Сернистая кислота

Не следует путать с серной кислотой.

Сернистая кислота
Общие
Систематическое наименование	Сернистая кислота
Хим. формула	H2SO3
Физические свойства
Состояние	Жидкость
Молярная масса	82.07 г/моль
Плотность	1,03 г/см³
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ${\displaystyle pK_{a}}$	1,81
Растворимость
• в воде	14.73 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	7782-99-2
PubChem	1100
Рег. номер EINECS	231-973-1
SMILES	OS(=O)O
InChI	InChI=1S/H2O3S/c1-4(2)3/h(H2,1,2,3) LSNNMFCWUKXFEE-UHFFFAOYSA-N
ChEBI	48854
ChemSpider	1069
Безопасность
Пиктограммы ECB
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Се́рнистая кислота́ (химическая формула — H₂SO₃) — химическая неорганическая кислота средней силы, существующая только в водном растворе. Образуется при растворении диоксида серы в воде.

Её соли и эфиры называются сульфи́тами и ги́дросульфи́тами.

Физические свойства

Сернистая кислота — это двухосновная кислота средней силы. Образуется при растворении диоксида серы в воде. Ввиду неустойчивости не может быть выделена в чистом виде из водных растворов.

Химические свойства

Кислота средней силы:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}\rightleftarrows H^{+}+HSO_{3}^{-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {HSO_{3}^{-}\rightleftarrows H^{+}+SO_{3}^{2-}}}}$

Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

${\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}SO_{3}}}}$

Баланс реакции лежит далеко слева.

Растворы H₂SO₃ всегда имеют резкий специфический запах химически не связанного водой SO₂.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}+NaOH\longrightarrow NaHSO_{3}+H_{2}O}}}$

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}SO_{3}+2H_{2}O}}}$

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}+Br_{2}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}SO_{4}+2HBr}}}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}+Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}SO_{4}+2HCl}}}$

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}+2H_{2}S\longrightarrow 3S\downarrow +3H_{2}O}}}$

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

${\displaystyle {\mathsf {5SO_{3}^{2-}+6H^{+}+2MnO_{4}^{-}\longrightarrow 5SO_{4}^{2-}+2Mn^{2+}+3H_{2}O}}}$

Необратимо окисляется кислородом до серной кислоты при +70 °C под давлением и в присутствии сульфата меди (II). Образующийся сульфит меди (II) окисляется кислородом до сульфата меди (II):

${\displaystyle {\mathsf {2H_{2}SO_{3}+O_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C,p,CuSO_{4}} \ 2H_{2}SO_{4}}}}$

Физиологические свойства

Пары сернистой кислоты имеют примерно те же свойства воздействия на организм человека, что и её ангидрид, сернистый газ, — с той только разницей, что концентрация таких паров в случае кислоты будет всегда ниже. Тем не менее, сернистая кислота всегда приводит к стойкому раздражению дыхательных путей, не позволяющему человеку продолжительного пребывания в атмосфере, сколько-нибудь богатой такими парами. При постоянном действии на человека даже разрежённых испарений сернистой кислоты, сразу не производящей заметного раздражения дыхательных органов, всё равно проявляются катаральные воспаления соединительной оболочки глаз, возникают трудности дыхания, расстройство пищеварения, что, в конце концов, приводит к общему упадку сил организма.[1]

Применение

• Восстановитель, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей;
• Консервирование плодов, овощей, винных изделий;
• Осветление фруктовых соков, долгое время производимое при посредстве сернистого газа, на самом деле в своём механизме использует химическое воздействие сернистой кислоты;[2]

Примечания

1. Ф. Ф. Эрисман. «Профессиональная гигиена». Избранные произведения: в 2 т. — М.: Медгиз, 1959 г.
2. И. Н. Вольпер. Сахар: сладкий, горький, соленый — М.: «Химия и жизнь», № 10, 1965 г.

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4 (Пол-Три). — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.