Хімічна та агрохімічна сировина

Рефераты по астрономии » Хімічна та агрохімічна сировина

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.

Зміна кольору індикатора.

Дисоціація кислоти.

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

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

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:

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

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

«Атлас».

сторінки Інтернету.