Как пишется оксид серы 4 валентный - Правописание и грамматика

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

Источник

Сернистый газ, или оксид серы((IV)), образуется при сгорании серы, сероводорода или обжиге сульфидов:

При обычных условиях это бесцветный газ с характерным запахом. Ядовит.

Сернистый газ хорошо растворяется в воде — в (1) объёме воды при (0) °С может раствориться до (80) объёмов сернистого газа, а при комнатной температуре — до (40) объёмов. При этом происходит реакция с водой, и образуется сернистая кислота:

Оксид серы((IV)) проявляет и другие свойства кислотных оксидов: реагирует со щелочами, основными оксидами c образованием солей:

Степень окисления серы в оксиде — (+4). Это промежуточное значение, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может быть и окислителем, и восстановителем. Так, свойства восстановителя проявляются в реакции с кислородом:

Свойства окислителя сернистый газ проявляет в реакции с сероводородом:

Оксид серы((IV)) выделяется в атмосферу при сжигании разных видов топлива и загрязняет её.

Рис. (1). Загрязнение воздуха

Сернистая кислота и её соли

Сернистая кислота

H2SO3

представляет собой водный раствор оксида серы((IV)) и в свободном состоянии не выделена. Это слабая двухосновная кислота, которая образует два ряда солей. Средние её соли называются сульфитами (

Na2SO3,CaSO3

), а кислые — гидросульфитами (

NaHSO3,Ca(HSO3)2

Сернистая кислота и её соли, так же как и оксид серы((IV)), в окислительно-восстановительных реакциях проявляют двойственные свойства — могут быть и окислителями, и восстановителями.

Сернистый газ уничтожает микроорганизмы, поэтому применяется для дезинфекции помещений, оборудования. Используется он как отбеливающее средство в производстве бумаги, тканей. Для отбеливания используются и соли: сульфит и гидросульфит натрия.

Источники:

Рис. 1. Загрязнение воздуха

https://cdn.pixabay.com/photo/2020/03/07/21/59/power-station-4911010_960_720.jpg

Источник

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.

Общие
Оксид серы(IV)


Систематическое наименование	Оксид серы (IV)
Химическая формула	SO₂
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	бесцветный газ
Отн. молек. масса	64.054 а. е. м.
Молярная масса	64.054 г/моль
Плотность	0,002927 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	−75,5 °C
Температура кипения	−10,01 °C
Химические свойства
Растворимость в воде	11,5 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[7446-09-5]

Окси́д се́ры (IV) (диокси́д се́ры, се́рнистый газ, се́рнистый ангидри́д) — SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой се́рнистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се́рной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Содержание

1 Получение
2 Химические свойства
3 Применение
4 Физиологическое действие
5 Воздействие на атмосферу
6 Примечания
7 Литература

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

$mathsf{4FeS_2 + 11O_2 rightarrow 2Fe_2O_3 + 8SO_2}$

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

$mathsf{Na_2SO_3 + H_2SO_4 rightarrow Na_2SO_4 + H_2SO_3}$

$mathsf{H_2SO_3 rightarrow H_2O + SO_2uparrow}$

Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

$mathsf{Cu + 2H_2SO_4 rightarrow CuSO_4 + SO_2uparrow + 2H_2O}$

Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

$mathsf{SO_2 + H_2O rightleftarrows H_2SO_3}$

Со щелочами образует сульфиты:

$mathsf{2NaOH + SO_2 rightarrow Na_2SO_3 + H_2O}$

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

$mathsf{SO_2 + Br_2 + 2H_2O rightarrow H_2SO_4 + 2HBr}$

$mathsf{2SO_2 + O_2 xrightarrow[V_2O_5]{450^oC} 2SO_3}$

$mathsf{5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O rightarrow 2H_2SO_4 + 2MnSO_4 + K_2SO_4}$

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃²⁻ и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

$mathsf{SO_2 + 2CO rightarrow 2CO_2 + S}$

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

$mathsf{PH_3 + SO_2 rightarrow H_3PO_2 + S}$

Применение

Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках (вина средней ценовой категории) в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. При таковом его применении следует помнить о возможном содержании в SO₂ примесей в виде SO₃, H₂O, и как следствие присутствия воды H₂SO₄ и H₂SO₃. Их удаляют пропусканием через растворитель концентрированной H₂SO₄; это лучше делать под вакуумом или в другой закрытой аппаратуре^[1]. Оксид серы (IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Физиологическое действие

SO₂ очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

ПДК(предельно допустимая концентрация):
- в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³;
- в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — роза, сосна и ель.

Воздействие на атмосферу

Из-за образования в больших количествах в качестве отходов диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке металлов и производстве серной кислоты.

Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное^{[источник не указан 62 дня]}. Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие ее в окружающей среде в существенных количествах. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида.

Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже.

Примечания

↑ Гордон А., Форд Р. Спутник химика / Пер. на русск. Е. Л. Розенберга, С. И. Коппель. — М.: «Мир», 1976. — 544 с.

Литература

Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994

Источник

Содержание

Получение
Химические свойства
Применение
Токсическое действие
Биологическая роль
Воздействие на атмосферу

Оксид серы(IV) — соединение серы с кислородом состава SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. В высоких концентрациях токсичен. Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11, 5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле и серной кислоте. Один из основных компонентов вулканических газов.

Оксид серы(IV)
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы(IV)
Хим. формула	SO₂
Рац. формула	SO₂
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	64,054 г/моль
Плотность	0,002927 г/см³
Энергия ионизации	12,3 ± 0,1 эВ
Термические свойства
Температура
• плавления	−75,5 °C
• кипения	−10,01 °C
Энтальпия
• образования	−296,90 кДж/моль
Давление пара	3,2 ± 0,1 атм
Химические свойства
Растворимость
• в воде	11,5 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[7446-09-5]
PubChem	1119
Рег. номер EINECS	231-195-2
SMILES	O=S=O
InChI	1S/O2S/c1-3-2 RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N
Кодекс Алиментариус	E220
RTECS	WS4550000
ChEBI	18422
ChemSpider	1087
Безопасность
Предельная концентрация	10 мг/м³
Токсичность	Класс опасности III
Пиктограммы ECB
NFPA 704

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях и в природе SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

${mathsf {Na_{2}SO_{3}+H_{2}SO_{4}rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{3}}},$

${mathsf {H_{2}SO_{3}rightarrow H_{2}O+SO_{2}uparrow }}.$

Химические свойства

${mathsf {SO_{2}+H_{2}Orightleftarrows H_{2}SO_{3}}}.$

С щелочами образует сульфиты:

${mathsf {2NaOH+SO_{2}rightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O}}.$

${mathsf {SO_{2}+Br_{2}+2H_{2}Orightarrow H_{2}SO_{4}+2HBr}},$

${mathsf {SO_{2}+I_{2}+2H_{2}Orightarrow H_{2}SO_{4}+2HI}},$

${mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+SO_{2}+2H_{2}Orightarrow 2FeSO_{4}+2H_{2}SO_{4}}}.$

Предпоследняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃²⁻ и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

${mathsf {SO_{2}+2COrightarrow 2CO_{2}+S}}.$

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Применение

Большая часть оксида серы(IV) используется для производства сернистой кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шёлка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Токсическое действие

Оксид серы (IV) SO₂ (диоксид серы) в высоких дозах очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

Длительное воздействие диоксида серы в малых концентрациях также может нести вред организму. Системное исследование, проведённое в 2011 году показывает связь между воздействием диоксида серы на организм и преждевременными родами у женщин.

ПДК (предельно допустимая концентрация):
- в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³;
- в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³.

По степени воздействия на человеческий организм сернистый ангидрид относится к III классу опасности («умеренно-опасное химическое вещество») согласно ГОСТ 12.1.007-76.

По данным исследования средний порог восприятия запаха может превышать ПДК (21 мг/м3), а у части людей порог был значительно выше среднего значения.

Биологическая роль

Роль эндогенного сернистого газа в физиологии организма млекопитающих ещё окончательно не выяснена. Сернистый газ блокирует нервные импульсы от рецепторов растяжения лёгких и устраняет рефлекс, возникающий в ответ на перерастяжение лёгких, стимулируя тем самым более глубокое дыхание.

Показано, что эндогенный сернистый газ играет роль в предотвращении повреждения лёгких, уменьшает образование свободных радикалов, оксидативный стресс и воспаление в лёгочной ткани, в то время как экспериментальное повреждение лёгких, вызываемое олеиновой кислотой, сопровождается, наоборот, снижением образования сернистого газа и активности опосредуемых им внутриклеточных путей и повышением образования свободных радикалов и уровня оксидативного стресса. Что ещё более важно, блокада фермента, способствующего образованию эндогенного сернистого газа, в эксперименте способствовала усилению повреждения лёгких, оксидативного стресса и воспаления и активации апоптоза клеток лёгочной ткани. И напротив, обогащение организма подопытных животных серосодержащими соединениями, такими, как глютатион и ацетилцистеин, служащими источниками эндогенного сернистого газа, приводило не только к повышению содержания эндогенного сернистого газа, но и к уменьшению образования свободных радикалов, оксидативного стресса, воспаления и апоптоза клеток лёгочной ткани.

Считают, что эндогенный сернистый газ играет важную физиологическую роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, а нарушения в его метаболизме могут играть важную роль в развитии таких патологических состояний, как лёгочная гипертензия, гипертоническая болезнь, атеросклероз сосудов, ишемическая болезнь сердца, ишемия-реперфузия и др.

Показано, что у детей с врождёнными пороками сердца и лёгочной гипертензией повышен уровень гомоцистеина (вредного токсичного метаболита цистеина) и снижен уровень эндогенного сернистого газа, причём степень повышения уровня гомоцистеина и степень снижения выработки эндогенного сернистого газа коррелировала со степенью выраженности лёгочной гипертензии. Предложено использовать гомоцистеин как маркер степени тяжести состояния этих больных и указано, что метаболизм эндогенного сернистого газа может быть важной терапевтической мишенью у этих больных.

Также показано, что эндогенный сернистый газ понижает пролиферативную активность клеток гладких мышц эндотелия сосудов, угнетая активность MAPK-сигнального пути и одновременно активируя аденилатциклазный путь и протеинкиназу A. А пролиферация гладкомышечных клеток стенок сосудов считается одним из механизмов гипертензивного ремоделирования сосудов и важным звеном патогенеза артериальной гипертензии, а также играет роль в развитии стеноза (сужения просвета) сосудов, предрасполагающего к развитию в них атеросклеротических бляшек.

Эндогенный сернистый газ оказывает эндотелий-зависимое вазодилатирующее действие в низких концентрациях, а в более высоких концентрациях становится эндотелий-независимым вазодилататором, а также оказывает отрицательное инотропное действие на миокард (понижает сократительную функцию и сердечный выброс, способствуя снижению артериального давления). Этот вазодилатирующий эффект сернистого газа опосредуется через АТФ-чувствительные кальциевые каналы и кальциевые каналы L-типа («дигидропиридиновые»). В патофизиологических условиях эндогенный сернистый газ оказывает противовоспалительное действие и повышает антиоксидантный резерв крови и тканей, например при экспериментальной лёгочной гипертензии у крыс. Эндогенный сернистый газ также снижает повышенное артериальное давление и тормозит гипертензивное ремоделирование сосудов у крыс в экспериментальных моделях гипертонической болезни и лёгочной гипертензии. Последние (на 2015 год) исследования показывают также, что эндогенный сернистый газ вовлечён в регуляцию липидного метаболизма и в процессы ишемии-реперфузии.

Эндогенный сернистый газ также уменьшает повреждение миокарда, вызванное экспериментальной гиперстимуляцией адренорецепторов изопротеренолом, и повышает антиоксидантный резерв миокарда.

Воздействие на атмосферу

Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное. Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие её в окружающей среде в существенных количествах. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида. Необходимо отметить также, что диоксид серы имеет максимум в спектре поглощения света в ультрафиолетовой области (190—220 нм), что совпадает с максимумом в спектре поглощения озона. Это свойство диоксида серы позволяет утверждать, что наличие этого газа в атмосфере имеет также положительный эффект, предотвращая возникновение и развитие онкологических заболеваний кожи человека. Диоксид серы в атмосфере Земли существенно ослабляет влияние парниковых газов (диоксид углерода, метан) на рост температуры атмосферы. Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже.

Источник

Степень окисления
+4 для серы является довольно устойчивой
и проявляется в тетрагалогенидах SHal₄,
оксодигалогенидах SOHal₂,
диоксиде SO₂ и
в отвечающих им анионах. Мы познакомимся
со свойствами диоксида серы и сернистой
кислоты.

1.11.1. Оксид серы (IV) Строение молекулы so2

Строение молекулы
SO₂ аналогично
строению молекулы озона. Атом серы
находится в состоянии sp²-гибридизации,
форма расположения орбиталей – правильный
треугольник, форма молекулы – угловая.
На атоме серы имеется неподеленная
электронная пара. Длина связи S – O равна
0,143 нм, валентный угол составляет
119,5°.

Строение
соответствует следующим резонансным
структурам:

В отличие от
озона, кратность связи S – O равна 2, то
есть основной вклад вносит первая
резонансная структура. Молекула
отличается высокой термической
устойчивостью.

Физические свойства

При обычных
условиях диоксид серы или сернистый
газ – бесцветный газ с резким удушливым
запахом, температура плавления -75 °С,
температура кипения -10 °С. Хорошо
растворим в воде, при 20 °С в 1 объеме
воды растворяется 40 объемов сернистого
газа. Токсичный газ.

Химические свойства оксида серы (IV)

Сернистый газ
обладает высокой реакционной способностью.
Диоксид серы – кислотный оксид. Он
довольно хорошо растворим в воде с
образованием гидратов. Также он частично
взаимодействует с водой, образуя слабую
сернистую кислоту, которая не выделена
в индивидуальном виде:

SO₂ +
H₂O
= H₂SO₃ =
H⁺ +
HSO₃^— =
2H⁺ +
SO₃^2-.

В результате
диссоциации образуются протоны, поэтому
раствор имеет кислую среду.

При пропускании
газообразного диоксида серы через
раствор гидроксида натрия образуется
сульфит натрия. Сульфит натрия реагирует
с избытком диоксида серы и образуется
гидросульфит натрия:

2NaOH + SO₂ =
Na₂SO₃ +
H₂O;

Na₂SO₃+
SO₂ =
2NaHSO₃.

Для сернистого
газа характерна окислительно-восстановительная
двойственность, например, он, проявляя
восстановительные свойства, обесцвечивает
бромную воду:

SO₂ +
Br₂ +
2H₂O
= H₂SO₄ +
2HBr

и раствор
перманганата калия:

5SO₂ +
2KMnO₄ +
2H₂O
= 2KНSO₄ +
2MnSO₄ +
H₂SO₄.

окисляется
кислородом в серный ангидрид:

2SO₂ +
O₂ =
2SO₃.

Окислительные
свойства проявляет при взаимодействии
с сильными восстановителями, например:

SO₂ +
2CO = S + 2CO₂ (при
500 °С, в присутствии Al₂O₃);

SO₂ +
2H₂ =
S + 2H₂O.

Получение оксида серы (IV)

Сжигание серы
на воздухе

S + O₂ =
SO₂.

Окисление
сульфидов

4FeS₂ +
11O₂ =
2Fe₂O₃ +
8SO₂.

Действие
сильных кислот на сульфиты металлов

Na₂SO₃ +
2H₂SO₄ =
2NaHSO₄ +
H₂O
+ SO₂.

1.11.2. Сернистая кислота и её соли

При растворении
диоксида серы в воде образуется слабая
сернистая кислота, основная масса
растворенного SO₂находится
в виде гидратированной формы SO₂·H₂O,
при охлаждении также выделяется
кристаллогидрат, лишь небольшая часть
молекул сернистой кислоты диссоциирует
на сульфит- и гидросульфит-ионы. В
свободном состоянии кислота не выделена.

Будучи двухосновной,
образует два типа солей: средние –
сульфиты и кислые – гидросульфиты. В
воде растворяются лишь сульфиты щелочных
металлов и гидросульфиты щелочных и
щелочно-земельных металлов.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник