Sēra oksīdam (IV) piemīt skābas īpašības, kas izpaužas reakcijās ar vielām, kurām piemīt bāzes īpašības. Skābās īpašības izpaužas mijiedarbībā ar ūdeni. Šajā gadījumā veidojas sērskābes šķīdums:

Sēra oksidācijas pakāpe sēra dioksīdā (+4) nosaka sēra dioksīda reducējošās un oksidējošās īpašības:

vo-tel: S + 4 - 2e => S + 6

oktobris: S+4 + 4e => S0

Reducējošās īpašības izpaužas reakcijās ar spēcīgiem oksidētājiem: skābekli, halogēniem, slāpekļskābi, kālija permanganātu un citiem. Piemēram:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 - 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Ar spēcīgiem reducētājiem gāzei piemīt oksidējošas īpašības. Piemēram, ja sajaucat sēra dioksīdu un sērūdeņradi, tie mijiedarbojas normālos apstākļos:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Sērskābe pastāv tikai šķīdumā. Tas ir nestabils un sadalās sēra dioksīdā un ūdenī. Sērskābe nav spēcīga skābe. Tā ir vidēja stipruma skābe, kas sadalās pakāpeniski. Kad sērskābei pievieno sārmu, veidojas sāļi. Sērskābe dod divas sāļu sērijas: vidējus - sulfītus un skābos - hidrosulfītus.

Sēra (VI) oksīds

Sēra trioksīdam piemīt skābas īpašības. Tas spēcīgi reaģē ar ūdeni, un izdalās liels daudzums siltuma. Šo reakciju izmanto, lai iegūtu vissvarīgāko produktu ķīmiskā rūpniecība- sērskābe.

SO3 + H2O = H2SO4

Tā kā sēram sēra trioksīdā ir visaugstākais oksidācijas līmenis, sēra (VI) oksīdam piemīt oksidējošas īpašības. Piemēram, tas oksidē halogenīdus, nemetālus ar zemu elektronegativitāti:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 - 4e => C+4 2

Sērskābe reaģē trīs veidi: skābju-bāze, jonu apmaiņa, redokss. Tas arī aktīvi mijiedarbojas ar organiskām vielām.

Skābju-bāzes reakcijas

Sērskābei piemīt skābes īpašības reakcijās ar bāzēm un bāziskajiem oksīdiem. Šīs reakcijas vislabāk var veikt ar atšķaidītu sērskābi. Ciktāl sērskābe ir divbāzisks, tas var veidot gan vidējos sāļus (sulfātus), gan skābos sāļus (hidrosulfātus).

Jonu apmaiņas reakcijas

Sērskābi raksturo jonu apmaiņas reakcijas. Tajā pašā laikā tas mijiedarbojas ar sāls šķīdumiem, veidojot nogulsnes, vāju skābi vai izdalot gāzi. Šīs reakcijas notiek ātrāk, ja tiek izmantota 45% vai pat vairāk atšķaidīta sērskābe. Gāzu izdalīšanās notiek reakcijās ar nestabilu skābju sāļiem, kas sadalās, veidojot gāzes (oglekli, sēru, sērūdeņradi) vai veidojot gaistošas ​​skābes, piemēram, sālsskābi.

Redoksreakcijas

Sērskābe visspilgtāk izpaužas redoksreakcijās, jo sēram tā sastāvā ir visaugstākais oksidācijas līmenis +6. Sērskābes oksidējošās īpašības var atrast reakcijā, piemēram, ar varu.

Sērskābes molekulā ir divi oksidējoši elementi: sēra atoms ar S.O. +6 un ūdeņraža jonus H+. Vara nevar oksidēt ar ūdeņradi līdz +1 oksidācijas stāvoklim, bet sēru var. Tas ir iemesls tāda neaktīva metāla kā vara oksidēšanai ar sērskābi.

Sēra dioksīdam ir ozonam līdzīga molekulārā struktūra. Sēra atoms molekulas centrā ir saistīts ar diviem skābekļa atomiem. Šis sēra oksidācijas gāzveida produkts ir bezkrāsains, izdala asu smaku, mainīgos apstākļos viegli kondensējas dzidrā šķidrumā. Viela labi šķīst ūdenī, tai piemīt antiseptiskas īpašības. AT lielos daudzumos saņem SO 2 ķīmiskajā rūpniecībā, proti, sērskābes ražošanas ciklā. Gāzi plaši izmanto lauksaimniecības un pārtikas produkti, audumu balināšana tekstilrūpniecībā.

Sistemātiski un triviāli vielu nosaukumi

Ir jāsaprot terminu dažādība, kas attiecas uz vienu un to pašu savienojumu. Oficiālais nosaukums savienojumi, ķīmiskais sastāvs kas atspoguļo formulu SO 2 – sēra dioksīds. IUPAC iesaka lietot šo terminu un tā ekvivalentu angļu valodā Sulfur dioksīds. Mācību grāmatās skolām un augstskolām bieži minēts cits nosaukums - sēra oksīds (IV). Romiešu cipars iekavās apzīmē S atoma valenci.Šajā oksīdā esošais skābeklis ir divvērtīgs, un sēra oksidācijas skaitlis ir +4. Tehniskajā literatūrā izmantoti tādi novecojuši termini kā sēra dioksīds, sērskābes anhidrīds (tā dehidratācijas produkts).

SO 2 molekulārās struktūras sastāvs un iezīmes

SO 2 molekulu veido viens sēra atoms un divi skābekļa atomi. Starp kovalentajām saitēm ir 120° leņķis. Sēra atomā notiek sp2 hibridizācija - viena s un divu p elektronu mākoņi ir izlīdzināti pēc formas un enerģijas. Viņi ir iesaistīti izglītībā. kovalentā saite starp sēru un skābekli. O-S pārī attālums starp atomiem ir 0,143 nm. Skābeklis ir elektronnegatīvāks nekā sērs, kas nozīmē, ka savienojošie elektronu pāri pārvietojas no centra uz ārējiem stūriem. Arī visa molekula ir polarizēta, negatīvais pols ir O atomi, pozitīvais ir S atoms.

Daži sēra dioksīda fizikālie parametri

Četrvalentais sēra oksīds normālā ātrumā vide saglabā gāzveida agregācijas stāvokli. Sēra dioksīda formula ļauj noteikt tā relatīvo molekulāro un molārā masa: Mr(SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (var noapaļot līdz 64 g / mol). Šī gāze ir gandrīz 2,3 reizes smagāka par gaisu (M(gaiss) = 29 g/mol). Dioksīdam ir asa specifiska degoša sēra smarža, kuru ir grūti sajaukt ar citu. Tas ir nepatīkams, kairina acu gļotādu, izraisa klepu. Bet sēra oksīds (IV) nav tik toksisks kā sērūdeņradis.

zem spiediena plkst telpas temperatūra gāzveida sēra dioksīds tiek sašķidrināts. Plkst zemas temperatūras viela ir cietā stāvoklī, kūst -72 ... -75,5 ° C temperatūrā. Tālāk paaugstinoties temperatūrai, parādās šķidrums, un -10,1 ° C temperatūrā atkal veidojas gāze. SO 2 molekulas ir termiski stabilas, ļoti augstā temperatūrā (apmēram 2800 ºС) notiek sadalīšanās atomu sērā un molekulārajā skābeklī.

Šķīdība un mijiedarbība ar ūdeni

Sēra dioksīds, izšķīdinot ūdenī, daļēji mijiedarbojas ar to, veidojot ļoti vāju sērskābi. Saņemšanas brīdī tas nekavējoties sadalās anhidrīdā un ūdenī: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Faktiski šķīdumā nav sērskābes, bet gan hidratētas SO 2 molekulas. Gāzveida dioksīds labāk mijiedarbojas ar vēsu ūdeni, tā šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai. Normālos apstākļos tas var izšķīdināt 1 tilpumā ūdens līdz 40 tilpumiem gāzes.

Sēra dioksīds dabā

Izvirdumu laikā ar vulkāniskām gāzēm un lavu izdalās ievērojams daudzums sēra dioksīda. Daudzas cilvēka darbības palielina arī SO 2 koncentrāciju atmosfērā.

Sēra dioksīdu gaisā piegādā metalurģijas rūpnīcas, kurās rūdas apdedzināšanas laikā netiek uztvertas izplūdes gāzes. Daudzi fosilie kurināmie satur sēru, kā rezultātā tiek izdalīts ievērojams daudzums sēra dioksīda atmosfēras gaiss sadedzinot ogles, naftu, gāzi, no tiem iegūto degvielu. Sēra dioksīds kļūst toksisks cilvēkiem, ja koncentrācija gaisā pārsniedz 0,03%. Cilvēkam sākas elpas trūkums, var būt parādības, kas atgādina bronhītu un pneimoniju. Ļoti augsta sēra dioksīda koncentrācija atmosfērā var izraisīt smagu saindēšanos vai nāvi.

Sēra dioksīds - ražošana laboratorijā un rūpniecībā

Laboratorijas metodes:

1. Kad sēru sadedzina kolbā ar skābekli vai gaisu, dioksīdu iegūst pēc formulas: S + O 2 \u003d SO 2.
2. Sērskābes sāļus var iedarboties ar stiprākām neorganiskām skābēm, labāk ir ņemt sālsskābi, bet sērskābi var atšķaidīt:

• Na 2 SO 3 + 2 HCl \u003d 2 NaCl + H 2 SO 3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 ( atšķirība ) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 ;
• H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. Varam mijiedarbojoties ar koncentrētu sērskābi, izdalās nevis ūdeņradis, bet sēra dioksīds:

2H 2 SO 4 (konc.) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Mūsdienīgi veidi rūpnieciskā ražošana sēra dioksīds:

1. Dabiskā sēra oksidēšana tā sadegšanas laikā īpašās krāsnīs: S + O 2 = SO 2.
2. Cepšanas dzelzs pirīts (pirīts).

Sēra dioksīda ķīmiskās pamatīpašības

Sēra dioksīds ir ķīmiski aktīvs savienojums. Redoksprocesos šī viela bieži darbojas kā reducētājs. Piemēram, molekulārajam bromam mijiedarbojoties ar sēra dioksīdu, reakcijas produkti ir sērskābe un bromūdeņradis. SO 2 oksidējošās īpašības izpaužas, ja šī gāze tiek izlaista caur sērūdeņraža ūdeni. Rezultātā izdalās sērs, notiek pašizoksidēšanās-pašatveseļošanās: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Sēra dioksīdam piemīt skābas īpašības. Tas atbilst vienai no vājākajām un nestabilākajām skābēm - sērskābēm. Šis savienojums neeksistē tīrā veidā, sēra dioksīda šķīduma skābās īpašības ir iespējams noteikt, izmantojot indikatorus (lakmuss kļūst rozā krāsā). Sērskābe dod vidējus sāļus - sulfītus un skābos - hidrosulfītus. Starp tiem ir stabili savienojumi.

Sēra oksidēšanās process dioksīdā līdz sešvērtīgajam stāvoklim sēra anhidrīdā ir katalītisks. Iegūtā viela spēcīgi šķīst ūdenī, reaģē ar H 2 O molekulām.Reakcija ir eksotermiska, veidojas sērskābe, pareizāk sakot, tās hidratētā forma.

Praktiska skābās gāzes izmantošana

Sērskābes rūpnieciskās ražošanas galvenajam procesam, kam nepieciešams elementa dioksīds, ir četri posmi:

1. Sēra dioksīda iegūšana, sadedzinot sēru īpašās krāsnīs.
2. Iegūtā sēra dioksīda attīrīšana no visa veida piemaisījumiem.
3. Turpmāka oksidēšana līdz sešvērtīgajam sēram katalizatora klātbūtnē.
4. Sēra trioksīda absorbcija ar ūdeni.

Iepriekš gandrīz viss sērskābes dioksīds, kas bija nepieciešams sērskābes ražošanai rūpnieciskā mērogā, tika iegūts, apgrauzdējot pirītu kā tērauda ražošanas blakusproduktu. Jauni metalurģijas izejvielu pārstrādes veidi izmanto mazāk rūdas sadedzināšanas. Tāpēc sērskābes ražošanas galvenais izejmateriāls in pēdējie gadi kļuva par dabisko sēru. Šīs izejvielas ievērojamās pasaules rezerves, tās pieejamība ļauj organizēt liela mēroga apstrādi.

Sēra dioksīds tiek plaši izmantots ne tikai ķīmiskajā rūpniecībā, bet arī citās tautsaimniecības nozarēs. Tekstila rūpnīcās šo vielu un tās ķīmiskās mijiedarbības produktus izmanto zīda un vilnas audumu balināšanai. Šis ir viens no hloru nesaturošas balināšanas veidiem, kurā šķiedras netiek iznīcinātas.

Sēra dioksīdam piemīt lieliskas dezinfekcijas īpašības, ko izmanto cīņā pret sēnītēm un baktērijām. Sēra dioksīdu izmanto lauksaimniecības noliktavu, vīna mucu un pagrabu fumigācijai. Izmanto SO 2 collas Pārtikas rūpniecība kā konservants un antibakteriāls līdzeklis. Pievienojiet to sīrupiem, iemērciet tajā svaigus augļus. Sulfitizācija
cukurbiešu sula maina krāsu un dezinficē izejvielas. Konservēts dārzeņu biezenis un sulas satur arī sēra dioksīdu kā antioksidantu un konservantu.

Sēra +4 oksidācijas pakāpe ir diezgan stabila un izpaužas SHal 4 tetrahalogenīdos, SOHal 2 oksodihalogenīdos, SO 2 dioksīdā un to atbilstošajos anjonos. Iepazīsimies ar sēra dioksīda un sērskābes īpašībām.

1.11.1. Sēra oksīds (IV) So2 molekulas struktūra

SO 2 molekulas struktūra ir līdzīga ozona molekulas struktūrai. Sēra atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī, orbitāļu forma ir regulārs trīsstūris, molekulas forma ir leņķiska. Sēra atomam ir nedalīts elektronu pāris. S-O saites garums ir 0,143 nm, saites leņķis ir 119,5°.

Struktūra atbilst šādām rezonanses struktūrām:

Atšķirībā no ozona, S-O saites daudzkārtība ir 2, t.i., pirmā rezonanses struktūra dod galveno ieguldījumu. Molekulu raksturo augsta termiskā stabilitāte.

Fizikālās īpašības

Normālos apstākļos sēra dioksīds vai sēra dioksīds ir bezkrāsaina gāze ar asu smacējošu smaku, kušanas temperatūra -75 °C, viršanas temperatūra -10 °C. Labi izšķīdinām ūdenī, 20 °C temperatūrā 1 tilpumā ūdens izšķīdina 40 tilpumus sēra dioksīda. Toksiska gāze.

Sēra oksīda (IV) ķīmiskās īpašības

Sēra dioksīds ir ļoti reaģējošs. Sēra dioksīds ir skābes oksīds. Tas labi šķīst ūdenī, veidojot hidrātus. Tas arī daļēji mijiedarbojas ar ūdeni, veidojot vāju sērskābi, kas nav izolēta atsevišķi:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

Disociācijas rezultātā veidojas protoni, tāpēc šķīdumam ir skāba vide.

Kad sēra dioksīda gāze tiek izlaista caur nātrija hidroksīda šķīdumu, veidojas nātrija sulfīts. Nātrija sulfīts reaģē ar sēra dioksīda pārpalikumu, veidojot nātrija hidrosulfītu:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2 NaHSO 3.

Sēra dioksīdam ir raksturīga redoksu dualitāte, piemēram, tas, uzrādot reducējošās īpašības, iekrāso broma ūdeni:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

un kālija permanganāta šķīdums:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oksidēts ar skābekli līdz sērskābes anhidrīdam:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

Tam piemīt oksidējošas īpašības, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, piemēram:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (pie 500 ° C, Al 2 O 3 klātbūtnē);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

Sēra oksīda (IV) ražošana

Dedzinot sēru gaisā

S + O 2 \u003d SO 2.

Sulfīdu oksidēšana

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2O 3 + 8SO 2.

Spēcīgo skābju iedarbība uz metālu sulfītiem

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2 NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Sērskābe un tās sāļi

Sēra dioksīdu izšķīdinot ūdenī, veidojas vāja sērskābe, lielākā daļa izšķīdinātā SO 2 ir SO 2 H 2 O hidratētā veidā, atdzesējot izdalās arī kristālisks hidrāts, tikai neliela daļa. sērskābes molekulas sadalās sulfīta un hidrosulfīta jonos. Brīvā stāvoklī skābe nav izolēta.

Būdams divbāzisks, tas veido divu veidu sāļus: vidējus - sulfītus un skābos - hidrosulfītus. Ūdenī izšķīst tikai sārmu metālu sulfīti un sārmu un sārmzemju metālu hidrosulfīti.

4.dok

Sērs. Sērūdeņradis, sulfīdi, hidrosulfīdi. Sēra (IV) un (VI) oksīdi. Sērskābes un sērskābes un to sāļi. Sērskābes esteri. Nātrija tiosulfāts

4.1. Sērs

Sērs ir viens no nedaudzajiem ķīmiskajiem elementiem, ko cilvēki ir izmantojuši vairākus tūkstošus gadu. Tas ir plaši izplatīts dabā un sastopams gan brīvā stāvoklī (vietējais sērs), gan savienojumos. Sēru saturošus minerālus var iedalīt divās grupās – sulfīdos (pirīti, spīdumi, maisījumi) un sulfāti. Vietējais sērs lielos daudzumos ir atrodams Itālijā (Sicīlijas salā) un ASV. NVS ir vietējā sēra atradnes Volgas reģionā, štatos Vidusāzija, Krimā un citos reģionos.

Pie pirmās grupas minerāliem pieder svina spīdums PbS, vara spīdums Cu 2 S, sudraba spīdums - Ag 2 S, cinka maisījums - ZnS, kadmija maisījums - CdS, pirīts vai dzelzs pirīts - FeS 2, halkopirīts - CuFeS 2, cinobra - HgS .

Otrās grupas minerālos ietilpst ģipsis CaSO 4 2H 2 O, mirabilīts (Glaubera sāls) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kiserīts - MgSO 4 H 2 O.

Sērs ir atrodams dzīvnieku un augu organismos, jo tas ir daļa no olbaltumvielu molekulām. Organiskie sēra savienojumi ir atrodami eļļā.

Kvīts

1. Saņemot sēru no dabiskie savienojumi, piemēram, no sēra pirītiem, tas tiek uzkarsēts līdz augstām temperatūrām. Sēra pirīts sadalās, veidojot dzelzs (II) sulfīdu un sēru:

2. Sēru var iegūt, oksidējot sērūdeņradi ar skābekļa trūkumu atbilstoši reakcijai:

2H 2S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Pašlaik sēru parasti iegūst, reducējot sēra dioksīdu SO 2 - blakusproduktu metālu kausēšanai no sēra rūdām:

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Metalurģijas un koksa krāšņu izplūdes gāzes satur sēra dioksīda un sērūdeņraža maisījumu. Šo maisījumu augstā temperatūrā izlaiž pa katalizatoru:

H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 3S

^ Fizikālās īpašības

Sērs ir trausla cieta viela citronu dzeltens. Tas praktiski nešķīst ūdenī, bet labi šķīst oglekļa disulfīda CS 2 anilīnā un dažos citos šķīdinātājos.

Slikta siltuma vadītāja un elektrība. Sērs veido vairākas alotropiskas modifikācijas:

1 . ^ Rombiskais sērs (visstabilākais), kristāliem ir oktaedru forma.

Karsējot sēru, mainās tā krāsa un viskozitāte: vispirms veidojas gaiši dzeltens, un tad, temperatūrai paaugstinoties, tas kļūst tumšāks un kļūst tik viskozs, ka neizplūst no mēģenes, tālāk karsējot viskozitāte krītas. atkal, un pie 444,6 °C sērs vārās.

2. ^ Monoklīniskais sērs - modifikācija tumši dzeltenu adatveida kristālu veidā, kas iegūta, lēni atdzesējot izkausētu sēru.

3. Plastmasas sērs veidojas, ielejot līdz vārīšanās temperatūrai uzkarsētu sēru auksts ūdens. Viegli stiepjas kā gumija (skat. 19. att.).

Dabiskais sērs sastāv no četru stabilu izotopu maisījuma: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Ķīmiskās īpašības

Sēra atoms ar nepabeigtu ārējo daļu enerģijas līmenis, var pievienot divus elektronus un uzrādīt grādu

Oksidācija -2. Sērs uzrāda šādu oksidācijas pakāpi savienojumos ar metāliem un ūdeņradi (Na 2 S, H 2 S). Atdodot vai velkot elektronus elektronnegatīvāka elementa atomam, sēra oksidācijas pakāpe var būt +2, +4, +6.

Aukstumā sērs ir samērā inerts, bet, paaugstinoties temperatūrai, tā reaktivitāte palielinās. 1. Ar metāliem sēram piemīt oksidējošas īpašības. Šo reakciju laikā veidojas sulfīdi (nereaģē ar zeltu, platīnu un irīdiju): Fe + S = FeS

2. Normālos apstākļos sērs nesadarbojas ar ūdeņradi, un 150-200 ° C temperatūrā notiek atgriezeniska reakcija:

3. Reakcijās ar metāliem un ūdeņradi sērs darbojas kā tipisks oksidētājs, un spēcīgu oksidētāju klātbūtnē tam piemīt reducējošas īpašības.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (nereaģē ar jodu)

4. Sēra sadegšana skābeklī notiek 280°C, bet gaisā 360°C. Tas veido SO 2 un SO 3 maisījumu:

S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3

5. Sildot bez gaisa piekļuves, sērs tieši savienojas ar fosforu, oglekli, parādot oksidējošas īpašības:

2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2

6. Mijiedarbojoties ar sarežģītas vielas sērs galvenokārt darbojas kā reducētājs:

7. Sērs spēj izraisīt disproporcijas reakcijas. Tātad, vārot sēra pulveri ar sārmiem, veidojas sulfīti un sulfīdi:

Pieteikums

Sēru plaši izmanto rūpniecībā un lauksaimniecībā. Apmēram puse no saražotās produkcijas tiek izmantota sērskābes ražošanai. Sērs tiek izmantots gumijas vulkanizēšanai, kas pārvērš gumiju par gumiju.

Sēra krāsas (smalka pulvera) veidā sēru izmanto vīna dārzu un kokvilnas slimību apkarošanai. To izmanto šaujampulvera, sērkociņu, gaismas kompozīciju iegūšanai. Medicīnā sēra ziedes gatavo ādas slimību ārstēšanai.

4.2. Sērūdeņradis, sulfīdi, hidrosulfīdi

Sērūdeņradis ir līdzīgs ūdenim. Tā elektroniskā formula

To parāda izglītībā H-S-H saites iesaistīti divi p-elektroni ārējais līmenis sēra atoms. H 2S molekulai ir leņķiska forma, tāpēc tā ir polāra.

^ Atrodoties dabā

Sērūdeņradis dabiski sastopams vulkāniskās gāzēs un dažu minerālavotu ūdeņos, piemēram, Pjatigorskā, Matsesta. Tas veidojas dažādu dzīvnieku un augu atlieku sēru saturošu organisko vielu sabrukšanas laikā. Tas izskaidro īpašību slikta smaka Notekūdeņi, atkritumu tvertnes un atkritumu izgāztuves.

Kvīts

1. Sērūdeņradi var iegūt, karsējot tieši savienojot sēru ar ūdeņradi:

2. Bet parasti to iegūst, atšķaidītai sālsskābei vai sērskābei iedarbojoties uz dzelzs (III) sulfīdu:

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Šo reakciju bieži veic Kipa aparātā.

^ Fizikālās īpašības

Normālos apstākļos sērūdeņradis ir bezkrāsaina gāze ar spēcīgu puvušu olu smaržu. Ļoti toksisks, ieelpojot, tas saistās ar hemoglobīnu, izraisot paralīzi, kas nav nekas neparasts.

Ko noved pie nāves. Mazāk bīstams zemās koncentrācijās. Jums ir jāstrādā ar viņu dūmu nosūcēji vai ar hermētiski noslēgtām ierīcēm. Pieļaujamais H 2 S saturs rūpnieciskās telpas ir 0,01 mg uz 1 litru gaisa.

Sērūdeņradis salīdzinoši labi šķīst ūdenī (20°C temperatūrā 1 tilpumā ūdens izšķīst 2,5 tilpumi sērūdeņraža).

Sērūdeņraža šķīdumu ūdenī sauc par sērūdeņraža ūdeni vai hidrosulfīda skābi (tam piemīt vājas skābes īpašības).

^ Ķīmiskās īpašības

1, ar spēcīgu karsēšanu sērūdeņradis gandrīz pilnībā sadalās, veidojot sēru un ūdeņradi.

2. Gāzveida sērūdeņradis sadeg gaisā ar zilu liesmu, veidojot sēra oksīdu (IV) un ūdeni:

2H 2S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

Ar skābekļa trūkumu veidojas sērs un ūdens: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Sērūdeņradis ir diezgan spēcīgs reducētājs. Šo svarīgo tā ķīmisko īpašību var izskaidrot šādi. H 2 S šķīdumā elektronus ir samērā viegli ziedot gaisa skābekļa molekulām:

Tajā pašā laikā gaisa skābeklis oksidē sērūdeņradi līdz sēram, kas padara sērūdeņraža ūdeni duļķainu:

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

Tas arī izskaidro faktu, ka sērūdeņradis dabā organisko vielu sabrukšanas laikā neuzkrājas ļoti lielos daudzumos - atmosfēras skābeklis to oksidē par brīvu sēru.

4, sērūdeņradis enerģiski reaģē ar halogēna šķīdumiem, piemēram:

H 2 S+I 2 =2HI+S Sērs izdalās un joda šķīdums maina krāsu.

5. Dažādi oksidētāji enerģiski reaģē ar sērūdeņradi: zem darbības slāpekļskābe veidojas brīvs sērs.

6. Sērūdeņraža šķīdumā notiek skāba reakcija disociāciju dēļ:

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

Parasti dominē pirmais posms. Tā ir ļoti vāja skābe: vājāka par ogļskābi, kas parasti izspiež H 2 S no sulfīdiem.

Sulfīdi un hidrosulfīdi

Sērūdeņražskābe kā divbāziska skābe veido divas sāļu sērijas:

Vidēja - sulfīdi (Na 2 S);

Skābie - hidrosulfīdi (NaHS).

Šos sāļus var iegūt: - hidroksīdiem mijiedarbojoties ar sērūdeņradi: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Tiešā sēra mijiedarbībā ar metāliem:

Sāļu apmaiņas reakcija ar H2S vai starp sāļiem:

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaNO 3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

Gandrīz visi hidrosulfīdi labi šķīst ūdenī.

Sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi arī viegli šķīst ūdenī, bezkrāsaini.

Smago metālu sulfīdi ūdenī praktiski nešķīst vai nedaudz šķīst (FeS, MnS, ZnS); daži no tiem nešķīst atšķaidītās skābēs (CuS, PbS, HgS).

Kā vājas skābes sāļi, sulfīdi ūdens šķīdumos tiek ļoti hidrolizēti. Piemēram, sulfīdi sārmu metāli izšķīdinot ūdenī, tiem ir sārmaina reakcija:

Na 2 S+HOHNaHS+NaOH

Visi sulfīdi, tāpat kā pats sērūdeņradis, ir enerģētiski reducējoši līdzekļi:

3PbS -2 + 8HN +5 O 3 (razb.) \u003d 3PbS +6 O 4 + 4H 2 O + 8N +2 O

Dažiem sulfīdiem ir raksturīga krāsa: CuS un PbS - melna, CdS - dzeltena, ZnS - balta, MnS - rozā, SnS - brūna, Al 2 S 3 - oranža. Katjonu kvalitatīvā analīze balstās uz atšķirīgo sulfīdu šķīdību un daudzu to atšķirīgo krāsu.

^ 4.3. Sēra (IV) oksīds un sērskābe

Sēra oksīds (IV) jeb sēra dioksīds normālos apstākļos ir bezkrāsaina gāze ar asu smacējošu smaku. Atdzesējot līdz -10°C, tas sašķidrinās bezkrāsainā šķidrumā.

Kvīts

1. Laboratorijas apstākļos sēra oksīdu (IV) iegūst no sērskābes sāļiem, uz tiem iedarbojoties stiprām skābēm:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2  + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO + 2HSO + 3 \u003d 2SO 2 +2H 2 O

2. Arī sēra dioksīds veidojas, mijiedarbojoties koncentrētai sērskābei, karsējot ar zemas aktivitātes metāliem:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2-4 \u003d Cu 2+ + SO 2-4 + SO 2  + 2H 2 O

3. Sēra oksīds (IV) veidojas arī tad, kad sērs tiek sadedzināts gaisā vai skābeklī:

4. Rūpnieciskos apstākļos SO 2 iegūst, apdedzinājot pirītu FeS 2 vai krāsaino metālu sēra rūdas (cinka maisījumu ZnS, svina spīdumu PbS u.c.):

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 molekulas strukturālā formula:

Saišu veidošanā SO 2 molekulā piedalās četri sēra elektroni un četri elektroni no diviem skābekļa atomiem. Saistošo elektronu pāru un nedalītā sēra elektronu pāra savstarpējā atgrūšanās piešķir molekulai leņķisko formu.

Ķīmiskās īpašības

1. Sēra oksīdam (IV) piemīt visas skābo oksīdu īpašības:

Mijiedarbība ar ūdeni

Mijiedarbība ar sārmiem,

Mijiedarbība ar pamata oksīdiem.

2. Sēra oksīdam (IV) ir raksturīgas reducējošas īpašības:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (katalizatora klātbūtnē, karsējot)

Bet spēcīgu reducētāju klātbūtnē SO 2 darbojas kā oksidētājs:

Sēra oksīda (IV) redoksdualitāte ir izskaidrojama ar to, ka sēram ir oksidācijas pakāpe +4, un tāpēc tas, dodot 2 elektronus, var tikt oksidēts līdz S +6, bet saņemot 4 elektronus, var tikt reducēts līdz. S °. Šo vai citu īpašību izpausme ir atkarīga no reaģējošās sastāvdaļas rakstura.

Sēra oksīds (IV) labi šķīst ūdenī (40 tilpumi SO 2 tiek izšķīdināti 1 tilpumā 20 ° C temperatūrā). Šajā gadījumā sērskābe pastāv tikai ūdens šķīdumā:

SO 2 + H 2 OH 2 SO 3

Reakcija ir atgriezeniska. Ūdens šķīdumā ir sēra oksīds (IV) un sērskābe ķīmiskais līdzsvars, kuru var pārvietot. Saistoties ar H 2 SO 3 (skābes neitralizācija

Jūs) reakcija virzās uz sērskābes veidošanos; noņemot SO 2 (pūšot caur slāpekļa šķīdumu vai karsējot), reakcija virzās uz izejvielām. Sērskābes šķīdumā vienmēr ir sēra oksīds (IV), kas piešķir tam asu smaku.

Sērskābei piemīt visas skābju īpašības. Risinājumā tas sadalās pa soļiem:

H 2 SO 3 H + + HSO - 3 HSO - 3 H + + SO 2- 3

Termiski nestabils, gaistošs. Sērskābe kā divvērtīgā skābe veido divu veidu sāļus:

Vidēja - sulfīti (Na 2 SO 3);

Skābie - hidrosulfīti (NaHSO 3).

Sulfīti veidojas, kad skābi pilnībā neitralizē ar sārmu:

H 2 SO 3 + 2 NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

Hidrosulfītus iegūst ar sārmu trūkumu:

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

Sērskābei un tās sāļiem ir gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, ko nosaka reakcijas partnera raksturs.

1. Tātad skābekļa iedarbībā sulfīti tiek oksidēti par sulfātiem:

2Na 2S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S + 6 O -2 4

Sērskābes oksidēšana ar bromu un kālija permanganātu notiek vēl vieglāk:

5H 2 S + 4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 2H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O

2. Enerģisku reducētāju klātbūtnē sulfītiem piemīt oksidējošas īpašības:

Sērskābes sāļi izšķīdina gandrīz visus sārmu metālu hidrosulfītus un sulfītus.

3. Tā kā H 2 SO 3 ir vāja skābe, skābju iedarbība uz sulfītiem un hidrosulfītiem izdala SO 2. Šo metodi parasti izmanto, iegūstot SO 2 laboratorijas apstākļos:

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O

4. Ūdenī šķīstošie sulfīti viegli hidrolizējas, kā rezultātā šķīdumā palielinās OH - - jonu koncentrācija:

Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH

Pieteikums

Sēra oksīds (IV) un sērskābe atkrāso daudzas krāsvielas, veidojot ar tām bezkrāsainus savienojumus. Pēdējais var atkal sadalīties sildot vai gaismā, kā rezultātā tiek atjaunota krāsa. Tāpēc SO 2 un H 2 SO 3 balinošā darbība atšķiras no hlora balinošās darbības. Parasti sēra (IV) rxide balina vilnu, zīdu un salmus.

Sēra oksīds (IV) nogalina daudzus mikroorganismus. Tāpēc, lai iznīcinātu pelējuma sēnītes, tās fumigē mitros pagrabus, pagrabus, vīna mucas utt. To izmanto arī augļu un ogu transportēšanā un uzglabāšanā. Sērskābes ražošanai lielos daudzumos izmanto sēra oksīdu IV).

Svarīgs pieteikums atrod kalcija hidrosulfīta CaHSO 3 (sulfīta šķidruma) šķīdumu, ko izmanto koksnes un papīra masas apstrādei.

^ 4.4. Sēra (VI) oksīds. Sērskābe

Sēra oksīds (VI) (skat. 20. tabulu) ir bezkrāsains šķidrums, kas 16,8 ° C temperatūrā sacietē cietā kristāliskā masā. Tas ļoti spēcīgi uzsūc mitrumu, veidojot sērskābi: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

20. tabula. Sēra oksīdu īpašības

Sēra oksīdu (VI) izšķīšanu ūdenī pavada ievērojama siltuma daudzuma izdalīšanās.

Sēra oksīds (VI) ļoti labi šķīst koncentrētā sērskābē. SO3 šķīdumu bezūdens skābē sauc par oleumu. Oleumi var saturēt līdz 70% SO 3 .

Kvīts

1. Sēra oksīdu (VI) iegūst, oksidējot sēra dioksīdu ar atmosfēras skābekli katalizatoru klātbūtnē 450 ° C temperatūrā (sk. Sērskābes iegūšana):

2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3

2. Vēl viens veids, kā oksidēt SO 2 par SO 3, ir izmantot slāpekļa oksīdu (IV) kā oksidētāju:

Iegūtais slāpekļa oksīds (II), mijiedarbojoties ar atmosfēras skābekli, viegli un ātri pārvēršas par slāpekļa oksīdu (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

Ko atkal var izmantot SO 2 oksidēšanā. Tāpēc NO 2 darbojas kā skābekļa nesējs. Šo SO 2 oksidēšanas metodi par SO 3 sauc par slāpekli. SO 3 molekulai ir trīsstūra forma, kura centrā

Sēra atoms atrodas:

Šī struktūra ir saistīta ar saistošo elektronu pāru savstarpēju atgrūšanu. Sēra atoms nodrošināja sešus ārējos elektronus to veidošanai.

Ķīmiskās īpašības

1. SO 3 ir tipisks skābs oksīds.

2. Sēra oksīdam (VI) piemīt spēcīga oksidētāja īpašības.

Pieteikums

Sērskābes ražošanai izmanto sēra oksīdu (VI). Augstākā vērtība Tā ir kontakta metode saņemšana

Sērskābe. Ar šo metodi jūs varat iegūt jebkuras koncentrācijas H 2 SO 4, kā arī oleumu. Process sastāv no trim posmiem: SO 2 iegūšana; SO 2 oksidēšana par SO 3; iegūstot H 2 SO 4 .

SO 2 iegūst, apdedzinot pirītu FeS 2 īpašās krāsnīs: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Lai paātrinātu apdedzināšanu, pirīts tiek iepriekš sasmalcināts, un pilnīgākai sēra izdegšanai tiek ievadīts daudz vairāk gaisa (skābekļa), nekā nepieciešams reakcijai. Gāze, kas iziet no krāsns, sastāv no sēra oksīda (IV), skābekļa, slāpekļa, arsēna savienojumiem (no pirītu piemaisījumiem) un ūdens tvaikiem. To sauc par grauzdēšanas gāzi.

Cepšanas gāze tiek rūpīgi iztīrīta, jo pat neliels arsēna savienojumu saturs, kā arī putekļi un mitrums saindē katalizatoru. Gāze tiek attīrīta no arsēna savienojumiem un putekļiem, izlaižot to caur speciāliem elektrofiltriem un mazgāšanas torni; mitrumu uzsūc koncentrēta sērskābe žāvēšanas tornī. Attīrītā skābekli saturošā gāze tiek uzkarsēta siltummainī līdz 450°C un nonāk kontaktaparātā. Kontakta aparāta iekšpusē ir režģa plaukti, kas piepildīti ar katalizatoru.

Iepriekš kā katalizators tika izmantots smalki sadalīts metāla platīns. Pēc tam to aizstāja ar vanādija savienojumiem - vanādija (V) oksīdu V 2 O 5 vai vanadilsulfātu VOSO 4, kas ir lētāki par platīnu un indē lēnāk.

SO 2 oksidēšanās reakcija uz SO 3 ir atgriezeniska:

2SO 2 + O 2  2SO 3

Skābekļa satura palielināšana grauzdēšanas gāzē palielina sēra oksīda (VI) iznākumu: 450°C temperatūrā tas parasti sasniedz 95% vai vairāk.

Iegūtais sēra oksīds (VI) pēc tam tiek padots pretplūsmā absorbcijas tornī, kur to absorbē koncentrēta sērskābe. Piesātinot, vispirms veidojas bezūdens sērskābe un pēc tam oleums. Pēc tam oleumu atšķaida līdz 98% sērskābes un piegādā patērētājiem.

Sērskābes strukturālā formula:

^ Fizikālās īpašības

Sērskābe ir smags, bezkrāsains eļļains šķidrums, kas gandrīz divas reizes kristalizējas + 10,4 ° C temperatūrā. ( \u003d 1,83 g / cm 3) ir smagāks par ūdeni, bez smaržas, negaistošs. Ārkārtīgi gigroskopisks. Tas absorbē mitrumu, izdalot lielu siltuma daudzumu, tāpēc jūs nevarat pievienot ūdeni koncentrētai sērskābei - skābe izšļakstās. Laikam -

Sērskābes piedevas nelielās porcijās jāpievieno ūdenim.

Bezūdens sērskābe izšķīdina līdz 70% sēra oksīda (VI). Sildot, tas atdala SO 3, līdz veidojas šķīdums ar H 2 SO 4 masas daļu 98,3%. Bezūdens H 2 SO 4 gandrīz nevada elektrību.

^ Ķīmiskās īpašības

1. Tas sajaucas ar ūdeni jebkurā proporcijā un veido dažāda sastāva hidrātus:

H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4 H 2 O, H 2 SO 4 6,5 H 2 O

2. Koncentrēta sērskābe karbonizē organiskās vielas - cukuru, papīru, koksni, šķiedru, ņemot no tiem ūdens elementus:

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 \u003d 12C + H 2 SO 4 11 H 2 O

Iegūtās ogles daļēji mijiedarbojas ar skābi:

Gāzu žāvēšanas pamatā ir ūdens absorbcija ar sērskābi.

Kā spēcīga negaistoša skābe H 2 SO 4 izspiež citas skābes no sausiem sāļiem:

NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3

Taču, ja sāls šķīdumiem pievieno H 2 SO 4, tad skābju pārvietošanās nenotiek.

H 2 SO 4 - stipra divbāziskā skābe: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Tam piemīt visas negaistošo stipro skābju īpašības.

Atšķaidītai sērskābei raksturīgas visas neoksidējošo skābju īpašības. Proti: tas mijiedarbojas ar metāliem, kas atrodas metālu elektroķīmiskajā spriegumu sērijā līdz ūdeņradim:

Mijiedarbība ar metāliem ir saistīta ar ūdeņraža jonu samazināšanos.

6. Koncentrēta sērskābe ir spēcīgs oksidētājs. Sildot, tas oksidē lielāko daļu metālu, arī tos, kas atrodas elektroķīmiskajā spriegumu virknē pēc ūdeņraža.Tas nereaģē tikai ar platīnu un zeltu. Atkarībā no metāla aktivitātes kā reducēšanas produktus var izmantot S -2 , S° un S +4.

Aukstumā koncentrēta sērskābe nesadarbojas ar tādiem spēcīgiem metāliem kā alumīnijs, dzelzs, hroms. Tas ir saistīts ar metālu pasivāciju. Šo funkciju plaši izmanto, transportējot to dzelzs traukā.

Tomēr sildot:

Tādējādi koncentrēta sērskābe mijiedarbojas ar metāliem, samazinot skābi veidojošā aģenta atomus.

Kvalitatīva reakcija uz sulfāta jonu SO 2-4 ir baltu kristālisku nogulšņu BaSO 4 veidošanās, kas nešķīst ūdenī un skābēs:

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Pieteikums

Sērskābe ir vissvarīgākais produkts galvenā ķīmiskā nozare, kas nodarbojas ar citu

organiskās skābes, sārmi, sāļi, minerālmēsli un hlors.

Pielietojuma dažādības ziņā sērskābe ieņem pirmo vietu starp skābēm. Lielākais skaits to izmanto fosfora un slāpekļa mēslošanas līdzekļu iegūšanai. Tā kā sērskābe nav gaistoša, to izmanto citu skābju iegūšanai - sālsskābi, fluorūdeņražskābi, fosforskābi un etiķskābi.

Liela daļa no tā tiek novirzīta naftas produktu - benzīna, petrolejas, smēreļļu - attīrīšanai no plkst. kaitīgiem piemaisījumiem. Mašīnbūvē sērskābi izmanto metāla virsmas attīrīšanai no oksīdiem pirms pārklāšanas (niķelēšana, hromēšana utt.). Sērskābi izmanto sprāgstvielu, mākslīgo šķiedru, krāsvielu, plastmasas un daudzu citu ražošanā. To izmanto bateriju uzpildīšanai.

Sērskābes sāļi ir svarīgi.

^ Nātrija sulfāts Na 2 SO 4 kristalizējas no ūdens šķīdumiem Na 2 SO 4 10H 2 O hidrāta veidā, ko sauc par Glaubera sāli. Medicīnā lieto kā caurejas līdzekli. Bezūdens nātrija sulfāts tiek izmantots sodas un stikla ražošanā.

^ Amonija sulfāts(NH 4) 2 SO 4 - slāpekļa mēslojums.

kālija sulfāts K 2 SO 4 - potaša mēslojums.

kalcija sulfāts CaSO 4 dabā sastopams ģipša minerāla CaSO 4 2H 2 O formā. Sildot līdz 150 °C, tas zaudē daļu ūdens un pārvēršas par 2CaSO 4 H 2 O sastāva hidrātu, ko sauc par sadedzinātu ģipsi, vai alabastrs. Alabastrs, sajaucot ar ūdeni mīklainā masā, pēc kāda laika atkal sacietē, pārvēršoties CaSO 4 2H 2 O. Ģipsi plaši izmanto celtniecībā (ģipsis).

^ Magnija sulfāts MgSO 4 ir atrodams jūras ūdenī, izraisot tā rūgto garšu. Kristālisko hidrātu, ko sauc par rūgto sāli, izmanto kā caurejas līdzekli.

vitriols- metālu kristālisko sulfātu tehniskais nosaukums Fe, Cu, Zn, Ni, Co (dehidrētie sāļi nav vitriols). zils vitriols CuSO 4 5H 2 O - indīga viela zilā krāsā. Pirms sēšanas augus apsmidzina ar atšķaidītu šķīdumu, un sēklas apstrādā. tintes akmens FeSO 4 7H 2 O ir gaiši zaļa viela. Izmanto augu kaitēkļu apkarošanai, tinšu, minerālkrāsu u.c. sagatavošanai. Cinka vitriols ZnSO 4 7H 2 O izmanto minerālkrāsu ražošanā, chintz drukā un medicīnā.

^ 4.5. Sērskābes esteri. Nātrija tiosulfāts

Sērskābes esteri ietver dialkilsulfātus (RO 2)SO 2 . Tie ir šķidrumi ar augstu viršanas temperatūru; zemākie šķīst ūdenī; sārmu klātbūtnē tie veido spirtu un sērskābes sāļus. Zemākie dialkilsulfāti ir alkilētāji.

dietilsulfāts(C2H5)2SO4. Kušanas temperatūra -26°C, viršanas temperatūra 210°C, šķīst spirtos, nešķīst ūdenī. Iegūts, mijiedarbojoties sērskābei ar etanolu. Tas ir etilējošs līdzeklis organiskajā sintēzē. Iekļūst caur ādu.

dimetilsulfāts(CH3)2SO4. Kušanas temperatūra -26,8°C, viršanas temperatūra 188,5°C. Izšķīdīsim spirtos, tas ir slikti - ūdenī. Reaģē ar amonjaku bez šķīdinātāja (sprādzienbīstami); sulfonē dažus aromātiskus savienojumus, piemēram, fenola esterus. Iegūts, mijiedarbojoties 60% oleumam ar metanolu 150 ° C. Tas ir metilēšanas līdzeklis organiskajā sintēzē. Kancerogēns, ietekmē acis, ādu, elpošanas orgānus.

^ Nātrija tiosulfāts Na2S2O3

Tiosulfurskābes sāls, kurā diviem sēra atomiem ir dažādi oksidācijas stāvokļi: +6 un -2. Kristāliska viela, labi šķīst ūdenī. To ražo Na 2 S 2 O 3 5H 2 O kristāliskā hidrāta veidā, ko parasti sauc par hiposulfītu. Iegūst, nātrija sulfītam mijiedarbojoties ar sēru vārīšanās laikā:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Tāpat kā tiosulfābe, tā ir spēcīgs reducētājs, ar hloru to viegli oksidējas par sērskābi:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + 2 NaCl + 6 HCl

Nātrija tiosulfāta izmantošana hlora absorbēšanai (pirmajās gāzmaskās) tika balstīta uz šo reakciju.

Nātrija tiosulfātu nedaudz savādāk oksidē vāji oksidētāji. Šajā gadījumā veidojas tetrationskābes sāļi, piemēram:

2Na 2S 2O 3 + I 2 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2 NaI

Nātrija tiosulfāts ir blakusprodukts NaHSO 3, sēra krāsvielu ražošanā, rūpniecisko gāzu attīrīšanā no sēra. To lieto hlora pēdu noņemšanai pēc audumu balināšanas, sudraba iegūšanai no rūdām; ir fiksators fotogrāfijā, reaģents jodometrijā, pretlīdzeklis saindēšanās gadījumā ar arsēnu, dzīvsudraba savienojumiem un pretiekaisuma līdzeklis.

Sēra (IV) oksīds un sērskābe

Sēra oksīds (IV) jeb sēra dioksīds normālos apstākļos ir bezkrāsaina gāze ar asu smacējošu smaku. Atdzesējot līdz -10°C, tas sašķidrinās bezkrāsainā šķidrumā.

Kvīts

1. Laboratorijas apstākļos sēra oksīdu (IV) iegūst no sērskābes sāļiem, uz tiem iedarbojoties stiprām skābēm:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u0 2SO 2 + 2H2O

2. Arī sēra dioksīds veidojas, mijiedarbojoties koncentrētai sērskābei, karsējot ar zemas aktivitātes metāliem:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2-4 \u003d Cu 2+ + SO 2-4 + SO 2 + 2H 2 O

3. Sēra oksīds (IV) veidojas arī tad, kad sērs tiek sadedzināts gaisā vai skābeklī:

4. Rūpnieciskos apstākļos SO 2 iegūst, apdedzinājot pirītu FeS 2 vai krāsaino metālu sēra rūdas (cinka maisījumu ZnS, svina spīdumu PbS u.c.):

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 molekulas strukturālā formula:

Saišu veidošanā SO 2 molekulā piedalās četri sēra elektroni un četri elektroni no diviem skābekļa atomiem. Saistošo elektronu pāru un nedalītā sēra elektronu pāra savstarpējā atgrūšanās piešķir molekulai leņķisko formu.

Ķīmiskās īpašības

1. Sēra oksīdam (IV) piemīt visas skābo oksīdu īpašības:

Mijiedarbība ar ūdeni

Mijiedarbība ar sārmiem,

Mijiedarbība ar pamata oksīdiem.

2. Sēra oksīdam (IV) ir raksturīgas reducējošas īpašības:

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (katalizatora klātbūtnē, karsējot)

Bet spēcīgu reducētāju klātbūtnē SO 2 darbojas kā oksidētājs:

Sēra oksīda (IV) redoksdualitāte ir izskaidrojama ar to, ka sēram ir oksidācijas pakāpe +4, un tāpēc tas, dodot 2 elektronus, var tikt oksidēts līdz S +6, bet saņemot 4 elektronus, var tikt reducēts līdz. S °. Šo vai citu īpašību izpausme ir atkarīga no reaģējošās sastāvdaļas rakstura.

Sēra oksīds (IV) labi šķīst ūdenī (40 tilpumi SO 2 tiek izšķīdināti 1 tilpumā 20 ° C temperatūrā). Šajā gadījumā sērskābe pastāv tikai ūdens šķīdumā:

SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3

Reakcija ir atgriezeniska. Ūdens šķīdumā sēra oksīds (IV) un sērskābe atrodas ķīmiskā līdzsvarā, ko var izspiest. Saistoties ar H 2 SO 3 (skābes neitralizācija

u) reakcija virzās uz sērskābes veidošanos; noņemot SO 2 (pūšot caur slāpekļa šķīdumu vai karsējot), reakcija virzās uz izejvielām. Sērskābes šķīdums vienmēr satur sēra oksīdu (IV), kas piešķir tam asu smaku.

Sērskābei piemīt visas skābju īpašības. Pakāpeniski disociējas šķīdumā:

H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3

Termiski nestabils, gaistošs. Sērskābe kā divvērtīgā skābe veido divu veidu sāļus:

Vidēja - sulfīti (Na 2 SO 3);

Skābie - hidrosulfīti (NaHSO 3).

Sulfīti veidojas, kad skābi pilnībā neitralizē ar sārmu:

H 2 SO 3 + 2 NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

Hidrosulfītus iegūst ar sārmu trūkumu:

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

Sērskābei un tās sāļiem ir gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, ko nosaka reakcijas partnera raksturs.

1. Tātad skābekļa iedarbībā sulfīti tiek oksidēti par sulfātiem:

2Na 2S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S + 6 O -2 4

Sērskābes oksidēšana ar bromu un kālija permanganātu notiek vēl vieglāk:

5H 2 S + 4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 2H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O

2. Enerģisku reducētāju klātbūtnē sulfītiem piemīt oksidējošas īpašības:

Sērskābes sāļi izšķīdina gandrīz visus sārmu metālu hidrosulfītus un sulfītus.

3. Tā kā H 2 SO 3 ir vāja skābe, skābju iedarbība uz sulfītiem un hidrosulfītiem izdala SO 2. Šo metodi parasti izmanto, iegūstot SO 2 laboratorijā:

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

4. Ūdenī šķīstošie sulfīti viegli hidrolizējas, kā rezultātā šķīdumā palielinās OH - - jonu koncentrācija:

Na 2 SO 3 + NE "NaHSO 3 + NaOH

Pieteikums

Sēra oksīds (IV) un sērskābe atkrāso daudzas krāsvielas, veidojot ar tām bezkrāsainus savienojumus. Pēdējais var atkal sadalīties sildot vai gaismā, kā rezultātā tiek atjaunota krāsa. Tāpēc SO 2 un H 2 SO 3 balinošais efekts atšķiras no hlora balinošās iedarbības. Parasti sēra (IV) rxide balina vilnu, zīdu un salmus.

Sēra oksīds (IV) nogalina daudzus mikroorganismus. Tāpēc, lai iznīcinātu pelējuma sēnītes, tās fumigē mitros pagrabus, pagrabus, vīna mucas utt. To izmanto arī augļu un ogu transportēšanā un uzglabāšanā. Sērskābes ražošanai lielos daudzumos izmanto sēra oksīdu IV).

Svarīgs pielietojums ir kalcija hidrosulfīta CaHSO 3 šķīdums (sulfīta šķidrums), ko izmanto koksnes un papīra masas apstrādei.