二氧化硫與氨水反應的化學方程式是什么

二氧化硫過量：SO2+NH3H2O=NH4HSO3；少量二氧化硫：2NH3H2O+SO2=(NH4)2SO3+H2O；總的反應方程式：SO2+2NH3+H20=(NH4)2SO3。

二氧化硫與氨水反應的化學方程式

反應條件

二氧化硫和氨水的反應需要在一定的條件下才能發生。一般來說，反應的溫度范圍為0-50℃，壓力為常壓。當溫度升高時，反應速率加快，但同時也會生成更多的副產物，如硫酸銨、硫代硫酸銨等。當壓力升高時，反應速率也會加快，但對生成產物的種類影響不大。

反應機理

二氧化硫和氨水的反應是一個兩步反應。第一步是二氧化硫和氨水生成亞硫酸銨：

SO2 + NH3 + H2O → NH4HSO3

第二步是亞硫酸銨與氨水進一步反應生成硫酸銨：

NH4HSO3 + NH3 → (NH4)2SO4

二氧化硫的性質是什么

二氧化硫（化學式SO2）是最常見、最簡單、有刺激性的硫氧化物。大氣主要污染物之一?；鹕奖l時會噴出該氣體，在許多工業過程中也會產生二氧化硫。由于煤和石油通常都含有硫元素，因此燃燒時會生成二氧化硫。當二氧化硫溶于水中，會形成亞硫酸。

1、二氧化硫與水的反應

SO2+H2O=H2SO3 (這是一個可逆反應)

H2SO3是不穩定的二元弱酸（具有弱酸性）

2、二氧化硫具有酸性氧化物的通性

與堿性氧化物反應：SO2+Na2O=Na2SO3

與堿反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O SO2+NaOH=NaHSO3 (SO2過量)

3、二氧化硫的催化氧化

SO3＋H2O==H2SO4

（SO3是一種無色固體，熔點（16.8℃）和沸點（44.8℃）都較低。SO3與H2O反應生成H2SO4，同時放出大量的熱。）

在工業生產上，常利用上面兩個反應制造硫酸。

4、二氧化硫的漂白性

SO2能漂白某些有色物質。

使品紅溶液褪色(化合生成不穩定的化合物加熱后又恢復為原來的紅色）

利用這一現象來檢驗SO2的存在。

5、二氧化硫既有氧化性又有還原性（以還原性為主）

（1）較強的還原性：

二氧化硫能使氯水、溴水、KMnO4溶液褪色，體現了SO2強還原性而不是漂白性。

（2）弱氧化性：

（氧化產物與還原產物物質的量之比為2：1）

SO3的物理性質

SO3是無色易揮發的晶體，熔點為16.8℃，沸點為44.8℃。

氨水的性質

一、成分的多樣性:氨水中含有三分子：一水合氨分子，水分子，氨分子；三離子：銨根離子，氫氧根離子，氫離子。

這是因為氨氣通入水中后，大部分與水反應生成一水合氨。

二、氣味的特殊性：氨水具有特殊的強烈刺激性臭味，吸入后對鼻、喉和肺有刺激性會引起咳嗽、氣短和哮喘等；氨水濺入眼內，可造成嚴重損害，甚至導致失明；皮膚接觸可致灼傷，因此使用氨水時要小心。

三、易揮發性：濃氨水易揮發，因此保存氨水要密閉，置于陰冷處。

四、密度變化特殊性：氨水的密度小于1，最濃的氨水含氨35.28%，密度是0.88g/cm3。在氨水中，含氨越多，密度越小。如氨水的質量分數為10%時，密度為0.958g/cm3，氨水的質量分數為30%時，密度為0.892g/cm3。

五、不穩定性：—水合氨不穩定，見光受熱易分解而生成氨和水。

實驗室中，可用加熱濃氨水制氨，或常溫下用濃氨水與固體燒堿混合的方法制氨，其裝置與操作簡便，且所得到的氨氣濃度較大，可以用做“噴泉”實驗。由于氨水具有揮發性和不穩定性，故氨水應密封保存在棕色或深色試劑瓶中，放在冷暗處。

六、弱堿性：氨水中一水合氨能電離出OH-，所以氨水顯弱堿性，具有堿的通性：

1能使無色酚酞試液變紅色，能使紫色石蕊試液變藍色，能使濕潤紅色石蕊試紙變藍。實驗室中常見此法檢驗NH3的存在。

2能與酸反應，生成銨鹽。濃氨水與揮發性酸(如濃鹽酸和濃硝酸)相遇會產生白煙。（實驗室中可用此法檢驗來檢驗氨氣、氨水的存在）

遇不揮發性酸(如硫酸、磷酸)無此現象。

工業上，利用氨水的弱堿性來吸收硫酸工業尾氣，防止污染環境。

七、沉淀性：氨水是很好的沉淀劑，它能與多種金屬離子反應，生成難溶性弱堿或兩性氫氧化物。

Al(OH)3沉淀不溶于過量氨水。 利用此性質，實驗中可制取Al(OH)3等。