Struktura oxidu sírového 4. Chemické vlastnosti sloučenin síry
V tomto článku najdete informace o tom, co je oxid sírový. Budou zvažovány jeho základní chemické a fyzikální vlastnosti, existující formy, způsoby jejich přípravy a vzájemné rozdíly. Budou také zmíněny aplikace a biologická úloha tohoto oxidu v jeho různých formách.
Jaká je podstata
Oxid sírový je sloučenina jednoduchých látek, síry a kyslíku. Existují tři formy oxidů síry, lišící se stupněm valence S, a to: SO (oxid sírový, oxid siřičitý), SO 2 (oxid siřičitý nebo oxid siřičitý) a SO 3 (oxid sírový nebo anhydrid). Všechny uvedené varianty oxidů síry mají podobné chemické a fyzikální vlastnosti.
Obecné informace o oxidu siřičitém
Dvojmocný oxid siřičitý, nebo jinak oxid siřičitý, je anorganická látka skládající se ze dvou jednoduchých prvků – síry a kyslíku. Vzorec - SO. Za normálních podmínek je to bezbarvý plyn, ale s štiplavým a specifickým zápachem. Reaguje s vodným roztokem. Docela vzácná sloučenina v zemské atmosféře. Je nestabilní vůči teplotě a existuje v dimerní formě - S 2 O 2 . Někdy je schopen interagovat s kyslíkem za vzniku oxidu siřičitého jako výsledek reakce. Nevytváří soli.
Oxid síry (2) se obvykle získává spalováním síry nebo rozkladem jejího anhydridu:
- 2S2+02 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+02.
Látka se rozpouští ve vodě. V důsledku toho oxid sírový tvoří kyselinu thiosírovou:
- S202 + H20 = H2S203.
Obecné údaje o oxidu siřičitém
Oxid síry je další forma oxidů síry s chemickým vzorcem SO 2 . Má nepříjemný specifický zápach a nemá barvu. Při vystavení tlaku se může vznítit při pokojové teplotě. Po rozpuštění ve vodě tvoří nestabilní kyselinu siřičitou. Může se rozpustit v ethanolu a roztocích kyseliny sírové. Je součástí sopečného plynu.
V průmyslu se získává spalováním síry nebo pražením jejích sulfidů:
- 2FeS2+502 = 2FeO+4SO2.
V laboratořích se SO 2 zpravidla získává pomocí siřičitanů a hydrosulfitů, které jsou vystaveny silné kyselině, jakož i vystavení kovů s nízkým stupněm aktivity koncentrované H2SO4.
Stejně jako ostatní oxidy síry je SO2 kyselý oxid. Při interakci s alkáliemi tvoří různé siřičitany, reaguje s vodou a vytváří kyselinu sírovou.
SO 2 je extrémně aktivní, což se jasně projevuje v jeho redukčních vlastnostech, kde se zvyšuje oxidační stav oxidu síry. Při vystavení silnému redukčnímu činidlu může vykazovat oxidační vlastnosti. Posledně jmenovaná charakteristika se používá pro výrobu kyseliny fosforné nebo pro separaci S z plynů v metalurgické oblasti.
Oxid sírový (4) je široce používán lidmi k výrobě kyseliny siřičité nebo jejích solí - to je jeho hlavní oblast použití. Podílí se také na procesech výroby vína a působí tam jako konzervant (E220) někdy se používá k nakládání zeleninových skladů a skladů, protože ničí mikroorganismy. Materiály, které nelze bělit chlórem, jsou ošetřeny oxidem síry.
SO 2 je poměrně toxická sloučenina. Charakteristickými příznaky otravy jsou kašel, dýchací potíže, obvykle ve formě rýmy, chrapotu, neobvyklé chuti a bolesti v krku. Vdechnutí takového plynu může způsobit udušení, zhoršení řečové schopnosti jedince, zvracení, potíže s polykáním a akutní plicní edém. Maximální přípustná koncentrace této látky v pracovním prostoru je 10 mg/m 3 . Těla různých lidí však mohou vykazovat různou citlivost na oxid siřičitý.
Obecné informace o anhydridu kyseliny sírové
Sírový plyn, nebo sírový anhydrid, jak se tomu říká, je vyšší oxid síry s chemickým vzorcem SO 3 . Kapalina s dusivým zápachem, za standardních podmínek vysoce těkavá. Je schopen tuhnout a ze svých pevných modifikací tvořit krystalické směsi při teplotách 16,9 °C a nižších.
Podrobná analýza vyšších oxidů
Při oxidaci SO 2 vzduchem za působení vysokých teplot je nezbytnou podmínkou přítomnost katalyzátoru, například V 2 O 5, Fe 2 O 3, NaVO 3 nebo Pt.
Tepelný rozklad síranů nebo interakce ozonu a SO 2:
- Fe2(S04)3 = Fe203 + 3S03;
- S02+03 = S03+02.
Oxidace SO 2 s NO 2:
- SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO.
Fyzikální kvalitativní charakteristiky zahrnují: přítomnost ploché struktury, trigonálního typu a D 3 h symetrie v plynném stavu při přechodu z plynu na krystal nebo kapalinu, tvoří trimer cyklické povahy a klikatý řetězec a má cikcak; kovalentní polární vazba.
V pevné formě se SO3 vyskytuje v alfa, beta, gama a sigma formách a má tedy různé teploty tání, stupně polymerace a různé krystalické formy. Existence takového počtu druhů SO 3 je způsobena tvorbou vazeb typu donor-akceptor.
Vlastnosti anhydridu síry zahrnují mnoho z jeho vlastností, z nichž hlavní jsou:
Schopnost interakce s bázemi a oxidy:
- 2KHO+S03 = K2S04+H20;
- CaO+S03 = CaS04.
Vyšší oxid síry SO3 má poměrně vysokou aktivitu a interakcí s vodou vytváří kyselinu sírovou:
- SO3 + H20 = H2SO4.
Reaguje s chlorovodíkem a tvoří kyselinu chlorsulfátovou:
- S03+HCl = HS03Cl.
Oxid sírový se vyznačuje projevem silných oxidačních vlastností.
Anhydrid kyseliny sírové se používá při výrobě kyseliny sírové. Jeho malé množství se uvolňuje do životního prostředí při používání sirných bomb. SO 3, tvořící po interakci s mokrým povrchem kyselinu sírovou, ničí různé nebezpečné organismy, jako jsou houby.
Shrnutí
Oxid sírový může být v různých stavech agregace, od kapalné po pevnou formu. V přírodě se vyskytuje vzácně, ale způsobů, jak jej získat v průmyslu i oblastech, kde jej lze využít, je poměrně dost. Samotný oxid má tři formy, ve kterých vykazuje různé stupně mocenství. Může být vysoce toxický a způsobit vážné zdravotní problémy.
Většina oxidu sírového (IV) se používá k výrobě kyseliny siřičité. Oxid sírový (IV) se také používá k získání různých solí kyseliny siřičité. Kyselina sírová vykazuje kyselé vlastnosti při reakcích se zásadami a zásaditými oxidy. Protože je kyselina sírová dvojsytná, tvoří dvě řady solí: střední - sírany, například Na2SO4, a kyselé - hydrosírany, například NaHSO4.
Rozpouští se také v ethanolu a kyselině sírové. V přítomnosti silných redukčních činidel je SO2 schopen vykazovat oxidační vlastnosti. Spad aerosolu kyseliny sírové z kouřových světlic chemických závodů je častěji pozorován pod nízkou oblačností a vysokou vlhkostí vzduchu.
Oxid siřičitý dosahuje nejvyšších koncentrací na severní polokouli, zejména nad územím USA, Evropy, Číny, evropské části Ruska a Ukrajiny. Tvorba bílé sraženiny BaSO4 (nerozpustné v kyselinách) se používá k identifikaci kyseliny sírové a rozpustných síranů.
Kyselina sírová existuje pouze v roztoku. Oxid sírový má kyselé vlastnosti. Touto reakcí se vyrábí nejdůležitější produkt chemického průmyslu – kyselina sírová. Protože síra v oxidu sírovém má nejvyšší oxidační stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidační vlastnosti.
Otázka: Jaké chemické vlastnosti kyselin znáte? Používá se také jako konzervační látka (potravinářská přísada E220). Protože tento plyn zabíjí mikroorganismy, používá se k fumigaci skladů a skladů zeleniny. Pyrometalurgické podniky hutnictví neželezných a železných kovů, ale i tepelné elektrárny vypouštějí ročně do atmosféry desítky milionů tun anhydridu kyseliny sírové. 4. Reakce samooxidace-samoredukce síry jsou také možné, když interaguje se siřičitany.
SO2, kyselina siřičitá a její soli tedy mohou vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti. Sirovodík se používá k výrobě síry, siřičitanů, thiosíranů a kyseliny sírové a v laboratorní praxi ke srážení sulfidů. Používá se při výrobě kyseliny fosforečné, chlorovodíkové, borité, fluorovodíkové a dalších.
Vykazuje typické vlastnosti kyselých oxidů a je vysoce rozpustný ve vodě za tvorby slabé kyseliny siřičité. Chemické vlastnosti kyseliny sírové do značné míry závisí na její koncentraci. Síran měďnatý CuSO4 5H2O se používá v zemědělství k boji proti škůdcům a chorobám rostlin.
Sloučeniny síry s oxidačním stavem +1
3. Napište reakční rovnice charakterizující vlastnosti zředěné kyseliny sírové jako elektrolytu. Plastová síra má tmavou barvu a může se natahovat jako guma. Proces oxidace jednoho oxidu na druhý je reverzibilní. Tepelné účinky chemických reakcí. Periodické změny vlastností oxidů, hydroxidů, vodíkových sloučenin chemických prvků. Fyzikální a chemické vlastnosti vodíku.
Rozpouští se ve vodě za vzniku nestabilní kyseliny siřičité; rozpustnost 11,5 g/100 g vody při 20 °C, s rostoucí teplotou klesá. Tento vazodilatační účinek oxidu siřičitého je zprostředkován přes ATP-senzitivní vápníkové kanály a vápníkové kanály typu L („dihydropyridin“). Oxid siřičitý v zemské atmosféře výrazně oslabuje vliv skleníkových plynů (oxid uhličitý, metan) na zvyšování teploty atmosféry.
Rozmanitost forem oxidu sírového je spojena se schopností molekul SO3 polymerovat v důsledku tvorby vazeb donor-akceptor. Polymerní struktury SO3 se snadno převádějí jedna na druhou a pevný SO3 se obvykle skládá ze směsi různých forem, jejichž relativní obsah závisí na podmínkách přípravy anhydridu kyseliny sírové.
Síran železitý FeSO4 7H2O se dříve používal k léčbě svrabu, helmintiázy a nádorů žláz a v současnosti se používá k hubení zemědělských škůdců. Glauberovu sůl (mirabilit) Na2SO4 10H2O získal německý chemik I.R Glauber působením kyseliny sírové na chlorid sodný v lékařství se používá jako projímadlo.
Je nestabilní a rozkládá se na oxid siřičitý a vodu. Kyselina sírová není silná kyselina. Je to kyselina střední síly a postupně se disociuje. Kyselina sírová podléhá třem typům reakcí: acidobazické, iontoměničové a redoxní.
Tyto reakce se nejlépe provádějí se zředěnou kyselinou sírovou. Kyselina sírová se vyznačuje iontoměničovými reakcemi. K vývoji plynu dochází při reakcích se solemi nestabilních kyselin, které se rozkládají za vzniku plynů (uhličitý, oxid siřičitý, sirovodík) nebo za vzniku těkavých kyselin, jako je kyselina chlorovodíková.
Pozor! Náhledy snímků mají pouze informativní charakter a nemusí představovat všechny funkce prezentace. Zadání: Napište rovnici pro disociaci kyseliny siřičité.
Je zajímavé, že citlivost na SO2 se mezi jednotlivci, zvířaty a rostlinami značně liší. Thiosíran sodný obsahuje dva atomy síry v různých oxidačních stavech a vykazuje redukční vlastnosti.
SO2 odbarvuje organická barviva a používá se k bělení hedvábí, vlny a slámy. Koncentrovaná kyselina sírová se používá k čištění ropných produktů od síry a nenasycených organických sloučenin. Pro svou vysokou hygroskopičnost se používá k sušení plynů a koncentrování kyseliny dusičné.
Sirovodík a sulfidy. Když se sirovodík rozpustí ve vodě, vytvoří se slabá kyselina sirovodíková, jejíž soli se nazývají sulfidy. Soli kyseliny siřičité, jako dvojsytné kyseliny, mohou být střední - siřičitany, například siřičitan sodný Na2SO3, a kyselé - hydrogensiřičitany, například hydrogensiřičitan sodný NaHS03.
Používá se také jako rozpouštědlo v laboratořích. Učitel: Kyselina sírová je nestabilní sloučenina, snadno se rozkládá na oxid sírový (IV) a vodu, proto existuje pouze ve vodných roztocích. V absorpční věži je oxid sírový (VI) absorbován koncentrovanou kyselinou sírovou. Oxid siřičitý je díky tomu, že vzniká ve velkém množství jako odpad, jedním z hlavních plynů, které znečišťují atmosféru.
Oxid sírový má kyselé vlastnosti, které se projevují reakcemi s látkami, které vykazují zásadité vlastnosti. Při interakci s vodou se objevují kyselé vlastnosti. Vznikne tak roztok kyseliny siřičité:
Stupeň oxidace síry v plynném oxidu siřičitém (+4) určuje redukční a oxidační vlastnosti plynného oxidu siřičitého:
vo-tel: S+4 – 2e => S+6
ok-tel: S+4 + 4e => S0
Redukční vlastnosti se projevují při reakcích se silnými oxidačními činidly: kyslík, halogeny, kyselina dusičná, manganistan draselný a další. Například:
2SO2 + O2 = 2SO3
S+4 – 2e => S+6 2
020 + 4e => 20-2 1
Se silnými redukčními činidly má plyn oxidační vlastnosti. Například, pokud smícháte oxid siřičitý a sirovodík, za normálních podmínek interagují:
2H2S + S02 = 3S + 2H20
S-2 – 2e => S0 2
S+4 + 4e => S0 1
Kyselina sírová existuje pouze v roztoku. Je nestabilní a rozkládá se na oxid siřičitý a vodu. Kyselina sírová není silná kyselina. Je to kyselina střední síly a postupně se disociuje. Když se ke kyselině siřičité přidá alkálie, tvoří se soli. Kyselina sírová produkuje dvě řady solí: střední - siřičitany a kyselé - hydrosulfity.
Oxid sírový
Oxid sírový má kyselé vlastnosti. Prudce reaguje s vodou a uvolňuje velké množství tepla. Touto reakcí se vyrábí nejdůležitější produkt chemického průmyslu – kyselina sírová.
SO3 + H2O = H2SO4
Protože síra v oxidu sírovém má nejvyšší oxidační stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidační vlastnosti. Například oxiduje halogenidy, nekovy s nízkou elektronegativitou:
2SO3 + C = 2SO2 + CO2
S+6 + 2e => S+4 2
C0 – 4e => C+4 2
Kyselina sírová podléhá třem typům reakcí: acidobazické, iontoměničové a redoxní. Aktivně také interaguje s organickými látkami.
Acidobazické reakce
Kyselina sírová vykazuje kyselé vlastnosti při reakcích se zásadami a zásaditými oxidy. Tyto reakce se nejlépe provádějí se zředěnou kyselinou sírovou. Vzhledem k tomu, že kyselina sírová je dvojsytná, může tvořit jak intermediární soli (sírany), tak kyselé (hydrogensírany).
Iontoměničové reakce
Kyselina sírová se vyznačuje iontoměničovými reakcemi. Současně interaguje s roztoky solí, tvoří sraženinu, slabou kyselinu nebo uvolňuje plyn. Tyto reakce probíhají rychleji, pokud užijete 45% nebo dokonce více zředěné kyseliny sírové. K vývoji plynu dochází při reakcích se solemi nestabilních kyselin, které se rozkládají za vzniku plynů (uhličitý, oxid siřičitý, sirovodík) nebo za vzniku těkavých kyselin, jako je kyselina chlorovodíková.
Redoxní reakce
Kyselina sírová projevuje své vlastnosti nejzřetelněji v redoxních reakcích, protože síra ve svém složení má nejvyšší oxidační stav +6. Oxidační vlastnosti kyseliny sírové lze zjistit reakcí například s mědí.
V molekule kyseliny sírové jsou dva oxidační prvky: atom síry s CO. +6 a vodíkové ionty H+. Měď nemůže být oxidována vodíkem do oxidačního stavu +1, ale síra ano. To je důvod pro oxidaci takového neaktivního kovu, jako je měď, kyselinou sírovou.
Oxidační stav +4 pro síru je poměrně stabilní a projevuje se u SHal 4 tetrahalogenidů, SOHal 2 oxodihalogenidů, oxidu SO 2 a jejich odpovídajících aniontů. Seznámíme se s vlastnostmi oxidu siřičitého a kyseliny siřičité.
1.11.1. Oxid sírový Struktura molekuly so2
Struktura molekuly SO 2 je podobná struktuře molekuly ozonu. Atom síry je ve stavu sp 2 hybridizace, tvar orbitalů je pravidelný trojúhelník a tvar molekuly je hranatý. Atom síry má osamocený elektronový pár. Délka vazby S–O je 0,143 nm a úhel vazby je 119,5°.
Struktura odpovídá následujícím rezonančním strukturám:
Na rozdíl od ozonu je multiplicita vazby S–O 2, to znamená, že hlavní příspěvek tvoří první rezonanční struktura. Molekula se vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Fyzikální vlastnosti
Za normálních podmínek je oxid siřičitý nebo oxid siřičitý bezbarvý plyn s ostrým dusivým zápachem, bod tání -75 °C, bod varu -10 °C. Je vysoce rozpustný ve vodě při 20 °C, v 1 objemu vody se rozpustí 40 objemů oxidu siřičitého. Toxický plyn.
Chemické vlastnosti oxidu sírového (IV).
Oxid siřičitý je vysoce reaktivní.
Oxid siřičitý je kyselý oxid. Je dobře rozpustný ve vodě za vzniku hydrátů. Částečně také reaguje s vodou za vzniku slabé kyseliny siřičité, která není izolovaná v individuální formě:
S02 + H20 = H2S03 = H+ + HSO3- = 2H+ + S032-.
V důsledku disociace vznikají protony, roztok má tedy kyselé prostředí.
Když plynný oxid siřičitý prochází roztokem hydroxidu sodného, tvoří se siřičitan sodný. Siřičitan sodný reaguje s přebytkem oxidu siřičitého za vzniku hydrosiřičitanu sodného:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na2S03 + S02 = 2NaHS03.
Oxid siřičitý se vyznačuje redoxní dualitou, například vykazuje redukční vlastnosti a odbarvuje bromovou vodu:
S02 + Br2 + 2H20 = H2S04 + 2HBr
a roztok manganistanu draselného:
5SO2 + 2KMn04 + 2H20 = 2KНSO4 + 2MnS04 + H2S04.
oxiduje kyslíkem na anhydrid kyseliny sírové:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Vykazuje oxidační vlastnosti při interakci se silnými redukčními činidly, například:
S02 + 2CO = S + 2C02 (při 500 °C, v přítomnosti A1203);
S02 + 2H2 = S + 2H20.
Příprava oxidu sírového (IV)
Spalování síry ve vzduchu
S + O2 = S02.
Oxidace sulfidů
4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2.
Vliv silných kyselin na siřičitany kovů
Na2S03 + 2H2S04 = 2NaHS04 + H20 + SO2.
1.11.2. Kyselina siřičitá a její soli
Při rozpuštění oxidu siřičitého ve vodě vzniká slabá kyselina siřičitá, převážná část rozpuštěného SO 2 je při ochlazení ve formě hydratované formy SO 2 · H 2 O, uvolňuje se také krystalický hydrát, jen malá část; molekuly kyseliny siřičité disociují na siřičitanové a hydrosiřičitanové ionty. Ve volném stavu se kyselina neuvolňuje.
Nalézt
Oxid sírový a kyselina siřičitá
Oxid sírový (IV) neboli oxid siřičitý je za normálních podmínek bezbarvý plyn se štiplavým, dusivým zápachem. Po ochlazení na -10°C zkapalní na bezbarvou kapalinu.
Příjem
1. V laboratorních podmínkách se oxid sírový (IV) získává ze solí kyseliny siřičité úpravou silnými kyselinami:
2. Také oxid siřičitý vzniká interakcí koncentrované kyseliny sírové při zahřívání s málo aktivními kovy:
Cu+2H2S04=CuS04+S02+2H20
Cu+4H+ +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 + 2H 2O
3. Oxid sírový (IV) vzniká také při spalování síry na vzduchu nebo kyslíku:
4. V průmyslových podmínkách se SO 2 získává pražením pyritu FeS 2 nebo sirných rud neželezných kovů (zinková směs ZnS, olovnatý lesk PbS atd.):
4FeS2+1102=2Fe203+8SO2
Strukturní vzorec molekuly SO 2:
Na tvorbě vazeb v molekule SO 2 se podílejí čtyři elektrony síry a čtyři elektrony ze dvou atomů kyslíku. Vzájemné odpuzování vazebných elektronových párů a osamoceného elektronového páru síry dává molekule hranatý tvar.
Chemické vlastnosti
1. Oxid sírový (IV) vykazuje všechny vlastnosti kyselých oxidů:
Interakce s vodou
Interakce s alkáliemi,
Interakce s bazickými oxidy.
2. Oxid sírový (IV) se vyznačuje redukčními vlastnostmi:
S +4 O 2 +O 0 2 «2S +6 O -2 3 (v přítomnosti katalyzátoru při zahřívání)
Ale v přítomnosti silných redukčních činidel se SO 2 chová jako oxidační činidlo:
Redoxní dualita oxidu sírového (IV) se vysvětluje tím, že síra má v sobě oxidační stav +4, a proto může být darováním 2 elektronů oxidována na S +6 a přijetím 4 elektronů redukována na S°. Projev těchto nebo jiných vlastností závisí na povaze reagující složky.
Oxid sírový (IV) je vysoce rozpustný ve vodě (40 objemů SO 2 se rozpustí v 1 objemu při 20 °C). V tomto případě se tvoří kyselina siřičitá, která existuje pouze ve vodném roztoku:
SO2+H20 «H2SO3
Reakce je reverzibilní. Ve vodném roztoku jsou oxid sírový (IV) a kyselina siřičitá v chemické rovnováze, kterou lze vytěsnit. Při vazbě H2SO3 (neutralizace kys
u) reakce probíhá směrem k tvorbě kyseliny siřičité; když je S02 odstraněn (profukováním přes roztok dusíku nebo zahříváním), reakce postupuje směrem k výchozím materiálům. Roztok kyseliny siřičité vždy obsahuje oxid sírový (IV), který mu dodává štiplavý zápach.
Kyselina sírová má všechny vlastnosti kyselin. V roztoku se disociuje postupně:
H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3 "H + +SO 2- 3
Tepelně nestabilní, těkavé. Kyselina sírová jako dvojsytná kyselina tvoří dva typy solí:
Střední - siřičitany (Na 2 SO 3);
Kyselé - hydrosulfity (NaHSO 3).
Siřičitany se tvoří, když je kyselina zcela neutralizována zásadou:
H2S03+2NaOH=Na2S03+2H20
Hydrosulfity se získávají při nedostatku alkálií:
H2S03+NaOH=NaHS03+H20
Kyselina siřičitá a její soli mají jak oxidační, tak redukční vlastnosti, což je dáno povahou reakčního partnera.
1. Pod vlivem kyslíku se siřičitany oxidují na sírany:
2Na2S +4 O 3 +O 0 2 =2Na2S +6 O -2 4
K oxidaci kyseliny siřičité bromem a manganistanem draselným dochází ještě snadněji:
5H 2 S +4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 = 2 H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O
2. V přítomnosti energičtějších redukčních činidel vykazují siřičitany oxidační vlastnosti:
Téměř všechny hydrosulfity a siřičitany alkalických kovů se rozpouštějí ze solí kyseliny siřičité.
3. Vzhledem k tomu, že H 2 SO 3 je slabá kyselina, při působení kyselin na siřičitany a hydrosulfity se uvolňuje SO 2. Tato metoda se obvykle používá při výrobě SO 2 v laboratorních podmínkách:
NaHS03+H2SO4=Na2S04+SO2+H20
4. Ve vodě rozpustné siřičitany snadno hydrolyzují, v důsledku čehož se v roztoku zvyšuje koncentrace OH - iontů:
Na2S03 + NON «NaHS03 + NaOH
Aplikace
Oxid sírový (IV) a kyselina siřičitá odbarvují mnoho barviv a tvoří s nimi bezbarvé sloučeniny. Ten se může při zahřátí nebo vystavení světlu znovu rozložit, což má za následek obnovení barvy. Proto se bělicí účinek SO 2 a H 2 SO 3 liší od bělícího účinku chlóru. Typicky se oxid sírový (IV) používá k bělení vlny, hedvábí a slámy.
Oxid sírový (IV) zabíjí mnoho mikroorganismů. K ničení plísňových hub proto fumigují vlhké sklepy, sklepy, vinné sudy atd. Používá se také pro přepravu a skladování ovoce a bobulovin. Oxid sírový IV) se používá ve velkém množství k výrobě kyseliny sírové.
Významné uplatnění nachází roztok hydrosiřičitanu vápenatého CaHSO 3 (siřičitanový louh), který se používá k úpravě dřeva a papíroviny.
