이산화황. 화학식 구하고, 화학적 성질

산화 황 (황, 이산화황, 이산화황) - 정상 날카로운 특성 향기 (조명 일치 유사한 악취)를 갖는 무색의 가스이다. 실온에서 감압하에 액화. 이산화황은 불안정하여, 황산을 형성하는 물에 용해된다. 또한,이 물질은 황산 및 에탄올에 용해시킨다. 이 화산 가스 조성물의 주 성분 중 하나이다.

제조 된 이산화황

제조 SO2 - 이산화황 - 공업 방법 (황철광 주로 사용됨) 설파이드의 황 또는 로스팅 연소에있다.

4FeS2 (황철광) + 1102 = 2Fe2O3 (산화철) + 8SO2 (이산화황).

실험실 조건에서, 이산화황은 강산의 hydrosulfites과 아황산염의 작용에 의해 얻을 수있다. 이와 같이 얻어진 아황산 즉시 물과 이산화탄소로 분해 황. 예를 들면 :

Na2SO3로 (황산나트륨) + H2SO4 (황산) =을 Na2SO4 (황산나트륨) + H2SO3 (아황산).
H2SO3 (아황산) = H2O (물) + SO2 (이산화황).

이산화황의 제조 세 번째 방법은 덜 활성 금속을 가열에 진한 황산에 노출된다. 예를 들면 다음의 Cu (구리) + 2H2SO4 (황산) =의 CuSO4 (황산구리) + SO2 (이산화황) + 2H2O (물).

이산화황의 화학적 성질

이산화황 화학식 - SO3. 이 물질은 산성 산화물에 관한 것이다.

1. 이산화황하여 아황산을 형성하는 물에 용해된다. 정상적인 조건 하에서, 반응은 가역적이다.

SO2 (이산화황) + H2O (물) = H2SO3 (아황산).

2. 알칼리 이산화황 아황산염을 형성한다. 예를 들어 2NaOH (수산화 나트륨) + SO2 (이산화황) = Na2SO3로 (황산나트륨) + H2O (물).

3. 화학 유황 가스 활성은 충분히 높다. 이산화황의 가장 뚜렷한 감소 속성. 황 산화 증가와 같은 반응에도. 예를 들면 : 1) SO2 (이산화황) +의 Br2 (브롬) + 2H2O (물) = H2SO4 (황산) + 2HBr (브롬화 수소); 2) 2SO2 (이산화황) + O2 (산소) = 2SO3 (황산나트륨); 3) 5SO2 (이산화황) 2KMnO4 + (과망간산 칼륨) + 2H2O (물) = 2H2SO4 (황산) + 2MnSO4 (망간 설페이트) + K2SO4 (황산 칼륨).

마지막 응답 - SO2 및 SO3에 높은 품질의 응답의 예. 퍼플 변색) 솔루션을 발생합니다.

강한 환원 이산화황의 존재 조건 4. 산화 특성을 나타낼 수있다. 예를 들면, 일산화탄소 (CO)와 이산화황의 재구성을 사용하여 연도 가스로부터 금속 산업 황에서 추출하기 위해 : SO2 (이산화황) + 2CO (일산화탄소) = 2CO2 (이산화탄소) + S (황).

PH3 (포스 핀) + SO2 (이산화황) = H3PO2 (fosfornovaristaya 산) + S (황) : 또한,이 물질의 산화 특성 fosfornovaristoy ksiloty를 얻기 위해 사용된다.

어디에서 사용되는 이산화황

일반적으로 이산화황이 황산을 생성하기 위해 사용된다. 또한 그것은로서 사용되는 방부제 (E-220) 음료 (와인 및 기타 음료 평균 가격 종류)를 제조한다. 이 가스의 특성은 다양한 미생물을 죽이는으로 인해, 그들은 창고 및 야채 가게를 소독. 또, 이산화황 (염소로 표백 될 수없는 그러한 재료) 양모, 실크, 짚 표백에 사용된다. 이산화황의 실험실에서 용매로서 사용하고, 아황산 다양한 염을 얻었다.

생리적 효과

이산화황은 강한 독성 속성이 있습니다. 기침, 콧물, 쉰 목소리, 입의 독특한 맛, 목구멍에 강한 자극 - 중독의 증상. 고농도 이산화황의 흡입은 연하 곤란과 질식, 음성 장애, 오심, 급성 폐부종을 개발할 수 구토를 발생한다.

이산화황의 MPC :
- 실내 - 10 밀리그램 / m³의;
- 평균 최대 작업 - 공기 - / m³의 0.05 밀리그램.

개별 인간의 이산화황에 감도는, 식물과 동물은 다르다. 예를 들어, 대부분의 저항 나무 자작 나무와 참나무, 그리고 가장 중 - 가문비 나무와 소나무.