Sērskābe: ķīmiskās īpašības, raksturlielumi, sērskābes ražošana ražošanā. Sērskābe: ķīmiskās īpašības, sagatavošana

Sērskābe ir vidēja stipruma neorganiska divbāziska nestabila skābe. Nestabils savienojums, kas pazīstams tikai ūdens šķīdumos ar koncentrāciju ne vairāk kā sešus procentus. Mēģinot izolēt tīru sērskābi, tā sadalās sēra oksīdā (SO2) un ūdenī (H2O). Piemēram, kad koncentrēta sērskābe (H2SO4) reaģē ar nātrija sulfītu (Na2SO3), sērskābes vietā izdalās sēra oksīds (SO2). Reakcija izskatās šādi:

Na2SO3 (nātrija sulfīts) + H2SO4 ( sērskābe) = Na2SO4 (nātrija sulfāts) + SO2 (sēra dioksīds) + H2O (ūdens)

Sērskābes šķīdums

Uzglabājot to, ir jāizslēdz piekļuve gaisam. Pretējā gadījumā sērskābe, lēnām absorbējot skābekli (O2), pārvērtīsies sērskābē.

2H2SO3 (sērskābe) + O2 (skābeklis) = 2H2SO4 (sērskābe)

Sērskābes šķīdumiem ir diezgan specifiska smaka (atgādina smaku, kas paliek pēc sērkociņa aizdedzināšanas), kuras klātbūtne ir izskaidrojama ar sēra oksīda (SO2) klātbūtni, kas nav ķīmiski saistīts ar ūdeni.

Sērskābes ķīmiskās īpašības

1. H2SO3) var izmantot kā reducētāju vai oksidētāju.

H2SO3 ir labs reducētājs. Ar tās palīdzību ir iespējams iegūt ūdeņraža halogenīdus no brīvajiem halogēniem. Piemēram:

H2SO3 (sērskābe) + Cl2 (hlors, gāze) + H2O (ūdens) = H2SO4 (sērskābe) + 2HCl ( sālsskābe)

Bet, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, šī skābe darbosies kā oksidētājs. Piemērs ir sērskābes reakcija ar sērūdeņradi:

H2SO3 (sērskābe) + 2H2S (sērūdeņradis) = 3S (sērs) + 3H2O (ūdens)

2. Mūsu aplūkotais ķīmiskais savienojums veido divus - sulfītus (vidēji) un hidrosulfītus (skābi). Šie sāļi ir reducējoši līdzekļi, tāpat kā (H2SO3) sērskābe. Kad tie tiek oksidēti, veidojas sērskābes sāļi. Kad aktīvo metālu sulfīti tiek kalcinēti, veidojas sulfāti un sulfīdi. Šī ir pašoksidācijas-pašatveseļošanās reakcija. Piemēram:

4Na2SO3 (nātrija sulfīts) = Na2S + 3Na2SO4 (nātrija sulfāts)

Nātrija un kālija sulfītus (Na2SO3 un K2SO3) izmanto audumu krāsošanai tekstilrūpniecība, balinot metālus, kā arī fotogrāfijā. Apstrādei tiek izmantots kalcija hidrosulfīts (Ca(HSO3)2), kas eksistē tikai šķīdumā koka materiālsīpašā sulfīta mīkstumā. Pēc tam to izmanto papīra ražošanai.

Sērskābes pielietošana

Sērskābi izmanto:

Vilnas, zīda, koksnes masas, papīra un citu līdzīgu vielu balināšanai, kas neiztur balināšanu ar spēcīgākiem oksidētājiem (piemēram, hloru);

Kā konservantu un antiseptisku līdzekli, piemēram, lai novērstu graudu rūgšanu, ražojot cieti vai novērstu fermentācijas procesu vīna mucās;

Pārtikas konservēšanai, piemēram, konservējot dārzeņus un augļus;

Pārstrādā sulfīta celuloze, no kuras pēc tam ražo papīru. Šajā gadījumā tiek izmantots kalcija hidrosulfīta (Ca(HSO3)2) šķīdums, kas izšķīdina lignīnu, īpašu vielu, kas saista celulozes šķiedras.

Sērskābe: sagatavošana

Šo skābi var iegūt, izšķīdinot sēra dioksīdu (SO2) ūdenī (H2O). Jums būs nepieciešama koncentrēta sērskābe (H2SO4), varš (Cu) un mēģene. Darbību algoritms:

1. Uzmanīgi ielejiet koncentrētu sērskābi mēģenē un pēc tam ievietojiet tajā vara gabalu. Uzsildīt. Notiek nākamā reakcija:

Cu (varš) + 2H2SO4 (sērskābe) = CuSO4 (sēra sulfāts) + SO2 (sēra dioksīds) + H2O (ūdens)

2. Sēra dioksīda plūsma jānovirza mēģenē ar ūdeni. Kad tas izšķīst, tas daļēji notiek ar ūdeni, kā rezultātā veidojas sērskābe:

SO2 (sēra dioksīds) + H2O (ūdens) = H2SO3

Tātad, izlaižot sēra dioksīdu caur ūdeni, jūs varat iegūt sērskābi. Vērts ņemt vērā, ka šī gāze kairinoši iedarbojas uz elpceļu membrānām, var izraisīt iekaisumus, kā arī apetītes zudumu. Ilgstoša tā ieelpošana var izraisīt samaņas zudumu. Ar šo gāzi jārīkojas ļoti piesardzīgi un uzmanīgi.

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 tas ir lielāks 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 pārraujama.

Sērskābe disocē ūdens šķīdumā , veidojot ūdeņraža jonu un skābes 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 viszemākajā oksidācijas stāvoklī. Aukstumā skābe ir inerta pret metāliem, piemēram, dzelzi, alumīniju un pat bāriju.

Koncentrētai skābei piemīt oksidējošas īpašības. Iespējamie vienkāršu vielu mijiedarbības produkti 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 ķīmiski atdalās saistīts ūdens no organiskiem savienojumiem, kas satur hidroksilgrupas. Etilspirta dehidratācija koncentrētas sērskābes klātbūtnē rada etilēnu:

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.

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 dioksīdu plaši izmanto tekstilrūpniecībā dažādu izstrādājumu 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 tika 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 Liebaviuss noteica abu vielu identitāti.

Ilgu laiku vitriola eļļa netika atrasta plašs pielietojums. 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 nepieciešamās 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 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 elektroķīmiskā sprieguma virknē, 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 cisternās:

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:

SO2 iegūšana, grauzdējot pirītu:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

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

2SO2 + O2 = 2SO3

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 plašā lietojumu klāstā 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

Kad sēra dioksīds (SO 2 ) tiek izšķīdināts ūdenī, tas rada ķīmisku savienojumu, kas pazīstams kā sērskābe. Šīs vielas formula ir uzrakstīta šādi: H 2 SO 3. Patiesībā, šo savienojumu ir ārkārtīgi nestabila, ar noteiktu pieņēmumu pat var apgalvot, ka tā patiesībā neeksistē. Tomēr šo formulu bieži izmanto ķīmisko reakciju vienādojumu rakstīšanas ērtībai.

Sērskābe: pamata īpašības

Sēra dioksīda ūdens šķīdumam raksturīga skāba vide. Tam pašam ir visas skābēm raksturīgās īpašības, ieskaitot neitralizācijas reakciju. Sērskābe spēj veidot divu veidu sāļus: hidrosulfītus un parastos sulfītus. Abi pieder pie reducētāju grupas. Pirmo veidu parasti iegūst, ja sērskābe ir klāt diezgan lielos daudzumos: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Pretējā gadījumā tiek iegūts parasts sulfīts: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. Kvalitatīva reakcija uz šiem sāļiem ir to mijiedarbība ar stipra skābe. Rezultātā izdalās SO 2 gāze, kas ir viegli atšķirama pēc tai raksturīgās asās smakas.

Sērskābei var būt balinošs efekts. Nav noslēpums, ka līdzīgu efektu arī dod hlora ūdens. Tomēr attiecīgajam savienojumam ir viena svarīga priekšrocība: atšķirībā no hlora sērskābe neizraisa krāsvielu iznīcināšanu, veidojot ar tām bezkrāsainas krāsvielas. ķīmiskie savienojumi. Šis īpašums To bieži izmanto audumu balināšanai no zīda, vilnas, augu materiāla, kā arī visa, ko iznīcina Cl saturoši oksidētāji. Vecajās dienās šo savienojumu pat izmantoja, lai atjaunotu dāmu salmu cepures to sākotnējā izskatā. H 2 SO 3 ir diezgan spēcīgs reducētājs. Piekļūstot skābeklim, tā šķīdumi pakāpeniski pārvēršas sērskābē. Gadījumos, kad tā mijiedarbojas ar spēcīgāku reducētāju (piemēram, sērūdeņradi), sērskābei, gluži pretēji, piemīt oksidējošas īpašības. Šīs vielas disociācija notiek divos posmos. Pirmkārt, veidojas hidrosulfīta anjons, un tad notiek otrais solis, un tas pārvēršas par sulfīta anjonu.

Kur izmanto sērskābi?

Šīs vielas ražošanai ir liela nozīme visu veidu vīna materiālu ražošanā, jo īpaši kā antiseptisks līdzeklis, ar tās palīdzību ir iespējams novērst produkta rūgšanas procesu mucās un tādējādi nodrošināt tā drošību. To izmanto arī, lai novērstu graudu fermentāciju cietes ekstrakcijas laikā. Sērskābei un uz tās balstītiem preparātiem piemīt plašas pretmikrobu īpašības, tāpēc tos bieži izmanto augļu un dārzeņu konservēšanai. Kalcija hidrosulfītu, ko sauc arī par sulfīta šķidrumu, izmanto, lai koksni pārstrādātu sulfīta celuloze, no kuras pēc tam tiek izgatavots papīrs. Atliek piebilst, ka šis savienojums ir indīgs cilvēkiem, un tāpēc jebkurš laboratorijas darbi un eksperimenti ar to prasa piesardzību un pastiprinātu uzmanību.

Sēra dioksīds SO2 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 saņemšana SO 2 cm, 9 § 131).

Sēra dioksīds ir bezkrāsaina gāze (“sēra dioksīds”) ar asu karsta sēra smaku. Tas diezgan viegli kondensējas bezkrāsainā šķidrumā, kas vārās -10,0°C. Kad šķidrais SO 2 iztvaiko, notiek spēcīga temperatūras pazemināšanās (līdz -50°C).

Sēra dioksīds labi šķīst ūdenī (apmēram 40 tilpumi 1 tilpumā ūdens 20°C temperatūrā); šajā gadījumā notiek daļēja reakcija ar ūdeni un veidojas sērskābe:

Tādējādi sēra dioksīds ir sērskābes anhidrīds. Sildot, SO 2 šķīdība samazinās un līdzsvars nobīdās pa kreisi; pamazām no šķīduma atkal izdalās viss sēra dioksīds.

SO 2 molekulas struktūra ir līdzīga ozona molekulai. To veidojošo atomu kodoli veido vienādsānu trīsstūri:

Šeit sēra atoms, tāpat kā centrālais skābekļa atoms ozona molekulā, atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī un OSO leņķis ir tuvu 120°. Sēra atoma p z orbitāle, kas orientēta perpendikulāri molekulas plaknei, hibridizācijā nepiedalās. Šīs orbitālās un līdzīgi orientētās skābekļa atomu p z orbitāļu dēļ veidojas trīscentru α 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 H 2 SO 3 ir ļoti trausls savienojums. Tas ir zināms tikai ūdens šķīdumos. Mēģinot izolēt sērskābi, tā sadalās SO 2 un ūdenī. Piemēram, ja koncentrēta sērskābe iedarbojas uz nātrija sulfītu, sērskābes vietā izdalās sēra dioksīds:

Sērskābes šķīdumam jābūt aizsargātam no gaisa piekļuves, pretējā gadījumā tas, absorbējot skābekli no gaisa, lēnām oksidējas sērskābē:

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

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

Būdama divbāziska (K 1 ? 2 · 10 -2, K 2 = 6,3 · 10 -8), sērskābe 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. Ca(HSO 3)2 šķīdumu (šis sāls pastāv tikai šķīdumā) izmanto, lai koksni pārstrādātu tā sauktajā sulfīta celuloze, no kuras pēc tam iegūst papīru.

<<< Назад

Uz priekšu >>>