Oxid siřičitý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Oxid siřičitý
Strukturní vzorec3D model molekuly SO2
Obecné
Systematický název Oxid siřičitý
Anglický název Sulfur dioxide
Německý název Schwefeldioxid
Sumární vzorec SO2
Vzhled bezbarvá kapalina nebo bezbarvý plyn
Identifikace
SMILES O=S=O
InChI 1S/O2S/c1-3-2
Číslo RTECS WS4550000
Vlastnosti
Molární hmotnost 64,065 g/mol
Teplota tání −72,46 °C
Teplota varu −10,02 °C
Hustota 0,002 97 g/cm³ (plyn, 0 °C)
1,434 g/cm3 (kapalina, 0 °C)
Dynamický viskozitní koeficient 0,550 8 cP (kapalina, -33,5 °C)
0,428 5 cP (kapalina, -10,5 °C)
0,393 6 cP (kapalina, 0,1 °C)
0,011 7 cP (plyn, 0 °C)
0,012 42 cP (plyn, 18 °C)
0,016 1 cP (plyn, 100 °C)
0,020 4 cP (200 °C)
0,024 5 cP (293 °C)
0,031 15 cP (490 °C)
Index lomu nD= 1,410 (20 °C, kapalina)
nD= 1,000 686 (0 °C, plyn)
Kritická teplota Tk 157,2 °C
Kritický tlak pk 7 880 kPa
Kritická hustota 0,524 g/cm3
Disociační konstanta pKa 1,81
Rozpustnost ve vodě 22,8 g/100 ml (0 °C)
11,5 g/100 ml (20 °C)
2,1 g/100 ml (90 °C)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
methanol
ethanol
aceton
Relativní permitivita εr 17,6 (kapalina, -20 °C)
15,8 (kapalina, 0 °C)
14,1 (kapalina, 20 °C)
2,1 (kapalina, -154 °C)
1,000 75 (plyn, 100 °C)
Van der Waalsovy konstanty stavové rovnice a= 0,671 4 Pam6mol-2
106•b= 56,36 m3 mol-1
Ionizační energie 12,34 eV
Struktura
Tvar molekuly lomená (120°)
Dipólový moment 5,57•10-30 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -296,83 kJ/mol
-320,5 kJ/mol (kapalina)
Entalpie tání ΔHt 135 J/g
Entalpie varu ΔHv 389 J/g
Entalpie rozpouštění ΔHrozp -556,5 J/g (20 °C)
Standardní molární entropie S° 248,1 JK-1mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° -300,19 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 0,607 JK-1g-1 (0 °C)
0,622 JK-1g-1 (25 °C)
0,665 JK-1g-1 (100 °C)
Bezpečnost
Toxický
Toxický (T)
R-věty R23, R34
S-věty S1/2, S9, S26, S36/37/39, S45

GHS04 – plyny pod tlakem
GHS04

GHS06 – toxické látky
GHS06

GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05

H-věty H331 H314
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Oxid siřičitý je jedním ze dvou oxidů síry. Je to bezbarvý, štiplavě páchnoucí, jedovatý plyn. Má 2,26× větší hustotu než vzduch.

Příprava[editovat | editovat zdroj]

Oxid siřičitý se průmyslově připravuje především spalováním síry

\mathrm{S + O_2\ \rightarrow\ SO_2,}

nebo pražením pyritu

\mathrm{4\,FeS_2 + 11\,O_2\ \rightarrow\ 2\,Fe_2O_3 + 8\,SO_2.}

Je též produktem hoření sulfanu (sirovodíku)

\mathrm{2\,H_2S + 3\,O_2\ \rightarrow\ 2\,H_2O + 2\,SO_2.}

Na mokré cestě se dá připravit redukcí kyseliny sírové některými kovy, např. mědí

\mathrm{2\,H_2SO_4 + Cu\ \rightarrow\ SO_2 + 2\,H_2O + CuSO_4,}

nebo rozkladem siřičitanů koncentrovanou kyselinou sírovou, například

\mathrm{Na_2SO_3 + H_2SO_4\ \rightarrow\ H_2O + SO_2 + Na_2SO_4.}

Vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Ve vodě se snadno rozpouští za vzniku tepla a kyseliny siřičité

\mathrm{SO_2 + H_2O\ \rightarrow\ H_2SO_3,}

patří tedy ke kyselinotvorným oxidům.

S kyslíkem reaguje za chladu pomalu, za zvýšených teplot rychleji za vzniku oxidu sírového

\mathrm{2\,SO_2 + O_2\ \rightarrow\ 2\,SO_3.}

Katalyzátorem této reakce je oxid vanadičný nebo kovová platina.

Podobně reaguje s plynným chlorem za vzniku sulfurylchloridu

\mathrm{SO_2 + Cl_2\ \rightarrow\ SO_2Cl_2.}

Za žáru ho lze vodíkem zredukovat na síru:

\mathrm{SO_2 + 2\,H_2\ \rightarrow\ S + 2\,H_2O,}

za nižších teplot může při této reakci vznikat i sulfan

\mathrm{SO_2 + 3\,H_2\ \rightarrow\ H_2S + 2\,H_2O.}

Také vedením plynného oxidu siřičitého přes rozžhavený koks vzniká volná síra

\mathrm{SO_2 + C\ \rightarrow\ S + CO_2.}

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Oxid siřičitý se vyskytuje v sopečných plynech a rozpuštěný jako kyselina siřičitá v podzemních (minerálních) vodách ve vulkanicky aktivních oblastech. Jedná se o hojný sopečný plyn, který je vyvrhován při sopečné erupci, při silných erupcích se může dostat v pyroklastickém mračnu až do stratosféry, kde se společně se sulfanem a vodní párou podílí na vzniku drobných kapiček kyseliny sírové, tzv. aerosolu. Tento aerosol je schopen přetrvat ve stratosféře 2 až 3 roky a působí jako velice efektivní zábrana před dopadajícím slunečním zářením, čímž pomáhá v některých oblastech oteplovat a v dalších ochlazovat zemský povrch; v závislosti na velikosti částic aerosolu .[1]

V menším množství byl spektroskopicky zjištěn v atmosféře planety Venuše. Je též obsažen v plynech vyvrhovaných sopkami na Jupiterově měsíci Io.

Použití[editovat | editovat zdroj]

Oxid siřičitý je základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové. K této výrobě se připravuje buď spalováním síry nebo pražením pyritu a poté se katalyticky oxiduje na oxid sírový, jehož rozpouštěním ve vodě vzniká kyselina sírová. Jako katalyzátor se nejčastěji používá oxid vanadičný.

Protože má desinfekční a bělící účinky, používá se k desinfekci (tzv. síření) sudů a sklepních prostor pro skladování ovoce a zeleniny, k ošetřování osiv proti plísním a na bělení přírodních materiálů. V menší míře se užívá i jako konzervační činidlo (např. strouhaný křen v kyselém nálevu).

Fyziologické působení[editovat | editovat zdroj]

Působí dráždivě zejména na horní cesty dýchací, dostavuje se kašel, v těžších případech může vzniknout až edém plic.

Menší koncentrace vyvolávají záněty průdušek a astma. Chronická expozice oxidu siřičitému negativně ovlivňuje krvetvorbu, způsobuje rozedmu plic, poškozuje srdeční sval, negativně působí na menstruační cyklus. Používá se jako konzervant, antioxidant a prostředek proti hnědnutí do vína, kukuřičného sirupu, želé, sušeného ovoce, džusů, nealkoholických ovocných nápojů, pečiva, octa, výrobků z brambor, koření a polévek. Přidává se také při výrobě džemů a marmelád. Dále se používá jako bělící přísada do želatiny a k bělení chmele, lecitinu, hub, ořechů, lepidla a řepného cukru.

Ekologické působení[editovat | editovat zdroj]

Koncentrace oxidu siřičitého v ovzduší během erupce sopky Sierra Negra

Značně toxický je oxid siřičitý pro rostliny, neboť reaguje s chlorofylem a narušuje tak fotosyntézu. V ovzduší pozvolna oxiduje vzdušným kyslíkem za přítomnosti vody na kyselinu sírovou, která je spolu s kyselinou siřičitou příčinou kyselých dešťů.

Z hygienického hlediska jsou nejvyšší přípustné koncentrace oxidu siřičitého ve vzduchu v průběhu 24 hodin 0,15 µg/m3 a krátkodobě 0,5 µg/m3.[zdroj?]

Oxid siřičitý vzniká jako vedlejší produkt při spalování méně kvalitního hnědého uhlí, které obsahuje jak volnou síru, tak některé sirníky, zejména pyrit. Pro ochranu přírodního prostředí je proto nezbytné odsiřování kouře u elektráren, používajících toto palivo, jak vyžaduje zákon o ochraně ovzduší.[2] Nejčastěji se používá reakce oxidu siřičitého se suspenzí vápence ve vodě

\mathrm{2\,SO_2 + 2\,CaCO_3 + O_2\ \rightarrow\ 2\,CO_2 + 2\,CaSO_4,}

při níž vzniká méně škodlivý oxid uhličitý a jako vedlejší produkt síran vápenatý (tzv. energosádrovec).

Podobně při spalování méně kvalitních benzinů nebo nafty, obsahujících sirné sloučeniny (zejména thiofen), v automobilových motorech se do vzduchu dostává oxid siřičitý; navíc přitom dochází k poškozování katalyzátorů ve výfukových potrubích.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. PARFITT, Elisabeth A.; WILSON, Lionel. Fundamentals of Physical Volcanology. [s.l.] : Blackwell Publishing company, 2009. ISBN 978-0-63205443-5. Kapitola Volcanoes and climate: Satellite monitoring of climate change after volcanic eruptions, s. 182-183. (anglicky) 
  2. (zákon č. 309/1991 Sb.[1], novelizovaný zákonem č. 218/1992 Sb.[2])