Triòxid de sofre
| Substància química | tipus d'entitat química  |
|---|---|
| Massa molecular | 79,957 Da |
| Estructura química | |
| Fórmula química | O₃S |
 | |
| SMILES canònic | |
| Identificador InChI | Model 3D |
| Propietat | |
| Densitat | 2,27 g/cm³ |
| Punt de fusió | 16,83 °C 16,8 °C |
| Punt d'ebullició | 44,9 °C 45 °C (a 101,325 kPa) |
| Entalpia estàndard de formació | −395,8 kJ/mol |
| NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response () | |
El triòxid de sofre és un compost binari de sofre i oxigen, un òxid de fórmula . És un líquid incolor a temperatura ambient, amb un punt de fusió de 16,83 °C i un punt d'ebullició de 44,8 °C. Reacciona violentament amb aigua donant àcid sulfúric, , amb gran despreniment de calor.[1] Corroeix els metalls i els teixits. Provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...[2]
Història[modifica]
La primera referència sobre del triòxid de sofre és de Basilius Valentinus un alquimista de finals del segle xv. El mètode d'obtenció per escalfament de sulfat de ferro(II), , fou descrit per primera vegada el 1675 pel químic francès Nicolas Lémery (1645-1715), mentre que la preparació per escalfament de l'àcid sulfúric fou descobert un segle més tard, el 1755, pel químic alemany Johann Christian Bernhardt (1710-1758). El químic suec Carl-Wihlelm Scheele (1742-1786) i el químic francès Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816) identificaren per primera vegada el compost com anhídrid de l'àcid sulfúric.[3] Des de la dècada del 1940 és un dels reactius més importants en la indústria dels detergents sintètics.[4]
Estructura i enllaç[modifica]
En estat sòlid pot presentar tres formes al·lotròpiques diferents; , i de les quals la forma és la que presenta una major estabilitat respecte a les altres.
La forma , amb estructura semblant al gel, es correspon a la forma més habitual del en estat sòlid. Es presenta en forma de cristalls prismàtics incolors que fonen a 16,8 °C i donen un líquid menys viscós que l'àcid sulfúric. El líquid és transparent però si té alguna impuresa de matèria orgànica adquireix una coloració marró. A 25 °C té una densitat alta, d'1,904 g/cm³ i un índex de refracció d'1,40965. Té un punt d'ebullició de 44,8 °C. Està constituït per molècules individuals d'.[3]
La forma amb estructura d'asbestos, és de color blanc i menys estable que la forma , amb punt de fusió 30,5 °C. Té cadenes lineals de molècules d' enllaçades una rere l'altra. En estat líquid hom troba que està constituïda per dímers .[3]
La forma té una estructura semblant a la del gel. Quan es refreda l'per sota de -80 °C es condensa en la forma , que té una densitat de 1,903 g/cm³ a 25 °C. Consta de molècules trimèriques d', és a dir , que formen un anell de sis àtoms amb distàncies de 162,6 pm entre ells. A temperatura ambient amb traces d'aigua es converteix lentament en la més estable forma .[5]
En estat gasós es tracta d'una molècula trigonal plana de simetria D3h. Amb angles de 120°. Els enllaços són tots tres igual, de longitud 143 pm, la qual cosa indica que són enllaços dobles. L'àtom central de sofre es troba en estat d'oxidació +6 i no té càrrega formal. Es troba rodejada de sis parells d'electrons no enllaçants (dos per a cada àtom d'oxigen unit a l'àtom central).[3]
Síntesi[modifica]
El triòxid de sofre es pot obtenir al laboratori per escalfament d'hidrogensulfats (p.e. hidrogensulfat de sodi, ), de disulfats (p.e. disulfat de sodi, ) i de sulfats (p.e. sulfat de ferro(III), ).[5] Segons la sal de partida tenen lloc una o més reaccions de les indicades a continuació:
![{\displaystyle {\ce {2MHSO4 ->[\Delta] H2O + M2S2O7}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6ca0c1a93040afea61d7edcd427ed0d580972665)
![{\displaystyle {\ce {M2S2O7 ->[\Delta] SO3 + M2SO4}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/579bf7ced310e823ee1abb3aa80307ce44698ddc)
![{\displaystyle {\ce {M2SO4 ->[\Delta] SO3 + M2O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/948c2e070728e3f23722e5da4768d3df414c3b3a)
Al laboratori també es pot obtindre per deshidratació de l'àcid sulfúric concentrat emprant pentaòxid de difòsfor, :[5]
![{\displaystyle {\ce {H2SO4 ->[P_2O_5] H2O + SO3}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/236d4b382e767a7a34a9f2a066f5abe392ad5295)
Industrialment aquest compost s'obté per oxidació del diòxid de sofre, , amb oxigen mitjançant un catalitzador com el pentaòxid de divanadi, , monòxid de nitrogen, , òxid de ferro(III), , o platí. La combustió directa del sofre no produeix triòxid de sofre, sinó diòxid de sofre, ja que aquesta reacció és molt exotèrmica i la calor despresa és suficient per descompondre del triòxid de sofre format en diòxid de sofre i dioxigen.[5]
Reactivitat[modifica]
En presència d'aigua té lloc una reacció violenta donant lloc a l'àcid sulfúric que és altament corrosiu.
Aquesta reacció té lloc de forma molt ràpida i és altament exotèrmica. Al voltant de 340 °C el triòxid de sofre i l'aigua coexisteixen en concentracions significatives d'equilibri.
És un àcid de Lewis fort i reacciona amb bases de Lewis formant composts d'addició. Exemples són els formats amb l'òxid de bari, ; amb l'amoníac, ; amb la piridina, ; amb el tetrahidrofurà, ; amb el fluorur de potassi, ; amb el sulfat de sodi, ; amb el clorur d'hidrogen, ; i amb el sulfur d'hidrogen, .[5]
![{\displaystyle {\ce {Ba[SO4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9f0e7b7cb12e721fde5523ceb53384a1b90bd6e9)
![{\displaystyle {\ce {K[SO3F]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a2c749bf25be0aadc02b08cc8b58bdd8d4f6e108)
![{\displaystyle {\ce {Na2[S2O7]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/34e3e8ab89da9b33a4df7606d74a3ccdbfbb3bb1)
També és un agent oxidant fort. Així oxida el sofre, , a ; el diclorur de sofre, , a i ; el triclorur de fòsfor, , a , el fòsfor, , a ; el iodur d'hidrogen, , a ; i el sulfur d'hidrogen, a .[5]
Aplicacions[modifica]
L'aplicació més important del és la producció d'àcid sulfúric, que actualment es duu a terme industrialment per mitjà del mètode de contacte. El triòxid de sofre s'obté per combustió del diòxid de sofre, , a uns 400 °C i en presència d'un catalitzador (pentaòxid de vanadi, o platí, entre d'altres). El obtingut és absorbit en àcid sulfúric concentrat per a donar la dissolució coneguda com a òleum o àcid sulfúric fumant. Se'n produeixen de tres concentracions, del 20 %, del 30 % i del 65 % en . Posteriorment s'addiciona aigua a aquest òleum i pot obtenir-se l'àcid sulfúric comercial del 98 % d'alta puresa.[6] Les reaccions són:
L's'empra molt en química orgànica com a agent de sulfonació, això és la substitució d'un hidrogen en un hidrocarbur per un grup sulfònic, ; i de sulfatació, substitució d'un enllaçat a un per donar un sulfat. Mitjançant aquesta reacció s'obtenen composts tensioactius que s'empren com a detergents artificials, els més importants són els sulfonats d'alquilbenzè.[7]
Perillositat[modifica]
El triòxid de sofre provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. La concentració letal en humans és de 30 mg/m³. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...[8]
Medi ambient[modifica]
S'emet a l'atmosfera com a conseqüència de la combustió de carbó i petroli, bé directament o bé en forma de diòxid de sofre, , que es transforma en triòxid de sofre a l'aire, per acció de la llum ultraviolada i la humitat que hi són presents. El triòxid de sofre és un gas altament reactiu i, en presència d'humitat a l'aire, s'hidrata ràpidament produint àcid sulfúric, . En l'aire, per tant, és l'àcid sulfúric en forma d'un aerosol que es troba en lloc del triòxid de sofre i, en general, s'associa amb altres contaminants en gotes o partícules sòlides que s'estenen sobre una gran varietat de mides. Es considera un dels responsables de la pluja àcida.[8]
Referències[modifica]
- ↑ «triòxid de sofre | enciclopèdia.cat». [Consulta: 10 setembre 2017].
- ↑ GOV, NOAA Office of Response and Restoration, US. «SULFUR TRIOXIDE | CAMEO Chemicals | NOAA». [Consulta: 10 setembre 2017].
- ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 «Sulphur Trioxide, SO3» (en anglès). [Consulta: 10 setembre 2017].
- ↑ Applewhite, Thomas H. Proceedings of the World Conference on Lauric Oils: Sources, Processing, and Applications (en anglès). The American Oil Chemists Society, 1994-11-30. ISBN 9780935315561.
- ↑ 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 Wiberg, Egon; Wiberg, Nils. Inorganic Chemistry (en anglès). Academic Press, 2001. ISBN 9780123526519.
- ↑ Schroeter, Louis C. Sulfur Dioxide: Applications in Foods, Beverages, and Pharmaceuticals (en anglès). Elsevier, 2015-07-14. ISBN 9781483185668.
- ↑ Griffiths, Richard. Sulphur Trioxide, Oleum and Sulphuric Acid Mist (en anglès). IChemE, 1996. ISBN 9780852953730.
- ↑ 8,0 8,1 Pubchem. «SULFUR TRIOXIDE» (en anglès). [Consulta: 12 setembre 2017].
 |
A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Triòxid de sofre |