Реферат: Хімічна та агрохімічна сировина
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 | 112,80 С | 119,30 С |
Хімічні властивості сірки
Хімічна активність сірки доволі висока. При нагрівання вона реагує майже з усіма елементами.
1. Взаємодія з металами.
2Cu + S = Cu2 S
2. Взаємодія з неметалами.
S + O2 = SO2 ↑
H2 + S = H2 S ↑
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 200 С розчиняється 43 л SO2 .
Застосування . Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (IV) SO2 – це виробництво сульфатної кислоти H2 SO4 .
Фізіологічна дія . Оксид сульфуру (IV) SO2 токсичний. Невелика концентрація його у повітрівикликає 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 H2 S атмосферним киснем й озоном:
2H2 S + 3O2 = 2SO2 + 2H2 O
H2 S + O3 = SO2 + H2 O
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 170 С, 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 + H2 O = H2 SO4
Застосовується оксид сульфуру (IV) SO3 у виробництві сульфатної кислоти H2 SO4 . У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб.
Сульфатна кислота.
Сульфатна кислота H2 SO4 (безводна, 100%-ва) – важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчину (w(H2 SO4 ) = 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.
--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--