Triòxid de sofre

Triòxid de sofre
Substància química	tipus d'entitat química
Massa molecular	79,957 Da
Rol	òxid àcid
Estructura química
Fórmula química	O₃S
SMILES canònic	Model 2D; O=S(=O)=O
Identificador InChI	Model 3D
Propietat
Densitat	2,27 g/cm³
Punt de fusió	16,83 ℃ ; 16,8 ℃
Punt d'ebullició	44,9 ℃ ; 45 ℃ (a 101,325 kPa)
Entalpia estàndard de formació	−395,8 kJ/mol
	NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response ()

El triòxid de sofre és un compost binari de sofre i oxigen, un òxid de fórmula ${\ce {SO3}}$ . És un líquid incolor a temperatura ambient, amb un punt de fusió de 16,83 °C i un punt d'ebullició de 44,8 °C. Reacciona violentament amb aigua donant àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$ , amb gran despreniment de calor.^[1] Corroeix els metalls i els teixits. Provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...^[2]

Història

La primera referència sobre del triòxid de sofre és de Basilius Valentinus un alquimista de finals del segle xv. El mètode d'obtenció per escalfament de sulfat de ferro(II), ${\ce {FeSO4}}$ , fou descrit per primera vegada el 1675 pel químic francès Nicolas Lémery (1645-1715), mentre que la preparació per escalfament de l'àcid sulfúric fou descobert un segle més tard, el 1755, pel químic alemany Johann Christian Bernhardt (1710-1758). El químic suec Carl-Wihlelm Scheele (1742-1786) i el químic francès Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816) identificaren per primera vegada el compost com anhídrid de l'àcid sulfúric.^[3] Des de la dècada del 1940 és un dels reactius més importants en la indústria dels detergents sintètics.^[4]

Estructura i enllaç

Estructura molecular en forma d'anell de la forma ${\ce {\gamma-SO3}}$

En estat sòlid pot presentar tres formes al·lotròpiques diferents; ${\ce {\alpha-SO3}}$ , ${\ce {\beta-SO3}}$ i ${\ce {\gamma-SO3}}$ de les quals la forma ${\ce {\alpha-SO3}}$ és la que presenta una major estabilitat respecte a les altres.

La forma ${\ce {\alpha-SO3}}$ , amb estructura semblant al gel, es correspon a la forma més habitual del ${\ce {SO3}}$ en estat sòlid. Es presenta en forma de cristalls prismàtics incolors que fonen a 16,8 °C i donen un líquid menys viscós que l'àcid sulfúric. El líquid és transparent però si té alguna impuresa de matèria orgànica adquireix una coloració marró. A 25 °C té una densitat alta, d'1,904 g/cm³ i un índex de refracció d'1,40965. Té un punt d'ebullició de 44,8 °C. Està constituït per molècules individuals d' ${\ce {SO3}}$ .^[3]

La forma ${\ce {\beta-SO3}}$ amb estructura d'asbestos, és de color blanc i menys estable que la forma ${\ce {\alpha-SO3}}$ , amb punt de fusió 30,5 °C. Té cadenes lineals de molècules d' ${\ce {SO3}}$ enllaçades una rere l'altra. En estat líquid hom troba que està constituïda per dímers ${\ce {(SO3)2}}$ .^[3]

La forma ${\ce {\gamma-SO3}}$ té una estructura semblant a la del gel. Quan es refreda l' ${\ce {SO3}}$ per sota de -80 °C es condensa en la forma ${\ce {\gamma-SO3}}$ , que té una densitat de 1,903 g/cm³ a 25 °C. Consta de molècules trimèriques d' ${\ce {SO3}}$ , és a dir ${\ce {(SO3)3}}$ , que formen un anell de sis àtoms amb distàncies de 162,6 pm entre ells. A temperatura ambient amb traces d'aigua es converteix lentament en la més estable forma ${\ce {\beta-SO3}}$ .^[5]

En estat gasós es tracta d'una molècula trigonal plana de simetria D3h. Amb angles ${\ce {O-S-O}}$ de 120°. Els enllaços ${\ce {S-O}}$ són tots tres igual, de longitud 143 pm, la qual cosa indica que són enllaços dobles. L'àtom central de sofre es troba en estat d'oxidació +6 i no té càrrega formal. Es troba rodejada de sis parells d'electrons no enllaçants (dos per a cada àtom d'oxigen unit a l'àtom central).^[3]

Síntesi

El triòxid de sofre es pot obtenir al laboratori per escalfament d'hidrogensulfats (p.e. hidrogensulfat de sodi, ${\ce {NaHSO4}}$ ), de disulfats (p.e. disulfat de sodi, ${\ce {Na2S2O7}}$ ) i de sulfats (p.e. sulfat de ferro(III), ${\ce {Fe2(SO4)3}}$ ).^[5] Segons la sal de partida tenen lloc una o més reaccions de les indicades a continuació:

${\ce {2MHSO4 ->[\Delta] H2O + M2S2O7}}$ ${\ce {M2S2O7 ->[\Delta] SO3 + M2SO4}}$ ${\ce {M2SO4 ->[\Delta] SO3 + M2O}}$

Al laboratori també es pot obtindre per deshidratació de l'àcid sulfúric concentrat emprant pentaòxid de difòsfor, ${\ce {P2O5}}$ :^[5]

${\ce {H2SO4 ->[P_2O_5] H2O + SO3}}$

Industrialment aquest compost s'obté per oxidació del diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$ , amb oxigen mitjançant un catalitzador com el pentaòxid de divanadi, ${\ce {V2O5}}$ , monòxid de nitrogen, ${\ce {NO}}$ , òxid de ferro(III), ${\ce {Fe2O3}}$ , o platí. La combustió directa del sofre no produeix triòxid de sofre, sinó diòxid de sofre, ja que aquesta reacció és molt exotèrmica i la calor despresa és suficient per descompondre del triòxid de sofre format en diòxid de sofre i dioxigen.^[5]

${\ce {1/8 S8 + O2 -> SO2}}\quad \quad \Delta H=-297\;\mathrm {kJ/mol}$ ${\ce {SO3 -> SO2 + 1/2 O2}}\quad \quad \Delta H=99\;\mathrm {kJ/mol}$

Reactivitat

En presència d'aigua té lloc una reacció violenta donant lloc a l'àcid sulfúric que és altament corrosiu.

${\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}\quad \quad \Delta H=-73{,}69\;\mathrm {kJ/mol}$

Aquesta reacció té lloc de forma molt ràpida i és altament exotèrmica. Al voltant de 340 °C el triòxid de sofre i l'aigua coexisteixen en concentracions significatives d'equilibri.

És un àcid de Lewis fort i reacciona amb bases de Lewis formant composts d'addició. Exemples són els formats amb l'òxid de bari, ${\ce {Ba[SO4]}}$ ; amb l'amoníac, ${\ce {SO3\cdot NH3}}$ ; amb la piridina, ${\ce {SO3\cdot py}}$ ; amb el tetrahidrofurà, ${\ce {SO3\cdot THF}}$ ; amb el fluorur de potassi, ${\ce {K[SO3F]}}$ ; amb el sulfat de sodi, ${\ce {Na2[S2O7]}}$ ; amb el clorur d'hidrogen, ${\ce {HSO3Cl}}$ ; i amb el sulfur d'hidrogen, ${\ce {H2S2O3}}$ .^[5]

També és un agent oxidant fort. Així oxida el sofre, ${\ce {S8}}$ , a ${\ce {SO2}}$ ; el diclorur de sofre, ${\ce {SCl2}}$ , a ${\ce {SOCl2}}$ i ${\ce {SOCl2}}$ ; el triclorur de fòsfor, ${\ce {PCl3}}$ , a ${\ce {POCl3}}$ , el fòsfor, ${\ce {P4}}$ , a ${\ce {P4O10}}$ ; el iodur d'hidrogen_, ${\ce {HI}}$ , a ${\ce {I2}}$ ; i el sulfur d'hidrogen, ${\ce {H2S}}$ a ${\ce {S8}}$ .^[5]

Aplicacions

L'aplicació més important del ${\ce {SO3}}$ és la producció d'àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$ que actualment es duu a terme industrialment per mitjà del mètode de contacte. El triòxid de sofre s'obté per combustió del diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$ , a uns 400 °C i en presència d'un catalitzador (pentaòxid de vanadi, ${\ce {V2O5}}$ o platí, entre d'altres). El ${\ce {SO3}}$ obtingut és absorbit en àcid sulfúric concentrat per a donar la dissolució coneguda com a òleum o àcid sulfúric fumant. Se'n produeixen de tres concentracions, del 20 %, del 30 % i del 65 % en ${\ce {SO3}}$ . Posteriorment s'addiciona aigua a aquest òleum i pot obtenir-se l'àcid sulfúric comercial del 98 % d'alta puresa.^[6] Les reaccions són:

${\ce {SO2 + 1/2 O2 -> SO3}}$ ${\ce {SO3 + H2SO4 -> H2SO4. SO3 <=> H2S2O7}}$ ${\ce {H2SO4. SO3 + H2O -> 2 H2SO4}}$

L' ${\ce {SO3}}$ s'empra molt en química orgànica com a agent de sulfonació, això és la substitució d'un hidrogen en un hidrocarbur per un grup sulfònic, ${\ce {-SO3H}}$ ; i de sulfatació, substitució d'un ${\ce {H}}$ enllaçat a un ${\ce {O}}$ per donar un sulfat. Mitjançant aquesta reacció s'obtenen composts tensioactius que s'empren com a detergents artificials, els més importants són els sulfonats d'alquilbenzè.^[7]

Laurilsulfat de potassi, un tensioactiu

Perillositat

El triòxid de sofre provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. La concentració letal en humans és de 30 mg/m³. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...^[8]

Medi ambient

S'emet a l'atmosfera com a conseqüència de la combustió de carbó i petroli, bé directament o bé en forma de diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$ , que es transforma en triòxid de sofre a l'aire, per acció de la llum ultraviolada i la humitat que hi són presents. El triòxid de sofre és un gas altament reactiu i, en presència d'humitat a l'aire, s'hidrata ràpidament produint àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$ . En l'aire, per tant, és l'àcid sulfúric en forma d'un aerosol que es troba en lloc del triòxid de sofre i, en general, s'associa amb altres contaminants en gotes o partícules sòlides que s'estenen sobre una gran varietat de mides. Es considera un dels responsables de la pluja àcida.^[8]

Referències

↑ «triòxid de sofre | enciclopèdia.cat». [Consulta: 10 setembre 2017].
↑ GOV, NOAA Office of Response and Restoration, US. «SULFUR TRIOXIDE | CAMEO Chemicals | NOAA». [Consulta: 10 setembre 2017].
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 «Sulphur Trioxide, SO3» (en anglès). [Consulta: 10 setembre 2017].
↑ Applewhite, Thomas H. Proceedings of the World Conference on Lauric Oils: Sources, Processing, and Applications (en anglès). The American Oil Chemists Society, 1994-11-30. ISBN 9780935315561.
↑ ^5,0 ^5,1 ^5,2 ^5,3 ^5,4 ^5,5 Wiberg, Egon; Wiberg, Nils. Inorganic Chemistry (en anglès). Academic Press, 2001. ISBN 9780123526519.
↑ Schroeter, Louis C. Sulfur Dioxide: Applications in Foods, Beverages, and Pharmaceuticals (en anglès). Elsevier, 2015-07-14. ISBN 9781483185668.
↑ Griffiths, Richard. Sulphur Trioxide, Oleum and Sulphuric Acid Mist (en anglès). IChemE, 1996. ISBN 9780852953730.
↑ ^8,0 ^8,1 Pubchem. «SULFUR TRIOXIDE» (en anglès). [Consulta: 12 setembre 2017].

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Triòxid de sofre

[1] «triòxid de sofre | enciclopèdia.cat». [Consulta: 10 setembre 2017].

[2] GOV, NOAA Office of Response and Restoration, US. «SULFUR TRIOXIDE | CAMEO Chemicals | NOAA». [Consulta: 10 setembre 2017].

[:1-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 «Sulphur Trioxide, SO3» (en anglès). [Consulta: 10 setembre 2017].

[4] Applewhite, Thomas H. Proceedings of the World Conference on Lauric Oils: Sources, Processing, and Applications (en anglès). The American Oil Chemists Society, 1994-11-30. ISBN 9780935315561.

[:0-5] 5,0 ^5,1 ^5,2 ^5,3 ^5,4 ^5,5 Wiberg, Egon; Wiberg, Nils. Inorganic Chemistry (en anglès). Academic Press, 2001. ISBN 9780123526519.

[6] Schroeter, Louis C. Sulfur Dioxide: Applications in Foods, Beverages, and Pharmaceuticals (en anglès). Elsevier, 2015-07-14. ISBN 9781483185668.

[7] Griffiths, Richard. Sulphur Trioxide, Oleum and Sulphuric Acid Mist (en anglès). IChemE, 1996. ISBN 9780852953730.

[:2-8] 8,0 ^8,1 Pubchem. «SULFUR TRIOXIDE» (en anglès). [Consulta: 12 setembre 2017].

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]