O.S.ZAITSEVS
ĶĪMIJAS GRĀMATA
SKOLOTĀJIEM VIDUSSKOLAS,
PEDAGOĢISKĀS UNIVERSITĀTES STUDENTI UN 9.–10. KLAŠU SKOLĒNI,
KURI IZLĒMUSI VELTĪTIES ĶĪMIJAI UN DABAS ZINĀTNIEM
MĀCĪBU GRĀMATAS UZDEVUMI LABORATORIJAS PRAKTISKIE ZINĀTNISKIE STĀSTI LASĪŠANAI
Turpinājums. Skatīt Nr.4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004
8.1. §. Redoksreakcijas
LABORATORIJAS PĒTĪJUMI
(turpinājums)
2. Ozons ir oksidētājs.
Ozons ir vissvarīgākā viela dabai un cilvēkiem.
Ozons rada ozonosfēru ap Zemi 10–50 km augstumā ar maksimālo ozona saturu 20–25 km augstumā. Atrodoties atmosfēras augšējos slāņos, ozons nelaiž cauri lielāko daļu Saules ultravioleto staru, kas kaitīgi ietekmē cilvēkus, dzīvniekus un flora. IN pēdējos gados Ir atklāti ozonosfēras apgabali ar ievērojami samazinātu ozona saturu, tā sauktie ozona caurumi. Nav zināms, vai ozona caurumi ir veidojušies iepriekš. Arī to rašanās iemesli nav skaidri. Tiek uzskatīts, ka hloru saturoši freoni no ledusskapjiem un smaržu kārbām ir ultravioletais starojums Saule izdala hlora atomus, kas reaģē ar ozonu un tādējādi samazina tā koncentrāciju atmosfēras augšējos slāņos. Zinātniekus ļoti satrauc ozona caurumu bīstamība atmosfērā.
Zemākajos atmosfēras slāņos ozons veidojas secīgu reakciju rezultātā starp atmosfēras skābekli un slāpekļa oksīdiem, ko izdala slikti noregulēti automašīnu dzinēji un izplūdes no augstsprieguma elektropārvades līnijām.
Ozons ir ļoti kaitīgs elpošanai – tas iznīcina bronhu un plaušu audus. Ozons ir ārkārtīgi toksisks (jaudīgāks par oglekļa monoksīdu). Maksimālā pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 10–5%.
Ozonu kopā ar hloru izmanto ūdens attīrīšanai, lai sadalītu organiskos piemaisījumus un iznīcinātu baktērijas. Tomēr gan ūdens hlorēšanai, gan ozonēšanai ir savas priekšrocības un trūkumi. Hlorējot ūdeni, baktērijas gandrīz pilnībā iznīcina, bet veidojas kancerogēna rakstura organiskas vielas, kas ir kaitīgas veselībai (veicina vēža attīstību) - dioksīni un tamlīdzīgi savienojumi. Ozonējot ūdeni, šādas vielas neveidojas, bet ozons nenogalina visas baktērijas, un atlikušās dzīvās baktērijas pēc kāda laika bagātīgi vairojas, absorbējot nogalināto baktēriju atliekas, un ūdens kļūst vēl vairāk piesārņots ar baktēriju floru. Tāpēc dzeramā ūdens ozonēšanu vislabāk izmantot, ja to izmanto ātri. Ūdens ozonēšana peldbaseinos ir ļoti efektīva, ja ūdens nepārtraukti cirkulē caur ozonatoru. Ozonu izmanto arī gaisa attīrīšanai. Tas ir viens no videi draudzīgajiem oksidētājiem, kas neatstāj kaitīgus sadalīšanās produktus.
Ozons oksidē gandrīz visus metālus, izņemot zeltu un platīna grupas metālus.
Ķīmiskās metodes ozona ražošana ir neefektīva vai pārāk bīstama. Tāpēc ozonu, kas sajaukts ar gaisu, iesakām iegūt ozonatorā (vājas elektriskās izlādes ietekme uz skābekli), kas pieejams skolas fizikas laboratorijā.
Ozonu visbiežāk iegūst, iedarbojoties uz gāzveida skābekli ar klusu elektrisko izlādi (bez svelmes un dzirkstelēm), kas rodas starp ozonizatora iekšējo un ārējo trauku sieniņām. Vienkāršāko ozonatoru var viegli izgatavot no stikla caurulēm ar aizbāžņiem. Jūs sapratīsit, kā to izdarīt no att. 8.4. Iekšējais elektrods ir metāla stienis (garais nags), ārējais elektrods ir stieples spirāle. Gaisu var izpūst ar akvārija gaisa sūkni vai gumijas spuldzi no smidzināšanas pudeles. Attēlā 8.4 Iekšējais elektrods atrodas stikla caurulē ( Kāpēc jūs domājat?), bet jūs varat salikt ozonatoru bez tā.
 |
Gumijas aizbāžņus ātri sarūsē ozons. Augstspriegums
To ir ērti iegūt no automašīnas aizdedzes sistēmas indukcijas spoles, nepārtraukti atverot pieslēgumu zemsprieguma avotam (akumulatoram vai 12 V taisngriezim).
Ozonu var kvalitatīvi noteikt, izmantojot kālija jodīda cietes šķīdumu. Šajā šķīdumā var iemērc filtrpapīra sloksni vai šķīdumu var pievienot ozonizētam ūdenim un mēģenē cauri šķīdumam izlaist gaisu ar ozonu. Skābeklis nereaģē ar jodīda jonu.
Reakcijas vienādojums:
2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .
Uzrakstiet elektronu pieauguma un zuduma reakciju vienādojumus.
Nonesiet šajā šķīdumā samitrinātu filtrpapīra sloksni uz ozonatoru. (Kāpēc kālija jodīda šķīdumam ir jāsatur ciete?)Ūdeņraža peroksīds traucē ozona noteikšanu, izmantojot šo metodi. (Kāpēc?).
Aprēķiniet reakcijas EML, izmantojot elektrodu potenciālus:
3. Sērūdeņraža un sulfīda jonu reducējošās īpašības.
Sērūdeņradis ir bezkrāsaina gāze ar puvušu olu smaržu (daži proteīni satur sēru).
Lai veiktu eksperimentus ar sērūdeņradi, varat izmantot gāzveida sērūdeņradi, izlaižot to caur šķīdumu ar pētāmo vielu, vai pētāmajiem šķīdumiem pievienot iepriekš sagatavotu sērūdeņraža ūdeni (tas ir ērtāk). Daudzas reakcijas var veikt ar nātrija sulfīda šķīdumu (reakcijas ar sulfīda jonu S 2–).
Strādājiet ar sērūdeņradi tikai caurvējā! Sērūdeņraža maisījumi ar gaisu deg sprādzienbīstami.
Sērūdeņradi parasti ražo Kipp aparātā, reaģējot 25% sērskābes (atšķaidīta 1:4) vai 20% sālsskābes (atšķaidīta 1:1) uz dzelzs sulfīda 1–2 cm lielu gabalu veidā.
FeS (kr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2S (g.).
Nelielus sērūdeņraža daudzumus var iegūt, ievietojot kristālisko nātrija sulfīdu kolbā ar aizbāzni, caur kuru tiek izlaista pilināmā piltuve ar aizbāzni un izplūdes cauruli. Lēnām izlejot no piltuves 5–10% sālsskābi (kāpēc ne sērs?), kolbu nepārtraukti krata, kratot, lai izvairītos no nereaģējušas skābes lokālas uzkrāšanās. Ja tas nav izdarīts, neparedzēta sastāvdaļu sajaukšana var izraisīt spēcīgu reakciju, aizbāzni un kolbas iznīcināšanu.
Vienmērīgu sērūdeņraža plūsmu iegūst, karsējot ar ūdeņradi bagātus organiskos savienojumus, piemēram, parafīnu, ar sēru (1 daļa parafīna uz 1 daļu sēra, 300 ° C).
Lai iegūtu sērūdeņraža ūdeni, sērūdeņradi izlaiž caur destilētu (vai vārītu) ūdeni. Apmēram trīs tilpumi sērūdeņraža gāzes izšķīst vienā tilpumā ūdens. Stāvot gaisā, sērūdeņraža ūdens pakāpeniski kļūst duļķains. (Kāpēc?).
Sērūdeņradis ir spēcīgs reducētājs: tas reducē halogēnus līdz ūdeņraža halogenīdiem, sērskābe– sēra dioksīdam un sēram.
Sērūdeņradis ir indīgs. Maksimālā pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 0,01 mg/l. Pat zemās koncentrācijās sērūdeņradis kairina acis un elpceļus un izraisa galvassāpes. Koncentrācija virs 0,5 mg/l ir dzīvībai bīstama. Augstākā koncentrācijā tas tiek ietekmēts nervu sistēma. Sērūdeņraža ieelpošana var izraisīt sirds un elpošanas apstāšanos. Dažreiz sērūdeņradis uzkrājas alās un kanalizācijas akās, un tur iesprostotais cilvēks acumirklī zaudē samaņu un nomirst.
Tajā pašā laikā sērūdeņraža vannām ir ārstnieciska iedarbība uz cilvēka ķermeni.
3a. Sērūdeņraža reakcija ar ūdeņraža peroksīdu.
Izpētiet ūdeņraža peroksīda šķīduma ietekmi uz sērūdeņraža ūdeni vai nātrija sulfīda šķīdumu.
Pamatojoties uz eksperimentu rezultātiem, sastādiet reakciju vienādojumus. Aprēķiniet reakcijas EML un izdariet secinājumu par tās pārejas iespēju.
3b. Sērūdeņraža reakcija ar sērskābi.
Koncentrētu sērskābi pa pilienam ielej mēģenē ar 2–3 ml sērūdeņraža ūdens (vai nātrija sulfīda šķīduma). (uzmanīgi!) līdz parādās duļķainība. Kas ir šī viela? Kādi citi produkti var rasties šajā reakcijā?
Uzrakstiet reakciju vienādojumus. Aprēķiniet reakcijas emf, izmantojot elektrodu potenciāli:
4. Sēra dioksīds un sulfīta jons.
Sēra dioksīds, sēra dioksīds, ir vissvarīgākais atmosfēras piesārņotājs, ko izdala automobiļu dzinēji, izmantojot slikti attīrītu benzīnu, un krāsnis, kurās sadedzina sēru saturošas ogles, kūdru vai mazutu.
Katru gadu ogļu un naftas sadegšanas dēļ atmosfērā nonāk miljoniem tonnu sēra dioksīda. Sēra dioksīds dabiski sastopams vulkāniskās gāzēs. Sēra dioksīds tiek oksidēts ar atmosfēras skābekli par sēra trioksīdu, kas, absorbējot ūdeni (tvaikus), pārvēršas sērskābē. Krītošs skābais lietus iznīcina ēku cementa daļas, arhitektūras pieminekļi
no akmens cirstas skulptūras. Skābie lietus palēnina augu augšanu un pat izraisa to nāvi, kā arī nogalina dzīvos organismus ūdenstilpēs. Šādas lietavas no aramzemēm izskalo ūdenī slikti šķīstošos fosfora mēslojumus, kas, nonākot ūdenstilpēs, izraisa strauju aļģu savairošanos un dīķu un upju strauju pārpurvošanos.
Sēra dioksīdu var iegūt, ievietojot 5–10 g nātrija sulfīta kolbā, kas noslēgta ar aizbāzni ar izplūdes cauruli un pilināmo piltuvi. No pilināmās piltuves ar 10 ml koncentrētas sērskābes (ārkārtīga piesardzība!) pilienu pa pilienam ielej uz nātrija sulfīta kristāliem. Kristāliskā nātrija sulfīta vietā varat izmantot tā piesātinātu šķīdumu.
Sēra dioksīdu var iegūt arī metāla vara un sērskābes reakcijā. Apaļdibena kolbā, kas aprīkota ar aizbāzni ar gāzes izplūdes cauruli un pilināmo piltuvi, ielieciet vara skaidas vai stieples gabalus un no pilināmās piltuves ielejiet nedaudz sērskābes (uz 10 g tiek ņemti apmēram 6 ml koncentrētas sērskābes no vara). Lai sāktu reakciju, nedaudz sasildiet kolbu. Pēc tam pa pilienam pievienojiet skābi. Uzrakstiet elektronu pieņemšanas un zaudēšanas vienādojumus un kopējo vienādojumu.
Sēra dioksīda īpašības var izpētīt, izlaižot gāzi caur reaģenta šķīdumu vai ūdens šķīduma veidā (sērskābe). Tādus pašus rezultātus iegūst, izmantojot paskābinātus nātrija sulfītu Na 2 SO 3 un kālija sulfītu K 2 SO 3 šķīdumus. Vienā tilpumā ūdens izšķīdina līdz četrdesmit tilpumiem sēra dioksīda (iegūst ~6% šķīdumu).
Sēra dioksīds ir toksisks. Ar vieglu saindēšanos sākas klepus, iesnas, parādās asaras, sākas reibonis. Devas palielināšana izraisa elpošanas apstāšanos.
4a. Sērskābes mijiedarbība ar ūdeņraža peroksīdu.
Paredzēt sērskābes un ūdeņraža peroksīda reakcijas produktus. Pārbaudiet savu pieņēmumu ar pieredzi.
Pievienojiet tādu pašu daudzumu 3% ūdeņraža peroksīda šķīduma 2–3 ml sērskābes. Kā pierādīt paredzamo reakcijas produktu veidošanos?
Atkārtojiet to pašu eksperimentu ar paskābinātiem un sārmainiem nātrija sulfīta šķīdumiem.
Uzrakstiet reakcijas vienādojumus un aprēķiniet procesa emf.
Izvēlieties nepieciešamos elektrodu potenciālus:
4b. Reakcija starp sēra dioksīdu un sērūdeņradi.
Šī reakcija notiek starp gāzveida SO 2 un H 2 S un kalpo sēra ražošanai. Reakcija ir interesanta arī tāpēc, ka abi gaisa piesārņotāji viens otru iznīcina.
Vai šī reakcija notiek starp sērūdeņraža un sēra dioksīda šķīdumiem? Atbildiet uz šo jautājumu ar pieredzi.
Mēģiniet veikt reakciju iespējamības termodinamisko aprēķinu.
Vielu termodinamiskās īpašības, lai noteiktu reakcijas iespējamību starp gāzveida vielām, ir šādas:
Kurā vielu stāvoklī - gāzveida vai šķīdumā - reakcijas ir vēlamākas?
Sērūdeņradis (H₂S) ir bezkrāsaina gāze ar sapuvušu olu smaku. Tas ir blīvāks par ūdeņradi. Sērūdeņradis ir nāvējoši indīgs cilvēkiem un dzīvniekiem. Pat neliels tās daudzums gaisā izraisa reiboni un sliktu dūšu, bet trakākais ir tas, ka pēc ilgstošas ieelpošanas šī smaka vairs nav jūtama. Tomēr saindēšanās gadījumā ar sērūdeņradi ir vienkāršs pretlīdzeklis: kabatlakatiņā jāietin balinātāja gabaliņš, pēc tam tas samitrina un iepakojumu kādu laiku šņaukāt. Sērūdeņradi iegūst, sēram reaģējot ar ūdeņradi 350 °C temperatūrā:
H₂ + S → H₂S
Šī ir redoksreakcija: tās laikā mainās tajā iesaistīto elementu oksidācijas pakāpe.
Laboratorijas apstākļos sērūdeņradi iegūst, apstrādājot dzelzs sulfīdu ar sērskābi vai sālsskābi:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H2S
Tā ir apmaiņas reakcija: tajā mijiedarbojošās vielas apmaina savus jonus. Šo procesu parasti veic, izmantojot Kipp aparātu.
Kipp aparāts
Sērūdeņraža īpašības
Sērūdeņražam sadedzinot, veidojas sēra oksīds 4 un ūdens tvaiki:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S deg ar zilganu liesmu, un, turot virs tā apgrieztu vārglāzi, uz tā sieniņām parādīsies dzidrs kondensāts (ūdens).
Tomēr, nedaudz pazeminoties temperatūrai, šī reakcija norit nedaudz savādāk: uz iepriekš atdzesēta stikla sienām parādīsies dzeltenīgs brīva sēra pārklājums:
2H₂S + O2 → 2H₂O + 2S
Rūpnieciskā sēra iegūšanas metode ir balstīta uz šo reakciju.
Kad tiek aizdedzināts iepriekš sagatavots sērūdeņraža un skābekļa gāzveida maisījums, notiek sprādziens.
Sērūdeņraža un sēra (IV) oksīda reakcija rada arī brīvu sēru:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Sērūdeņradis šķīst ūdenī, un trīs tilpumi šīs gāzes var izšķīdināt vienā tilpumā ūdens, veidojot vāju un nestabilu hidrosulfīda skābi (H₂S). Šo skābi sauc arī par sērūdeņraža ūdeni. Kā redzat, sērūdeņraža gāzes un sērūdeņražskābes formulas ir uzrakstītas vienādi.
Ja hidrosulfīda skābei pievieno svina sāls šķīdumu, veidojas melnas svina sulfīda nogulsnes:
Šī ir kvalitatīva reakcija sērūdeņraža noteikšanai. Tas arī parāda hidrosulfīda skābes spēju iesaistīties apmaiņas reakcijās ar sāls šķīdumiem. Tādējādi jebkurš šķīstošs svina sāls ir sērūdeņraža reaģents. Dažiem citiem metālu sulfīdiem ir arī raksturīga krāsa, piemēram: cinka sulfīds ZnS - balts, kadmija sulfīds CdS - dzeltens, vara sulfīds CuS - melns, antimona sulfīds Sb₂S₃ - sarkans.
Starp citu, sērūdeņradis ir nestabila gāze un, karsējot, gandrīz pilnībā sadalās ūdeņradī un brīvā sērā:
H₂S → H₂ + S
Sērūdeņradis intensīvi mijiedarbojas ar halogēnu ūdens šķīdumiem:
H₂S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
Sērūdeņradis dabā un cilvēka darbībā
Sērūdeņradis ir daļa no vulkāniskām gāzēm, dabasgāzēm un gāzēm, kas saistītas ar naftas laukiem. Dabā to ir daudz minerālūdeņi Piemēram, Melnajā jūrā tas atrodas 150 metru dziļumā un zemāk.
Tiek izmantots sērūdeņradis:
- medicīnā (ārstēšana ar sērūdeņraža vannām un minerālūdeņiem);
- rūpniecībā (sēra, sērskābes un sulfīdu ražošana);
- analītiskajā ķīmijā (smago metālu sulfīdu izgulsnēšanai, kas parasti ir nešķīstoši);
- organiskajā sintēzē (organisko spirtu (merkaptānu) un tiofēna (sēru saturoša aromātiskā ogļūdeņraža) sēra analogu ražošana. Vēl viena nesen jauna zinātnes joma ir sērūdeņraža enerģija. Enerģijas ražošana no sērūdeņraža atradnēm no Melnās jūras dibena. tiek nopietni pētīta.
Sēra un ūdeņraža redoksreakciju raksturs
Sērūdeņraža veidošanās reakcija ir redokss:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Sēra mijiedarbības process ar ūdeņradi ir viegli izskaidrojams ar to atomu struktūru. Ūdeņradis periodiskajā tabulā ieņem pirmo vietu, tāpēc tā atoma kodola lādiņš ir vienāds ar (+1), un ap atoma kodolu riņķo 1 elektrons. Ūdeņradis viegli atdod savu elektronu citu elementu atomiem, pārvēršoties par pozitīvi lādētu ūdeņraža jonu - protonu:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Periodiskajā tabulā sērs atrodas sešpadsmitajā pozīcijā. Tas nozīmē, ka tā atoma kodola lādiņš ir (+16), un arī elektronu skaits katrā atomā ir 16e⁻. Sēra atrašanās vieta trešajā periodā liecina, ka tā sešpadsmit elektroni virpuļo ap atoma kodolu, veidojot 3 slāņus, no kuriem pēdējais satur 6 valences elektronus. Sēra valences elektronu skaits atbilst VI grupas skaitam, kurā tas atrodas periodiskajā tabulā.
Tātad sērs var atdot visus sešus valences elektronus, piemēram, sēra (VI) oksīda veidošanās gadījumā:
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Turklāt sēra oksidēšanās rezultātā 4e⁻ ar savu atomu var tikt nodots citam elementam, veidojot sēra (IV) oksīdu:
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Sērs var arī nodot divus elektronus, veidojot sēra (II) hlorīdu:
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Visās trijās iepriekš minētajās reakcijās sērs nodod elektronus. Līdz ar to tas tiek oksidēts, bet tajā pašā laikā darbojas kā skābekļa atomu O un hlora Cl reducētājs. Tomēr H2S veidošanās gadījumā oksidēšanās ir daudz ūdeņraža atomu, jo tie ir tie, kas zaudē elektronus, atjaunojot ārējos. enerģijas līmenis sērs no sešiem elektroniem līdz astoņiem. Rezultātā katrs ūdeņraža atoms savā molekulā kļūst par protonu:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
un sēra molekula, gluži pretēji, tiek reducēta, pārvēršas par negatīvi lādētu anjonu (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Tādējādi iekšā ķīmiskā reakcija Veidojot sērūdeņradi, oksidētājs ir sērs.
No sēra izpausmes dažādos oksidācijas stāvokļos viedokļa vēl viena interesanta mijiedarbība starp sēra (IV) oksīdu un sērūdeņradi ir reakcija, lai iegūtu brīvu sēru:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О2-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Kā redzams no reakcijas vienādojuma, gan oksidētājs, gan reducētājs tajā ir sēra joni. Divi sēra anjoni (2-) nodod divus savus elektronus sēra atomam sēra(II) oksīda molekulā, kā rezultātā visi trīs sēra atomi tiek reducēti līdz brīvam sēram.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - reducētājs, oksidējas;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - oksidētājs, reducēts.
13. nodarbība
Sēra (IV) oksīds. Sērūdeņradis un sērskābe un to sāļi
Nodarbības mērķi:
1. Raksturojiet sēra oksīda (IV), sērūdeņraža un sērskābju un to sāļu ķīmiskās īpašības, kvalitatīvās reakcijas uz sēra savienojumiem.(priekšmeta rezultāts).
2. Turpināt attīstīt spēju ģenerēt idejas, identificēt cēloņu un seku attiecības, meklēt analoģijas un strādāt komandā, izmantot alternatīvus informācijas avotus(metasubjekta rezultāts).
3. Prasmju veidošana, lai pārvaldītu savu izglītojošas aktivitātes, sagatavošanās tālākās izglītības trajektorijas izvēles izpratnei(personīgais rezultāts).
Nodarbības progress
Sagatavošanās jauna materiāla uztveršanai (10 min)
Skolēnu aptauja par mājasdarbiem.
Jauna materiāla apgūšana (20 min)
Sērūdeņradis H 2 S – bezkrāsaina gāze, smagāka par gaisu, smaržo pēc sapuvušām olām. Ļoti indīgs. Satur vulkāniskās gāzes un minerālūdeņus.
Iegūts apmaiņas reakcijā:
1. Degšana gaisā ar zilu liesmu:
2H 2 S+3O 2( būda .) = 2H 2 O+2SO 2
2H 2 S+O 2( trūkums .) = 2H 2 O+2S
2. Atjaunojošās īpašības:
3. Izšķīdinot ūdenī, veidojas hidrosulfīda skābe, kas disociējas:
4. Mijiedarbība ar sārmiem. Veido divu veidu sāļus: sulfīdus un hidrosulfīdus:
Sēra dioksīds SO 2 : bezkrāsains, ar asu smaku, smagāks par gaisu, šķīst ūdenī, indīgs.
Skābs oksīds.
1. Sajaucot ar ūdeni, veidojas sēra savienojums:
Sērskābe nestabils, viegli sadalās sēra (IV) oksīdā un ūdenī. Pastāv tikai ūdens šķīdumos. Veido divu veidu sāļus: sulfītus un hidrosulfītus.
Kvalitatīva reakcija uz sulfītiem
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 krāsošanā tekstilrūpniecībā, metālu balināšanā un fotogrāfijā. Kalcija hidrosulfītu (Ca(HSO3)2), kas eksistē tikai šķīdumā, izmanto koksnes materiāla pārstrādei īpašā sulfīta celuloze. 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 masā, 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. Mēģenē uzmanīgi ielejiet koncentrētu sērskābi un pēc tam ievietojiet tajā vara gabalu. Uzkarsē. Notiek šāda 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.