Как пишется диоксид серы

Sulfur dioxide

Names
IUPAC name Sulfur dioxide
Other names Sulfurous anhydride Sulfur(IV) oxide
Identifiers
CAS Number	7446-09-5
3D model (JSmol)	Interactive image
Beilstein Reference	3535237
ChEBI	CHEBI:18422
ChEMBL	ChEMBL1235997
ChemSpider	1087
ECHA InfoCard	100.028.359
EC Number	231-195-2
E number	E220 (preservatives)
Gmelin Reference	1443
KEGG	D05961
MeSH	Sulfur+dioxide
PubChem CID	1119
RTECS number	WS4550000
UNII	0UZA3422Q4
UN number	1079, 2037
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID6029672
InChI InChI=1S/O2S/c1-3-2  Key: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/O2S/c1-3-2 Key: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT
SMILES O=S=O
Properties
Chemical formula	SO 2
Molar mass	64.066 g mol−1
Appearance	Colorless and pungent gas
Odor	Pungent; similar to a just-struck match[1]
Density	2.6288 kg m−3[citation needed]
Melting point	−72 °C; −98 °F; 201 K
Boiling point	−10 °C (14 °F; 263 K)
Solubility in water	94 g/L[2] forms sulfurous acid
Vapor pressure	237.2 kPa
Acidity (pKa)	~1.81
Basicity (pKb)	~12.19
Magnetic susceptibility (χ)	−18.2·10−6 cm3/mol
Viscosity	12.82 μPa·s[3]
Structure
Point group	C2v
Coordination geometry	Digonal
Molecular shape	Dihedral
Dipole moment	1.62 D
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	248.223 J K−1 mol−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−296.81 kJ mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H314, H331[4]
NFPA 704 (fire diamond)	3 0 0
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LC50 (median concentration)	3000 ppm (mouse, 30 min) 2520 ppm (rat, 1 hr)[6]
LCLo (lowest published)	993 ppm (rat, 20 min) 611 ppm (rat, 5 hr) 764 ppm (mouse, 20 min) 1000 ppm (human, 10 min) 3000 ppm (human, 5 min)[6]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 5 ppm (13 mg/m3)[5]
REL (Recommended)	TWA 2 ppm (5 mg/m3) ST 5 ppm (13 mg/m3)[5]
IDLH (Immediate danger)	100 ppm[5]
Related compounds
Related sulfur oxides	Sulfur monoxide Sulfur trioxide
Related compounds	Ozone Selenium dioxide Sulfurous acid Tellurium dioxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Sulfur dioxide (IUPAC-recommended spelling) or sulphur dioxide (traditional Commonwealth English) is the chemical compound with the formula SO
₂. It is a toxic gas responsible for the odor of burnt matches. It is released naturally by volcanic activity and is produced as a by-product of copper extraction and the burning of sulfur-bearing fossil fuels.^[7]

Structure and bonding[edit]

SO₂ is a bent molecule with C_2v symmetry point group.
A valence bond theory approach considering just s and p orbitals would describe the bonding in terms of resonance between two resonance structures.

The sulfur–oxygen bond has a bond order of 1.5. There is support for this simple approach that does not invoke d orbital participation.^[8]
In terms of electron-counting formalism, the sulfur atom has an oxidation state of +4 and a formal charge of +1.

Occurrence[edit]

Sulfur dioxide is found on Earth and exists in very small concentrations in the atmosphere at about 15 ppb.^[9]

On other planets, sulfur dioxide can be found in various concentrations, the most significant being the atmosphere of Venus, where it is the third-most abundant atmospheric gas at 150 ppm. There, it reacts with water to form clouds of sulfuric acid, and is a key component of the planet’s global atmospheric sulfur cycle and contributes to global warming.^[10] It has been implicated as a key agent in the warming of early Mars, with estimates of concentrations in the lower atmosphere as high as 100 ppm,^[11] though it only exists in trace amounts. On both Venus and Mars, as on Earth, its primary source is thought to be volcanic. The atmosphere of Io, a natural satellite of Jupiter, is 90% sulfur dioxide^[12] and trace amounts are thought to also exist in the atmosphere of Jupiter. The James Webb Space Telescope has observed the presence of sulfur dioxide on the exoplanet WASP 39-b, where it is formed through photochemistry in the planet’s atmosphere.^[13]

As an ice, it is thought to exist in abundance on the Galilean moons—as subliming ice or frost on the trailing hemisphere of Io,^[14] and in the crust and mantle of Europa, Ganymede, and Callisto, possibly also in liquid form and readily reacting with water.^[15]

Production[edit]

Sulfur dioxide is primarily produced for sulfuric acid manufacture (see contact process). In the United States in 1979, 23.6 million metric tons (26 million U.S. short tons) of sulfur dioxide were used in this way, compared with 150,000 metric tons (165,347 U.S. short tons) used for other purposes. Most sulfur dioxide is produced by the combustion of elemental sulfur. Some sulfur dioxide is also produced by roasting pyrite and other sulfide ores in air.^[16]

Combustion routes[edit]

Sulfur dioxide is the product of the burning of sulfur or of burning materials that contain sulfur:

1⁄8 S₈ + O₂ → SO₂, ΔH = −297 kJ/mol

To aid combustion, liquified sulfur (140–150 °C, 284-302 °F) is sprayed through an atomizing nozzle to generate fine drops of sulfur with a large surface area. The reaction is exothermic, and the combustion produces temperatures of 1000–1600 °C (1832–2912 °F). The significant amount of heat produced is recovered by steam generation that can subsequently be converted to electricity.^[16]

The combustion of hydrogen sulfide and organosulfur compounds proceeds similarly. For example:

H₂S + 3⁄2 O₂ → SO₂ + H₂O

The roasting of sulfide ores such as pyrite, sphalerite, and cinnabar (mercury sulfide) also releases SO₂:^[17]

2 FeS₂ + 11⁄2 O₂ → Fe₂O₃ + 4 SO₂

ZnS + 3⁄2 O₂ → ZnO + SO₂

HgS + O₂ → Hg + SO₂

2 FeS + 7⁄2 O₂ → Fe₂O₃ + 2 SO₂

A combination of these reactions is responsible for the largest source of sulfur dioxide, volcanic eruptions. These events can release millions of tons of SO₂.

Reduction of higher oxides[edit]

Sulfur dioxide can also be a byproduct in the manufacture of calcium silicate cement; CaSO₄ is heated with coke and sand in this process:

2 CaSO₄ + 2 SiO₂ + C → 2 CaSiO₃ + 2 SO₂ + CO₂

Until the 1970s, commercial quantities of sulfuric acid and cement were produced by this process in Whitehaven, England. Upon being mixed with shale or marl, and roasted, the sulfate liberated sulfur dioxide gas, used in sulfuric acid production, the reaction also produced calcium silicate, a precursor in cement production.^[18]

On a laboratory scale, the action of hot concentrated sulfuric acid on copper turnings produces sulfur dioxide.

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

From sulfites[edit]

The reverse reaction occurs upon acidification:

H⁺ + HSO−3 → SO₂ + H₂O

Reactions[edit]

Sulfites results by the action of aqueous base on sulfur dioxide:

SO₂ + 2 NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Sulfur dioxide is a mild but useful reducing agent. It is oxidized by halogens to give the sulfuryl halides, such as sulfuryl chloride:

SO₂ + Cl₂ → SO₂Cl₂

Sulfur dioxide is the oxidising agent in the Claus process, which is conducted on a large scale in oil refineries. Here, sulfur dioxide is reduced by hydrogen sulfide to give elemental sulfur:

SO₂ + 2 H₂S → 3 S + 2 H₂O

The sequential oxidation of sulfur dioxide followed by its hydration is used in the production of sulfuric acid.

SO₂ + H₂O + 1⁄2 O₂ → H₂SO₄

Sulfur dioxide dissolves in water to give «sulfurous acid», which cannot be isolated and is instead an acidic solution of bisulfite, and possibly sulfite, ions.

SO₂ + H₂O ⇌ HSO−3 + H⁺          K_a = 1.54×10⁻²; pK_a = 1.81

Laboratory reactions[edit]

Sulfur dioxide is one of the few common acidic yet reducing gases. It turns moist litmus pink (being acidic), then white (due to its bleaching effect). It may be identified by bubbling it through a dichromate solution, turning the solution from orange to green (Cr³⁺ (aq)). It can also reduce ferric ions to ferrous.^[19]

Sulfur dioxide can react with certain 1,3-dienes in a cheletropic reaction to form cyclic sulfones. This reaction is exploited on an industrial scale for the synthesis of sulfolane, which is an important solvent in the petrochemical industry.

Sulfur dioxide can bind to metal ions as a ligand to form metal sulfur dioxide complexes, typically where the transition metal is in oxidation state 0 or +1. Many different bonding modes (geometries) are recognized, but in most cases, the ligand is monodentate, attached to the metal through sulfur, which can be either planar and pyramidal η¹.^[7] As a η¹-SO₂ (S-bonded planar) ligand sulfur dioxide functions as a Lewis base using the lone pair on S. SO₂ functions as a Lewis acids in its η¹-SO₂ (S-bonded pyramidal) bonding mode with metals and in its 1:1 adducts with Lewis bases such as dimethylacetamide and trimethyl amine. When bonding to Lewis bases the acid parameters of SO₂ are E_A = 0.51 and E_A = 1.56.

Uses[edit]

The overarching, dominant use of sulfur dioxide is in the production of sulfuric acid.^[16]

Precursor to sulfuric acid[edit]

Sulfur dioxide is an intermediate in the production of sulfuric acid, being converted to sulfur trioxide, and then to oleum, which is made into sulfuric acid. Sulfur dioxide for this purpose is made when sulfur combines with oxygen. The method of converting sulfur dioxide to sulfuric acid is called the contact process. Several billion kilograms are produced annually for this purpose.

Food preservative[edit]

Sulfur dioxide is sometimes used as a preservative for dried apricots, dried figs, and other dried fruits, owing to its antimicrobial properties and ability to prevent oxidation,^[20] and is called E220^[21] when used in this way in Europe. As a preservative, it maintains the colorful appearance of the fruit and prevents rotting. It is also added to sulfured molasses. Sublimed sulfite is ignited and burned in an enclosed space with the fruits. This is usually done outdoors.^[22] Fruits may be sulfured by dipping them into an either sodium bisulfite, sodium sulfite or sodium metabisulfite.^[22]

Winemaking[edit]

Sulfur dioxide was first used in winemaking by the Romans, when they discovered that burning sulfur candles inside empty wine vessels keeps them fresh and free from vinegar smell.^[23]

It is still an important compound in winemaking, and is measured in parts per million (ppm) in wine. It is present even in so-called unsulfurated wine at concentrations of up to 10 mg/L.^[24] It serves as an antibiotic and antioxidant, protecting wine from spoilage by bacteria and oxidation — a phenomenon that leads to the browning of the wine and a loss of cultivar specific flavors.^[25][26] Its antimicrobial action also helps minimize volatile acidity. Wines containing sulfur dioxide are typically labeled with «containing sulfites».

Sulfur dioxide exists in wine in free and bound forms, and the combinations are referred to as total SO₂. Binding, for instance to the carbonyl group of acetaldehyde, varies with the wine in question. The free form exists in equilibrium between molecular SO₂ (as a dissolved gas) and bisulfite ion, which is in turn in equilibrium with sulfite ion. These equilibria depend on the pH of the wine. Lower pH shifts the equilibrium towards molecular (gaseous) SO₂, which is the active form, while at higher pH more SO₂ is found in the inactive sulfite and bisulfite forms. The molecular SO₂ is active as an antimicrobial and antioxidant, and this is also the form which may be perceived as a pungent odor at high levels. Wines with total SO₂ concentrations below 10 ppm do not require «contains sulfites» on the label by US and EU laws. The upper limit of total SO₂ allowed in wine in the US is 350 ppm; in the EU it is 160 ppm for red wines and 210 ppm for white and rosé wines. In low concentrations, SO₂ is mostly undetectable in wine, but at free SO₂ concentrations over 50 ppm, SO₂ becomes evident in the smell and taste of wine.^{[citation needed]}

SO₂ is also a very important compound in winery sanitation. Wineries and equipment must be kept clean, and because bleach cannot be used in a winery due to the risk of cork taint,^[27] a mixture of SO₂, water, and citric acid is commonly used to clean and sanitize equipment. Ozone (O₃) is now used extensively for sanitizing in wineries due to its efficacy, and because it does not affect the wine or most equipment.^[28]

As a reducing agent[edit]

Sulfur dioxide is also a good reductant. In the presence of water, sulfur dioxide is able to decolorize substances. Specifically, it is a useful reducing bleach for papers and delicate materials such as clothes. This bleaching effect normally does not last very long. Oxygen in the atmosphere reoxidizes the reduced dyes, restoring the color. In municipal wastewater treatment, sulfur dioxide is used to treat chlorinated wastewater prior to release. Sulfur dioxide reduces free and combined chlorine to chloride.^[29]

Sulfur dioxide is fairly soluble in water, and by both IR and Raman spectroscopy; the hypothetical sulfurous acid, H₂SO₃, is not present to any extent. However, such solutions do show spectra of the hydrogen sulfite ion, HSO₃⁻, by reaction with water, and it is in fact the actual reducing agent present:

SO₂ + H₂O ⇌ HSO₃⁻ + H⁺

As a fumigant[edit]

In the beginning of the 20th century, sulfur dioxide was used in Buenos Aires as a fumigant to kill rats that carried the Yersinia pestis bacterium, which causes bubonic plague. The application was successful, and the application of this method was extended to other areas in South America. In Buenos Aires, where these apparatuses were known as Sulfurozador, but later also in Rio de Janeiro, New Orleans and San Francisco, the sulfur dioxide treatment machines were brought into the streets to enable extensive disinfection campaigns, with effective results.^[30]

Biochemical and biomedical roles[edit]

Sulfur dioxide or its conjugate base bisulfite is produced biologically as an intermediate in both sulfate-reducing organisms and in sulfur-oxidizing bacteria, as well. The role of sulfur dioxide in mammalian biology is not yet well understood.^[31] Sulfur dioxide blocks nerve signals from the pulmonary stretch receptors and abolishes the Hering–Breuer inflation reflex.

It is considered that endogenous sulfur dioxide plays a significant physiological role in regulating cardiac and blood vessel function, and aberrant or deficient sulfur dioxide metabolism can contribute to several different cardiovascular diseases, such as arterial hypertension, atherosclerosis, pulmonary arterial hypertension, and stenocardia.^[32]

It was shown that in children with pulmonary arterial hypertension due to congenital heart diseases the level of homocysteine is higher and the level of endogenous sulfur dioxide is lower than in normal control children. Moreover, these biochemical parameters strongly correlated to the severity of pulmonary arterial hypertension. Authors considered homocysteine to be one of useful biochemical markers of disease severity and sulfur dioxide metabolism to be one of potential therapeutic targets in those patients.^[33]

Endogenous sulfur dioxide also has been shown to lower the proliferation rate of endothelial smooth muscle cells in blood vessels, via lowering the MAPK activity and activating adenylyl cyclase and protein kinase A.^[34] Smooth muscle cell proliferation is one of important mechanisms of hypertensive remodeling of blood vessels and their stenosis, so it is an important pathogenetic mechanism in arterial hypertension and atherosclerosis.

Endogenous sulfur dioxide in low concentrations causes endothelium-dependent vasodilation. In higher concentrations it causes endothelium-independent vasodilation and has a negative inotropic effect on cardiac output function, thus effectively lowering blood pressure and myocardial oxygen consumption. The vasodilating and bronchodilating effects of sulfur dioxide are mediated via ATP-dependent calcium channels and L-type («dihydropyridine») calcium channels. Endogenous sulfur dioxide is also a potent antiinflammatory, antioxidant and cytoprotective agent. It lowers blood pressure and slows hypertensive remodeling of blood vessels, especially thickening of their intima. It also regulates lipid metabolism.^[35]

Endogenous sulfur dioxide also diminishes myocardial damage, caused by isoproterenol adrenergic hyperstimulation, and strengthens the myocardial antioxidant defense reserve.^[36]

As a reagent and solvent in the laboratory[edit]

Sulfur dioxide is a versatile inert solvent widely used for dissolving highly oxidizing salts. It is also used occasionally as a source of the sulfonyl group in organic synthesis. Treatment of aryl diazonium salts with sulfur dioxide and cuprous chloride yields the corresponding aryl sulfonyl chloride, for example:^[37]

As a result of its very low Lewis basicity, it is often used as a low-temperature solvent/diluent for superacids like magic acid (FSO₃H/SbF₅), allowing for highly reactive species like tert-butyl cation to be observed spectroscopically at low temperature (though tertiary carbocations do react with SO₂ above about –30 °C, and even less reactive solvents like SO₂ClF must be used at these higher temperatures).^[38]

Aspirational applications[edit]

As a refrigerant[edit]

Being easily condensed and possessing a high heat of evaporation, sulfur dioxide is a candidate material for refrigerants. Prior to the development of chlorofluorocarbons, sulfur dioxide was used as a refrigerant in home refrigerators.

Climate engineering[edit]

Injections of sulfur dioxide in the stratosphere has been proposed in climate engineering. The cooling effect would be similar to what has been observed after the large explosive 1991 eruption of Mount Pinatubo. However this form of geoengineering would have uncertain regional consequences on rainfall patterns, for example in monsoon regions.^[39]

As an air pollutant[edit]

Sulfur dioxide is a noticeable component in the atmosphere, especially following volcanic eruptions.^[40] According to the United States Environmental Protection Agency (EPA),^[41] the amount of sulfur dioxide released in the U.S. per year was:

Year	SO2
1970	31,161,000 short tons (28.3 Mt)
1980	25,905,000 short tons (23.5 Mt)
1990	23,678,000 short tons (21.5 Mt)
1996	18,859,000 short tons (17.1 Mt)
1997	19,363,000 short tons (17.6 Mt)
1998	19,491,000 short tons (17.7 Mt)
1999	18,867,000 short tons (17.1 Mt)

Sulfur dioxide is a major air pollutant and has significant impacts upon human health.^[42] In addition, the concentration of sulfur dioxide in the atmosphere can influence the habitat suitability for plant communities, as well as animal life.^[43] Sulfur dioxide emissions are a precursor to acid rain and atmospheric particulates. Due largely to the US EPA’s Acid Rain Program, the U.S. has had a 33% decrease in emissions between 1983 and 2002. This improvement resulted in part from flue-gas desulfurization, a technology that enables SO₂ to be chemically bound in power plants burning sulfur-containing coal or oil. In particular, calcium oxide (lime) reacts with sulfur dioxide to form calcium sulfite:

CaO + SO₂ → CaSO₃

Aerobic oxidation of the CaSO₃ gives CaSO₄, anhydrite. Most gypsum sold in Europe comes from flue-gas desulfurization.

To control sulfur emissions, dozens of methods with relatively high efficiencies have been developed for fitting of coal-fired power plants.^[44]

Sulfur can be removed from coal during burning by using limestone as a bed material in fluidized bed combustion.^[45]

Sulfur can also be removed from fuels before burning, preventing formation of SO₂ when the fuel is burnt. The Claus process is used in refineries to produce sulfur as a byproduct. The Stretford process has also been used to remove sulfur from fuel. Redox processes using iron oxides can also be used, for example, Lo-Cat^[46] or Sulferox.^[47]

An analysis found that 18 coal-fired power stations in the western Balkans emitted two-and-half times more sulphur dioxide than all 221 coal plants in the EU combined.^[48]

Fuel additives such as calcium additives and magnesium carboxylate may be used in marine engines to lower the emission of sulfur dioxide gases into the atmosphere.^[49]

As of 2006, China was the world’s largest sulfur dioxide polluter, with 2005 emissions estimated to be 25,490,000 short tons (23.1 Mt). This amount represents a 27% increase since 2000, and is roughly comparable with U.S. emissions in 1980.^[50]

• 

  A sulfur dioxide plume from Halemaʻumaʻu, which glows at night

• 

  Sulfur dioxide in the world on April 15, 2017. Note that sulfur dioxide moves through the atmosphere with prevailing winds and thus local sulfur dioxide distributions vary day to day with weather patterns and seasonality.

Safety[edit]

Inhalation[edit]

Incidental exposure to sulfur dioxide is routine, e.g. the smoke from matches, coal, and sulfur-containing fuels.

Sulfur dioxide is mildly toxic and can be hazardous in high concentrations.^[51] Long-term exposure to low concentrations is also problematic. A 2011 systematic review concluded that exposure to sulfur dioxide is associated with preterm birth.^[52]

U.S. regulations[edit]

In 2008, the American Conference of Governmental Industrial Hygienists reduced the short-term exposure limit to 0.25 parts per million (ppm). In the US, the OSHA set the PEL at 5 ppm (13 mg/m³) time-weighted average. Also in the US, NIOSH set the IDLH at 100 ppm.^[53] In 2010, the EPA «revised the primary SO₂ NAAQS by establishing a new one-hour standard at a level of 75 parts per billion (ppb). EPA revoked the two existing primary standards because they would not provide additional public health protection given a one-hour standard at 75 ppb.»^[42]

Ingestion[edit]

In the United States, the Center for Science in the Public Interest lists the two food preservatives, sulfur dioxide and sodium bisulfite, as being safe for human consumption except for certain asthmatic individuals who may be sensitive to them, especially in large amounts.^[54] Symptoms of sensitivity to sulfiting agents, including sulfur dioxide, manifest as potentially life-threatening trouble breathing within minutes of ingestion.^[55] Sulphites may also cause symptoms in non-asthmatic individuals, namely dermatitis, urticaria, flushing, hypotension, abdominal pain and diarrhea, and even life-threatening anaphylaxis.^[56]

Properties[edit]

Table of thermal and physical properties of saturated liquid sulfur dioxide:^[57][58]

Temperature (°C)	Density (kg/m^3)	Specific heat (kJ/kg K)	Kinematic viscosity (m^2/s)	Conductivity (W/m K)	Thermal diffusivity (m^2/s)	Prandtl Number	Bulk modulus (K^-1)
-50	1560.84	1.3595	4.84E-07	0.242	1.14E-07	4.24	—
-40	1536.81	1.3607	4.24E-07	0.235	1.13E-07	3.74	—
-30	1520.64	1.3616	3.71E-07	0.23	1.12E-07	3.31	—
-20	1488.6	1.3624	3.24E-07	0.225	1.11E-07	2.93	—
-10	1463.61	1.3628	2.88E-07	0.218	1.10E-07	2.62	—
0	1438.46	1.3636	2.57E-07	0.211	1.08E-07	2.38	—
10	1412.51	1.3645	2.32E-07	0.204	1.07E-07	2.18	—
20	1386.4	1.3653	2.10E-07	0.199	1.05E-07	2	1.94E-03
30	1359.33	1.3662	1.90E-07	0.192	1.04E-07	1.83	—
40	1329.22	1.3674	1.73E-07	0.185	1.02E-07	1.7	—
50	1299.1	1.3683	1.62E-07	0.177	9.99E-08	1.61	—

See also[edit]

• Bunker fuel
• National Ambient Air Quality Standards
• Sulfur trioxide
• Sulfur–iodine cycle

References[edit]

External links[edit]

• Global map of sulfur dioxide distribution
• United States Environmental Protection Agency Sulfur Dioxide page
• International Chemical Safety Card 0074
• IARC Monographs. «Sulfur Dioxide and some Sulfites, Bisulfites and Metabisulfites». vol. 54. 1992. p. 131.
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• CDC – Sulfure Dioxide – NIOSH Workplace Safety and Health Topic
• Sulfur Dioxide, Molecule of the Month

Sulfur dioxide

Names
IUPAC name Sulfur dioxide
Other names Sulfurous anhydride Sulfur(IV) oxide
Identifiers
CAS Number	7446-09-5
3D model (JSmol)	Interactive image
Beilstein Reference	3535237
ChEBI	CHEBI:18422
ChEMBL	ChEMBL1235997
ChemSpider	1087
ECHA InfoCard	100.028.359
EC Number	231-195-2
E number	E220 (preservatives)
Gmelin Reference	1443
KEGG	D05961
MeSH	Sulfur+dioxide
PubChem CID	1119
RTECS number	WS4550000
UNII	0UZA3422Q4
UN number	1079, 2037
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID6029672
InChI InChI=1S/O2S/c1-3-2  Key: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/O2S/c1-3-2 Key: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT
SMILES O=S=O
Properties
Chemical formula	SO 2
Molar mass	64.066 g mol−1
Appearance	Colorless and pungent gas
Odor	Pungent; similar to a just-struck match[1]
Density	2.6288 kg m−3[citation needed]
Melting point	−72 °C; −98 °F; 201 K
Boiling point	−10 °C (14 °F; 263 K)
Solubility in water	94 g/L[2] forms sulfurous acid
Vapor pressure	237.2 kPa
Acidity (pKa)	~1.81
Basicity (pKb)	~12.19
Magnetic susceptibility (χ)	−18.2·10−6 cm3/mol
Viscosity	12.82 μPa·s[3]
Structure
Point group	C2v
Coordination geometry	Digonal
Molecular shape	Dihedral
Dipole moment	1.62 D
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	248.223 J K−1 mol−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−296.81 kJ mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H314, H331[4]
NFPA 704 (fire diamond)	3 0 0
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LC50 (median concentration)	3000 ppm (mouse, 30 min) 2520 ppm (rat, 1 hr)[6]
LCLo (lowest published)	993 ppm (rat, 20 min) 611 ppm (rat, 5 hr) 764 ppm (mouse, 20 min) 1000 ppm (human, 10 min) 3000 ppm (human, 5 min)[6]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 5 ppm (13 mg/m3)[5]
REL (Recommended)	TWA 2 ppm (5 mg/m3) ST 5 ppm (13 mg/m3)[5]
IDLH (Immediate danger)	100 ppm[5]
Related compounds
Related sulfur oxides	Sulfur monoxide Sulfur trioxide
Related compounds	Ozone Selenium dioxide Sulfurous acid Tellurium dioxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Sulfur dioxide (IUPAC-recommended spelling) or sulphur dioxide (traditional Commonwealth English) is the chemical compound with the formula SO
₂. It is a toxic gas responsible for the odor of burnt matches. It is released naturally by volcanic activity and is produced as a by-product of copper extraction and the burning of sulfur-bearing fossil fuels.^[7]

Structure and bonding[edit]

SO₂ is a bent molecule with C_2v symmetry point group.
A valence bond theory approach considering just s and p orbitals would describe the bonding in terms of resonance between two resonance structures.

The sulfur–oxygen bond has a bond order of 1.5. There is support for this simple approach that does not invoke d orbital participation.^[8]
In terms of electron-counting formalism, the sulfur atom has an oxidation state of +4 and a formal charge of +1.

Occurrence[edit]

Sulfur dioxide is found on Earth and exists in very small concentrations in the atmosphere at about 15 ppb.^[9]

On other planets, sulfur dioxide can be found in various concentrations, the most significant being the atmosphere of Venus, where it is the third-most abundant atmospheric gas at 150 ppm. There, it reacts with water to form clouds of sulfuric acid, and is a key component of the planet’s global atmospheric sulfur cycle and contributes to global warming.^[10] It has been implicated as a key agent in the warming of early Mars, with estimates of concentrations in the lower atmosphere as high as 100 ppm,^[11] though it only exists in trace amounts. On both Venus and Mars, as on Earth, its primary source is thought to be volcanic. The atmosphere of Io, a natural satellite of Jupiter, is 90% sulfur dioxide^[12] and trace amounts are thought to also exist in the atmosphere of Jupiter. The James Webb Space Telescope has observed the presence of sulfur dioxide on the exoplanet WASP 39-b, where it is formed through photochemistry in the planet’s atmosphere.^[13]

As an ice, it is thought to exist in abundance on the Galilean moons—as subliming ice or frost on the trailing hemisphere of Io,^[14] and in the crust and mantle of Europa, Ganymede, and Callisto, possibly also in liquid form and readily reacting with water.^[15]

Production[edit]

Sulfur dioxide is primarily produced for sulfuric acid manufacture (see contact process). In the United States in 1979, 23.6 million metric tons (26 million U.S. short tons) of sulfur dioxide were used in this way, compared with 150,000 metric tons (165,347 U.S. short tons) used for other purposes. Most sulfur dioxide is produced by the combustion of elemental sulfur. Some sulfur dioxide is also produced by roasting pyrite and other sulfide ores in air.^[16]

Combustion routes[edit]

Sulfur dioxide is the product of the burning of sulfur or of burning materials that contain sulfur:

1⁄8 S₈ + O₂ → SO₂, ΔH = −297 kJ/mol

To aid combustion, liquified sulfur (140–150 °C, 284-302 °F) is sprayed through an atomizing nozzle to generate fine drops of sulfur with a large surface area. The reaction is exothermic, and the combustion produces temperatures of 1000–1600 °C (1832–2912 °F). The significant amount of heat produced is recovered by steam generation that can subsequently be converted to electricity.^[16]

The combustion of hydrogen sulfide and organosulfur compounds proceeds similarly. For example:

H₂S + 3⁄2 O₂ → SO₂ + H₂O

The roasting of sulfide ores such as pyrite, sphalerite, and cinnabar (mercury sulfide) also releases SO₂:^[17]

2 FeS₂ + 11⁄2 O₂ → Fe₂O₃ + 4 SO₂

ZnS + 3⁄2 O₂ → ZnO + SO₂

HgS + O₂ → Hg + SO₂

2 FeS + 7⁄2 O₂ → Fe₂O₃ + 2 SO₂

A combination of these reactions is responsible for the largest source of sulfur dioxide, volcanic eruptions. These events can release millions of tons of SO₂.

Reduction of higher oxides[edit]

Sulfur dioxide can also be a byproduct in the manufacture of calcium silicate cement; CaSO₄ is heated with coke and sand in this process:

2 CaSO₄ + 2 SiO₂ + C → 2 CaSiO₃ + 2 SO₂ + CO₂

Until the 1970s, commercial quantities of sulfuric acid and cement were produced by this process in Whitehaven, England. Upon being mixed with shale or marl, and roasted, the sulfate liberated sulfur dioxide gas, used in sulfuric acid production, the reaction also produced calcium silicate, a precursor in cement production.^[18]

On a laboratory scale, the action of hot concentrated sulfuric acid on copper turnings produces sulfur dioxide.

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

From sulfites[edit]

The reverse reaction occurs upon acidification:

H⁺ + HSO−3 → SO₂ + H₂O

Reactions[edit]

Sulfites results by the action of aqueous base on sulfur dioxide:

SO₂ + 2 NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Sulfur dioxide is a mild but useful reducing agent. It is oxidized by halogens to give the sulfuryl halides, such as sulfuryl chloride:

SO₂ + Cl₂ → SO₂Cl₂

Sulfur dioxide is the oxidising agent in the Claus process, which is conducted on a large scale in oil refineries. Here, sulfur dioxide is reduced by hydrogen sulfide to give elemental sulfur:

SO₂ + 2 H₂S → 3 S + 2 H₂O

The sequential oxidation of sulfur dioxide followed by its hydration is used in the production of sulfuric acid.

SO₂ + H₂O + 1⁄2 O₂ → H₂SO₄

Sulfur dioxide dissolves in water to give «sulfurous acid», which cannot be isolated and is instead an acidic solution of bisulfite, and possibly sulfite, ions.

SO₂ + H₂O ⇌ HSO−3 + H⁺          K_a = 1.54×10⁻²; pK_a = 1.81

Laboratory reactions[edit]

Sulfur dioxide is one of the few common acidic yet reducing gases. It turns moist litmus pink (being acidic), then white (due to its bleaching effect). It may be identified by bubbling it through a dichromate solution, turning the solution from orange to green (Cr³⁺ (aq)). It can also reduce ferric ions to ferrous.^[19]

Sulfur dioxide can react with certain 1,3-dienes in a cheletropic reaction to form cyclic sulfones. This reaction is exploited on an industrial scale for the synthesis of sulfolane, which is an important solvent in the petrochemical industry.

Sulfur dioxide can bind to metal ions as a ligand to form metal sulfur dioxide complexes, typically where the transition metal is in oxidation state 0 or +1. Many different bonding modes (geometries) are recognized, but in most cases, the ligand is monodentate, attached to the metal through sulfur, which can be either planar and pyramidal η¹.^[7] As a η¹-SO₂ (S-bonded planar) ligand sulfur dioxide functions as a Lewis base using the lone pair on S. SO₂ functions as a Lewis acids in its η¹-SO₂ (S-bonded pyramidal) bonding mode with metals and in its 1:1 adducts with Lewis bases such as dimethylacetamide and trimethyl amine. When bonding to Lewis bases the acid parameters of SO₂ are E_A = 0.51 and E_A = 1.56.

Uses[edit]

The overarching, dominant use of sulfur dioxide is in the production of sulfuric acid.^[16]

Precursor to sulfuric acid[edit]

Sulfur dioxide is an intermediate in the production of sulfuric acid, being converted to sulfur trioxide, and then to oleum, which is made into sulfuric acid. Sulfur dioxide for this purpose is made when sulfur combines with oxygen. The method of converting sulfur dioxide to sulfuric acid is called the contact process. Several billion kilograms are produced annually for this purpose.

Food preservative[edit]

Sulfur dioxide is sometimes used as a preservative for dried apricots, dried figs, and other dried fruits, owing to its antimicrobial properties and ability to prevent oxidation,^[20] and is called E220^[21] when used in this way in Europe. As a preservative, it maintains the colorful appearance of the fruit and prevents rotting. It is also added to sulfured molasses. Sublimed sulfite is ignited and burned in an enclosed space with the fruits. This is usually done outdoors.^[22] Fruits may be sulfured by dipping them into an either sodium bisulfite, sodium sulfite or sodium metabisulfite.^[22]

Winemaking[edit]

Sulfur dioxide was first used in winemaking by the Romans, when they discovered that burning sulfur candles inside empty wine vessels keeps them fresh and free from vinegar smell.^[23]

It is still an important compound in winemaking, and is measured in parts per million (ppm) in wine. It is present even in so-called unsulfurated wine at concentrations of up to 10 mg/L.^[24] It serves as an antibiotic and antioxidant, protecting wine from spoilage by bacteria and oxidation — a phenomenon that leads to the browning of the wine and a loss of cultivar specific flavors.^[25][26] Its antimicrobial action also helps minimize volatile acidity. Wines containing sulfur dioxide are typically labeled with «containing sulfites».

Sulfur dioxide exists in wine in free and bound forms, and the combinations are referred to as total SO₂. Binding, for instance to the carbonyl group of acetaldehyde, varies with the wine in question. The free form exists in equilibrium between molecular SO₂ (as a dissolved gas) and bisulfite ion, which is in turn in equilibrium with sulfite ion. These equilibria depend on the pH of the wine. Lower pH shifts the equilibrium towards molecular (gaseous) SO₂, which is the active form, while at higher pH more SO₂ is found in the inactive sulfite and bisulfite forms. The molecular SO₂ is active as an antimicrobial and antioxidant, and this is also the form which may be perceived as a pungent odor at high levels. Wines with total SO₂ concentrations below 10 ppm do not require «contains sulfites» on the label by US and EU laws. The upper limit of total SO₂ allowed in wine in the US is 350 ppm; in the EU it is 160 ppm for red wines and 210 ppm for white and rosé wines. In low concentrations, SO₂ is mostly undetectable in wine, but at free SO₂ concentrations over 50 ppm, SO₂ becomes evident in the smell and taste of wine.^{[citation needed]}

SO₂ is also a very important compound in winery sanitation. Wineries and equipment must be kept clean, and because bleach cannot be used in a winery due to the risk of cork taint,^[27] a mixture of SO₂, water, and citric acid is commonly used to clean and sanitize equipment. Ozone (O₃) is now used extensively for sanitizing in wineries due to its efficacy, and because it does not affect the wine or most equipment.^[28]

As a reducing agent[edit]

Sulfur dioxide is also a good reductant. In the presence of water, sulfur dioxide is able to decolorize substances. Specifically, it is a useful reducing bleach for papers and delicate materials such as clothes. This bleaching effect normally does not last very long. Oxygen in the atmosphere reoxidizes the reduced dyes, restoring the color. In municipal wastewater treatment, sulfur dioxide is used to treat chlorinated wastewater prior to release. Sulfur dioxide reduces free and combined chlorine to chloride.^[29]

Sulfur dioxide is fairly soluble in water, and by both IR and Raman spectroscopy; the hypothetical sulfurous acid, H₂SO₃, is not present to any extent. However, such solutions do show spectra of the hydrogen sulfite ion, HSO₃⁻, by reaction with water, and it is in fact the actual reducing agent present:

SO₂ + H₂O ⇌ HSO₃⁻ + H⁺

As a fumigant[edit]

In the beginning of the 20th century, sulfur dioxide was used in Buenos Aires as a fumigant to kill rats that carried the Yersinia pestis bacterium, which causes bubonic plague. The application was successful, and the application of this method was extended to other areas in South America. In Buenos Aires, where these apparatuses were known as Sulfurozador, but later also in Rio de Janeiro, New Orleans and San Francisco, the sulfur dioxide treatment machines were brought into the streets to enable extensive disinfection campaigns, with effective results.^[30]

Biochemical and biomedical roles[edit]

Sulfur dioxide or its conjugate base bisulfite is produced biologically as an intermediate in both sulfate-reducing organisms and in sulfur-oxidizing bacteria, as well. The role of sulfur dioxide in mammalian biology is not yet well understood.^[31] Sulfur dioxide blocks nerve signals from the pulmonary stretch receptors and abolishes the Hering–Breuer inflation reflex.

It is considered that endogenous sulfur dioxide plays a significant physiological role in regulating cardiac and blood vessel function, and aberrant or deficient sulfur dioxide metabolism can contribute to several different cardiovascular diseases, such as arterial hypertension, atherosclerosis, pulmonary arterial hypertension, and stenocardia.^[32]

It was shown that in children with pulmonary arterial hypertension due to congenital heart diseases the level of homocysteine is higher and the level of endogenous sulfur dioxide is lower than in normal control children. Moreover, these biochemical parameters strongly correlated to the severity of pulmonary arterial hypertension. Authors considered homocysteine to be one of useful biochemical markers of disease severity and sulfur dioxide metabolism to be one of potential therapeutic targets in those patients.^[33]

Endogenous sulfur dioxide also has been shown to lower the proliferation rate of endothelial smooth muscle cells in blood vessels, via lowering the MAPK activity and activating adenylyl cyclase and protein kinase A.^[34] Smooth muscle cell proliferation is one of important mechanisms of hypertensive remodeling of blood vessels and their stenosis, so it is an important pathogenetic mechanism in arterial hypertension and atherosclerosis.

Endogenous sulfur dioxide in low concentrations causes endothelium-dependent vasodilation. In higher concentrations it causes endothelium-independent vasodilation and has a negative inotropic effect on cardiac output function, thus effectively lowering blood pressure and myocardial oxygen consumption. The vasodilating and bronchodilating effects of sulfur dioxide are mediated via ATP-dependent calcium channels and L-type («dihydropyridine») calcium channels. Endogenous sulfur dioxide is also a potent antiinflammatory, antioxidant and cytoprotective agent. It lowers blood pressure and slows hypertensive remodeling of blood vessels, especially thickening of their intima. It also regulates lipid metabolism.^[35]

Endogenous sulfur dioxide also diminishes myocardial damage, caused by isoproterenol adrenergic hyperstimulation, and strengthens the myocardial antioxidant defense reserve.^[36]

As a reagent and solvent in the laboratory[edit]

Sulfur dioxide is a versatile inert solvent widely used for dissolving highly oxidizing salts. It is also used occasionally as a source of the sulfonyl group in organic synthesis. Treatment of aryl diazonium salts with sulfur dioxide and cuprous chloride yields the corresponding aryl sulfonyl chloride, for example:^[37]

As a result of its very low Lewis basicity, it is often used as a low-temperature solvent/diluent for superacids like magic acid (FSO₃H/SbF₅), allowing for highly reactive species like tert-butyl cation to be observed spectroscopically at low temperature (though tertiary carbocations do react with SO₂ above about –30 °C, and even less reactive solvents like SO₂ClF must be used at these higher temperatures).^[38]

Aspirational applications[edit]

As a refrigerant[edit]

Being easily condensed and possessing a high heat of evaporation, sulfur dioxide is a candidate material for refrigerants. Prior to the development of chlorofluorocarbons, sulfur dioxide was used as a refrigerant in home refrigerators.

Climate engineering[edit]

Injections of sulfur dioxide in the stratosphere has been proposed in climate engineering. The cooling effect would be similar to what has been observed after the large explosive 1991 eruption of Mount Pinatubo. However this form of geoengineering would have uncertain regional consequences on rainfall patterns, for example in monsoon regions.^[39]

As an air pollutant[edit]

Sulfur dioxide is a noticeable component in the atmosphere, especially following volcanic eruptions.^[40] According to the United States Environmental Protection Agency (EPA),^[41] the amount of sulfur dioxide released in the U.S. per year was:

Year	SO2
1970	31,161,000 short tons (28.3 Mt)
1980	25,905,000 short tons (23.5 Mt)
1990	23,678,000 short tons (21.5 Mt)
1996	18,859,000 short tons (17.1 Mt)
1997	19,363,000 short tons (17.6 Mt)
1998	19,491,000 short tons (17.7 Mt)
1999	18,867,000 short tons (17.1 Mt)

Sulfur dioxide is a major air pollutant and has significant impacts upon human health.^[42] In addition, the concentration of sulfur dioxide in the atmosphere can influence the habitat suitability for plant communities, as well as animal life.^[43] Sulfur dioxide emissions are a precursor to acid rain and atmospheric particulates. Due largely to the US EPA’s Acid Rain Program, the U.S. has had a 33% decrease in emissions between 1983 and 2002. This improvement resulted in part from flue-gas desulfurization, a technology that enables SO₂ to be chemically bound in power plants burning sulfur-containing coal or oil. In particular, calcium oxide (lime) reacts with sulfur dioxide to form calcium sulfite:

CaO + SO₂ → CaSO₃

Aerobic oxidation of the CaSO₃ gives CaSO₄, anhydrite. Most gypsum sold in Europe comes from flue-gas desulfurization.

To control sulfur emissions, dozens of methods with relatively high efficiencies have been developed for fitting of coal-fired power plants.^[44]

Sulfur can be removed from coal during burning by using limestone as a bed material in fluidized bed combustion.^[45]

Sulfur can also be removed from fuels before burning, preventing formation of SO₂ when the fuel is burnt. The Claus process is used in refineries to produce sulfur as a byproduct. The Stretford process has also been used to remove sulfur from fuel. Redox processes using iron oxides can also be used, for example, Lo-Cat^[46] or Sulferox.^[47]

An analysis found that 18 coal-fired power stations in the western Balkans emitted two-and-half times more sulphur dioxide than all 221 coal plants in the EU combined.^[48]

Fuel additives such as calcium additives and magnesium carboxylate may be used in marine engines to lower the emission of sulfur dioxide gases into the atmosphere.^[49]

As of 2006, China was the world’s largest sulfur dioxide polluter, with 2005 emissions estimated to be 25,490,000 short tons (23.1 Mt). This amount represents a 27% increase since 2000, and is roughly comparable with U.S. emissions in 1980.^[50]

• 

  A sulfur dioxide plume from Halemaʻumaʻu, which glows at night

• 

  Sulfur dioxide in the world on April 15, 2017. Note that sulfur dioxide moves through the atmosphere with prevailing winds and thus local sulfur dioxide distributions vary day to day with weather patterns and seasonality.

Safety[edit]

Inhalation[edit]

Incidental exposure to sulfur dioxide is routine, e.g. the smoke from matches, coal, and sulfur-containing fuels.

Sulfur dioxide is mildly toxic and can be hazardous in high concentrations.^[51] Long-term exposure to low concentrations is also problematic. A 2011 systematic review concluded that exposure to sulfur dioxide is associated with preterm birth.^[52]

U.S. regulations[edit]

In 2008, the American Conference of Governmental Industrial Hygienists reduced the short-term exposure limit to 0.25 parts per million (ppm). In the US, the OSHA set the PEL at 5 ppm (13 mg/m³) time-weighted average. Also in the US, NIOSH set the IDLH at 100 ppm.^[53] In 2010, the EPA «revised the primary SO₂ NAAQS by establishing a new one-hour standard at a level of 75 parts per billion (ppb). EPA revoked the two existing primary standards because they would not provide additional public health protection given a one-hour standard at 75 ppb.»^[42]

Ingestion[edit]

In the United States, the Center for Science in the Public Interest lists the two food preservatives, sulfur dioxide and sodium bisulfite, as being safe for human consumption except for certain asthmatic individuals who may be sensitive to them, especially in large amounts.^[54] Symptoms of sensitivity to sulfiting agents, including sulfur dioxide, manifest as potentially life-threatening trouble breathing within minutes of ingestion.^[55] Sulphites may also cause symptoms in non-asthmatic individuals, namely dermatitis, urticaria, flushing, hypotension, abdominal pain and diarrhea, and even life-threatening anaphylaxis.^[56]

Properties[edit]

Table of thermal and physical properties of saturated liquid sulfur dioxide:^[57][58]

Temperature (°C)	Density (kg/m^3)	Specific heat (kJ/kg K)	Kinematic viscosity (m^2/s)	Conductivity (W/m K)	Thermal diffusivity (m^2/s)	Prandtl Number	Bulk modulus (K^-1)
-50	1560.84	1.3595	4.84E-07	0.242	1.14E-07	4.24	—
-40	1536.81	1.3607	4.24E-07	0.235	1.13E-07	3.74	—
-30	1520.64	1.3616	3.71E-07	0.23	1.12E-07	3.31	—
-20	1488.6	1.3624	3.24E-07	0.225	1.11E-07	2.93	—
-10	1463.61	1.3628	2.88E-07	0.218	1.10E-07	2.62	—
0	1438.46	1.3636	2.57E-07	0.211	1.08E-07	2.38	—
10	1412.51	1.3645	2.32E-07	0.204	1.07E-07	2.18	—
20	1386.4	1.3653	2.10E-07	0.199	1.05E-07	2	1.94E-03
30	1359.33	1.3662	1.90E-07	0.192	1.04E-07	1.83	—
40	1329.22	1.3674	1.73E-07	0.185	1.02E-07	1.7	—
50	1299.1	1.3683	1.62E-07	0.177	9.99E-08	1.61	—

See also[edit]

• Bunker fuel
• National Ambient Air Quality Standards
• Sulfur trioxide
• Sulfur–iodine cycle

References[edit]

External links[edit]

• Global map of sulfur dioxide distribution
• United States Environmental Protection Agency Sulfur Dioxide page
• International Chemical Safety Card 0074
• IARC Monographs. «Sulfur Dioxide and some Sulfites, Bisulfites and Metabisulfites». vol. 54. 1992. p. 131.
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• CDC – Sulfure Dioxide – NIOSH Workplace Safety and Health Topic
• Sulfur Dioxide, Molecule of the Month

ДИОКСИД СЕРЫ

Полезное

Сероводород

Получение
сероводорода

• Получение из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

• Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

• Действие концентрированной H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные металлы:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

• Гидролиз некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

• Нагревание парафина с серой:

C₄₀H₈₂
+ 41S = 41Н₂S+40С

Видео Получение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S
— бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1^о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S^2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

• Окисление кислородом воздуха:

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

• Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

• Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H₂S + 8HNО_3(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО_3(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO_4(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

• Взаимодействие со сложными окислителями:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

• Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H₂S → Н⁺ + HS^—

2-я ступень:
HS^— → Н⁺ + S^2-

H₂S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

• с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

• с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

• с основными оксидами:

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

• со щелочами:

H₂S + NaOH(_{недостаток}) = NaHS + Н₂O

H₂S + 2NaOH(_{избыток})  → Na₂S + 2H₂O

• с аммиаком:

H₂S + 2NH₃(_{избыток}) = (NH₄)₂S

• с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция
на сероводород и сульфид-ионы.

Видео Взаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

• Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

• Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS

• Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

Pb(NO₃)₂ + Н₂S →  PbS↓ + 2НNO₃

ZnSO₄ + Na₂S → ZnS↓ + Na₂SO₄

• Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

• растворимые в воде —  сульфиды щелочных металлов и аммония;

• нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

• нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

• гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

• Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
  NiS;
• Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
• Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
• Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
  SnS₂, CdS;
• Розовые — MnS
• Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
  CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

• Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

• Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН
= Ca(HS)₂ + Са(ОН)₂

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS^— + H₂O → H₂S↑ + ОН^—

Необратимый
гидролиз сульфидов

• Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

• Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS + 2HCI =
FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI =
ZnCl₂ + H₂S↑

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

CuS + 4H₂SO_{4(конц. гор.)} → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

MnS + 3HNO₃ = MnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

• Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

• Окислительный обжиг сульфидов является
  важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S²⁻:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

Оксид серы
(IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

• Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S + O₂ → SO₂

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

• Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Действие сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

• Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H₂SO₄ + Сu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

Физические
свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

• При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

• Как
  кислотный оксид, SO₂ вступает
  в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

• При взаимодействии с окислителями SO₂ проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄  является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

• SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S↓ + 2H₂O

SO₂ + 2CO → S↓ +2СО₂

SO₂ + С → S↓ + СO₂

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

• SO₃ можно получить из SO₂ путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

• Окислением SO₂ другими окислителями:

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Разложением сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Физические
свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким
запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно
поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее
воздуха, хорошо растворим в воде.

SO₃ ядовит!

Химические свойства серного
ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

• Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

• Как
  кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с щелочами и
  основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH_{(избыток)} → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + NaOH_{(избыток)} → NaHSO₄

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

• SO₃ проявляет
  сильные окислительные свойства, так
  как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO₃ + 2KI → I₂ + K₂SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

• При растворении в концентрированной
  серной кислоте образует олеум (раствор
  SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы
получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

Физические
свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы
в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления
+4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства
кислот

• Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
• кислые – гидросульфиты

H₂SO₃ ↔ HSO₃^— + H⁺

• средние – сульфиты

HSO₃^—↔ SO₃^2- + H⁺

• Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO₂ и H₂O:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы
получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

Физические
свойства сульфитов

Сульфиты
щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы
или не существуют.

Гидросульфиты
металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из
них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют
только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

• Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная (окрашивают лакмус в синий цвет):

SO₃^— + Н₂O = HSO₃^— + ОН^—

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

• Реакция с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl +
SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

• Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)₂

• Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

• Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

Na₂SO₃ + HNO₃ = 2NaNO₃ + SO₂ + H₂O

• Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

• При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

• При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS₂ +
11O₂ → 2Fe₂O₃ +
8SO₂ + Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот! 

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видео Взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

• Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

Характерны все свойства кислот:

• Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

• Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO_3(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

• Вступает в обменные реакции с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

• Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H₂SO_4(разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄
+ H₂

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

• Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H₂SO₄ + Na = Na₂SO₄ + Н₂S↑ + H2O

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

• Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

4H₂SO₄ + 3Mg → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

• Такие металлы, как железо Fe,
  алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
  серной кислотой на холоде. При нагревании,
  при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO_4(конц.) + 2Al → Al₂ (SO₄)₃ + Н₂S↑ + 6H₂O

• Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H₂SO_4(конц.) + Cu → CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + Hg → HgSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

• В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H₂SO_4(конц.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3H₂SO_4(конц.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O

5H₂SO_4(конц.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O (комнатная температура)

H₂SO_4(конц.) + H₂S = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О (при нагревании)

H₂SO_4(конц.) + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

• Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы
получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами,
оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при
взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое
соединение.

Физические
свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы
в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных
щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких
щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые
сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова
соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

2CaSO₄ xH₂O –
алебастр

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Na₂CO₃ ∙ 10H₂O −
кристаллическая сода

KАl(SO4)₂ x 12H₂O
– алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

• Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

• Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:

2KHSO₄ → K₂S₂O₇
+ H₂O↑.

• Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO₄
= ZnO + SO₃

FeSO₄
= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

• Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO₄ = Hg + SO₂ + O₂

• Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO₄ +
C = CaO + SO₂ + CO

BaSO₄ +
4C = BaS + 4CO

Оксид серы (IV) –  это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе:

S    +   O₂  →  SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S   +   3O₂  →   2SO₂   +   2H₂O

2CuS   +   3O₂  →   2SO₂   +   2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃    +   H₂SO₄    →  Na₂SO₄   +   SO₂    +   H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu    +   2H₂SO₄   →   CuSO₄   +   SO₂   +   2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂   +   2NaOH_(изб)   →   Na₂SO₃   +   H₂O

SO_2(изб)   +   NaOH  → NaHSO₃

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO₂  +  Na₂O   →  Na₂SO₃ 

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂  +   H₂O   ↔  H₂SO₃  

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂    +   O₂    ↔  2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂   +   Br₂  +   2H₂O   →  H₂SO₄  +  2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂   +   2HNO₃   →  H₂SO₄   +   2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂    +   O₃  →   SO₃  +  O₂

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO₂   +   2H₂O   +   2KMnO₄  → 2H₂SO₄   +   2MnSO₄   +   K₂SO₄    

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂   +   PbO₂  → PbSO₄

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂  способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂    +   2Н₂S    →    3S  +  2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂    +   2CO    →   2СО₂    +    S 

SO₂    +   С  →   S   +  СO₂

Статья составлена с использованием следующих материалов:

Литературные источники:

1.

Вильдфлуш И.Р., Кукреш С.П., Ионас В.А. Агрохимия: Учебник – 2-е изд., доп. И перераб. – Мн.: Ураджай, 2001 – 488 с., ил.

2.

Химическая энциклопедия: в 5 томах: том 4: Полимерные-Трипсин/Редколлегия: Зефиров Н.С. (гл. ред.) и др. – М.: Большая Российская энциклопедия, 1995. – 639 с.: ил

Свернуть
Список всех источников

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de23f1bef229721 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Записать уравнения реакций получения диоксида серы SO2 тремя различными способами и взаимодействия его с водой ; с кислородом ; с раствором щелочи?

Химия | 10 — 11 классы

Записать уравнения реакций получения диоксида серы SO2 тремя различными способами и взаимодействия его с водой ; с кислородом ; с раствором щелочи.

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

) + Cu = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ сернистая кислота

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ оксид серы(Vl)

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O сульфит натрия и вода.

Оксид хрома (VI) массой 1, 42 г растворили в воде?

Оксид хрома (VI) массой 1, 42 г растворили в воде.

Через полученный раствор пропустили избыток диоксида серы, а затем добавляли раствор аммиака до прекращения образования осадка.

Полученный осадок отделили от раствора и прокалили.

Напишите уравнения химических реакций.

Почему для осаждения осадка на раствор действовали раствором аммиака, а не раствором щелочи?

Подтвердите объяснение уравнением реакции.

Порошок, какого вещества можно добавить вместо раствора аммиака, чтобы добиться аналогичного результата?

Как называется протекающий при этом процесс?

Напишите уравнение реакции.

Вычислите массу остатка после прокаливания.

При взаимодействии воды с различными веществами могут образоватся : а) кислоты ; б) щелочи ; в) щелочи и водород?

При взаимодействии воды с различными веществами могут образоватся : а) кислоты ; б) щелочи ; в) щелочи и водород.

Приведите по два примера уравнений реакций на каждый случай под формулами веществ напишите их названия.

Напишите уравнения реакций получения хлорида кальция тремя способами?

Напишите уравнения реакций получения хлорида кальция тремя способами.

Получения бромида магния тремя способами ?

Получения бромида магния тремя способами .

Уравнение хим реакций .

Получения бромида магния тремя способами?

Получения бромида магния тремя способами.

Уравнения химических реакций.

Получите раствор хлорида натрия тремя различными способами?

Получите раствор хлорида натрия тремя различными способами.

Напишите уравнения реакций в молекулярном и сокращенном ионном виде.

Написать реакции : промышленные и лабораторные способы получения ацетилена (термическое разложение метана, взаимодействие кальций ацетилэнида с водой, реакция 1, 2 дихлороэтана со спиртовым раствором ?

Написать реакции : промышленные и лабораторные способы получения ацетилена (термическое разложение метана, взаимодействие кальций ацетилэнида с водой, реакция 1, 2 дихлороэтана со спиртовым раствором щелочи).

При взаимодействии воды с различными веществами могут образоваться : А кислоты б щелочи в щелочи и водород?

При взаимодействии воды с различными веществами могут образоваться : А кислоты б щелочи в щелочи и водород.

Приведите по два примера уравнений реакций на каждый случай.

Под формулами веществ напишите их названия.

Диоксид серы , как диоксид углерода , при пропускнии через известковую воду образвет осадок ?

Диоксид серы , как диоксид углерода , при пропускнии через известковую воду образвет осадок .

Напишите уравнение этой реакции.

Взаимодействует ли уксусная кислота с кислородом, если да, то как записать уравнение реакции?

Взаимодействует ли уксусная кислота с кислородом, если да, то как записать уравнение реакции.

На этой странице сайта вы найдете ответы на вопрос Записать уравнения реакций получения диоксида серы SO2 тремя различными способами и взаимодействия его с водой ; с кислородом ; с раствором щелочи?, относящийся к категории Химия. Сложность вопроса соответствует базовым знаниям учеников 10 — 11 классов. Для получения дополнительной информации найдите другие вопросы, относящимися к данной тематике, с помощью поисковой системы. Или сформулируйте новый вопрос: нажмите кнопку вверху страницы, и задайте нужный запрос с помощью ключевых слов, отвечающих вашим критериям. Общайтесь с посетителями страницы, обсуждайте тему. Возможно, их ответы помогут найти нужную информацию.

Дано V(CH4) = 336 L η = 60% — — — — — — — — — — — — — — — — — — — — n(CH3CL) — ? 336 X CH4 + CL2 — — >CH3CL + HCL 1 mol 1mol X = 336 * 1 / 1 = 336 L V(практ CH3CL) = 336 * 60% / 100% = 201 . 6 L n(CH3CL) = V(практ CH3CL) / Vm = 201. 6 / 22. 4 = 9..

От неми и все и получится то число.

A) то что вокруг б)тот кто загрязняет.

1)Fe(No3)3 + 3NaOH = >Fe (OH)3 + 3NaNO3 2)2Fe(OH)3(t°) = >Fe2O3 + 3H20 3)Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O 4)Fe + 2 H2O = Fe(OH)2 + H2.

Fe(NO3)3 + NaOH = Fe(OH)2 + NaNO3. Fe(NO3)3 + H2O = Fe(OH)2 + NO3.

То, что в квадратиках — схема : )А рядом с Ca — электронная конфигурация.

Ну и уравнения))) я по привычку овр сделала, не обращай внимание) вроде все верно уровняла, много раз проверила, можете сами проверить))).

1)в 2)г 3)в 4)а 5)б 6)а 7)г.

Металлические свойства усиливаются в группах сверху вниз, а в периодах справа налево К, Mg, Ca, RB, Cs.

CnH2n + 1OH + [n + (n + 1) / 2 — 0, 5]O₂ = nCO₂ + (n + 1)H₂O CnH2n + 1OH + 1, 5nO₂ = nCO₂ + (n + 1)H₂O 1, 5n = 6 n = 4 C₄H₉OH + 6O₂ = 4CO₂ + 5H₂O.