Сірчистий газ - фізичні властивості, отримання та застосування

Сірчистий газ має молекулярну будову, аналогічне 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 розчиняється в воді, має антисептичні властивості. 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 в текстильній промисловості.

Систематичні і тривіальні назви речовини

Необхідно розібратися в різноманітті термінів, що відносяться до одного і того ж з`єднанню. Офіційна назва з`єднання, хімічний склад якого відображає формула SO₂, - Диоксид сірки. ІЮПАК рекомендує використовувати цей термін і його англійський аналог - Sulfur dioxide. Підручники для шкіл і вузів частіше згадують ще таку назву - оксид сірки (IV). Римською цифрою в дужках позначена валентність атома S. Кисень в цьому оксиді двухвалентен, а окислительное число сірки +4. У технічній літературі використовуються такі застарілі терміни, як сірчистий газ, ангідрид сірчистої кислоти (продукт її дегідратації).

Склад і 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 по формі і енергії хмари одного s і двох p-електронів. Саме вони беруть участь в утворенні ковалентного зв`язку між сірою і киснем. У парі О-S відстань між атомами становить 0,143 нм. Кисень більш електронегативний елемент, ніж сірка, значить, що зв`язують пари електронів зміщуються від центру до зовнішніх кутах. Вся молекула теж поляризована, негативний полюс - атоми О, позитивний - атом S.

Деякі фізичні параметри діоксиду сірки

Оксид чотиривалентної сірки при звичайних показниках навколишнього середовища зберігає газоподібне 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 за повітря (М (пов.) = 29 г / моль). Діоксид володіє різким специфічним запахом палаючої сірки, який важко переплутати з яким-небудь іншим. Він неприємний, подразнює слизові покриви очей, викликає кашель. Але оксид сірки (IV) не такий отруйний, як сірководень.

Під тиском при кімнатній температурі газоподібний сірчистий ангідрид скраплюється. 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 атомарному сірку і молекулярний кисень відбувається при дуже високих температурах (близько 2800 ordm-С).

Розчинність і взаємодія з водою

Діоксид сірки при розчиненні у воді частково взаємодіє з нею з утворенням дуже слабкою сірчистої кислоти. У момент отримання вона тут же розкладається на ангідрид і воду: SO₂ + Н₂Про harr- Н₂SO₃. Насправді в розчині присутні не сірчиста кислота, а гідратовані молекули SO₂. Газоподібний діоксид краще взаємодіє з прохолодною водою, його розчинність знижується з підвищенням температури. При звичайних умовах може розчинитися в 1 об`ємі води до 40 обсягів газу.

Сірчистий газ в 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 поставляють в повітря металургійні комбінати, де не уловлюються гази при випалюванні 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 наступити 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:

1. При спалюванні сірки в колбі з киснем або повітрям виходить діоксид за формулою: S + O₂ = SO₂.
2. Можна подіяти на солі сірчистої кислоти сильнішими неорганічними кислотами, краще взяти соляну, але можна розбавлену сірчану:

• Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SO₃;
• Na₂SO₃ + H₂SO₄ (Разб.) = Na₂SO₄ + H₂SO₃;
• H₂SO₃ = Н₂Про + SO₂^.

3. При взаємодії міді з концентрованою сірчаною кислотою виділяється не водень, а діоксид сірки:

2H₂SO₄ (Конц.) + Cu = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂^.

Сучасні способи промислового виробництва сірчистого ангідриду:

1. Окислення природної сірки при її спалюванні в спеціальних топках: S + О₂ = SO₂.
2. Випал залізного колчедану (піриту).

Основні хімічні властивості діоксиду сірки

Сірчистий газ є активною сполукою в хімічному плані. В окисно-відновних процесах ця речовина частіше виступає в якості відновника. Наприклад, при взаємодії молекулярного брому з діоксидом сірки продуктами реакції є сірчана кислота і бромоводород. Окисні властивості SO₂ проявляються, якщо пропускати цей газ через сірководневу воду. В результаті виділяється сірка, відбувається самоокислення-самовідновлення: SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O.

Діоксид сірки проявляє 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 - сульфіти і кислі - гідросульфіти. Серед них зустрічаються стабільні сполуки.

Процес окислення сірки в диоксиде до шестивалентного стану в ангідриді сірчаної кислоти - каталітичний. Вийшло речовина енергійно розчиняється в воді, реагує з молекулами Н₂О. Реакція є екзотермічної, утворюється сірчана кислота, вірніше, її гідратованих форма.

Практичне використання сірчистого газу

Основний спосіб промислового виробництва сірчаної кислоти, для якого потрібен діоксид елемента, налічує чотири стадії:

1. Отримання сірчистого ангідриду при спалюванні сірки в особливих печах.
2. Очищення отриманого діоксиду сірки від всіляких домішок.
3. Подальше окислення до шестивалентній сірки в присутності каталізатора.
4. Абсорбція триоксиду сірки водою.

Раніше майже всю двоокис сірки, необхідну для виробництва сірчаної кислоти в промислових масштабах, отримували при випалюванні піриту як побічний продукт сталеплавильного виробництва. Нові види переробки металургійної сировини менше використовують спалювання руди. Тому основним вихідним речовиною для сірчанокислотного виробництва в останні роки стала природна сірка. Значні світові запаси цієї сировини, його доступність дозволяють організувати широкомасштабну переробку.

Діоксид сірки знаходить широке застосування не тільки в хімічній промисловості, а й в інших галузях економіки. Текстильні комбінати використовують цю речовину і продукти його хімічної взаємодії для відбілювання шовкових і вовняних тканин. Це один з видів безхлорного відбілювання, при якому волокна не руйнуються.

Діоксид сірки володіє відмінними дезинфікуючими властивостями, 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 консервуючи та антибактеріальну речовину. Додають його в сиропи, вимочують у ньому свіжі плоди. Сульфітізація
соку цукрових буряків знебарвлює і знезаражує сировину. Консервовані овочеві пюре і соки теж містять діоксид сірки в якості антиокислювального і консервує агента.