Діоксид сірки

Діоксид сірки
Систематична назва	сульфур(IV) оксид
Інші назви	сірчистий газ, сульфітний ангідрид
Ідентифікатори
Номер CAS	7446-09-5
Номер EINECS	231-195-2
KEGG	D05961
ChEBI	18422
RTECS	WS4550000
SMILES	O=S=O
InChI	InChI=1S/O2S/c1-3-2
Номер Бельштейна	3535237
Номер Гмеліна	1443
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 наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Діокси́д сі́рки, сульфу́р(IV) окси́д, сірчистий ангідрид — 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

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

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

${\displaystyle \mathrm {S+O_{2}\longrightarrow SO_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {4FeS_{2}+11O_{2}\longrightarrow 2Fe_{2}O_{3}+8SO_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2ZnS+3O_{2}\longrightarrow 2ZnO+2SO_{2}} }$

У лабораторних умовах діоксид сірки одержують звичайно при дії на гідросульфіт натрію NaHSO₃сульфатною кислотою (або хлоридною), або шляхом розчинення міді в концентрованій сульфатній кислоті при нагріванні:

${\displaystyle \mathrm {NaHSO_{3}+HCl\longrightarrow NaCl+SO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}+2H_{2}O} }$

Хімічні властивості

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:

${\displaystyle \mathrm {2SO_{2}+O_{2}{\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ 2SO_{3}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {3SO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2H_{2}SO_{4}+S\downarrow } }$

${\displaystyle \mathrm {2SO_{2}+O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2H_{2}SO_{4}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+2NaOH_{(conc.)}\longrightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+2NH_{3}\cdot H_{2}O\longrightarrow (NH_{4})_{2}HSO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+2HNO_{3}(conc.){\xrightarrow {t}}\ H_{2}SO_{4}+2NO_{2}\uparrow } }$

За підвищених температур SO₂ реагує з деякими неметалами:

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+F_{2}{\xrightarrow {25^{o}C,Pt}}\ SO_{2}F_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+3F_{2}{\xrightarrow {650^{o}C}}\ SF_{6}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+O_{3}\longrightarrow SO_{3}+O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2SO_{2}+SeO_{2}\longrightarrow Se+2SO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{2}+C{\xrightarrow {400-600^{o}C}}\ S+CO_{2}} }$

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

• 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

• СІРКИ ДІОКСИД //Фармацевтична енциклопедія
• Диоксид сірки // Словник-довідник з екології : навч.-метод. посіб. / уклад. О. Г. Лановенко, О. О. Остапішина. — Херсон : ПП Вишемирський В. С., 2013. — С. 68-69.