Оксид сірки (IV)
Оксид сірки(IV) (діоксід сірки, двоокис сірки, сірчистий газ) - SO 2 . У нормальних умовах є безбарвний газ з характерним різким запахом (запах сірника, що спалахує). Під тиском скраплюється при кімнатній температурі. Розчиняється у воді з утворенням нестійкої сірчистої кислоти.
Промисловий спосіб отримання - спалювання сірки або випалення сульфідів, в основному - піриту: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑ + Q. У лабораторних умовах SO2 одержують впливом сильних кислот на сульфіти та гідросульфіти: Na2 H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3. Сірчиста кислота, що утворюється, відразу розкладається на SO2 і H2O: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2↑. Також можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на малоактивні метали при нагріванні: 2H2SO4 (конц.) + Cu → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O. Сірчиста кислота - це неорганічна двоосновна нестійка кислота середньої сили. Неміцна сполука відома лише у водних розчинах при концентрації не більше шести відсотків. Розчини сірчистої кислоти мають досить специфічний запах (нагадує запах, що залишається після запалення сірника), наявність якого можна пояснити присутністю оксиду сірки (SO2), хімічно не пов'язаного водою. Отримують шляхом пропускання сірчистого газу через воду. Сульфіти - солі сірчистої кислоти H 2 SO 3 . Існує два ряди сульфітів: середні (нормальні) загальної формули M 2 SO 3 і кислі (гідросульфіти) загальної формули MHSO 3 (М - одновалентний метал). Середні, за винятком сульфітів лужних металів і амонію, малорозчинні у воді,розчиняються в присутності SO2. З кислих у вільному стані виділено лише гідросульфіти лужних металів. Для сульфітів у водному розчині характерні окислення до сульфатів та відновлення до тіосульфатів M2S2O3. Реакції з підвищенням ступеня окислення сірки від +4 до +6, наприклад: Na2SO3+Cl2+H2O-->Na2SO4+2HCl Реакції самоокислення-самовосновлення сірки можливі і при її взаємодії з сульфітами. Так, при кип'ятінні розчину з дрібноздрібненою сіркою утворюється тіосульфат натрію : Na2SO3+S--->Na2S2O3 Таким чином, сірчиста кислота і її солі можуть проявляти як окисні, так і відновлювальні властивості. При нагріванні гідросульфітів утворюються піросульфіти. Хімічна активність SO2 дуже велика. Найбільш яскраво виражені відновлювальні властивості SO 2 ступінь окислення сірки в таких реакціях підвищується:
Fe2(SO4)3+SO2+2H2O-----2FeSO4+2H2SO4 Переостання реакція є якісною реакцією на сульфіт-іон SO 3 2- і на SO 2 (знебарвлення фіолетового розчину). У присутності сильних відновників SO 2 здатний виявляти окислювальні властивості. Наприклад, для вилучення сірки з газів металургійної промисловості використовують відновлення SO 2 оксидом вуглецю(II) : SO2+2CO--->2CO2+S Або для отримання фосфорноватистої кислоти: PH3+SO2- -->H3PO4