Діоксид сірки

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Діоксид сірки
Sulfur-dioxide-2D.svg
Систематична назва сульфур(IV) оксид
Інші назви сірчистий газ, сульфітний ангідрид
Ідентифікатори
Номер CAS 7446-09-5
Властивості
Молекулярна формула SO2
Молярна маса 64.065
Зовнішній вигляд безбарвний газ
Густина 2,619 г/л
Тпл -75,5 °C
Ткип -10,05 °C
Розчинність (вода) розчинний
Розчинність (етанол) розчинний
Розчинність (етери) розчинний
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Діокси́д сі́рки — неорганічна бінарна сполука складу SO2. За звичайних умов являє собою безбарвний газ з різким задушливим запахом. Проявляє доволі сильні відновні властивості. Використовується у синтезі сульфатної кислоти, а також в якості відбілювача і для обробки приміщень від шкідників.

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).

Отримання[ред.ред. код]

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

\mathrm{ S + O_2 \rightarrow SO_2}

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

\mathrm{ 4FeS_2 + 11O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3 + 8SO_2}

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

\mathrm{ 2ZnS + 3O_2 \rightarrow ZnO + 2SO_2}

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

\mathrm{ NaHSO_3 + HCl \rightarrow NaCl + SO_2 + H_2O}
\mathrm{ Cu + 2H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + SO_2 + H_2O}

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.

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

\mathrm{ 2SO_2 + O_2 \xrightarrow{400-500^oC} 2SO_3}

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

\mathrm{ 3SO_2 + 2H_2O \rightarrow 2H_2SO_4 + S\downarrow}
\mathrm{ 2SO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 2H_2SO_4}

Взаємодіє з основами та кислотами-окисниками:

\mathrm{ SO_2 + 2NaOH (conc.) \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O}
\mathrm{ SO_2 + 2NH_3 \cdot H_2O \rightarrow (NH_4)_2HSO_3}
\mathrm{ SO_2 + 2HNO_3 (conc.) \xrightarrow{t} H_2SO_4 + 2NO_2\uparrow}

За підвищених температур SO2 реагує з деякими неметалами:

\mathrm{ SO_2 +F_2\xrightarrow{25^oC, Pt} SO_2F_2}
\mathrm{ SO_2 + 3F_2 \xrightarrow{650^oC} SF_6 + O_2}
\mathrm{ SO_2 + O_3\rightarrow SO_3 + O_2}

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

\mathrm{ 2SO_2 + SeO_2 \rightarrow Se + 2SO_3}
\mathrm{ SO_2 + C \xrightarrow{400-600^oC} S + CO_2}

Безпека[ред.ред. код]

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[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.

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів: Львівський університет, 1968. — 312 с.
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)