Оксид серы (IV) | справочник Пестициды.ru

Информация

Традиционно содержание Серы в удбрениях выражают содержанием Оксида серы. Все свойства Серы, как питательного элемента описаны в статье Сера.

Подробнее »

Химические и физические свойства

Диоксид серы – бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет угловую форму.

• Температура плавления – -75,46 °С,
• Температура кипения – -10,6 °С,
• Плотность газа – 2,92655 г/л.

Легко сжижается в бесцветную легкоподвижную жидкость при температуре 25 °С и давлении около 0,5 МПа.

Для жидкой формы плотность равна 1,4619 г/см³ (при – 10 °С).

Твердый диоксид серы – бесцветные кристаллы, ромбической сингонии.

Диоксид серы заметно диссоциирует только около 2800 °С.

Диссоциация жидкого диоксида серы проходит по схеме:

2SO₂ ↔ SO²⁺

+ SO₃^2-

Трехмерная модель молекулы

Трехмерная модель молекулы

---

Растворимость диоксида серы в воде зависит от температуры:

• при 0 °С в 100 г воды растворяется 22,8 г диоксида серы,
• при 20 °С – 11,5 г,
• при 90 °С – 2,1 г.

Водный раствор диоксида серы – это сернистая кислота H₂SO_3.

Диоксид серы растворим в этаноле, H₂SO₄, олеуме, CH₃COOH. Жидкий сернистый ангидрид смешивается в любых соотношениях с SO_3. CHCl₃, CS₂, диэтиловым эфиром.

Жидкий сернистый ангидрид растворяет хлориды. Иодиды и роданиды металлов не растворяются.

Соли, растворенные в жидком диоксиде серы, диссоциируют.

Диоксид серы способен восстанавливаться до серы и окисляться до шестивалентных соединений серы.

Диоксид серы токсичен. При концентрации 0,03–0,05 мг/л раздражает слизистые оболочки, органы дыхания, глаза.

Основной промышленный способ получения диоксида серы – из серного колчедана FeS₂ путем его сжигания и дальнейшей обработки слабой холодной H₂SO_4.

Кроме того, серный диоксид можно получить путем сжигания серы, а также как побочный продукт обжига медных и цинковых сульфидных руд.^[2]

Содержание диоксида серы в почве и удобрениях

Неорганические соединения серы представлены сульфатами (гипс CaSO₄•2H₂O, ангидрит CaSO₄) и сульфидами (пирит FeS₂).

Сульфидная сера доступна растениям только после перехода в сульфатную форму. Большая часть серы присутствует в почве в составе органических соединений, не усваиваемых растениями. Только после минерализации органических веществ и перехода серы в сульфатную форму органическая сера становится доступной для растений.

[1]

Химическая промышленность не выпускает удобрений с основным действующим веществом диоксидом серы. Однако в качестве примесей он содержится во многих удобрениях. К ним относятся фосфогипс, простой суперфосфат, сульфат аммония, сульфат калия, калимагнезия, гипс, сланцевая зола, навоз, торф и многие другие.^[1]

Поглощение диоксида серы растениями

Сера поступает в растения через корни в виде SO₄^2- и листья в виде диоксида серы. При этом поглощение серы из атмосферы обеспечивает до 80 % потребности растений в данном элементе. В связи с этим вблизи промышленных центров, где атмосфера богата диоксидом серы, растения хорошо обеспечены серой. В удаленных районах количество сернистого ангидрида в осадках и атмосфере сильно снижается и питание растений серой зависит от ее наличия в почве.^[2]

 

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 — Знаешь как

Кислотные соединения серы. У серы несколько соединений с кислородом , но важнейшие из них ( IV ) SO2  и ( VI ) SO3 .Оксиды серы ( IV ) получают при нагревании серы на воздухе :

 

S + O2 = SO2

 

В лаборатории её получают действием соляной кислоты на сульфиты :

 

Na2SO3 + 2HCl = SO2↑+ 2NaCl + h3O

 

или взаимодействием концентрированной серной кислоты с медью :

 

2h3SO4 + Cu = SO2↑ + CuSO4 + 2h3O

 

В сернокислотном производстве оксид серы ( IV ) получают обжигом пирита :

 

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

 

Также оксид серы получают как побочный продукт при коксовании углей .

SO2 — бесцветный газ с запахом горящей серы , сжижается при -10,09°C , затвердевает при — 70°C . Он ядовит , вдыхание воздуха , содержание более 0,2% оксида серы ( IV ) вызывает заболевание .

Молекулы оксида серы ( IV ) не ассоциированы и построены аналогично молекуле озона . Атомы в молекуле SO2 образуют равнобедренный треугольник , в котором расстояние S-O равны 1,43 А , а угол O — S — O составляет 119 градусов .

Поскольку сера в степени окисления + 4 может терять два электрона или присоединять шесть электронов , оксид серы ( IV ) в одной реакции ведёт себя как восстановитель , а в других — как окислитель . Оксид серы ( IV ) обесцвечивает органические пигменты и его применяют иногда для отбеливания шёлка , шерсти и соломы , так как они разрушаются под воздействием хлора . Но в отличие от хлора оксид серы ( IV ) не разрушает красители , а лишь образует с ними непрочные , бесцветные соединения , которые разлагаются под действием тепла и света и первоначальная окраска растительного пигмента восстанавливается .

При 20°C в 1 объёме воды растворяется 39,4 объёма оксида серы ( IV ) , часть которой химически взаимодействует с водой и образуется двухосновная сернистая кислота средней силы :

 

SO2 + h3O ⇄  h3SO3 ⇄ H⁺ + HSO3   ⇄ 2H⁺ + SO3

 

Сернистая кислота нестойкая , существует только в водных растворах , при нагревании её раствора равновесие смещается влево и выделяется оксид серы ( IV ) .

В окислительно — восстановительных реакциях сернистая кислота обычно играет роль восстановителя и окисляется до серной кислоты :

    +4          0                          +6     — 1

h3SO3 + Cl2 + h3O = h3SO4 + 2HCl

 

Она постепенно окисляется до серной кислоты даже кислородом воздуха , но , взаимодействуя с более сильными восстановителями , например с сероводородом , сернистая кислота ведёт себя как окислитель и восстанавливается до свободной серы :

        +4          -2      0

h3SO3 + 2h3S = 3S↓ + 3h3O

 

Средние соли сернистой кислоты называют сульфитами ( например , Na2SO3 — сульфит натрия ) , а кислые гидросульфитами ( NaHSO3 — гидросульфит натрия ) . Сульфиты — также активные восстановители .

Тиосерная кислота h3S2O3 — неустойчивая даже в водных растворах и считается производным серной кислоты , в молекуле которой один атом кислорода замещён атомом серы .

Соли тиосерной кислоты — тиосульфаты более стойки . При кипячении раствора сульфита натрия с серой получается тиосульфат натрия , который при понижении температуры выкристаллизовывается в виде Na2S2O3 · 2h3O Сильные кислоты ( соляная кислота ) вытесняют из тиосульфатов тиосерную кислоту :

 

Na2S2O3 + 2HCl = h3S2O3 + 2NaCl

 

Которая разлагается с выделением двуокиси серы и свободной серы :

 

h3S2O3 = S↓+ SO2↑ + h3O

 

Тиосульфат натрия или гипосульфит широко использовался в применении в фотографии . Действие его как закрепителя основано на свойстве растворять неразложившийся бромид серебра с образованием комплексной соли :

 

AgBr + 2Na2S2O3 + Na3[Ag( S2O3 )2] + NaBr

 

Тиосульфат натрия легко окисляется хлором и бромом , (а также другими сильными окислителями ) до серной кислоты ( или сульфатов ) :

 

Na2S2O3 + 4Cl2 + 5h3O = 2h3SO4 + 6HCl + 2NaCl

 

На этой реакции основано применение тиосульфата натрия для удаления остатков хлора , кроме того он использовался в ветеринарии и медицине .

 

Оксид серы (VI )

Окисление оксида серы ( IV ) SO2 до оксида серы ( VI ) SO3 при обычных условиях протекает медленно , однако эта реакция ускоряется при нагревании  ( до 450°C ) в присутствии катализаторов ( мелко раздробленной платины , оксидов ванадия , хрома или железа ) .

Различают две модификации оксида серы ( VI ) .

Одна из них жидкая , плотностью 1,92 г/см³, кипит при 44,9°C , а при 16,8°C затвердевает в кристаллы , напоминающие лёд . Она состоит из ( SO3 )3 , т.е. состоит из циклических тримерных молекул и называется льдовидной модификацией , но при хранении SO3 полимеризуется :

 

xSO3 ⇄ ( SO3 )x

 

и получается асбестовидная модификация оксида серы ( VI ) , представляющие собой шелковистые кристаллы и состоящих из длинных цепей , образованных тетраэдрами SO4 .

Оксид серы ( VI ) жадно соединяется с водой , образуя серную кислоту :

SO3 + h3O = h3SO4

Статья на тему Оксид серы

Оксид серы(VI) — это… Что такое Оксид серы(VI)?

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

Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO₃ — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO

3.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ имеют плоское тригональное строение с симметрией D_3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.

Пространственная модель молекулы γ-SO₃

Твёрдый SO₃ существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO₃. α-форма SO₃ состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO₃, соединенных в плоские сетки у γ-SO₃ или в пространственные структуры у δ-SO₃. При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO

3. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H₂SO₄) вследствие высокой гигроскопичности SO₃. Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO₃ полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO₃ легко переходят друг в друга, и твердый SO₃ обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Получение

Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V₂O₅, Pt или NaVO₃):

Можно получить термическим разложением сульфатов:

или взаимодействием SO₂ с озоном:

Для окисления SO₂ используют также NO₂:

Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты.

Химические свойства

1. Кислотно-основные: SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоли, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.

Взаимодействует с основаниями:

и оксидами:

SO₃ растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

2. Окислительно-восстановительные: SO₃ характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

Применение

Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты.

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

Оксид серы(IV) — Википедия

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

Оксид серы
Систематическое наименование	Оксид серы(IV)
Хим. формула	SO2
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	64,054 г/моль
Плотность	0,002927 г/см³
Энергия ионизации	12,3 ± 0,1 эВ[1]
Т. плав.	−75,5 °C
Т. кип.	−10,01 °C
Энтальпия образования	−296,90 кДж/моль
Давление пара	3,2 ± 0,1 атм[1]
Растворимость в воде	11,5 г/100 мл
Рег. номер CAS	[7446-09-5]
PubChem	1119
Рег. номер EINECS	231-195-2
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E220
RTECS	WS4550000
ChEBI	18422, 45789, 45819 и 8992
ChemSpider	1087
Токсичность
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

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

Получение

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

2FeS2+5O2→2FeO+4SO2.{\displaystyle {\mathsf {2FeS_{2}+5O_{2}\rightarrow 2FeO+4SO_{2}}}.}

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:

Na2SO3+h3SO4→Na2SO4+h3SO3,{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{3}}},}

h3SO3→h3O+SO2↑.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}\rightarrow H_{2}O+SO_{2}\uparrow }}.}

Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне.

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

SO2+h3O⇄h3SO3.{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}SO_{3}}}.}

С щелочами образует сульфиты:

2NaOH+SO2→Na2SO3+h3O.{\displaystyle {\mathsf {2NaOH+SO_{2}\rightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O}}.}

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

SO2+Br2+2h3O→h3SO4+2HBr,{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+Br_{2}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}+2HBr}},}

SO2+I2+2h3O→h3SO4+2HI,{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+I_{2}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}+2HI}},}

2SO2+O2→Pt450oC2SO3,{\displaystyle {\mathsf {2SO_{2}+O_{2}{\xrightarrow[{Pt}]{450^{o}C}}2SO_{3}}},}

5SO2+2KMnO4+2h3O→2h3SO4+2MnSO4+K2SO4,{\displaystyle {\mathsf {5SO_{2}+2KMnO_{4}+2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}SO_{4}+2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}}},}

Fe2(SO4)3+SO2+2h3O→2FeSO4+2h3SO4.{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+SO_{2}+2H_{2}O\rightarrow 2FeSO_{4}+2H_{2}SO_{4}}}.}

Предпоследняя 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 SO₂оксидом углерода(II):

SO2+2CO→2CO2+S.{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2CO\rightarrow 2CO_{2}+S}}.}

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Ph4+SO2→HP(OH)2+S.{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+SO_{2}\rightarrow HP(OH)_{2}+S}}.}

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. При таком 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^[2]. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Токсическое 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.

Биологическая роль

Роль эндогенного сернистого газа в физиологии организма млекопитающих ещё окончательно не выяснена.^[3] 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.^[4]

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.^[5]

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.^[6]

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.^[7] 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.^[8]

Эндогенный сернистый газ также уменьшает повреждение миокарда, вызванное экспериментальной гиперстимуляцией адренорецепторов изопротеренолом, и повышает антиоксидантный резерв миокарда.^[9]

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^[10][11]. 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^[12]. 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^[13].

Примечания

1. ↑ ^{1 2} http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0575.html
2. ↑ Гордон А., Форд Р. Спутник химика / Пер. на русск. Е. Л. Розенберга, С. И. Коппель. — М.: Мир, 1976. — 544 с.
3. ↑ Liu, D.; Jin, H; Tang, C; Du, J. Sulfur dioxide: a novel gaseous signal in the regulation of cardiovascular functions (англ.) // Mini-Reviews in Medicinal Chemistry (англ.)русск. : journal. — 2010. — Vol. 10, no. 11. — P. 1039—1045. — PMID 20540708. Архивировано 26 апреля 2013 года.
4. ↑ Chen S, Zheng S, Liu Z, Tang C, Zhao B, Du J, Jin H. Endogenous sulfur dioxide protects against oleic acid-induced acute lung injury in association with inhibition of oxidative stress in rats. // Lab Invest.. — Feb 2015. — Т. 95, вып. 95(2), № 2. — С. 142—156. — DOI:10.1038/labinvest.2014.147. — PMID 25581610.
5. ↑ Tian H. Advances in the study on endogenous sulfur dioxide in the cardiovascular system. // Chin Med J. — Nov 2014. — Т. 127, вып. 127(21), № 21. — С. 3803—3807. — PMID 25382339.
6. ↑ Yang R, Yang Y, Dong X, Wu X, Wei Y. Correlation between endogenous sulfur dioxide and homocysteine in children with pulmonary arterial hypertension associated with congenital heart disease (кит.) // Zhonghua Er Ke Za Zhi. — Aug 2014. — 第52卷, 第52(8)期, 第8数. — 第625—629 页. — PMID 25224243.
7. ↑ Liu D, Huang Y, Bu D, Liu AD, Holmberg L, Jia Y, Tang C, Du J, Jin H. Sulfur dioxide inhibits vascular smooth muscle cell proliferation via suppressing the Erk/MAP kinase pathway mediated by cAMP/PKA signaling. // Cell Death Dis.. — May 2014. — Т. 5, вып. 5(5), № 5. — С. e1251. — DOI:10.1038/cddis.2014.229.. — PMID 24853429.
8. ↑ Wang XB, Jin HF, Tang CS, Du JB. The biological effect of endogenous sulfur dioxide in the cardiovascular system. // Eur J Pharmacol.. — 16 Nov 2011. — Т. 670, вып. 670(1), № 1. — DOI:10.1016/j.ejphar.2011.08.031. — PMID 21925165.
9. ↑ Liang Y, Liu D, Ochs T, Tang C, Chen S, Zhang S, Geng B, Jin H, Du J. Endogenous sulfur dioxide protects against isoproterenol-induced myocardial injury and increases myocardial antioxidant capacity in rats. // Lab Invest.. — Jan 2011. — Т. 91, вып. 91(1), № 1. — С. 12—23. — DOI:10.1038/labinvest.2010.156. — PMID 20733562.
10. ↑ Серный ангидрид, его воздействие на окружающую среду (неопр.). Дата обращения 21 ноября 2013.
11. ↑ Основы расчета нормативов пдв (неопр.). Дата обращения 21 ноября 2013.
12. ↑ Проблемы загрязнения атмосферы. Парниковый эффект. (неопр.). Дата обращения 21 ноября 2013.
13. ↑ Экологические кризисы (неопр.). Дата обращения 21 ноября 2013.

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.

Ссылки

Оксид серы(VI) — это… Что такое Оксид серы(VI)?

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

Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO₃ — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO₃.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ имеют плоское тригональное строение с симметрией D_3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.

Пространственная модель молекулы γ-SO₃

Твёрдый SO₃ существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO₃. α-форма SO₃ состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO₃, соединенных в плоские сетки у γ-SO₃ или в пространственные структуры у δ-SO₃. При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO₃. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H₂SO₄) вследствие высокой гигроскопичности SO₃. Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO₃ полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO₃ легко переходят друг в друга, и твердый SO₃ обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Получение

Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V₂O₅, Pt или NaVO₃):

Можно получить термическим разложением сульфатов:

или взаимодействием SO₂ с озоном:

Для окисления SO₂ используют также NO₂:

Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты.

Химические свойства

1. Кислотно-основные: SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоли, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.

Взаимодействует с основаниями:

и оксидами:

SO₃ растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

2. Окислительно-восстановительные: SO₃ характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

Применение

Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты.

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

Двуокись серы — это… Что такое Двуокись серы?

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый 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 сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Получение

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

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ + Q.

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SO₃.

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑.

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

2H₂SO_{4 (конц.)} + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне

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

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃.

Со щелочами образует сульфиты:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O.

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

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr,

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V₂O₅ и температура 450°),

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

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃^2- и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂оксидом углерода(II):

SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH₃ + SO₂ → H(PH₂O₂) + S↓

Применение

В пищевой промышленности диоксид серы используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220.

Физиологическое действие

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

• ПДК максимально-разового воздействия — 0,5 мг/м³

Дополнительные сведения о токсичности

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна как у людей, так и у растений. Наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — сосна и ель. Наиболее чувствительными к SO₂ являются розы. При попадании на них сернистого газа они моментально белеют.

Wikimedia Foundation. 2010.

Оксид серы (IV) — это… Что такое Оксид серы (IV)?

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый 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 сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Получение

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

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ + Q.

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SO₃.

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑.

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

2H₂SO_{4 (конц.)} + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне

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

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃.

Со щелочами образует сульфиты:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O.

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

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr,

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V₂O₅ и температура 450°),

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

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃^2- и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂оксидом углерода(II):

SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH₃ + SO₂ → H(PH₂O₂) + S↓

Применение

В пищевой промышленности диоксид серы используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220.

Физиологическое действие

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

• ПДК максимально-разового воздействия — 0,5 мг/м³

Дополнительные сведения о токсичности

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна как у людей, так и у растений. Наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — сосна и ель. Наиболее чувствительными к SO₂ являются розы. При попадании на них сернистого газа они моментально белеют.

Wikimedia Foundation. 2010.