Trioxid de sulf
| Trioxid de sulf | |
|---|---|
 | |
 | |
| Numele IUPAC | |
| trioxid de sulf | |
| Denumiri alternative | |
| anhidridă sulfurică | |
| Caracteristici generale | |
| Formula moleculară sau brută | SO 3 |
| Masa moleculară ( u ) | 80.06 |
| Aspect | solid cristalin incolor (forma α) |
| numar CAS | |
| Numărul EINECS | 231-197-3 |
| PubChem | 24682 |
| ZÂMBETE | O=S(=O)=O |
| Proprietăți fizico-chimice | |
| Densitate (g / cm 3 , în cs ) | 1,97 (forma γ) |
| Solubilitate în apă | reacționează |
| Temperatură de topire | 62,2 ° C (335,35 K) (forma α) |
| Temperatura de fierbere | se descompune la 50 ° C (323,15 K) (forma α) |
| Presiunea de vapori ( Pa ) la 293,15 K. | 37333 (forma γ) |
| Proprietăți termochimice | |
| Δ f H 0 (kJ mol −1 ) | −397,77 |
| S 0 m (J K −1 mol −1 ) | 256,77 |
| C 0 p, m (J K −1 mol −1 ) | 24.02 |
| Informații de siguranță | |
| Simboluri de pericol chimic | |
    | |
| Pericol | |
| Fraze H | 271 - 314 - 330 - 350 |
| Sfaturi P | 201 - 220 - 260 - 280 - 284 - 305 + 351 + 338 [1] |
Trioxidul de sulf sau anhidridă sulfurică este un compus chimic coroziv care, reacționând cu apa, produce acid sulfuric , fiind anhidrida sa. Există în trei forme: formele α și β sunt solide în condiții normale, în timp ce forma γ este un lichid . Trioxidul de sulf gazos prezent în atmosferă este principala cauză a ploilor acide .
Din punct de vedere structural este o moleculă plană trigonală hipervalentă (stare gazoasă). Dubla legătură S = O măsoară 142 pm .
Forme structurale
Molecula γ-SO 3 reprezintă un trimer ciclic cu un punct de topire de 16,8 ° C. Forma α-SO 3 are aspect fibros și structural este un polimer la capetele căruia are grupări OH. Este un solid cu un punct de topire de 62,3 ° C. Molecula β-SO 3 este un solid cu aspect similar cu forma α, dar este un hidroxi-polimer care se topește la 32,5 ° C. Formele β și γ au un punct de fierbere de 44,45 ° C, în timp ce forma α se descompune la 50 ° C. β-SO 3 și γ-SO 3 sunt instabile și tind să se transforme în α-SO 3 datorită prezenței urmelor de apă. [2]
Încălzirea anhidridului sulfuric α până la punctul său de topire determină o creștere bruscă a presiunii vaporilor capabilă să genereze ceea ce se numește „explozie alfa”.
Trioxidul de sulf este extrem de higroscopic, iar căldura de hidratare dezvoltată este capabilă să aprindă materiale precum lemnul și bumbacul . [2]
Proprietăți chimice
Reacția de formare a unui mol de anhidridă sulfurică ( P = 1 atm , T = 298,15 K ) pornind de la elementele din stările lor standard respective este:
care, condusă într-o bombă calorimetrică (la volum constant), dezvoltă 397 kJ pentru fiecare mol de SO 3 care se formează.
Trioxidul de sulf reacționează cu apa pentru a produce acid sulfuric:
cu dezvoltare de 87,895 kJ / mol . La o temperatură de aproximativ 340 ° C se stabilește un echilibru în care toate cele trei specii sunt prezente în concentrații semnificative.
Trioxidul de sulf reacționează cu diclorura de sulf pentru a produce importantul reactiv clorură de tionil :
Echilibrul disocierii gazelor
își asumă un rol de o anumită importanță termodinamică la temperaturi peste 779 ° C.
Reacționează cu sulfiți pentru a da tiosulfati .
Rezumat și utilizări
La nivel de laborator este posibil să se obțină anhidridă sulfurică prin efectuarea pirolizei bisulfatului de sodiu, proces care constă din două etape în care intermediarul de reacție este pirosulfatul de sodiu :
- la T = 315 ° C:
- la T = 460 ° C:
Sinteza industrială, pe de altă parte, implică oxidarea dioxidului de sulf produs în mod normal prin arderea piritei sau a sulfului , cu oxigenul atmosferic la temperaturi cuprinse între 400-600 ° C și în prezența catalizatorilor de pentoxid de vanadiu (V 2 O 5 ) sau platină .
Principalele utilizări se referă la sinteza acidului sulfuric și a oleumului ; în primul caz, gazul este absorbit în turnuri care conțin o soluție concentrată de acid sulfuric la 98-98,3% pentru a obține 100% acid sulfuric, în timp ce în al doilea caz este obișnuit să se utilizeze acid sulfuric pur. Trioxidul de sulf este, de asemenea, utilizat ca agent de sulfonare, în special în industria coloranților .
Alternativ, este posibilă sintetizarea trioxidului de sulf în laborator prin încălzirea unui amestec de anhidridă fosforică și acid sulfuric , în conformitate cu următorul echilibru:
Rezultatul va fi anhidridă sulfurică gazoasă, care, prin urmare, trebuie condensată pentru utilizare și acid fosforic .
Precauții și riscuri
Trioxidul de sulf este un compus chimic foarte periculos datorită reactivității sale.
De fapt, fumează puternic în aer și exercită o acțiune energică de deshidratare asupra multor substanțe organice, carbonizându-le. Dacă este inhalat, poate reacționa cu apa mucoasei nazale și cu saliva transformându-l în acid sulfuric (H330).
De asemenea, poate provoca cancer (H350).
Notă
Elemente conexe
Alte proiecte
-
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre dioxidul de sulf
linkuri externe
- ( EN ) Trioxid de sulf , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
- Prepararea dioxidului de sulf , pe itchiavari.org .
| Controlul autorității | Tezaur BNCF 31222 · LCCN (EN) sh96009016 · GND (DE) 4180436-3 |
|---|
