Redoksprocesos sēra dioksīds var būt gan oksidētājs, gan reducētājs, jo atomam šajā savienojumā ir starpposma oksidācijas pakāpe +4.

Kā SO 2 reaģē ar spēcīgākiem reducētājiem, piemēram:

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Kā reducētājs SO 2 reaģē ar spēcīgākiem oksidētājiem, piemēram, ar katalizatora klātbūtnē, ar utt.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2 HCl

Kvīts

1) Sēra dioksīds veidojas sēram degot:

2) Rūpniecībā to iegūst, apgrauzdējot pirītu:

3) Laboratorijā sēra dioksīdu var iegūt:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pieteikums

Sēra dioksīda atradumi plašs pielietojums V tekstilrūpniecība dažādu produktu balināšanai. Turklāt to izmanto lauksaimniecība kaitīgo mikroorganismu iznīcināšanai siltumnīcās un pagrabos. IN lielos daudzumos SO 2 izmanto sērskābes ražošanai.

Sēra oksīds (VI) – SO 3 (sērskābes anhidrīds)

Sērskābes anhidrīds SO 3 ir bezkrāsains šķidrums, kas temperatūrā zem 17 o C pārvēršas baltā kristāliskā masā. Ļoti labi uzsūc mitrumu (higroskopisks).

Ķīmiskās īpašības

Skābju-bāzes īpašības

Kā reaģē tipisks skābes oksīds, sērskābes anhidrīds:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) ar ūdeni:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Īpaša SO 3 īpašība ir tā spēja labi šķīst sērskābē. SO 3 šķīdumu sērskābē sauc par oleumu.

Oleuma veidošanās: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Redox īpašības

Sēra oksīdam (VI) ir raksturīgas spēcīgas oksidējošas īpašības (parasti reducēts līdz SO 2):

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Saņemšana un lietošana

Sēra anhidrīds veidojas, oksidējot sēra dioksīdu:

2SO2 + O2 = 2SO3

IN tīrā formā sērskābes anhidrīds praktiska nozīme nav. To iegūst kā sērskābes ražošanas starpproduktu.

H2SO4

Sērskābe pirmo reizi tiek pieminēta arābu un Eiropas alķīmiķu vidū. To ieguva, kalcinējot dzelzs sulfātu (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) gaisā: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 vai maisījumā ar: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, un atbrīvotie sērskābes anhidrīda tvaiki kondensējas. Uzsūcot mitrumu, tie pārvērtās oleumā. Atkarībā no sagatavošanas metodes H 2 SO 4 sauca par vitriola eļļu vai sēra eļļu. 1595. gadā alķīmiķis Andreass Libaviuss noteica abu vielu identitāti.

Ilgu laiku vitriola eļļa netika plaši izmantota. Interese par to ievērojami pieauga pēc 18. gs. Tika atklāts indigokarmīna, stabilas zilās krāsas, iegūšanas process no indigo. Pirmā sērskābes ražošanas rūpnīca tika dibināta netālu no Londonas 1736. gadā. Process tika veikts svina kamerās, kuru apakšā tika liets ūdens. Kameras augšējā daļā tika sadedzināts izkausēts salpetra un sēra maisījums, pēc tam tajā tika ievadīts gaiss. Procedūru atkārtoja, līdz trauka apakšā izveidojās vajadzīgās koncentrācijas skābe.

19. gadsimtā metode tika uzlabota: salpetra vietā viņi sāka lietot slāpekļskābe(tas dod, sadaloties kamerā). Lai atgrieztu sistēmā slāpekļa gāzes, tika uzbūvēti speciāli torņi, kas visam procesam deva nosaukumu – torņu process. Rūpnīcas, kas darbojas, izmantojot torņu metodi, pastāv arī šodien.

Sērskābe– tas ir smags eļļains šķidrums, bezkrāsains un bez smaržas, higroskopisks; labi šķīst ūdenī. Koncentrētu sērskābi izšķīdinot ūdenī, izdalās liels daudzums siltuma, tāpēc tas rūpīgi jāielej ūdenī (un nevis otrādi!) un šķīdums jāsamaisa.

Sērskābes šķīdumu ūdenī, kurā H 2 SO 4 saturs ir mazāks par 70%, parasti sauc par atšķaidītu sērskābi, un šķīdumu, kas pārsniedz 70%, sauc par koncentrētu sērskābi.

Ķīmiskās īpašības

Skābju-bāzes īpašības

Atšķaidīta sērskābe atklāj visu raksturīgās īpašības stipras skābes. Viņa reaģē:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ jonu mijiedarbības process ar SO 4 2+ sulfāta joniem noved pie baltu nešķīstošu BaSO 4 nogulšņu veidošanās. Šis kvalitatīva reakcija uz sulfāta jonu.

Redox īpašības

Atšķaidītā H 2 SO 4 oksidētāji ir H + joni, bet koncentrētā H 2 SO 4 oksidētāji ir SO 4 2+ sulfāta joni. SO 4 2+ joni ir spēcīgāki oksidētāji nekā H + joni (skat. diagrammu).

IN atšķaidīta sērskābe metāli, kas atrodas elektroķīmiskā sprieguma sērijā, tiek izšķīdināti uz ūdeņradi. Šajā gadījumā veidojas metālu sulfāti un izdalās:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Metāli, kas atrodas pēc ūdeņraža elektroķīmiskajā sprieguma sērijā, nereaģē ar atšķaidītu sērskābi:

Cu + H 2 SO 4 ≠

Koncentrēta sērskābe ir spēcīgs oksidētājs, īpaši sildot. Tas oksidē daudzas un dažas organiskas vielas.

Koncentrētai sērskābei mijiedarbojoties ar metāliem, kas atrodas pēc ūdeņraža elektroķīmiskajā sprieguma virknē (Cu, Ag, Hg), veidojas metālu sulfāti, kā arī sērskābes reducēšanās produkts - SO 2.

Sērskābes reakcija ar cinku

Ar aktīvākiem metāliem (Zn, Al, Mg) koncentrētu sērskābi var reducēt par brīvu sērskābi. Piemēram, sērskābei reaģējot ar, atkarībā no skābes koncentrācijas, vienlaikus var veidoties dažādi sērskābes reducēšanās produkti - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Aukstumā koncentrēta sērskābe pasivē dažus metālus, piemēram, un tāpēc to transportē dzelzs tvertnēs:

Fe + H 2 SO 4 ≠

Koncentrēta sērskābe oksidē dažus nemetālus (u.c.), reducējot par sēra oksīdu (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Saņemšana un lietošana

Rūpniecībā sērskābi ražo ar kontakta metodi. Iegūšanas process notiek trīs posmos:

1. SO2 iegūšana, grauzdējot pirītu:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1. SO 2 oksidēšana līdz SO 3 katalizatora – vanādija (V) oksīda klātbūtnē:

2SO2 + O2 = 2SO3

1. SO 3 šķīdināšana sērskābē:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Iegūtais oleums tiek transportēts dzelzs tvertnēs. Nepieciešamās koncentrācijas sērskābi iegūst no oleuma, pievienojot to ūdenim. To var izteikt ar diagrammu:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Sērskābei ir dažādi pielietojumi dažādos lietojumos. Tautsaimniecība. To izmanto gāzu žāvēšanai, citu skābju ražošanai, mēslošanas līdzekļu, dažādu krāsvielu un medikamentu ražošanai.

Sērskābes sāļi

Lielākā daļa sulfātu labi šķīst ūdenī (CaSO 4 ir nedaudz šķīstošs, PbSO 4 ir vēl mazāk šķīstošs un BaSO 4 praktiski nešķīst). Dažus sulfātus, kas satur kristalizācijas ūdeni, sauc par vitrioliem:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O vara sulfāts

FeSO 4 ∙ 7H 2 O dzelzs sulfāts

Ikvienam ir sērskābes sāļi. Viņu attiecības ar siltumu ir īpašas.

Aktīvo metālu sulfāti (,) nesadalās pat 1000 o C temperatūrā, savukārt citi (Cu, Al, Fe) ar nelielu karsēšanu sadalās metāla oksīdā un SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Lejupielādēt:

Lejupielādējiet bezmaksas kopsavilkumu par šo tēmu: “Sērskābes ražošana ar kontakta metodi”

Varat lejupielādēt kopsavilkumus par citām tēmām

*ieraksta attēlā ir vara sulfāta fotogrāfija

DEFINĪCIJA

Bezūdens sērskābe ir smags, viskozs šķidrums, kas viegli sajaucas ar ūdeni jebkurā proporcijā: mijiedarbībai ir raksturīgs ārkārtīgi liels eksotermisks efekts (~880 kJ/mol bezgalīgā atšķaidījumā), un tas var izraisīt sprādzienbīstamu maisījuma viršanu un izšļakstīšanos, ja ūdens ir pievieno skābei; Tāpēc ir tik svarīgi vienmēr mainīt šķīdumu pagatavošanas secību un pievienot skābi ūdenim, lēnām un maisot.

Dažas sērskābes fizikālās īpašības ir norādītas tabulā.

Bezūdens H 2 SO 4 ir ievērojams savienojums ar neparasti augstu dielektriskā konstante un ļoti augsta elektrovadītspēja, ko nosaka savienojuma jonu autodisociācija (autoprotolīze), kā arī vadītspējas releja mehānisms ar protonu pārnesi, kas nodrošina rašanos. elektriskā strāva caur viskozu šķidrumu ar liels skaitsūdeņraža saites.

1. tabula. Fizikālās īpašības sērskābe.

Sērskābes sagatavošana

Sērskābe ir vissvarīgākā rūpnieciskā ķīmiskā viela un lētākā skābe, kas ražota lielos apjomos jebkur pasaulē.

Koncentrētu sērskābi (“vitriola eļļu”) pirmo reizi ieguva, karsējot “zaļo vitriolu” FeSO 4 ×nH 2 O un patērēja lielos daudzumos lai iegūtu Na 2 SO 4 un NaCl.

IN mūsdienīgs process Sērskābes ražošanai izmanto katalizatoru, kas sastāv no vanādija (V) oksīda, pievienojot kālija sulfātu uz silīcija dioksīda vai kizelgūra nesēja. Sēra dioksīds SO2 tiek iegūts, sadedzinot tīru sēru vai apdedzinājot sulfīda rūdu (galvenokārt pirītu vai Cu, Ni un Zn rūdas) šo metālu ekstrakcijas procesā SO2 oksidē līdz trioksīdam, un pēc tam, izšķīdinot tajā, iegūst sērskābi ūdens:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 kJ/mol);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 - 9,8 kJ/mol);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 - 130 kJ/mol).

Sērskābes ķīmiskās īpašības

Sērskābe ir spēcīga divvērtīgā skābe. Pirmajā posmā zemas koncentrācijas šķīdumos tas gandrīz pilnībā sadalās:

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 - .

Otrās pakāpes disociācija

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

notiek mazākā mērā. Sērskābes disociācijas konstante otrajā posmā, kas izteikta ar jonu aktivitāti, K 2 = 10 -2.

Kā divvērtīgā skābe sērskābe veido divas sāļu sērijas: vidējo un skābo. Vidējos sērskābes sāļus sauc par sulfātiem, bet skābes sāļus sauc par hidrosulfātiem.

Sērskābe kāri absorbē ūdens tvaikus, tāpēc to bieži izmanto gāzu žāvēšanai. Spēja uzņemt ūdeni arī izskaidro daudzu pārogļošanos organiskās vielas, jo īpaši tie, kas pieder pie ogļhidrātu klases (šķiedrvielas, cukurs utt.), ja tiek pakļauti koncentrētas sērskābes iedarbībai. Sērskābe no ogļhidrātiem atdala ūdeņradi un skābekli, kas veido ūdeni, un ogleklis izdalās ogļu veidā.

Koncentrēta sērskābe, īpaši karsta, ir spēcīgs oksidētājs. Tas oksidē HI un HBr (bet ne HCl) līdz brīviem halogēniem, ogles par CO 2, sēru līdz SO 2. Šīs reakcijas tiek izteiktas ar vienādojumiem:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O.

Sērskābes mijiedarbība ar metāliem notiek atšķirīgi atkarībā no tā koncentrācijas. Atšķaidīta sērskābe oksidējas ar ūdeņraža jonu. Tāpēc tas mijiedarbojas tikai ar tiem metāliem, kas atrodas sprieguma virknē tikai līdz ūdeņradim, piemēram:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Tomēr svins nešķīst atšķaidītā skābē, jo iegūtais sāls PbSO 4 ir nešķīstošs.

Koncentrēta sērskābe ir oksidētājs sēra (VI) dēļ. Tas oksidē metālus sprieguma diapazonā līdz sudrabam ieskaitot. Tās reducēšanas produkti var atšķirties atkarībā no metāla aktivitātes un apstākļiem (skābes koncentrācija, temperatūra). Mijiedarbojoties ar zemas aktivitātes metāliem, piemēram, varu, skābe tiek reducēta līdz SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Mijiedarbojoties ar aktīvākiem metāliem, reducēšanās produkti var būt gan dioksīds, gan brīvs sērs un sērūdeņradi. Piemēram, mijiedarbojoties ar cinku, var rasties šādas reakcijas:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Sērskābes pielietošana

Sērskābes izmantošana dažādās valstīs un no desmit gadiem atšķiras. Piemēram, ASV galvenā H 2 SO 4 patēriņa joma pašlaik ir mēslošanas līdzekļu ražošana (70%), kam seko ķīmiskā ražošana, metalurģija, naftas pārstrāde (~5% katrā jomā). Lielbritānijā patēriņa sadalījums pa nozarēm ir atšķirīgs: tikai 30% no saražotā H2SO4 tiek izmantoti mēslošanas līdzekļu ražošanā, bet 18% nonāk krāsām, pigmentiem un krāsvielu ražošanas pusproduktiem, 16% ķīmiskajā ražošanā, 12 % ziepju un mazgāšanas līdzekļu ražošanai, 10 % dabisko un mākslīgo šķiedru ražošanai un 2,5 % izmanto metalurģijā.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Nosakiet sērskābes masu, ko var iegūt no vienas tonnas pirīta, ja sēra (IV) oksīda iznākums apdedzināšanas reakcijā ir 90%, bet sēra (VI) oksīda sēra (IV) katalītiskajā oksidācijā ir 95%. teorētisko.
Risinājums	Uzrakstīsim pirīta degšanas reakcijas vienādojumu: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Aprēķināsim pirīta vielas daudzumu: n(FeS2) = m(FeS2)/M(FeS2); M (FeS 2) = Ar (Fe) + 2 × Ar (S) = 56 + 2 × 32 = 120 g/mol; n(FeS 2) = 1000 kg / 120 = 8,33 kmol. Tā kā reakcijas vienādojumā koeficients sēra dioksīdam ir divreiz lielāks par koeficientu FeS 2, tad teorētiski iespējamais sēra oksīda (IV) vielas daudzums ir vienāds ar: n(SO 2) teorija = 2 × n(FeS 2) = 2 × 8,33 = 16,66 kmol. Un praktiski iegūtais sēra oksīda (IV) molu daudzums ir: n(SO 2) prakse = η × n(SO 2) teorija = 0,9 × 16,66 = 15 kmol. Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu sēra oksīda (IV) oksidēšanai par sēra oksīdu (VI): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. Teorētiski iespējamais sēra oksīda (VI) daudzums ir vienāds ar: n(SO 3) teorija = n(SO 2) prakse = 15 kmol. Un praktiski iegūtais sēra oksīda (VI) molu daudzums ir: n(SO 3) prakse = η × n(SO 3) teorija = 0,5 × 15 = 14,25 kmol. Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu sērskābes iegūšanai: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4. Noskaidrosim sērskābes daudzumu: n(H 2 SO 4) = n(SO 3) prakse = 14,25 kmol. Reakcijas iznākums ir 100%. Sērskābes masa ir vienāda ar: m(H2SO4) = n(H2SO4) × M(H2SO4); M(H2SO4) = 2 × Ar (H) + Ar (S) + 4 × Ar (O) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 98 g/mol; m(H 2 SO 4) = 14,25 × 98 = 1397 kg.
Atbilde	Sērskābes masa ir 1397 kg

Sēra savienojumi (1U). Sērskābe

Tetrahalogenīdos SHal 4, okshalogenīdos SOI Ial 2 un dioksīdā S0 2, sērskābē 1I 2 S0 3 sēram ir oksidācijas pakāpe +4. Visos šajos savienojumos, kā arī to atbilstošajos anjonu kompleksos sēra atomam ir nedalīts elektronu pāris. Pamatojoties uz a-saišu un nesaistošo elektronu skaitu, šo savienojumu molekulu forma mainās no izkropļota tetraedra (SHal 4) uz leņķisko formu (S0 9) caur trigonālas piramīdas formu (SOHal 2 un SO3) . S(IV) savienojumiem ir skābas īpašības, kas izpaužas reakcijās ar ūdeni:

Sēra oksīds (1U) S0 2 jeb sēra dioksīds veidojas, sēru sadedzinot gaisā vai skābeklī, kā arī kalcinējot sulfīdus, piemēram, pirītu:

Pirīta oksidēšana ir S02 ražošanas rūpnieciskās metodes pamatā. S0 2 molekula ir uzbūvēta līdzīgi kā Oe molekula, un tai ir struktūra vienādsānu trīsstūris ar sēra atomu augšpusē. Garums S-O savienojums ir 0,143 nm, un saites leņķis ir 119,5°:

Sēra atoms atrodas 5/? 2-hibridizācija. P-orbitāle ir orientēta perpendikulāri molekulas plaknei un nav iesaistīta hibridizācijā (25.2. att.). Pateicoties šai un citām līdzīgi orientētām skābekļa atomu p-orbitālēm, veidojas trīscentru n-saite.

Rīsi. 25.2.

Normālos apstākļos sēra oksīds (1U) ir bezkrāsaina gāze ar raksturīgu asu smaku. Labi izšķīdīsim ūdenī. Ūdens šķīdumiem ir skāba reakcija, jo S0 2, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido sērskābi H 2 S0 3. Reakcija ir atgriezeniska:

S0 2 raksturīga iezīme ir tā redoksdualitāte. Tas skaidrojams ar to, ka SO. ; sēram ir oksidācijas pakāpe +4, un tāpēc tas, ziedojot divus elektronus, var tikt oksidēts līdz S(VI) un, saņemot četrus elektronus, redukts līdz S. Šo un citu īpašību izpausme ir atkarīga no tā rakstura. reaģējoša sastāvdaļa. Tādējādi ar spēcīgiem oksidētājiem S02 darbojas kā tipisks reducētājs. Piemēram, halogēni tiek reducēti līdz atbilstošajiem ūdeņraža halogenīdiem, un S(IV) parasti pārvēršas par S(VI):

Spēcīgu reducētāju klātbūtnē S02 darbojas kā oksidētājs:

To raksturo arī disproporcijas reakcija:

SQ ir skābs oksīds, viegli šķīst ūdenī (1 tilpums H 2 0 izšķīdina 40 tilpumus S0 2). SOv ūdens šķīdums ir skābs, un to sauc par sērskābi. Parasti lielākā S0 2 daļa, kas izšķīdināta ūdenī, ir šķīdumā S0 2 hidratētā veidā azH 2 0, un tikai neliela daļa S0 2 mijiedarbojas ar ūdeni saskaņā ar shēmu

Sērskābe kā divvērtīgā skābe veido divu veidu sāļus: vidējus - sulfītus (Na 2 S0 3) un skābos - hidrosulfītus (NaHS0 3). H 2 S0 3 eksistē divās tautomērās formās (25.3. att.).

Rīsi. 25.3.H 2 S0 3 tautomēru formu struktūra

Tā kā sērskābē esošajam sēram ir oksidācijas pakāpe +4, tas, tāpat kā S0 2, uzrāda gan oksidētāja, gan reducētāja īpašības, kā jau minēts, tāpēc sērskābe oksidācijas-reducēšanas reakcijās pilnībā dublē S0 īpašības. 9.

Sāļiem H 2 S0 3 (sulfītiem) piemīt gan oksidētāju, gan reducētāju īpašības. Tādējādi SO 2 jons viegli pārvēršas par SO 2 jonu, kam piemīt spēcīgas reducējošās īpašības, tāpēc šķīdumos sulfītus pakāpeniski oksidē molekulārais skābeklis, pārvēršoties sērskābes sāļos:

Spēcīgu reducētāju klātbūtnē sulfīti darbojas kā oksidētāji. Spēcīgi karsējot, aktīvāko metālu sulfīti sadalās 600°C, veidojot sāļus H 2 SO^ un H 2 S, t.i. rodas disproporcija:

No sērskābes sāļiem ir izšķīdināti tikai I grupas 5 elementu sāļi, kā arī Me 2+ (HS0 3) 2 tipa hidrosulfīti.

Tā kā H 2 S0 3 ir vāja skābe, skābēm iedarbojoties uz sulfītiem un hidrosulfītiem, izdalās S0 2, ko parasti izmanto S0 2 iegūšanai laboratorijā:

Ūdenī šķīstošie sulfīti viegli hidrolīzē, kā rezultātā palielinās OH jonu koncentrācija šķīdumā:

Izlaižot S02 caur hidrosulfītu ūdens šķīdumiem, veidojas pirosulfīti:

Ja Na 2 S0 3 šķīdumu vāra ar sēra pulveri, tad veidojas nātrija tiosulfāts. Tiosulfātos sēra atomi atrodas divos dažādas pakāpes oksidēšana - +6 un -2:

Iegūtais tiosulfāta jons atbilst skābei H 2 S 2 0 3, ko sauc par tiosulfātu. Brīvā skābe normālos apstākļos ir nestabila un viegli sadalās:

Tiosulfātu īpašības ir saistītas ar to klātbūtni un tajos, un

S klātbūtne nosaka S 2 0 3 _ jona reducējošās īpašības:

Vājāki oksidētāji oksidē nātrija tiosulfātu par tetrationskābes sāļiem. Piemērs ir mijiedarbība ar jodu:

Šo reakciju plaši izmanto analītiskajā ķīmijā, jo tā ir viena no svarīgākajām tilpuma analīzes metodēm, ko sauc par jodometriju, pamatā.

Tiosulfāti sārmu metāli tiek ražoti rūpnieciski lielā apjomā. Starp viņiem augstākā vērtība ir nātrija tiosulfāts Na 2 S 2 0 3, ko medicīnā izmanto kā pretlīdzekli saindēšanās gadījumā ar halogēniem un cianīdiem. Šo zāļu iedarbība ir balstīta uz tā īpašību izdalīt sēru, kas, piemēram, ar cianīda joniem CN veido mazāk toksisko tiocianāta jonu SCN:

Zāles var lietot arī saindēšanai ar savienojumiem As, Pb, Hg, jo veidojas netoksiski sulfīdi. Na 2 S 2 0 3 lieto pret alerģiskām slimībām, artrītu, neiralģiju. Raksturīga reakcija uz Na 2 S 2 0 3 ir tās mijiedarbība ar AgN0 3: veidojas nogulsnes. balts Ag. ; S.; 0 3, kas laika gaitā gaismas un mitruma ietekmē kļūst melns, izdaloties Ag 2 S:

Šīs reakcijas izmanto tiosulfāta jonu kvalitatīvai noteikšanai.

Tionilhlorīdu SOCl 2 iegūst, S02 reaģējot ar PC15:

SOCl 2 molekulai ir piramīdveida struktūra (25.4. att.). Saites ar sēru veidojas orbitāļu kopas dēļ, ko ļoti aptuveni var uzskatīt par $/? 3-hibrīds. Vienu no tiem aizņem vientuļš elektronu pāris, tāpēc SOCl 2 var parādīt vājas Lūisa bāzes īpašības.

Rīsi. 25.4.

S()C1 2 - bezkrāsains, kūpošs šķidrums ar asu smaku, hidrolizējas mitruma pēdu klātbūtnē:

Gaistošie savienojumi, kas veidojas reakcijas laikā, ir viegli atdalāmi. Tāpēc SOCl 2 bieži izmanto, lai iegūtu bezūdens hlorīdus:

SOCl 2 plaši izmanto kā hlorēšanas līdzekli organiskajās sintēzēs.

Neatšķaidīta sērskābe ir kovalents savienojums.

Molekulā sērskābi tetraedriski ieskauj četri skābekļa atomi, no kuriem divi ir daļa no hidroksilgrupām. S-O saites ir divkāršas, un S-OH saites ir vienas.

Bezkrāsainiem, ledus līdzīgiem kristāliem ir slāņaina struktūra: katra H 2 SO 4 molekula ir saistīta ar četrām blakus esošām spēcīgajām ūdeņraža saitēm, veidojot vienotu telpisku ietvaru.

Šķidrās sērskābes struktūra ir līdzīga cietās, tikai telpiskā karkasa integritāte ir salauzta.

Sērskābes fizikālās īpašības

Normālos apstākļos sērskābe ir smags, eļļains šķidrums bez krāsas un smaržas. Tehnoloģijā sērskābe ir gan ūdens, gan sērskābes anhidrīda maisījums. Ja SO 3:H 2 O molārā attiecība ir mazāka par 1, tad tas ir sērskābes ūdens šķīdums, ja tā ir lielāka par 1, tas ir SO 3 šķīdums sērskābē.

100% H 2 SO 4 kristalizējas 10,45 ° C temperatūrā; T kip = 296,2 °C; blīvums 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 sajaucas ar H 2 O un SO 3 jebkurā attiecībā, veidojot hidrātus, hidratācijas siltums ir tik augsts, ka maisījums var uzvārīties, izšļakstīties un izraisīt apdegumus. Tāpēc ir nepieciešams ūdenim pievienot skābi, nevis otrādi, jo, pievienojot ūdenim skābei, vieglāks ūdens nonāks uz skābes virsmas, kur tiks koncentrēts viss radītais siltums.

Karsējot un vārot sērskābes ūdens šķīdumus, kas satur līdz 70% H 2 SO 4, tvaika fāzē izdalās tikai ūdens tvaiki. Sērskābes tvaiki parādās arī virs koncentrētākiem šķīdumiem.

Strukturālo īpašību un anomāliju ziņā šķidrā sērskābe ir līdzīga ūdenim. Ir tāda pati ūdeņraža saišu sistēma, gandrīz tāds pats telpiskais ietvars.

Sērskābes ķīmiskās īpašības

Sērskābe ir viena no spēcīgākajām minerālskābēm, pateicoties tās augstajai polaritātei, H–O saite ir viegli pārrauta.

Sērskābe disocē ūdens šķīdumā , veidojot ūdeņraža jonu un skābu atlikumu:

H2SO4 = H+ + HSO4-;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

Kopsavilkuma vienādojums:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

Parāda skābju īpašības , reaģē ar metāliem, metālu oksīdi, bāzes un sāļi.

Atšķaidītai sērskābei nav oksidējošu īpašību, kad tā mijiedarbojas ar metāliem, izdalās ūdeņradis un sāls, kas satur metālu zemākajā oksidācijas stāvoklī. Aukstumā skābe ir inerta pret metāliem, piemēram, dzelzi, alumīniju un pat bāriju.

Koncentrētai skābei piemīt oksidējošas īpašības. Iespējamie mijiedarbības produkti vienkāršas vielas ar koncentrētu sērskābi ir norādīti tabulā. Parādīta reducēšanās produkta atkarība no skābes koncentrācijas un metāla aktivitātes pakāpes: jo aktīvāks metāls, jo dziļāk tas samazina sērskābes sulfātjonu.

Mijiedarbība ar oksīdiem:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O.

Mijiedarbība ar bāzēm:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

Mijiedarbība ar sāļiem:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

Oksidatīvās īpašības

Sērskābe oksidē HI un HBr par brīviem halogēniem:

H 2 SO 4 + 2 HI = I 2 + 2 H 2 O + SO 2.

Sērskābe atņem ķīmiski saistīts ūdens no organiskiem savienojumiem, kas satur hidroksilgrupas. Etilspirta dehidratācija koncentrētas sērskābes klātbūtnē izraisa etilēna ražošanu:

C 2 H 5 OH = C 2 H 4 + H 2 O.

Cukura, celulozes, cietes un citu ogļhidrātu pārogļošanās saskarē ar sērskābi ir izskaidrojama arī ar to dehidratāciju:

C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2 + 6CO 2.

Sēra dioksīds veidojas, sēram sadedzinot gaisā vai skābeklī. To iegūst arī, kalcinējot metālu sulfīdus, piemēram, dzelzs pirītus gaisā (“sadedzinot”):

Ar šo reakciju sēra dioksīdu parasti iegūst rūpniecībā (apmēram citos rūpnieciskās metodes kvīti skat. 9. § 131).

Sēra dioksīds ir bezkrāsaina gāze (“sēra dioksīds”) ar spēcīgu karsta sēra smaku. Tas diezgan viegli kondensējas bezkrāsainā šķidrumā, vārot pie . Kad šķidrums iztvaiko, notiek spēcīga temperatūras pazemināšanās (līdz ).

Sēra dioksīds labi šķīst ūdenī (apmēram 40 tilpumi 1 tilpumā ūdens pie ); šajā gadījumā notiek daļēja reakcija ar ūdeni un veidojas sērskābe:

Tādējādi sēra dioksīds ir sērskābes anhidrīds. Sildot, šķīdība samazinās un līdzsvars pāriet pa kreisi; pamazām no šķīduma atkal izdalās viss sēra dioksīds.

Molekula ir uzbūvēta līdzīgi kā ozona molekula. To veidojošo atomu kodoli veido vienādsānu trīsstūri:

Šeit sēra atoms, tāpat kā centrālais skābekļa atoms ozona molekulā, atrodas -hibridizācijas stāvoklī, un leņķis ir tuvu . Sēra atoma orbitāle, kas orientēta perpendikulāri molekulas plaknei, nepiedalās hibridizācijā. Pateicoties šai orbitālai un līdzīgi orientētajām skābekļa atomu -orbitālēm, veidojas trīscentru -saite; elektronu pāris, kas to veic, pieder visiem trīs molekulas atomiem.

Sēra dioksīdu izmanto sērskābes ražošanai, kā arī (daudz mazākos daudzumos) salmu, vilnas, zīda balināšanai un kā dezinfekcijas līdzekli (pelējuma iznīcināšanai pagrabos, pagrabos, vīna mucās, fermentācijas tvertnēs).

Sērskābe ir ļoti trausls savienojums. Tas ir zināms tikai ūdens šķīdumos. Mēģinot atdalīt sērskābi, tā sadalās ūdenī. Piemēram, ja koncentrēta sērskābe iedarbojas uz nātrija sulfītu, sērskābes vietā izdalās sēra dioksīds:

Sērskābes šķīdums ir jāaizsargā no gaisa piekļuves, pretējā gadījumā tas, absorbējot skābekli no gaisa, lēnām oksidējas sērskābē:

Sērskābe ir labs reducētājs. Piemēram, brīvos halogēnus tas reducē ūdeņraža halogenīdos:

Tomēr, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, sērskābe var darboties kā oksidētājs. Tātad tā reakcija ar sērūdeņradi galvenokārt notiek saskaņā ar vienādojumu:

Būdama divbāziska sērskābe, tā veido divas sāļu sērijas. Tās vidējos sāļus sauc par sulfītiem, skābos - par hidrosulfītiem.

Tāpat kā skābe, sulfīti un hidrosulfīti ir reducējoši līdzekļi. Kad tie tiek oksidēti, tiek iegūti sērskābes sāļi.

Kalcinējot, aktīvāko metālu sulfīti sadalās, veidojot sulfīdus un sulfātus (pašoksidācija - pašatveseļošanās reakcija):

Kālija un nātrija sulfītus izmanto noteiktu materiālu balināšanai, tekstilrūpniecībā audumu krāsošanai, kā arī fotogrāfijā. Šķīdumu (šī sāls pastāv tikai šķīdumā) izmanto koksnes pārstrādei tā sauktajā sulfīta celuloze, no kuras pēc tam iegūst papīru.