Oxid sírový

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) 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
Van der Waalsovy konstanty stavové rovnice	a= 0,680 3 Pa m6 mol−2 106•b= 56,36 m3 mol−1
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
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	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

Průmyslově se vyrábí oxidací oxidu siřičitého

${\displaystyle {\mathsf {2\,SO_{2}+O_{2}\ \to \ 2\,SO_{3}}}}$

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:

${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {480^{\circ }C}}\ Fe_{2}O_{3}+3\,SO_{3}}}}$

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

• dehydratace:

${\displaystyle {\mathsf {2\,NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {315^{\circ }C}}\ Na_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O}}}$

Hydrogensíran sodný se rozkládá na disíran sodný a vodu.

• rozklad:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S_{2}O_{7}\ {\xrightarrow {460^{\circ }C}}\ Na_{2}SO_{4}+SO_{3}}}}$

Disíran sodný se rozkládá na síran sodný a oxid sírový.

Vlastnosti

Struktura

V plynném stavu má monomerní forma oxidu planární uspořádání (grupa symetrie D_3h). 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 D_3v) 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.

Chemické vlastnosti

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

${\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+H_{2}O\ \to \ H_{2}SO_{4}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+SO_{3}\ \to \ CH_{2}{=}CH_{2}+H_{2}SO_{4}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+HCl\ \to \ HSO_{3}Cl}}}$

vzniká kyselina chlorsírová (chlorsulfonová).

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

Použití

Průmyslově vyráběný oxid sírový se ihned zpracovává na kyselinu sírovou.

Bezpečnost

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

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. 

Externí odkazy

• Obrázky, zvuky či videa k tématu oxid sírový na Wikimedia Commons

Zdroj