Oxid sírový

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Oxid sírový
Krystaly trimerního oxidu sírového
Krystaly trimerního oxidu sírového
Strukturní vzorec
Strukturní vzorec
3D model molekuly SO3
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
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) 231-197-3
PubChem
ChEBI
UN kód 1829
Číslo RTECS WT4830000
Vlastnosti
Molární hmotnost 80,064 g/mol
Teplota tání 32,5 °C (α)
62,4 °C (β, 234 kPa)
16,83 °C (γ)
Teplota varu 44,8 °C
Teplota sublimace 50 °C (β)
Hustota 1,97 g/cm3 (α, 20 °C)
2,29 g/cm3 (γ, -10 °C, pevný)
1,92 g/cm3 (γ, 20 °C, kapalina)
Index lomu nD= 1,409 65
Kritická teplota Tk 218,3 °C
Kritický tlak pk 8 440 kPa
Kritická hustota 0,633 g/cm3
Rozpustnost ve vodě rozpustný (na H2SO4)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
kyselina sírová (na oleum)
Relativní permitivita εr 3,11 (18 °C)
Tlak páry 37,330 kPa
Struktura
Krystalová struktura jednoklonná (α)
jednoklonná (β)
kosočtverečná (γ)
Hrana krystalové mřížky γ - modifikace při -10 °C
a= 1 230 pm
b= 1 070 pm
c= 530 pm
Dipólový moment 0 Cm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -395,7 kJ/mol
-441,04 kJ/mol (γ, kapalina)
Entalpie tání ΔHt 151 J/g (α)
330 J/g (β)
108 J/g (γ)
Entalpie varu ΔHv 510 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 cp 0,633 J K-1 g-1
2,248 J K-1 g-1 (γ, kapalina)
Bezpečnost
Oxidující
Oxidující (O)
Toxický
Toxický (T)
Žíravý
Žíravý (C)
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
NFPA 704.svg
0
3
2
OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

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
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.

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.