МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ
ГОУ ВПО «Поморський державний університет ім. М.В. Ломоносова »
Коряжемського ФІЛІЯ
ХІМІКО-ГЕОГРАФІЧНИЙ ФАКУЛЬТЕТ
кафедра хімії
Зміст.
Введення
1. Загальна характеристика хімічної активності сірки
Фізичні і хімічні властивості
1.2 Кисневі сполуки сірки
1.3 Солі
2. Біологічна роль і форми існування сірки в навколишньому середовищі
Кислотні опади
Джерела кислотних опадів
Вплив кислотних опадів на ліси
Вплив кислотних опадів на людей
3. Шляхи надходження сірки в навколишнє середовище в умовах техногенезу
4. Методи і способи визначення сірки та її сполук
Висновок
Список літератури
Введення.
Сірка відома людству з найдавніших часів. Зустрічаючись у природі у вільному стані, вона звертала на себе увагу характерною жовтим забарвленням, а також тим різким запахом, яким супроводжувалося її горіння. Вважалося також, що запах і блакитне полум'я, що розповсюджується палаючої сіркою, відганяють демонів. Сірчистий ангідрид - задушливий газ, що утворюється при горінні сірки, ще в давнину використовувався для відбілювання тканин. При розкопках Помпеї знайшли картину, на якій зображений деко з сіркою і пристосування для підвішування над ним матерії. Здавна вживалася сірка та її сполуки для приготування косметичних засобів і для лікування шкірних захворювань. І дуже давно її почали використовувати для військових цілей. Так, в 670 році захисники Константинополя спалили арабський флот за допомогою "грецького вогню"; це була суміш селітри, вугілля і сірки. Ті ж речовини входили до складу чорного пороху, що застосовувався в Європі в середні століття і до кінця XIX ст.
Сірчана кислота, одне з найважливіших сполук сірки, була відкрита, мабуть, до X ст, починаючи з XVIII століття, її виробляють в промислових масштабах і незабаром вона стає найважливішим хімічним продуктом, необхідним і в металургії, і в текстильній промисловості, і в інших, найрізноманітніших галузях. У зв'язку з цим почалися ще більш інтенсивні пошуки родовищ сірки, вивчення хімічних властивостей сірки та її сполук і вдосконалення методів їх вилучення з природної сировини.
Російська назва елемента походить від давньо - індійського (санскритського) слова "сіра" - світло-жовтий. Приставка "тіо", часто застосовувана до з'єднань сірки, походить від грецької назви сірки - "тейон" (божественний, небесний). Адже сірка здавна була символом горючості; вогонь же вважався надбанням богів, поки Прометей, як свідчить міф, не приніс його людям.
Сірка в природі.
Сірка належить до вельми поширеним елементам: земна кора містить 4,7 · 10 -2% сірки за масою (15-е місце серед інших елементів), а Земля в цілому - багато більше (0,7%). Головна маса сірки знаходиться в глибинах землі, в її мантії-шарі, розташованому між земною корою і ядром Землі. Тут, на глибині приблизно 1200 - 3000 км залягає могутній шар сульфідів та оксидів металів. У земній корі сірка зустрічається як у вільному стані (самородна), так і, головним чином, у вигляді сполук сульфідів і сульфатів. З сульфідів в земній корі найпоширеніші пірит FeS 2, халькопірит FeCuS 2, свинцевий блиск (галеніт) PbS, цинкова обманка (сфалерит) ZnS. Великі кількості сірки зустрічаються в земній корі у вигляді важкорозчинних сульфатів - гіпсу CaSO 4 · 2H 2 O, бариту BaSO 4, в морській воді поширені сульфати магнію, натрію і калію.
Цікаво, що в давні часи геологічної історії Землі (близько 800 млн. років тому) сульфатів у природі не було. Вони утворилися як продукти окислення сульфідів, коли в результаті життєдіяльності рослин виникла киснева атмосфера. У вулканічних газах виявляють сірководень H 2 S і сірчистий ангідрид SO 2. тому самородна сірка, що зустрічається в районах, близьких до діючих вулканів (Сицилія, Японія) могла утворитися при взаємодії цих двох газів:
2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.
Інші поклади самородної сірки пов'язані з життєдіяльністю мікроорганізмів.
Мікроорганізми беруть участь у багатьох хімічних процесах, які в цілому складають круговорот сірки в природі. При їх сприянні сульфіди окислюються до сульфатів, сульфати поглинаються живими організмами, де сірка відновлюється і входить до складу білків та інших життєво важливих речовин. При гнитті відмерлих залишків організмів білки руйнуються, і виділяється сірководень, який далі окислюється або до елементарної сірки (так і утворюються поклади сірки), або до сульфатів. Цікаво, що бактерії та водорості, що окислюють сірководень до сірки збирають її у своїх клітинах. Клітини таких мікроорганізмів можуть на 95% складатися з чистої сірки.
Встановити походження сірки можна по наявності в ній її аналога - селену: якщо в самородної сірки зустрічається селен, то сірка вулканічного походження, якщо ні - біогенного, так як мікроорганізми уникають включати селен в свій життєвий цикл, також біогенна сірка містить більше ізотопу 32 S, чим більш важкого 34 S.
Елементарну природу сірки встановив А. Л. Лавуазьє і включив її в список простих неметалевих тел (1789). У 1822 Е. Мічерліх виявив алотропія сірки.
Мета моєї роботи полягає в тому, щоб показати вплив сірки та її сполук на екологію в цілому, на здоров'я людей, стан флори і фауни в умовах постійних або короткочасних викидів їх у навколишнє середовище. Дану тему я вважаю дуже актуальною, так як, в настільки не благополучному в екологічному плані районі як наше місто не рідкісні викиди сірчистого газу, сірководню, метилмеркаптану, пилу та ін
1. Загальна характеристика хімічної активності сірки.
Сірка (лат. Sulfur) S, хімічний елемент VI групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 16, атомна маса 32,06. Природна сірка складається з чотирьох стабільних ізотопів: 32 S (95,02%), 33 S (0,75%), 34 S (4,21%), 36 S (0,02%). Отримані також штучні радіоактивні ізотопи 31 S (T 1 / 2 = 2,4 сек), 35 S (T 1 / 2 = 87,1 cym), 37 S (T 1 / 2 = 5,04 хв).
1.1 Фізичні та хімічні властивості.
У вигляді простої речовини сірка має велике число аллотропних модифікацій, що містять циклічні й лінійні молекули складу Sx, де x = 3-20, а за деякими даними x = 3-33.
У звичайних умовах сірка існує у вигляді ціклооктасери S 8, кристали якої містять молекули, що мають вигляд корони. Найбільш вивчені три модифікації сірки, з яких більше за інших стійка α-модифікація або ромбічна сірка, відома своєю яскраво жовтим забарвленням (ρ = 2,07 г / см 3, Т пл = 112,8 ° C Т кип = 444,6 ° C ). Природна сірка практично повністю складається з α-модифікації. Ця модифікація практично нерозчинна у воді, але добре розчинна в сірковуглеці CS 2 50,4 г / 100г, бензолі C 6 H 6 2,1 г / 100г, толуолі 2,06 г / 100г і ацетоні 2,5 г / 100 г (при 25 ° C ), Причому розчинність з підвищенням температури збільшується. З розчинів сірка знову кристалізується знову в α-модифікацію. При температурі 95,6 ° C ромбічна сірка енаніотропно переходить в моноклінну β-модифікацію, стійку між 95,6 ° C і температурою плавлення Т пл = 119,3 ° C . Вона має медово - жовте забарвлення ρ = 1,96 г / см 3. Обидві ці форми утворені восьмічленнимі циклічними молекулами S 8 з енергією зв'язку S - S 225,7 кДж / моль.
При плавленні сірка перетворюється на рухому жовту рідину, яка вище 160 ° C буріє, а близько 190 ° C стає в'язкою темно-коричневою масою. Вище 190 ° C в'язкість зменшується, а при 300 ° C сірка знову стає рідкотекучий. Це обумовлено зміною будови молекул: при 160 ° C кільця S 8 починають розриватися, переходячи у відкриті ланцюга; подальше нагрівання вище 190 ° C зменшує середню довжину таких ланцюгів.
Якщо розплавлену сірку, нагріту до 250 - 300 ° C , Влити тонким струменем в холодну воду, то виходить коричнево-жовта пружна маса (пластична сірка). Вона лише частково розчиняється в сірковуглеці, в осаді залишається пухкий порошок. Розчинна в CS 2 модифікація називається γ-S, а нерозчинна μ-S. При кімнатній температурі обидві ці модифікації перетворюються на стійку тендітну α-S. У парах при температурі кипіння, крім молекул S 8, існують також S 6, S 4 і S 2. При подальшому нагріванні великі молекули розпадаються, і при 900 ° C залишаються лише S 2, які приблизно при 1500 ° C помітно дисоціюють на атоми. При заморожуванні рідким азотом сильно нагрітих парів сірки виходить стійка нижче - 80 ° C пурпурна модифікація, утворена молекулами S 2.
Сірка - поганий провідник тепла і електрики.
Конфігурація зовнішніх електронів атома S 3 s 2 березня p 4. У з'єднаннях сірка виявляє ступені окиснення -2, +4, +6.
Сірка хімічно активна і особливо легко при нагріванні з'єднується майже з усіма елементами, за винятком N 2, I 2, Au, Pt та інертних газів. Вона горить на повітрі голубуватим полум'ям:
S 8 + 8O 2 → 8SO 2
Вже на холоду сірка енергійно сполучається з F 2 з утворенням гексафториду сірки SF 6, при нагріванні реагує з Cl 2, з бромом сірка утворює тільки S 2 Br 2, йодиди сірки нестійкі. При нагріванні (150 - 200 ° C ) Настає оборотна реакція з H 2 з отриманням сульфіду водню. Сірка утворює також сульфани загальної формули H 2 S x, де х = 1-23. Всі сульфани є рідини (за винятком H 2 S 1) жовтого кольору із задушливим запахом. Аніон сульфаніл S х 2 - - це вигнута ланцюг пов'язаних σ-зв'язками атомів сірки. При тривалому зберіганні сульфани перетворюються на гомологи, більш багаті сіркою, а при нагріванні розкладаються з виділенням сірководню і сульфаніл з меншим числом атомів сірки.
Пароподібна сірка реагує з вуглецем при температурі 800 - 900 ° C , Перетворюючись на сірковуглець, а при сплаву з фосфором утворює нестехіометріческіе сульфіди складу P n S x, де х = 3-7.
При нагріванні сірка, взаємодіє з металами, утворюючи відповідні сірчисті сполуки (сульфіди) і багатосірнистого метали (полісульфіди). Сполуки сірки з азотом (N 4 S 4 і N 2 S 5) можуть бути отримані тільки непрямим шляхом.
З концентрованими розчинами сірчаної та азотної кислот сірка реагує тільки при нагріванні:
2H 2 SO 4 + S = 3SO 2 + 2H 2 O
6HNO 3 + S = H 2 SO 4 + 2H 2 O + 6NO 2
1.2 Кисневі сполуки сірки.
Усі кисневі сполуки сірки є екзотермічними.
a) Оксиди: відомі як вищі, так і нижчі оксиди сірки. До останніх відносяться
такі нестійкі оксиди, як S 2 O 3 та S 2 O. Наприклад, S 2 O утворюється в зоні електричного розряду, що проходить в атмосфері SO 2, і тут же розкладається:
2S 2 O = 3S + SO 2,
аналогічно диспропорционирует і S 2 O 3
2S 2 O 3 = S + 3SO 2.
З вищих оксидів сірки найбільш вивчені SO 2 - оксид сірки IV (сірчистий ангідрид) і SO 3-оксид сірки VI (ангідрид сірчаної кислоти).
Таблиця 1.
Будова основних оксидів сірки.
Діоксид сірки є безбарвний газ з різким запахом, Т пл =
-75 º С, Т кип = -10 º С. Він дуже термічно стійкий (розпадається на S і O 2 при 2800 º С). Діоксид сірки розчинний у воді причому розчинність його при переході температури від 0 º до кімнатної знижується. При розчиненні відбувається утворення гідрату SO 2 · ХН 2 О, нестехіометричного за складом, що володіє властивостями слабкої кислоти:
SO 2 · ХН 2 О + Н 2 О = Н 3 О + + НSO 3
К а = 1,54 · 10 -2 (при 25 º)
Абсолютно сухий діоксид сірки в звичайних умовах не взаємодіє з галогенами, H 2 S, H 2, O 2 і СО. Реакція:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
протікає тільки при високих температурах, у присутності каталізатора. Діоксид сірки в у водному розчині взаємодіє HNO 2 і N 2 O 3:
2SO 2 + N 2 O 3 + Н 2 О = H 2 SO 4 + 2NO
2HNO 2 + SO 2 · ХН 2 О = H 2 SO 4 + 2NO + xH 2 O
У більшості реакцій він проявляє відновні властивості:
2HNO 3 + SO 2 = H 2 SO 4 + 2NO 2
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO; Н 2 О 2 + SO 2 = H 2 SO 4
Окислювальні властивості діоксиду сірки виявляються при взаємодії його з сірководнем і оксидом вуглецю (II):
2Н 2 S + SO 2 = 3S + 2Н 2 О;
2СО + SO 2 = S + 2CO 2
Оксид сірки (VI) існує у вигляді трьох модифікацій.
α-модифікація SO 3 являє собою кристалічну речовину, що нагадує лід, Т пл = 17 º С. Передбачається, що ця модифікація складається з циклічних тримерів S 3 O 9.
β-модифікація нагадує за будовою азбест і утворена зигзагоподібними ланцюгами тетраедрів SO 4, пов'язаних між собою атомами кисню.
γ-модифікація також складається з SO 4-тетраедрів, які об'єднані в шари плоских сіток.
Твердий SO 3, що випускається промисловістю представляє собою суміш цих модифікацій.
SO 3 дуже гігроскопічний, він енергійно поглинає воду з виділенням тепла та утворенням гідрату SO 3 · Н 2 О, тобто молекул сірчаної кислоти. Він добре поглинається сірчаною кислотою з утворенням «олеуму» - суміші полісерних кислот (H 2 S 2 O 7, H 2 S 8 O 10 та інших)
Оксид сірки (VI) проявляє тільки окиснювальні властивості:
SO 3 + KI = I 2 + K 2 SO 3
b) Кислоти.
Сірчана кислота являє собою маслянисту рідину з Т пл = 10 º С і Т кип = 280 º С. Її молекули представлені тетраедрами, пов'язаними між собою атомом кисню:
HO O
S
HO O
Сірчана кислота у водних розчинах є сильною двоосновний. Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем. Залежно від виду відновника реакції можуть закінчуватися виділенням SO 2, H 2 S і елементарної сірки.
H 2 SO 4 (K) + H 2 S → S ↓ + SO 2 + H 2 O
H 2 SO 4 (K) + Cu → SO 2 ↑ + CuSO 4 + H 2 O
H 2 SO 4 (K) + Mg → MgSO 4 + H 2 S ↑ + H 2 O
Сірчана кислота проявляє дегідратірующіе властивості:
C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 (K) → 12C + H 2 SO 4 + 11H 2 O.
Також вона може взаємодіяти з оксидами азоту NO 2 і N 2 O 3:
H 2 SO 4 + 2NO 2 → (NO) HSO 4 + HNO 3
2H 2 SO 4 + N 2 O 3 → 2 (NO) HSO 4 + H 2 O.
з утворенням нітразіл гідросульфату.
У звичайних умовах H 2 SO 4 пасивує Fe, Cr, Co, Ni. Тому її зберігають і транспортують у цистернах з сталі. В основному її отримують каталітичним окисленням SO 2 киснем повітря до SO 3 з подальшою абсорбцією SO 3 сірчаної кислотою, щоб уникнути утворення туману. Окислення проводять при 500 ° С в присутності каталізатора V 2 O 5 з добавками K 2 SO 4.
Дісерная кислота H 2 S 2 O 7 існує при звичайних умовах у вигляді безбарвних прозорих кристалів (T пл = 35 ° С). При розчиненні в воді вона руйнується:
H 2 S 2 O 7 + H 2 O = H 2 SO 4
Тому хімія її водних розчинів по суті є хімією сірчаної кислоти. Її отримують шляхом змішування 100% H 2 SO 4 з розрахунковою кількістю SO 3, що відповідає реакції:
H 2 SO 4 + SO 3 = 2H 2 S 2 O 7
Дінадсерная кислота H 2 S 2 O 8 виходить як проміжний продукт при електролізі H 2 SO 4 і використовується для отримання H 2 O 2: ГОУ ВПО «Поморський державний університет ім. М.В. Ломоносова »
Коряжемського ФІЛІЯ
ХІМІКО-ГЕОГРАФІЧНИЙ ФАКУЛЬТЕТ
кафедра хімії
СІРКА І НАВКОЛИШНЄ СЕРЕДОВИЩЕ
курсова робота| Виконав: Жилін Олександр Анатолійович студент __2_ курсу хіміко-географічного факультету, спеціальність «Хімія» | |
| Допустити до захисту зав. кафедрою хімії _____________ Т.П. Економову | Науковий керівник: к.х.н., доцент кафедри хімії Горбунова Людмила Герольдовна |
Захищена з відміткою _______________
Науковий керівник _____________Коряжма
2005Зміст.
Введення
1. Загальна характеристика хімічної активності сірки
Фізичні і хімічні властивості
1.2 Кисневі сполуки сірки
1.3 Солі
2. Біологічна роль і форми існування сірки в навколишньому середовищі
Кислотні опади
Джерела кислотних опадів
Вплив кислотних опадів на ліси
Вплив кислотних опадів на людей
3. Шляхи надходження сірки в навколишнє середовище в умовах техногенезу
4. Методи і способи визначення сірки та її сполук
Висновок
Список літератури
Введення.
Сірка відома людству з найдавніших часів. Зустрічаючись у природі у вільному стані, вона звертала на себе увагу характерною жовтим забарвленням, а також тим різким запахом, яким супроводжувалося її горіння. Вважалося також, що запах і блакитне полум'я, що розповсюджується палаючої сіркою, відганяють демонів. Сірчистий ангідрид - задушливий газ, що утворюється при горінні сірки, ще в давнину використовувався для відбілювання тканин. При розкопках Помпеї знайшли картину, на якій зображений деко з сіркою і пристосування для підвішування над ним матерії. Здавна вживалася сірка та її сполуки для приготування косметичних засобів і для лікування шкірних захворювань. І дуже давно її почали використовувати для військових цілей. Так, в 670 році захисники Константинополя спалили арабський флот за допомогою "грецького вогню"; це була суміш селітри, вугілля і сірки. Ті ж речовини входили до складу чорного пороху, що застосовувався в Європі в середні століття і до кінця XIX ст.
Сірчана кислота, одне з найважливіших сполук сірки, була відкрита, мабуть, до X ст, починаючи з XVIII століття, її виробляють в промислових масштабах і незабаром вона стає найважливішим хімічним продуктом, необхідним і в металургії, і в текстильній промисловості, і в інших, найрізноманітніших галузях. У зв'язку з цим почалися ще більш інтенсивні пошуки родовищ сірки, вивчення хімічних властивостей сірки та її сполук і вдосконалення методів їх вилучення з природної сировини.
Російська назва елемента походить від давньо - індійського (санскритського) слова "сіра" - світло-жовтий. Приставка "тіо", часто застосовувана до з'єднань сірки, походить від грецької назви сірки - "тейон" (божественний, небесний). Адже сірка здавна була символом горючості; вогонь же вважався надбанням богів, поки Прометей, як свідчить міф, не приніс його людям.
Сірка в природі.
Сірка належить до вельми поширеним елементам: земна кора містить 4,7 · 10 -2% сірки за масою (15-е місце серед інших елементів), а Земля в цілому - багато більше (0,7%). Головна маса сірки знаходиться в глибинах землі, в її мантії-шарі, розташованому між земною корою і ядром Землі. Тут, на глибині приблизно 1200 -
Цікаво, що в давні часи геологічної історії Землі (близько 800 млн. років тому) сульфатів у природі не було. Вони утворилися як продукти окислення сульфідів, коли в результаті життєдіяльності рослин виникла киснева атмосфера. У вулканічних газах виявляють сірководень H 2 S і сірчистий ангідрид SO 2. тому самородна сірка, що зустрічається в районах, близьких до діючих вулканів (Сицилія, Японія) могла утворитися при взаємодії цих двох газів:
2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.
Інші поклади самородної сірки пов'язані з життєдіяльністю мікроорганізмів.
Мікроорганізми беруть участь у багатьох хімічних процесах, які в цілому складають круговорот сірки в природі. При їх сприянні сульфіди окислюються до сульфатів, сульфати поглинаються живими організмами, де сірка відновлюється і входить до складу білків та інших життєво важливих речовин. При гнитті відмерлих залишків організмів білки руйнуються, і виділяється сірководень, який далі окислюється або до елементарної сірки (так і утворюються поклади сірки), або до сульфатів. Цікаво, що бактерії та водорості, що окислюють сірководень до сірки збирають її у своїх клітинах. Клітини таких мікроорганізмів можуть на 95% складатися з чистої сірки.
Встановити походження сірки можна по наявності в ній її аналога - селену: якщо в самородної сірки зустрічається селен, то сірка вулканічного походження, якщо ні - біогенного, так як мікроорганізми уникають включати селен в свій життєвий цикл, також біогенна сірка містить більше ізотопу 32 S, чим більш важкого 34 S.
Елементарну природу сірки встановив А. Л. Лавуазьє і включив її в список простих неметалевих тел (1789). У 1822 Е. Мічерліх виявив алотропія сірки.
Мета моєї роботи полягає в тому, щоб показати вплив сірки та її сполук на екологію в цілому, на здоров'я людей, стан флори і фауни в умовах постійних або короткочасних викидів їх у навколишнє середовище. Дану тему я вважаю дуже актуальною, так як, в настільки не благополучному в екологічному плані районі як наше місто не рідкісні викиди сірчистого газу, сірководню, метилмеркаптану, пилу та ін
1. Загальна характеристика хімічної активності сірки.
Сірка (лат. Sulfur) S, хімічний елемент VI групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 16, атомна маса 32,06. Природна сірка складається з чотирьох стабільних ізотопів: 32 S (95,02%), 33 S (0,75%), 34 S (4,21%), 36 S (0,02%). Отримані також штучні радіоактивні ізотопи 31 S (T 1 / 2 = 2,4 сек), 35 S (T 1 / 2 = 87,1 cym), 37 S (T 1 / 2 = 5,04 хв).
1.1 Фізичні та хімічні властивості.
У вигляді простої речовини сірка має велике число аллотропних модифікацій, що містять циклічні й лінійні молекули складу Sx, де x = 3-20, а за деякими даними x = 3-33.
У звичайних умовах сірка існує у вигляді ціклооктасери S 8, кристали якої містять молекули, що мають вигляд корони. Найбільш вивчені три модифікації сірки, з яких більше за інших стійка α-модифікація або ромбічна сірка, відома своєю яскраво жовтим забарвленням (ρ = 2,07 г / см 3, Т пл =
При плавленні сірка перетворюється на рухому жовту рідину, яка вище
Якщо розплавлену сірку, нагріту до 250 -
Сірка - поганий провідник тепла і електрики.
Конфігурація зовнішніх електронів атома S 3 s 2 березня p 4. У з'єднаннях сірка виявляє ступені окиснення -2, +4, +6.
Сірка хімічно активна і особливо легко при нагріванні з'єднується майже з усіма елементами, за винятком N 2, I 2, Au, Pt та інертних газів. Вона горить на повітрі голубуватим полум'ям:
S 8 + 8O 2 → 8SO 2
Вже на холоду сірка енергійно сполучається з F 2 з утворенням гексафториду сірки SF 6, при нагріванні реагує з Cl 2, з бромом сірка утворює тільки S 2 Br 2, йодиди сірки нестійкі. При нагріванні (150 -
Пароподібна сірка реагує з вуглецем при температурі 800 -
При нагріванні сірка, взаємодіє з металами, утворюючи відповідні сірчисті сполуки (сульфіди) і багатосірнистого метали (полісульфіди). Сполуки сірки з азотом (N 4 S 4 і N 2 S 5) можуть бути отримані тільки непрямим шляхом.
З концентрованими розчинами сірчаної та азотної кислот сірка реагує тільки при нагріванні:
2H 2 SO 4 + S = 3SO 2 + 2H 2 O
6HNO 3 + S = H 2 SO 4 + 2H 2 O + 6NO 2
1.2 Кисневі сполуки сірки.
Усі кисневі сполуки сірки є екзотермічними.
a) Оксиди: відомі як вищі, так і нижчі оксиди сірки. До останніх відносяться
такі нестійкі оксиди, як S 2 O 3 та S 2 O. Наприклад, S 2 O утворюється в зоні електричного розряду, що проходить в атмосфері SO 2, і тут же розкладається:
2S 2 O = 3S + SO 2,
аналогічно диспропорционирует і S 2 O 3
2S 2 O 3 = S + 3SO 2.
З вищих оксидів сірки найбільш вивчені SO 2 - оксид сірки IV (сірчистий ангідрид) і SO 3-оксид сірки VI (ангідрид сірчаної кислоти).
Таблиця 1.
Будова основних оксидів сірки.
| Оксид. | S 2 O | SO 2 | SO 3 |
| Будова. | S = S = O плоске | S O O кутове | O S O O плоске |
| Тип гібридизації. | sp 2 | sp 3 | |
| Валентний кут. | 119,5 º | 120 º |
-75 º С, Т кип = -10 º С. Він дуже термічно стійкий (розпадається на S і O 2 при 2800 º С). Діоксид сірки розчинний у воді причому розчинність його при переході температури від 0 º до кімнатної знижується. При розчиненні відбувається утворення гідрату SO 2 · ХН 2 О, нестехіометричного за складом, що володіє властивостями слабкої кислоти:
SO 2 · ХН 2 О + Н 2 О = Н 3 О + + НSO 3
К а = 1,54 · 10 -2 (при 25 º)
Абсолютно сухий діоксид сірки в звичайних умовах не взаємодіє з галогенами, H 2 S, H 2, O 2 і СО. Реакція:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
протікає тільки при високих температурах, у присутності каталізатора. Діоксид сірки в у водному розчині взаємодіє HNO 2 і N 2 O 3:
2SO 2 + N 2 O 3 + Н 2 О = H 2 SO 4 + 2NO
2HNO 2 + SO 2 · ХН 2 О = H 2 SO 4 + 2NO + xH 2 O
У більшості реакцій він проявляє відновні властивості:
2HNO 3 + SO 2 = H 2 SO 4 + 2NO 2
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO; Н 2 О 2 + SO 2 = H 2 SO 4
Окислювальні властивості діоксиду сірки виявляються при взаємодії його з сірководнем і оксидом вуглецю (II):
2Н 2 S + SO 2 = 3S + 2Н 2 О;
2СО + SO 2 = S + 2CO 2
Оксид сірки (VI) існує у вигляді трьох модифікацій.
α-модифікація SO 3 являє собою кристалічну речовину, що нагадує лід, Т пл = 17 º С. Передбачається, що ця модифікація складається з циклічних тримерів S 3 O 9.
β-модифікація нагадує за будовою азбест і утворена зигзагоподібними ланцюгами тетраедрів SO 4, пов'язаних між собою атомами кисню.
γ-модифікація також складається з SO 4-тетраедрів, які об'єднані в шари плоских сіток.
Твердий SO 3, що випускається промисловістю представляє собою суміш цих модифікацій.
SO 3 дуже гігроскопічний, він енергійно поглинає воду з виділенням тепла та утворенням гідрату SO 3 · Н 2 О, тобто молекул сірчаної кислоти. Він добре поглинається сірчаною кислотою з утворенням «олеуму» - суміші полісерних кислот (H 2 S 2 O 7, H 2 S 8 O 10 та інших)
Оксид сірки (VI) проявляє тільки окиснювальні властивості:
SO 3 + KI = I 2 + K 2 SO 3
b) Кислоти.
Сірчана кислота являє собою маслянисту рідину з Т пл = 10 º С і Т кип = 280 º С. Її молекули представлені тетраедрами, пов'язаними між собою атомом кисню:
HO O
S
HO O
Сірчана кислота у водних розчинах є сильною двоосновний. Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем. Залежно від виду відновника реакції можуть закінчуватися виділенням SO 2, H 2 S і елементарної сірки.
H 2 SO 4 (K) + H 2 S → S ↓ + SO 2 + H 2 O
H 2 SO 4 (K) + Cu → SO 2 ↑ + CuSO 4 + H 2 O
H 2 SO 4 (K) + Mg → MgSO 4 + H 2 S ↑ + H 2 O
Сірчана кислота проявляє дегідратірующіе властивості:
C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 (K) →
Також вона може взаємодіяти з оксидами азоту NO 2 і N 2 O 3:
H 2 SO 4 + 2NO 2 → (NO) HSO 4 + HNO 3
2H 2 SO 4 + N 2 O 3 → 2 (NO) HSO 4 + H 2 O.
з утворенням нітразіл гідросульфату.
У звичайних умовах H 2 SO 4 пасивує Fe, Cr, Co, Ni. Тому її зберігають і транспортують у цистернах з сталі. В основному її отримують каталітичним окисленням SO 2 киснем повітря до SO 3 з подальшою абсорбцією SO 3 сірчаної кислотою, щоб уникнути утворення туману. Окислення проводять при 500 ° С в присутності каталізатора V 2 O 5 з добавками K 2 SO 4.
Дісерная кислота H 2 S 2 O 7 існує при звичайних умовах у вигляді безбарвних прозорих кристалів (T пл = 35 ° С). При розчиненні в воді вона руйнується:
H 2 S 2 O 7 + H 2 O = H 2 SO 4
Тому хімія її водних розчинів по суті є хімією сірчаної кислоти. Її отримують шляхом змішування 100% H 2 SO 4 з розрахунковою кількістю SO 3, що відповідає реакції:
H 2 SO 4 + SO 3 = 2H 2 S 2 O 7
H 2 S 2 O 8 + H 2 O = H 2 SO 5 + H 2 SO 4
H 2 SO 5 + H 2 O = H 2 O 2 + H 2 SO 4
Тіосерная кислота H 2 SO 3 (S) у вигляді безбарвної маслянистої рідини отримана тільки при температурах нижче -83 ° С у середовищі етилового ефіру за допомогою реакції приєднання:
H 2 S + SO 3 = H 2 SO 3 (S)
коли окислювально-відновні процеси сильно загальмовані. Молекула її представляє спотворений тетраедр. У водних розчинах проявляє властивості сильної кислоти.
1.4 Солі.
Сульфіти, гідросульфітом.
Гідросульфітом металів добре розчиняються у воді, деякі з них відомі тільки в розчині, наприклад Ca (HSO 3) 2. сульфіти ж металів, крім сульфітів лужних металів і амонію, малорозчинний у воді.
Сульфіти і гідросульфітом належать до сполук, які, як і SO 2, можуть бути відновниками, і окисниками. В одному розчині вони відновлюються цинкової пилом до тетраоксодісульфатов (III), а при нагріванні сухих солей з такими ж відновниками, як C, Mg, Al, Zn, вони переходять в сульфіди:
Na 2 SO 3 +
У водному розчині сульфіти і гідросульфітом легко окислюються до сульфатів:
NaHSO 3 + Cl 2 + H 2 O = NaHSO 4 + 2HCl
Окислювачем розчинених сульфітів при нагріванні може бути і сірка:
SO
Нагрівання сухих сульфітів і гідросульфіта викликає реакції відповідно диспропорціонування і конденсації:
4K 2 SO 3 = 3K 2 SO 4 + K 2 S; 2KHSO 3 = K 2 S 2 O 5 + H 2 O
Сульфати, гідросульфат, дисульфат.
Солі сірчаної кислоти - сульфати і гідросульфат - утворюють багато метали. Малорозчинний у воді є обмежене число сульфатів: CaSO 4, SrSO 4, BaSO 4, PbSO 4. Сульфати металів розкладаються при прожарюванні на оксид металу і SO 3, який потім дисоціює на SO 2 і O 2. Чим більш негативно значення
HgSO 4 = Hg + SO 2
Нагрівання гідросульфат лужних металів до 150-200 0 С призводить до утворення дисульфат:
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O
Вище 300 0 С дисульфат переходять в сульфати:
K 2 S 2 O 7 = K 2 SO 2 + SO 3
Дисульфат - солі дісерной кислоти H 2 S 2 O 7, існуючої в звичайних умовах у вигляді безбарвних прозорих кристалів (т. пл. 35 0 С), димлять на повітрі. При розчиненні у воді H 2 S 2 O 7 і її солі руйнуються:
H 2 S 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 SO 4; K 2 S 2 O 7 + H 2 O = 2KHSO 4
2. Біологічна роль і форми існування сірки в навколишньому середовищі.
Біологічна роль сірки виключно велика. Вона входить до складу сірковмісних амінокислот - цистеїну, цистину, незамінної амінокислоти метіоніну, біологічно активних речовин (гістаміну, біотину, ліпоєвої кислоти, тощо) У активні центри молекул ряду ферментів входять SH - групи, які беруть участь у багатьох ферментативних реакціях, в тому числі в створення та стабілізації нативної тривимірної структури білків, а в деяких випадках - безпосередньо як каталітичні центри ферментів.
Сірка забезпечує в клітці такий тонкий і складний процес, як передача енергії: переносить електрони, приймаючи на вільну - орбіталь один з неспарених електронів кисню. Цим пояснюється висока потреба організму в даному елементі.
Сірка бере участь у фіксації та транспорті метильних груп. Вона є також частиною різних коензимів, включаючи коензим А. Велика частина сірки надходить в організм у складі амінокислот, а виводиться в основному з сечею у вигляді SO 2 - 4. До числа найбільш небезпечних сполук сірки як забруднювачів природного середовища відносяться сірководень і діоксид сірки. Сірководень викидають в атмосферу підприємства нафтопереробної, коксохімічної, азотно-тукової промисловості.
У великих концентраціях сірководень діє як сильний отрута нервово-паралітичної дії. При його концентрації 1000 мг / м 3 і вище у людини з'являються судоми, може зупинитися дихання або наступити параліч серця. Сірководень блокує дихальні ферменти в результаті його взаємодії з залізом. Дратівливо діє на слизову органів дихання і очей. Сірководень вкрай отруйний: вже при концентрації 0,1% впливає на центральну нервову систему, серцево-судинну систему, викликає ураження печінки, шлунково-кишкового тракту, ендокринного апарату. При хронічному впливі малих концентрацій - зміна світлової чутливості очей і електричної активності мозку, може викликати зміни в морфологічному складі крові, погіршення стан серцево-судинної і нервової систем людини.
Оксид сірки (IV) надходить у повітря в результаті спалювання палива та плавки руд, що містять сірку. Основні джерела забруднення атмосфери SO 2: енергетичні установки, підприємства кольорової металургії і сірчанокисле виробництво. Менш значні викиди підприємств чорної металургії та машинобудування, вугільної, нафтопереробної промисловості, виробництва суперфосфату, транспорту.
Викиди SO 2 забруднюють повітря на значну відстань від джерела (на тисячу і більше кілометрів). Оксид сірки (IV) вважається однією з основних дійових складових частин "токсичних туманів" і одним з активних компонентів формування смогу. Сірчистий ангідрид може викликати загальне отруєння організму, що виявляється у зміні складу крові, ураженні органів дихання, підвищення сприйнятливості до інфекційних захворювань, порушення обміну речовин, підвищення артеріального тиску у дітей, ларингіт, кон'юнктивіт, риніт, бронхопневмонія, алергічні реакції, гострі захворювання верхніх дихальних шляхів і системи кровообігу. При короткочасному впливі - подразнення слизової оболонки очей, сльозотеча, утруднення дихання, нудота, блювота, головні болі. Підвищення рівнів загальної захворюваності смертності. Підвищена стомлюваність, ослаблення м'язової сили, зниження пам'яті. Уповільнення сприйняття, ослаблення функціональної здатності серця, зміна бактерицидності шкіри. Оксид сірки (IV) може порушувати вуглеводний і білковий обмін, сприяє утворенню метгемоглобіну, зниження імуннозащітних властивостей організму.
Взаємодіючи з атмосферним вологою, оксиди сірки утворюють кислотні опади (Ph <<4,5), які надають як пряме шкідливу дію на біоту, так і непряме, закислен грунту та водоймища.
Встановлено що з закислення грунту знижуються доступність для рослин поживних елементів (Ca, Mg, Mn) і родючість грунту. Закисление зменшує швидкість розкладання органічних залишків, оскільки для життєдіяльності більшості бактерій і грибів необхідна нейтральне середовище, знижується продуктивність азотфіксуючих бактерій (при Ph <5,0 азотобактер гине), що призводить до обмеження надходження пов'язаного азоту в рослини і гальмування їх росту.
Зміна структури грунту (зниження грануляції, злиття часток, ущільнення грунту і різке зменшення повітропроникності) негативно позначається на функціонуванні кореневої системи рослин, що завдає колосальні шкоди лісовим масивам.
У кислому грунті збільшується рухливість іонів важких металів, які накопичуються в рослинах. Деякі з них, наприклад іони заліза і марганцю блокують надходження фосфору в рослини. Сірковуглець, що виділяється підприємствами неорганічного синтезу, також представляє реальну загрозу життю населення. Сам по собі він представляє рідина не має кольору, з приємним запахом, але під дією світла сірковуглець починає розкладатися. Продукти розкладання зраджують сірковуглецю жовте забарвлення і неприємний запах. Його пари отруйні: вдихання повітря з вмістом сірковуглецю 0,3% і вище може призвести до респіраторних захворювань, а при хронічному впливі малих доз парів сірковуглецю поступово розвиваються різні розлади центральної нервової системи.
Сірка являє собою один з так званих циклічних елементів, міграція яких відбувається в системі "суша - океан - атмосфера - суша". Глобальний біогеохімічний цикл сірки представляє собою складну і розгалужену мережу хімічних і біохімічних процесів, в яких беруть участь сполуки сірки, що знаходяться в різних агрегатних станах. В даний час кругообіг сірки порушується через промислове забруднення повітря оксидом сірки (IV) і сірководнем, які у великих концентраціях гальмують процеси анаеробного відновлення сульфатів і аеробного окислення сульфідів.
2.1 Кислотні опади.
Кислотними називають будь-які опади: дощі, тумани, сніг, - кислотність яких вище нормальної. До них також відносять випадання з атмосфери сухих кислих частинок, більш вузько званих кислотними відкладеннями. Щоб зрозуміти суть проблеми, в першу чергу необхідно дещо знати про природу і способи виміру кислотності.
2.2 Джерела кислотних опадів.
Хімічний аналіз кислотних опадів показує присутність сірчаної та азотної кислот. Зазвичай кислотність на дві третини обумовлена першою з них і на одну третину-другий. Присутність у цих формулах сірки та азоту показує, що проблема пов'язана з викидами цих елементів в повітря. Як відомо, при спалюванні палива утворюються діоксиди сірки та оксиду азоту, значить можна, здогадатися і про джерело кислотних опадів. Докази були отримані при аналізах звичайної вологи і експериментах, чітко підтверджує, що діоксид сірки і оксиди азоту поступово реагують з парами води.
Фотохімічне окислення сірковмісних органічних сполук грає провідну роль в утворенні SO 2 в районах не схильних до антропогенного забруднення навколишнього середовища.
Під дією ОН - радикалів в атмосфері відбувається окислення простих сполук сірки, зокрема H 2 S, (CH 3) 2 S - диметилсульфіду, (CH 3) SH - метилмеркаптану. У той же час карбонілсульфід стійкий до перетворень і просочується в стратосферу, де під дією жорсткого УФ-випромінювання розпадається з утворенням атомарної сірки:
COS + hν = З + S
яка потім піддається подальшим перетворенням.
Діоксид сірки в тропосфері схильний фотохімічним перетворенням, оскільки при поглинанні світла в області 340 - 400 нм утворює збуджені молекули SO 2 * c часом життя 8 мс. Подальше окислення SO 2 * киснем повітря призводить до утворення SO 3:
SO 2 + Hν = SO 2 *
SO 2 * + O 2 = SO 3 + Про
До утворення SO 3 призводить також окислювання SO 2 під дією АЛЕ 2-радикалів:
АЛЕ 2 + SO 2 = SO 3 + ВІН
а також реакції фотохімічного окислення за участю синглетного кисню:
О 2 + SO 2 = SO 4
О 2 + SO 4 = SO 3 + О 3
Подальше гідратірованіе частинок SO 3 призводить до утворення сірчаної кислоти, яка згодом випадає з дощовою вологою - так звані кислотні дощі.
Крім оксидів сірки істотний внесок в освіту кислотних опадів роблять оксиди азоту, також здатні утворювати кислі з'єднання:
2NО 2 + Н 2 О → НNО 3 + НNО 2.
Що знаходиться в атмосфері хлор (викиди хімічних підприємств; спалювання відходів; фотохімічне розкладання фреонів, що приводить до утворення радикалів хлору) при з'єднанні з метаном утворює хлороводень, добре розчиняється у воді з утворенням аерозолей соляної кислоти:
Сl + СН 4 → CН • 3 + НСl,
СН • 3 + Сl 2 → CН 3 Cl + Сl
2.3 Вплив кислотних опадів на ліси.
Багато вчених вважають ці опади, як і озон, однією з найважливіших причин деградації лісів, так як виявлені наступні шляхи їх впливу на рослинність:
- Порушення поверхні при прямому контакті;
- Вимивання біогенів;
- Мобілізація алюмінію та інших токсичних елементів.
У свою чергу дерева, що відчуває вплив одного або декількох з цих стресових факторів, легше уражуються шкідниками та патогенами.
2.4 Вплив кислотних опадів на людей.
З точки зору нефахівця, одне з найбільш відчутних наслідків кислотних опадів - руйнування витворів мистецтва. Вапняк і мармур - улюблені матеріали для оформлення фасадів будівель і спорудження пам'ятників. Взаємодія кислоти і вапняку призводить до їх швидкого вивітрюванню та ерозії. Пам'ятники та будівлі, які простояли сотні і навіть тисячі років лише з незначними змінами, зараз розчиняються і розсипаються. Хоча такі втрати трагічні самі по собі, це ще й сумне нагадування про зниження людиною буферної ємності екосистем. Більш того, деякі фахівці стурбовані тим, що мобілізація кислотними опадами алюмінію та інших токсичних елементів може призвести до забруднення як поверхневих, так і грунтових вод. Як показано недавно, алюміній здатний викликати хворобу Альцгеймера, різновид передчасного старіння. Підвищена кислотність води мобілізує так само свинець, що вживався раніше при будівництві водопровідно-каналізаційних систем і для пайки мідних труб. Таким чином, збільшення кислотності, цілком ймовірно, загострює проблему забруднення середовища отруйними хімікатами.
3. Шляхи надходження сірки в навколишнє середовище в умовах техногенезу.
Сполуки сірки потрапляють у навколишнє середовище як природним шляхом, так і в результаті антропогенної діяльності. При цьому в ролі природного джерела виступає поверхню суші і океану:
Таблиця 2.
Природне і антропогенний джерела утворення сполук сірки.
| Джерела. | Кількість викидів сірки на рік. | |
| Млн.т. | %. | |
| Природні: Процеси руйнування біосфери Вулканічна діяльність. Поверхня океанів. Антропогенні: | 30-40 2 50-200 60-70 | 29-39 2 - 59-69 |
Існує три основних джерела природної емісії сірки.
1. Процеси руйнування біосфери. За допомогою анаеробних (діючих без участі кисню) мікроорганізмів відбуваються різні процеси руйнування органічних речовин. Завдяки цьому міститься в них сірка утворює газоподібні сполуки. Разом з тим певні анаеробні бактерії беруть із сульфатів, розчинених у природних водах, кисень, в результаті чого утворюються сірчисті газоподібні сполуки. Із зазначених речовин спочатку в атмосфері був виявлений сірководень, а потім з розвитком вимірювальних приладів і способів відбору проб повітря вдалося виділити ряд органічних газоподібних сполук сірки. Найбільш важливими джерелами цих газів є болота, зони припливів і відливів у берегової лінії морів, гирла річок і деякі грунту, які містять велику кількість органічних речовин. Поверхня моря також може містити значні кількості сірководню. У його виникненні беруть участь морські водорості. Можна припустити, що виділення сірки біологічним шляхом не перевищує 30 - 40 млн. т. на рік, що становить близько 1 / 3 всього виділяється кількості сірки.
2. Вулканічна діяльність. При виверженні вулканів в атмосферу разом з великою кількістю двоокису сірки потрапляють сірководень, сульфати і елементарна сірка. Ці сполуки надходять головним чином у нижній шар тропосферу, а при окремих, великої сили виверженнях спостерігається збільшення концентрації сполук сірки і в більш високих шарах - в стратосфері. З виверженням вулканів в атмосферу щорічно в середньому потрапляє близько 2 млн. т. сірковмісних сполук. Для тропосфери ця кількість незначна в порівнянні з біологічними виділеннями, для стратосфери ж виверження вулканів є найважливішим джерелом появи сірки.
3. Поверхня океанів. Після випаровування крапель води, що надходять в атмосферу з поверхні океанів, залишається морська сіль, що містить, разом з іонами натрію і хлору сполуки сірки - сульфати.
Разом з частинками морської солі щорічно в атмосферу потрапляє 50 - 200 млн. т. сірки, що набагато більше, ніж емісія сірки біологічним шляхом. У той же час частинки солі з-за своїх великих розмірів швидко випадають з атмосфери і, таким чином, тільки незначна частина сірки потрапляє у верхні шари або розпорошується над сушею. Слід також врахувати, що із сульфатів морського походження не може утворитися сірчана кислота, тому з точки зору освіти кислотних дощів вони не мають істотного значення. Їх вплив позначається лише на регулюванні утворення хмар і опадів.
У результаті діяльності людини в атмосферу потрапляють значні кількості сполук сірки, головним чином у вигляді її двоокису. Серед джерел цих сполук на першому місці коштує вугілля яке спалюється в будівлях і на електростанціях, який дає 70% антропогенних викидів.
Таблиця 3.
Вміст сірки в деяких видах палива.
При згорянні нафтопродуктів SO 2 утворюється набагато менше, ніж при згорянні вугілля. Крім того, джерелом надходження в атмосферу SO 2 є металургійна промисловість (переробка сульфідних руд міді, свинцю і цинку), а також підприємства з виробництва сірчаної кислоти, целюлозно-паперова промисловість, підприємства з переробки нафти та ін
Вміст сірки (кілька відсотків) у вугіллі досить велике (особливо в бурому вугіллі). У процесі горіння сірка перетворюється на сірчистий газ, а частка сірки залишається в золі у твердому стані. Вміст діоксиду сірки в атмосфері фонових районів європейській частині Росії в холодну пору року змінюється від 0,0046 мг / м 3 на північно-заході до 0,007 мг / м 3 в південно-східній частині регіону. У теплу пору року концентрація діоксиду сірки в 2 - 8 разів нижче. Підвищення рівня концентрації взимку обумовлено погіршенням метеорологічних умов розсіювання домішок, збільшенням кількості промислових викидів, уповільненням хімічних процесів трансформації речовин при низькій температурі повітря. За даними Росгідромету на території Росії (за винятком Північно-Кавказького регіону, Республіки Калмикія і Астраханської області) випадає 4,22 млн.т сірки на рік. Зокрема річне випадання сірки в північному економічному регіоні представлено в таблиці:
Таблиця 4.
У поверхневі води сульфати потрапляють головним чином за рахунок хімічного вивітрювання і розчинення сірковмісних мінералів, в основному гіпсу, а також окислення сульфідів сірки. Значна кількість сульфатів надходить у водні об'єкти в процесі відмирання організмів і окислення сульфідів рослинного і тваринного походження, а також з промисловими та побутовими стічними водами.
У нашому місті, як і в цілому по області основним джерелом надходження сірковмісних сполук є підприємства лісохімічної промисловості.
В Архангельській області є ряд найбільших підприємств, на частку яких припадає основна маса викидів сполук сірки в нашій області: це в першу чергу підприємства целюлозно-паперової промисловості (Архангельський, Котласький і Соломбальскій ЦПК), Архангельський і Онежский гідролізний заводи, більше 60-ти підприємств деревообробки, підприємства теплоенергетики, космодром Плесецьк, центри атомного суднобудування ФГУП ПО Зірочка і ФГУП ПО Севмаш, крім того, котельні ЖКГ і т.д. На 2002 р . викиди склали 268,48 тис.т, з яких 113,9 тис.т сірчисті з'єднання. Це означає, що всі з'єднання сірки в нашій області промислового походження, а частка сполук сірки природного походження незначна.
4. Методи і способи визначення сірки та її сполук.
1. Гравіметричний метод.
Метод заснований на реакції взаємодії сульфат-іонів з катіонами барію, що супроводжується утворенням малорозчинної кристалічного осаду BaSO 4. осад фільтрують, промивають, прожарюють, зважують і розраховують в ньому вміст сірки або сульфат-іонів. На цьому принципі грунтується визначення вільної, піритової і сульфідної сірки в кам'яному вугіллі, рудах і мінералах з тією лише різницею, що сірку окислюють до сульфатної сірки.
Вагова форма при цьому ідентична формі осадження. При обробці осаду при переведенні його у вагову форму можуть відбутися такі небажані процеси:
1.) При озолення фільтра: відновлення BaSO 4:
BaSO 4 + 2С = BaS + 2СO 2
Зворотний перехід сульфіду в сульфат відбувається в процесі тривалого нагрівання на повітрі:
BaS + 2О 2 = BaSO 4
2.) При прожарюванні при дуже високій температурі спостерігається термічне розкладання:
BaSO 4 = BaO + SO 3
Для перекладу BaO і BaS знову в сульфат іноді (у виняткових випадках) їх обробляють 2-3 краплями сірчаної кислоти, а потім обережно нагрівають під тягою для видалення надлишку сірчаної кислоти (як тільки видалений надлишок кислоти SO 3 перестає виділятися).
Умови проведення осадження.
1. Осадження ведуть з кислого розчину при рН <2 при температурі близькій до температури кипіння.
2. Попередньо повинні бути видалені заважають аніони (SiO 3 2 -, SnO 3 2 -, WO 4 2 - та ін), що випадають в осад у вигляді відповідних кислот (Н 2 SiO 3 2 -, Н 2 SnO 3 2 -, Н 2 WO 4 2 -).
3. Осадження ведуть у відсутності катіонів Fe 3 +, Al 3 +, MnO 4 -, Cl - та ін, так як вони можуть випадати в осад разом з BaSO 4.
2. Йодометрическом титрування.
Йодометрическом визначення застосовується для визначення сірки у вигляді сірчаної кислоти.
Основою йодометрическом визначення кислот є реакція:
IO 3 - + 5I - + 6H + = 3I 2 + 3H 2 O
Як видно, кількість виділився йоду дорівнює кількості речовини водню, що вступив у реакцію. Для визначення кислоти до аналізованого розчину добавляють нейтральний розчин, що містить KIO 3 і KI. Виділився йод оттітровивают тіосульфатом натрію:
2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = 2NaI + Na 2 S 4 O 6
Так як сірчана кислота - сильна, то метод дає дуже хороші результати, навіть при титруванні розбавлених розчинів (10 -3 моль / л).
3. Йодіметріческое визначення.
Методом йодіметріі проводять визначення або сульфід, або сульфіт-іонів. Визначення сульфід-іонів проводять прямим титруванням:
H 2 S + I 2 ® S ¯ +2 I - + 2H +
Визначення ж сульфіт-іонів проводять методом зворотного титрування:
SO 3 2 - + I 2 хат + H 2 O = SO 4 2 - + 2I - + 2H + + I 2 ост
I 2 ост + Na 2 S 2 O 3 = NaI + Na 2 S 4 O 6
Титрант методу є свіжоприготований розчин йоду в йодид калію з З н = 0,1 н. Його готують або за точною навішуванні з попередньо очищеного сублімацією йоду, або за наближеною навішуванні, для чого 13 г . йоду розчиняють в 50 мл. KI і доводять об'єм у мірній колбі до 1 літра. Потім розчин стандартизуються по 0,1 н розчину тіосульфату натрію:
I 2 + Na 2 S 2 O 3 = NaI + Na 2 S 4 O 6
4. Метод відгону.
Даний метод заснований на розкладанні проби в різних умовах і уловлюванні виділяються продуктів реакції спеціально підібраними поглиначами. По зміні маси поглинача судять про масу міститься у зразку сірки.
Розрізняють окисний і відбудовний варіанти відгону. При окислювальному варіанті відгону в якості продукту реакції утворюється сірчистий ангідрид, причому процес ведуть при температурі 1300-1400 ° С. Виділяється газ вловлюють водою, а що утворюється сірчисту кислоту оттітровивают розчином йоду, або сумішшю KI і KIO 3. Також виділився SO 2 можна вловлювати розчином H 2 O 2. У разі відновного варіанту отгонки пробу розчиняють в соляній кислоті при 100 ° С, а виділяється H 2 S поглинають розчинами ацетату кадмію або цинку.
5. ПОСТ-2Мк Апарат для визначення вмісту сірки в нафтопродуктах темних
Призначення.
ПОСТ-2Мк призначений для спалювання маси аналізованих зразків нафтопродуктів при температурі 900-950 ° С, з подальшим поглинанням продуктів згоряння і визначенням масової частки сірки методом тітриметрія. Рекомендується для застосування в лабораторіях підприємств, що поставляють, переробних і зберігають нафту і нафтопродукти.
Склад пристрою.
Блок очищення та регулювання витрати повітря, блок спалювання аналізованих зразків нафтопродуктів, блок уловлювання продуктів згоряння, блок управління і контролю. У комплекс приладу входить ЗІП: трубка для блоку очищення, кварцова трубка з відведенням, пробка, алонж, колба.
Принцип дії апарату.
Принцип дії апарату полягає у спалюванні зразка, що знаходиться в рухомій кварцовою трубці, через яку продувається очищене повітря. Спалювання здійснюється в трубчастої лабораторної печі. Продукти згоряння уловлюються приймальні колбою, звідки після закінчення спалювання спрямовуються на аналітичне визначення сірки методом об'ємного титрування за ГОСТ 1437.
Переваги в порівнянні з ручним способом визначення сірки за ГОСТ 1437:
1. Збільшення точності визначення вмісту сірки за рахунок рівномірного спалювання зразка.
2. Підвищення безпеки за рахунок повної автоматизації процесу спалювання.
3. Можливість одночасного визначення двох аналізованих зразків.
Таблиця 5.
Технічні характеристики апарата
6. Метод аналізу повітря за допомогою газоаналізатора.
Газоаналізатори на відміну від стаціонарних приладів не дозволяють досягти такого самого високого чутливості, точності і селективності. Однак при необхідності оперативного контролю вмісту домішок забруднюючих речовин в атмосферному і особливо в повітрі робочої зони в промислових викидах вони можуть бути корисні й необхідні. Для визначення сірководню використовують газоаналізатор марки 666Е303, межа виявлення якого знаходиться від 0 до 20 мг / м 3. Для визначення сірчистого ангідриду використовують газоаналізатор марки 667ФФ-03, межа виявлення якого 0,001 мг / м 3.
Висновок.
У висновку хотілося б відзначити значення найбільш важливих сполук сірки.
Сірчана кислота застосовується у виробництві мінеральних добрив: суперфосфату і сульфату амонію (так на виробництво 1 т. суперфосфату витрачається близько 350 кг . сірчаної кислоти, а на виробництво 1 т. сульфату амонію - 750 кг .). Крім того, її застосовують для отримання різноманітних мінеральних кислот і солей, всіляких органічних продуктів, барвників, димоутворювальною і вибухових речовин, у нафтовій, металургійної, текстильної, шкіряної та інших галузях промисловості. У чималому ступені сірчану кислоту споживає лісохімічна промисловість.
Сірчисту кислоту використовують для вибілювання вовни, шовку та інших матеріалів, що не витримують відбілювання більш сильними окислювачами.
Сірчисті барвники - клас барвників, одержуваних нагріванням різних органічних сполук, сірого чи полісульфід натрію - застосовують для фарбування целюлозних матеріалів.
Сірководень в основному застосовується для отримання елементарної сірки та сірчаної кислоти, для отримання сульфідів, меркаптану і тіофенів.
SO 3 знаходить своє застосування в якості сульфірующего агента у виробництві багатьох органічних продуктів, олеуму. Крім того його застосовують для отримання хлор-і фторсульфоновой кислот і сульфурілхлоріда.
SO 2 головним чином іде на отримання сірчаної кислоти, також його застосовують в холодильних установках, при відбілюванні, рідкої SO 2 застосовують у целюлозної промисловості.
Багато сірковмісні солі використовуються в сільському господарстві (Ca (H 2 PO 4) 2 + CuSO 4 простий суперфосфат, CuSO 4 мідний купорос, FeSO 4 залізний купорос, (NH 4) 2 SO 4 сульфат амонію та ін) в якості добрив, а також як засобу захисту від комах - шкідників і хвороб рослин (полісульфіди Ca і Ba).
Сульфіди застосовуються у виробництві сірчаної кислоти та її солей. Сульфіди лужних і лужно-земельних металів застосовуються в хімічній та легкій промисловості, наприклад Na 2 S застосовується як відновник органічних нітросполук сполук, зокрема для приготування сірковмісних барвників. Суміші полісульфідів і тіосульфатів калію використовують для лікування шкірних захворювань.
Сульфіди міді, кадмію, а також рідкоземельних елементів застосовують як напівпровідників.
Сірковуглець знаходить своє застосування у виробництві віскозного шовку (вихідним продуктом є катогенат целюлози, одержуваний взаємодією CS 2 з лужною целюлозою), крім того, похідний сірковуглецю K 2 CS 2 тіокарбонати калію застосовується в боротьбі з сільськогосподарськими шкідниками. Також сірковуглець застосовується при вулканізації каучуку, як екстрагент і в ін
Сульфамінова кислота H 2 NSO 2 OH застосовується в аналітичній хімії як стандарт ацідометріі і для визначення нітрит-іонів; її солі використовують як вогнезахисні просочення для паперу та текстильних матеріалів.
Деякі органічні сполуки сірки при інфекційних захворюваннях (сульфантрол, сульфапіридин).
Цей список можна продовжувати і далі, але всіх речовин містять сірку (особливо органічних) просто не перелічити. Причому актуальність застосування сполук сірки настільки велика, що сьогодні з чималою часткою впевненості можна сказати про неможливість існування людства без них.
В даний час особливо в промислових районах сірковмісні речовини у величезних кількостях викидаються в навколишнє середовище. Хоча на виробництвах і застосовують спеціальні вловлювачі, але часто їх ефективність виявляється занадто низькою. Сама по собі сірка токсикантом не є, але такі її сполуки як SO 2, H 2 S, CH 3-SH, аерозолі сірчаної кислоти та ін можуть зробити істотний негативний вплив на здоров'я людини і майбутнього покоління, а також негативно позначитися на нормальному стані рослинних організмів. Тому я вважаю, що ще є чимало приводів до дослідження впливу сполук сірки в цілому на навколишнє середовище, на генофонд населення тощо, а також до розробки нових методів і спеціальних установок дозволяють знизити викиди сірковмісних сполук у навколишнє середовище.
Список літератури
1. Довідник хіміка, т.III, - М.: Хімія, 1964. -1008 С.
2. Хімічна енциклопедія. - М.: Держ. наукове видавництво «Радянська енциклопедія», 1963. - 1088 с.
3. . Алексєєв В.М. Кількісний аналіз видання 4-е, перероблене М., "Хімія" 1972 - 340 с.
4. Каррер.П. Курс органічної хімії. - Л.: Госхіміздат, 1962 .- 1218 с.
5. Крешков А.П. Основи аналітичної хімії, Т.II. - М.: «Хімія», 1970
6. Протасов.В.Ф. Екологія, здоров'я і охорона навколишнього середовища в Росії .- М.: «Фінанси та статистика», 2001.-672 с., Іл.
7. Скурлатов Ю.І. Введення в екологічну хімію. - М.: «Вища школа», 1994 .- 400 с., Іл.
8. Стьопін Б.Д., Цвєтков А.А. Неорганічна хімія. - М.: «Вища школа», 1994.-608 с.
9. Цитович І.К. Курс аналітичної хімії .- М.: Неорганічна хімія .- Вища школа », 1994 .- 495 с., Іл.
Таблиця 3.
Вміст сірки в деяких видах палива.
| Вид палива. | Вміст сірки,% |
| Лігнін. Північний буре вугілля. Кам'яне вугілля. Нафта, нафтопродукти | 1,1-1,6 2,8-3,3 1,4 0,1-3,7 |
Вміст сірки (кілька відсотків) у вугіллі досить велике (особливо в бурому вугіллі). У процесі горіння сірка перетворюється на сірчистий газ, а частка сірки залишається в золі у твердому стані. Вміст діоксиду сірки в атмосфері фонових районів європейській частині Росії в холодну пору року змінюється від 0,0046 мг / м 3 на північно-заході до 0,007 мг / м 3 в південно-східній частині регіону. У теплу пору року концентрація діоксиду сірки в 2 - 8 разів нижче. Підвищення рівня концентрації взимку обумовлено погіршенням метеорологічних умов розсіювання домішок, збільшенням кількості промислових викидів, уповільненням хімічних процесів трансформації речовин при низькій температурі повітря. За даними Росгідромету на території Росії (за винятком Північно-Кавказького регіону, Республіки Калмикія і Астраханської області) випадає 4,22 млн.т сірки на рік. Зокрема річне випадання сірки в північному економічному регіоні представлено в таблиці:
Таблиця 4.
| Економічний регіон. | Площа, тис.км 2. | Середня інтенсивність випадань, кг / км 2. | Маса випадінь, тис.т. |
| Північний: Мурманська обл. Республіка Карелія, Комі, Архангельська й Вологодська області | 145 1321 | 452 246 | 65,5 325,5 |
У нашому місті, як і в цілому по області основним джерелом надходження сірковмісних сполук є підприємства лісохімічної промисловості.
В Архангельській області є ряд найбільших підприємств, на частку яких припадає основна маса викидів сполук сірки в нашій області: це в першу чергу підприємства целюлозно-паперової промисловості (Архангельський, Котласький і Соломбальскій ЦПК), Архангельський і Онежский гідролізний заводи, більше 60-ти підприємств деревообробки, підприємства теплоенергетики, космодром Плесецьк, центри атомного суднобудування ФГУП ПО Зірочка і ФГУП ПО Севмаш, крім того, котельні ЖКГ і т.д. На
4. Методи і способи визначення сірки та її сполук.
1. Гравіметричний метод.
Метод заснований на реакції взаємодії сульфат-іонів з катіонами барію, що супроводжується утворенням малорозчинної кристалічного осаду BaSO 4. осад фільтрують, промивають, прожарюють, зважують і розраховують в ньому вміст сірки або сульфат-іонів. На цьому принципі грунтується визначення вільної, піритової і сульфідної сірки в кам'яному вугіллі, рудах і мінералах з тією лише різницею, що сірку окислюють до сульфатної сірки.
Вагова форма при цьому ідентична формі осадження. При обробці осаду при переведенні його у вагову форму можуть відбутися такі небажані процеси:
1.) При озолення фільтра: відновлення BaSO 4:
BaSO 4 + 2С = BaS + 2СO 2
Зворотний перехід сульфіду в сульфат відбувається в процесі тривалого нагрівання на повітрі:
BaS + 2О 2 = BaSO 4
2.) При прожарюванні при дуже високій температурі спостерігається термічне розкладання:
BaSO 4 = BaO + SO 3
Для перекладу BaO і BaS знову в сульфат іноді (у виняткових випадках) їх обробляють 2-3 краплями сірчаної кислоти, а потім обережно нагрівають під тягою для видалення надлишку сірчаної кислоти (як тільки видалений надлишок кислоти SO 3 перестає виділятися).
Умови проведення осадження.
1. Осадження ведуть з кислого розчину при рН <2 при температурі близькій до температури кипіння.
2. Попередньо повинні бути видалені заважають аніони (SiO 3 2 -, SnO 3 2 -, WO 4 2 - та ін), що випадають в осад у вигляді відповідних кислот (Н 2 SiO 3 2 -, Н 2 SnO 3 2 -, Н 2 WO 4 2 -).
3. Осадження ведуть у відсутності катіонів Fe 3 +, Al 3 +, MnO 4 -, Cl - та ін, так як вони можуть випадати в осад разом з BaSO 4.
2. Йодометрическом титрування.
Йодометрическом визначення застосовується для визначення сірки у вигляді сірчаної кислоти.
Основою йодометрическом визначення кислот є реакція:
IO 3 - + 5I - + 6H + = 3I 2 + 3H 2 O
Як видно, кількість виділився йоду дорівнює кількості речовини водню, що вступив у реакцію. Для визначення кислоти до аналізованого розчину добавляють нейтральний розчин, що містить KIO 3 і KI. Виділився йод оттітровивают тіосульфатом натрію:
2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = 2NaI + Na 2 S 4 O 6
Так як сірчана кислота - сильна, то метод дає дуже хороші результати, навіть при титруванні розбавлених розчинів (10 -3 моль / л).
3. Йодіметріческое визначення.
Методом йодіметріі проводять визначення або сульфід, або сульфіт-іонів. Визначення сульфід-іонів проводять прямим титруванням:
H 2 S + I 2 ® S ¯ +2 I - + 2H +
Визначення ж сульфіт-іонів проводять методом зворотного титрування:
SO 3 2 - + I 2 хат + H 2 O = SO 4 2 - + 2I - + 2H + + I 2 ост
I 2 ост + Na 2 S 2 O 3 = NaI + Na 2 S 4 O 6
Титрант методу є свіжоприготований розчин йоду в йодид калію з З н = 0,1 н. Його готують або за точною навішуванні з попередньо очищеного сублімацією йоду, або за наближеною навішуванні, для чого
I 2 + Na 2 S 2 O 3 = NaI + Na 2 S 4 O 6
4. Метод відгону.
Даний метод заснований на розкладанні проби в різних умовах і уловлюванні виділяються продуктів реакції спеціально підібраними поглиначами. По зміні маси поглинача судять про масу міститься у зразку сірки.
Розрізняють окисний і відбудовний варіанти відгону. При окислювальному варіанті відгону в якості продукту реакції утворюється сірчистий ангідрид, причому процес ведуть при температурі 1300-1400 ° С. Виділяється газ вловлюють водою, а що утворюється сірчисту кислоту оттітровивают розчином йоду, або сумішшю KI і KIO 3. Також виділився SO 2 можна вловлювати розчином H 2 O 2. У разі відновного варіанту отгонки пробу розчиняють в соляній кислоті при 100 ° С, а виділяється H 2 S поглинають розчинами ацетату кадмію або цинку.
5. ПОСТ-2Мк Апарат для визначення вмісту сірки в нафтопродуктах темних
Призначення.
ПОСТ-2Мк призначений для спалювання маси аналізованих зразків нафтопродуктів при температурі 900-950 ° С, з подальшим поглинанням продуктів згоряння і визначенням масової частки сірки методом тітриметрія. Рекомендується для застосування в лабораторіях підприємств, що поставляють, переробних і зберігають нафту і нафтопродукти.
Склад пристрою.
Блок очищення та регулювання витрати повітря, блок спалювання аналізованих зразків нафтопродуктів, блок уловлювання продуктів згоряння, блок управління і контролю. У комплекс приладу входить ЗІП: трубка для блоку очищення, кварцова трубка з відведенням, пробка, алонж, колба.
Принцип дії апарату.
Принцип дії апарату полягає у спалюванні зразка, що знаходиться в рухомій кварцовою трубці, через яку продувається очищене повітря. Спалювання здійснюється в трубчастої лабораторної печі. Продукти згоряння уловлюються приймальні колбою, звідки після закінчення спалювання спрямовуються на аналітичне визначення сірки методом об'ємного титрування за ГОСТ 1437.
Переваги в порівнянні з ручним способом визначення сірки за ГОСТ 1437:
1. Збільшення точності визначення вмісту сірки за рахунок рівномірного спалювання зразка.
2. Підвищення безпеки за рахунок повної автоматизації процесу спалювання.
3. Можливість одночасного визначення двох аналізованих зразків.
Таблиця 5.
Технічні характеристики апарата
| Найменування | Значення |
| Температура спалювання, ° С | 900-950 |
| Діапазон визначуваних концентрацій сірки,% | 0,1 - 5,0 |
| Витрата повітря, що подається на спалювання, дм 3 / хв | 0,5 |
| Продуктивність за 8-годинну зміну, визначень | 6 |
| Напруга, В | 220 +20 |
| Частота, Гц | 50 +1 |
| Споживана потужність, кВт | 1,5 |
| Габаритні розміри, мм | 740х336х436 |
| Маса, кг | 28 |
Газоаналізатори на відміну від стаціонарних приладів не дозволяють досягти такого самого високого чутливості, точності і селективності. Однак при необхідності оперативного контролю вмісту домішок забруднюючих речовин в атмосферному і особливо в повітрі робочої зони в промислових викидах вони можуть бути корисні й необхідні. Для визначення сірководню використовують газоаналізатор марки 666Е303, межа виявлення якого знаходиться від 0 до 20 мг / м 3. Для визначення сірчистого ангідриду використовують газоаналізатор марки 667ФФ-03, межа виявлення якого 0,001 мг / м 3.
Висновок.
У висновку хотілося б відзначити значення найбільш важливих сполук сірки.
Сірчана кислота застосовується у виробництві мінеральних добрив: суперфосфату і сульфату амонію (так на виробництво 1 т. суперфосфату витрачається близько
Сірчисту кислоту використовують для вибілювання вовни, шовку та інших матеріалів, що не витримують відбілювання більш сильними окислювачами.
Сірчисті барвники - клас барвників, одержуваних нагріванням різних органічних сполук, сірого чи полісульфід натрію - застосовують для фарбування целюлозних матеріалів.
Сірководень в основному застосовується для отримання елементарної сірки та сірчаної кислоти, для отримання сульфідів, меркаптану і тіофенів.
SO 3 знаходить своє застосування в якості сульфірующего агента у виробництві багатьох органічних продуктів, олеуму. Крім того його застосовують для отримання хлор-і фторсульфоновой кислот і сульфурілхлоріда.
SO 2 головним чином іде на отримання сірчаної кислоти, також його застосовують в холодильних установках, при відбілюванні, рідкої SO 2 застосовують у целюлозної промисловості.
Багато сірковмісні солі використовуються в сільському господарстві (Ca (H 2 PO 4) 2 + CuSO 4 простий суперфосфат, CuSO 4 мідний купорос, FeSO 4 залізний купорос, (NH 4) 2 SO 4 сульфат амонію та ін) в якості добрив, а також як засобу захисту від комах - шкідників і хвороб рослин (полісульфіди Ca і Ba).
Сульфіди застосовуються у виробництві сірчаної кислоти та її солей. Сульфіди лужних і лужно-земельних металів застосовуються в хімічній та легкій промисловості, наприклад Na 2 S застосовується як відновник органічних нітросполук сполук, зокрема для приготування сірковмісних барвників. Суміші полісульфідів і тіосульфатів калію використовують для лікування шкірних захворювань.
Сульфіди міді, кадмію, а також рідкоземельних елементів застосовують як напівпровідників.
Сірковуглець знаходить своє застосування у виробництві віскозного шовку (вихідним продуктом є катогенат целюлози, одержуваний взаємодією CS 2 з лужною целюлозою), крім того, похідний сірковуглецю K 2 CS 2 тіокарбонати калію застосовується в боротьбі з сільськогосподарськими шкідниками. Також сірковуглець застосовується при вулканізації каучуку, як екстрагент і в ін
Сульфамінова кислота H 2 NSO 2 OH застосовується в аналітичній хімії як стандарт ацідометріі і для визначення нітрит-іонів; її солі використовують як вогнезахисні просочення для паперу та текстильних матеріалів.
Деякі органічні сполуки сірки при інфекційних захворюваннях (сульфантрол, сульфапіридин).
Цей список можна продовжувати і далі, але всіх речовин містять сірку (особливо органічних) просто не перелічити. Причому актуальність застосування сполук сірки настільки велика, що сьогодні з чималою часткою впевненості можна сказати про неможливість існування людства без них.
В даний час особливо в промислових районах сірковмісні речовини у величезних кількостях викидаються в навколишнє середовище. Хоча на виробництвах і застосовують спеціальні вловлювачі, але часто їх ефективність виявляється занадто низькою. Сама по собі сірка токсикантом не є, але такі її сполуки як SO 2, H 2 S, CH 3-SH, аерозолі сірчаної кислоти та ін можуть зробити істотний негативний вплив на здоров'я людини і майбутнього покоління, а також негативно позначитися на нормальному стані рослинних організмів. Тому я вважаю, що ще є чимало приводів до дослідження впливу сполук сірки в цілому на навколишнє середовище, на генофонд населення тощо, а також до розробки нових методів і спеціальних установок дозволяють знизити викиди сірковмісних сполук у навколишнє середовище.
Список літератури
1. Довідник хіміка, т.III, - М.: Хімія, 1964. -1008 С.
2. Хімічна енциклопедія. - М.: Держ. наукове видавництво «Радянська енциклопедія», 1963. - 1088 с.
3. . Алексєєв В.М. Кількісний аналіз видання 4-е, перероблене М., "Хімія" 1972 - 340 с.
4. Каррер.П. Курс органічної хімії. - Л.: Госхіміздат, 1962 .- 1218 с.
5. Крешков А.П. Основи аналітичної хімії, Т.II. - М.: «Хімія», 1970
6. Протасов.В.Ф. Екологія, здоров'я і охорона навколишнього середовища в Росії .- М.: «Фінанси та статистика», 2001.-672 с., Іл.
7. Скурлатов Ю.І. Введення в екологічну хімію. - М.: «Вища школа», 1994 .- 400 с., Іл.
8. Стьопін Б.Д., Цвєтков А.А. Неорганічна хімія. - М.: «Вища школа», 1994.-608 с.
9. Цитович І.К. Курс аналітичної хімії .- М.: Неорганічна хімія .- Вища школа », 1994 .- 495 с., Іл.