серы (IV) и сероводородом, которые в больших концентрациях тормозят процессы анаэробного восстановления сульфатов и аэробного окисления сульфидов.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Особенности серы как химического элемента таблицы Менделеева, ее распространенность в природе. История открытия этого элемента, характеристика его основных свойств. Специфика промышленного получения и способов добычи серы. Важнейшие соединения серы.
презентация [152,3 K], добавлен 25.12.2011Необходимость удаления серы из нефтепродуктов. Основные формы серы. Строительство промышленных установок для обессеривания нефти. Сера в отраслях промышленности. Продажа высокотехнологичного сырья из серы. Структура потребления серы на мировом рынке.
курсовая работа [550,5 K], добавлен 23.01.2015Исследование химических свойств серы. Изучение истории названия и открытия элемента третьего периода периодической системы. Описания реакций с металлами, неметаллами и сложными веществами. Основные способы добычи серных руд. Аллотропные модификации серы.
презентация [6,3 M], добавлен 23.02.2013Химические и физические свойства серы. История открытия вещества. Основные месторождения самородной серы, способы получения и применение, пожароопасные свойства. Взаимодействие серы с кислородом, аллотропные модификации. Особенности плавления серы.
презентация [1,7 M], добавлен 12.01.2012Изучение свойств и поведения диоксида серы в атмосферном воздухе, исследование вредного воздействия выбросов тепловых электрических станций. Описание сухих и мокрых технологий сероочистки дымовых газов. Расчет известкового метода очистки дымовых газов.
курсовая работа [625,8 K], добавлен 25.09.2013Химический состав нефти и его влияние на свойства нефтепродуктов. Методы, основанные на окислении серы и последующим определением оксидов. Определение содержания серы в дизельном топливе, бензине, смазочных маслах. Механизм коррозионных процессов.
дипломная работа [663,2 K], добавлен 10.12.2013Физико–химические свойства серы. Механизм реакций процесса получения серы методом Клауса. Внедрение катализаторов отечественного производства на предприятии. Влияние температуры, давления, время контакта на процесс. Термическая и каталитическая ступень.
курсовая работа [545,9 K], добавлен 17.02.2016Анализ технологического процесса производства серной кислоты. Получение обжигового газа из серы. Контактное окисление диоксида серы. Материальный баланс для печи сжигания серы. Расчет сушильной башни, моногидратного абсорбера, технологических показателей.
курсовая работа [1,1 M], добавлен 03.06.2014Технология получения серной кислоты контактным методом. Разработка технологической схемы включающей, сжигания серы, окисления диоксида серы и его абсорбции с получением товарной серной кислоты. Выбор и расчет основного аппарата – контактного аппарата.
дипломная работа [551,2 K], добавлен 06.02.2013Производство серной кислоты. Материальный тепловой баланс печи для обжига колчедана. Система двойного контактирования и абсорбции. Обжиг серного колчедана, окисление диоксида серы, абсорбция триоксида серы. Влияние температуры на степень выгорания серы.
курсовая работа [907,6 K], добавлен 05.02.2015