Діоксид сірки

Шаблон:Речовина Діокси́д сі́рки, сульфу́р(IV) окси́д, сірчистий ангідрид, сірчистий газ — неорганічна бінарна сполука складу SO₂. За звичайних умов це безбарвний газ з різким задушливим запахом. Проявляє доволі сильні відновні властивості. Використовується у синтезі сульфатної кислоти, а також як відбілювач і для обробки приміщень від шкідників.

Фізичні властивості

Діоксид сірки у стандартному стані — безбарвний газ із різким задушливим запахом. Він важчий від повітря більш ніж удвічі. При охолодженні до -10 °С діоксид сірки скраплюється в безбарвну прозору рідину, а під тиском 2,5 атм скраплюється при звичайній температурі, тому його можна зберігати і транспортувати в сталевих балонах у рідкому стані. Випаровування рідкого SO₂ супроводжується значним охолодженням (до -50 °С).

У 1 об'ємі води розчиняється до 40 об'ємів SO₂ — дуже високий показник. Розчинність у воді:

• 22,97 г/100 мл (0 °C);
• 11,58 г/100 мл (20 °C);
• 9,4 г/100 мл (25 °C).

Отримання

Сірчистий газ утворюється при спалюванні сірки в повітрі або в кисні:

$\mathrm{S}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Але в промисловості для отримання SO₂ зазвичай використовують дешевшу сировину, головним чином пірит (залізний колчедан) FeS₂. Горіння піриту відбувається за реакцією:

$\mathrm{4}\mathrm{F}\mathrm{e}{\mathrm{S}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{1}\mathrm{1}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{F}{\mathrm{e}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{8}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Значні кількості SO₂ одержують як побічний продукт у кольоровій металургії при випалюванні сульфідних руд, наприклад, цинкової обманки:

$\mathrm{2}\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

У лабораторних умовах діоксид сірки отримують при дії на гідросульфат натрію NaHSO₃ сульфатною чи хлоридною кислотою або шляхом розчинення міді в концентрованій сульфатній кислоті при нагріванні:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{⟶}\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Хімічні властивості

Діоксид сірки займає проміжне положення в ряду окиснення-відновлення сірки. Сірка в ньому позитивно чотиривалентна. Тому атом сірки в молекулі SO₂ може або віддавати ще 2 електрони, або приєднувати 4 чи 6 електронів. Отже, залежно від умов діоксид сірки може бути відновником або окисником. Різко в нього виражені відновні властивості. При взаємодії з окисниками SO₂ виявляє відновні властивості.

Діоксид сірки не горить сам і не підтримує горіння, але при дії каталізатора (оксиду ванадію(V) або платини) і за високої температури здатен окиснюватися до триоксиду сірки:

$\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{400-500^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

При пропусканні SO₂ через воду за невеликого нагрівання (або при наявності кисню) утворюється сульфатна кислота:

$\mathrm{3}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{S}\mathrm{\downarrow }$

$\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$

Взаємодіє з основами та кислотами-окисниками, утворюючи ряд сульфітів або гідросульфітів:

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}{\mathrm{H}}_{\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\mathrm{⟶}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\cdot }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{(}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{H}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}\stackrel{t}{\to }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }$

За підвищених температур SO₂ реагує з деякими неметалами:

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}\stackrel{25^{o}C,Pt}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}\stackrel{650^{o}C}{\to }\mathrm{S}{\mathrm{F}}_{\mathrm{6}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{⟶}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

При взаємодії з більш вираженими відновниками діоксид сірки проявляє властивості окисника:

$\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{S}\mathrm{e}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{S}\mathrm{e}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{C}\stackrel{400-600^{o}C}{\to }\mathrm{S}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Безпека

Діоксид сірки отруйний, хоч і значно менше, ніж сірководень. Наявність його в повітрі в кількості 0,33 мг/дм³ і більше викликає задишку і запалення легенів. Тому працювати з ним слід обережно.

Застосування

Діоксид сірки застосовують у різних галузях промисловості. Найбільші його кількості йдуть на виробництво сульфатної кислоти. Діоксид сірки має здатність убивати різні мікроби, тому ним обкурюють складські приміщення, підвали, винні бочки тощо, а також овочі і фрукти, щоб запобігти їх загниванню.

Діоксид сірки знебарвлює різні органічні барвники і застосовується для відбілювання вовняних і шовкових тканин, соломи тощо. Але його відбілююча дія має інший характер, ніж кисню і хлору. Кисень і хлор руйнують забарвлюючі речовини, а SO₂ утворює з ними безбарвні речовини. Деякі з них з часом можуть поступово розкладатися. Наприклад, відбілена сульфітним газом солома, з якої роблять капелюхи, під впливом сонячного світла поступово жовтіє, повертаючи свій попередній колір.

Див. також

• Сульфіти
• Триоксид сірки

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru

Посилання

• СІРКИ ДІОКСИД Шаблон:Webarchive //Фармацевтична енциклопедія
• Шаблон:СДЕколог