Здесь можно найти учебные материалы, которые помогут вам в написании курсовых работ, дипломов, контрольных работ и рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.
ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

 
Поиск учебного материала на сайте
Поиск по названию работы
Поиск по тексту работы

Повышение оригинальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение оригинальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения оригинальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, РУКОНТЕКСТ, etxt.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии так, что на внешний вид, файл с повышенной оригинальностью не отличается от исходного.

Результат поиска


Наименование:
курсовая работа Сера. Соединения и свойства серы

Информация:

 Тип работы: курсовая работа. Добавлен: 08.05.2012. Год: 2011. Страниц: 11. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


Российский Университет Дружбы Народов

Институт Иностранных Языков








Курсовая работа по химии


Тема: Сера. Соединения и свойства серы.





Выполнил студент группы ОС-46


Гашененков Максим Николаевич



Приняла: Шебалдина Лидия Сергеевна








Москва, 2007 год


СОДЕРЖАНИЕ:
1. Общие сведения. Сера - элемент жизни.
2. Строение, свойства и применение серы.
3. Соединения серы, примеры решения задач.
3.1 Сероводород
3.2 Сернистый газ (оксид серы (IV)) и сернистая кислота
3.3 Серный ангидрид
3.4 Серная кислота
4. Это интересно знать.
4.1 Круговорот серы
4.2 Как обнаружить главные ионы?
4.3 Почему сульфаты слабительное?
4.4 Каким образом сера принимает участие в загрязнении окружающей среды?
5. Минералы, в состав которых входит сера.
5.1 Сульфиды
5.2 Сульфаты
5.3 Примечания и пояснения к п.5 (Минералы…)
6. Список литературы.







Общие сведения

    СЕРА - элемент жизни.
    Sulfur - сера
Самородный элемент. Ромбическая сингония.
Формула: S
Формы кристаллизации: бипирамиды или гранулированные агрегаты. При температурах выше 119 0С принимает моноклинную форму.
Цвет: желтый, бурый.
Твердость по шкале Мооса: 2.
Излом: раковистый.
Блеск: от жирного до жирно-алмазного.
Происхождение: характерный минерал для месторождений эвапоритов.
Месторождение: Крупные месторождения находятся в Луизиане и Техасе, на вершинах соляных куполов. Благодаря своей чистоте, сера легко добывается путем плавления и выкачивания на поверхность. В России месторождения серы известны на Урале, в Среднем Поволжье и других регионах. Кроме того, залежи серы обнаружены в пустынях Средней Азии (Узбекистан, Туркменистан). Сера используется как сырье для химической промышленности, для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве, в медицине и прочее.

Земная кора состоит из пород, в состав которых входят различные минералы. В основе большинства из них - несколько химических элементов, но есть и немало и мономерных минералов, среди которых - медь, золото, серебро, сера. Сера встречается в природе как в свободном состоянии (самородная сера), так и в различных соединениях. В России залежи самородной серы находятся по берегам Волги. Из соединений серы в природе распространены сульфаты, главным образом, кальция (Ca) и магния (Mg). Соединения серы содержатся в организмах животных и растений. Очень распространены соединения серы с различными металлами. Многие из них являются ценными рудами (свинцовый блеск PbS , цинковая обманка ZnS , медный блеск Cu2S) и служат источником получения цветных металлов.
Общее содержание серы в земной коре составляет приблизительно 0,1 %.
Сера относится к элементам главной подгруппы VI-ой группы периодической системы (O, S, Se, Te, Po). Плотность серы 2,07 г/см3.
Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Еще древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.
В средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков, Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в 13-14 вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.
Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа СНСl3 или сероуглерода СS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. Интересны изменения, которые претерпевает сера, если медленно нагревать ее до кипения. При 112,8 0С она плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, приобретая красно-бурый цвет, и при температуре около 250 0С становится настолько вязкой, что не выливается из опрокинутого сосуда, так как в ней образуются длинные полимерные цепочки. Выше 300 0С жидкая сера становится подвижной, но цвет ее остается таким же темным. А если нагреть серу до 444,6 0С, она закипает, образуя оранжево-желтые пары. Эти изменения имеют такие объяснения. При температурах, превышающих 150-160 0С, кольцевые молекулы серы S8. Начинают разрываться. Образующиеся цепочки атомов соединяются друг с другом - получаются длинные цепи, вследствие чего вязкость расплава сильно увеличивается. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву цепей, и вязкость серы вновь снижается.
В парах серы с увеличением температуры число атомов в молекуле постепенно уменьшается: S8 > S6 > S4 > S2 > S. При 800-1000 0С пары серы состоят главным образом из молекул S2, при 1700 0С - из атомов.
Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу - резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллы моноклинной серы ( t плавления = 119 0С). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекул при комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.
При нагревании сера реагирует со многими металлами (железом, алюминием, ртутью) и неметаллами (кислородом, галогенами, водородом). «Природа серы огненная, горючая… Сера нацело сгорает, улетучиваясь в дым», - записано в одном алхимическом трактате. Действительно, при горении серы на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV), или сернистый газ SO2, который является важнейшим соединением серы, и, содержащий примесь (около 3% по объему) высшего оксида серы, или сернистого ангидрида, SO3.


2. СТРОЕНИЕ, СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ

Строение внешнего энергетического уровня атома серы 3s23p4, т.е. аналогично кислороду. Во внешней электронной оболочке атомы рассматриваемых элементов содержат 6 электронов - 2 на s-орбитали и 4 на p-орбитали. Однако на третьем энергетическом уровне имеется 3d-подуровень, который у серы вакантен. За счет возможности при возбуждении распаривания электронов на этот подуровень у серы имеется больше валентных возможностей. В соединениях с более электроотрицательными элементами сера проявляется положительные степени окисления (+1, +2, +4, +6). В соединениях с менее электроотрицательными элементами сера имеет отрицательные степени окисления (-2, -1). Бинарные соединения серы (-2) называют сульфидами ( например: сульфид фосфора P4S10; сульфид кремния SiS2; сульфиды металлов).

У СЕРЫ число неспаренных электронов в атоме может быть увеличено путем перевода s- и р-электронов на d-подуровень внешней электронной оболочки.
Самородная сера содержит посторонние вещества, для отделения которых пользуются способностью серы легко плавиться. Однако сера, полученная выплавкой из руды (комовая сера) содержит еще много примесей. Дальнейшую ее очистку производят перегонкой в рафинированных печах, где сера нагревается до кипения. Пары серы поступают в выложенную кирпичом камеру. Вначале, пока камера холодная, сера прямо переходит в твердое состояние и осаждается на стенках в виде светло-желтого порошка (серный цвет). Когда камера нагреется выше 120 0С, пары конденсируются в жидкость, которую выпускают из камеры в формы, где она и застывает в виде палочек. Полученная таким образом сера называется черенковой.
Важным источником получения серы служит железный колчедан FeS2, называемый также пиритом, и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения меди, цинка и других цветных металлов. Некоторое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.
Сера – типичный неметалл. Со многими металлами, например с медью, железом, цинком, сера соединяется непосредственно с выделением большого количества теплоты. Она соединяется почти со всеми неметаллами, но далеко не так легко и энергично, как с металлами.
Сера широко используется в народном хозяйстве:
    как сырье для производства серной кислоты;
    в органическом синтезе;
    в резиновой промышленности для превращения каучука в резину (свои ценные свойства каучук приобретает только после смешивания с серой и нагревания до определенной температуры – процесс вулканизации каучука). Каучук с очень большим содержанием серы называют эбонитом – это хороший электрический изолятор;
    в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства;
    для изготовления спичек, ультрамарина (синяя краска), сероуглерода и ряда других веществ;
    в сельском хозяйстве для уничтожения некоторых вредителей растений.

3. СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ
В соединениях сера проявляет степени окисления от -2 до +6. Рассмотрим важнейшие соединения серы.
3.1 СЕРОВОДОРОД
Сероводород H2S - одно из важнейших соединений серы, при высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя этот газ. Это бесцветный газ, немного тяжелее воздуха (р = 1,54 г/л при н.у.) с характерным резким запахом тухлых яиц ( по правде говоря не сероводород пахнет тухлыми яйцами, а наоборот – тухлые яйца пахнут сероводородом, который выделяется при разложении серосодержащих белков), малорастворимый в воде. Температура плавления -85,60С; температура кипения - 60,30С. В 100 г воды при нормальных условиях растворяется 467 мл сероводорода, при 200С в 100 мл воды растворяется 2,6 мл. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
Водный раствор сероводорода - сероводородная вода или сероводородная кислота (при 20ОС один объем воды растворяет 2,5 объема H2S). При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная вода скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха. Эта двухосновная кислота очень слабая, концентрация ионов водорода в растворе очень низкая и поэтому в водных растворах окислительными свойствами практически не обладает. Она диссоциирует в растворе ступенчато и в основном по первой ступени:
H2S>H+ + HS- (Kк1 = 6 10-8)
HS- >H+ + S2- (Kк2 = 10-14) – диссоциация по второй ступени.
Сероводород осаждает многие сульфиды металлов из растворов их солей, например меди или свинца: H2S + Cu(NO3)2 = CuS + 2HNO3
Образование черного осадка PbS является качественной реакцией на сероводород (и его растворимые соли). Некоторые сульфиды (алюминия, хрома, железа, цинка) сероводородом не осаждаются.
Сероводород - сильный восстановитель. В водном растворе он постепенно окисляется кислородом воздуха: 2H2S + O2 = 2H2O + 2S$
Такая же реакция протекает при горении сероводорода в условиях недостатка кислорода. При достаточном количестве кислорода горение протекает по реакции: 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
Сероводород окисляется галогенами в водном растворе:
H2S + 4Cl2 + 4H2O >H2SO4 + 8HCl
H2S + I2 > 2HI + S$
Окисляют сероводород и многие сложные вещества; концентрированная азотная кислота, дихромат калия, перманганат калия и др. Например:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 > 2MnSO4 + 5S$+ K2SO4 + 8H2O
Сероводород - сильный яд, он необычайно ядовит: отравление возникает уже при его концентрации в воздухе около 200 мг/м3, и даже один вдох чистого сероводорода смертелен!!! Опасность усугубляется еще и тем, что при концентрациях более 225 мг/м3 человек перестает ощущать запах сероводорода из-за паралича органов обоняния. При отравлении пострадавшего необходимо немедленно вывести на свежий воздух и вызвать врача. Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывается. Сероводород встречается в природе, как правило, над нефтью или в виде примеси к природному газу. Им могут быть заполнены пещеры, гроты. Небольшое количество этого газа в растворенном виде содержится в воде серных источников. Наиболее известные из них - курорт Мацеста вблизи города Сочи, а также Кавказские Минеральные Воды. Значительное количество сероводорода выделяются в атмосферу в результате вулканической деятельности.
В лаборатории сероводород получают действием разбавленной (20%) серной кислоты на сульфид железа: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Удобным методом получения сероводорода служит нагревание смеси серы с парафином.
Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах минеральных источников. Кроме того, он образуется при разложении белков погибших животных и растений, а также при гниении пищевых отбросов.
Средние соли сероводорода называют сульфидами. Их можно получать различными способами, в том числе непосредственным соединением металлов с серой. Смешав, например, железные описки с порошком серы и нагрев смесь в одном месте, можно легко вызвать реакцию железа с серой, которая дальше идет сама и сопровождается выделением большого количества теплоты:
Fe(к) + S(к) = FeS(к), rH = - 100,4 кДж

Серебряные и медные предметы чернеют в воздухе и в воде, содержащих сероводород. Это происходит потому, что они покрываются налетом соответствующего сульфида. При этом окислителем служит кислород, находящийся в воздухе или растворенный в воде:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H20
При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например сульфида натрия, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий кроме сульфида натрия, также соединения с большим содержанием серы - от Na2S2 до Na2S5. Такие соединения называются полисульфидами или многосернистыми металлами.
Природные сульфиды составляют основу руд цветных и редких металлов и широко используются в металлургии. Некоторые из них служат также сырьем для получения серной кислоты. В этих целях используется и природный полисульфид – железный колчедан (пирит) FeS2. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов находят применение в химической и в легкой промышленности. Так, Na2S, CaS, BaS применяются в кожевенной производстве для удаления волосяного покрова с кож. Сульфиды щелoчноземельных металлов, цинка и кадмия служат основой люминофоров. Некоторые сульфиды обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронной технике.
При горении сероводорода на воздухе образуется сернистый газ

3.2 Сернистый газ (оксид серы (IV)) и сернистая кислота.
При горении серы на воздухе или в кислороде образуется диоксид серы SO2 (сернистый газ), содержащий примесь (около 3% по объему) высшего оксида серы, или серного ангидрида SO3. SO2 - бесцветный газ с удушливым резким запахом, вызывающим приступы удушья. Температура плавления - 75 0С; температура кипения - 10 0С; в 100 г воды при нормальных условиях растворяется 79,8 л оксида серы (IV). При растворении его в воде (при 00С 1 объем воды растворяет более 70 объемов SO2), образуется сернистая кислота (очень непрочное соединение), которая известна только в растворах: SO2 + H2O <=> H2SO3.
Однако ее соли - сульфиты (Na2SO3) и гидросульфиты (NaHSO3) - легко могут быть выделены в твердом виде.
Сернистая кислота - хороший восстановитель. Свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:
H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl
Будучи двухосновой, сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые – гидросульфатами. Все они являются восстановителями. Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор Ca(HSO3)2 применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.
В лабораторных условиях для получения SO2 действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + SO2 # + H2O
В промышленности SO2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 или при сжигании серы.
Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO3 и кальция Ca(HSO3)2) для выделения целлюлозы и древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.

3.3 Серный ангидрид
Серный ангидрид SO3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (tкип = 45oC), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость - олеум ( от латинского oleum - «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO3 в H2SO4, на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот: H2S2O7, H2S3O10. С водой SO3 взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

3.4 Серная кислота
Серная кислота H2SO4 - тяжелая маслянистая бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой в любых пропорциях. При 10,3oС она затвердевает (кристаллизуется), образуя прозрачную стекловидную массу. При нагревании безводная 100% серная кислота (так называемый «моногидрат») легко теряет серный ангидрид SO3 до тех пор, пока ее концентрация не составит 98,3% (получается азеотропный раствор). Именно такую кислоту и используют в лабораториях (концентрированная серная кислота +338,8oС).
Помните, что вливать серную кислоту в воду нужно тонкой струйкой при постоянном перемешивании. Ни в коем случае нельзя лить воду в кислоту! Из-за сильного разогрева вода закипит, и горячие брызги раствора серной кислоты могут попасть на лицо.
Разбавленная серная кислота проявляет все свойства неорганических кислот: взаимодействует с основными оксидами, основаниями и активными металлами с выделением водорода. H2SO4 oтносится к сильным кислотам, в водном растворе кислоты ее молекул не существует они распадаются на ионы водорода и гидросульфат-ионы, которые диссоциируют только при сильном разбавлении.
Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она реагирует как с активными металлами, так и со стоящими в ряду напряжений правее водорода - медью, серебром, ртутью. Металл окисляется, а серная кислота восстанавливается до серы, сероводорода ( при реакции с цинком, магнием) или до сернистого газа, как это происходит при взаимодействии с неактивным металлом - медью:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Крепкая (50-70-%) серная кислота легко окисляет железо:

2Fe + 6H2SO4 = Fe(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

В то же время на холоде олеум не реагирует с железом и алюминием. Концентрированная серная кислота способна обугливать многие органические вещества (сахар, бумагу, вату). При случайном попадании серной кислоты на кожу необходимо ее тут же смыть струей проточной воды, а затем обработать место ожога слабым раствором пищевой соды.
Упоминая о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос - витриол, или гидратированный сульфат железа (II) FeSO4 * 7H2O:

2FeO4=Fe2SO3 + SO3 + SO2 или смесь серы с селитрой:
6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3 + 3N2,

а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2SO4 называли купоросным маслом (oleum vitrioli) или серным маслом (oleum sulfuris). B 1595 г. Алхимик Андреас Либавий (1550-1616) установил тождественность обоих веществ.
Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в 18 веке был открыт процесс получения из индиго индигокармина - устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 году. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне емкости не образовывалась кислота требуемой концентрации. При этом происходили следующие химические превращения:
S + O2 = SO2
2KNO3 + S = K2SO4 + 2NO
2NO + O2 = 2NO2
N O2 + SO2 + H2O = H2SO4 + NO
В 19 веке этот способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере дает NO2).Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу - башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.
Однако, сейчас для производства серной кислоты применяют в основном контактный метод, разработанный в 1831 году. По этому методу окисление SO2 до SO3 (2SO2 + O2 = 2SO3) осуществляется на катализаторе - оксиде ванадия (V) V2O5.
Серный ангидрид в специальных установках поглощается концентрированной серной кислотой. При этом получается олеум. Его хранят в железных банках и по мере необходимости переводят в серную кислоту.
Рассмотрим следующую задачу:
Определите массу олеума состава H2SO4SO3, который надо добавить к воде для получения 250 г раствора с массовой долей серной кислоты 60%.
Дано: m = 250 г; w(H2S04) = 60%
Определить: m(H2SO4SO3)
Решение:
    Определяем массу H2S04, которая необходима для получения раствора:
m(H2S04) ;

2. Количество вещества кислоты составляет:



3. При растворении олеума он взаимодействует с водой:
H2S04•SO3 + H2O = 2 H2S04

из этого уравнения следует:



моль
    Рассчитываем массу олеума:
m(H2S04•SO3) = v (H2S04•SO3 ) • M(H2S04•SO3 );
m(H2S04•SO3 ) = 0,765 • 178 = 136,2 г
    Ответ: m(H2S04•SO3 ) = 136,2 г
Серная кислота является одним из главных продуктов химической промышленности. Она применяется при производстве азотной кислоты и минеральных удобрений, моющих средств,органическо синтезе при получении красителей, диэтилового эфира, этилацетата. В нефтяной промышленности серная кислота используется для очистки нефтепродуктов, в горнодобывающей промышленности - при переработке некоторых руд, в металлургии - для травления металлических поверхностей и очистки их от окалины. В лабораторной практике концентрированная серная кислота служит осушителем. В свинцовые аккумуляторы заливают 30-40-% раствор серной кислоты.
Рассмотрим следующую задачу: Производство серной кислоты:
Рассчитайте массу серной кислоты с массовой долей H2SO4 96%, которую можно получить из пирита массой 3,6 кг.
Дано: m(FeS2) = 3,6 кг; w(H2SO4) = 96%.
Определить: m.
Решение:
    Рассчитываем количество вещества FeS2 взятого для реакции:




    Составляем уравнение реакций, которые надо осуществить для получения серной кислоты из пирита:

4 FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2 (а)
2SO2 + O2 = 2SO3 (б)
SO3 + H2O = H2SO4 (в)

    Из уравнения (а) следует: v(SO2) = 8/4v(Fe2S) = 2v(Fe2S)
    Из уравнения (б) и (в) следует: v(SO3) = v(SO2);v(SO3) = 60 моль
v(H2SO4) = v(SO3); v(H2SO4) = 60 моль
    Рассчитываем массу H2SO4 , которая может быть получена:
m(H2SO4) = v(H2SO4) • M(H2SO4)
    Вычисляем массу раствора кислоты, который может быть получен:



    Ответ: 6,125 кг.

4. ЭТО ИНТЕРЕСНО ЗНАТЬ
4.1 КРУГОВОРОТ СЕРЫ (Геохимия)
Обычно в путешествиях элементов нет «конечных остановок». Как правило, завершение одного маршрута оказывается началом другого. В результате элементы и вещества постоянно движутся по сложной сети потоков, многократно «проезжая» одни и те же «пункты». Такие перемещения называются круговоротами. Именно круговороты способствуют постоянному поддержанию гомеостаза как во всепланетных, так и в локальных масштабах. Во-первых, они не дают планете «утонуть» в отходах жизнедеятельности, поскольку эти отходы немедленно становятся пищей для других организмов. Во-вторых, круговороты не позволяют жизненно важным элементам выйти из биосферы или отдельной экосистемы. Например, ветры постоянно переносят с океанов на сушу хлориды, которые нужны всем живым организмам. Если бы не этот перенос, все хлориды давно бы оказались в океане.
Элемент сера
и т.д.................

Смотреть работу подробнее



Скачать работу


Скачать работу с онлайн повышением оригинальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.
© 2009...2025
WEBKURSOVIK.RU – ЭФФЕКТИВНАЯ ПОМОЩЬ СТУДЕНТУ
webkursovik@yandex.ru