Диоксид серы: свойства и применение¶

Диоксид серы (оксид серы(IV), сернистый газ, химическая формула SO₂) — неорганическое соединение серы и кислорода, при нормальных условиях представляющее собой бесцветный газ с резким удушливым запахом. Относится к кислотным оксидам, является одним из основных загрязнителей атмосферы и важным промежуточным продуктом в химической промышленности.

¶Физические свойства

При стандартных условиях диоксид серы — газ тяжелее воздуха (плотность около 2,93 кг/м³), который при охлаждении до −10 °C под давлением или до −75 °C при атмосферном давлении конденсируется в бесцветную жидкость. Жидкий SO₂ — хороший растворитель для многих органических и неорганических веществ. Твёрдая фаза образуется при температуре ниже −72,7 °C.

Молекула SO₂ имеет угловую форму с валентным углом около 119,5° и длиной связи S–O примерно 0,143 нм. Молярная масса соединения составляет 64,066 г/моль. Газ хорошо растворим в воде: при 20 °C в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов диоксида серы. Растворение сопровождается частичным гидролизом и образованием сернистой кислоты H₂SO₃, которая в свободном виде не выделена.

¶Химические свойства

Диоксид серы проявляет выраженные кислотные свойства. При взаимодействии с водой образует слабую сернистую кислоту, а со щелочами — сульфиты и гидросульфиты. Например, при пропускании через раствор гидроксида натрия последовательно образуются гидросульфит натрия NaHSO₃ и сульфит натрия Na₂SO₃.

Характерная особенность SO₂ — двойственная окислительно-восстановительная природа. Сера в степени окисления +4 может как повышать, так и понижать свою степень окисления. В присутствии катализаторов (оксид ванадия(V), платина) диоксид серы окисляется кислородом до серного ангидрида SO₃ — ключевая стадия контактного производства серной кислоты. Сильные окислители, такие как озон, пероксид водорода и галогены, также переводят его в сульфаты. Напротив, в реакциях с восстановителями (сероводород, иодоводород) SO₂ выступает окислителем, восстанавливаясь до элементной серы.

Диоксид серы легко обесцвечивает растворы органических красителей, образуя с ними бесцветные соединения. Эта особенность исторически использовалась для отбеливания тканей, бумаги и соломы, однако при нагревании окраска часто восстанавливается. Газ реагирует с хлором с образованием сульфурилхлорида SO₂Cl₂, а с аммиаком даёт соли аминосульфоновой кислоты.

¶Получение

В промышленности основным способом получения диоксида серы является обжиг сульфидных руд, прежде всего пирита FeS₂, в токе воздуха при температуре 700–900 °C. Также его выделяют из отходящих газов металлургических производств и получают сжиганием серы в избытке кислорода.

В лабораторных условиях SO₂ синтезируют действием концентрированных кислот на сульфиты, например, реакцией сульфита натрия с серной кислотой, либо восстановлением концентрированной серной кислоты медью или углеродом при нагревании.

¶Применение

¶Производство серной кислоты

Основная доля производимого диоксида серы (более 80 %) расходуется на получение серной кислоты H₂SO₄ контактным методом. Процесс включает окисление SO₂ до SO₃ на ванадиевом катализаторе при 420–450 °C с последующей абсорбцией триоксида серы концентрированной серной кислотой.

¶Пищевая промышленность

Диоксид серы зарегистрирован как пищевая добавка E220. Благодаря антимикробным и антиоксидантным свойствам его применяют для консервации сухофруктов, виноградных вин, соков и других продуктов. В виноделии SO₂ подавляет развитие диких дрожжей и уксуснокислых бактерий, защищая вино от окисления. Концентрация добавки в продуктах строго регламентирована, поскольку у чувствительных людей она может вызывать аллергические реакции и приступы астмы.

¶Отбеливание и дезинфекция

Сернистый газ используют для отбеливания целлюлозы, бумаги, сахарного сиропа, а также для дезинфекции складских помещений, погребов, винных бочек и бродильных чанов. Обработка помещений газом позволяет уничтожить плесневые грибки и вредителей.

¶Прочие области

Жидкий диоксид серы применяется как растворитель в органическом синтезе, экстрагент при очистке нефтяных фракций, хладагент в холодильных установках. Сульфиты натрия и кальция, получаемые из SO₂, используются в целлюлозно-бумажной промышленности (сульфитный способ варки целлюлозы), в текстильном производстве и фотографии.

¶Экологическое значение

Диоксид серы — один из главных антропогенных загрязнителей атмосферы. Основные источники выбросов — тепловые электростанции, работающие на угле и мазуте, предприятия цветной и чёрной металлургии, нефтепереработка. В атмосфере SO₂ окисляется до серного ангидрида, который, соединяясь с влагой, образует серную кислоту. Выпадение кислотных дождей приводит к закислению почв и водоёмов, повреждению лесных экосистем и разрушению архитектурных памятников из известняка и мрамора.

Повышенные концентрации диоксида серы в приземном воздухе негативно влияют на здоровье человека: раздражают слизистые оболочки дыхательных путей и глаз, усугубляют течение респираторных и сердечно-сосудистых заболеваний. В Российской Федерации предельно допустимая концентрация SO₂ в атмосферном воздухе населённых мест составляет 0,5 мг/м³ (среднесуточная) и 0,05 мг/м³ (разовая). Для снижения выбросов применяются установки сероочистки дымовых газов, перевод энергетики на природный газ и возобновляемые источники энергии.

¶Биологическая роль и токсичность

В малых количествах диоксид серы образуется в организме млекопитающих при метаболизме серосодержащих аминокислот и может выполнять сигнальные функции в сердечно-сосудистой системе. Однако высокие концентрации газа токсичны. При вдыхании SO₂ быстро абсорбируется слизистой верхних дыхательных путей, вызывая бронхоспазм, кашель, слезотечение. Тяжёлые отравления сопровождаются отёком лёгких. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны в России составляет 10 мг/м³.

¶Источники

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1973.
Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Мир, 1972.
Гигиенические нормативы ГН 2.1.6.1338-03 «ПДК загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населённых мест».
Справочник химика / под ред. Б. П. Никольского. — М.: Химия, 1964.