Діоксид сірки

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Діоксид сірки

Діоксид сірки, SO2 (інші назви: сульфітний ангідрид, сірчистий газ) — безбарвний газ, з різким задушливим запахом.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Діоксид сірки при звичайних умовах являє собою безбарвний газ, з різким задушливим запахом. Він важчий від повітря більше ніж у два рази. 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 стальних балонах у рідкому стані. Випаровування рідкого SO2 супроводжується значним охолодженням (до —50 °С). У воді діоксид сірки розчиняється дуже добре: в одному об'ємі води розчиняється до 40 об'ємів SO2. Розчинність у воді 22,97 г/100 мл (0 °C) 11,58 г/100 мл (20 °C) 9,4 г/100 мл (25 °C). 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.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

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 два електрони, або приєднувати чотири чи шість електронів. Отже, в залежності від умов діоксид сірки може бути відновником або окисником. Більш різко в нього виражені відновні властивості.

При взаємодії з окисниками SO2 виявляє відновні властивості.

Наприклад: S4+О2 + I02 + H2O = H2S6+О4 + 2HJ-

 S^{4+} - 2e = S^{6+} 1
2
 I_2^0 + 2e = 2I^- 1


Навпаки, при взаємодії з дуже сильними відновниками він виявляє окиснювальні властивості.

Наприклад: S4+O2 + 2H2S2- = 3S0 ↑ + 2H2O

 S^{4+} + 4e = S^0 1
4
 S^{2-} - 2e = S^0 2


Одержання[ред.ред. код]

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

  • S + O2 = SO2

Але в промисловості для одержання SO2 використовують звичайно більш дешеву сировину, головним чином залізний колчедан (пірит) FeS2. Горіння піриту відбувається за реакцією:

  • 4Fe2+S1-2 + 11O02 = 2(Fe3+)2O2-3 + 8S4+O2-2


 Fe^{2+} - 1e = Fe^{3+} 4
 2S^{1-} - 10e = 2S^{4+} 44
 O_2^0 + 4e = 2O^{2-} 11

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

  • 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

У лабораторних умовах діоксид сірки одержують звичайно при дії на гідросульфіт натрію NaHSO3 сульфатною кислотою (або хлоридною), або шляхом розчинення міді в сульфатній кислоті при нагріванні:

  • NaHSO3 + HCl = SO2 ↑ + NaCl + H2O
  • Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 ↑ + 2Н2О

Застосування[ред.ред. код]

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.

Дія на людину[ред.ред. код]

Отруйний, хоч і значно менше, ніж сірководень. Наявність його в повітрі в кількості 0,33 мг/дм3 і більше викликає задишку і запалення легенів.

Джерела[ред.ред. код]

  • Ф. А. Деркач "Хімія" Л. 1968