Сірчистий газ має молекулярну будову, аналогічну озону. Атом сірки, що знаходиться в центрі молекули, пов 'язаний з двома атомами кисню. Цей газоподібний продукт окислення сірки не має кольору, видає різкий запах, при зміні умов легко конденсується в прозору рідину. Речовина добре розчинна у воді, володіє антисептичними властивостями. У великих кількостях отримують SO2 в хімічній промисловості, а саме в циклі сірчанокислотного виробництва. Газ широко використовується для обробки сільськогосподарських і харчових продуктів, відбілювання тканин у текстильній промисловості.
Систематичні та тривіальні назви речовини
Необхідно розібратися в різноманітті термінів, що належать до одного і того ж з 'єднання. Офіційна назва сполуки, хімічний склад якої відображає формула SO2, - діоксид сірки. ЛИПЕНЬ рекомендує використовувати цей термін і його англійський аналог - Sulfur dioxide. Підручники для шкіл і ВНЗ частіше згадують ще таку назву - оксид сірки (IV). Римською цифрою в дужках позначена валентність атома S. Кисень в цьому оксиді двовалентний, а окислювальне число сірки + 4. У технічній літературі використовуються такі застарілі терміни, як сірчистий газ, ангідрид сірчистої кислоти (продукт її дегідратації).
Склад та особливості молекулярної будови SO2
Молекула SO2 утворена одним атомом сірки і двома атомами кисню. Між ковалентними зв 'язками є кут, що становить 120 °. В атомі сірки відбувається sp2-гібридизація - вирівнюються за формою та енергією хмари одного s і двох p-електронів. Саме вони беруть участь в утворенні ковалентного зв 'язку між сірою і киснем. У парі O - S відстань між атомами становить 0,143 нм. Кисень більш електроотрицький елемент, ніж сірка, значить, зв 'язуючі пари електронів зміщуються від центру до зовнішніх кутів. Вся молекула теж поляризована, негативний полюс - атоми О, позитивний - атом S.
Деякі фізичні параметри діоксиду сірки
Оксид чотирьохвалентної сірки при звичайних показниках навколишнього середовища зберігає газоподібний агрегатний стан. Формула сірчистого газу дозволяє визначити його відносну молекулярну і молярну маси: Mr (SO2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можна округляти до 64 г/моль). Цей газ майже в 2,3 рази важчий повітря (М (возд.) = 29 г/моль). Діоксид має різкий специфічний запах палаючої сірки, який важко переплутати з будь-яким іншим. Він неприємний, дратує слизові покриви очей, викликає кашель. Але оксид сірки (IV) не такий отруйний, як сірководень.
Під тиском при кімнатній температурі газоподібний сірчистий ангідрид зріджується. При низьких температурах речовина знаходиться в твердому стані, плавиться при -72... -75,5 ° C. При подальшому підвищенні температури з 'являється рідина, а при -10,1 ° C знову утворюється газ. молекули SO2 є термічно стійкими, розкладання на атомарну сірку і молекулярний кисень відбувається при дуже високих температурах (близько 2800 ºС).
Розчинність і взаємодія з водою
Діоксид сірки при розчиненні у воді частково взаємодіє з нею з утворенням дуже слабкої сірчистої кислоти. У момент отримання вона тут же розкладається на ангідрид і воду: SO2 + Н2О ↔ H2SO3. Насправді в розчині присутня не сірчиста кислота, а гідратовані молекули SO2. Газоподібний діоксид краще взаємодіє з прохолодною водою, його розчинність знижується з підвищенням температури. За звичайних умов може розчинитися в 1 обсязі води до 40 обсягів газу.
Сірчистий газ у природі
Значні обсяги діоксиду сірки виділяються з вулканічними газами і лавою під час вивержень. Багато видів антропогенної діяльності теж призводять до підвищення концентрації SO2 в атмосфері.
Сірчистий ангідрид постачають у повітря металургійні комбінати, де не вловлюються гази при обпалюванні руди. Багато видів паливних копалин містять сірку, в результаті значні обсяги діоксиду сірки виділяється в атмосферне повітря при спалюванні вугілля, нафти, газу, отриманого з них пального. Сірчистий ангідрид стає токсичним для людини при концентрації в повітрі понад 0,03%. У людини починається задишка, можуть настати явища, що нагадують бронхіт і запалення легенів. Дуже висока концентрація в атмосфері діоксиду сірки може призвести до сильного отруєння або летального результату.
Сірчистий газ - отримання в лабораторії і в промисловості
Лабораторні способи:
- При спалюванні сірки в колбі з киснем або повітрям виходить діоксид за формулою: S + O2 = SO2.
- Можна подіяти на солі сірчистої кислоти більш сильними неорганічними кислотами, краще взяти соляну, але можна розбавлену сірчану:
- Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
- Na2SO3 + H2SO4 (розб.) = Na2SO4 + H2SO3;
- H2SO3 = Н2О + SO2.
3. При взаємодії міді з концентрованою сірчаною кислотою виділяється не водень, а діоксид сірки:
2H2SO4 (^.) + Cu = CuSO4 + 2H2O + SO2.
Сучасні способи промислового виробництва сірчистого ангідриду:
- Окислення природної сірки при її спалюванні в спеціальних топках: S + О2 = SO2.
- Обпал залізного колчедану (піріта).
Основні хімічні властивості діоксиду сірки
Сірчистий газ є активною сполукою в хімічному плані. В окислювально-відновлювальних процесах ця речовина частіше виступає як відновитель. Наприклад, при взаємодії молекулярного брому з діоксидом сірки продуктами реакції є сірчана кислота і бромоводень. Окислювальні властивості SO2 проявляються, якщо пропускати цей газ через сірководневу воду. В результаті виділяється сірка, відбувається самоокислення-самовстановлення: SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O.
Діоксид сірки виявляє кислотні властивості. Йому відповідає одна з найслабших і нестійких кислот - сірчиста. Це з 'єднання в чистому вигляді не існує, виявити кислотні властивості розчину діоксиду сірки можна за допомогою індикаторів (лакмус рожевіє). Сірчиста кислота дає середні солі - сульфити і кислі - гідросульфити. Серед них зустрічаються стабільні з 'єднання.
Процес окислення сірки в діоксиді до шестивалентного стану в ангідриді сірчаної кислоти - каталітичний. Отримана речовина енергійно розчиняється у воді, реагує з молекулами Н2О. Реакція є екзотермічною, утворюється сірчана кислота, вірніше, її гідратована форма.
Практичне використання сірчистого газу
Основний спосіб промислового виробництва сірчаної кислоти, для якого потрібен діоксид елемента, налічує чотири стадії:
- Отримання сірчистого ангідриду при спалюванні сірки в особливих печах.
- Очищення отриманого діоксиду сірки від усіляких домішок.
- Подальше окислення до шестивалентної сірки в присутності каталізатора.
- Абсорбція тріоксиду сірки водою.
Раніше майже всю двоокис сірки, необхідну для виробництва сірчаної кислоти в промислових масштабах, отримували при випалі пірта як побічний продукт сталеплавильного виробництва. Нові види переробки металургійної сировини менше використовують спалювання руди. Тому основною вихідною речовиною для сірчанокислотного виробництва в останні роки стала природна сірка. Значні світові запаси цієї сировини, її доступність дозволяють організувати широкомасштабну переробку.
Діоксид сірки знаходить широке застосування не тільки в хімічній промисловості, але і в інших галузях економіки. Текстильні комбінати використовують цю речовину і продукти її хімічної взаємодії для відбілювання шовкових і вовняних тканин. Це один з видів безхлорного відбілювання, при якому волокна не руйнуються.
Діоксид сірки має відмінні дезінфікуючі властивості, що знаходить застосування в боротьбі з грибками і бактеріями. Сірчистим ангідридом обкурюють сховища сільськогосподарської продукції, винні бочки і підвали. Використовується SO2 в харчовій промисловості як консервуюча і антибактеріальна речовина. Додають його в сиропи, вимочують у ньому свіжі плоди. Сульфітизація
соку цукрових буряків знецінює і знезаражує сировину. Консервовані овочеві пюре і соки теж містять діоксид сірки як антиокислювальний і консервуючий агент.