Dwutlenek siarki
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
SO2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa |
64,06 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
bezbarwny gaz[2] | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| PubChem | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| DrugBank | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki |
ditlenek selenu, ditlenek telluru, tlenek siarki, tritlenek siarki | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
Dwutlenek siarki, ditlenek siarki, nazwa Stocka: tlenek siarki (IV), SO
2 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków siarki, w którym siarka znajduje się na IV stopniu utlenienia. W warunkach normalnych jest to bezbarwny gaz o ostrym, gryzącym i duszącym zapachu, silnie drażniący drogi oddechowe. Jest trujący dla zwierząt i szkodliwy dla roślin. Ma własności bakteriobójcze i pleśniobójcze. Jest produktem ubocznym spalania paliw kopalnych, przez co przyczynia się do zanieczyszczenia atmosfery (smog). Jego wzrost stężenia w powietrzu wpływa na liczbę ostrych zespołów wieńcowych[10]. Stosowany jako konserwant (E220), szczególnie powszechnie do win, także markowych. Dwutlenek siarki wykorzystuje się również do produkcji siarczynów, do bielenia (w przemyśle tekstylnym i papierniczym), dezynfekcji (znany już w starożytności) i jako czynnik chłodniczy. Jest produktem pośrednim podczas produkcji kwasu siarkowego. Rozpuszcza się m.in. w wodzie i acetonie.
Budowa cząsteczki
[edytuj | edytuj kod]W fazie gazowej cząsteczka SO
2 ma kształt litery V[11]. Oba wiązania siarka–tlen mają długość 143 pm, a kąt między nimi wynosi 119,5°[12]. Atom siarki ma hybrydyzację sp2 i ma jedną wolną parą elektronową[11][13]. Struktury elektronowej cząsteczki SO
2 nie da się przedstawić jednym wzorem Lewisa z oktetem elektronów wokół atomu siarki[14] i cząsteczka bywa przedstawiana za pomocą struktur rezonansowych[13][14][15]:
Jednak długość wiązania siarka–tlen (143 pm) jest bardzo zbliżona do wiązania podwójnego (dS=O = 140 pm) i znacznie mniejsza niż wiązanie pojedyncze (dS−O = 163 pm), a kąt wiązań tlen–siarka–tlen wynosi 119°, wskazując na hybrydyzację sp2[11]. Także z porównania długości i energii wiązań w cząsteczkach SO
2 i SO z izoelektronowymi O
3 i O
2 można wnioskować, że rząd wiązania siarka–tlen w SO
2 wynosi co najmniej 2[16][17][18]:
| Wiązanie siarka–tlen | O 2 |
O 3 |
SO | SO 2 |
|---|---|---|---|---|
| Długość [pm] | 121 | 128 | 148 | 143 |
| Energia [kJ/mol] | 490 | 297 | 524 | 548 |
| Kąt wiązania[12][19] | – | 116,8 | – | 119,5 |
| Stabilność | + | – | – | + |
| Rząd wiązania | 2 | 1,5 | ? | ≥ 2 |
Zgodnie z tymi informacjami budowę cząsteczki można zobrazować wzorem[17][18][11][19]:
W celu wyjaśnienia takiej struktury cząsteczki przywołuje się czasem udział pustego orbitalu 3d, co jednak jest zbędne[20] i nie znalazło potwierdzenia w modelach teoretycznych[21]. Wiązania siarka–tlen w SO
2 o rzędzie co najmniej 2 tłumaczy natomiast wkład wiązania kowalencyjnego rzędu ok. 1,5 wzmocnionego przez wiązanie jonowe rzędu ok. 1, spowodowanego różnicą elektroujemności atomów S i O[21][17][18]. Ponieważ w cząsteczce ozonu brak jest takich oddziaływań jonowych, ma ona odmienną geometrię, pomimo izoelektronowej struktury[16][11][19].
Charakterystyka chemiczna
[edytuj | edytuj kod]Przemysłowo otrzymywany jest przez spalanie siarki[14][16]:
- S + O
2 → SO
2
lub siarkowodoru[16]:
- 2H
2S + 3O
2 → 2SO
2 + 2H
2O
lub podczas prażenia rud siarczkowych w obecności powietrza, np.[14][16]:
- 4FeS
2 + 11O
2 → 2Fe
2O
3 + 8SO
2
W obecności katalizatora (np. V2O5) powstały dwutlenek utlenia się do trójtlenku siarki:
- 2SO
2 + O
2 → 2SO
3
(podobna reakcja zachodzi także w atmosferze z udziałem promieniowania UV lub ozonu)
Dwutlenek siarki dobrze rozpuszcza się w wodzie, dając słaby kwas siarkawy:
- SO
2 + H
2O ⇄ H
2SO
3
Przypisy
[edytuj | edytuj kod]- ↑ Neil G. Connelly i inni, Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), International Union of Pure and Applied Chemistry, RSC Publishing, 2005, s. 327, ISBN 978-0-85404-438-2 (ang.).
- ↑ Farmakopea Polska X, Polskie Towarzystwo Farmaceutyczne, Warszawa: Urząd Rejestracji Produktów Leczniczych, Wyrobów Medycznych i Produktów Biobójczych, 2014, s. 4276, ISBN 978-83-63724-47-4.
- ↑ a b c d Lide 2009 ↓, s. 4-92.
- ↑ a b Lide 2009 ↓, s. 6-53.
- ↑ Lide 2009 ↓, s. 6-174.
- ↑ Lide 2009 ↓, s. 9-52.
- ↑ Dwutlenek siarki, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2019-02-24] (ang.).
- ↑ Ditlenek siarki (nr 84694) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Polski. [dostęp 2019-02-24]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Dwutlenek siarki (nr 84694) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2019-02-24]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Łukasz Kuźma i inni, Exposure to air pollution-a trigger for myocardial infarction? A nine-year study in Bialystok-the capital of the Green Lungs of Poland (BIA-ACS registry), „International Journal of Hygiene and Environmental Health”, 229, 2020, s. 113578, DOI: 10.1016/j.ijheh.2020.113578, PMID: 32758862 (ang.).
- ↑ a b c d e Geoffrey Rayner-Canham, Tina Overton, Descriptive inorganic chemistry, wyd. 5, New York: W.H. Freeman, 2010, s. 436, ISBN 978-1-4292-1814-6, OCLC 763131960.
- ↑ a b Terence P. Cunningham i inni, Chemical bonding in oxofluorides of hypercoordinate sulfur, „Journal of the Chemical Society, Faraday Transactions”, 93 (13), 1997, s. 2247–2254, DOI: 10.1039/a700708f (ang.).
- ↑ a b James E. House, Inorganic chemistry, wyd. 3, London 2020, s. 590, ISBN 978-0-12-814369-8, OCLC 1126335516.
- ↑ a b c d Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, s. 614, ISBN 83-01-13654-5.
- ↑ Catherine E. Housecroft, A.G. Sharpe, Inorganic chemistry, wyd. 4, Harlow: Pearson, 2012, s. 573, ISBN 978-0-273-74275-3, OCLC 775664094.
- ↑ a b c d e f Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 698–700, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
- ↑ a b c Komplexbildung am Elektronendonator, [w:] N. Wiberg, E. Wiberg, A.F. Holleman, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Band 1. Grundlagen und Hauptgruppenelemente, De Gruyter, 2016, s. 164–167, DOI: 10.1515/9783110495850, ISBN 978-3-11-049585-0 (niem.).
- ↑ a b c Schwefeldioxid, [w:] N. Wiberg, E. Wiberg, A.F. Holleman, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Band 1. Grundlagen und Hauptgruppenelemente, De Gruyter, 2016, s. 638–641, DOI: 10.1515/9783110495850, ISBN 978-3-11-049585-0 (niem.).
- ↑ a b c Gordon H. Purser, The significance of the bond angle in sulfur dioxide, „Journal of Chemical Education”, 66 (9), 1989, s. 710, DOI: 10.1021/ed066p710 (ang.).
- ↑ D. Michael, P. Mingos (red.), The Chemical Bond I. 100 Years Old and Getting Stronger, t. 169, Cham: Springer International Publishing, 2016, s. 60–61, DOI: 10.1007/978-3-319-33543-8, ISBN 978-3-319-33541-4 (ang.).
- ↑ a b Alan E. Reed, Paul v. R. Schleyer, Chemical bonding in hypervalent molecules. The dominance of ionic bonding and negative hyperconjugation over d-orbital participation, „Journal of the American Chemical Society”, 112 (4), 1990, s. 1434–1445, DOI: 10.1021/ja00160a022 (ang.).
Bibliografia
[edytuj | edytuj kod]- David R. Lide (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0 (ang.).