Обща характеристика на 6А група на периодичната система

Тук се включват елементите O, S, Se, Te и Po, наричани понякога халогенни. Електронната конфигурация в нормално състояние е ns²np⁴ (n-номера на периода - главното квантово число) и се явяват от втора валентност. За електронна основа служат конфигурациите на съответните благородни газове. При кислорода друга валентност не съществува, тъй като при n=2 липсва d-подравнището, докато при останалите елементи това подравнище е налице. При възбуждане на атомите на тези елементи отскачат съответен брой елекетрони на това подравнище и елементите се явяват още в четвърта и шеста валентност. Поради големия брой електрони в най-външния електронен слой електронноакцепторната функция тук е по-изразена спрямо елементите от 5А подгрупа. С водорода дават H₂R (R-елемент), които имат слаб киселинен характер (без H₂O). Окисите RO₂ и RO₃ и хидроокисите имат изразен киселинен характер - H₂RO₃ и H₂RO₄. Той намалява от  С към P, а електронноакцепторната функция се увеличава за сметка на електроннодонорната поради увеличение на атомния радиус, тоест металният характер се засилва, а с това и редукционната способност.

Кислород (O=16,000; Z=8).

Половината от земната кора е кислород (44,9%). Среща се свободен във въздуха 20,90 обемни %, респективно 23,41 масови процента, и в свързано състояние - окиси, карбонати, силикати и прочие, както и в живия свят. Човешкият организъм е около 65 масови процента кислород.

Получава се лабораторно най-често от калиевия хлорат (бертолетовата сол) при катализатор пиролузит (MnO₂)-2KClO₃=2KCl+3O₂. Технически се получава от втечнения въздух при фракционната му дестилация или при електролизата на алкализирана с NaOH вода. Съхранява се в стоманени цилиндри под налягане 150-200 атмосфери.

Безцветен, без миризма и вкус, малко по-тежък от въздуха с температура на кипене -183 градуса по Целзий, температура на топене -218,8 градуса по Целзий. Течният и твърдият са синкаво оцветени и са парамагнитни. Течният отчасти има асоциирани молекули (O₂)₃. Водата малко го разтваря - 100 обема вода и 3 обема кислород, но той е от значение за живота на рибите в големите водни басейни.

Химично е подчертано реакционноспособен. С изключение на Au, Pt и някои други метали, с останалите реагира било при сгряване или при обикновени условия, като се получават окиси. Ако окислението протича буйно и е екзотермично с отделяне на топлина и светлина, означава се като горене. В чист кислород окислителните и горивните процеси протичат много по-буйно, отколкото във въздуха по очевидни принципи. Тлееща клечка пламва, желязна тел, предварително накалена до червено, изгаря ослепително в него, сярата гори с ослепителен син пламък и прочие. С редица горливи газове и парите ма летливи горливи течности образува гърмящи газови смеси - H₂-O₂, Cs₂-O₂, C₂H₂-O₂, бензин-O₂ и прочие.

Независимо от огромното значение за живота, както и за много процеси, протичащи в природата, кислородът намира голямо приложение в техниката - за получаване на високи температури (от 1600 градуса по Целзий до 4 000 градуса по Целзий в зависимост от горливия газ), за интензификация на различни химични процеси, включително и металургични, за газификация на въглищата и прочие. Освен това се употребява в медицината за лекуване на някои области на белите дробове и сърцето; силно изразеният "кислороден глад", който може да доведе до смърт се нарича хипоксия. Употребява се и в експлозивната техника. Течният, в смес с нафталин и други органични вещества образува експлозивите оксиликвити, които бяха употребени за първи път при строителството на Днепърската хидроелектростанция и Симплонския тунел. Намира приложение и при реактивните двигатели.

Озон (O₃)

Ако се подложи кислородът на тихи електирчни изпразвания или облъчва с ултравиолетова светлина, придобива особена миризма поради образуването на озон. Получава се още при окислението на фосфора, терпентина и други смолести вещества, при високото сгряване и бързо охлаждане на кислорода, при електролизата на концентриран разтвор на H₂SO₄, при процеса KMnO₄ и H₂SO₄ и прочие. Всички тези начини показват, че озонът е ендотермична система. За неговото синтезиране е необходимо изразходването на известно количество енергия при процесите O₂=O+O, O₂+O=O₃ или тотално 3O₂=2O₃. Следователно озонът е нестабилна, неустойчива система, която при обикновени условия бавно се разлага с отделяне на атомен кислород, който действа по-силно окислително, отколкото O₂. O₃ окислява P, S, As, HCl и други при обикновена температура дори и Ag до Ag₂O₂. За получаването на озона са развити така наречените озонатори - съответни конструкции, при които кислородът се подлага на тихи електрични изпразвания. При тях превръщането на O₂ в О₃ отива до 1-2 %. Чист озон се получава чрез дълбоко охлаждане на сместа O₂ и O₃, при което първо се втечнява озонът, тоест използва се разликата в температурите на втечняване на O₂ и O₃.

Синкав, със специфична миризма и температура на кипене - 112 градуса по Целзий, и температура на топене -251 градуса по Целзий газ. Разлагането на течния и твърдия озон, които са подчертано сини, протича често пъти с експлозия, особено ако е замърсен с редукционно действащи вещества. Разтваря се около 15 пъти повече във водата, отколкото при кислорода при еднакви други условия, особено в тетрахлорметана CCl₄). Реагира с определен кръг органични вещества, като се получават озонидите - експлозивни вещества, както и с алкалните основи - озонати (например KO₃). Атакува каучука, като го прави много крехък. Намира приложение за обезмирисване на някои масла и мазнини, за обеззаразяване на питейни води (днес главно е с хлор), освежаване на въздуха в болнични помещения, киносалони, като избелител и прочие. Озонът се съдържа в атмосферата -10-7-10-8 обемни процента. Произходът му е от слънчевите лъчи (в частност ултравиолетовата светлина) и електричните изпразвания в атмосферата. В по-голямо количество се съдържа в горите от иглолистни дървета, които изпускат смолести вещества. Високо над земната повърхност (около 40км) съществува озонов пласт, който дава отпечатък върху климата на земята чрез адсорбцията на инфрачервените топлинни лъчи, които се излъчват от планетата в световното пространство и очевидно служи за топлинна покривка.

Водороден прекис (водороден пероксид, H₂O₂)

Има го в малки количества във валежната вода. Образува се при окисляването на влажен фосфор, влажни метали (Zn и прочие), при електролизата на водата, при облъчване на смес от H₂ и O₂ с ултравиолетовата светлина и прочие. Всичко това говори, че H₂O₂ е ендотермно, нестабилно съединение, което при обикновени условия бавно се разлага - 2H₂O₂=2H₂O+O₂, а в присъствие на катализатор с много голяма скорост (MnO₂, сребърен прах и прочие). За неговото формиране е необходимо изразходването на известно количество енергия.

Технически се получава от пероксидисярната киселина (H₂S₂O₈), като се обработва с вода при подходящи условия, също от атомен водород и кислород, и прочие. Получава се при ограничени мащаби по процеса BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂ и прочие.

Безцветна масловидна с метален вкус и специфична миризма течност. Относителна плътност 1,46, температура на топене 0,89 градуса по Целзий, температура на кипене 85 градуса по Целзий, при налягането 70 мм Hg, иначе се разлага. Има голяма диелектрична константа (около 90) и е по-добър йонизатор на солите, които се разтварят в него, отколкото водата.

В търговията се среща 30% разтвор известен като перхидрол и 3% известната кислородна вода; 100%-ов не се продава, тъй като се разлага с експлозия. Разтворите на водородния прекис са стабилизирани с подходящи отрицателни катализатори - пирофосфати, барбитуровата киселина и други. Установено е, че едни от веществата, които са разтворими в H₂O₂ са положителни, а други отрицателни катализатори. Особено добър положителен катализатор в случая се явява OH^-. Онези вещества, които са неразтворими, по правило са положителни катализатори (дори и стъклото). По тези причини перхидролът се продава в парафинирани шишета или озготвени от пластмаса.

Като химично съединение в зависимост от това какво е другото вещество, H₂O₂ действа в едни случаи окислително, в други - редукционно, в трети - като киселина. Окислява HI до 1/2, PbS до PbSO₄, H₂S до H₂SO₄ и прочие. Редуцира Ag₂O до Ag, златните соли до злато, KMnO₄ до Mn²⁺ и прочие. Той е слаба киселина. Нормалните соли се наричат прекиси или перокиси, а киселите - хидроперокиси - BaO₂, Na₂O₂, NaOOH, Ca(OOH)₂ и прочие. Всички съединения на H₂O₂ съдържат в структурната си формула прекисната връзка -O-O и от тях може да се получи H₂O₂. Двойствените отнасяния на H₂O₂ се обясняват с неговата структура.

Употребява се в медицината, в избелителната техника на влакна, кожи и прочие, в козметиката за изрусяване на коси, в строителството за така наречения пенобетон - шуплеста маса с много добри топлоизолационни и звукозаглушителни качества, във военното дело - реактивни снаряди, реактивни самолети и прочие, за бързо и внезапно доставяне на кислород.

Вода (H₂O)

От общата земна повърхност 510 милиона km2 4/5 е водна повърхност, тоест около 365 милиона квадратни километра. По маса водата е малко разпространена. Най-разпространеното по маса вещество - съединение е SiO₂ (силикатите), по земната повърхност. Среща се и в трите агрегатни състояния. Разграничителната линия между твърдата вода и течната вода, така наречената снежна линия, колкото се отива по на север и по на юг, считано от екватора, толкова повече се понижава, за да се изравни при полюсите с морското равнище. Водата е съставна част на живия организъм. Средно взето животните, включително човекът, представляват до 60% вода, рибите 80%, свежите растения - краставици и прочие до 90%, и прочие. Природната вода по произход бива различна и според това различно онечистена.

Валежната вода - дъжд и сняг, по очевидни причини е най-чиста. Но над големите индустриални градове още във въздуха тя се онечиства от H₂S, SO₂, прах и прочие. Речната вода е по-онечистена. При движението си по земната повърхност тя разтваря молекулно и колоидно вещества и ги отнася в моера и океани. Изворната вода е още по-онечистена, особено ако съдържа CO₂. Главните онечиствания са Ca^- и Mg^- съединения. Ако е със значително голямо съдържание на соли, нарича се минерална вода, а ако има и по-висока температура от околните, е термална вода. Някои от тези води имат лечебни свойства, тъй като съдържат NaCl, MgSO₄, Na₂SO₄, H₂S, CO₂, железни съединения и прочие, и носят названия горчиви, серни, железни, солени и прочие води. Морската и океанската вода са най-онечистените по очевидни причини. В някои затворени морета (Мъртвото море) съдържанието на оли достига до 25 масови %.

В много случаи природните води, за да бъдат използвани, трябва да се очистени. Според това за какво са предназначени и в зависимост от онечистването, методите за очистване биват различни. Тези методи, познати в известно отношение, ще бъдат само споменати:

• Декантиране - практикува се, когато неразтворимите частички са относително големи. Водата се оставя да стои, частичките (песъчинките) падат на дъното и бистрата вода се дектантира (отлива).
• Филтруване - когато частичките са относително малки. Развити са според количеството природна вода, най-различни филтри, книжни и прочие за лабораторни цели, а за градско водоснабдяване - пясъчки и други филтри.
• Ултрафилтруване - когато твърдите частички са с колоидни размери, по-малки от 0,1 Мм. Зе целта има развити съответни уредби. Отделянето на твърдите частички може да стане и чрез центрофугиране за по-големи частички и ултрацентрофугиране при колоидни частички.

Когато се касае за питейна вода, природната вода (най-често изворна) се обеззаразява, като в специални инсталации се обработва с озон или хлор, или се облъчва с ултравиолетова светлина, а в някои случаи с Ca(ClO)₂ - капорит, лозантин или хлорна вар, които отделят хлор.

Ако водата, предназначена за парни котли, е твърда, тя трябва да се освободи от причинителите, които дават котлен камък, а това са най-вече Ca²⁺ и Mg²⁺, тоест съответните соли. Освен това такава вода не се пени с обикновения сапун. Трябва да се омекоти. Омекотяването става по няколко начина, но обикновено чрез обработката й с алкални карбонати, фосфати и прочие, които извеждат Ca²⁺ и Mg²⁺ в съответни утайки. За целта има развити целесъобразни инсталации. Съществуват и други методи. Котленият камък е крайно нежелателен, малко е топлопроводен и при евентуални прегрявания парният котел може да експлодира. При котлен камък с дебелина 1,5 мм разходът на гориво се увеличава с около 15%, а при дебелина 12 мм - с около 150%.

От молекулно и йонно диспергираните, нелетливи вещества природната вода се освобождава чрез дестилация - прицес, при който водата преминава в пари и последните се втечняват в хладилник и събират в приемник. Водата, очистена чрез дестилация, е най-чиста, но не напълно чиста. Онечистванията й са от съставните части на въздуха, CO₂ и прочие, от съставните части на материала, от който е изготвен дестилаторът и от кипящата вода, подложена на дестилация. За да се получи в относително още по-чисто състояние, тя се предестилира няколко пъти в специални за целта дестилатори. Но абсолютно чиста вода не е позната.

Водата е безцветна, без вкус и мирис. Всъщност дестилираната вода има известен вкус, който зависи от степента на жаждата. Кипи при външно налягане 760 мм Hg, при 100 градуса по Целзий (80 градуса R, 212 градуса F, 373,16 K), а кристализира при 0 градуса по Целзий (0 градуса R, 32 градуса F, 273,16 K). Един кубичен сантиметър течна вода дава при обикновени условия 1650 кубични сантиметра водни пари. В своите отнасяния показва редица аномалии и особености, които я отличават от останалите течности. Тези аномалии, дадени в общи черти, са следните:

Промяна на плътността (обема) при промяна на температурата. От 0 градуса по Целзий до 4 градуса по Целзий водата вместо да се разширява (да намалява плътността си), тя се свива (увеличава). Така че при 4 градуса по Целзий водата има най-малък обем и най-голяма плътност. Това отнасяне е от значение за живота в големите водни басейни. В дълбочини водните пластове имат температура 4 градуса по Целзий. Тази аномалия при еднакви други условия зависи от размерите на водата и налягането.

Водата има най-голяма топлоемкост или специфична топлина, тоест най-бавно изстива, най-бавно се стопля при неизменни другия условия. При около 45 градуса по Целзий преминава през минимум.

Измежду всички течни и твърди вещества като течност и лед има най-малък коефициент на топлопроводност.

Притежава голяма топлина на изпаряване (втечняване), голяма топлина на стапяне (кристализация) и висока температура на кипене и кристализация в сравнение с аналозите й от главната подгрупа (H₂S, H₂Se, H₂Te).

Ледът плава над течната вода, което е присъщо и на някои други вещества малко на брой (Ga, Bi, чугун и прочие). Относителната плътност на леда е 0,92, което говори, че при замръзването водата увеличава обема си, като се развива налягане от около 2 000 атмосфери. Но тази аномалия е налице до 2 000 атмосфери и 20 градуса по Целзий, след които условия ледът потъва в течната вода. Притежава голяма диелектрична константа (около 80), благодарение на което се явява много добър йонизатор на електролитите. Въпреки тези аномалии водата е послужила като основа за изграждането на най-употребимите измервателни системи в науката и живота. За единица маса, тегло, плътност, количество топлина и за температурните скали Целзий и Фаренхайт, е взета водата. Това е обяснимо, тъй като за времето, когато са се създавали тези измерителни системи, водата е могла да бъде получена в най-чисто състояние сред останалите течни вещества и то сравнително лесно по пътя на дестилацията.

Изложените аномалии се обясняват върху основата на полярната връзка и асиметричното разположение на водородните атоми спрямо кислородният атом, което има за резултат заедно с водородната връзка асоциацията на водните молекули от простата H₂O-молекула при високи температури и в пари до асоциата (H₂O)₈ при температури близки до 0 градуса по Целзий. При промяна на температурата равновесието между асоциатите съответно се променя.

Водата се разлага на H₂ и O₂ в обемно отношение 2:1 (масово отношение 1:8) чрез електричен ток или при високо сгряване. При 3500 градуса по Целзий и налягане 760 ммHg е разложена до 31%. Екстраполацията показва, че към 6 000 градуса по Целзий става практически пълно разлагане.

В химично отношение е неутрална pH=7. Взаимодейства с голям брой метални окиси до съответните хидроокиси. Реагира с много метали при обикновена температура или при сгряване, като се получава водород и с някои неметали (Cl, F₂). Взаимодейства с много соли - хидролиза. Включва се в кристалната решетка на редица соли - кристализационната вода (формират се кристалохидрати) или механична, която определя при сгряването на кристалите (KCl и NaCl, и други) пукането, така нареченото декрипитиране на кристала. Тя може да се преохлажда под температурата на замръзване до -72 градуса по Целзий и прегрява над температурата на кипене до около +140 градуса по Целзий.

Тъй като се явява повсеместно онечистване на веществата, поставен е въпросът явява ли се тя като съществен аргумент при химичните процеси. Резултатите говорят положително. Ако се вземат веществата близко до абсолютно сухото състояние или много бавно реагират помежду си, или въбще не реагират. Гърмящите газове от H₂ и O₂ или от H₂ и Cl₂ не експлодирват, CO не гори, p не се самозапалва на въздуха, NH₄Cl не се разлага термично, H₂SO₄ не реагира с металите, дори и с алкалните и прочие, и прочие. Както се вижда, без водата (влагата), като че ли веществата стават химически "мъртви" системи. Сметна се по едно време, че водата е универсален положителен катализатор. Участва в сложния кръговрат на топлината, влагата и веществата в природата. Животът на организмите зaвиси от съдържанието на водата. Когато количеството вода в човешкия организъм се намали до около 15%, той за късо време загива. Водата се употребява повсеместно в бита и техниката.

Въздух

Съставните части на въздуха се разделят на три големи групи, постоянни променливи - N₂, O₂ и благородните газове, които съставляват около 0,94 обемни процента, респективно 1,28 мас.%. Процентите за N₂ и O₂ са дадени при съответните елементи. Те не зависят от условията. При големи височини се явява съставката O₃, водородът (над 140 км), а азотът - съответно намалява. Първите анализи (преди 170-190 години) на въздуха съвпадат с днешните анализи. Въздухът, "погребан" в съдове, открити при разкопките на Херкулан и Помпей (Италия), засипани в началото на нашата ера при изригването на вулкана Везувий, показват състав еднакъв с днешния състав. Въздухът, включен в някои скални маси (гранит, гнайс и прочие) , показват състав, различен от днешния. Той съдържа N₂, CO благородни газове, но не и кислород. Това е при предпоставката, че газовите включения в тези скали при застиването им в геологичното минало са включили части от атмосферата. Постоянни променливи са CO₂ със средно съдържание 0,03 об. % и водните пари, съдържанието на които зависи главно от температурата. CO₂ е от значение за климата на земята. Върху неговата основа се обяснява ледниковият периода в Европа и субтропическият климат в полярните области в миналите геологични епохи. Невинаги има и случайни примеси. Те са H₂S, NH₃, SO₂, прах, бактерии и прочие. Крайморската атмосфера съдържа известни количества бром, йод и други. В дебел пласт въздухът е син. Отчита му се условна молекулна маса 29. Един литър (без CO₂ и влага) тежи 1,2926 грама (0 градуса по Целзий и 760 ммHg). На 1 см² земна повърхност упражнява налягане около 1 килограм.

Значението на въздуха е общоизвестно. Човешкият организъм се нуждае денонощно от около 1 кг въздух. Докато вдишваният въздух съдържа 20,90% об. % О₂ и 0,03 об.% CO₂ издишваният въздух съдържа 15-16 об.% О₂ и около 4-5 об. % CO₂. Важен е и за така наречената минерализация, процес, който протича в почвата. Въздухът се втечнява към -190 грдуса по Целзий, в машината на Линде и в по-съвършена конструкция - турбодетандер на съветския учен П. П. Капица. Течният въздух се съхранява, както въобще втечнените газове в така наречените Дюарови съдове. Всъщност обикновените термуси в бита са дюарови съдове.

Въздухът не е химично съединение, а смес от газове. В полза на това говори и следното: всички газове в състава на въздуха запазват свойствата си; отношението между азота и кислорода не е стехиометрично; течният въздух представлява общ разтвор на течен азот и течен кислород; кристалната маса въздух представлява фина смес от кристалчетата на кислорода и азота.

Сяра (S=32,066; Z=16)

Среща се по земната кора самородна и в свързано състояние - PbS-галенит, ZnS - сфалерит, FeS₂ - пирит, CaSO₄.2H₂O - гипс и прочие. Участва в изграждането на белтъците. Технически се получава най-вече от самородната сяра, която се среща във вулканични местности. Там където е дълбоко, в земната кора се стапя с прегрята пара и от това подземно "сярно" езеро стопената сяра се изпомпва на повърхността. Има развити методи за получаването й от минералите.

Жълти кристали, които са безцветни към -80 градуса по Целзий. Подчертан диелектрик. Не провежда топлината. Не се разтваря във водата, но е разтворима в Cs₂, S₂Cl₂ и други. Дава няколко полиморфни форми. Главно са две - ромбичната сяра (αS), устойчива модификация за обикновена температура с относителна плътност 2,07 и температура на топене 112,8 градуса по Целзий и моноклинната сяра (βS), устойчива над температурата на превръщане 95,6 градуса по Целзий с относителна плътност 1,96 и температура на топене 119 градуса по Целзий. Във възлите на кристалната решетка се намира молекулата S8, кипи при 444 градуса по Целзий. Ако стопилката на сярата бързо се охлади, получава се пластичната сяра с каучукоподобни свойства. Не е устойчива на обикновена температура. При промяна на температурата стопената сяра показва цветни явление. Когато е стопена, тя е лимоненожълта с неголям вискозитет течност. При повишение на температурата стопилката тъмнее и вискозитетът се увеличава до такава степен, че ако епруветката се обърне, тя не се разлива. Това е при около 250 градуса по Целзий. Над тази температура сярата става още по-тъмночервена и вискозитетът започва да намалява. Цветни явление показват и парите на сярата в реда оранжев, червен, жълт и безцветно, над 1000 градуса по Целзий. Цветните явления се обясняват най-общо с разграждането на молекулите S8 при повишение на температурата до серни атоми към 1500 градуса по Целзий. При натъркване сярата се наелектризирва. Когато е чиста, при леко нагряване, пръщи поради появата на вътрешни напрежения.

При обикновена температура не е много реакционоспособна. При сгряване реагира екзотермично с металите до сулфиди. Гори на въздуха със син пламък, като се чувства миризмата на SO₂. Реагира при висока температура с H₂ до H₂S, с Cl₂ до S₂Cl₂ и прочие.

Употребява се масово в селското стопанство, в каучуковата промишленост, в кибритената промишленост, в експлозивната техника, в медицината, за получаване на сярна киселина и прочие.

Сероводород (H₂S)

Представлява частен случай от сулфаните с обща формула H₂Sx, където x=1. Съдържа се във вулканичните гаове в някои минерални води, образува се при гниенето на серосъдържащи органични вещества - белтъка и прочие. Развалените яйца миришат на сероводород. В дълбините на Черно море се съдържа H₂S, в кожарските ями също, и прочие.

Може да се получи синтетично H₂+S⇔H₂S, но този процес не се използва. Практически интерес представлява реакцията FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S, която намира приложение в лабораториите.

Безцветен, с крайно неприятна миризма, бързопретъпящ обонянието газ. При -60 градуса по Целзий се втечнява, а при 85,6 градуса по Целзий кристализира. Малко по-тежък е от въздуха. Действа силно отровно. Отровността се дължи на свързването на H₂S с Fe на хемоглобина, при което се получава FeS и дишането се парализира. Като противоотрова се препоръчва дишане на чист въздух и малки количества хлор. Разтваря се във вода - сероводородна слаба киселина. Солите й са сулфидите (кисели и нормални). Алкалните и амониевият сулфид са разтворими и се хидролизират, а на тежките метали, различно обагрени, са общо взето малко разтворими. Гори със син пламък, като се получава или S, или SO₂. Действа редукционно както и неговите соли. Сребърни, медни, никелови и други предмети в H₂S-на атмосфера чернеят, понеже сулфидите им са черни. Известни са и полисулфиди, производни на киселините H₂Sx (x=2-9). Те са обагрени от жълт до кръвночервен цвят. Някои сулфиди се употребяват в медицината и в кожарската промишленост за обезкосмяване и прочие.

Серен двуокис (SO₂)

Сярата дава значителен брой окиси, които се извеждат от общите формули SOx(x=1-4) и S₂O₂+1 (x=1-3). Важен е SO₂. Намира се във вулканичните газове и в атмосферата на големите индустриални градове. Получава се по няколко начина, но лабораторно се използва процесът Cu+2H₂SO₄=CuSO₄+2H₂O+SO₂. Получава се и при горенето на сярата и при пърженето на FeS₂.

Безцветен, с остра задушлива миризма, отровен газ. Втечнява се при -10 градуса по Целзий, кристализира при -72 градуса по Целзий. Притежава голяма изпарителна топлина и голяма скорост на изпаряване, което го определя като газ-пълнител на хладилни машини. Добър разтворител на някои соли. Разтворите провеждат електринчния ток. Присъщи са му три групи реакции - редуктор-валентността на S преминава от 4 в 6: 2SO₂+O₂=2SO₃ и прочие; окислител - валентността на S преминава от 4 в 6: 2SO₂+O₂=2SO₃ и прочие; окислител-втора валентност: 2Mg+SO₂=2MgO+S; SO₂+6H=H₂S+2H₂O; 4Al+3SO₂=2AlO₃+3S и прочие, валентността не се променя при H₂O+SO₂=H₂SO₃ и прочие, SO₂ се разтваря във водата - 1 обем вода и 40 обема SO₂. Разтворът придобива кисела реакция поради образуването на H₂SO₃-нетрайна. В свободно състояние неизвестна, слаба двуосновна киселина. Солите й са сулфитите (кисели и нормални). Намират приложение в консервната, текстилната, хартиената промишленост, във фототехниката и прочие.

Серният двуокис се продава в стоманени цилиндри. Употребява се в избелителната техника като дезинфекционно средство, в консервната промишленост, в нефтопромишлеността и прочие. Той се намира като случаен примес в атмосферата на големите индустриални градове особено зимно време, когато се горят масово каменни въглища и дава отрицателен отпечатък върху угледността на сградите и здравето на хората, тъй като се превръща в крайна сметка във фино диспергирана мъгла от сярна киселина. 

Сярна киселина (H₂SO₄)

Среща се в някои руднични води, извиращи в съседство с вулканични местности. Съдържа се до 3-4% в слюнчения секрет на някои мекотели.

Безводна, масловидна течност с температура на топене 10,3 градуса по Целзий и температура на кипене 290 градуса по Целзий. При кипене се разлага (на SO₃ и H₂O), като се превръща в 98,3 % H₂SO₄, която кипи при 338 градуса по Целзий. Относителна плътност 1,834 (15 градуса по Целзий). Търговската е 96,5% (66Be). При 450 градуса по Целзий се разлага на 2H₂SO₄=2H₂O+2SO₂+O₂. Практически не е електропроводна, но с разреждането става токопроводима. Разреждането е подчертан екзотермичен процес поради силно застъпената хидратация и контракция на обема. Поради това, че температурата силно се повишава и че H₂SO₄ е по-тежка от водата, разреждането по правило става, като се налива сярната киселина във водата, а не обратно, тъй като става изпръскване на киселината и попаднала върху ръце или дрехи ще нанесе поражения. Разтваря SO₃, който е неин анхидрид и се получават състави, известни с общото название олеуми. Действа силно хигроскопично, поради което овъглява захарта, хартията, текстила и прочие. Двуосновна, силна киселина (кисели и нормални соли). Киселите соли са разтворими във вода, от нормалните малко разтворими са BaSO₄, PbSO₄, SrSO₄ и други. Действа окислително, особено ако е концентрирана и гореща и по тези причини разтваря някои метали, които са след водорода в електроафинитетния ред - Cu, Ag, Hg и други. Реагира с C, S и други неметали, като ги превръща в окиси.

Транспортирането на големи количества H₂SO₄ става в стоманени цистерни и то 93%-ната, тъй като тя пасивира стоманата и последната не се разтваря в киселина.

Технически се получава по контактния и нитрозния метод. Общото при тях е, че са каталитични процеси. Първият обхваща получаването на SO₂, окисляването му до SO₃ при катализатор Pt понастоящем Ag₃VO₄ или V₂O₅ и разтваряне на получения SO₃ в концентрирана сярна киселина до олеуми, които се разреждат до желани концентрации H₂SО₄. Вторият метод обхваща процесите SO₂+NO₂+H₂O=H₂SO₄+NO; 2NO+O₂=2NO₂, след което следва първият процес и така нататък. Очевидно тук азотните окиси са катализатори. Получава е 65%-на H2SO4. И двата метода понастоящем се практикуват, въпреки че при контактния се получава по-чиста и по-концентрирана киселина.

Ако по една или друга причина човек залее масово било ръце или крака с концентрирана сярна киселина, като се има предвид хигроскопичността й, окислитеното й действие, екзотермичността на разреждането, скоростта на атакуването на залятите части от киселината при по-високи температури, трябва безусловно те да се избършат първо с кърпа или хартия, за да се отстранят големите количества киселина и тогава да се измият добре с чешмена вода и накрая с разреден разтвор на NaHCO₃ или друго слабо алкално действащо вещество, за да се премахнат и последните следи от киселината. Поражения няма да има. Ако изложеното не се спазва, особено ако се пристъпи направо към измиване с разтвор на NaHCO₃ пораженията ще бъдат немалки. Приложението на сярната киселина е огромно. Това е "лостът на химическата промишленост".

Употребява се изразът "акумулаторна сярна киселина". Това е H₂SO₄ с подходяща концентрация, електролит при оловните акумулатори. Тя трябва да бъде чиста, най-вече по отношение на железните, хлорните и нитратните йони, които се явяват "отрови'за акумулаторите.