ДВООКИС СІРКИ (SO2): СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, ВИКОРИСТАННЯ, РИЗИКИ - ХІМІЯ - 2025

Діоксид сірки є газоподібне неорганічне з'єднання , що складається з сірки (S) і кисень (O), і його хімічна формула SO ₂ . Це безбарвний газ з дратівливим і задушливим запахом. Крім того, він розчинний у воді, утворюючи кислотні розчини. Вулкани викидають його в атмосферу під час вивержень.

Це частина біологічного та геохімічного циклу сірки, але вона виробляється у великих кількостях за допомогою певних видів діяльності людини, таких як переробка нафти та спалювання викопного палива (наприклад, вугілля чи дизельне паливо).

Двоокис сірки SO ₂ викидається вулканами під час вивержень. Брокен Інаглорі. Джерело: Wikimedia Commons.

SO ₂ - відновник, який дозволяє паперовій пульпі залишатися білою після відбілювання іншими сполуками. Він також служить для видалення слідів хлору у воді, обробленій цією хімічною речовиною.

Він використовується для консервації деяких видів їжі, для дезінфекції ємностей, де виробляється ферментація виноградного соку для отримання вина або ячменю для виготовлення пива.

Він також використовується як фунгіцид у сільському господарстві, для отримання сірчаної кислоти, як розчинник та як проміжний продукт у хімічних реакціях.

Присутність SO ₂ в атмосфері є шкідливим для багатьох рослин, у воді він впливає на рибу, а також є одним із тих, хто відповідає за "кислотний дощ", який роз'їдає матеріали, створені людиною.

Будова

Молекула діоксиду сірки симетрична і утворює кут. Кут обумовлений тим, що SO ₂ має одиноку пару електронів, тобто електрони, які не утворюють зв’язку з будь-яким атомом, але є вільними.

Структура Льюїса діоксиду сірки там, де спостерігається його кутова форма та пара вільних електронів. WhittleMario. Джерело: Wikimedia Commons.

Номенклатура

- Діоксид сірки

- ангідрид сірки

- Оксид сірки.

Властивості

Фізичний стан

Безбарвний газ.

Молекулярна маса

64,07 г / моль

Точка плавлення

-75,5 ºC

Точка кипіння

-10,05 ºC

Щільність

Газ: 2,26 при 0 ° С (відносно повітря, тобто щільність повітря = 1). Це означає, що він важчий за повітря.

Рідина: від 1,4 до -10 ° С (відносно води, тобто густина води = 1).

Розчинність

Розчинний у воді: 17,7% при 0 ° С; 11,9% при 15 ° С; 8,5% при 25 ° С; 6,4% при 35 ° С.

Розчинний у етанолі, діетиловому ефірі, ацетоні та хлороформі. Він менш розчинний у неполярних розчинниках.

рН

Водні розчини SO ₂ є кислими.

Хімічні властивості

SO ₂ є потужним відновлюючим і окислюючим агентом. У присутності повітря та каталізатора він окислюється до SO ₃ .

SO ₂ + O ₂ → SO ₃

Одинокі пари електронів змушують його іноді поводитись як основа Льюїса, іншими словами, він може реагувати з сполуками там, де є атом, якому не вистачає електронів.

Якщо SO ₂ у вигляді газу і сухий, він не атакує залізо, сталь, мідно-нікелеві сплави або нікель-хром-залізо. Однак якщо він знаходиться в рідкому або вологому стані, він спричинює корозію цих металів.

Рідкий SO ₂ з 0,2% води або більше виробляє сильну корозію до заліза, латуні та міді. Він є агресивним до алюмінію.

Коли рідина може також напасти на деякі пластмаси, каучуки та покриття.

Водні SO-розчини

SO ₂ дуже розчинний у воді. Довгий час вважалося, що у воді вона утворює сірчану кислоту H ₂ SO ₃ , але існування цієї кислоти не було продемонстровано.

У розчинах SO ₂ у воді трапляються такі рівноваги:

SO ₂ + H ₂ O ⇔ SO ₂ .H ₂ O

SO ₂ .H ₂ O ⇔ HSO ₃ ^- + H ₃ O ⁺

HSO ₃ ^- + H ₂ O ⇔ SO ₃ ^2- + H ₃ O ⁺

Де HSO ₃ ^- іон бісульфіту, а SO ₃ ^2- - іон сульфіту. Сульфітний іон SO ₃ ^2- утворюється головним чином при додаванні лугу до розчину SO ₂ .

Водні розчини SO ₂ мають відновні властивості, особливо якщо вони лужні.

Інші властивості

- Він надзвичайно стійкий проти спеки, навіть до 2000 ° C.

- Це не горюче.

Отримання

SO ₂ отримують при спалюванні сірки (S) у повітрі, хоча також утворюються невеликі кількості SO ₃ .

S + O ₂ → SO ₂

Він також може бути отриманий нагріванням різних сульфідів у повітрі, спалюванням піритових мінералів та мінералів, що містять сульфіді, серед інших.

Що стосується піриту заліза при окисленні, оксид заліза (iii) та SO _{2 отримують} :

4 FeS ₂ + 11 O ₂ → 2 Fe ₂ O ₃ + 8 SO ₂ ↑

Присутність у природі

SO ₂ викидається в атмосферу активністю вулканів (9%), але це також спричинено іншими природними видами діяльності (15%) та діями людини (76%).

Вибухові вулканічні виверження спричиняють значні річні коливання або коливання SO ₂ в атмосфері. За оцінками, 25% SO _{2, що} викидається вулканами, змивається дощем до досягнення стратосфери.

Природні джерела найбільш поширені і обумовлені біологічним циклом сірки.

У міських та промислових районах переважають людські джерела. Основна діяльність людини, яка її виробляє, - це спалювання викопних палив, таких як вугілля, бензин та дизельне паливо. Інші людські джерела - це переробки нафти, хімічні заводи та видобуток газу.

Людська діяльність, наприклад спалювання вугілля для електрики, є джерелом забруднення SO ₂ . Адрем68. Джерело: Wikimedia Commons.

У ссавців він виробляється ендогенно, тобто в організмі тварин і людини завдяки метаболізму сірковмісних амінокислот (S), особливо L-цистеїну.

Програми

При виробництві сірчаної кислоти

Одне з найважливіших застосувань SO ₂ полягає в отриманні сірчаної кислоти H ₂ SO ₄ .

2 SO ₂ + 2 H ₂ O + O ₂ → 2 H ₂ SO ₄

У харчовій промисловості

Діоксид сірки використовується як консервант і стабілізатор їжі, як засіб для контролю вологи, а також як модифікатор смаку та текстури в деяких харчових продуктах.

Він також використовується для дезінфекції обладнання, яке контактує з продуктами харчування, ферментаційним обладнанням, наприклад, на пивоварнях та виноробних заводах, харчових контейнерах тощо.

Це дозволяє зберегти фрукти та овочі, збільшує їхнє життя на полиці супермаркету, запобігає втраті кольору та смаку та допомагає утримувати вітамін С (аскорбінова кислота) та каротини (попередники вітаміну А).

Сухофрукти зберігаються без грибів та бактерій завдяки SO ₂ . Автор: Ізабель Роденас. Джерело: Pixabay.com

Його використовують для консервації вина, оскільки він знищує бактерії, грибки та небажані дріжджі. Він також використовується для стерилізації та запобігання утворенню нітрозамінів у пиві.

Устаткування для бродіння ячменю для отримання пива стерилізують SO ₂ . Автор: Чердадеббі. Джерело: Pixabay.

Він також використовується для замочування ядер кукурудзи, для відбілювання цукрового буряка, а також як протимікробний засіб при виробництві кукурудзяного сиропу з високим вмістом фруктози.

Як розчинник і реагент

Він широко використовується як неводний розчинник. Хоча це не іонізуючий розчинник, він корисний як розчинник, що не містить протонів, для певних аналітичних застосувань та хімічних реакцій.

Застосовується як розчинник та реагент в органічному синтезі, проміжний продукт у виробництві інших сполук, таких як діоксид хлору, ацетилхлорид та при сульфуванні масел.

Як відновник

Його використовують як відновник, незважаючи на те, що він не такий сильний, а в лужному розчині утворюється іон сульфіту, який є більш енергійним відновлювачем.

У різних додатках

SO ₂ також використовується:

- У сільському господарстві як фунгіцид і консервант для винограду після збору врожаю.

- для виготовлення гідросульфітів.

- відбілити деревну целюлозу та папір, оскільки це дозволяє стабілізувати м’якоть після відбілювання перекисом водню H ₂ O ₂ ; SO ₂ працює, знищуючи решту H ₂ O ₂ і тим самим підтримуючи яскравість м’якоті, оскільки H ₂ O ₂ може викликати повернення яскравості.

- Відбілити текстильні волокна та плетені вироби.

- Обробляти воду, оскільки вона усуває залишковий хлор, який залишається після хлорування питної, стічної та промислової води.

- при рафінуванні мінералів і металів, як відновлювача заліза при переробці мінералу.

- при переробці нафти для уловлювання кисню та уповільнення корозії, а також як розчинник для вилучення.

- Як антиоксидант.

- Як нейтралізатор лугу у виробництві скла.

- У літієвих батареях як окислювач.

Ефекти ОС

Дослідження показали, що ендогенний або вироблений організмом SO ₂ сприятливо впливає на серцево-судинну систему, включаючи регуляцію роботи серця та розслаблення судин.

Коли в організмі виробляється SO ₂ , він перетворюється на його похідні бісульфіту HSO ₃ ^- і сульфіту SO ₃ ^2- , які чинять вазорелаксантну дію на артерії.

Ендогенний SO ₂ знижує гіпертонію, запобігає розвитку атеросклерозу, захищає серце від пошкодження міокарда. Він також має антиоксидантну дію, пригнічує запалення та апоптоз (запрограмована загибель клітин).

З цих причин вважається, що можлива нова терапія серцево-судинних захворювань.

Серце може отримати користь від SO _{2, що} виробляється організмом. Автор: OpenClipart-Vectors. Джерело: Pixabay.

Ризики

- Вплив газоподібних SO ₂ може призвести до опіків очей, шкіри, горла та слизових оболонок, пошкодження бронхів та легенів.

- Деякі дослідження повідомляють, що це потенційний ризик пошкодження генетичного матеріалу клітин ссавців та людини.

- Це роз’їдає. Він не горючий.

Екотоксичність

Двоокис сірки - найпоширеніший забруднюючий газ в атмосфері, особливо в міських та промислових районах.

Його присутність в атмосфері сприяє так званому «кислотному дощу», шкідливому для водних організмів, риб, наземної рослинності та корозії для людських матеріалів.

Пам'ятник пошкоджений кислотним дощем. Ніно Барб’єрі. Джерело: Wikimedia Commons.

SO ₂ токсичний для риб. Зелені рослини надзвичайно чутливі до атмосферного SO ₂ . Люцерна, бавовна, ячмінь та пшениця пошкоджуються при низькому рівні навколишнього середовища, тоді як картопля, цибуля та кукурудза набагато стійкіші.

Наслідки вживання її в їжу разом з їжею

Хоча це нешкідливо для здорових людей, при використанні в концентраціях, рекомендованих уповноваженими органами охорони здоров'я, SO ₂ може викликати астму у чутливих людей, які вживають її разом з їжею.

Чутливі люди можуть страждати на астму при вживанні їжі з невеликою кількістю SO ₂ . Сурай у Вікіпедії Малаялам. Джерело: Wikimedia Commons.

Їжа, яка зазвичай її містить, - це сухофрукти, штучні безалкогольні напої та алкогольні напої.

Список літератури

1. Національна медична бібліотека США. (2019). Діоксид сірки. Відновлено з pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Huang, Y. та ін. (2016). Ендогенний діоксид сірки: новий член сім’ї газотрансмітерів у серцево-судинній системі. Оксид Мед Клітин Лонгєв. 2016 рік; 2016: 8961951. Відновлено з ncbi.nlm.nih.gov.
3. Коттон, Ф. Альберт і Вілкінсон, Джеффрі. (1980). Розширена неорганічна хімія. Четверте видання. Джон Вілі та сини.
4. Windholz, M. та ін. (редактори) (1983). Індекс Мерка. Енциклопедія хімічних речовин, лікарських засобів та біологічних препаратів. Десяте видання. Merck & CO., Inc.
5. Пан, X. (2011). Оксиди сірки: джерела, експозиція та вплив на здоров'я. Вплив оксидів сірки на здоров'я. В Енциклопедії охорони здоров'я навколишнього середовища. Відновлено з sciencedirect.com.
6. Tricker, R. and Tricker, S. (1999). Забруднювачі та забруднення. Діоксид сірки. В екологічних вимогах до електромеханічного та електронного обладнання. Відновлено з sciencedirect.com.
7. Bleam, W. (2017). Кислотно-лужна хімія. Оксиди сірки. У ґрунті та хімії навколишнього середовища (друге видання). Відновлено з sciencedirect.com.
8. Freedman, BJ (1980). Двоокис сірки в продуктах харчування та напоях: його використання в якості консерванту та вплив на астму. Br J Dis скриня. 1980; 14 (2): 128–34. Відновлено з ncbi.nlm.nih.gov.
9. Крейг, К. (2018). Огляд хімії, використання пестицидів та екологічної долі діоксиду сірки, як використовується в Каліфорнії. У відгуках про забруднення навколишнього середовища та токсикологію. Том 246. Відновлено з link.springer.com.