Діоксид сірки — Вікіпедія

Діоксид сірки
Систематична назва сульфур(IV) оксид
Інші назви сірчистий газ, сульфітний ангідрид
Ідентифікатори
Номер CAS 7446-09-5
Номер EINECS 231-195-2
DrugBank DB16426
KEGG D05961
Назва MeSH D01.362.810, D01.650.550.850.925 і D01.875.825.925
ChEBI 18422
RTECS WS4550000
SMILES O=S=O[1]
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, 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

[ред. | ред. код]

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

[ред. | ред. код]

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

Але в промисловості для отримання SO2 зазвичай використовують дешевшу 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 отримують при дії на гідросульфат натрію NaHSO3 сульфатною чи хлоридною кислотою або шляхом розчинення міді в концентрованій сульфатній кислоті при нагріванні:

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 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:

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 діоксид 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]

Примітки

[ред. | ред. код]
  1. sulfur dioxide