Oxid siričitý vzniká pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku. Získava sa tiež kalcináciou sulfidov kovov, ako sú pyrity železa, na vzduchu („spaľovanie“):

Touto reakciou sa obvykle priemyselne získava oxid siričitý (iné priemyselné spôsoby výroby pozri 9 § 131).

Oxid siričitý je bezfarebný plyn („oxid siričitý“) so silným zápachom horkej síry. Pomerne ľahko kondenzuje na bezfarebnú kvapalinu, vrúcu pri . Pri odparovaní kvapaliny dochádza k silnému poklesu teploty (na ).

Oxid siričitý je vysoko rozpustný vo vode (asi 40 objemov na 1 objem vody pri ); v tomto prípade dochádza k čiastočnej reakcii s vodou a vzniká kyselina sírová:

Oxid siričitý je teda anhydridom kyseliny sírovej. Pri zahrievaní sa rozpustnosť znižuje a rovnováha sa posúva doľava; postupne sa z roztoku opäť uvoľní všetok oxid siričitý.

Molekula je konštruovaná podobne ako molekula ozónu. Jadrá jej základných atómov tvoria rovnoramenný trojuholník:

Tu je atóm síry, podobne ako centrálny atóm kyslíka v molekule ozónu, v stave -hybridizácie a uhol je blízko . -Orbitál atómu síry, orientovaný kolmo na rovinu molekuly, sa nezúčastňuje hybridizácie. Vďaka týmto orbitálnym a podobne orientovaným -orbitálom atómov kyslíka vzniká trojstredová -väzba; elektrónový pár, ktorý ho vykonáva, patrí všetkým trom atómom molekuly.

Oxid siričitý sa používa na výrobu kyseliny sírovej a tiež (v oveľa menšom množstve) na bielenie slamy, vlny, hodvábu a ako dezinfekčný prostriedok (na ničenie plesní v pivniciach, pivniciach, sudoch na víno, fermentačných nádržiach).

Kyselina sírová- veľmi slabé spojenie. Je známy len vo vodných roztokoch. Pri pokuse o oddelenie kyseliny sírovej sa rozkladá na vodu. Napríklad, keď koncentrovaná kyselina sírová pôsobí na siričitan sodný, namiesto kyseliny sírovej sa uvoľňuje oxid siričitý:

Roztok kyseliny sírovej musí byť chránený pred prístupom vzduchu, inak absorbuje kyslík zo vzduchu a pomaly oxiduje na kyselinu sírovú:

Kyselina sírová je dobré redukčné činidlo. Napríklad redukuje voľné halogény na halogenovodík:

Pri interakcii so silnými redukčnými činidlami však môže kyselina sírová zohrávať úlohu oxidačného činidla. Takže jeho reakcia so sírovodíkom prebieha hlavne podľa rovnice:

Keďže je kyselina sírová dvojsýtna, tvorí dve série solí. Jeho priemerné soli sa nazývajú siričitany, kyslé - hydrosulfity.

Rovnako ako kyselina, siričitany a hydrosulfity sú redukčné činidlá. Keď sa oxidujú, získajú sa soli kyseliny sírovej.

Pri kalcinácii sa siričitany najaktívnejších kovov rozkladajú za vzniku sulfidov a síranov (samooxidácia – samoliečiaca reakcia):

Siričitany draselné a sodné sa používajú na bielenie určitých materiálov, v textilnom priemysle na farbenie látok a vo fotografii. Roztok (táto soľ existuje len v roztoku) sa používa na spracovanie dreva na takzvanú sulfitovú buničinu, z ktorej sa potom získava papier.

Späť dopredu

Pozor! Ukážky snímok slúžia len na informačné účely a nemusia predstavovať všetky funkcie prezentácie. Ak vás táto práca zaujala, stiahnite si plnú verziu.

Vzdelávanie:

Vytvárať podmienky pre mravnú a estetickú výchovu žiakov k životnému prostrediu, schopnosť práce vo dvojici pri sebaanalýze kontrolných úsekov a testov.

vývojové:

rozvíjať schopnosť pracovať v atmosfére hľadania, kreativity, dať každému študentovi príležitosť dosiahnuť úspech; schopnosť sebahodnotenia činností v triede;

Všeobecné vzdelanie:

organizovať aktivity študentov, aby sa naučili:

• vedomosti
: chemické vlastnosti a metódy výroby oxidu siričitého a kyseliny siričitej;
• zručnosti
: zapisovať rovnice chemické reakcie, charakterizujúce chemické vlastnosti kyseliny sírovej a jej solí v iónovej a redoxnej forme.

Počas vyučovania

I. Organizačný moment.

II. Učenie nového materiálu:

1. Štruktúra:

SO 2 (oxid siričitý, oxid sírový (IV)), molekulový vzorec

Štrukturálny vzorec

2. Fyzikálne vlastnosti

1. Bezfarebný plyn štipľavého zápachu, jedovatý.
2. Vysoko rozpustný vo vode (40 V SO 2 sa rozpúšťa v 1 V H 2 O za štandardných podmienok)
3. Ťažší ako vzduch, jedovatý.

3. Potvrdenie

1. V priemysle: praženie sulfidov.

FeS2 + O2 → Fe203 + SO2

a) Vytvorte elektronickú súvahu (EBR).

2. V laboratórnych podmienkach: interakcia siričitanov so silnými kyselinami:

Na2S03 + 2HCl -> 2NaCl + S02 + H20

3. Pri oxidácii kovov koncentrovanou kyselinou sírovou:

Cu + H2S04 (konc) → CuSO4 + SO2 + H20

b) Zostavte elektronickú váhu (EB) .

4. Chemické vlastnosti TAK 2

1. Interakcia s vodou

Pri rozpustení vo vode vzniká slabá a nestabilná kyselina sírová H 2 SO 3 (existuje len vo vodnom roztoku).

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3

2. Interakcia s alkáliami:

Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ (siričitan bárnatý) + H 2 O

Ba(OH)2 + 2SO2 (nadbytok) → Ba(HS03)2 (hydrosulfit bárnatý)

3. Interakcia s zásadité oxidy(tvorí sa soľ):

SO2 + CaO = CaS03

4. Oxidačné reakcie, SO 2 – redukčné činidlo:

SO 2 + O 2 → SO 3 (katalyzátor – V 2 O 5)

c) Zostavte elektronickú váhu (EB)

S02 + Br2 + H20 -> H2S04 + HBr

d) Zostavte elektronickú váhu (EB)

SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4

e) Zostavte elektronickú váhu (EB)

5. Redukčné reakcie, SO 2 - oxidačné činidlo

SO 2 + C → S + CO 2 (pri zahrievaní)

f) Zostavte elektronickú váhu (EB)

S02 + H2S -> S + H20

g) Zostavte elektronické váhy (EB)

5. Chemické vlastnosti H 2 SO 3

1. Kyselina sírová sa disociuje postupne:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (prvý krok sa vytvorí hydrosulfitový anión)

HSO 3 - ↔ H+ + SO 3 2- (druhý stupeň, vzniká sulfitový anión)

H2SO3 tvorí dve série solí:

Stredné (sulfity)

Kyslé (hydrosulfity)

2. Roztok kyseliny sírovej H 2 SO 3 má redukčné vlastnosti:

H2S03 + I2 + H20 = H2S04 + HI

h) Vytvorte elektronické váhy (EB)

III. Sebaovladanie.

Vykonajte transformácie podľa schémy:

S → H2S → SO2 → Na2S03 → BaSO3 → SO2

Napíšte rovnice pre reakcie výmeny iónov v plnej a krátkej iónovej forme.

Odpovede na autotest sa zobrazia na obrazovke.

IV. Reflexia.

Odpovedzte na otázky v tabuľke „Otázky pre študenta“ (Príloha 1).

V. Domáce úlohy (diferencované)

Dokončite úlohy označené červenou farbou:

Rovnice a, c, f, g – „3“

Rovnice a – e – „4“

Rovnice a – h – „5“

Príloha 1

Otázky pre študenta

Dátum ____________________ Trieda _______________________

Skúste si presne zapamätať, čo ste v triede počuli, a odpovedzte na položené otázky:

V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.

Ako SO 2 reaguje so silnejšími redukčnými činidlami, ako sú:

S02 + 2H2S = 3S↓ + 2H20

Ako redukčné činidlo SO 2 reaguje so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:

2S02 + O2 = 2S03

S02 + Cl2 + 2H20 = H2S03 + 2HCl

Potvrdenie

1) Oxid siričitý vzniká pri horení síry:

2) V priemysle sa získava pražením pyritu:

3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:

Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20

Aplikácia

Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstvo na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Na výrobu kyseliny sírovej sa používa veľké množstvo SO 2 .

oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)

Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá pri teplotách pod 17 o C prechádza do bielej kryštalickej hmoty. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Ako reaguje typický kyslý oxid, anhydrid kyseliny sírovej:

SO3 + CaO = CaS04

c) s vodou:

S03 + H20 = H2S04

Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.

Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3

Redoxné vlastnosti

Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silnými oxidačnými vlastnosťami (zvyčajne redukovaný na SO 2):

3S03 + H2S = 4S02 + H20

Príjem a použitie

Anhydrid kyseliny sírovej vzniká oxidáciou oxidu siričitého:

2S02 + O2 = 2S03

Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadny praktický význam. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.

H2SO4

Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a uvoľnené pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Libavius ​​​​stanovil identitu oboch látok.

Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený proces získavania indigokarmínu, stabilného modrého farbiva, z indiga. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spálila roztavená zmes ledku a síry, potom sa do nej zaviedol vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.

V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku začali používať kyselinu dusičnú (tá dáva, keď sa rozkladá v komore). Na návrat nitróznych plynov do systému boli skonštruované špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce pomocou vežovej metódy existujú dodnes.

Kyselina sírová– je to ťažká olejovitá kvapalina, bez farby a zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Pri rozpustení koncentrovanej kyseliny sírovej vo vode sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) a roztok premiešať.

Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H 2 SO 4 menším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok nad 70 % je koncentrovaná kyselina sírová.

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Všetko prezradí zriedená kyselina sírová charakteristické vlastnosti silné kyseliny. Ona reaguje:

H2S04 + NaOH = Na2S04 + 2H20

H2S04 + BaCl2 = BaS04↓ + 2HCl

Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. Toto kvalitatívna reakcia na síranový ión.

Redoxné vlastnosti

V zriedenej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny H + a v koncentrovanej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami S0 4 2+ síranové ióny. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram).

IN zriedená kyselina sírová kovy, ktoré sú v elektrochemickom napäťovom rade, sú rozpustené na vodík. V tomto prípade sa tvoria sírany kovov a uvoľňujú sa:

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Kovy, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v sérii elektrochemického napätia, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:

Cu + H2S04 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.

Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v elektrochemickej sérii napätia (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj redukčný produkt kyseliny sírovej - SO 2 .

Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú redukovať na voľnú kyselinu sírovú. Napríklad, keď kyselina sírová reaguje s v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu súčasne vzniknúť rôzne redukčné produkty kyseliny sírovej - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20

3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20

4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20

Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:

Fe + H2S04 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy (a pod.), pričom sa redukuje na oxid sírový (IV) SO 2:

S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20

C + 2H2S04 = 2S02 + C02 + 2H20

Príjem a použitie

V priemysle sa kyselina sírová vyrába kontaktným spôsobom. Proces získavania prebieha v troch fázach:

1. Získanie SO 2 pražením pyritu:

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2

1. Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora – oxidu vanadičného (V):

2S02 + O2 = 2S03

1. Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:

H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3

Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová požadovanej koncentrácie sa získava z olea jej pridaním do vody. Dá sa to vyjadriť pomocou diagramu:

H2SO4∙ n S03 + H20 = H2S04

Kyselina sírová má široké využitie v širokom spektre aplikácií Národné hospodárstvo. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.

Soli kyseliny sírovej

Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (CaSO 4 je málo rozpustný, PbSO 4 je ešte menej rozpustný a BaSO 4 je prakticky nerozpustný). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitrioly:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý

FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železitý

Soli kyseliny sírovej má každý. Ich vzťah k teplu je zvláštny.

Sírany aktívnych kovov (,) sa nerozkladajú ani pri 1000 o C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:

CuS04 = CuO + S03

Stiahnuť ▼:

Stiahnite si bezplatný abstrakt na tému: „Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou“

Môžete si stiahnuť abstrakty na iné témy

*na záznamovom obrázku je fotografia síranu meďnatého

Keď sa oxid siričitý (SO2) rozpustí vo vode, vzniká chemická zlúčenina známa ako kyselina sírová. Vzorec tejto látky je napísaný takto: H2SO3. Po pravde, toto spojenie je mimoriadne nestabilné, s istým predpokladom možno dokonca tvrdiť, že v skutočnosti neexistuje. Napriek tomu tento vzorecčasto používané pre pohodlie pri písaní rovníc chemických reakcií.

Kyselina sírová: zásadité vlastnosti

Vodný roztok oxidu siričitého sa vyznačuje kyslým prostredím. Samotný má všetky vlastnosti, ktoré sú vlastné kyselinám, vrátane neutralizačnej reakcie. Kyselina sírová je schopná tvoriť dva typy solí: hydrosiričitany a obyčajné siričitany. Obidve patria do skupiny redukčných činidiel. Prvý typ sa zvyčajne získa, keď je prítomná kyselina sírová veľké množstvá: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Inak sa získa obyčajný siričitan: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. Kvalitatívnou reakciou na tieto soli je ich interakcia s silná kyselina. V dôsledku toho sa uvoľňuje plyn SO 2, ktorý sa dá ľahko rozlíšiť podľa charakteristického štipľavého zápachu.

Kyselina sírová môže mať bieliaci účinok. Nie je žiadnym tajomstvom, že podobný účinok má aj chlórová voda. Dotknutá zlúčenina má však jednu dôležitú výhodu: na rozdiel od chlóru kyselina sírová nevedie k deštrukcii farbív, tvorí s nimi bezfarebné chemické zlúčeniny. Táto vlastnosť sa často využíva na bielenie tkanín vyrobených z hodvábu, vlny, rastlinného materiálu, ako aj všetkého, čo je zničené oxidačnými činidlami obsahujúcimi Cl. V dávnych dobách sa táto zlúčenina dokonca používala na obnovenie pôvodného vzhľadu dámskych slamených klobúkov. H2SO3 je pomerne silné redukčné činidlo. S prístupom kyslíka sa jeho roztoky postupne menia na kyselinu sírovú. V prípadoch, keď interaguje so silnejším redukčným činidlom (napríklad sírovodík), kyselina sírová naopak vykazuje oxidačné vlastnosti. Disociácia tejto látky prebieha v dvoch fázach. Najprv sa vytvorí hydrosulfitový anión a potom nastane druhý krok, ktorý sa zmení na siričitanový anión.

Kde sa používa kyselina sírová?

Výroba tejto látky zohráva dôležitú úlohu pri výrobe všetkých druhov vínnych materiálov, najmä ako antiseptikum, pomocou ktorého je možné zabrániť procesu fermentácie produktu v sudoch a tým zabezpečiť jeho bezpečnosť. Používa sa aj na zabránenie kvaseniu obilia pri extrakcii škrobu z neho. Kyselina sírová a prípravky na jej báze majú široké antimikrobiálne vlastnosti, a preto sa často používajú v ovocinárskom a zeleninárskom priemysle na konzervovanie. Hydrosulfit vápenatý, tiež nazývaný sulfitový výluh, sa používa na spracovanie dreva na sulfitovú buničinu, z ktorej sa následne vyrába papier. Zostáva dodať, že táto zlúčenina je pre človeka jedovatá, a teda akákoľvek laboratórne práce a experimenty s ním si vyžadujú opatrnosť a zvýšenú pozornosť.

Zlúčeniny síry (1U). Kyselina sírová

V tetrahalogenidoch SHal 4, oxohalogenidoch SOI Ial 2 a oxide S0 2, kyseline sírovej 1I 2 S0 3 má síra oxidačný stav +4. Vo všetkých týchto zlúčeninách, ako aj v ich zodpovedajúcich aniónových komplexoch, má atóm síry nezdieľaný elektrónový pár. Na základe počtu a-väzbových a neväzbových elektrónov sa tvar molekúl týchto zlúčenín mení od skresleného štvorstenu (SHal 4) na uhlový tvar (S0 9) cez tvar trigonálnej pyramídy (SOHal 2 a SO3) . Zlúčeniny S(IV) majú kyslé vlastnosti, ktoré sa prejavujú pri reakciách s vodou:

Oxid sírový (1U) S02 alebo oxid siričitý vzniká spaľovaním síry vo vzduchu alebo kyslíku, ako aj kalcináciou sulfidov, ako je pyrit:

Oxidácia pyritu je základom priemyselnej metódy výroby S02. Molekula S02 je postavená podobne ako molekula Oe a má štruktúru rovnoramenný trojuholník s atómom síry navrchu. Dĺžka S-O pripojenie je 0,143 nm a väzbový uhol je 119,5°:

Atóm síry je v 5/? 2-hybridizácia. P-orbitál je orientovaný kolmo na rovinu molekuly a nezúčastňuje sa hybridizácie (obr. 25.2). Vďaka tomuto a ďalším podobne orientovaným p-orbitálom atómov kyslíka vzniká trojstredová n-väzba.

Ryža. 25.2.

Za normálnych podmienok je oxid sírový (1U) bezfarebný plyn s charakteristickým štipľavým zápachom. Necháme dobre rozpustiť vo vode. Vodné roztoky majú kyslú reakciu, pretože S02 pri interakcii s vodou vytvára kyselinu sírovú H2S03. Reakcia je reverzibilná:

Charakteristickým znakom S0 2 je jeho redoxná dualita. Vysvetľuje to skutočnosť, že v SO. ; síra má oxidačný stav +4, a preto sa môže darovaním dvoch elektrónov oxidovať na S(VI) a prijatím štyroch elektrónov redukovať na S. Prejav týchto a iných vlastností závisí od povahy reagujúca zložka. So silnými oxidačnými činidlami sa teda SO 2 správa ako typické redukčné činidlo. Napríklad halogény sa redukujú na zodpovedajúce halogenovodíky a S(IV) sa zvyčajne transformuje na S(VI):

V prítomnosti silných redukčných činidiel sa S0 2 správa ako oxidačné činidlo:

Vyznačuje sa tiež disproporčnou reakciou:

SQ, je kyslý oxid, ľahko rozpustný vo vode (1 objem H 2 0 rozpustí 40 objemov S0 2). Vodný roztok SOv je kyslý a nazýva sa kyselina sírová. Typicky je väčšina SO2 rozpustená vo vode v roztoku v hydratovanej forme SO2 azH 2 0 a len malá časť S0 2 interaguje s vodou podľa schémy

Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí: stredné - siričitany (Na 2 S0 3) a kyslé - hydrosulfity (NaHS0 3). H 2 S0 3 existuje v dvoch tautomérnych formách (obr. 25.3).

Ryža. 25.3.Štruktúra tautomérnych foriem H2S03

Keďže síra v kyseline sírovej má oxidačný stav +4, vykazuje, podobne ako S0 2, vlastnosti oxidačného činidla aj redukčného činidla, ako už bolo uvedené, preto kyselina sírová v oxidačno-redukčných reakciách úplne duplikuje vlastnosti S0 9.

Soli H 2 S0 3 (sulfity) majú vlastnosti oxidačných aj redukčných činidiel. Ión S02 sa teda ľahko transformuje na ión S02, ktorý vykazuje silné redukčné vlastnosti, preto sa siričitany v roztokoch postupne oxidujú molekulárnym kyslíkom a menia sa na soli kyseliny sírovej:

V prítomnosti silných redukčných činidiel sa siričitany správajú ako oxidačné činidlá. Pri silnom zahrievaní sa siričitany najaktívnejších kovov rozkladajú pri 600 °C za vzniku solí H 2 SO^ a H 2 S, t.j. vzniká disproporcia:

Zo solí kyseliny sírovej sú rozpustené iba soli 5-prvkov I. skupiny a tiež hydrosiričitany typu Me 2+ (HS0 3) 2.

Keďže H 2 S0 3 je slabá kyselina, pri pôsobení kyselín na siričitany a hydrosiričitany sa uvoľňuje S0 2, čo sa zvyčajne používa na získanie S0 2 v laboratóriu:

Vo vode rozpustné siričitany ľahko podliehajú hydrolýze, v dôsledku čoho sa zvyšuje koncentrácia OH iónov v roztoku:

Keď S02 prechádza cez vodné roztoky hydrosulfitov, tvoria sa pyrosulfity:

Ak sa roztok Na2S03 varí s práškovou sírou, potom sa vytvorí tiosíran sodný. V tiosíranoch sú atómy síry v dvoch rôznych oxidačných stavoch - +6 a -2:

Výsledný tiosíranový ión zodpovedá kyseline H 2 S 2 0 3, nazývanej kyselina tiosírová. Voľná ​​kyselina je za normálnych podmienok nestabilná a ľahko sa rozkladá:

Vlastnosti tiosíranov sú spôsobené prítomnosťou a v nich, a

prítomnosť S určuje redukčné vlastnosti iónu S 2 0 3 _:

Slabšie oxidačné činidlá oxidujú tiosíran sodný na soli kyseliny tetratiónovej. Príkladom je interakcia s jódom:

Táto reakcia je široko používaná v analytickej chémii, pretože je základom jednej z najdôležitejších metód objemovej analýzy, nazývanej jodometria.

Tiosírany alkalických kovov sa vyrábajú vo veľkom priemyselne. Medzi nimi najvyššia hodnota má tiosíran sodný Na 2 S 2 0 3, ktorý sa používa v medicíne ako protijed pri otravách halogénmi a kyanidmi. Účinok tejto drogy je založený na jej vlastnosti uvoľňovať síru, ktorá napríklad s kyanidovými iónmi CN tvorí menej toxický tiokyanátový ión SCN:

Drogu možno použiť aj pri otravách zlúčeninami As, Pb, Hg, keďže vznikajú netoxické sulfidy. Na 2 S 2 0 3 sa používa pri alergických ochoreniach, artritíde, neuralgii. Charakteristickou reakciou pre Na 2 S 2 0 3 je jeho interakcia s AgN0 3: vzniká zrazenina biely Ag. ; S.; 0 3, ktorý časom vplyvom svetla a vlhkosti sčernie s uvoľňovaním Ag 2 S:

Tieto reakcie sa používajú na kvalitatívnu detekciu tiosíranového iónu.

Tionylchlorid SOCl2 sa získa reakciou S02 s PC15:

Molekula SOCl 2 má pyramídovú štruktúru (obr. 25.4). Väzby so sírou vznikajú vďaka množine orbitálov, ktoré možno veľmi približne považovať za $/? 3-hybridný. Jeden z nich je obsadený osamelým párom elektrónov, takže SOCl2 môže vykazovať vlastnosti slabej Lewisovej bázy.

Ryža. 25.4.

S()C1 2 - bezfarebná dymivá kvapalina so štipľavým zápachom, hydrolyzuje za prítomnosti stôp vlhkosti:

Prchavé zlúčeniny vznikajúce počas reakcie sa dajú ľahko odstrániť. Preto sa SOCl2 často používa na získanie bezvodých chloridov:

SOCI2 je široko používaný ako chloračné činidlo v organických syntézach.