Svovelsyre: kjemiske egenskaper, egenskaper, produksjon av svovelsyre i produksjon. Svovelsyre: kjemiske egenskaper, forberedelse

Svovelholdig syre er en uorganisk dibasisk ustabil syre med middels styrke. En ustabil forbindelse, kjent bare i vandige løsninger ved en konsentrasjon på ikke mer enn seks prosent. Når du prøver å isolere ren svovelsyre, brytes den ned til svoveloksid (SO2) og vann (H2O). For eksempel, når konsentrert svovelsyre (H2SO4) reagerer med natriumsulfitt (Na2SO3), frigjøres svoveloksid (SO2) i stedet for svovelsyrling. Slik ser reaksjonen ut:

Na2SO3 (natriumsulfitt) + H2SO4 ( svovelsyre) = Na2SO4 (natriumsulfat) + SO2 (svoveldioksid) + H2O (vann)

Svovelsyrlig løsning

Ved oppbevaring er det nødvendig å utelukke tilgang til luft. Ellers vil svovelsyre, som sakte absorberer oksygen (O2), bli til svovelsyre.

2H2SO3 (svovelsyre) + O2 (oksygen) = 2H2SO4 (svovelsyre)

Løsninger av svovelsyre har en ganske spesifikk lukt (som minner om lukten som er igjen etter tenning av en fyrstikk), hvis tilstedeværelse kan forklares med tilstedeværelsen av svoveloksid (SO2), som ikke er kjemisk bundet med vann.

Kjemiske egenskaper av svovelsyrling

1. H2SO3) kan brukes som et reduksjonsmiddel eller et oksidasjonsmiddel.

H2SO3 er et godt reduksjonsmiddel. Med dens hjelp er det mulig å få hydrogenhalogenider fra frie halogener. For eksempel:

H2SO3 (svovelsyre) + Cl2 (klor, gass) + H2O (vann) = H2SO4 (svovelsyre) + 2HCl ( saltsyre)

Men når den samhandler med sterke reduksjonsmidler, vil denne syren fungere som et oksidasjonsmiddel. Et eksempel er reaksjonen av svovelsyre med hydrogensulfid:

H2SO3 (svovelsyre) + 2H2S (hydrogensulfid) = 3S (svovel) + 3H2O (vann)

2. Den kjemiske forbindelsen vi vurderer danner to - sulfitter (medium) og hydrosulfitter (sur). Disse saltene er reduksjonsmidler, akkurat som (H2SO3) svovelsyrling. Når de oksideres, dannes det salter av svovelsyre. Når sulfitter av aktive metaller kalsineres, dannes sulfater og sulfider. Dette er en selvoksidasjons-selvhelbredende reaksjon. For eksempel:

4Na2SO3 (natriumsulfitt) = Na2S + 3Na2SO4 (natriumsulfat)

Natrium- og kaliumsulfitter (Na2SO3 og K2SO3) brukes til farging av tekstiler i tekstilindustrien, ved bleking av metaller, samt ved fotografering. Kalsiumhydrosulfitt (Ca(HSO3)2), som bare eksisterer i løsning, brukes til prosessering tremateriale til spesiell sulfittmasse. Det brukes deretter til å lage papir.

Påføring av svovelsyre

Svovelsyre brukes:

For bleking av ull, silke, tremasse, papir og andre lignende stoffer som ikke tåler bleking med sterkere oksidasjonsmidler (for eksempel klor);

Som konserveringsmiddel og antiseptisk, for eksempel for å hindre gjæring av korn ved produksjon av stivelse eller for å forhindre gjæringsprosessen i vinfat;

For å konservere mat, for eksempel ved hermetisering av grønnsaker og frukt;

Bearbeidet til sulfittmasse, hvorfra det deretter produseres papir. I dette tilfellet brukes en løsning av kalsiumhydrosulfitt (Ca(HSO3)2), som løser opp lignin, et spesielt stoff som binder cellulosefibre.

Svovelsyre: forberedelse

Denne syren kan produseres ved å løse svoveldioksid (SO2) i vann (H2O). Du trenger konsentrert svovelsyre (H2SO4), kobber (Cu) og et reagensrør. Algoritme for handlinger:

1. Hell forsiktig konsentrert svovelsyre i et reagensrør og legg deretter et stykke kobber i det. Varme opp. Skjer neste reaksjon:

Cu (kobber) + 2H2SO4 (svovelsyre) = CuSO4 (svovelsulfat) + SO2 (svoveldioksid) + H2O (vann)

2. Strømmen av svoveldioksid må ledes inn i et reagensrør med vann. Når det oppløses, skjer det delvis med vann, noe som resulterer i dannelsen av svovelsyre:

SO2 (svoveldioksid) + H2O (vann) = H2SO3

Så ved å føre svoveldioksid gjennom vann, kan du få svovelsyre. Det er verdt å vurdere at denne gassen har en irriterende effekt på membranene i luftveiene, kan forårsake betennelse, samt tap av appetitt. Å inhalere det i lang tid kan føre til tap av bevissthet. Denne gassen må håndteres med ekstrem forsiktighet og forsiktighet.

Ufortynnet svovelsyre er en kovalent forbindelse.

I molekylet er svovelsyre tetraedrisk omgitt av fire oksygenatomer, hvorav to er en del av hydroksylgruppene. S–O-bindingene er doble, og S–OH-bindingene er enkle.

De fargeløse, islignende krystallene har en lagdelt struktur: hvert H 2 SO 4-molekyl er koblet til fire nærliggende sterke hydrogenbindinger, og danner et enkelt romlig rammeverk.

Strukturen til flytende svovelsyre ligner strukturen til den faste, bare integriteten til det romlige rammeverket er ødelagt.

Fysiske egenskaper til svovelsyre

Under normale forhold er svovelsyre en tung, oljeaktig væske uten farge eller lukt. Innen teknologi er svovelsyre en blanding av både vann og svovelsyreanhydrid. Hvis molforholdet mellom SO 3: H 2 O er mindre enn 1, er det en vandig løsning av svovelsyre, hvis det er større enn 1, er det en løsning av SO 3 i svovelsyre.

100 % H2S04 krystalliserer ved 10,45°C; T kip = 296,2 °C; tetthet 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 blandes med H 2 O og SO 3 i et hvilket som helst forhold for å danne hydrater. hydreringsvarmen er så høy at blandingen kan koke, sprute og forårsake brannskader. Derfor er det nødvendig å tilsette syre til vann, og ikke omvendt, siden når vann tilsettes syre, vil lettere vann havne på overflaten av syren, hvor all varmen som genereres vil bli konsentrert.

Når vandige løsninger av svovelsyre som inneholder opptil 70 % H 2 SO 4 varmes opp og kokes, frigjøres kun vanndamp inn i dampfasen. Svovelsyredamp vises også over mer konsentrerte løsninger.

Når det gjelder strukturelle egenskaper og anomalier, ligner flytende svovelsyre på vann. Det er det samme systemet av hydrogenbindinger, nesten det samme romlige rammeverket.

Kjemiske egenskaper til svovelsyre

Svovelsyre er en av de sterkeste mineralsyrene på grunn av sin høye polaritet, H–O-bindingen brytes lett.

Svovelsyre dissosieres i vandig løsning , danner et hydrogenion og en syrerest:

H2SO4 = H+ + HSO4-;

HSO4- = H+ + SO42-.

Sammendragsligning:

H2SO4 = 2H+ + SO42-.

Viser egenskaper til syrer , reagerer med metaller, metalloksider, baser og salter.

Fortynnet svovelsyre viser ikke oksiderende egenskaper når den interagerer med metaller, frigjøres hydrogen og et salt som inneholder metallet i den laveste oksidasjonstilstanden. I kulde er syren inert mot metaller som jern, aluminium og til og med barium.

Konsentrert syre har oksiderende egenskaper. Mulige produkter av interaksjonen av enkle stoffer med konsentrert svovelsyre er gitt i tabellen. Reduksjonsproduktets avhengighet av syrekonsentrasjonen og aktivitetsgraden til metallet er vist: jo mer aktivt metallet er, jo dypere reduserer det sulfationet til svovelsyre.

Interaksjon med oksider:

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

Interaksjon med baser:

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

Interaksjon med salter:

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

Oksidative egenskaper

Svovelsyre oksiderer HI og HBr til frie halogener:

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

Svovelsyre tar bort kjemisk bundet vann fra organiske forbindelser som inneholder hydroksylgrupper. Dehydrering av etylalkohol i nærvær av konsentrert svovelsyre fører til produksjon av etylen:

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

Forkulling av sukker, cellulose, stivelse og andre karbohydrater ved kontakt med svovelsyre forklares også av dehydrering:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18 H 2 O + 12 SO 2 + 6CO 2.

I redoksprosesser kan svoveldioksid være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel fordi atomet i denne forbindelsen har en mellomliggende oksidasjonstilstand på +4.

Hvordan SO 2 reagerer med sterkere reduksjonsmidler, for eksempel:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Hvordan reagerer reduksjonsmidlet SO 2 med sterkere oksidasjonsmidler, for eksempel med i nærvær av en katalysator, med osv.:

2SO2 + O2 = 2SO3

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

Kvittering

1) Svoveldioksid dannes når svovel brenner:

2) I industrien oppnås det ved å brenne pyritt:

3) I laboratoriet kan svoveldioksid fås:

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

applikasjon

Svoveldioksid er mye brukt i tekstilindustrien for bleking av ulike produkter. I tillegg brukes den i jordbruk for destruksjon av skadelige mikroorganismer i drivhus og kjellere. I store mengder SO 2 brukes til å produsere svovelsyre.

Svoveloksid (VI) – SÅ 3 (svovelsyreanhydrid)

Svovelsyreanhydrid SO 3 er en fargeløs væske, som ved temperaturer under 17 o C blir til en hvit krystallinsk masse. Absorberer fuktighet meget godt (hygroskopisk).

Kjemiske egenskaper

Syre-base egenskaper

Hvordan et typisk syreoksid, svovelsyreanhydrid, reagerer:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) med vann:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En spesiell egenskap ved SO 3 er dens evne til å løse seg godt opp i svovelsyre. En løsning av SO 3 i svovelsyre kalles oleum.

Dannelse av oleum: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Redoksegenskaper

Svoveloksid (VI) er preget av sterke oksiderende egenskaper (vanligvis redusert til SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Kvittering og bruk

Svovelsyreanhydrid dannes ved oksidasjon av svoveldioksid:

2SO2 + O2 = 2SO3

I ren form svovelsyreanhydrid praktisk betydning har ikke. Det oppnås som et mellomprodukt ved produksjon av svovelsyre.

H2SO4

Omtale av svovelsyre ble først funnet blant arabiske og europeiske alkymister. Det ble oppnådd ved å kalsinere jernsulfat (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) i luft: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 eller en blanding med: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, og de frigjorte svovelsyreanhydriddampene kondenserte. De absorberte fuktighet og ble til oleum. Avhengig av fremstillingsmetoden ble H 2 SO 4 kalt olje av vitriol eller svovelolje. I 1595 etablerte alkymisten Andreas Libavius identiteten til begge stoffene.

I lang tid ble det ikke funnet olje av vitriol bred applikasjon. Interessen for det økte sterkt etter på 1700-tallet. Prosessen med å skaffe indigokarmin, et stabilt blått fargestoff, fra indigo ble oppdaget. Den første fabrikken for produksjon av svovelsyre ble grunnlagt nær London i 1736. Prosessen ble utført i blykamre, i bunnen av hvilke vann ble hellet. En smeltet blanding av salpeter og svovel ble brent i den øvre delen av kammeret, deretter ble luft ført inn i den. Prosedyren ble gjentatt inntil en syre med ønsket konsentrasjon ble dannet i bunnen av beholderen.

På 1800-tallet metoden ble forbedret: i stedet for salpeter begynte de å bruke salpetersyre(ved nedbrytning i kammeret gir det). For å returnere nitrøse gasser til systemet ble det konstruert spesielle tårn, som ga navnet til hele prosessen - tårnprosessen. Fabrikker som opererer etter tårnmetoden eksisterer fortsatt i dag.

Svovelsyre er en tung oljeaktig væske, fargeløs og luktfri, hygroskopisk; løses godt opp i vann. Når konsentrert svovelsyre løses opp i vann, frigjøres en stor mengde varme, så den må forsiktig helles i vannet (og ikke omvendt!) og løsningen må blandes.

En løsning av svovelsyre i vann med et H 2 SO 4-innhold på mindre enn 70 % kalles vanligvis fortynnet svovelsyre, og en løsning på mer enn 70 % er konsentrert svovelsyre.

Kjemiske egenskaper

Syre-base egenskaper

Fortynnet svovelsyre avslører alt karakteristiske egenskaper sterke syrer. Hun reagerer:

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

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Prosessen med interaksjon av Ba 2+ ioner med SO 4 2+ sulfationer fører til dannelsen av et hvitt uløselig bunnfall BaSO 4 . Dette kvalitativ reaksjon på sulfation.

Redoksegenskaper

I fortynnet H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene H + ioner, og i konsentrert H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene SO 4 2+ sulfationer. SO 4 2+ ioner er sterkere oksidasjonsmidler enn H + ioner (se diagram).

I fortynnet svovelsyre metaller som er i den elektrokjemiske spenningsserien blir oppløst til hydrogen. I dette tilfellet dannes metallsulfater og følgende frigjøres:

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

Metaller som er plassert etter hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien reagerer ikke med fortynnet svovelsyre:

Cu + H2SO4 ≠

Konsentrert svovelsyre er et sterkt oksidasjonsmiddel, spesielt ved oppvarming. Det oksiderer mange og noen organiske stoffer.

Når konsentrert svovelsyre interagerer med metaller som er lokalisert etter hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien (Cu, Ag, Hg), dannes metallsulfater, samt reduksjonsproduktet av svovelsyre - SO 2.

Reaksjon av svovelsyre med sink

Med mer aktive metaller (Zn, Al, Mg) kan konsentrert svovelsyre reduseres til fri svovelsyre. For eksempel, når svovelsyre reagerer med, avhengig av konsentrasjonen av syren, kan ulike reduksjonsprodukter av svovelsyre samtidig dannes - SO 2, S, H 2 S:

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

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

I kulden passiverer konsentrert svovelsyre noen metaller, for eksempel og transporteres i jerntanker:

Fe + H2SO4 ≠

Konsentrert svovelsyre oksiderer noen ikke-metaller (osv.), og reduserer til svoveloksid (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

Kvittering og bruk

I industrien produseres svovelsyre ved kontaktmetode. Innhentingsprosessen skjer i tre stadier:

Å oppnå SO 2 ved å brenne pyritt:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Oksidasjon av SO 2 til SO 3 i nærvær av en katalysator – vanadium (V) oksid:

2SO2 + O2 = 2SO3

Oppløsning av SO 3 i svovelsyre:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Det resulterende oleumet transporteres i jerntanker. Svovelsyre med den nødvendige konsentrasjonen oppnås fra oleum ved å tilsette den til vann. Dette kan uttrykkes med diagrammet:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Svovelsyre har en rekke bruksområder i en lang rekke bruksområder Nasjonal økonomi. Den brukes til tørking av gasser, i produksjon av andre syrer, til produksjon av gjødsel, ulike fargestoffer og medisiner.

Svovelsyresalter

De fleste sulfater er svært løselige i vann (CaSO 4 er svakt løselig, PbSO 4 er enda mindre løselig og BaSO 4 er praktisk talt uløselig). Noen sulfater som inneholder krystallvann kalles vitrioler:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kobbersulfat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O jernsulfat

Alle har salter av svovelsyre. Forholdet deres til varme er spesielt.

Sulfater av aktive metaller (,) spaltes ikke selv ved 1000 o C, mens andre (Cu, Al, Fe) spaltes ved lett oppvarming til metalloksid og SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Nedlasting:

Last ned et gratis sammendrag om emnet: "Produksjon av svovelsyre ved kontaktmetode"

Du kan laste ned sammendrag om andre emner

*i opptaksbildet er et fotografi av kobbersulfat

Når svoveldioksid (SO 2 ) løses i vann, produserer det en kjemisk forbindelse kjent som svovelsyre. Formelen til dette stoffet er skrevet som følger: H 2 SO 3. I sannhet, denne forbindelsen er ekstremt ustabil, med en viss antagelse kan det til og med hevdes at det faktisk ikke eksisterer. Ikke desto mindre brukes denne formelen ofte for å gjøre det enklere å skrive ligninger for kjemiske reaksjoner.

Svovelsyre: grunnleggende egenskaper

En vandig løsning av svoveldioksid er preget av et surt miljø. Den har i seg selv alle egenskapene som er iboende i syrer, inkludert nøytraliseringsreaksjonen. Svovelsyre er i stand til å danne to typer salter: hydrosulfitter og vanlige sulfitter. Begge tilhører gruppen av reduksjonsmidler. Den første typen oppnås vanligvis når svovelsyre er tilstede i ganske store mengder: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Ellers får man vanlig sulfitt: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. En kvalitativ reaksjon på disse saltene er deres interaksjon med sterk syre. Som et resultat frigjøres SO 2 -gass, som lett kan skilles ut med sin karakteristiske skarpe lukt.

Svovelsyre kan virke blekende. Det er ingen hemmelighet at en lignende effekt også gir klorvann. Imidlertid har den aktuelle forbindelsen en viktig fordel: i motsetning til klor, fører svovelsyre ikke til ødeleggelse av fargestoffer svoveldioksid danner fargeløse fargestoffer med dem. kjemiske forbindelser. Denne eiendommen Det brukes ofte til å bleke tekstiler laget av silke, ull, plantemateriale, samt alt som er ødelagt av oksidasjonsmidler som inneholder Cl. I gamle dager ble denne forbindelsen til og med brukt til å gjenopprette damers stråhatter til sitt opprinnelige utseende. H 2 SO 3 er et ganske sterkt reduksjonsmiddel. Med tilgang til oksygen blir løsningene gradvis til svovelsyre. I de tilfellene når den interagerer med et sterkere reduksjonsmiddel (for eksempel hydrogensulfid), viser svovelsyre tvert imot oksiderende egenskaper. Dissosiasjonen av dette stoffet skjer i to stadier. Først dannes hydrosulfittanionet, og deretter skjer det andre trinnet, og det blir til sulfittanionet.

Hvor brukes svovelsyre?

Produksjonen av dette stoffet spiller en stor rolle i produksjonen av alle slags vinmaterialer, spesielt som et antiseptisk middel, med dets hjelp er det mulig å forhindre gjæringsprosessen av produktet i fat og dermed sikre dets sikkerhet. Det brukes også for å forhindre gjæring av korn under utvinning av stivelse fra det. Svovelsyre og preparater basert på den har brede antimikrobielle egenskaper, og derfor brukes de ofte i frukt- og grønnsaksindustrien til hermetikk. Kalsiumhydrosulfitt, også kalt sulfittlut, brukes til å bearbeide tre til sulfittmasse, som deretter lages papir av. Det gjenstår å legge til at denne forbindelsen er giftig for mennesker, og derfor alle laboratoriearbeid og eksperimenter med det krever forsiktighet og økt oppmerksomhet.

Svoveldioksid SO2 dannes når svovel brennes i luft eller oksygen. Det oppnås også ved å kalsinere metallsulfider, som jernkis, i luft ("brenning"):

Ved denne reaksjonen oppnås svoveldioksid vanligvis i industrien (omtrent andre industrielle metoder motta SO 2 cm, 9 § 131).

Svoveldioksid er en fargeløs gass ("svoveldioksid") med en skarp lukt av varmt svovel. Det kondenserer ganske lett til en fargeløs væske som koker ved -10,0°C. Når flytende SO 2 fordamper, oppstår det et kraftig temperaturfall (ned til -50°C).

Svoveldioksid er svært løselig i vann (ca. 40 volumer i 1 volum vann ved 20°C); i dette tilfellet oppstår en delvis reaksjon med vann og svovelsyre dannes:

Således er svoveldioksid et anhydrid av svovelsyrling. Ved oppvarming avtar løseligheten av SO 2 og likevekten skifter til venstre; gradvis frigjøres all svoveldioksid fra løsningen igjen.

SO 2 -molekylet er strukturert på samme måte som ozonmolekylet. Kjernene til dets atomer danner en likebenet trekant:

Her er svovelatomet, i likhet med det sentrale oksygenatomet i ozonmolekylet, i en tilstand av sp 2 hybridisering og OSO-vinkelen er nær 120°. Pz-orbitalen til svovelatomet, orientert vinkelrett på molekylets plan, deltar ikke i hybridisering. På grunn av denne orbitale og lignende orienterte p z orbitaler av oksygenatomer, dannes en tre-senter α-binding; elektronparet som utfører det tilhører alle tre atomene i molekylet.

Svoveldioksid brukes til å produsere svovelsyre, og også (i mye mindre mengder) til bleking av halm, ull, silke og som desinfeksjonsmiddel (for å ødelegge mugg i kjellere, kjellere, vintønner, gjæringstanker).

Svovelsyre H 2 SO 3 er en svært skjør forbindelse. Det er bare kjent i vandige løsninger. Når man prøver å isolere svovelsyre brytes den ned til SO 2 og vann. For eksempel, når konsentrert svovelsyre virker på natriumsulfitt, frigjøres svoveldioksid i stedet for svovelsyre:

Svovelsyreløsningen må beskyttes mot tilgang til luft, ellers oksiderer den, som absorberer oksygen fra luften, sakte til svovelsyre:

Svovelsyre er et godt reduksjonsmiddel. For eksempel reduserer det frie halogener til hydrogenhalogenider:

Men når den samhandler med sterke reduksjonsmidler, kan svovelsyre spille rollen som et oksidasjonsmiddel. Så reaksjonen med hydrogensulfid fortsetter hovedsakelig i henhold til ligningen:

Siden den er tobasisk (K 1 ? 2·10 -2, K 2 = 6,3·10 -8), danner svovelsyrling to serier med salter. Dens gjennomsnittlige salter kalles sulfitter, sure - hydrosulfitter.

Som syre er sulfitter og hydrosulfitter reduksjonsmidler. Når de oksideres, oppnås salter av svovelsyre.

Ved kalsinering brytes sulfitter av de mest aktive metallene ned for å danne sulfider og sulfater (selvoksidasjon - selvhelbredende reaksjon):

Kalium- og natriumsulfitter brukes til bleking av visse materialer, i tekstilindustrien til farging av stoffer og i fotografering. En løsning av Ca(HSO 3)2 (dette saltet finnes kun i løsning) brukes til å bearbeide trevirke til såkalt sulfittmasse, som deretter produseres papir av.

<<< Назад

Videresend >>>