Серная кислота и экология биосферы

Муниципальное общеобразовательное учреждение

	гимназия №26

	

	

	

	

	

	Серная кислота

	и экология биосферы

	Реферат

	

	

	

	

	

	

	Выполнила ученица 8-2 класса

	Л.Глазунова

	

	

	

	

	Челябинск 2004
Оглавление

		Стр.

	Производство серной кислоты	3

	Свойства серной кислоты	4

	Применение серной кислоты	6

	Смог – что это такое?	7

	Диоксид серы	7

	Круговорот серы в биосфере	8

	Очистка газов от SO2	10

	Контроль атмосферы в г. Челябинске	10

	Литература	12

 































1.Производство серной кислоты



Весь процесс можно разбить на три последовательных стадии: получение диоксида серы, окисление его до триоксида и поглощение триоксида серы.



Получение диоксида серы

Наиболее распространенным сырьем для получения SO2 является пирит FeS2, который подвергают обжигу:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Обжиг проводят в специальной печи. В результате обжига пирита получается обжиговый газ, который, кроме диоксида серы, содержит кислород, азот, пары воды и другие примеси. Некоторые из этих примесей вредны для последующих процессов производства кислоты, поэтому обжиговый газ подвергают тщательной очистке от твердых частиц и влаги. Осушение газа проводится концентрированной серной кислотой. Иногда в качестве сырья для получения серной кислоты используют диоксид серы, содержащийся в отходящих газах других производств или полученный сжиганием серы.



Получение триоксида серы

Вторая стадия производства серной кислоты – окисление диоксида серы кислородом воздуха до триоксида. Окисление проводят при температуре 400 – 600 градусов по Цельсию в присутствии катализаторов.



Поглощение триоксида серы

Полученный оксид серы (VI) поступает в поглотительную башню, стенки которой орошаются концентрированной серной кислотой (массовая доля H2SO4 98%). Поглощение триоксида серы водой неэффективно: образуется «туман» из мелких капелек серной кислоты, который долго конденсируется. 

Конечный продукт производства – раствор SO3 в серной кислоте, называемый олеумом. Он может быть разбавлен водой до серной кислоты нужной концентрации.



Рис. 1 Схема производства серной кислоты

1-печь для обжига; 2,3-пылеулавливатели; 4-осушительная башня; 5-контактный аппарат; 6-поглотительная башня.

2.Свойства серной кислоты

Серная кислота представляет собой бесцветную вязкую жидкость, плотность 1,83 г/мл (200С). Температура плавления серной кислоты составляет 10,30С, температура кипения 296,20С.

Химические свойства серной кислоты во многом зависит от ее концентрации. В лабораториях и промышленности применяют разбавленную и концентрированную серную кислоту, хотя это деление условно (четкую границу между ними провести нельзя).

Взаимодействие с металлами

Разбавленная серная кислота взаимодействует с некоторыми металлами, например с железом, цинком, магнием, с выделением водорода:

Fe + H2SО4 = FeSO4 + H2

Некоторые малоактивные металлы, такие как медь, серебро, золото, с разбавленной серной кислотой не реагируют.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Она окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты обычно является оксид серы (IV), сероводород и сера (H2S и S образуется в реакциях кислоты с активными металлами - магнием, кальцием, натрием, калием и др.). Примеры реакций:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2+ 2H2O

Mg + 2H2SO4 = Mg SO4 + SO2+ 2H2O или

4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Серная кислота высокой концентрации (практически безводная) не взаимодействует с железом в результате пассивации металла. Явление пассивации связанно с образованием на поверхности металла прочной сплошной пленки, состоящей из оксидов или других любых соединений, которая препятствует контакту металла с кислотой. Благодаря пассивации можно перевозить и хранить концентрированную серную кислоту в стальной таре. Концентрированная серная кислота пассивирует также алюминий, никель, хром, титан.



Взаимодействие с неметаллами

Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы, например:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты могут также проявлятся с некоторыми сложными веществами – восстановителями, например:

2KBr + 2H2SO4 = Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O



Взаимодействие с основными оксидами и основаниями

Серная кислота проявляет все типичные свойства кислот. Так, она реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей. Как двусоставная кислота H2SO4 образует два типа солей: средние соли – сульфаты и кислые соли – гидросульфаты. Примеры реакций:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

		сульфат алюминия

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

		сульфат калия

KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

		гидросульфат калия

Гидросульфаты образуются, когда кислота берется в избытке.  Многие соли серной кислоты выделяются из растворов виде кристаллогидратов, например

Al2 (SO4)318H2O

Na2SO4  10H2O.

Взаимодействие с солями

С некоторыми солями кислота вступает в реакции обмена, например:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O

BaCl2+ H2SO4 = ВаSO4 + 2HCl

Последняя реакция является качественной на серную кислоту и ее соли: об их присутствии в растворе судят по образованию белого осадка BaSO4, который практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте.



Взаимодействие с водой

При растворение в воде серная кислота активно взаимодействует с ней образуя гидраты:

nH2O + H2SO4 = H2SO4 nH2O

Благодаря способности связывать воду серная кислота является хорошим осушителем.



3. Применение серной кислоты

Серная кислота – важнейший продукт химической промышленности. Она находит применение в производстве минеральных удобрений, волокон, пластмасс, красителей, взрывчатых веществ, в металлургии при получении меди, никеля, урана и других металлов. Используется как осушитель газов.

Большое практическое применение из солей серной кислоты имеют различные сульфаты. Медный и железный купоросы CuSO45H2O и FeSO47H2O используются в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, в производстве красок, для пропитки древесины в качестве антисептического средства. Купоросами называют кристаллогидраты сульфатов некоторых металлов (меди, железа, цинка и никеля).

Гипс CaSO42H2O и сульфат кальция CaSO4 используют в строительстве, медицине и других областях. Из гипса при прокаливании получают алебастр CaSO40,5H2O:

CaSO42H2O = CaSO40.5H2O+1.5H2O

Алебастр, смешанный с водой, быстро затвердевает, превращаясь в гипс: 

CaSO40,5H2O + 1,5Н2О = CaSO42H2O

Сульфат натрия Na2SO4 используется в производстве стекла. Сульфаты калия K2SO4 и аммония (NH4)2SO4 применяют как удобрения. Сульфат бария BaSO4 применяется в производстве бумаги, резины и минеральных красок.

4.Смог – что это такое?

Термин «смог» - производное от английских слов «смоук» (дым) и «фог» («туман»). Обычно термин смог ассоциируется у нас с Лондоном, однако такое явление наблюдается и в других городах.

Смог образуется преимущественно над большими городами в результате действия солнечного света на воздух, загрязненный выбросами углеводородов, оксидов азота и других продуктах сгорания топлива в автомобильных двигателях, на тепловых станциях и т. п. Смог представляет собой туман с голубоватой дымкой, содержащей вредные для человека вещества: диоксиды азота NO2 и серы SO2, монооксид углерода CO. Смог поражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей человека и животных. При больших концентрациях он действует удушающее. В 1952 г. в Лондоне погибло от смога в течение трех-четырех суток более 4000 человек. В1963 г. смог, опустившийся на Нью-Йорк, убил 350 человек. Постепенно гибнет под подушкой коричневого смога мегаполис Мехико.

	

	Рис. 2 Cмог

Потери урожаев сельскохозяйственных культур и природной растительности при систематическом действии смога оценивается в более чем 1 млрд. долларов ежегодно, и цифра эта с каждым годом возрастает.

	

5. Диоксид серы SO2

Диоксид серы SO2 составляет более 95% всех техногенных выбросов серосодержащих веществ в атмосферу. По ряду данных, планетарный выброс SO2 составляет около 110,4 млн. т (без учета нефтепереработки и выплавки металлов). С учетом этих отраслей экономики американские ученые считают мировой выброс SO2 равным около 174 млн. т. Около 96% мирового выброса приходится на северное полушарие. Сравнительно большая доля стран Восточной и Западной Европы по этим видам загрязнения атмосферы объясняется высоким уровнем использования бурого угля в энергопроизводстве. Есть основания полагать, что ежегодные выбросы SO2 в атмосферу будут возрастать в связи с ростом потребления топлива. 

Присутствие оксидов серы в атмосфере оказывает негативное влияние на жизнедеятельность животных и растений: диоксид серы взаимодействует с кислородом воздуха с образованием SO3 и в конечном счете H2SO4:

	2SO2+ O2 = 2SO3

	SO3+ H2O =H2SO4

Наиболее благоприятные условия протекания этой реакции находятся в пределах озонового слоя атмосферы, где в процессе распада молекул озона на O и О2 генерируется атомный кислород. В результате в стратосфере на высоте порядка 18 км присутствует слой высокой концентрации SO3.

Анализ данных о круговороте серы в окружающей среде показывает, что выброс техногенного диоксида серы составляет 30% от ее общего поступления в атмосферу. 

Установлено, что в индустриальных регионах до 60% почвенной кислотности определяется образованием в атмосфере серной кислоты

	

6. Круговорот серы в биосфере.

Сера в значительном количестве присутствует в океане в окисленном виде в составе сульфат-иона  Серобактерии в океане, почве и болотах восстанавливают ее из окисленного состояния и выделяют в атмосферу газообразный сероводород. Сероводород сравнительно быстро, за время порядка нескольких минут или десятков минут, окисляется в воздухе с образованием сернистого газа SO2. Дополнительными природными источниками сероводорода и сернистого газа являются вулканы, горячие источники и гейзеры. Сернистый газ хорошо растворяется в облачной воде с образованием сернистой кислоты H2SO3, которая в свою очередь быстро окисляется и превращается в серную кислоту. Поэтому, попав в облака, где всегда присутствует аммиак, щелочные или щелочноземельные металлы, сера быстро переходит снова в сульфатную форму и вместе с дождем или снегом выпадает из облаков на землю.

	

	

	Рис.3 Потоки серы в биосфере

	

При высыхании обычных капель и брызг, образующихся при осушении морских волн, в атмосфере остаются сульфатные частицы с размерами 0,01-10 микрометров. Эти частицы практически невесомы и могут реять в воздухе очень долго, переносимые ветрами на огромные расстояния. Рано или поздно они вымываются осадками и высаждаются на землю, будучи вынесены к ее поверхности турбулентными потоками воздуха. Такая же судьба постигает и молекулы сернистого газа, не успевшие превратится в сульфаты. Попав на поверхность, сернистый газ реагирует с ее материалом и также превращается в сульфаты. Органическое топливо – уголь и нефть – содержит много, от 0,5 до 5%, серы. Поэтому при его переработке и сжигании в атмосферу выбрасываются огромные объемы сернистого газа, концентрации которого во многих регионах многократно превосходят естественный уровень, что вызывает закисление дождей, почв и водоемов с тяжелыми последствиями для многих биогеоценозов.

	

7. Очистка газов от SO2

Диоксид серы SO2 оказывает сильное токсическое действие уже при концентрации в воздухе 0,25 – 0,50 мг/м3, а при средней концентрации более 0,50г/м3 отмечается повышение смертности и числа госпитализаций. В нашей стране на SO2 установлены следующие предельно допустимые концентрации: ПДКр.з. – 10мг/м3, ПДКм.р. – 0,3мг/м3, ПДКс.с. – 0,005 мг/м3.

ПДКр.з. – предельно допустимая концентрация рабочей зоны;

ПДКм.р. – максимально – разовая;

ПДКс.с. – среднесуточная.

Используемые в промышленных масштабах методы очистки отходящих газов от SO2 можно разделить на три основные группы:

аммиачные методы, позволяющие получать сульфит и гидросульфит аммония, которые используются как товарные продукты.

Методы нейтрализации, обеспечивающие высокую степень очистки газов, но дающие в качестве побочных продуктов сульфиты и сульфаты, не имеющие широкого спроса в народном хозяйстве.

Методы каталитического окисления SO2 до SO3 с последующим получением разбавленной серной кислоты.



8. Контроль атмосферы в Челябинске

Наблюдения за загрязнением атмосферного воздуха в г. Челябинске проводится на 8 стационарных постах, расположенных в различных районах города:

пост №16 – ул. Новороссийская, Ленинский район;

пост №17 – ул. Румянцева, Металлургический район;

пост №18 – ул. Захаренко, Курчатовский район;

пост №20 – ул. Горького, Калининский район;

пост №22 – ул. Трудовая, Металлургический район;

пост №23 – пр. Победы, Курчатовский район;

пост №27 – ул. Российская, Калининский район;

пост №18 – ул. Сони Кривой, Центральный район.



Рис. 4 Схема расположения постов наблюдения

Отбор атмосферного воздуха проводился на 24 загрязняющих вещества. На всех постах производятся отборы проб на пыль, диоксид серы, оксид углерода, диоксид азота, формальдегид, фенол, тяжелые металлы (железо, кадмий, марганец, медь, никель, свинец, хром, цинк). Контроль атмосферы г. Челябинска показывает, что воздух незначительно загрязнен диоксидами серы. Среднегодовые концентрации SO2 не превышают допустимую норму. Максимальные из разовых концентрации SO2 также не превышают ПДК. 


Литература

	Гальперин М.В. Экологические основы природопользования. – М.:Форум – ИНФРА-М, 2002.

	Лозановская И.Н., Орлов Д.С., Садовникова Л.К. Экология и охрана биосферы при химическом загрязнении. – М.:Высшая школа, 1998.

	Малышкина В. Занимательная химия. – Санкт-Петербург, 1998.

	Хомченко И.Г. Общая химия. – М. Новая Волна, 2002.

	Комплексный доклад "Гидрометеорология и мониторинг окружающей среды – на службе области"  – Челябинский областной центр по гидрометеорологии и мониторингу окружающей среды.







2