Диоксид серы в трех агрегатных состояниях

Размещено на http://www.allbest.ru/

Проект на тему: Диоксид серы в трех агрегатных состояниях

Хомякова Полина ученица 11А



Оглавление

1. Введение

2. Литературный обзор

2.1 Получение

2.2 Примечание

2.3 Структурная формула молекулы SO2

2.4 Физические свойства

2.5 Сернистая кислота

2.6 Атмосферный SO2 и загрязнение окружающей среды

2.7 Кислотные дожди

2.8 Последствие кислотных дождей

2.9 Токсическое действие

3. Экспериментальная часть

3.1 Реактивы

3.2 Лабораторная установка

3.3 Порядок выполнения работы

3.4 Изучение химических свойств

4. Выводы

1. Введение

диоксид сера сернистый кислотный

Сера в самородном состоянии, а также виде сернистых соединений известна с древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны «сернистые испарения», смертельное действие выделений горящей серы. Сера входила в состав «греческого огня», наводившего ужас на противников. В восьмом веке китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, смеси пороха. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а так же разработка способа ее получения из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Таким образом, точное происхождение серы не установлено, но, как сказано выше, этот элемент использовался до Рождества Христова, а значит знаком людям с давних времен. [1,с.319]

В этой работе рассматривали одно из соединений серы - оксид серы (IV) известный так же как диоксид серы, сернистый газ или сернистый ангидрид.

Его физические, химические свойства, получение и влияние на окружающую среду

Цель работы получить SO₂ в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком, твердом.

Задача: экспериментально показать наличие трех агрегатных состояний SO₂

2. Литературный обзор

2.1 Получение

В обычных условиях диоксид серы-бесцветный газ с характерным резким запахом. В технике его получают сжиганием серы и обжигом пирита:

4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8SO₂

Действием 70%-ной серной кислотой на сульфиты металлов:

Na₂SO₃+2H₂SO₄=2NaHSO₄+H₂O=SO₂

Он также получается как дурно пахнущий и нежелательный продукт при сжигании угля и нефти.[2,c. 315,3,c. 51]

2.2 Примечание

Диоксид серы и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образую с ними бесцветные соединения. Последний могут снова разлагаться при нагревании или на свету, а в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие SO₂ и H₂SO₃ отличается от белящего действия хлора. Обычно диоксид серы убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвала, винные бочки, погреба и др. Используют также при перевозке и хранении фруктов и ягод. В больших количествах оксид серы (IV) используется для получения серной кислоты. Используется в слабоалкогольных напитках в качестве консерванта. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. [4,c. 442]

Двуокись серы применяется в холодильном деле. Она очень легко конденсируется и имеет большую теплоту испарению при температуре кипения сжижения газа(-10⁰С) теплота испарения составляет 96 ккал/г. [5,c.767]

2.3 Структурная формула молекулы SO₂

Рис. 1 Строение молекулы SO₂

Молекула диоксида серы построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник. Центральный атом серы находится в sp³ гибридизации и угол OSO близок к 120⁰. [6,c.372]

2.4 Физические свойства

Двуокись серы представляет собой бесцветный, резко пахнущий газ, который не поддерживает горения и не горит сам. Давление паров SO₂ при 0⁰С равно 1,52 атм., при 20⁰С-3,3 атм.; удельный вес жидкой двуокиси серы при -10⁰С равен 1,46 атм. Критическая температура 157,2⁰С, критическое давление 77,7 атм., критическая плотность 0,51. Температура замерзания -72,5⁰С.

Плотность в газообразном состоянии при нормальных условиях составляет 2,263 по отношению к плотности воздуха, принятой за 1(вес 1 л разбавленной SO₂ равен 2,9256 г.). Так как двуокись серы легко конденсируется, ее поведение довольно плохо подчиняется законам идеальных газов. [7,c.768]

Растворимость диоксида серы в воде весьма велика (при обычных условия около 40 объемов SO₂ на один объем H₂O). Водный раствор двуокиси серы называется сернистой кислотой. Основная масса растворенного SO₂ находится в растворе гидратированной форме SO₂*nH₂O. [8,c. 315]

2.5 Сернистая кислота

H₂SO₃- очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить серную кислоту она распадается на SO₂ и H₂O.Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо серной кислоты выделяется оксид серы:

Na₂SO₃+H₂SO_4(конц)=Na₂SO₄+H₂O+SO₂

Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от допуска воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:

2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄

Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды, например:

H₂SO₃+Cl₂+H₂O=H₂SO₄+2HCl

Однако, при взаимодействии с сильными восстановителями серная кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:

H₂SO₃+2H₂S=3S +3H₂O

Будучи двухосновной, сернистая кислота образует два вида солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфатами. [8,c.461]

2.6 Атмосферный SO₂ и загрязнение окружающей среды

Загрязнение воздуха дымом и сернистыми испарениями - проблема не новая, но быстрое развитие промышленности в течении XIX в. И растущий с 1950-х интерес к здоровью человека по сохранению окружающей среды заставляет принимать дополнительные меры, чтобы исключить или, по крайней мере, минимизировать наносимый вред. Огромное количество летучих соединений серы попадает в окружающую среду в результате естественных процессов. Геотермальная деятельность (особенно вулканическая) высвобождает огромные объемы диоксида серы вместе с меньшими количествами сероводорода, триокиси серы, самой серы и отдельных сульфатов. Однако с глобальной точки зрения эти количества составляют менее 1% образующихся в природе летучих соединений серы. Наиболее важный источник - биологическое восстановление серы, которое легче всего происходит в присутствии органического вещества и в условиях дефицита кислорода. Большая часть выделяется в виде H₂S но, вероятно, образуются и другие соединения. Последний природный источник атмосферных соединений серы - морская водяная пыль (сульфат - второй по распространенности анион в морской воде, его концентрация составляет примерно одну седьмую от концентрации хлорида). Хотя большая часть серы переносится метром в виде сульфата в составе морской водяной пыли и речных выносов, влияние его на окружающую среду незначительно. Намного более серьезное воздействие летучих соединений серы, попадающих в атмосферу в результате бытовой и промышленной деятельность человека. Считается, что их масса достигает в год около 200 млн. т, что сравнимо со всем количествам серы, выделяющийся в результате природных процессов. К несчастью, двуокись серы, по самой природе своего происхождения образуется в центре наиболее плотно заселенных территорий и причиняет большой вред органам дыхания людей и животных, наиболее серьезно действует на растения, воду озер и водные организмы в результате «кислотных дождей». Рассеивание этих выбросов в атмосфере с помощью высоких дымовых труб - неалекватный выход, поскольку тем самым проблема просто перемещается соседние регионы.

Рис. 1

В Европе и США главный источник загрязнений диоксид серы - теплоэлектростанции, работающие на каменном угле; эта отрасль вместе с другими областями применения и получения кокса поставляет около 60% выделяемого в атмосферу SO₂. Еще 25% дают процессы очистки нефти, электростанции, использующие жидкое топливо, и другие области применения нефти. Выплавка меди (вместе с намного меньшим объемами в случае руд цинка и свинца) постовляется атмосферу около 12% годовых выбросов SO₂. Производство серной кислоты (единственная отрасль химической промышленности, производящая SO₂ в большом масштабе) вносит менее 2% от общего объема выбросов, что, вероятно обусловлено эффективным аппаратурным оформление технологического процесса. Безусловно, загрязнения можно предотвратить, только если полностью удалить SO₂ из отходящихгазов, одноко это как технологически, так и экономически недостижимо. Существует много способов довести концентрация диоксида серы до очень низкого уровня, но большее число электростанций и сжигание угля и нефти в быту дают существенные выбросы. SO₂ можно удалять промывкой отходящих газов «известковым молотком» - суспензией Ca(OH)₂. Другой путь - частичное восстановлении до H₂S с помощью природного газа (CH₄), нефти или угля с последующей каталитической конверсией до серы (процесс Клауса):

2H₂S+SO₂=3S +2H₂O

Для определения SO₂ в атмосфере используют тонкие аналитические методики. Существует несколько способов, например поглощение водным раствором H₂O₂ и титрование (или кондуктометрическое определение) получение H₂SO₄ (H₂O₂+O₂=H₂SO₄) или реакции с Na₂[HgCl₄] либо K₂[HgCl₄]. Получаемый при этом дисульфитомеркурат - ион определяют колориметрические после добавления кислотного n- розанилина и формальдегида (П. Вест, Г.Гей, 1956 г.). Другой способ - пламенная фотометрия - применением для мониторинга содержания SO₂ в газовом потоке, используется восстановительное пламя водород - воздух и полоса изучения S₂ при 394 нм, достигается чувствительность выше 1:10⁹ по объему. Еще один способ определения SO₂ основан на импульсно-флуоресцентном анализе с применением изучения в области 214 нм, специфического для SO₂ и дающего линейную зависимость от концентрации в широком интервале содержания SO₂, (вплоть до 1:10⁹). Соответствующая аппаратура в настоящее время доступна. [9,c.52]

2.7 Кислотные дожди

Даже нормальная дождевая вода имеет слабокислую реакцию из-за наличия в воздухе диоксида углерода. А кислотный дождь образуется в результате реакции между водой и такими веществами, как оксиды серы (SO₂) и различными оксидами азота. Эти вещества выбрасываются в атмосферу автомобильным транспортом, в результате деятельности металлургических предприятий, тепловых электростанций.

Соединения серы, сульфиды, самородная сера и другие содержатся: в углях и в руде (особенно много сульфидов в бурых углях, при сжигании или обжиге которых образуются летучие соединения -- оксид серы(IV) (сернистый ангидрид), оксид серы(VI) (серный ангидрид), сероводород -- (образуется в малых количествах при недостаточном обжиге или неполном сгорании, при низкой температуре). Различные соединения азота содержатся в углях, и особенно в торфе (так как азот, как и сера, входит в состав биологических структур, из которых образовались эти полезные ископаемые).

При сжигании таких ископаемых образуются оксиды азота (например, оксид азота, вступая в реакцию с водой атмосферы, под воздействием солнечного излучения, или так называемых «фотохимических реакций»), которые превращаются в растворы кислот -- серной, сернистой, азотистой и азотной. Затем, вместе со снегом или дождем, они выпадают на землю.

2.8 Последствия кислотных дождей

Последствия выпадения кислотных дождей наблюдаются во многих странах земного шара.

Кислотный дождь оказывает отрицательное воздействие на водоёмы -- озера, реки, заливы, пруды -- повышая их кислотность до такого уровня, что в них погибает флора и фауна.

Выделяют три стадии воздействия кислотных дождей на водоёмы:

Первая стадия	с увеличением кислотности воды (показатели рН меньше 7) водяные растения начинают погибать, лишая других животных водоёма пищи, уменьшается количество кислорода в воде, начинают бурно развиваться водоросли (буро-зеленые). Первая стадия эутрофикации (заболачивания) водоема. При кислотности рН 6 погибают пресноводные креветки.
Вторая стадия	кислотность повышается до рН 5.5, погибают донные бактерии, которые разлагают органические вещества и листья, и органический мусор начинает скапливаться на дне. Затем гибнет планктон -- крошечное животное, которое составляет основу пищевой цепи водоема и питается веществами, образующимися при разложении бактериями органических веществ.
Третья стадия	кислотность достигает рН 4.5, погибает вся рыба, большинство лягушек и насекомых.

Первая и вторая стадии обратимы при прекращении воздействия кислотных дождей на водоем.

По мере накопления органических веществ на дне водоёмов из них начинают выщелачиваться токсичные металлы. Повышенная кислотность воды способствует более высокой растворимости таких опасных металлов, как кадмий, ртуть и свинец из донных отложений и почв.

Эти токсичные металлы представляют опасность для здоровья человека. Люди, пьющие воду с высоким содержанием свинца или принимающие в пищу рыбу с высоким содержанием ртути, могут приобрести серьёзные заболевания.

Кислотный дождь наносит вред не только водной флоре и фауне. Он также уничтожает растительность на суше. Учёные считают, что хотя до сегодняшнего дня механизм до конца ещё не изучен, «сложная смесь загрязняющих веществ, включающая кислотные осадки, озон и тяжёлые металлы, в совокупности приводит к деградации лесов»^[2].

Экономические потери от кислотных дождей в США, по оценкам одного исследования^{[какого?]}, составляют ежегодно на восточном побережье 13 миллионов долларов и к концу века убытки достигнут 1,7 миллиардов долларов от потери лесов; 8,3 миллиардов долларов от потери урожаев (только в бассейне реки Огайо) и только в штате Миннесота 40 миллионов долларов на медицинские расходы.

Единственный способ изменить ситуацию к лучшему, по мнению многих специалистов^{[каких?]}, -- это уменьшить количество вредных выбросов в атмосферу.

2.8 Токсическое действие

SO₂ очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом -- насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации -- удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

· ПДК (предельно допустимая концентрация):

· в атмосферном воздухе максимально-разовая -- 0,5 мг/мі, среднесуточная -- 0,05 мг/мі;

· в помещении (рабочая зона) -- 10 мг/мі

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее -- роза, сосна и ель.



3. Экспериментальная часть

В результате эксперимента был получен диоксид серы в трех агрегатных состояниях

SO₂ получали исходя из следующего химического взаимодействия:

Na₂SO₃+H₂SO_4(конц)=Na₂SO₄+H₂O+SO₂

3.1 Реактивы

Для исследования использовались следующие реактивы

1. Сульфит натрия (кристаллический)

2. Серная кислота (концентрированная)

3. Хлорид натрия+лед (охлаждающая смесь)

Рис. 2 (используемые реактивы)



3.2 Лабораторная установка

1. Капельная воронка

2. Колба Вюрца

3. Поглотительная склянка Дрекселя

4. Пробирка с приемником

5. Хлоркальциевая трубка

6. Сосуд Дьюара с охлаждающей смесью

Исследование проводили на установке (рис.3)

Рис 3

3.3 Порядок проведения работы

1. Собрали лабораторную установку для получения газа. Все краны в системе закрыты.

Сульфит натрия поместили в колбу Вюрца.

В капельную воронку налили концентрированной серной кислоты

В поглотительную склянку Дрекселя налили концентрированной серной кислоты (для осушения образующего диоксида серы).

В сосуд Дьюара поместили лед с хлоридом натрия (охлаждающая смесь). Открыли кран на капельной воронке так, чтобы мерная кислота стекала по каплям в колбу Вюрца.

Происходит реакция:

Na₂SO₃+H₂SO_4(конц)=Na₂SO₄+H₂O+SO₂

Газ проходит в поглотительную склянку Дрекселя (мы видим это по выделяющимся пузырькам). После газ проходит по газоотводной трубе в пробирку. Пробирка находится в охлаждающей смеси. При достижении температуры -10⁰С SO₂ переходит в жидкое состояние. В твердом состоянии SO₂ был получен охлаждением пробирки в «сухом льде» (-72⁰С).

Рис. 4 Сернистый газ в газообразном состоянии



Рис. 5 Сернистый газ в жидком состоянии

3.4 Изучение химических свойств

Для диоксида серы характерна окислительно-восстановительная двойственность.

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства.

Так сернистый газ обесцвечивает йодную воду:

I₂(aq)+SO₂= =2HI+H₂SO₄

Бромную воду:

Br₂(aq)+SO₂=2HBr+H₂SO₄

Раствор перманганата калия:

5SO₂+2KMnO₄+2H₂O=2H₂SO₄+2MnSO₄+K₂SO₄

Рис. 6 Р-р KMnO₄ до пропускания SO₂ Рис.6 Р-р KMnO₄ после пр-я SO₂

Рис. 8 Лакмусовая бумажка «До» и «После» пропускания SO₂ (газообразный)

Так же в роли восстановителя он реагирует с кислородом:

SO₂+1/2O₂=SO₃ (t=450⁰С; в присутствии оксида ванадия (V))

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявить окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности, используя восстановления SO₂ оксидом углерода (IV):

SO₂+2CO=2CO₂+S

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH₃+2SO₂=H₃PO₂+2S

Также в роли окислителя он реагирует в сероводородом:

2H₂S+SO₂=2H₂O+3S

Так как SO₂ - кислотный оксид, он реагирует со щелочами, основаниями:

SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O

SO₂+Ba(OH)₂=BaSO₃+H₂O



4. Вывод

В результате исследования получен сернистый газ в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком, твердом. Изучены его химические свойства и выяснили, что диоксид серы имеет окислительно-восстановительную двойственность

Размещено на Allbest.ru

...