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 г/моль
Зовнішній вигляд безбарвний газ
Густина 2,619 г/л
Тпл -75,5 °C
Ткип -10,05 °C
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Діокси́д сі́рки, сульфу́р(IV) окси́д — 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 як відбілювач 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 сталевих 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:

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

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

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:

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Діоксид сірки займає проміжне положення в ряду окиснення-відновлення сульфуру. Сульфур в ньому позитивно чотиривалентний. 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:

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

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

За підвищених температур SO2 реагує з деякими неметалами:

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

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.

Див. також[ред.ред. код]

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.)

Посилання[ред.ред. код]

Аміак Це незавершена стаття про неорганічну сполуку.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.