Oxid siřičitý - Sulfur trioxide - Wikipedia

Pro další použití viz SO3 (disambiguation).
Tento článek je o molekule TAK
3. Pro ion TAK2−
3viz Siřičitan.
Oxid siřičitý
Struktura a rozměry oxidu sírového
Prostorový model oxidu sírového
Jména
Preferovaný název IUPAC
Oxid siřičitý
Systematický název IUPAC
Sulfonyliden-oxidan
Ostatní jména
Anhydrid kyseliny sírové, oxid siřičitý
Identifikátory
3D model (JSmol )
ChEBI
ChemSpider
Informační karta ECHA100.028.361 Upravte to na Wikidata
Číslo ES
  • 231-197-3
1448
Číslo RTECS
  • WT4830000
UNII
UN čísloUN 1829
Vlastnosti
TAK3
Molární hmotnost80.066 g / mol
VzhledBezbarvá až bílá krystalická pevná látka, která bude dýmat na vzduchu.[1] Bezbarvá kapalina a plyn.[2]
ZápachLiší se. Výpary jsou štiplavé; jako oxid siřičitý.[3] Mlha je bez zápachu.[2]
Hustota1.92 g / cm3, kapalný
Bod tání 16,9 ° C (290,4 K)
Bod varu 45 ° C (113 ° F; 318 K)
Reaguje dát kyselina sírová
Termochemie
256.77 JK−1mol−1
−395.7 kJ / mol
Nebezpečí
Hlavní nebezpečíVysoce korozivní
Bezpečnostní listICSC 1202
Piktogramy GHSGHS05: Žíravý GHS07: Zdraví škodlivý
Signální slovo GHSNebezpečí
H314, H335
P261, P280, P305 + 351 + 338, P310[4]
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Bod vzplanutíNehořlavé
Smrtelná dávka nebo koncentrace (LD, LC):
krysa, 4 hod 375 mg / m3[Citace je zapotřebí ]
Související sloučeniny
jiný kationty
Oxid seleničitý
Oxid teluritý
Příbuzný síra oxidy
Oxid siřičitý
Oxid siřičitý
Související sloučeniny
Kyselina sírová
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
☒N ověřit (co je šekY☒N ?)
Reference Infoboxu

Oxid siřičitý (alternativní hláskování oxid sírový) je chemická sloučenina vzorce SO3, s relativně úzkým rozsahem kapalin. V plynné formě je tento druh významnou znečišťující látkou a je primárním předchůdcem kyselý déšť.[5]

Je připravován v průmyslovém měřítku jako předchůdce kyselina sírová, a je také známá jako sírová anhydrid.

V dokonale suchém přístroji jsou páry oxidu siřičitého neviditelné a kapalina je průhledná. Hustě však kouří i v relativně suché atmosféře (používá se jako kouřové činidlo) v důsledku tvorby mlhy kyseliny sírové. Tato pára nemá žádný zápach, ale je extrémně korozivní.[2]

Molekulární struktura a vazba

Plynné SO3 je trigonální planární molekula D.3h symetrie, jak předpovídal Teorie VSEPR. TAK3 patří k D.3h bodová skupina.

Pokud jde o formalismus počítání elektronů, atom síry má oxidační stav +6 a formální poplatek z 0. The Lewisova struktura sestává z S = O dvojná vazba a dvě S – O dativní dluhopisy bez využití d-orbitalů.[6]

Elektrické dipólový moment plynného oxidu sírového je nula. To je důsledek úhlu 120 ° mezi vazbami S-O.

Chemické reakce

TAK3 je anhydrid H.2TAK4. Dochází tedy k následující reakci:

TAK3 (G) + H2Ó (l) → H2TAK4 (aq) (ΔHF = −200 kJ mol−1 )[7]

Reakce probíhá jak rychle, tak exotermicky, příliš prudce, než aby byla použita ve velkovýrobě. Při teplotě 340 ° C nebo vyšší spolu existují kyselina sírová, oxid sírový a voda ve významných rovnovážných koncentracích.[Citace je zapotřebí ]

Oxid siřičitý také oxiduje chlorid sírový poskytnout užitečné činidlo, thionylchlorid.

TAK3 + SCl2 → SOCl2 + SO2

TAK3 je silný Lewisova kyselina snadno se tvořící krystalické komplexy s pyridin, dioxan, a trimethylamin. Tyto adukty mohou být použity jako sulfonační činidla.[8]

Příprava

V atmosféře

Přímá oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový ve vzduchu:

TAK2 + ​1⁄2Ó2 = SO3 ΔH = -198,4

sice probíhá, ale reakce probíhá velmi pomalu.

V laboratoři

Oxid siřičitý lze připravit v laboratoři dvoustupňově pyrolýza z hydrogensíran sodný. Pyrosulfát sodný je meziprodukt:[9]

  1. Dehydratace při 315 ° C:
    2 NaHSO4 → Na2S2Ó7 + H2Ó
  2. Praskání při 460 ° C:
    Na2S2Ó7 → Na2TAK4 + SO3

Naproti tomu KHSO4 nepodléhá stejné reakci.[9]

Může být také připraven přidáním koncentrovaného kyselina sírová na oxid fosforečný.[10]

V průmyslu

Průmyslově SO3 je vyroben kontaktní proces. Oxid siřičitý, který je zase produkován spalováním síra nebo pyrit železa (sulfidová ruda železa). Po vyčištění elektrostatickým srážením byl SO2 se potom oxiduje atmosférickým kyslík při teplotě mezi 400 a 600 ° C na katalyzátoru. Typický katalyzátor se skládá z oxid vanadičitý (PROTI2Ó5) aktivováno pomocí oxid draselný K.2O on křemelina nebo oxid křemičitý Podpěra, podpora. Platina také funguje velmi dobře, ale je příliš drahý a je mnohem snadněji otráven (zneškodněn) nečistotami.[11]

Většina takto vyrobeného oxidu sírového se přemění na kyselina sírová ne přímým přidáním vody, se kterou tvoří jemnou mlhu, ale absorpcí v koncentrované kyselině sírové a zředěním vyrobeného produktu vodou oleum.[Citace je zapotřebí ]

Hlavní článek: síran vápenatý § jiná použití

Kdysi se vyrábělo průmyslově vytápěním síran vápenatý s oxid křemičitý.

Aplikace

Oxid sírový je základním činidlem v sulfonace reakce. Tyto procesy poskytují detergenty, barviva a farmaceutika. Oxid sírový se generuje in situ z kyseliny sírové nebo se používá jako roztok v kyselině.

Struktura pevného SO3

Model s kuličkou a hůlkou z y-TAK3 molekula
An ampule oxidu sírového

Povaha pevného SO3 je složitá, protože strukturální změny jsou způsobeny stopami vody.[12]

Po kondenzaci plynu absolutně čistý SO3 kondenzuje na ořezávač, který se často nazývá y-TAK3. Tato molekulární forma je bezbarvá pevná látka s teplotou tání 16,8 ° C. Přijímá cyklickou strukturu popsanou jako [S (= O)2(μ-Ó)]3.[13]

Pokud SO3 potom kondenzuje nad 27 ° C α-TAK3 formy, která má teplotu tání 62,3 ° C. α-TAK3 má vláknitý vzhled. Strukturálně je to polymer [S (= O)2(μ-Ó)]n. Každý konec polymeru je zakončen OH skupinami. β-TAK3, podobně jako alfa forma, je vláknitý, ale s jinou molekulovou hmotností, sestávající z polymeru s hydroxylovým uzávěrem, ale taje při 32,5 ° C. Gama i beta forma jsou metastabilní a nakonec se přemění na stabilní alfa formu, pokud zůstanou dostatečně dlouho stát. Tato přeměna je způsobena stopami vody.[14]

Relativní tlaky par pevného SO3 jsou alfa molekulové hmotnosti. Kapalný oxid sírový má tlak par konzistentní s gama formou. Tak zahřívá krystal z α-TAK3 jeho teplota tání vede k náhlému zvýšení tlaku par, který může být dostatečně silný na to, aby rozbil skleněnou nádobu, ve které se zahřívá. Tento efekt je znám jako „alfa exploze“.[14]

TAK3 je agresivní hygroskopický. Hydratační teplo je dostatečné pro směsi SO3 a dřevo nebo bavlna se mohou vznítit. V takových případech SO3 dehydratuje je sacharidy.[14]

Bezpečnost

Spolu se silným oxidačním činidlem způsobí oxid sírový vážné popáleniny při vdechování i požití, protože je vysoce korozivní a hygroskopický. TAK3 je třeba s ním zacházet velmi opatrně, protože prudce reaguje s vodou a vytváří vysoce leptavou kyselinu sírovou. Mělo by se také udržovat mimo organický materiál kvůli silné dehydratační povaze oxidu siřičitého a jeho schopnosti prudce reagovat s těmito materiály.

Zdroje

Viz také

Reference

  1. ^ "SÍRNÝ TRIOXID CAMEO Chemicals NOAA". Cameochemicals.noaa.gov.
  2. ^ A b C Lerner, L. (2011). Malá syntéza laboratorních reagencií s reakčním modelováním. CRC Press. str. 10. ISBN  9781439813133. LCCN  2010038460.
  3. ^ "Substance: Sulphur trioxide - Learn Chemistry Wiki". Rsc.org.
  4. ^ "Oxid sírový 227692" (PDF). SO3. Archivovány od originál dne 2020-09-01. Citováno 1. září 2020.
  5. ^ Thomas Loerting; Klaus R. Liedl (2000). „Směrem k eliminaci odchylek mezi teorií a experimentem: rychlostní konstanta atmosférické přeměny SO3 do H2TAK4". Sborník Národní akademie věd Spojených států amerických. 97 (16): 8874–8878. Bibcode:2000PNAS ... 97.8874L. doi:10.1073 / pnas.97.16.8874. PMC  16788. PMID  10922048.
  6. ^ Terence P. Cunningham, David L. Cooper, Joseph Gerratt, Peter B. Karadakov a Mario Raimondi (1997). "Chemická vazba v oxofluoridech hyperkoordinované síry". Journal of the Chemical Society, Faraday Transactions. 93 (13): 2247–2254. doi:10.1039 / A700708F.CS1 maint: více jmen: seznam autorů (odkaz)
  7. ^ „Výroba kyseliny sírové a superfosfátu“ (PDF). Chemické procesy na Novém Zélandu.
  8. ^ Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey; Murillo, Carlos A .; Bochmann, Manfred (1999), Pokročilá anorganická chemie (6. vydání), New York: Wiley-Interscience, ISBN  0-471-19957-5
  9. ^ A b K.J. de Vries; P.J.Gellings (květen 1969). „Tepelný rozklad draslíku a pyrosulfátu sodného“. Journal of Anorganic and Nuclear Chemistry. 31 (5): 1307–1313. doi:10.1016/0022-1902(69)80241-1.
  10. ^ „Jak vyrobit oxid sírový - YouTube“. www.youtube.com. Citováno 1. září 2020.
  11. ^ Hermann Müller "Kyselina sírová a oxid sírový" v Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim. 2000 doi:10.1002 / 14356007.a25_635
  12. ^ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Anorganická chemie, přeloženo Eaglesonem, Mary; Brewer, William, San Diego / Berlin: Academic Press / De Gruyter, ISBN  0-12-352651-5
  13. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN  978-0-08-037941-8.
  14. ^ A b C Merck Index of Chemicals and Drug, 9. vyd. monografie 8775