Štruktúra oxidu sírového 4. Chemické vlastnosti zlúčenín síry
V tomto článku nájdete informácie o tom, čo je oxid sírový. Zvážia sa jeho základné chemické a fyzikálne vlastnosti, existujúce formy, spôsoby ich prípravy a vzájomné rozdiely. Spomenuté budú aj aplikácie a biologická úloha tohto oxidu v jeho rôznych formách.
Aká je podstata
Oxid sírový je zlúčenina jednoduchých látok, síry a kyslíka. Existujú tri formy oxidov síry, ktoré sa líšia stupňom mocenstva S, a to: SO (oxid sírový, oxid sírový), SO 2 (oxid siričitý alebo oxid siričitý) a SO 3 (oxid sírový alebo anhydrid). Všetky uvedené varianty oxidov síry majú podobné chemické a fyzikálne vlastnosti.
Všeobecné informácie o oxide siričitom
Oxid dvojmocný, alebo inak oxid sírový, je anorganická látka pozostávajúca z dvoch jednoduchých prvkov – síry a kyslíka. Vzorec - SO. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn, ale so štipľavým a špecifickým zápachom. Reaguje s vodným roztokom. Pomerne vzácna zlúčenina v zemskej atmosfére. Je nestabilný voči teplote a existuje v dimérnej forme - S202. Niekedy je schopný v dôsledku reakcie interagovať s kyslíkom za vzniku oxidu siričitého. Netvorí soli.
Oxid síry (2) sa zvyčajne získava spaľovaním síry alebo rozkladom jej anhydridu:
- 2S2+02 = 2SO;
- 2S02 = 2SO+02.
Látka sa rozpúšťa vo vode. Výsledkom je, že oxid sírový tvorí kyselinu tiosírovú:
- S202 + H20 = H2S203.
Všeobecné údaje o oxide siričitom
Oxid síry je ďalšou formou oxidov síry s chemickým vzorcom SO2. Má nepríjemný špecifický zápach a je bezfarebný. Keď je vystavený tlaku, môže sa vznietiť pri izbovej teplote. Po rozpustení vo vode vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Môže sa rozpustiť v etanole a roztokoch kyseliny sírovej. Je súčasťou sopečného plynu.
V priemysle sa získava spaľovaním síry alebo pražením jej sulfidov:
- 2FeS2+502 = 2FeO+4S02.
V laboratóriách sa S02 spravidla získava pomocou siričitanov a hydrosulfitov, ktoré sú vystavené silnej kyseline, ako aj vystaveniu kovov s nízkym stupňom aktivity koncentrovanej H2S04.
Rovnako ako ostatné oxidy síry, SO2 je kyslý oxid. Interaguje s alkáliami, vytvára rôzne siričitany, reaguje s vodou a vytvára kyselinu sírovú.
SO 2 je mimoriadne aktívny, čo sa jasne prejavuje v jeho redukčných vlastnostiach, kde sa zvyšuje oxidačný stav oxidu síry. Pri vystavení silnému redukčnému činidlu môže vykazovať oxidačné vlastnosti. Posledná uvedená charakteristika sa používa na výrobu kyseliny fosfornej alebo na separáciu S z plynov v metalurgickej oblasti.
Oxid sírový (4) je široko používaný ľuďmi na výrobu kyseliny sírovej alebo jej solí - to je jeho hlavná oblasť použitia. Zúčastňuje sa aj na procesoch výroby vína a pôsobí tam ako konzervant (E220) niekedy sa používa na morenie skladov a skladov zeleniny, pretože ničí mikroorganizmy. Materiály, ktoré sa nedajú bieliť chlórom, sú ošetrené oxidom síry.
SO 2 je pomerne toxická zlúčenina. Charakteristickými príznakmi otravy sú kašeľ, problémy s dýchaním, zvyčajne vo forme nádchy, chrapot, nezvyčajná chuť a bolesť hrdla. Vdýchnutie takéhoto plynu môže spôsobiť udusenie, zhoršenie rečovej schopnosti jedinca, zvracanie, ťažkosti s prehĺtaním a akútny pľúcny edém. Maximálna prípustná koncentrácia tejto látky v pracovnom priestore je 10 mg/m 3 . Telá rôznych ľudí však môžu vykazovať rôznu citlivosť na oxid siričitý.
Všeobecné informácie o anhydride kyseliny sírovej
Sírový plyn, alebo ako sa nazýva anhydrid kyseliny sírovej, je vyšší oxid síry s chemickým vzorcom SO3. Kvapalina s dusivým zápachom, za štandardných podmienok vysoko prchavá. Je schopný tuhnúť, vytvárať kryštalické zmesi zo svojich pevných modifikácií pri teplotách 16,9 °C a nižších.
Podrobná analýza vyššieho oxidu
Pri oxidácii SO 2 vzduchom pod vplyvom vysokých teplôt je nevyhnutnou podmienkou prítomnosť katalyzátora, napríklad V 2 O 5, Fe 2 O 3, NaVO 3 alebo Pt.
Tepelný rozklad síranov alebo interakcia ozónu a SO 2:
- Fe2(S04)3 = Fe203 + 3S03;
- S02+03 = S03+02.
Oxidácia SO 2 s NO 2:
- S02+N02 = S03+NO.
Fyzikálne kvalitatívne charakteristiky zahŕňajú: prítomnosť v plynnom stave plochej štruktúry, trigonálneho typu a symetrie D 3 h počas prechodu z plynu na kryštál alebo kvapalinu, tvorí trimér cyklickej povahy a cikcakový reťazec; kovalentná polárna väzba.
V tuhej forme sa SO3 vyskytuje v alfa, beta, gama a sigma formách, a preto má rôzne teploty topenia, stupne polymerizácie a rôzne kryštalické formy. Existencia takého počtu druhov SO3 je spôsobená tvorbou väzieb typu donor-akceptor.
Vlastnosti anhydridu síry zahŕňajú mnohé z jeho vlastností, z ktorých hlavné sú:
Schopnosť interakcie s bázami a oxidmi:
- 2KHO+S03 = K2S04 + H20;
- CaO+S03 = CaS04.
Vyšší oxid síry SO3 má pomerne vysokú aktivitu a interakciou s vodou vytvára kyselinu sírovú:
- S03 + H20 = H2S04.
Reaguje s chlorovodíkom a vytvára kyselinu chlórsulfátovú:
- S03+HCI = HS03CI.
Oxid sírový sa vyznačuje prejavom silných oxidačných vlastností.
Anhydrid kyseliny sírovej sa používa pri výrobe kyseliny sírovej. Jeho malé množstvo sa uvoľňuje do životného prostredia pri používaní sírnych bômb. SO 3, ktorý po interakcii s mokrým povrchom vytvára kyselinu sírovú, ničí rôzne nebezpečné organizmy, ako sú huby.
Zhrnutie
Oxid sírový môže byť v rôznych stavoch agregácie, od kvapalnej po tuhú formu. V prírode je vzácny, no spôsobov, ako ho získať v priemysle, ako aj v oblastiach, kde sa dá využiť, je pomerne dosť. Samotný oxid má tri formy, v ktorých vykazuje rôzne stupne valencie. Môže byť vysoko toxický a spôsobiť vážne zdravotné problémy.
Väčšina oxidu sírového (IV) sa používa na výrobu kyseliny sírovej. Oxid sírový (IV) sa tiež používa na získanie rôznych solí kyseliny sírovej. Kyselina sírová vykazuje kyslé vlastnosti pri reakciách so zásadami a zásaditými oxidmi. Keďže kyselina sírová je dvojsýtna, tvorí dve série solí: stredné - sírany, napríklad Na2SO4, a kyslé - hydrosírany, napríklad NaHSO4.
Rozpúšťa sa aj v etanole a kyseline sírovej. V prítomnosti silných redukčných činidiel je SO2 schopný vykazovať oxidačné vlastnosti. Spad aerosólu kyseliny sírovej z dymových svetlíc chemických závodov je častejšie pozorovaný pri nízkej oblačnosti a vysokej vlhkosti vzduchu.
Oxid siričitý dosahuje najvyššie koncentrácie na severnej pologuli, najmä nad územím USA, Európy, Číny, európskej časti Ruska a Ukrajiny. Tvorba bielej zrazeniny BaSO4 (nerozpustná v kyselinách) sa používa na identifikáciu kyseliny sírovej a rozpustných síranov.
Kyselina sírová existuje iba v roztoku. Oxid sírový má kyslé vlastnosti. Táto reakcia sa využíva na výrobu najdôležitejšieho produktu chemického priemyslu – kyseliny sírovej. Pretože síra v oxide sírovom má najvyšší oxidačný stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidačné vlastnosti.
Otázka: Aké chemické vlastnosti kyselín poznáte? Používa sa aj ako konzervačná látka (potravinová prísada E220). Keďže tento plyn zabíja mikroorganizmy, používa sa na fumigáciu skladov a skladov zeleniny. Pyrometalurgické podniky neželeznej a železnej metalurgie, ako aj tepelné elektrárne vypúšťajú ročne do atmosféry desiatky miliónov ton anhydridu kyseliny sírovej. 4. Reakcie samooxidácie-samo-redukcie síry sú tiež možné, keď interaguje so siričitanmi.
SO2, kyselina siričitá a jej soli teda môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Sírovodík sa používa na výrobu síry, siričitanov, tiosíranov a kyseliny sírovej a v laboratórnej praxi na zrážanie sulfidov. Používa sa pri výrobe kyseliny fosforečnej, chlorovodíkovej, boritej, fluorovodíkovej a iných.
Vykazuje typické vlastnosti kyslých oxidov a je vysoko rozpustný vo vode, pričom vytvára slabú kyselinu sírovú. Chemické vlastnosti kyseliny sírovej do značnej miery závisia od jej koncentrácie. Síran meďnatý CuSO4 5H2O sa používa v poľnohospodárstve na boj proti škodcom a chorobám rastlín.
Zlúčeniny síry s oxidačným stavom +1
3. Napíšte reakčné rovnice charakterizujúce vlastnosti zriedenej kyseliny sírovej ako elektrolytu. Plastová síra má tmavú farbu a môže sa naťahovať ako guma. Proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilný. Tepelné účinky chemických reakcií. Periodické zmeny vlastností oxidov, hydroxidov, vodíkových zlúčenín chemických prvkov. Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka.
Rozpúšťa sa vo vode za vzniku nestabilnej kyseliny sírovej; rozpustnosť 11,5 g/100 g vody pri 20 °C, s rastúcou teplotou klesá. Tento vazodilatačný účinok oxidu siričitého je sprostredkovaný cez ATP-senzitívne vápnikové kanály a vápnikové kanály typu L („dihydropyridín“). Oxid siričitý v zemskej atmosfére výrazne oslabuje vplyv skleníkových plynov (oxid uhličitý, metán) na zvyšovanie teploty atmosféry.
Rozmanitosť foriem oxidu sírového je spojená so schopnosťou molekúl SO3 polymerizovať v dôsledku tvorby väzieb donor-akceptor. Polymérne štruktúry S03 sa ľahko premieňajú jedna na druhú a tuhý S03 zvyčajne pozostáva zo zmesi rôznych foriem, ktorých relatívny obsah závisí od podmienok prípravy anhydridu kyseliny sírovej.
Síran železitý FeSO4 7H2O sa predtým používal na liečbu svrabu, helmintiázy a nádorov žliaz a v súčasnosti sa používa na kontrolu poľnohospodárskych škodcov. Glauberovu soľ (mirabilit) Na2SO4 10H2O získal nemecký chemik I.R Glauber pôsobením kyseliny sírovej na chlorid sodný v medicíne sa používa ako preháňadlo.
Je nestabilný a rozkladá sa na oxid siričitý a vodu. Kyselina sírová nie je silná kyselina. Je to kyselina strednej sily a postupne sa disociuje. Kyselina sírová podlieha trom typom reakcií: acidobázickej, iónovej výmene a redoxnej.
Tieto reakcie sa najlepšie uskutočňujú so zriedenou kyselinou sírovou. Kyselina sírová sa vyznačuje iónomeničovými reakciami. K vývoju plynu dochádza pri reakciách so soľami nestabilných kyselín, ktoré sa rozkladajú za vzniku plynov (uhličitý, oxid siričitý, sírovodík) alebo za vzniku prchavých kyselín, ako je kyselina chlorovodíková.
Pozor! Ukážky snímok slúžia len na informačné účely a nemusia predstavovať všetky funkcie prezentácie. Zadanie: Napíšte rovnicu pre disociáciu kyseliny sírovej.
Je zaujímavé, že citlivosť na SO2 sa medzi jednotlivcami, zvieratami a rastlinami značne líši. Tiosíran sodný obsahuje dva atómy síry v rôznych oxidačných stavoch a vykazuje redukčné vlastnosti.
SO2 odfarbuje organické farbivá a používa sa na bielenie hodvábu, vlny a slamy. Koncentrovaná kyselina sírová sa používa na čistenie ropných produktov od síry a nenasýtených organických zlúčenín. Pre svoju vysokú hygroskopickosť sa používa na sušenie plynov a koncentrovanie kyseliny dusičnej.
Sírovodík a sulfidy. Keď sa sírovodík rozpustí vo vode, vytvorí sa slabá kyselina sírovodík, ktorej soli sa nazývajú sulfidy. Soli kyseliny sírovej ako dvojsýtnej kyseliny môžu byť stredné - siričitany, napríklad siričitan sodný Na2S03, a kyslé - hydrosiričitany, napríklad hydrosulfit sodný NaHS03.
Používa sa aj ako rozpúšťadlo v laboratóriách. Učiteľ: Kyselina sírová je nestabilná zlúčenina, ľahko sa rozkladá na oxid sírový (IV) a vodu, preto existuje iba vo vodných roztokoch. V absorpčnej veži je oxid sírový (VI) absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou. Vzhľadom na to, že oxid siričitý vzniká vo veľkých množstvách ako odpad, je jedným z hlavných plynov, ktoré znečisťujú atmosféru.
Oxid sírový má kyslé vlastnosti, ktoré sa prejavujú pri reakciách s látkami, ktoré vykazujú zásadité vlastnosti. Pri interakcii s vodou sa objavujú kyslé vlastnosti. Takto vzniká roztok kyseliny sírovej:
Stupeň oxidácie síry v plynnom oxide siričitom (+4) určuje redukčné a oxidačné vlastnosti plynného oxidu siričitého:
vo-tel: S+4 – 2e => S+6
ok-tel: S+4 + 4e => S0
Redukčné vlastnosti sa prejavujú pri reakciách so silnými oxidačnými činidlami: kyslík, halogény, kyselina dusičná, manganistan draselný a iné. Napríklad:
2S02 + O2 = 2S03
S+4 – 2e => S+6 2
020 + 4e => 20-2 1
So silnými redukčnými činidlami má plyn oxidačné vlastnosti. Napríklad, ak zmiešate oxid siričitý a sírovodík, za normálnych podmienok interagujú:
2H2S + S02 = 3S + 2H20
S-2 – 2e => S0 2
S+4 + 4e => SO 1
Kyselina sírová existuje iba v roztoku. Je nestabilný a rozkladá sa na oxid siričitý a vodu. Kyselina sírová nie je silná kyselina. Je to kyselina strednej sily a postupne sa disociuje. Keď sa ku kyseline sírovej pridá zásada, vytvoria sa soli. Kyselina sírová produkuje dve série solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity.
Oxid sírový
Oxid sírový má kyslé vlastnosti. Prudko reaguje s vodou, pričom uvoľňuje veľké množstvo tepla. Táto reakcia sa využíva na výrobu najdôležitejšieho produktu chemického priemyslu – kyseliny sírovej.
SO3 + H2O = H2SO4
Pretože síra v oxide sírovom má najvyšší oxidačný stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidačné vlastnosti. Napríklad oxiduje halogenidy, nekovy s nízkou elektronegativitou:
2SO3 + C = 2S02 + C02
S+6 + 2e => S+4 2
C0 – 4e => C+4 2
Kyselina sírová podlieha trom typom reakcií: acidobázickej, iónovej výmene a redoxnej. Taktiež aktívne interaguje s organickými látkami.
Acidobázické reakcie
Kyselina sírová vykazuje kyslé vlastnosti pri reakciách so zásadami a zásaditými oxidmi. Tieto reakcie sa najlepšie uskutočňujú so zriedenou kyselinou sírovou. Keďže kyselina sírová je dvojsýtna, môže tvoriť intermediárne soli (sírany) aj kyslé soli (sírany vodíka).
Reakcie výmeny iónov
Kyselina sírová sa vyznačuje iónomeničovými reakciami. Súčasne interaguje s roztokmi solí, pričom vytvára zrazeninu, slabú kyselinu alebo uvoľňuje plyn. Tieto reakcie sa vyskytujú rýchlejšie, ak užijete 45% alebo ešte viac zriedenej kyseliny sírovej. K vývoju plynu dochádza pri reakciách so soľami nestabilných kyselín, ktoré sa rozkladajú za vzniku plynov (uhličitý, oxid siričitý, sírovodík) alebo za vzniku prchavých kyselín, ako je kyselina chlorovodíková.
Redoxné reakcie
Kyselina sírová prejavuje svoje vlastnosti najzreteľnejšie v redoxných reakciách, pretože vo svojom zložení má síra najvyšší oxidačný stav +6. Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej možno zistiť reakciou napríklad s meďou.
V molekule kyseliny sírovej sú dva oxidačné prvky: atóm síry s CO. +6 a vodíkové ióny H+. Meď nemôže byť oxidovaná vodíkom na oxidačný stav +1, ale síra áno. To je dôvod na oxidáciu takého neaktívneho kovu, ako je meď, kyselinou sírovou.
Oxidačný stav +4 pre síru je celkom stabilný a prejavuje sa v SHal 4 tetrahalogenidoch, SOHal 2 oxodihalogenidoch, oxide SO 2 a ich zodpovedajúcich aniónoch. Zoznámime sa s vlastnosťami oxidu siričitého a kyseliny siričitej.
1.11.1. Oxid sírový Štruktúra molekuly so2
Štruktúra molekuly SO 2 je podobná štruktúre molekuly ozónu. Atóm síry je v stave hybridizácie sp2, tvar orbitálov je pravidelný trojuholník a tvar molekuly je hranatý. Atóm síry má jediný elektrónový pár. Dĺžka väzby S–O je 0,143 nm a uhol väzby je 119,5°.
Štruktúra zodpovedá nasledujúcim rezonančným štruktúram:
Na rozdiel od ozónu je multiplicita väzby S–O 2, to znamená, že hlavný príspevok tvorí prvá rezonančná štruktúra. Molekula sa vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Fyzikálne vlastnosti
Oxid siričitý alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn s ostrým dusivým zápachom, bod topenia -75 °C, bod varu -10 °C. Je vysoko rozpustný vo vode pri 20 °C, v 1 objeme vody sa rozpustí 40 objemov oxidu siričitého. Toxický plyn.
Chemické vlastnosti oxidu sírového (IV).
Oxid siričitý je vysoko reaktívny. Oxid siričitý je kyslý oxid. Je celkom rozpustný vo vode za vzniku hydrátov. Čiastočne tiež reaguje s vodou za vzniku slabej kyseliny sírovej, ktorá nie je izolovaná v individuálnej forme:
S02 + H20 = H2S03 = H+ + HS03- = 2H+ + S032-.
V dôsledku disociácie vznikajú protóny, takže roztok má kyslé prostredie.
Keď plynný oxid siričitý prechádza cez roztok hydroxidu sodného, vytvára sa siričitan sodný. Siričitan sodný reaguje s nadbytkom oxidu siričitého za vzniku hydrosiričitanu sodného:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na2S03 + S02 = 2NaHS03.
Oxid siričitý sa vyznačuje redoxnou dualitou, napríklad vykazuje redukčné vlastnosti a odfarbuje brómovú vodu:
S02 + Br2 + 2H20 = H2S04 + 2HBr
a roztok manganistanu draselného:
5S02 + 2KMn04 + 2H20 = 2KNSO4 + 2MnS04 + H2S04.
oxidované kyslíkom na anhydrid kyseliny sírovej:
2S02 + 02 = 2S03.
Vykazuje oxidačné vlastnosti pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, napríklad:
S02 + 2CO = S + 2C02 (pri 500 °C, v prítomnosti A1203);
S02 + 2H2 = S + 2H20.
Príprava oxidu sírového (IV)
Spaľovanie síry vo vzduchu
S + 02 = S02.
Oxidácia sulfidu
4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2.
Vplyv silných kyselín na siričitany kovov
Na2S03 + 2H2S04 = 2NaHS04 + H20 + S02.
1.11.2. Kyselina sírová a jej soli
Pri rozpustení oxidu siričitého vo vode vzniká slabá kyselina siričitá, väčšina rozpusteného SO 2 je po ochladení vo forme hydratovanej formy SO 2 · H 2 O, uvoľňuje sa aj kryštalický hydrát, len malá časť; molekuly kyseliny sírovej disociujú na siričitanové a hydrosiričitanové ióny. Vo voľnom stave sa kyselina neuvoľňuje.
Keďže je dvojsýtny, tvorí dva typy solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity. Vo vode sa rozpúšťajú iba siričitany alkalických kovov a hydrosulfity alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá
Oxid sírový (IV) alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn so štipľavým, dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.
Potvrdenie
1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej tak, že sa na ne pôsobia silnými kyselinami:
Na2S03 +H2S04 =Na2S04 +S02 +H20 2NaHS03 +H2S04 =Na2S04 +2S02 +2H20 2HS0 - 3 +2H + =2SO2 + 2H20
2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:
Cu+2H2S04=CuS04+S02+2H20
Cu+4H+ +2SO2-4 =Cu2+ + SO2-4 +SO2 +2H20
3. Oxid sírový (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:
4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnych rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):
4FeS2+1102=2Fe203+8SO2
Štruktúrny vzorec molekuly SO2:
Na tvorbe väzieb v molekule SO 2 sa podieľajú štyri elektróny síry a štyri elektróny z dvoch atómov kyslíka. Vzájomné odpudzovanie väzbových elektrónových párov a osamoteného elektrónového páru síry dáva molekule uhlový tvar.
Chemické vlastnosti
1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:
Interakcia s vodou
Interakcia s alkáliami,
Interakcia so zásaditými oxidmi.
2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:
S +4 O 2 + O 0 2 “2S + 6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)
Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:
Redoxná dualita oxidu sírového (IV) sa vysvetľuje tým, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto môže byť darovaním 2 elektrónov oxidovaná na S +6 a prijatím 4 elektrónov redukovaná. na S°. Prejav týchto alebo iných vlastností závisí od povahy reagujúcej zložky.
Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade vzniká kyselina sírová, ktorá existuje iba vo vodnom roztoku:
S02 + H20 «H2S03
Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže vytesniť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys
u) reakcia prebieha smerom k tvorbe kyseliny sírovej; keď sa S02 odstráni (prefukovaním cez roztok dusíka alebo zahrievaním), reakcia pokračuje smerom k východiskovým materiálom. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.
Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. V roztoku sa disociuje postupne:
H2SO3“H+ +HS0-3HSO-3“H++SO2-3
Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:
Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);
Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).
Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:
H2S03+2NaOH=Na2S03+2H20
Hydrosulfity sa získavajú pri nedostatku alkálií:
H2S03+NaOH=NaHS03+H20
Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.
1. Pod vplyvom kyslíka sa teda siričitany oxidujú na sírany:
2Na2S +403+002 =2Na2S +60-24
Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:
5H2S+403+2KMn+704=2H2S+604+2Mn+2S+604+K2S+604+3H20
2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:
Takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov sa rozpúšťajú zo solí kyseliny sírovej.
3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pri pôsobení kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri výrobe SO 2 v laboratórnych podmienkach:
NaHS03+H2S04=Na2S04+S02+H20
4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa zvyšuje koncentrácia OH - iónov v roztoku:
Na2S03 + NON «NaHS03 + NaOH
Aplikácia
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo vystavení svetlu opäť rozložiť, čo má za následok obnovenie farby. Preto sa bieliaci účinok SO 2 a H 2 SO 3 líši od bieliaceho účinku chlóru. Typicky sa oxid sírový (IV) používa na bielenie vlny, hodvábu a slamy.
Oxid sírový (IV) zabíja mnohé mikroorganizmy. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa tiež na prepravu a skladovanie ovocia a bobúľ. Oxid sírový IV) sa používa vo veľkých množstvách na výrobu kyseliny sírovej.
Významné uplatnenie nachádza roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.
