Реферат з хімії

Хімічна та агрохімічна сировина ( Сірка ).

Сірка. Сірка за стандартних умов – крихка кристалічна речовина жовтого кольору. Погано проводить теплоту і не проводить електричного струму. У воді не розчиняється краще розчиняється в деяких розчинниках (у сірковуглеці CS₂, бензині, етері та ін.).

І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S₈, які за формою нагадують корону. Але в кристалах ці молекули можуть бути упаковані по-різному.

Якщо молекули розташовані щільно, утворюється алотропна форма ромбічна сірка. Менш щільне упакування молекул спричинює виникнення іншої алотропної форми – моноклінної сірки.

Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: пластична сірка – коричнева губоподібна маса.

Властивості ромбічної і моноклінної сірки

Властивості простих речовин	Сірка
	ромбічна	моноклінна
Колір	Лимонно-жовтий	Блідо-жовтий, майже безбарвний
Густина	2,07 г/л	1,96 г/л
Температура плавлення	112,80С	119,30С

Хімічні властивості сірки

Хімічна активність сірки доволі висока. При нагрівання вона реагує майже з усіма елементами.

1. Взаємодія з металами.

2Cu + S = Cu₂S

2. Взаємодія з неметалами.

S + O₂ = SO₂↑

H₂ + S = H₂S ↑

Застосування. Найбільша маса сірки і природних сульфідів витрачається на вироблення сульфатної кислоти.

Оксиди сульфуру.

Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO₂ і оксид сульфуру (VI) SO₃/

Оскид сульфуру (IV) SO₂ (діоксид сульфуру, сірчастий газ) – це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Дуже легко розчиняється у воді (в 1л води при 20⁰С розчиняється 43 л SO₂.

Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (IV) SO₂ – це виробництво сульфатної кислоти H₂SO₄.

Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO₂ токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнення слизових оболонок дихальних органів і очей.

Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO₂ один з основних забрудників повітря, він отруює навколишнє середовище.

Звідки ж береться діоксид сульфуру SO₂ у повітрі?

Природним джерелом SO₂ є окислення сірководню H₂S атмосферним киснем й озоном:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

H₂S + O₃ = SO₂ + H₂O

Діоксид сульфуру SO₂, потрапляючи у повітря, викликає утворення “кислотних дощів”, шкідливих для усього живого.

Оксид сульфуру (IV) SO₃ (триоксид сульфуру) – безбарвна рідина, яка за температури, нижчої від 17⁰С, кристалізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже легка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах.

Оксид сульфуру (VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємодіє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Застосовується оксид сульфуру (IV) SO₃ у виробництві сульфатної кислоти H₂SO₄. У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб.

Сульфатна кислота.

Сульфатна кислота H₂SO₄ (безводна, 100%-ва) – важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчину (w(H₂SO₄) = 98%) за стандартних умов 1,84 г/см³. вона нелегка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супроводжується виділенням великої куль ості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти.

Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні властивості, характерні для кислот.

1. Зміна кольору індикатора.

2. Дисоціація кислоти.

І ступінь H₂SO₄  Н⁺ + HSO ^-₄ – гідрогенсульфат-іон

ІІ ступінь HSO ^–₄  Н⁺ + SO ^-2₄ – сульфат-іон.

3. Взаємодія з основами.

4. Взаємодію з оксидами металів.

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

5. Взаємодія з солями.

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO² + H₂O

2KNO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2HNO₃

6. Взаємодія з металами.

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Застосування сульфатної кислоти і сульфатів. Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин, у металургії в процесі добування міді. Нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів.

Серед сульфатів велике практичне значення мають мідний і залізний купороси CuSO₄  5H₂O i FeSO₄  7H₂O.

Родовища сірки.

Посеред вулканогенних родовищ сірки розрізняють (40):

а) гідротермальні - руди, які придставлені сірними кварцитами, поклади локалізуються уздовж розломів крихких та пористих агломеративних порід, форма покладу переважно пласто- або лінзообразна, вміст сірки в рудах до 30-40%;

б) ексгаляционні - сірка відкладається в кратерах вулканів у вигляді пластів,покровів;

в) вулканогенно-осадкові - сформовані в кратерах озер, поклади сформовані у вигляді плоских лінз.

Екзогенні родовища поділяються на: сингенетичні - сформовані осадковим біохімічним шляхом, мають пластообразну форму та лінзовидну форму покладу, потужність покладу – метри та перші десятки метрів, сіркові руди – карбонатні, вміст сірки 15-25%; епігенетичні – формуються інфільтраційнім біохімічним шляхом, поклади мають лінзо- та штокообразну форму (потужністю від 1 до 20м), розположені вздовж областей розломів в дрібних куполообразних зготках з порушеними сводами, руди карбонатні, пісчані, глиняні, вміст сірки в них 12-15%.

Фізична характеристика вулканогенних родовищ вивчена на гіотерматних родовищах Камчатки. Найбільш плотними породами являються незмінні вулканіти – базальт и та андезити( плотність=2.59-2,77 г/куб.см.). Змінні рудовмісні породи (вторинні кварци) та слабозмінні породи (прополіти) менш плотні (2,05-2,51 г/куб.см.).Плотність середніх кварців (з вмістом сірки 20-50%) переважно 2,45г/куб.см. Найбільш магнітними є незмінні базальти та андезити, менш магнітні – слабо змінні породи – туфи і андезити. Удільний електричний опір у змінних порід змінюються в великих межах: найменше його значення у без сіркових каоліното-кварцевих порід(25-200 Ом*м), найбільше(1500-44000 ОМ*м )- у сіркових кварцитів. На вулканогенно-осадкових родовищах важливу роль відіграє диференціація по фізичним властивостям вулканогенних и осадових порід, а також присутність в рудах сірникового колчедану, що визначає аномальну їх поляризацію.

Фізичні властивості порід і руд екзогенних родовищ добре вивчені у Прикарпатському сірконосному басейні .Для гіпсо-ангидритових формувань тріасу характерний високий електричний опір, що попередило собою існування в межах басейну опорного геоелектричного горизонту, потужністю до 40м и опором від 500 до 5000 Ом*м. Поляризація містких порід, як правило, незначна (0,5-1,5%). Сформовані сіркові поклади мають поляризацію до 6%.Плотносна характеристика розрізу: найменше значення в сірчаних вапняків, дещо більша - - у вапняків продуктивного горизонту, найбільш плотні формування – гіпсо-ангидрити.

Висновок: основним споживачем сірки є хімічна промисловість (виробництво сірчаної кислоти). Широко застосовується сірка при виробництві паперу, целюлози, гуми, скла, вибухових речовин, в медицині, текстильній, харчовій промисловості.

Сірчану сировину отримують із родовищ самородної сірки, піриту, піротину, природного газу, нафти, гіпсу, ангідриту.

У природі дуже поширені сполуки сульфуру з різними металами: PbS – свинцевий блиск, ZnS –цинкова обманка, Cu₂S – мідний блиск, FeS₂ – залізний колчедан, або пірит. Поширені в природі й інші мінерали Сульфуру, в основному сульфати кальцію і магнію. Поклади сполук сульфуру є в Україні (Львівська область). Також вони наявні і в Туркменістані, Італії, Японії, США та інших країнах.

До великих родовищ відносяться такі, в яких запаси складають більше 50 млн. тонн, до малих – з запасами менше 1 млн. тонн. Ціна 1 т сірки складає близько 150 $ США.

План:

1.Сірка

2.Хімічні властивості

3.Оксиди сульфуру

4.Сульфатна кислота

5.Застосування

6.Родовища сірки

Використана література:

1. В. В. Лузан – «Економіка і організація геологорозвідувального виробництва». Київ – 2001р.

2. Н. М. Буринська, Л.П. Величко «хімія». Київ – Ірпінь 1999р.

3. «Атлас».

4. сторінки Інтернету.