Хімічна реакція so2. Сірчистий газ - фізичні властивості, отримання та застосування

ВИЗНАЧЕННЯ

Сірчистий газ(оксид сірки (IV), діоксид сірки) у звичайних умовах є безбарвним газом з характерним різким запахом (температура плавлення дорівнює (-75,5 o C), кипіння - (-10,1 o C).

Розчинність оксиду сірки (IV) у воді дуже велика (за звичайних умов близько 40 об'ємів SO 2 на один об'єм води). Водний розчин діоксиду сірки називається сірчистою кислотою.

Хімічна формула сірчистого газу

Хімічна формула сірчистого газу- SO 2 . Вона показує, що у складі молекули цієї складної речовини знаходиться один атом сірки (Ar = 32 а.е.м.) та два атоми кисню (Ar = 16 а.е.м.). За хімічною формулою можна обчислити молекулярну масу сірчистого газу:

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

Структурна (графічна) формула сірчистого газу

Наочніший є структурна (графічна) формула сірчистого газу. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Будова молекули SO 2 (рис. 1) аналогічна до будови молекули озону O 3 (OO 2), але молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Мал. 1. Будова молекули сірчистого газу із зазначенням валентних кутів між зв'язками та довжин хімічних зв'язків.

Показники розподілу електронів в атомі за енергетичними підрівнями прийнято зображати тільки для окремих хімічних елементів, проте для сірчистого газу можна подати і таку формулу:

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	До складу речовини входить 32,5% натрію, 22,5% сірки та 45% кисню. Виведіть хімічну формулу речовини.
Рішення	Масова частка елемента Х у молекулі складу НХ розраховується за такою формулою: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100% Позначимо кількість моль елементів, що входять до складу сполуки за «х» (натрій), «у» (сірка) та «z» (кисень). Тоді мольне ставлення буде виглядати наступним чином (значення відносних атомних мас, взятих з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел): 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 Значить формула сполуки натрію, сірки та кисню матиме вигляд Na 2 SO 4 . Це сульфат натрію.
Відповідь	Na 2 SO 4

ПРИКЛАД 2

Завдання	Магній з'єднується з азотом, утворюючи нітрид магнію, масовому співвідношенні 18:7. Виведіть формулу сполуки.
Рішення	Для того, щоб дізнатися, в яких відносинах знаходяться хімічні елементи у складі молекули, необхідно знайти їх кількість речовини. Відомо, що для знаходження кількості речовини слід використовувати формулу: Знайдемо молярні маси магнію та азоту (значення відносних атомних мас, взятих з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел). Відомо, що M = Mr означає M(Mg) = 24 г/моль, а М(N) = 14 г/моль. Тоді, кількість речовини цих елементів дорівнює: n(Mg) = m(Mg)/M(Mg); n (Mg) = 18/24 = 0,75 моль n(N) = m(N)/M(N); n(N) = 7/14 = 0,5 моль Знайдемо молярне ставлення: n(Mg) :n(N) = 0,75: 0,5 = 1,5:1 = 3:2, тобто. Формула сполуки магнію з азотом має вигляд Mg 3 N 2 .
Відповідь	Mg 3 N 2

Оксид сірки (сірчистий газ, сірки діоксид, ангідрид сірчистий) - це безбарвний газ, що має в нормальних умовах різкий характерний запах (схожий на запах сірника, що спалахує). Зріджується під тиском за кімнатної температури. Сірчистий газ розчинний у воді, при цьому утворюється нестійка сірчана кислота. Також ця речовина розчиняється в сірчаній кислоті та етанолі. Це один із основних компонентів, що входять до складу вулканічних газів.

1. Діоксид сірки розчиняється у воді, при цьому утворюється сірчиста кислота. У звичайних умовах ця реакція оборотна.

SO2 (діоксид сірки) + H2O (вода) = H2SO3 (сірчиста кислота).

2. З лугами діоксид сірки утворює сульфіти. Наприклад: 2NaOH (гідроксид натрію) + SO2 (сірчистий газ) = Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2O (вода).

3. Хімічна активність сірчистого газу досить велика. Найбільш виражені відновлювальні властивості сірчистого ангідриду. У таких реакціях рівень окислення сірки підвищується. Наприклад: 1) SO2 (діоксид сірки) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (сірчана кислота) + 2HBr (бромоводень); 2) 2SO2 (діоксид сірки) + O2 (кисень) = 2SO3 (сульфіт); 3) 5SO2 (діоксид сірки) + 2KMnO4 (перманганат калію) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (сірчана кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганцю) + K2SO4 (сульфат калію).

Остання реакція - це приклад якісної реакції на SO2 та SO3. Відбувається знебарвлення розчину фіолетового кольору).

4. В умовах присутності сильних відновників сірчистий ангідрид може проявляти окислювальні властивості. Наприклад, щоб у металургійної промисловості витягти сірку з газів, використовують відновлення діоксиду сірки оксидом вуглецю (CO): SO2 (діоксид сірки) + 2CO (оксид вуглецю) = 2CO2 + S (сірка).

Також окисні властивості цієї речовини використовують з метою отримання фосфорноваристої ксилоти: PH3 (фосфін) + SO2 (сірчистий газ) = H3PO2 (фосфорновариста кислота) + S (сірка).

Де застосовують сірчистий газ

В основному діоксид сірки використовують для отримання сірчаної кислоти. Також його застосовують як у виробництві слабоалкогольних напоїв (вино та інші напої середньої цінової категорії). Завдяки властивості цього газу вбивати різні мікроорганізми, ним обкурюють складські приміщення та овочесховища. Крім цього, оксид сірки використовують для відбілювання шерсті, шовку, соломи (тіх матеріалів, які не можна відбілити хлором). У лабораторіях сірчистий газ застосовують як розчинник і з метою отримання різних солей кислоти сірчистої.

Фізіологічний вплив

Сірчистий газ має сильні токсичні властивості. Симптоми отруєння - це кашель, нежить, захриплість голосу, своєрідний присмак у роті, сильне різання в горлі. При вдиханні діоксиду сірки у високих концентраціях виникає утруднення ковтання та ядуха, розлад мови, нудота та блювання, можливий розвиток гострого набряку легень.

ГДК сірчистого газу:
- у приміщенні - 10 мг/м³;
- середньодобова максимально разова в атмосферному повітрі - 0,05 мг/м³.

Чутливість до діоксиду сірки в окремих людей, рослин та тварин різна. Наприклад, серед дерев найбільш стійкі дуб та береза, а найменше – ялина та сосна.

Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних їм аніонах. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки та сірчистої кислоти.

1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2

Будова молекули SO 2 аналогічна до будови молекули озону. Атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації, форма розташування орбіталей – правильний трикутник, форма молекули – кутова. На атомі сірки є неподілена електронна пара. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0143 нм, валентний кут становить 119,5 °.

Будова відповідає наступним резонансним структурам:

На відміну від озону, кратність зв'язку S – O дорівнює 2, тобто основний внесок робить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Фізичні властивості

За звичайних умов діоксид сірки чи сірчистий газ – безбарвний газ із різким задушливим запахом, температура плавлення -75 °С, температура кипіння -10 °С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.

Хімічні властивості оксиду сірки (IV)

Сірчистий газ має високу реакційну здатність. Діоксид сірки – кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчисту кислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:

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

Внаслідок дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.

При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин натрію гідроксиду утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки та утворюється гідросульфіт натрію:

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

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

Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, виявляючи відновлювальні властивості, знебарвлює бромну воду:

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

та розчин перманганату калію:

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

окислюється киснем у сірчаний ангідрид:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 ° С, у присутності Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.

Одержання оксиду сірки (ІV)

Спалювання сірки на повітрі

S + O2 = SO2.

Окислення сульфідів

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

Дія сильних кислот на сульфіти металів

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

1.11.2. Сірчиста кислота та її солі

При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться у вигляді гідратованої форми SO 2 ·H 2 O, при охолодженні також виділяється кристалогідрат, лише невелика частина молекул сірчистої кислоти дисоціює на сульфіт-і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислоти не виділено.

Будучи двоосновною, утворює два типи солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів та гідросульфіти лужних та лужноземельних металів.

Сірководень – H2S

Сполуки сірки -2, +4, +6. Якісні реакції на сульфіди, сульфіти, сульфати.

Отримання при взаємодії:

1. водню із сіркою при t – 300 0

2. при дії на сульфіди мінеральних кислот:

Na 2 S+2HCl =2 NaCl+H 2 S

Фізичні властивості:

газ без кольору, із запахом тухлих яєць, отруйний, важчий за повітря, розчиняючись у воді, утворює слабку сірководневу кислоту.

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

1. Розчин сірководню у воді – сірководнева кислота – є слабкою двоосновною кислотою, тому дисоціює ступінчасто:

H 2 S ↔ HS - + H +

HS - ↔ H - + S 2-

2.Сіроводнева кислота має загальні властивості кислот, реагує з металами, основними оксидами, основами, солями:

H 2 S + Ca = CaS + H 2

H 2 S + CaO = CaS + H 2 O

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

Всі кислі солі – гідросульфіди – добре розчиняються у воді. Нормальні солі - сульфіди - розчиняються у воді по-різному: добре розчинними є сульфіди лужних і лужноземельних металів, сульфіди інших металів у воді нерозчинні, а сульфіди міді, свинцю, ртуті та деяких інших важких металів не розчиняються навіть у кислотах (крім азотної

CuS+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +3S+2NO+2H 2 O

Розчинні сульфіди піддаються гідролізу - по аніону.

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

S 2- +HOH ↔HS - +OH -

Na 2 S + Н 2 Про ↔ NaНS + NaOH

Якісною реакцією на сірководневу кислоту та її розчинні солі (тобто на сульфід-іон S 2-) є взаємодія їх з розчинними солями свинцю, при цьому утворюється осад PbS чорного кольору

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓

Pb 2+ + S 2- = PbS↓

Виявляє лише відновлювальні властивості, т.к. атом сірки має нижчий ступінь окислення -2

1. з киснем

а) з нестачею

2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2

б) з надлишком кисню

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

2. з галогенами (знебарвлення бромної води)

H 2 S -2 +Br 2 =S 0 +2HBr -1

3. з конц. HNO 3

H 2 S+2HNO 3 (к) = S+2NO 2 +2H 2 O

б) із сильними окислювачами (KMnO 4 , K 2 CrO 4 у кислому середовищі)

2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O

в) сірководнева кислота окислюється як сильними окислювачами, а й слабшими, наприклад, солями заліза (III), сірчистою кислотою тощо.

2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl

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

Отримання

1. горіння сірки у кисні.

2. горіння сірководню в надлишку Про 2

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

3. окислення сульфідів

2CuS+3O 2 = 2SO 2 +2CuO

4. взаємодія сульфітів із кислотами

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

5. взаємодія металів ряду активності після (Н2) з конц. H 2 SO 4

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

Фізичні властивості

Газ, без кольору, з задушливим запахом паленої сірки, отруйний, важчий за повітря більш ніж у 2 рази, добре розчинний у воді (при кімнатній температурі в одному об'ємі розчиняється близько 40 об'ємів газу).

Хімічні властивості:

Кислотно-основні властивості

SO 2 – типовий кислотний оксид.

1.з лугами, утворюючи два типи солей: сульфіти та гідросульфіти

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

KOH+SO 2 = KНSO 3 +H 2 O

2.з основними оксидами

K 2 O+SO 2 = K 2 SO 3

3. з водою утворюється слабка сірчиста кислота

H 2 O+SO 2 = H 2 SO 3

Сірчиста кислота існує тільки в розчині, є слабкою кислотою,

має всі загальними властивостями кислот.

4. якісна реакція на сульфіт – іон – SO 3 2 – дія мінеральних кислот

Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O запах паленої сірки

Окисно-відновні властивості

В ОВР може бути як окислювачем, так і відновником, тому що атом сірки SO 2 має проміжний ступінь окислення +4.

Як окислювач:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S

Як відновник:

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

Cl 2 +SO 2 +2H 2 O = H 2 SO 4 +2HCl

2KMnO 4 +5SO 2 +2H 2 O = K 2 SO 4 +2H 2 SO 4 +2MnSO 4

Оксид сірки (VI) SO 3 (сірчаний ангідрид)

Отримання:

Окислення сірчистого газу

2SO 2 + О 2 = 2SO 3 ( t 0, kat)

Фізичні властивості

Безбарвна рідина при температурі нижче 17 0 С перетворюється на білу кристалічну масу. Термічно нестійка сполука повністю розкладається при 700 0 С. Добре розчинний у воді, у безводній сірчаній кислоті і реагує з нею з утворенням олеуму

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

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

Типовий кислотний оксид.

1.з лугами, утворюючи два типи солей: сульфати та гідросульфати

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

KOH+SO 3 = KНSO 4 +H 2 O

2.з основними оксидами

СаО+SO 2 = СаSO 4

3. з водою

H 2 O+SO 3 = H 2 SO 4

Окисно-відновні властивості

Оксид сірки (VI) – сильний окислювач, який зазвичай відновлюється до SO 2

3SO 3 + H 2 S = 4SО 2 + H 2 O

Сірчана кислота H 2 SO 4

Одержання сірчаної кислоти

У промисловості кислоту одержують контактним способом:

1. випал піриту

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

2. окислення SO 2 в SO 3

2SO 2 + О 2 = 2SO 3 ( t 0, kat)

3. розчинення SO 3 у сірчаній кислоті

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

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + Н 2 О = H 2 SO 4

Фізичні властивості

H 2 SO 4 - важка масляниста рідина, без запаху та кольору, гігроскопічна. Змішується з водою в будь-яких відносинах, при розчиненні концентрованої сірчаної кислоти у воді виділяється велика кількість теплоти, тому її треба обережно приливати у воду, а не навпаки (спочатку вода, потім кислота, інакше трапиться велике лихо)

Розчин сірчаної кислоти у воді з вмістом H 2 SO 4 менше 70% зазвичай називають розбавленою сірчаною кислотою, більше 70% концентрованої.

Хімічні властивості

Кислотно-основні

Розведена сірчана кислота виявляє всі характерні властивості сильних кислот. У водному розчині дисоціює:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

1. з основними оксидами

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

2. з основами

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

3. із солями

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (білий осад)

Якісна реакція на сульфат-іон SO 4 2-

Завдяки вищій температурі кипіння, в порівнянні з іншими кислотами сірчана кислота при нагріванні витісняє їх із солей:

NaCl + H 2 SO 4 = HCl+ NaHSO 4

Окисно-відновні властивості

У розведеній H 2 SO 4 окислювачами є іони Н + , а в концентрованій - сульфат -іони SO 4 2

У розведеній сірчаній кислоті розчиняються метали, що знаходяться в ряду активності до водню, при цьому утворюються сульфати та виділяється водень

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

Концентрована сірчана кислота – енергійний окислювач, особливо при нагріванні. Вона окислює багато металів, неметалів, неорганічних та органічних речовин.

H 2 SO 4 (к) окислювач S +6

З більш активними металами сірчана кислота, залежно від концентрації, може відновлюватися до різноманітних продуктів.

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

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

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

Концентрована сірчана кислота окислює деякі неметали (сірку, вуглець, фосфор та ін.), відновлюючись до оксиду сірки (IV)

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

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

Взаємодія з деякими складними речовинами

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

Солі сірчаної кислоти

2 типи солей: сульфати та гідросульфати

Солі сірчаної кислоти мають усі загальні властивості солей. Особливим є їхнє ставлення до нагрівання. Сульфати активних металів (Na, K, Ba) не розкладаються навіть при нагріванні понад 1000 0 С, солі менш активних металів (Al, Fe, Cu) розкладаються навіть при невеликому нагріванні

Сірчистий газ має молекулярну будову, аналогічну озону. Атом сірки, що у центрі молекули, пов'язані з двома атомами кисню. Цей газоподібний продукт окислення сірки немає кольору, видає різкий запах, при зміні умов легко конденсується в прозору рідину. Речовина добре розчинна у воді, має антисептичні властивості. У великих кількостях отримують SO 2 у хімічній промисловості, а саме у циклі сірчанокислотного виробництва. Газ широко використовується для обробки сільськогосподарських та харчових продуктів, відбілювання тканин у текстильній промисловості.

Систематичні та тривіальні назви речовини

Необхідно розібратися в різноманітті термінів, що належать до того самого з'єднання. Офіційна назва сполуки, хімічний склад якої відображає формула SO 2 - Діоксид сірки. ІЮПАК рекомендує використовувати цей термін та його англійський аналог – Sulfur dioxide. Підручники для шкіл та ВНЗ найчастіше згадують ще таку назву — оксид сірки (IV). Римською цифрою в дужках позначено валентність атома S. Кисень у цьому оксиді двовалентний, а окисне число сірки +4. У технічній літературі використовують такі застарілі терміни, як сірчистий газ, ангідрид сірчистої кислоти (продукт її дегідратації).

Склад та особливості молекулярної будови SO 2

Молекула SO 2 утворена одним атомом сірки та двома атомами кисню. Між ковалентними зв'язками є кут, що становить 120 °. В атомі сірки відбувається sp2-гібридизація - вирівнюються за формою та енергії хмари одного s та двох p-електронів. Саме вони беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку між сіркою та киснем. У парі ПРОS відстань між атомами становить 0,143 нм. Кисень більш електронегативний елемент, ніж сірка, отже, пари електронів, що зв'язують, зміщуються від центру до зовнішніх кутів. Уся молекула теж поляризована, негативний полюс - атоми, позитивний - атом S.

Деякі фізичні параметри діоксиду сірки

Оксид чотиривалентної сірки при звичайних показниках довкілля зберігає газоподібний агрегатний стан. Формула сірчистого газу дозволяє визначити його відносну молекулярну та молярну маси: Mr(SO 2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можна округлювати до 64 г/моль). Цей газ майже в 2,3 рази важчий за повітря (М(пов.) = 29 г/моль). Діоксид має різкий специфічний запах сірки, що горить, який важко переплутати з будь-яким іншим. Він неприємний, дратує слизові оболонки очей, викликає кашель. Але оксид сірки (IV) не такий отруйний, як сірководень.

Під тиском при кімнатній температурі газоподібний сірчистий ангідрид зріджується. За низьких температур речовина перебуває у твердому стані, плавиться при -72…-75,5 °C. При подальшому підвищенні температури з'являється рідина, а -10,1 °C знову утворюється газ. Молекули SO 2 є термічно стійкими, розкладання на атомарну сірку та молекулярний кисень відбувається за дуже високих температур (близько 2800 ºС).

Розчинність та взаємодія з водою

Діоксид сірки при розчиненні у воді частково взаємодіє з нею з утворенням дуже слабкої сірчистої кислоти. У момент отримання вона відразу розкладається на ангідрид і воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3 . Насправді в розчині є не сірчиста кислота, а гідратовані молекули SO 2 . Газоподібний діоксид краще взаємодіє з холодною водою, його розчинність знижується з підвищенням температури. За звичайних умов може розчинитись в 1 об'ємі води до 40 об'ємів газу.

Сірчистий газ у природі

Значні обсяги діоксиду сірки виділяються з вулканічними газами та лавою під час вивержень. Багато видів антропогенної діяльності також призводять до підвищення концентрації SO2 в атмосфері.

Сірчистий ангідрид поставляють у повітря металургійні комбінати, де не вловлюються гази, що відходять при випаленні руди. Багато видів паливних копалин містять сірку, в результаті значні обсяги діоксиду сірки виділяється в атмосферне повітря при спалюванні вугілля, нафти, газу, отриманого з них пального. Сірчистий ангідрид стає токсичним для людини при концентрації повітря понад 0,03 %. У людини починається задишка, можуть настати явища, що нагадують бронхіт та запалення легень. Дуже висока концентрація в атмосфері діоксиду сірки може призвести до сильного отруєння або смерті.

Сірчистий газ - отримання в лабораторії та в промисловості

Лабораторні методи:

1. При спалюванні сірки у колбі з киснем чи повітрям виходить діоксид за такою формулою: S + O 2 = SO 2 .
2. Можна вплинути на солі сірчистої кислоти сильнішими неорганічними кислотами, краще взяти соляну, але можна розбавлену сірчану:

• Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (розб.) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 = Н 2 Про + SO 2 .

3. При взаємодії міді із концентрованою сірчаною кислотою виділяється не водень, а діоксид сірки:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

Сучасні методи промислового виробництва сірчистого ангідриду:

1. Окислення природної сірки при її спалюванні в спеціальних топках: S + 2 = SO 2 .
2. Випалення залізного колчедану (піриту).

Основні хімічні властивості діоксиду сірки

Сірчистий газ є активною сполукою в хімічному плані. В окислювально-відновних процесах ця речовина частіше виступає як відновник. Наприклад, при взаємодії молекулярного брому з діоксидом сірки продуктами реакції є сірчана кислота та бромоводень. Окисні властивості SO 2 виявляються, якщо пропускати цей газ через сірководневу воду. В результаті виділяється сірка, відбувається самоокислення-самовосновлення: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Діоксид сірки виявляє кислотні властивості. Йому відповідає одна з найслабших і нестійких кислот - сірчиста. Ця сполука у чистому вигляді не існує, виявити кислотні властивості розчину діоксиду сірки можна за допомогою індикаторів (лакмус рожевий). Сірчиста кислота дає середні солі - сульфіти та кислі - гідросульфіти. У тому числі зустрічаються стабільні сполуки.

Процес окислення сірки в діоксиді до шестивалентного стану в ангідриді сірчаної кислоти каталітичний. Речовина, що вийшла, енергійно розчиняється у воді, реагує з молекулами Н 2 О. Реакція є екзотермічною, утворюється сірчана кислота, вірніше, її гідратована форма.

Практичне використання сірчистого газу

Основний спосіб промислового виробництва сірчаної кислоти, для якого потрібен діоксид елемента, нараховує чотири стадії:

1. Отримання сірчистого ангідриду при спалюванні сірки у спеціальних печах.
2. Очищення діоксиду сірки від всіляких домішок.
3. Подальше окислення до шестивалентної сірки у присутності каталізатора.
4. Абсорбція триоксиду сірки водою.

Раніше майже весь двоокис сірки, необхідну для виробництва сірчаної кислоти у промислових масштабах, отримували при випалюванні піриту як побічний продукт сталеплавильного виробництва. Нові види переробки металургійної сировини менше використовують спалювання руди. Тому основною вихідною речовиною для сірчанокислотного виробництва останніми роками стала природна сірка. Значні світові запаси цієї сировини, її доступність дозволяють організувати широкомасштабну переробку.

Діоксид сірки знаходить широке застосування у хімічної промисловості, а й у інших галузях економіки. Текстильні комбінати використовують цю речовину та продукти його хімічної взаємодії для відбілювання шовкових та вовняних тканин. Це один із видів безхлорного відбілювання, при якому волокна не руйнуються.

Діоксид сірки має відмінні дезінфікуючі властивості, що знаходить застосування у боротьбі з грибками та бактеріями. Сірчистим ангідридом обкурюють сховища сільськогосподарської продукції, винні бочки та підвали. Використовується SO 2 у харчовій промисловості як консервуюча та антибактеріальна речовина. Додають його в сиропи, вимочують у ньому свіжі плоди. Сульфітизація
соку цукрових буряків знебарвлює та знезаражує сировину. Консервовані овочеві пюре і соки також містять діоксид сірки як антиокислювальний і консервуючий агент.