Tlenek siarki(IV) i kwas siarkawy
Tlenek siarki (IV) lub dwutlenek siarki, w normalnych warunkach bezbarwny gaz o ostrym, duszącym zapachu. Po schłodzeniu do -10°C skrapla się do postaci bezbarwnej cieczy.
Paragon
1. W warunkach laboratoryjnych tlenek siarki (IV) otrzymuje się z soli kwasu siarkawego poprzez działanie na nie mocnych kwasów:
Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + S02 + H2O2NaHSO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO2 + 2H2O
2. Ponadto dwutlenek siarki powstaje w wyniku interakcji stężonego kwasu siarkowego po podgrzaniu z metalami o niskiej aktywności:
Cu + 2H2SO4 \u003d CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Tlenek siarki (IV) powstaje również podczas spalania siarki w powietrzu lub tlenie:
4. W warunkach przemysłowych SO 2 otrzymuje się przez prażenie pirytu FeS 2 lub rud siarkowych metali nieżelaznych (blenda cynku ZnS, połysk ołowiu PbS itp.):
4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe2O3 + 8SO2
Wzór strukturalny cząsteczki SO 2:
Cztery elektrony siarki i cztery elektrony z dwóch atomów tlenu biorą udział w tworzeniu wiązań w cząsteczce SO 2. Wzajemne odpychanie się wiążących par elektronów i niewspólnej pary elektronów siarki nadaje cząsteczce kanciasty kształt.
Właściwości chemiczne
1. Tlenek siarki (IV) wykazuje wszystkie właściwości tlenków kwasowych:
Interakcja z wodą
Interakcja z alkaliami,
Interakcja z tlenkami zasadowymi.
2. Tlenek siarki (IV) charakteryzuje się właściwościami redukującymi:
S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (w obecności katalizatora po podgrzaniu)
Ale w obecności silnych środków redukujących SO 2 zachowuje się jak środek utleniający:
Dualizm redoks tlenku siarki (IV) tłumaczy się tym, że siarka ma stopień utlenienia +4, a zatem może, dając 2 elektrony, utlenić się do S +6 i otrzymać 4 elektrony, zredukować do S°. Manifestacja tych lub innych właściwości zależy od charakteru reagującego składnika.
Tlenek siarki (IV) jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (40 objętości SO 2 rozpuszcza się w 1 objętości w temperaturze 20 ° C). W tym przypadku kwas siarkawy występuje tylko w roztworze wodnym:
SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3
Reakcja jest odwracalna. W roztworze wodnym tlenek siarki (IV) i kwas siarkawy znajdują się w równowadze chemicznej, którą można przesunąć. Podczas wiązania H 2 SO 3 (neutralizacja kwasu
u) reakcja przebiega w kierunku powstania kwasu siarkawego; przy usuwaniu SO2 (przedmuchiwanie roztworem azotu lub ogrzewaniem) reakcja przebiega w kierunku materiałów wyjściowych. Roztwór kwasu siarkowego zawsze zawiera tlenek siarki (IV), który nadaje mu ostry zapach.
Kwas siarkawy ma wszystkie właściwości kwasów. Dysocjuje w roztworze krok po kroku:
H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3
Termicznie niestabilny, lotny. Kwas siarkawy jako kwas dwuzasadowy tworzy dwa rodzaje soli:
Medium - siarczyny (Na 2 SO 3);
Kwaśny - wodorosiarczyny (NaHSO 3).
Siarczyny powstają, gdy kwas jest całkowicie zobojętniony zasadą:
H2SO3 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + 2H2O
Wodorosiarczyny otrzymuje się przy braku alkaliów:
H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O
Kwas siarkawy i jego sole mają zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące, co zależy od charakteru partnera reakcji.
1. Tak więc pod działaniem tlenu siarczyny utleniają się do siarczanów:
2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4
Utlenianie kwasu siarkawego bromem i nadmanganianem potasu przebiega jeszcze łatwiej:
5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O
2. W obecności bardziej energetycznych reduktorów siarczyny wykazują właściwości utleniające:
Sole kwasu siarkawego rozpuszczają prawie wszystkie wodorosiarczyny i siarczyny metali alkalicznych.
3. Ponieważ H 2 SO 3 jest słabym kwasem, działanie kwasów na siarczyny i wodorosiarczyny uwalnia SO 2. Ta metoda jest zwykle stosowana podczas uzyskiwania SO 2 w laboratorium:
NaHSO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + SO2 + H2O
4. Siarczyny rozpuszczalne w wodzie łatwo ulegają hydrolizie, w wyniku czego w roztworze wzrasta stężenie jonów OH - -:
Na2SO3 + NON "NaHSO3 + NaOH
Aplikacja
Tlenek siarki (IV) i kwas siarkawy odbarwiają wiele barwników, tworząc z nimi bezbarwne związki. Ten ostatni może ponownie ulec rozkładowi po podgrzaniu lub w świetle, w wyniku czego przywracany jest kolor. Dlatego efekt wybielający SO 2 i H 2 SO 3 różni się od efektu wybielającego chloru. Zwykle tlenek siarki (IV) wybiela wełnę, jedwab i słomę.
Tlenek siarki (IV) zabija wiele mikroorganizmów. Dlatego w celu zniszczenia grzybów pleśniowych odkażają zawilgocone piwnice, piwnice, beczki z winem itp. Znajduje również zastosowanie w transporcie i przechowywaniu owoców i jagód. W dużych ilościach tlenek siarki IV) jest używany do produkcji kwasu siarkowego.
Ważnym zastosowaniem jest roztwór wodorosiarczynu wapnia CaHSO 3 (ług siarczynowy), który jest stosowany do obróbki drewna i masy papierniczej.
Część I
1. Siarkowodór.
1) Struktura cząsteczki:
2) Właściwości fizyczne: bezbarwny gaz o ostrym zapachu zgniłych jaj, cięższy od powietrza.
3) Właściwości chemiczne (dokończ równania reakcji i rozważ równania w świetle TED lub z punktu widzenia redoks).
4) Siarkowodór w przyrodzie: w postaci związków – siarczków, w postaci wolnej – w gazach wulkanicznych.
2. Tlenek siarki (IV) - SO2
1) Wejście do branży. Zapisz równania reakcji i rozważ je w kategoriach utleniania-redukcji.
2) Uzyskanie w laboratorium. Zapisz równanie reakcji i rozważ je w świetle TED:
3) Właściwości fizyczne: gaz o ostrym, duszącym zapachu.
4) Właściwości chemiczne.
3. Tlenek siarki (VI) - SO3.
1) Otrzymywanie w drodze syntezy z tlenku siarki (IV):
2) Właściwości fizyczne: ciecz, cięższa od wody, zmieszana z kwasem siarkowym - oleum.
3) Właściwości chemiczne. Wykazuje typowe właściwości tlenków kwasowych:
część druga
1. Opisać reakcję syntezy tlenku siarki (VI) według wszystkich kryteriów klasyfikacyjnych.
a) katalityczny
b) odwracalny
c) OVR
d) połączenia
e) egzotermiczny
e) spalanie
2. Opisać reakcję oddziaływania tlenku siarki (IV) z wodą zgodnie ze wszystkimi kryteriami klasyfikacyjnymi.
a) odwracalny
b) połączenia
c) nie OVR
d) egzotermiczny
e) niekatalityczny
3. Wyjaśnij, dlaczego siarkowodór wykazuje silne właściwości redukujące.
4. Wyjaśnij, dlaczego tlenek siarki (IV) może wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące:
Potwierdź tę tezę równaniami odpowiednich reakcji.
5. Siarka pochodzenia wulkanicznego powstaje w wyniku interakcji dwutlenku siarki i siarkowodoru. Zapisz równania reakcji i rozważ z punktu widzenia utleniania-redukcji.
6. Zapisz równania reakcji przejść, rozszyfrowując nieznane wzory:
7. Napisz cinquain na temat „Dwutlenek siarki”.
1) Dwutlenek siarki
2) Duszący i ostry
3) Tlenek kwasowy, OVR
4) Używany do produkcji SO3
5) Kwas siarkowy H2SO4
8. Korzystając z dodatkowych źródeł informacji, w tym z Internetu, sporządź raport na temat toksyczności siarkowodoru (zwróć uwagę na jego charakterystyczny zapach!) oraz udzielaj pierwszej pomocy w przypadku zatrucia tym gazem. Zapisz plan wiadomości w specjalnym zeszycie.
siarkowodór
Bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj. Występuje w powietrzu po zapachu, nawet w niewielkich stężeniach. W naturze występuje w wodach źródeł mineralnych, morzach, gazach wulkanicznych. Powstaje podczas rozkładu białek pod nieobecność tlenu. Może być uwalniany do powietrza w wielu gałęziach przemysłu chemicznego i tekstylnego, podczas wydobycia i przetwarzania ropy naftowej, ze ścieków.
Siarkowodór jest silną trucizną, która powoduje ostre i przewlekłe zatrucia. Działa miejscowo drażniąco i ogólnie toksycznie. Przy stężeniu 1,2 mg / l zatrucie rozwija się z prędkością błyskawicy, śmierć następuje z powodu ostrego zahamowania procesów oddychania tkankowego. Po ustaniu narażenia, nawet w ciężkich postaciach zatrucia, ofiarę można przywrócić do życia.
Przy stężeniu 0,02-0,2 mg / l obserwuje się ból głowy, zawroty głowy, ucisk w klatce piersiowej, nudności, wymioty, biegunkę, utratę przytomności, drgawki, uszkodzenie błony śluzowej oczu, zapalenie spojówek, światłowstręt. Niebezpieczeństwo zatrucia wzrasta z powodu utraty węchu. Osłabienie serca i niewydolność oddechowa, śpiączka stopniowo narastają.
Pierwsza pomoc - usunięcie poszkodowanego z zanieczyszczonej atmosfery, wdychanie tlenu, sztuczne oddychanie; oznacza, że pobudzają ośrodek oddechowy, rozgrzewając organizm. Zalecana jest również glukoza, witaminy, preparaty żelaza.
Zapobieganie - wystarczająca wentylacja, uszczelnienie niektórych operacji produkcyjnych. Schodząc do studni i pojemników zawierających siarkowodór, pracownicy muszą używać masek przeciwgazowych i pasów ratunkowych na linach. Ratownictwo gazowe jest obowiązkowe w kopalniach, miejscach wydobycia oraz rafineriach ropy naftowej.
Dwutlenek siarki jest bezbarwnym gazem o ostrym zapachu. Cząsteczka ma kanciasty kształt.
- Temperatura topnienia - -75,46 ° С,
- Temperatura wrzenia - -10,6 ° С,
- Gęstość gazu - 2,92655 g/l.
Łatwo upłynnia się do bezbarwnej, ruchliwej cieczy w temperaturze 25°C i pod ciśnieniem około 0,5 MPa.
W przypadku postaci płynnej gęstość wynosi 1,4619 g / cm 3 (w temperaturze -10 ° C).
Stały dwutlenek siarki - bezbarwne kryształy, rombowa syngonia.
Dwutlenek siarki zauważalnie dysocjuje dopiero w temperaturze około 2800°C.
Dysocjacja ciekłego dwutlenku siarki przebiega zgodnie ze schematem:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
Model 3D cząsteczki
Rozpuszczalność dwutlenku siarki w wodzie zależy od temperatury:
- w temperaturze 0°C w 100 g wody rozpuścić 22,8 g dwutlenku siarki,
- w 20°C – 11,5 g,
- w 90 ° C - 2,1 g.
Wodnym roztworem dwutlenku siarki jest kwas siarkawy H 2 SO 3.
Dwutlenek siarki jest rozpuszczalny w etanolu, H 2 SO 4, oleum, CH 3 COOH. Ciekły dwutlenek siarki miesza się w dowolnym stosunku z SO 3. CHCl 3 , CS 2 , eter dietylowy.
Ciekły dwutlenek siarki rozpuszcza chlorki. Jodki metali i tiocyjaniany nie rozpuszczają się.
Sole rozpuszczone w ciekłym dwutlenku siarki dysocjują.
Dwutlenek siarki można zredukować do siarki i utlenić do sześciowartościowych związków siarki.
Dwutlenek siarki jest toksyczny. W stężeniu 0,03-0,05 mg/l podrażnia błony śluzowe, narządy oddechowe i oczy.
Główną przemysłową metodą wytwarzania dwutlenku siarki jest piryt siarki FeS 2 poprzez spalanie go i dalsze przetwarzanie słabym zimnym H 2 SO 4.
Ponadto dwutlenek siarki można otrzymać poprzez spalanie siarki, a także produkt uboczny prażenia rud siarczkowych miedzi i cynku.
Siarka siarczkowa jest dostępna dla roślin dopiero po przejściu do postaci siarczanowej. Większość siarki występuje w glebie w postaci związków organicznych, które nie są wchłaniane przez rośliny. Dopiero po mineralizacji substancji organicznych i przejściu siarki do formy siarczanowej siarka organiczna staje się dostępna dla roślin.
Przemysł chemiczny nie produkuje nawozów z dwutlenkiem siarki jako głównym składnikiem aktywnym. Jednak występuje jako zanieczyszczenie w wielu nawozach. Należą do nich fosfogips, superfosfat prosty, siarczan amonu, siarczan potasu, magnezja potasowa, gips, popiół z łupków bitumicznych, obornik, torf i wiele innych.
Pobieranie dwutlenku siarki przez rośliny
Siarka dostaje się do roślin przez korzenie w formie SO 4 2- i pozostawia w postaci dwutlenku siarki. Jednocześnie pobieranie siarki z atmosfery zapewnia do 80% zapotrzebowania rośliny na ten pierwiastek. Pod tym względem w pobliżu ośrodków przemysłowych, gdzie atmosfera jest bogata w dwutlenek siarki, rośliny są dobrze zaopatrzone w siarkę. Na odległych obszarach ilość dwutlenku siarki w opadach atmosferycznych i atmosferze jest znacznie zmniejszona, a odżywianie roślin siarką zależy od jej obecności w glebie.
W procesach redoks dwutlenek siarki może być zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym, ponieważ atom w tym związku ma pośredni stopień utlenienia +4.
Jak utleniacz SO 2 reaguje z silniejszymi reduktorami, na przykład z:
SO2 + 2H2S \u003d 3S ↓ + 2H2O
Jak środek redukujący SO 2 reaguje z silniejszymi utleniaczami, na przykład w obecności katalizatora, z itp.:
2SO2 + O2 \u003d 2SO3
SO2 + Cl2 + 2H2O \u003d H2SO3 + 2HCl
Paragon
1) Dwutlenek siarki powstaje podczas spalania siarki:
2) W przemyśle uzyskuje się go przez wypalanie pirytu:
3) W laboratorium dwutlenek siarki można otrzymać:
Cu + 2H2SO4 \u003d CuSO4 + SO2 + 2H2O
Aplikacja
Dwutlenek siarki jest szeroko stosowany w przemyśle tekstylnym do wybielania różnych produktów. Ponadto znajduje zastosowanie w rolnictwie do niszczenia szkodliwych mikroorganizmów w szklarniach i piwnicach. W dużych ilościach SO 2 służy do produkcji kwasu siarkowego.
tlenek siarki (VI) – WIĘC 3 (bezwodnik siarkowy)
Bezwodnik siarkowy SO 3 jest bezbarwną cieczą, która w temperaturach poniżej 17°C zamienia się w białą krystaliczną masę. Bardzo dobrze wchłania wilgoć (higroskopijny).
Właściwości chemiczne
Właściwości kwasowo-zasadowe
Jak oddziałuje typowy tlenek kwasu bezwodnik siarkowy:
SO3 + CaO = CaSO4
c) z wodą:
SO3 + H2O \u003d H2SO4
Szczególną właściwością SO 3 jest jego zdolność do dobrego rozpuszczania się w kwasie siarkowym. Roztwór SO 3 w kwasie siarkowym nazywa się oleum.
Tworzenie oleum: H 2 SO 4 + N SO 3 \u003d H. 2 SO 4 ∙ N TAK 3
właściwości redoks
Tlenek siarki (VI) charakteryzuje się silnymi właściwościami utleniającymi (zwykle redukowany do SO 2):
3SO 3 + H2S \u003d 4SO2 + H2O
Pobieranie i używanie
Bezwodnik siarkowy powstaje podczas utleniania dwutlenku siarki:
2SO2 + O2 \u003d 2SO3
W czystej postaci bezwodnik siarkowy nie ma praktycznej wartości. Otrzymuje się go jako półprodukt w produkcji kwasu siarkowego.
H2SO4
Wzmianka o kwasie siarkowym pojawia się po raz pierwszy wśród arabskich i europejskich alchemików. Otrzymano go przez kalcynację siarczanu żelaza (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) w powietrzu: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 lub mieszanina z: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, a wydzielające się opary bezwodnika siarkowego uległy skropleniu. Pochłaniając wilgoć, zamieniły się w oleum. W zależności od metody przygotowania H 2 SO 4 nazywano olejem witriolowym lub olejem siarkowym. W 1595 roku alchemik Andreas Libavius ustalił tożsamość obu substancji.
Przez długi czas olej witriolowy nie był szeroko stosowany. Zainteresowanie nim znacznie wzrosło po XVIII wieku. Odkryto karmin indygo, stabilny niebieski barwnik. Pierwsza fabryka do produkcji kwasu siarkowego powstała pod Londynem w 1736 roku. Proces odbywał się w ołowianych komorach, na dnie których wlewano wodę. W górnej części komory spalano stopioną mieszaninę saletry z siarką, następnie wpuszczano do niej powietrze. Procedurę powtarzano, aż na dnie pojemnika utworzył się kwas o wymaganym stężeniu.
W 19-stym wieku udoskonalono metodę: zamiast saletry zastosowano kwas azotowy (daje rozkładając się w komorze). Aby zawrócić gazy azotowe do układu, zaprojektowano specjalne wieże, od których cały proces otrzymał nazwę – proces wieżowy. Fabryki działające według metody wieżowej istnieją do dziś.
Kwas siarkowy to ciężka oleista ciecz, bezbarwna i bezwonna, higroskopijna; dobrze rozpuszcza się w wodzie. Gdy stężony kwas siarkowy rozpuszcza się w wodzie, uwalnia się duża ilość ciepła, dlatego należy go ostrożnie wlać do wody (a nie odwrotnie!) I wymieszać roztwór.
Roztwór kwasu siarkowego w wodzie o zawartości H2SO4 mniejszej niż 70% jest zwykle nazywany rozcieńczonym kwasem siarkowym, a roztwór o stężeniu większym niż 70% nazywany jest stężonym kwasem siarkowym.
Właściwości chemiczne
Właściwości kwasowo-zasadowe
Rozcieńczony kwas siarkowy wykazuje wszystkie charakterystyczne właściwości mocnych kwasów. Ona reaguje:
H2SO4 + NaOH \u003d Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + BaCl2 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCl
Proces oddziaływania jonów Ba 2+ z jonami siarczanowymi SO 4 2+ prowadzi do powstania białego nierozpuszczalnego osadu BaSO 4 . Ten jakościowa reakcja na jon siarczanowy.
Właściwości redoks
W rozcieńczonym H 2 SO 4 jony H + są utleniaczami, aw stężonym H 2 SO 4 jony siarczanowe to SO 4 2+ . Jony SO 4 2+ są silniejszymi utleniaczami niż jony H + (patrz diagram). 
W rozcieńczony kwas siarkowy rozpuszczają metale znajdujące się w elektrochemicznym szeregu napięć do wodoru. W takim przypadku powstają i uwalniają się siarczany metali:
Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2
Metale znajdujące się w elektrochemicznym szeregu napięć po wodorze nie reagują z rozcieńczonym kwasem siarkowym:
Cu + H2SO4 ≠
stężony kwas siarkowy jest silnym utleniaczem, zwłaszcza po podgrzaniu. Utlenia wiele i niektóre substancje organiczne.
Gdy stężony kwas siarkowy oddziałuje z metalami znajdującymi się w elektrochemicznej serii napięć po wodorze (Cu, Ag, Hg), powstają siarczany metali, a także produkt redukcji kwasu siarkowego - SO 2.
Reakcja kwasu siarkowego z cynkiem W przypadku większej ilości metali aktywnych (Zn, Al, Mg) stężony kwas siarkowy można zredukować do stanu wolnego. Na przykład, gdy kwas siarkowy oddziałuje z, w zależności od stężenia kwasu, mogą jednocześnie tworzyć się różne produkty redukcji kwasu siarkowego - SO 2, S, H 2 S:
Zn + 2H2SO4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Na zimno stężony kwas siarkowy pasywuje na przykład niektóre metale, dlatego jest transportowany w żelaznych zbiornikach:
Fe + H2SO4 ≠
Stężony kwas siarkowy utlenia niektóre niemetale (itp.), odzyskując tlenek siarki (IV) SO 2:
S + 2H2SO4 \u003d 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 \u003d 2SO2 + CO2 + 2H2O
Pobieranie i używanie
W przemyśle kwas siarkowy otrzymuje się przez kontakt. Proces akwizycji przebiega w trzech etapach:
- Otrzymywanie SO 2 przez prażenie pirytu:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
- Utlenianie SO 2 do SO 3 w obecności katalizatora - tlenku wanadu (V):
2SO2 + O2 \u003d 2SO3
- Rozpuszczanie SO 3 w kwasie siarkowym:
H2SO4+ N SO 3 \u003d H. 2 SO 4 ∙ N TAK 3
Powstały oleum jest transportowany w żelaznych zbiornikach. Kwas siarkowy o wymaganym stężeniu otrzymuje się z oleum przez wlanie go do wody. Można to wyrazić za pomocą diagramu:
H 2 SO 4 ∙ N SO3 + H2O \u003d H2SO4
Kwas siarkowy znajduje różnorodne zastosowania w różnych dziedzinach gospodarki narodowej. Służy do suszenia gazów, do produkcji innych kwasów, do produkcji nawozów, różnych barwników i leków.
Sole kwasu siarkowego
Większość siarczanów jest dobrze rozpuszczalna w wodzie (słabo rozpuszczalny CaSO 4 , jeszcze mniej PbSO 4 i praktycznie nierozpuszczalny BaSO 4 ). Niektóre siarczany zawierające wodę krystalizacyjną nazywane są witriolami:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O siarczan miedzi
FeSO 4 ∙ 7H 2 O siarczan żelazawy
Sole kwasu siarkowego mają wszystko. Ich stosunek do ogrzewania jest szczególny.
Siarczany metali aktywnych ( , ) nie rozkładają się nawet w 1000 ° C, podczas gdy inne (Cu, Al, Fe) - rozkładają się po lekkim podgrzaniu do tlenku metalu i SO 3:
CuSO 4 \u003d CuO + SO 3
Pobierać:
Pobierz bezpłatne streszczenie na ten temat: „Produkcja kwasu siarkowego metodą kontaktową”
Możesz pobrać eseje na inne tematy
*na zdjęciu płyty fotografia siarczanu miedzi
Tlenek siarki (dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, dwutlenek siarki) jest bezbarwnym gazem, który w normalnych warunkach ma ostry charakterystyczny zapach (podobny do zapachu zapalonej zapałki). Upłynnia się pod ciśnieniem w temperaturze pokojowej. Dwutlenek siarki jest rozpuszczalny w wodzie, tworząc niestabilny kwas siarkowy. Ponadto substancja ta jest rozpuszczalna w kwasie siarkowym i etanolu. Jest to jeden z głównych składników tworzących gazy wulkaniczne.
Dwutlenek siarki
Pozyskiwanie SO2 - dwutlenku siarki - przemysłowo polega na spalaniu siarki lub prażeniu siarczków (wykorzystywany jest głównie piryt).
4FeS2 (piryt) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dwutlenek siarki).
W laboratorium dwutlenek siarki można otrzymać poprzez działanie mocnych kwasów na wodorosiarczyny i siarczyny. W takim przypadku powstały kwas siarkawy natychmiast rozkłada się na wodę i dwutlenek siarki. Na przykład:
Na2SO3 + H2SO4 (kwas siarkowy) = Na2SO4 + H2SO3 (kwas siarkawy).
H2SO3 (kwas siarkawy) = H2O (woda) + SO2 (gaz siarkowy).
Trzecim sposobem otrzymywania dwutlenku siarki jest działanie stężonego kwasu siarkowego po podgrzaniu na metale o niskiej aktywności. Na przykład: Cu (miedź) + 2H2SO4 (kwas siarkowy) = CuSO4 (siarczan miedzi) + SO2 (dwutlenek siarki) + 2H2O (woda).
Właściwości chemiczne dwutlenku siarki
Wzór na dwutlenek siarki to SO3. Ta substancja należy do kwaśnych tlenków.
1. Dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkawy. W normalnych warunkach reakcja ta jest odwracalna.
SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3 (kwas siarkawy).
2. W przypadku alkaliów dwutlenek siarki tworzy siarczyny. Na przykład: 2NaOH (wodorotlenek sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) = Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2O (woda).
3. Aktywność chemiczna dwutlenku siarki jest dość wysoka. Najbardziej wyraźne właściwości redukujące dwutlenku siarki. W takich reakcjach wzrasta stopień utlenienia siarki. Na przykład: 1) SO2 (dwutlenek siarki) + Br2 (brom) + 2H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HBr (bromowodór); 2) 2SO2 (dwutlenek siarki) + O2 (tlen) = 2SO3 (siarczyn); 3) 5SO2 (dwutlenek siarki) + 2KMnO4 (nadmanganian potasu) + 2H2O (woda) = 2H2SO4 (kwas siarkowy) + 2MnSO4 (siarczan manganu) + K2SO4 (siarczan potasu).
Ostatnia reakcja jest przykładem reakcji jakościowej na SO2 i SO3. Pojawiają się fioletowe przebarwienia).
4. W obecności silnych środków redukujących dwutlenek siarki może wykazywać właściwości utleniające. Np. w celu ekstrakcji siarki z gazów odlotowych w przemyśle metalurgicznym stosuje się redukcję dwutlenku siarki tlenkiem węgla (CO): SO2 (dwutlenek siarki) + 2CO (tlenek węgla) = 2CO2 + S (siarka).
Również właściwości utleniające tej substancji są wykorzystywane w celu uzyskania kwasu fosforowego: PH3 (fosfina) + SO2 (gaz siarkowy) = H3PO2 (kwas fosforowy) + S (siarka).
Gdzie stosuje się dwutlenek siarki?
Dwutlenek siarki jest używany głównie do produkcji kwasu siarkowego. Stosowany jest również do produkcji napojów niskoalkoholowych (wino i inne napoje średniej kategorii cenowej). Ze względu na właściwości tego gazu do zabijania różnych mikroorganizmów odymia się nim magazyny i sklepy warzywne. Ponadto tlenek siarki służy do wybielania wełny, jedwabiu, słomy (tych materiałów, których nie można wybielić chlorem). W laboratoriach dwutlenek siarki jest stosowany jako rozpuszczalnik oraz w celu uzyskania różnych soli kwasu siarkawego.
Wpływ fizjologiczny
Dwutlenek siarki ma silne właściwości toksyczne. Objawy zatrucia to kaszel, katar, chrypka głosu, specyficzny smak w ustach, silny ból gardła. Wdychanie dwutlenku siarki w wysokich stężeniach powoduje trudności w połykaniu i krztuszenie się, zaburzenia mowy, nudności i wymioty, może rozwinąć się ostry obrzęk płuc.
MAC dla gazu kwaśnego:
- w pomieszczeniach - 10 mg/m³;
- średnio dobowe maksymalnie jednorazowo w powietrzu atmosferycznym - 0,05 mg/m³.
Wrażliwość na dwutlenek siarki jest różna u poszczególnych osób, roślin i zwierząt. Na przykład wśród drzew najbardziej odporne są dąb i brzoza, a najmniej świerk i sosna.