Oxid sírový

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Oxid sírový
Krystaly trimerního oxidu sírového
Krystaly trimerního oxidu sírového
Strukturní vzorec
Strukturní vzorec
3D model molekuly SO3
3D model molekuly SO3
Obecné
Systematický názevOxid sírový
Anglický názevSulfur trioxide
Německý názevSchwefeltrioxid
Sumární vzorecSO3
Vzhledbezbarvé krystalky nebo olejovitá kapalina
Identifikace
Registrační číslo CAS7446-11-9
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)231-197-3
PubChem24682
ChEBI29384
UN kód1829
Číslo RTECSWT4830000
Vlastnosti
Molární hmotnost80,064 g/mol
Teplota tání32,5 °C (α)
62,4 °C (β, 234 kPa)
16,83 °C (γ)
Teplota varu44,8 °C
Teplota sublimace50 °C (β)
Hustota1,97 g/cm3 (α, 20 °C)
2,29 g/cm3 (γ, −10 °C, pevný)
1,92 g/cm3 (γ, 20 °C, kapalina)
Index lomunD= 1,409 65
Kritická teplota Tk218,3 °C
Kritický tlak pk8 440 kPa
Kritická hustota0,633 g/cm3
Rozpustnost ve voděrozpustný (na H2SO4)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
kyselina sírová (na oleum)
Relativní permitivita εr3,11 (18 °C)
Tlak páry37,330 kPa
Van der Waalsovy konstanty stavové rovnicea= 0,680 3 Pa m6 mol−2
106•b= 56,36 m3 mol−1
Struktura
Krystalová strukturajednoklonná (α)
jednoklonná (β)
kosočtverečná (γ)
Hrana krystalové mřížkyγ-modifikace při −10 °C
a= 1 230 pm
b= 1 070 pm
c= 530 pm
Dipólový moment0 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°−395,7 kJ/mol
−441,04 kJ/mol (γ, kapalina)
Entalpie tání ΔHt151 J/g (α)
330 J/g (β)
108 J/g (γ)
Entalpie varu ΔHv510 J/g
Standardní molární entropie S°256,6 J K−1 mol−1
95,6 J K−1 mol−1 (γ, kapalina)
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°−395,7 kJ/mol
−368,4 kJ/mol (γ, kapalina)
Izobarické měrné teplo cp0,633 J K−1 g−1
2,248 J K−1 g−1 (γ, kapalina)
Bezpečnost
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS06 – toxické látky
GHS06
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
GHS08 – látky nebezpečné pro zdraví
GHS08
GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09
[1]
Nebezpečí[1]
R-větyR8, R14, R26, R34, R35, R37, R45
S-větyS1/2, S8, S17, S25, S26, S30, S36/37/39, S45, S53
NFPA 704
0
3
2
OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Některá data mohou pocházet z datové položky.

Oxid sírový (chemický vzorec SO3) je jeden z oxidů síry, který je hlavní příčinou vzniku kyselých dešťů. Vyrábí se ve velkém množství jako prekurzor kyseliny sírové.

Příprava a výroba[editovat | editovat zdroj]

Průmyslově se vyrábí oxidací oxidu siřičitého

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:

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

  • dehydratace:
Hydrogensíran sodný se rozkládá na disíran sodný a vodu.
  • rozklad:
Disíran sodný se rozkládá na síran sodný a oxid sírový.

Vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Struktura[editovat | editovat zdroj]

plynném stavu má monomerní forma oxidu planární uspořádání (grupa symetrie D3h). V kapalném i plynném skupenství existuje rovnováha mezi monomerem a trimerem (S3O9). 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
Struktura monomeru a trimeru
Prostorová struktura monomerní a trimerní formy oxidu sírového

Chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

vodou reaguje velmi prudce, a podle stechiometrického poměru reakčních složek vzniká buď kyselina sírová

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

Reakci s halogenovodíky vznikají halogensírové kyseliny HSO3X, např. reakcí s chlorovodíkem

vzniká kyselina chlorsírová (chlorsulfonová).

Oxid sírový je velmi silnou Lewisovou kyselinou. Tvoří proto velké množství různých aduktů s mnoha organickými i anorganickými ligandy.

Použití[editovat | editovat zdroj]

Průmyslově vyráběný oxid sírový se ihned zpracovává na kyselinu sírovou.

Bezpečnost[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

  1. a b Sulfur trioxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky) 

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • 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. 

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]