Štruktúra molekuly SO2
Štruktúra molekuly SO2 je podobná štruktúre molekuly ozónu. Atóm síry je v stave hybridizácie sp2, tvar orbitálov je pravidelný trojuholník, tvar molekuly je hranatý. Atóm síry má nezdieľaný elektrónový pár. Dĺžka väzby S-O je 0,143 nm, uhol väzby je 119,5°.
Štruktúra zodpovedá nasledujúcim rezonančným štruktúram:
Na rozdiel od ozónu je multiplicita väzby S–O 2, t.j. hlavný príspevok má prvá rezonančná štruktúra. Molekula sa vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Zlúčeniny síry +4 - vykazujú redoxnú dualitu, ale s prevahou redukčných vlastností.
1. Interakcia SO2 s kyslíkom
2S + 402 + 02S + 60
2. Keď SO2 prechádza cez kyselinu sírovodíkovú, tvorí sa síra.
S+4О2 + 2Н2S-2 → 3So + 2 Н2О
4 S+4 + 4 → So 1 - okysličovadlo (redukcia)
S-2 - 2 → So 2 - redukčné činidlo (oxidácia)
3. Kyselina sírová sa pomaly oxiduje vzdušným kyslíkom na kyselinu sírovú.
2H2S+403 + 2H2H2S+60
4 S+4 - 2 → S+6 2 - redukčné činidlo (oxidácia)
O + 4 → 2O-2 1 - oxidačné činidlo (redukcia)
Potvrdenie:
1) oxid sírový (IV) v priemysle:
horiaca síra:
pyritové vypaľovanie:
4FeS2 + 1102 = 2Fe203
v laboratóriu:
Na2S03 + H2SO4 = Na2S04 + S02 + H2O
Oxid siričitý bráni kvaseniu, uľahčuje vyzrážanie škodlivín, odrezkov hroznového tkaniva s patogénnou mikroflórou a umožňuje alkoholovú fermentáciu na čistých kultúrach kvasiniek za účelom zvýšenia výťažnosti etylalkohol a zlepšenie zloženia iných produktov alkoholového kvasenia.
Úloha oxidu siričitého sa tak neobmedzuje len na antiseptické účinky zlepšujúce životné prostredie, ale zasahuje aj do zlepšovania technologických podmienok fermentácie a skladovania vína.
Tieto podmienky pri správnom používaní oxidu siričitého (obmedzujúce dávkovanie a dobu kontaktu so vzduchom) vedú k zvýšeniu kvality vín a štiav, ich vône, chuti, ako aj priehľadnosti a farby – vlastností spojených s tzv. odolnosť vína a šťavy voči zákalu.
Oxid siričitý je najbežnejšou látkou znečisťujúcou ovzdušie. Vypúšťajú ho všetky elektrárne pri spaľovaní fosílnych palív. Oxid siričitý môžu emitovať aj podniky hutníckeho priemyslu (zdrojom je koksovateľné uhlie), ako aj celý rad chemických odvetví (napríklad výroba kyseliny sírovej). Vzniká pri rozklade aminokyselín obsahujúcich síru, ktoré boli súčasťou bielkovín starých rastlín, ktoré tvorili ložiská uhlia, ropy, ropných bridlíc.
Nájde uplatnenie v bieliarenskom priemysle rôzne produkty: látka, hodváb, papierová drť, perie, slama, vosk, štetiny, konské vlasy, produkty na jedenie, na dezinfekciu ovocia a konzerv a pod. Ako vedľajší produkt S. g. vzniká a uvoľňuje sa do ovzdušia pracovných priestorov v mnohých priemyselných odvetviach: kyselina sírová, celulóza, pri pražení rúd s obsahom sírne kovy, v moriakoch v kovopriestoroch, pri výrobe skla, ultramarínu a pod., veľmi často sa PG nachádza vo vzduchu kotolní a popolníc, kde vzniká pri spaľovaní uhlia s obsahom síry.
Po rozpustení vo vode je slabý a nestabilný kyselina sírová H2SO3 (existuje iba v vodný roztok)
SO2 + H2O ↔ H2SO3
Kyselina sírová sa disociuje v krokoch:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (prvý stupeň, vzniká hydrosulfit - anión)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (druhý stupeň, vzniká siričitanový anión)
H2SO3 tvorí dve série solí – stredné (siričitany) a kyslé (hydrosiričitany).
Kvalitatívna reakcia na soli kyseliny sírovej je interakcia soli so silnou kyselinou, zatiaľ čo plyn SO2 sa uvoľňuje so štipľavým zápachom:
Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O
Oxid sírový (oxid siričitý, oxid siričitý, oxid siričitý) je bezfarebný plyn, ktorý má normálnych podmienkach ostrý charakteristický zápach (podobný vôni zapálenej zápalky). Pod tlakom pri izbovej teplote skvapalňuje. Oxid siričitý je rozpustný vo vode a vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Táto látka je tiež rozpustná v kyseline sírovej a etanole. Toto je jedna z hlavných zložiek, ktoré tvoria sopečné plyny.
Oxid siričitý
Získavanie SO2 - oxidu siričitého - priemyselne spočíva v spaľovaní síry alebo pražení sulfidov (používa sa najmä pyrit).
4FeS2 (pyrit) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (oxid siričitý).
V laboratóriu možno oxid siričitý získať pôsobením silných kyselín na hydrosiričitany a siričitany. V tomto prípade sa výsledná kyselina siričitá okamžite rozkladá na vodu a oxid siričitý. Napríklad:
Na2SO3 + H2SO4 (kyselina sírová) = Na2SO4 + H2SO3 (kyselina sírová).
H2SO3 (kyselina sírová) = H2O (voda) + SO2 (plyn sírový).
Tretím spôsobom získania oxidu siričitého je účinok koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní na málo aktívne kovy. Napríklad: Cu (meď) + 2H2SO4 (kyselina sírová) = CuSO4 (síran meďnatý) + SO2 (oxid siričitý) + 2H2O (voda).
Chemické vlastnosti oxidu siričitého
Vzorec pre oxid siričitý je SO3. Táto látka patrí medzi kyslé oxidy.
1. Oxid siričitý sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyseliny sírovej. Za normálnych podmienok je táto reakcia reverzibilná.
SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda) = H2SO3 (kyselina sírová).
2. S alkáliami tvorí oxid siričitý siričitany. Napríklad: 2NaOH (hydroxid sodný) + SO2 (oxid siričitý) = Na2SO3 (siričitan sodný) + H2O (voda).
3. Chemická aktivita oxidu siričitého je pomerne vysoká. Najvýraznejšie redukčné vlastnosti oxidu siričitého. Pri takýchto reakciách sa zvyšuje oxidačný stav síry. Napríklad: 1) SO2 (oxid siričitý) + Br2 (bróm) + 2H2O (voda) = H2SO4 (kyselina sírová) + 2HBr (bromovodík); 2) 2SO2 (oxid siričitý) + O2 (kyslík) = 2SO3 (siričitan); 3) 5SO2 (oxid siričitý) + 2KMnO4 (manganistan draselný) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (kyselina sírová) + 2MnSO4 (síran manganatý) + K2SO4 (síran draselný).
Posledná reakcia je príklad kvalitatívna reakcia na SO2 a SO3. dochádza k fialovému sfarbeniu).
4. V prítomnosti silných redukčných činidiel môže oxid siričitý vykazovať oxidačné vlastnosti. Napríklad na extrakciu síry z odpadových plynov v hutníckom priemysle sa používa redukcia oxidu siričitého oxidom uhoľnatým (CO): SO2 (oxid siričitý) + 2CO (oxid uhoľnatý) = 2CO2 + S (síra).
Na získanie kyseliny fosforečnej sa využívajú aj oxidačné vlastnosti tejto látky: PH3 (fosfín) + SO2 (sírový plyn) = H3PO2 (kyselina fosforečná) + S (síra).
Kde sa používa oxid siričitý?
Oxid siričitý sa používa hlavne na výrobu kyseliny sírovej. Používa sa aj pri výrobe nízkoalkoholických nápojov (víno a iné nápoje strednej triedy cenovej kategórii). Kvôli vlastnosti tohto plynu zabíjať rôzne mikroorganizmy sú ním sklady a sklady zeleniny fumigované. Okrem toho sa oxid sírový používa na bielenie vlny, hodvábu, slamy (tých materiálov, ktoré sa nedajú bieliť chlórom). V laboratóriách sa oxid siričitý používa ako rozpúšťadlo a na získanie rôznych solí kyseliny sírovej.
Fyziologický vplyv
Oxid siričitý má silné toxické vlastnosti. Príznaky otravy sú kašeľ, nádcha, zachrípnutý hlas, zvláštna chuť v ústach, silná bolesť hrdla. Inhalácia oxidu siričitého vo vysokých koncentráciách spôsobuje ťažkosti s prehĺtaním a dusením, poruchy reči, nevoľnosť a vracanie, rozvoj akútny edém pľúca.
MAC pre kyslý plyn:
- v interiéri - 10 mg/m³;
- priemerné denné maximum jednorazovo v atmosférickom vzduchu - 0,05 mg/m³.
Citlivosť na oxid siričitý sa líši medzi jednotlivcami, rastlinami a zvieratami. Napríklad spomedzi stromov sú najodolnejšie dub a breza a najmenej smrek a borovica.
Oxid sírový (IV) má kyslé vlastnosti, ktoré sa prejavujú pri reakciách s látkami, ktoré vykazujú zásadité vlastnosti. Kyslé vlastnosti sa prejavujú pri interakcii s vodou. V tomto prípade sa vytvorí roztok kyseliny sírovej:
Oxidačný stav síry v oxide siričitom (+4) určuje redukčné a oxidačné vlastnosti oxidu siričitého:
vo-tel: S + 4 - 2e => S + 6
okt: 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 => S0 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 disociuje sa v krokoch. Keď sa ku kyseline sírovej pridá zásada, vytvoria sa soli. Kyselina sírová poskytuje dve série solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity.
Oxid sírový
Oxid sírový má kyslé vlastnosti. Prudko reaguje s vodou a uvoľňuje sa veľké množstvo teplo. Táto reakcia sa využíva na získanie najdôležitejšieho produktu chemického priemyslu – kyseliny sírovej.
SO3 + H2O = H2S04
Keďže síra v oxide sírovom má najvyšší stupeň oxidáciu, potom oxid sírový (VI) vykazuje oxidačné vlastnosti. Napríklad oxiduje halogenidy, nekovy s nízkou elektronegativitou:
2SO3 + C = 2SO2 + CO2
S+6 + 2e => S+4 2
CO - 4e => C+4 2
Kyselina sírová reaguje tri typy: acidobázická, iónová výmena, redox. 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 stredné soli (sírany) aj kyslé soli (hydrosírany).
Reakcie výmeny iónov
Kyselina sírová sa vyznačuje iónomeničovými reakciami. Súčasne interaguje s roztokmi solí, pričom vytvára zrazeninu, slabú kyselinu alebo uvoľňuje plyn. Tieto reakcie prebiehajú rýchlejšie pri použití 45% alebo ešte viac zriedenej kyseliny sírovej. K vývoju plynu dochádza pri reakciách so soľami nestabilných kyselín, ktoré sa rozkladajú za vzniku plynov (uhličité, sírové, sírovodíkové) alebo za vzniku prchavých kyselín, ako je chlorovodíková.
Redoxné reakcie
Kyselina sírová najjasnejšie prejavuje svoje vlastnosti v redoxných reakciách, pretože síra v jej zložení má najvyšší oxidačný stav +6. Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej možno nájsť pri reakcii napríklad s meďou.
V molekule kyseliny sírovej sú dva oxidačné prvky: atóm síry s S.O. +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.
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. Zrážanie aerosólu kyseliny sírovej z dymových svetlíc chemických podnikov sa častejšie pozoruje 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 využíva na identifikáciu kyseliny sírovej a rozpustných síranov.
Kyselina sírová existuje iba v roztoku. Oxid sírový má kyslé vlastnosti. Táto reakcia sa využíva na získanie najdôležitejšieho produktu chemického priemyslu – kyseliny sírovej. Pretože síra v oxide sírovom má najvyšší oxidačný stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidačné vlastnosti.
Otázka: Čo Chemické vlastnosti kyselina poznáš? Používa sa aj ako konzervačný prostriedok ( potravinový doplnok E220). Keďže tento plyn zabíja mikroorganizmy, sklady zeleniny a sklady sú ním fumigované. Pyrometalurgické podniky neželezných a metalurgia železa, ako aj tepelné elektrárne ročne vypúšťajú do atmosféry desiatky miliónov ton anhydridu kyseliny sírovej. 4. Samooxidačné-samoliečivé reakcie síry sú možné aj vtedy, 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, 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. Používa sa síran meďnatý CuSO4 5H2O poľnohospodárstvo na kontrolu škodcov a chorôb rastlín.
Zlúčeniny síry s oxidačným stavom +1
3. Napíšte reakčné rovnice, ktoré charakterizujú vlastnosti zriedenej kyseliny sírovej ako elektrolytu. Plastová síra má tmavú farbu a tiahne sa ako guma. Proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilný. Tepelné účinky chemických reakcií. Periodická zmena vlastností oxidov, hydroxidov, zlúčenín vodíka chemické prvky. 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 vápnikovými kanálmi citlivými na ATP a vápnikovými kanálmi 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 navzájom ľahko miešajú a tuhý S03 zvyčajne pozostáva zo zmesi rôzne formy, ktorého relatívny obsah závisí od podmienok na získanie anhydridu kyseliny sírovej.
Železný vitriol 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 disociuje sa v krokoch. Kyselina sírová vstupuje do reakcií troch typov: acidobázická, iónomeničová, redoxná.
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 (uhličité, sírové, sírovodíkové) alebo za vzniku prchavých kyselín, ako je chlorovodíková.
Pozor! Ukážka snímky slúži len na informačné účely a nemusí predstavovať celý rozsah prezentácie. Úloha: 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 bieli organické farbivá a používa sa na bielenie hodvábu, vlny a slamy. Koncentrovaná kyselina sírová sa používa na čistenie ropných produktov od síry a nenasýtených Organické zlúčeniny. Pre svoju vysokú hygroskopickosť sa používa na sušenie plynov, na koncentrovanie kyseliny dusičnej.
Sírovodík a sulfidy. Keď sa sírovodík rozpustí vo vode, vytvorí sa slabá kyselina sírová, ktorej soli sa nazývajú sulfidy. Soli kyseliny sírovej, ako dvojsýtne, môžu byť stredné - siričitany, napríklad siričitan sodný Na2S03, a kyslé - hydrosiričitany, napríklad hydrosiričitan 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. Oxid siričitý je jedným z hlavných plynov znečisťujúcich ovzdušie, pretože vzniká vo veľkých množstvách ako odpad.
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá
Oxid sírový (IV), alebo oxid siričitý, za normálnych podmienok, bezfarebný plyn s prenikavým 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 pôsobením silných kyselín na ne:
Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + S02 + H20 2NaHS03 + H2S04 \u003d Na2S04 + 2SO2 + 2H202HS0 - 3 + 2H + \u003d 2S02 + 2H20
2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Cu + 4H + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Oxid síry (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:
4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnatých rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):
4FeS2 + 11O2 \u003d 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 nezdieľaného elektrónového páru síry dáva molekule hranatý 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) je vysvetlená skutočnosťou, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto môže byť pri získaní 2 elektrónov oxidovaná na S +6 a prijatím 4 elektrónov sa môže redukovať 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 kyselina sírová 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; pri odstraňovaní S02 (prefukovanie cez roztok dusíka alebo zahrievanie) reakcia postupuje smerom k východiskovým látkam. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.
Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. Disociuje sa v roztoku postupne:
H2S03 "H+ + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 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 \u003d Na2S03 + 2H20
Hydrosulfity sa získavajú s nedostatkom alkálií:
H2S03 + NaOH \u003d NaHS03 + H20
Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.
1. Takže pôsobením kyslíka sa siričitany oxidujú na sírany:
2Na2S +403 + O02 \u003d 2Na2S +6 O -2 4
Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:
5H 2 S +4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 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 prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:
Soli kyseliny sírovej rozpúšťajú takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov.
3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pôsobením kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri získavaní SO 2 v laboratóriu:
NaHS03 + H2S04 \u003d Na2S04 + SO2 + H20
4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa v roztoku zvyšuje koncentrácia OH - - iónov:
Na2S03 + NON "NaHS03 + NaOH
Aplikácia
Oxid sírový (IV) a kyselina sírová odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo na svetle opäť rozložiť, v dôsledku čoho sa obnoví farba. Preto je bieliaci účinok S02 a H2S03 odlišný od bieliaceho účinku chlóru. Zvyčajne oxid sírový (IV) bieli vlnu, hodváb a slamu.
Oxid sírový (IV) zabíja mnohé mikroorganizmy. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa tiež pri preprave a skladovaní ovocia a bobúľ. Vo veľkých množstvách sa oxid sírový IV) používa na výrobu kyseliny sírovej.
Významnou aplikáciou je roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový výluh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.