Oxid sírový Krystaly trimerního oxidu sírového
Strukturní vzorec
3D model molekuly SO3
Obecné Systematický název Oxid sírový Anglický název Sulfur trioxide Německý název Schwefeltrioxid Sumární vzorec SO3 Vzhled bezbarvé krystalky nebo olejovitá kapalina Identifikace Registrační číslo CAS 7446-11-9 EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) 231-197-3 PubChem 24682 ChEBI 29384 UN kód 1829 Číslo RTECS WT4830000 Vlastnosti Molární hmotnost 80,064 g/mol Teplota tání 32,5 °C (α ) β, 234 kPa ) γ ) Teplota varu 44,8 °C Teplota sublimace 50 °C (β ) Hustota 1,97 g/cm3 (α, 20 °C )3 (γ, −10 °C, pevný )3 (γ, 20 °C, kapalina ) Index lomu n D = 1,409 65Kritická teplota Tk 218,3 °C Kritický tlak pk 8 440 kPa Kritická hustota 0,633 g/cm3 Rozpustnost ve vodě rozpustný (na H2 SO4 ) Rozpustnost v polárních kyselina sírová (na oleum )Relativní permitivita εr 3,11 (18 °C ) Tlak páry 37,330 kPa Van der Waalsovy konstanty stavové rovnice a= 0,680 3 Pa m6 mol−2 6 •b= 56,36 m3 mol−1 Struktura Krystalová struktura jednoklonná (α )β )γ ) Hrana krystalové mřížky γ-modifikace při −10 °C Dipólový moment 0 Cm Termodynamické vlastnosti Standardní slučovací entalpie ΔHf ° −395,7 kJ/molγ, kapalina ) Entalpie tání ΔHt 151 J/g (α )β )γ ) Entalpie varu ΔHv 510 J/g Standardní molární entropie S° 256,6 J K−1 mol−1 −1 mol−1 (γ, kapalina ) Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf ° −395,7 kJ/molγ, kapalina ) Izobarické měrné teplo cp 0,633 J K−1 g−1 −1 g−1 (γ, kapalina ) Bezpečnost GHS05 GHS06 GHS07 GHS08 GHS09 [ 1] Nebezpečí [ 1] R-věty R8 , R14 , R26 , R34 , R35 , R37 , R45 S-věty S1/2 , S8 , S17 , S25 , S26 , S30 , S36/37/39 , S45 , S53 NFPA 704 Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky
SI a
STP (25 °C, 100 kPa).
Oxid sírový (chemický vzorec S O 3 ) je jeden z oxidů síry , který je hlavní příčinou vzniku kyselých dešťů . Vyrábí se ve velkém množství jako prekurzor kyseliny sírové .
Průmyslově se vyrábí oxidací oxidu siřičitého
2
S
O
2
+
O
2
→ → -->
2
S
O
3
{\displaystyle {\mathsf {2\,SO_{2}+O_{2}\ \to \ 2\,SO_{3}}}}
Oxid siřičitý reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu sírového.Tato reakce je silně exotermická a je vratná ; proto je nutno ji provádět za relativně nízkých teplot do 500 °C a za přítomnosti katalyzátorů (např. platiny nebo oxidu vanadičného , wolframového , molybdenového aj.). Za vysokých teplot vyšších než 800 °C probíhá tato reakce opačným směrem a z oxidu sírového vzniká opět oxid siřičitý a kyslík ].
V laboratoři se oxid sírový připravuje rozkladem síranu železitého :
F
e
2
(
S
O
4
)
3
→
480
∘ ∘ -->
C
F
e
2
O
3
+
3
S
O
3
{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {480^{\circ }C}}\ Fe_{2}O_{3}+3\,SO_{3}}}}
Síran železitý se rozkládá na oxid železitý a oxid sírový. nebo destilací olea , což je roztok oxidu sírového v kyselině sírové , případně zahříváním hydrogensíranu sodného
2
N
a
H
S
O
4
→
315
∘ ∘ -->
C
N
a
2
S
2
O
7
+
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {2\,NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {315^{\circ }C}}\ Na_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O}}}
Hydrogensíran sodný se rozkládá na disíran sodný a vodu .
N
a
2
S
2
O
7
→
460
∘ ∘ -->
C
N
a
2
S
O
4
+
S
O
3
{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S_{2}O_{7}\ {\xrightarrow {460^{\circ }C}}\ Na_{2}SO_{4}+SO_{3}}}}
Disíran sodný se rozkládá na síran sodný a oxid sírový.
Vlastnosti
Struktura
V plynném stavu má monomerní forma oxidu planární uspořádání (grupa symetrie D3h ). V kapalném i plynném skupenství existuje rovnováha mezi monomerem a trimerem (S3 O9 ). V pevném stavu je oxid sírový vždy trimerní nebo polymerní. Cyklický trimer zaujímá vaničkovou konformaci (grupa symetrie D3v ) podobnou cyklohexanu .
Krystaluje v podobě bezbarvých kosočtverečných krystalů jako modifikace γ-SO3 ; pokud přijde do styku s vodou, tak vytváří bílé jednoklonné jehličkovité krystaly modifikace β-SO3 , které jsou tvořeny směsí vláknitých polysírových kyselin. Nejstálejší formou oxidu sírového je jednoklonný α-SO3 , který má složitou vrstevnatou strukturu, vzniklou příčným spojováním řetězců.
Struktura monomeru a trimeru Prostorová struktura monomerní a trimerní formy oxidu sírového
S vodou reaguje velmi prudce, a podle stechiometrického poměru reakčních složek vzniká buď kyselina sírová
S
O
3
+
H
2
O
→ → -->
H
2
S
O
4
{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+H_{2}O\ \to \ H_{2}SO_{4}}}}
nebo oleum , případně směsi polysírových kyselin. Oxid sírový je velmi silné dehydratační činidlo: z organických látek odštěpuje vodu, např. jeho působením na ethanol vzniká ethen (ethylen) a kyselina sírová
C
H
3
C
H
2
O
H
+
S
O
3
→ → -->
C
H
2
=
C
H
2
+
H
2
S
O
4
{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+SO_{3}\ \to \ CH_{2}{=}CH_{2}+H_{2}SO_{4}}}}
Reakci s halogenovodíky vznikají halogensírové kyseliny HSO3 X, např. reakcí s chlorovodíkem
S
O
3
+
H
C
l
→ → -->
H
S
O
3
C
l
{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+HCl\ \to \ HSO_{3}Cl}}}
vzniká kyselina chlorsírová (chlorsulfonová).
Oxid sírový je velmi silnou Lewisovou kyselinou . Tvoří proto velké množství různých aduktů s mnoha organickými i anorganickými ligandy .
Průmyslově vyráběný oxid sírový se ihned zpracovává na kyselinu sírovou .
Oxid sírový je silně žíravý, neboť ve styku s tkáněmi těla z nich odnímá vodu a mění se na kyselinu sírovou. Necháme-li odpadnout kapku vody na oxid sírový, dojde k explozívní reakci .
Reference
↑ a b Sulfur trioxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online . (anglicky)
Literatura
VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky . 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5 REMY, H. Anorganická chemie I . Praha: SNTL, 1971.
