Kjemisk reaksjon so2. Svoveldioksid - fysiske egenskaper, produksjon og bruk

DEFINISJON

Svoveldioksid(svoveloksid (IV), svoveldioksid) under normale forhold er en fargeløs gass med en karakteristisk skarp lukt (smeltepunkt er (-75,5 o C), kokepunkt - (-10,1 o C).

Løseligheten av svovel (IV) oksid i vann er svært høy (under normale forhold, ca. 40 volumer SO 2 per volum vann). En vandig løsning av svoveldioksid kalles svovelsyre.

Kjemisk formel for svoveldioksid

Kjemisk formel for svoveldioksid- SO 2. Den viser at molekylet til dette komplekse stoffet inneholder ett svovelatom (Ar = 32 amu) og to oksygenatomer (Ar = 16 amu). Ved å bruke den kjemiske formelen kan du beregne molekylvekten til svoveldioksid:

Mr(SO 2) = Ar(S) + 2×Ar(O) = 32 + 2×16 = 32 + 32 = 64

Strukturell (grafisk) formel for svoveldioksid

Mer åpenbart er det strukturell (grafisk) formel for svoveldioksid. Den viser hvordan atomer er koblet til hverandre i et molekyl. Strukturen til SO 2-molekylet (fig. 1) er lik strukturen til ozonmolekylet O 3 (OO 2), men molekylet er preget av høy termisk stabilitet.

Ris. 1. Strukturen til svoveldioksidmolekylet, som indikerer bindingsvinklene mellom bindinger og lengdene på kjemiske bindinger.

Det er vanlig å skildre fordelingen av elektroner i et atom over energiundernivåer bare for individuelle kjemiske elementer, men for svoveldioksid kan følgende formel presenteres:

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse	Stoffet inneholder 32,5 % natrium, 22,5 % svovel og 45 % oksygen. Utled den kjemiske formelen til stoffet.
Løsning	Massefraksjonen av element X i et molekyl med sammensetningen NX beregnes ved å bruke følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 % La oss betegne antall mol elementer som er inkludert i forbindelsen som "x" (natrium), "y" (svovel) og "z" (oksygen). Deretter vil molforholdet se slik ut (verdiene av relative atommasser hentet fra D.I. Mendeleevs periodiske system er avrundet til hele tall): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na): ω(S)/Ar(S): ω(O)/Ar(O); x:y:z= 32,5/23: 22,5/32: 45/16; x:y:z= 1,4: 0,7: 2,8 = 2: 1: 4 Dette betyr at formelen for forbindelsen av natrium, svovel og oksygen vil være Na 2 SO 4. Dette er natriumsulfat.
Svare	Na2SO4

EKSEMPEL 2

Øvelse	Magnesium kombineres med nitrogen for å danne magnesiumnitrid i et masseforhold på 18:7. Utled formelen til forbindelsen.
Løsning	For å finne ut i hvilke relasjoner de kjemiske elementene i molekylet befinner seg, er det nødvendig å finne deres stoffmengde. Det er kjent at for å finne mengden av et stoff bør man bruke formelen: La oss finne molarmassene til magnesium og nitrogen (vi runder av verdiene til relative atommasser hentet fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tall). Det er kjent at M = Mr, som betyr M(Mg) = 24 g/mol, og M(N) = 14 g/mol. Deretter er mengden stoff av disse elementene lik: n (Mg) = m (Mg) / M (Mg); n (Mg) = 18/24 = 0,75 mol n(N) = m(N)/M(N); n(N) = 7/14 = 0,5 mol La oss finne molforholdet: n(Mg) :n(N) = 0,75: 0,5 = 1,5:1 = 3:2, de. formelen for forbindelsen av magnesium med nitrogen er Mg 3 N 2.
Svare	Mg3N2

Svoveldioksid (svoveldioksid, svoveldioksid, svoveldioksid) er en fargeløs gass som under normale forhold har en skarp karakteristisk lukt (lik lukten av en brennende fyrstikk). Det blir flytende under trykk ved romtemperatur. Svoveldioksid er løselig i vann, og det dannes ustabil svovelsyre. Dette stoffet er også løselig i svovelsyre og etanol. Dette er en av hovedkomponentene som utgjør vulkanske gasser.

1. Svoveldioksid løses opp i vann og danner svovelsyre. Under normale forhold er denne reaksjonen reversibel.

SO2 (svoveldioksid) + H2O (vann) = H2SO3 (svovelsyrling).

2. Med alkalier danner svoveldioksid sulfitter. For eksempel: 2NaOH (natriumhydroksid) + SO2 (svoveldioksid) = Na2SO3 (natriumsulfitt) + H2O (vann).

3. Den kjemiske aktiviteten til svoveldioksid er ganske høy. De reduserende egenskapene til svoveldioksid er mest uttalt. I slike reaksjoner øker oksidasjonstilstanden til svovel. For eksempel: 1) SO2 (svoveldioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (vann) = H2SO4 (svovelsyre) + 2HBr (hydrogenbromid); 2) 2SO2 (svoveldioksid) + O2 (oksygen) = 2SO3 (sulfitt); 3) 5SO2 (svoveldioksid) + 2KMnO4 (kaliumpermanganat) + 2H2O (vann) = 2H2SO4 (svovelsyre) + 2MnSO4 (mangansulfat) + K2SO4 (kaliumsulfat).

Den siste reaksjonen er et eksempel på en kvalitativ reaksjon på SO2 og SO3. Løsningen blir lilla i fargen.)

4. I nærvær av sterke reduksjonsmidler kan svoveldioksid oppvise oksiderende egenskaper. For å hente ut svovel fra avgasser i metallurgisk industri bruker de for eksempel reduksjon av svoveldioksid med karbonmonoksid (CO): SO2 (svoveldioksid) + 2CO (karbonmonoksid) = 2CO2 + S (svovel).

Også de oksiderende egenskapene til dette stoffet brukes til å oppnå fosforsyre: PH3 (fosfin) + SO2 (svoveldioksid) = H3PO2 (fosforsyre) + S (svovel).

Hvor brukes svoveldioksid?

Svoveldioksid brukes hovedsakelig til å produsere svovelsyre. Det brukes også til produksjon av lavalkoholdrikker (vin og andre middels prisdrikker). På grunn av egenskapen til denne gassen til å drepe ulike mikroorganismer, brukes den til å desinfisere varehus og grønnsakslagre. I tillegg brukes svoveloksid til å bleke ull, silke og halm (de materialene som ikke kan blekes med klor). I laboratorier brukes svoveldioksid som løsningsmiddel og for å oppnå ulike salter av svoveldioksid.

Fysiologiske effekter

Svoveldioksid har sterke giftige egenskaper. Symptomer på forgiftning er hoste, rennende nese, heshet, en særegen smak i munnen og alvorlig sår hals. Når svoveldioksid inhaleres i høye konsentrasjoner, kan det oppstå problemer med å svelge og kvelning, taleforstyrrelser, kvalme og oppkast, og det kan utvikle seg akutt lungeødem.

MPC for svoveldioksid:
- innendørs - 10 mg/m³;
- gjennomsnittlig daglig maksimal engangseksponering i atmosfærisk luft - 0,05 mg/m³.

Følsomhet for svoveldioksid varierer mellom individer, planter og dyr. For eksempel blant trær er de mest motstandsdyktige eik og bjørk, og de minst motstandsdyktige er gran og furu.

+4-oksidasjonstilstanden for svovel er ganske stabil og manifesterer seg i SHal 4-tetrahalogenider, SOHal 2-oksodihalogenider, SO 2-dioksid og deres tilsvarende anioner. Vi vil bli kjent med egenskapene til svoveldioksid og svovelsyre.

1.11.1. Svovel (IV) oksid Struktur av so2 molekylet

Strukturen til SO 2 -molekylet er lik strukturen til ozonmolekylet. Svovelatomet er i en tilstand av sp 2 hybridisering, formen på orbitalene er en vanlig trekant, og formen på molekylet er kantet. Svovelatomet har et ensomt elektronpar. S–O-bindingslengden er 0,143 nm, og bindingsvinkelen er 119,5°.

Strukturen tilsvarer følgende resonansstrukturer:

I motsetning til ozon er multiplisiteten til S–O-bindingen 2, det vil si at hovedbidraget er gitt av den første resonansstrukturen. Molekylet er preget av høy termisk stabilitet.

Fysiske egenskaper

Under normale forhold er svoveldioksid eller svoveldioksid en fargeløs gass med en skarp kvelende lukt, smeltepunkt -75 °C, kokepunkt -10 °C. Det er svært løselig i vann ved 20 °C, 40 volumer svoveldioksid løses opp i 1 volum vann. Giftig gass.

Kjemiske egenskaper til svovel (IV) oksid

Svoveldioksid er svært reaktivt.

Svoveldioksid er et surt oksid. Det er ganske løselig i vann for å danne hydrater. Den reagerer også delvis med vann og danner svak svovelsyre, som ikke er isolert i individuell form:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2-.

Som et resultat av dissosiasjon dannes protoner, slik at løsningen har et surt miljø.

Når svoveldioksidgass føres gjennom en natriumhydroksidløsning, dannes natriumsulfitt. Natriumsulfitt reagerer med overflødig svoveldioksid for å danne natriumhydrosulfitt:

2NaOH + SO2 = Na2S03 + H20;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2 NaHSO 3.

Svoveldioksid er preget av redoksdualitet, for eksempel viser det reduserende egenskaper og avfarger bromvann:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HBr

og kaliumpermanganatløsning:

5SO 2 + 2 KMnO 4 + 2 H 2 O = 2 KНSO 4 + 2 MnSO 4 + H 2 SO 4.

oksidert av oksygen til svovelsyreanhydrid:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Den viser oksiderende egenskaper når den samhandler med sterke reduksjonsmidler, for eksempel:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (ved 500 °C, i nærvær av Al 2 O 3);

S02 + 2H2 = S + 2H2O.

Fremstilling av svovel(IV)oksid

Forbrenning av svovel i luft

S + O 2 = SO 2.

Sulfidoksidasjon

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

Effekt av sterke syrer på metallsulfitter

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

1.11.2. Svovelsyre og dens salter

Når svoveldioksid oppløses i vann, dannes svak svovelsyre, hoveddelen av oppløst SO 2 er i form av hydratisert form SO 2 · H 2 O ved avkjøling frigjøres også krystallinsk hydrat, bare en liten del av; svovelsyremolekyler dissosieres til sulfitt- og hydrosulfittioner. I fri tilstand frigjøres ikke syren.

Å være dibasisk, danner to typer salter: medium - sulfitter og sure - hydrosulfitter. Bare sulfitter av alkalimetaller og hydrosulfitter av alkali- og jordalkalimetaller oppløses i vann.

Hydrogensulfid – H2S

Svovelforbindelser -2, +4, +6. Kvalitative reaksjoner på sulfider, sulfitter, sulfater.

Kvittering ved interaksjon:

1. hydrogen med svovel ved t – 300 0

2. når du virker på sulfider av mineralsyrer:

Na2S+2HCl =2 NaCl+H2S

Fysiske egenskaper:

en fargeløs gass med lukten av råtne egg, giftig, tyngre enn luft, og som løses opp i vann for å danne svak hydrogensulfidsyre.

Kjemiske egenskaper

1. En løsning av hydrogensulfid i vann - hydrosulfidsyre - er en svak dibasisk syre, derfor dissosieres den trinnvis:

H2S ↔ HS - + H+

HS - ↔ H - + S 2-

2. Hydrogensulfidsyre har de generelle egenskapene til syrer, reagerer med metaller, basiske oksider, baser, salter:

H 2 S + Ca = CaS + H 2

H 2 S + CaO = CaS + H 2 O

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

Alle sure salter - hydrosulfider - er svært løselige i vann. Normale salter - sulfider - løses opp i vann på forskjellige måter: sulfider av alkali- og jordalkalimetaller er svært løselige, sulfider av andre metaller er uløselige i vann, og sulfider av kobber, bly, kvikksølv og noen andre tungmetaller er ikke løselige selv i syrer (unntatt salpetersyre)

CuS+4HNO3 =Cu(NO3)2 +3S+2NO+2H2O

Løselige sulfider gjennomgår hydrolyse - ved anion.

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

S 2- +HOH ↔HS - +OH -

Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH

En kvalitativ reaksjon på hydrosulfidsyre og dens løselige salter (dvs. til sulfidionet S 2-) er deres interaksjon med løselige blysalter, som resulterer i dannelsen av et svart PbS-utfelling

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓

Pb 2+ + S 2- = PbS↓

Viser kun restaurerende egenskaper, fordi svovelatomet har den laveste oksidasjonstilstanden -2

1. med oksygen

a) med en ulempe

2H2S-2+020 = S0+2H20-2

b) med overskudd av oksygen

2H2S+3O2=2S02+2H2O

2. med halogener (misfarging av bromvann)

H2S-2+Br2=S0+2HBr-1

3. med kons. HNO3

H2S+2HNO3 (k) = S+2NO2 +2H2O

b) med sterke oksidasjonsmidler (KMnO 4, K 2 CrO 4 i et surt miljø)

2KMnO4 +3H2SO4 +5H2S = 5S+2MnSO4 +K2SO4 +8H2O

c) hydrosulfidsyre oksideres ikke bare av sterke oksidasjonsmidler, men også av svakere, for eksempel jern(III)-salter, svovelsyrling, etc.

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

Kvittering

1. forbrenning av svovel i oksygen.

2. forbrenning av hydrogensulfid i overskudd av O 2

2H2S+3O2 = 2S02+2H2O

3. sulfidoksidasjon

2CuS+3O2 = 2SO2 +2CuO

4. interaksjon av sulfitter med syrer

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

5. interaksjon av metaller i aktivitetsserien etter (H 2) med kons. H2SO4

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

Fysiske egenskaper

Gass, fargeløs, med en kvelende lukt av brent svovel, giftig, mer enn 2 ganger tyngre enn luft, svært løselig i vann (ved romtemperatur løses ca. 40 volumer gass i ett volum).

Kjemiske egenskaper:

Kjemiske egenskaper

SO 2 er et typisk surt oksid.

1.med alkalier, danner to typer salter: sulfitter og hydrosulfitter

2KOH+SO2 = K2SO3 + H2O

KOH+SO 2 = KHSO 3 + H 2 O

2.med basiske oksider

K 2 O+SO 2 = K 2 SO 3

3. svak svovelsyre dannes med vann

H 2 O + SO 2 = H 2 SO 3

Svovelsyre finnes bare i løsning og er en svak syre.

har alle de generelle egenskapene til syrer.

4. kvalitativ reaksjon på sulfitt - ion - SO 3 2 - virkning av mineralsyrer

Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O lukt av brent svovel

Redoksegenskaper

I ORR kan det være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, fordi svovelatomet i SO 2 har en mellomliggende oksidasjonstilstand på +4.

Som oksidasjonsmiddel:

S02 + 2H2S = 3S + 2H2S

Som reduksjonsmiddel:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Cl2+SO2+2H20 = H2S04+2HCl

2KMnO4 +5SO2 +2H2O = K2SO4 +2H2SO4 +2MnSO4

Svoveloksid (VI) SO 3 (svovelsyreanhydrid)

Kvittering:

Oksidasjon av svoveldioksid

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)

Fysiske egenskaper

En fargeløs væske, ved temperaturer under 17 0 C blir den til en hvit krystallinsk masse. Termisk ustabil forbindelse, spaltes fullstendig ved 700 0 C. Den er svært løselig i vann og vannfri svovelsyre og reagerer med den for å danne oleum

SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7

en fargeløs gass med lukten av råtne egg, giftig, tyngre enn luft, og som løses opp i vann for å danne svak hydrogensulfidsyre.

Syre-base egenskaper

Typisk syreoksid.

1.med alkalier, danner to typer salter: sulfater og hydrosulfater

2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 + H 2 O

KOH+SO 3 = KHSO 4 + H 2 O

2.med basiske oksider

CaO+SO 2 = CaSO 4

3. med vann

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

Redoksegenskaper

Svoveloksid (VI) er et sterkt oksidasjonsmiddel, vanligvis redusert til SO 2

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Svovelsyre H 2 SO 4

Fremstilling av svovelsyre

I industrien produseres syre ved kontaktmetode:

1. pyrittfyring

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

2. oksidasjon av SO 2 til SO 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)

3. oppløsning av SO 3 i svovelsyre

n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Fysiske egenskaper

H 2 SO 4 er en tung oljeaktig væske, luktfri og fargeløs, hygroskopisk. Det blandes med vann i et hvilket som helst forhold når konsentrert svovelsyre er oppløst i vann, frigjøres en stor mengde varme, så det må helles forsiktig i vann, og ikke omvendt (først vann, deretter syre, ellers vil det skje store problemer; )

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

en fargeløs gass med lukten av råtne egg, giftig, tyngre enn luft, og som løses opp i vann for å danne svak hydrogensulfidsyre.

Syre-base

Fortynnet svovelsyre viser alle de karakteristiske egenskapene til sterke syrer. Dissosieres i vandig løsning:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

1. med basiske oksider

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

2. med begrunnelse

2NaOH +H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

3. med salter

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 HCl

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (hvitt bunnfall)

Kvalitativ reaksjon på sulfation SO 4 2-

På grunn av det høyere kokepunktet, sammenlignet med andre syrer, fortrenger svovelsyren dem fra salter når den oppvarmes:

NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4

Redoksegenskaper

I fortynnet H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene H + ioner, og i konsentrert H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene SO 4 2 sulfationer.

Metaller i aktivitetsserien frem til hydrogen løses opp i fortynnet svovelsyre, sulfater dannes og hydrogen frigjøres

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

Konsentrert svovelsyre er et kraftig oksidasjonsmiddel, spesielt ved oppvarming. Det oksiderer mange metaller, ikke-metaller, uorganiske og organiske stoffer.

H 2 SO 4 (k) oksidasjonsmiddel S +6

Med mer aktive metaller kan svovelsyre reduseres til en rekke produkter avhengig av konsentrasjonen

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

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

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

Konsentrert svovelsyre oksiderer noen ikke-metaller (svovel, karbon, fosfor, etc.), og reduserer til svoveloksid (IV)

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

Interaksjon med noen komplekse stoffer

H 2 SO 4 + 8HI = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O

H 2 SO 4 + 2HBr = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O

Svovelsyresalter

2 typer salter: sulfater og hydrosulfater

Salter av svovelsyre har alle de generelle egenskapene til salter. Forholdet deres til varme er spesielt. Sulfater av aktive metaller (Na, K, Ba) spaltes ikke selv ved oppvarming over 1000 0 C, salter av mindre aktive metaller (Al, Fe, Cu) spaltes selv ved svak oppvarming

Svoveldioksid har en molekylstruktur som ligner på ozon. Svovelatomet i sentrum av molekylet er bundet til to oksygenatomer. Dette gassformige produktet av svoveloksidasjon er fargeløst, avgir en skarp lukt og kondenserer lett til en klar væske når forholdene endres. Stoffet er svært løselig i vann og har antiseptiske egenskaper. SO 2 produseres i store mengder i kjemisk industri, nemlig i produksjonssyklusen for svovelsyre. Gassen er mye brukt til behandling av landbruks- og matprodukter, bleking av stoffer i tekstilindustrien.

Systematiske og trivielle navn på stoffer

Det er nødvendig å forstå variasjonen av termer relatert til den samme forbindelsen. Det offisielle navnet på forbindelsen, hvis kjemiske sammensetning reflekteres av formelen SO 2, er svoveldioksid. IUPAC anbefaler å bruke dette begrepet og dets engelske ekvivalent - Svoveldioksid. Lærebøker for skoler og universiteter nevner ofte et annet navn - svovel (IV) oksid. Romertallet i parentes indikerer valensen til S-atomet Oksygen i dette oksidet er toverdig, og oksidasjonstallet til svovel er +4. I den tekniske litteraturen brukes utdaterte termer som svoveldioksid, svovelsyreanhydrid (et produkt av dets dehydrering).

Sammensetning og trekk ved molekylstrukturen til SO 2

SO 2 -molekylet er dannet av ett svovelatom og to oksygenatomer. Det er en vinkel på 120° mellom kovalente bindinger. I svovelatomet skjer sp2-hybridisering - skyene til en s og to p elektroner er på linje i form og energi. Det er de som deltar i dannelsen av en kovalent binding mellom svovel og oksygen. I O–S-paret er avstanden mellom atomene 0,143 nm. Oksygen er et mer elektronegativt grunnstoff enn svovel, noe som betyr at bindingsparene av elektroner skifter fra senteret til de ytre hjørnene. Hele molekylet er også polarisert, den negative polen er O-atomene, den positive polen er S-atomet.

Noen fysiske parametere for svoveldioksid

Fireverdig svoveloksid, under normale miljøforhold, beholder en gassformig aggregeringstilstand. Formelen for svoveldioksid lar deg bestemme dens relative molekylære og molare masse: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (kan avrundes til 64 g/mol). Denne gassen er nesten 2,3 ganger tyngre enn luft (M(luft) = 29 g/mol). Dioksid har en skarp, spesifikk lukt av brennende svovel, som er vanskelig å forveksle med noe annet. Det er ubehagelig, irriterer slimhinnene i øynene og forårsaker hoste. Men svovel (IV) oksid er ikke så giftig som hydrogensulfid.

Under trykk ved romtemperatur blir svoveldioksidgass flytende. Ved lave temperaturer er stoffet i fast tilstand og smelter ved -72...-75,5 °C. Ved ytterligere temperaturøkning kommer væske til syne, og ved -10,1 °C dannes det igjen gass. SO 2 molekyler er termisk stabile dekomponering til atomært svovel og molekylært oksygen skjer ved svært høye temperaturer (ca. 2800 ºC).

Løselighet og interaksjon med vann

Svoveldioksid, når det er oppløst i vann, reagerer delvis med det og danner en veldig svak svovelsyre. Ved mottak spaltes det umiddelbart til anhydrid og vann: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Faktisk er det ikke svovelsyre som er tilstede i løsningen, men hydratiserte SO 2 -molekyler. Dioksidgass reagerer bedre med kaldt vann, og dens løselighet avtar med økende temperatur. Under normale forhold kan opptil 40 volumer gass løses opp i 1 volum vann.

Svoveldioksid i naturen

Betydelige mengder svoveldioksid frigjøres med vulkanske gasser og lava under utbrudd. Mange typer menneskeskapte aktiviteter fører også til økte konsentrasjoner av SO 2 i atmosfæren.

Svoveldioksid slippes ut i luften av metallurgiske anlegg, der avgasser ikke fanges opp under malmbrenning. Mange typer fossilt brensel inneholder svovel som et resultat, betydelige volumer av svoveldioksid frigjøres til den atmosfæriske luften når man brenner kull, olje, gass og drivstoff fra dem. Svoveldioksid blir giftig for mennesker ved konsentrasjoner i luften over 0,03 %. En person begynner å oppleve kortpustethet, og symptomer som ligner bronkitt og lungebetennelse kan oppstå. Svært høye konsentrasjoner av svoveldioksid i atmosfæren kan føre til alvorlig forgiftning eller død.

Svoveldioksid - produksjon i laboratoriet og i industrien

Laboratoriemetoder:

1. Når svovel brennes i en kolbe med oksygen eller luft, oppnås dioksid i henhold til formelen: S + O 2 = SO 2.
2. Du kan virke på saltene av svovelsyre med sterkere uorganiske syrer, det er bedre å ta saltsyre, men du kan bruke fortynnet svovelsyre:

• Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (fortynnet) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2.

3. Når kobber reagerer med konsentrert svovelsyre, er det ikke hydrogen som frigjøres, men svoveldioksid:

2H2SO4 (konsentrert) + Cu = CuSO4 + 2H2O + SO2.

Moderne metoder for industriell produksjon av svoveldioksid:

1. Oksidasjon av naturlig svovel når det brennes i spesielle ovner: S + O 2 = SO 2.
2. Fyring av jernkis (pyritt).

Grunnleggende kjemiske egenskaper til svoveldioksid

Svoveldioksid er en kjemisk aktiv forbindelse. I redoksprosesser virker dette stoffet ofte som et reduksjonsmiddel. For eksempel, når molekylært brom reagerer med svoveldioksid, er reaksjonsproduktene svovelsyre og hydrogenbromid. De oksiderende egenskapene til SO 2 vises hvis denne gassen føres gjennom hydrogensulfidvann. Som et resultat frigjøres svovel, selvoksidasjon-selvreduksjon skjer: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Svoveldioksid viser sure egenskaper. Det tilsvarer en av de svakeste og mest ustabile syrene - svovelholdig. Denne forbindelsen eksisterer ikke i sin rene form de sure egenskapene til en svoveldioksidløsning kan oppdages ved hjelp av indikatorer (lakmus blir rosa). Svovelsyre gir middels salter - sulfitter og sure - hydrosulfitter. Blant dem er det stabile forbindelser.

Prosessen med oksidasjon av svovel i dioksid til seksverdig tilstand i svovelsyreanhydrid er katalytisk. Det resulterende stoffet oppløses energisk i vann og reagerer med H 2 O-molekyler. Reaksjonen er eksoterm, svovelsyre dannes, eller snarere dens hydratiserte form.

Praktisk bruk av svoveldioksid

Hovedmetoden for industriell produksjon av svovelsyre, som krever elementets dioksid, har fire stadier:

1. Innhenting av svoveldioksid ved å brenne svovel i spesielle ovner.
2. Rensing av det resulterende svoveldioksidet fra alle slags urenheter.
3. Ytterligere oksidasjon til seksverdig svovel i nærvær av en katalysator.
4. Absorpsjon av svoveltrioksid med vann.

Tidligere ble nesten alt svoveldioksidet som trengs for å produsere svovelsyre i industriell skala oppnådd ved å brenne svovelkis som et biprodukt ved stålproduksjon. Nye typer bearbeiding av metallurgiske råvarer bruker mindre malmforbrenning. Derfor har naturlig svovel blitt hovedutgangsmaterialet for svovelsyreproduksjon de siste årene. Betydelige globale reserver av dette råmaterialet og dets tilgjengelighet gjør det mulig å organisere storskala prosessering.

Svoveldioksid er mye brukt ikke bare i kjemisk industri, men også i andre sektorer av økonomien. Tekstilfabrikker bruker dette stoffet og produktene fra dets kjemiske reaksjon for å bleke silke- og ullstoffer. Dette er en type klorfri bleking som ikke ødelegger fibrene.

Svoveldioksid har utmerkede desinfiserende egenskaper, som brukes i kampen mot sopp og bakterier. Svoveldioksid brukes til å desinfisere landbrukslagringsanlegg, vintønner og kjellere. SO 2 brukes i næringsmiddelindustrien som konserveringsmiddel og antibakterielt stoff. De legger det til sirup og suger frisk frukt i det. Sulfitisering
Sukkerbetejuice avfarger og desinfiserer råvarer. Hermetiserte grønnsakspureer og juice inneholder også svoveldioksid som antioksidant og konserveringsmiddel.