Описать и свойства сульфур (4) оксид

Получение

Промышленный 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:

2H2SO4 (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 SO32- и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора) .

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

SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH3 + SO2 → H(PH2O2) + S↓