OXID SIŘIČITÝ (SO3): STRUKTURA, VLASTNOSTI, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Oxid sírový je anorganická sloučenina, vytvořený spojením atomu síry (S) a 3 atomů kyslíku (O). Jeho molekulární vzorec je SO ₃. Při pokojové teplotě, SO ₃ je kapalina, která uvolňuje plyny do ovzduší.

Struktura plynného SO ₃ je plochá a symetrická. Všechny tři kyslíky jsou rovnoměrně umístěny kolem síry. SO ₃ Prudce reaguje s vodou. Reakce je exotermická, což znamená, že se produkuje teplo, jinými slovy, je velmi horká.

Oxid sírový molekula SO ₃. Autor: Benjah-bmm27. Zdroj: Wikimedia Commons.

Když kapalina SO ₃ ochlazuje, změní se pevná látka, která může mít tři typy struktury: alfa, beta, gama a. Nejstabilnější je alfa ve formě vrstev spojených dohromady, aby vytvořily síť.

Plynný oxid siřičitý se používá k přípravě dýmavé kyseliny sírové, nazývané také oleum, protože se podobá oleji nebo olejnatým látkám. Další z jeho důležitých aplikací je v sulfonací organických látek, to je, přidání -SO ₃ - skupin k nim. Mohou se tedy připravit užitečné chemikálie, jako jsou detergenty, barviva, pesticidy a mnoho dalších.

SO ₃ je velmi nebezpečný, může způsobit vážné popáleniny, poškození očí a kůže. Neměl by být ani vdechován ani požíván, protože může způsobit smrt v důsledku popálenin v ústech, jícnu, žaludku atd.

Z těchto důvodů je třeba s ním zacházet s velkou opatrností. Nikdy nesmí přijít do styku s vodou nebo hořlavými materiály, jako je dřevo, papír, textilie atd., Protože může dojít k požáru. Rovněž by nemělo být likvidováno, ani by nemělo vniknout do kanalizace kvůli nebezpečí výbuchu.

Plynný SO ₃ produkovaný v průmyslových procesech by neměl být uvolňován do životního prostředí, protože je to jeden z těch, kdo je zodpovědný za kyselý déšť, který již poškodil velké plochy lesů na světě.

Struktura

Molekula oxidu sírového SO ₃ v plynném stavu má trojúhelníkový planární strukturu.

To znamená, že síra i tři kyslíky jsou ve stejné rovině. Kromě toho je distribuce kyslíků a všech elektronů symetrická.

Lewisovy rezonanční struktury. Elektrony jsou distribuovány rovnoměrně v SO ₃. Autor: Marilú Stea.

V pevném stavu tři typy struktury SO _{jsou známy 3}: alfa (α-SO ₃), beta (β-SO ₃) a gama (γ-SO ₃).

Gama γ-SO _{3 forma} obsahuje cyklické trimery, to znamená, že tři jednotky SO ₃ společně tvoří cyklický nebo prstencový tvar molekuly.

Molekula ve tvaru tuhého oxidu sírového oxidu kruhového. Autor: Marilú Stea.

Beta β-SO ₃ fáze má nekonečné šroubovicové řetězce tetraedrů složení SO ₄ spojeny.

Struktura řetězce beta-typu pevného oxidu sírového. Autor: Marilú Stea.

Nejstabilnější forma je alfa α-SO ₃, podobně jako beta, ale s vrstvenou strukturou, s řetězy spojeny do sítě.

Nomenklatura

- Oxid sírový

- Anhydrid kyseliny sírové

- Oxid siřičitý

-SO ₃ gama, γ-SO ₃

-SO ₃ beta, β-SO ₃

-SO ₃ alfa, α-SO ₃

Fyzikální vlastnosti

Fyzický stav

Při pokojové teplotě (kolem 25 ºC) a atmosférickém tlaku je SO ₃ bezbarvá kapalina, která do vzduchu vydává kouř.

Když kapalina SO ₃ je čistá při teplotě 25 ° C je směs monomerního SO ₃ (jedna molekula) a trimerní (3 spojeny molekuly) podle vzorce: ₃ O ₉, také nazývaný SO ₃ gama γ-SO ₃.

Při snížení teploty, je-li SO ₃ je čistý, když dosáhne 16,86 oC, ztuhne nebo dojde k zablokování na y-SO ₃, také nazýván „SO ₃ led “.

Pokud obsahuje malé množství vlhkosti (i stopy nebo velmi malé množství), aby ₃ polymeruje pro beta P-SO ₃ formy, která tvoří krystaly s hedvábným leskem.

Poté další se vytvoří vazby generování alfa a-SO _{3 struktury}, což je jehličkovité krystalické pevné látky, která se podobá azbest nebo azbest.

Když se spojí alfa a beta, generují gama.

Molekulární váha

80,07 g / mol

Bod tání

SO ₃ y = 16,86 ° C

Triple point

Je to teplota, při které jsou přítomny tři fyzikální stavy: pevná látka, kapalina a plyn. V alfa formě je trojnásobný bod při 62,2 ° C a v beta je 32,5 ° C.

Zahřívání alfa formy má větší tendenci k sublimaci než k roztavení. Sublimace znamená přímý přechod z pevného do plynného stavu, aniž by prošlo kapalným stavem.

Bod varu

Všechny formy SO _{3 se} vaří při 44,8 ° C.

Hustota

Kapalina SO ₃ (gama) má hustotu 1.9225 g / cm ³ při 20 ° C.

Plynný SO ₃ má hustotu 2,76 vzhledem ke vzduchu (vzduchu = 1), což znamená, že je těžší než vzduch.

Tlak páry

SO ₃ alfa = 73 mm Hg při 25 ° C

SO ₃ beta = 344 mm Hg při 25 ° C

SO ₃ y = 433 mm Hg při 25 ° C

To znamená, že gama forma má tendenci se odpařovat snadněji než beta a beta forma než alfa.

Stabilita

Alfa forma je nejstabilnější struktura, ostatní jsou metastabilní, to znamená, že jsou méně stabilní.

Chemické vlastnosti

SO ₃ reaguje silně s vodou za vzniku kyseliny sírové H ₂ SO ₄. Při reakci se produkuje velké množství tepla, takže se ze směsi rychle uvolňuje vodní pára.

Při vystavení vzduchu SO ₃ rychle absorbuje vlhkost a vydává husté páry.

Je to velmi silné dehydratační činidlo, to znamená, že snadno odstraňuje vodu z jiných materiálů.

Síra v rozsahu ₃ má afinitu k volné elektrony (to znamená elektrony, které nejsou ve spojení mezi dvěma atomy), tak má sklon tvořit komplexy s sloučenin, které je v dědictví, jako je pyridin, trimethylamin nebo dioxan.

Komplex mezi oxidem siřičitým a pyridinem. Benjah-bmm27. Zdroj: Wikimedia Commons.

Vytvářením komplexů si síra „půjčuje“ elektrony z jiné sloučeniny, aby zaplnila jejich nedostatek. Oxid siřičitý je stále k dispozici v těchto komplexech, které se používají v chemických reakcích k dodávání SO ₃.

To je silný sulfonační činidlo pro organické látky, což znamená, že se používá snadno přidat skupinu -SO ₃ - na molekuly.

Snadno reaguje s oxidy mnoha kovů za vzniku síranů těchto kovů.

Je žíravý pro kovy, živočišné a rostlinné tkáně.

S SO ₃ je obtížné manipulovat z několika důvodů: (1) jeho bod varu je relativně nízký, (2) má tendenci tvořit pevné polymery při teplotách pod 30 ° C a (3) má vysokou reaktivitu vůči téměř všem organické látky a voda.

Může obsahovat výbušnou polymeraci, pokud neobsahuje stabilizátor a je přítomna vlhkost. Jako stabilizátory se používají dimethylsulfát nebo oxid boritý.

Získání

Získává se reakce při teplotě 400 ° C mezi oxidu siřičitého SO ₂ a molekulárního kyslíku O ₂. Reakce je však velmi pomalá a ke zvýšení rychlosti reakce jsou nutné katalyzátory.

2 SO ₂ + O ₂ ⇔ 2 SO ₃

Ze sloučenin, které urychlují tuto reakci jsou kovová platina Pt, oxid vanadičný V ₂ O ₅, oxid železitý Fe ₂ O ₃ a oxidu dusnatého NO.

Aplikace

Při přípravě oleum

Jedna z jeho hlavních aplikací spočívá v přípravě oleum nebo dýmavé kyseliny sírové, tzv. Protože vydává páry viditelné pouhým okem. Chcete-li získat, SO ₃ absorbuje do koncentrované kyseliny sírové H ₂ SO ₄.

Oleum nebo dýmavá kyselina sírová. Můžete vidět bílý kouř vycházející z láhve. W. Oelen. Zdroj: Wikimedia Commons.

To se provádí ve speciálních nerezových věže, kde se koncentrovaná kyselina sírová (která je kapalná) klesá a plynný SO ₃ jde nahoru.

Kapalina a plyn přicházejí do styku a scházejí se a vytvářejí oleum, které je olejovitě vypadající kapalinou. To má směs H ₂ SO ₄ a SO ₃, ale má také molekuly disulfuric kyseliny H ₂ S ₂ O ₇ a kyseliny H trisulfuric ₂ s ₃ O ₁₀.

Při sulfonačních chemických reakcích

Sulfonace je klíčovým procesem v průmyslových aplikacích ve velkém měřítku pro výrobu detergentů, povrchově aktivních látek, barviv, pesticidů a léčiv.

SO ₃ slouží jako sulfonačním činidlem pro přípravu sulfonované oleje a alkyl-aryl-sulfonované detergenty, kromě mnoha jiných sloučenin. Následující ukazuje sulfonační reakci aromatické sloučeniny:

ArH + SO ₃ → ARSO ₃ H

Sulfonace benzenu SO ₃. Pedro8410. Zdroj: Wikimedia Commons.

Pro sulfonaci reakce, oleem nebo SO _3, mohou být použity ve formě svých komplexů s pyridinem nebo s trimethylaminem, mezi ostatními.

Při těžbě kovů

SO ₃ plyn byl použit v minerálním léčbě. Jednoduché oxidy kovů mohou být převedeny na další rozpustných síranů jejich ošetřením SO _3, při relativně nízkých teplotách.

Sulfidické minerály jako pyritu (pyrit), chalkozín (sulfidu mědi) a millerit (nikl sulfid) jsou nejekonomičtější zdroje neželezných kovů, takže léčba SO ₃ umožňuje tyto kovy, které mají být snadno získána. a za nízkou cenu.

Železo, nikl a měď sulfidy reagovat s SO ₃ plynem i při pokojové teplotě, tvořící příslušné sírany, které jsou velmi dobře rozpustné a mohou být podrobeny další procesy pro získání čistého kovu.

Při různých použitích

SO _{3 je} použit pro přípravu kyseliny chlorsulfonové, zvané také kyselina chlorsulfonová HSO ₃ Cl.

Oxid siřičitý je velmi silné okysličovadlo a používá se při výrobě výbušnin.

Rizika

Ke zdraví

SO ₃ je vysoce toxická sloučenina všemi cestami, tj. Inhalací, požitím a kontaktem s kůží.

Dráždivé a korozivní sliznice. Způsobuje poleptání kůže a očí. Jeho výpary jsou při vdechování velmi toxické. Vyskytují se vnitřní popáleniny, dušnost, bolest na hrudi a plicní edém.

Oxid siřičitý SO3 je velmi žíravý a nebezpečný. Autor: OpenIcons. Zdroj: Pixabay.

Je to jedovaté. Jeho požití způsobuje těžké poleptání úst, jícnu a žaludku. Kromě toho existuje podezření, že je karcinogenem.

Od požáru nebo výbuchu

Představuje nebezpečí požáru při kontaktu s materiály organického původu, jako jsou dřevo, vlákna, papír, olej, bavlna, mimo jiné, zejména pokud jsou mokré.

Existuje také riziko, pokud přijdete do styku se zásadami nebo redukčními činidly. Výbušně se kombinuje s vodou a vytváří kyselinu sírovou.

Při styku s kovy může produkovat plyn vodík H ₂, který je vysoce hořlavý.

Vyhněte se zahřívání ve skleněných nádobách, abyste zabránili možnému prudkému roztržení nádoby.

Zásah do životního prostředí

SO ₃ je považován za jednu z hlavních znečišťujících látek přítomných v zemské atmosféře. To je vzhledem k jeho roli při vytváření aerosolů a její příspěvek k kyselého deště (v důsledku tvorby kyseliny sírové H ₂ SO ₄).

Les poškozený kyselým deštěm v České republice. Lovecz. Zdroj: Wikimedia Commons.

SO ₃ je vytvořen v atmosféře oxidací oxidu siřičitého SO ₂. Pokud to _{je 3} vytvoří, se rychle reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové H ₂ SO ₄. Podle posledních studií, existují i jiné mechanismy pro transformaci SO ₃ v ovzduší, ale vzhledem k velkému množství vody přítomné v atmosféře, je stále považována za mnohem pravděpodobnější, že SO ₃ otáčky především do H ₂ SO ₄.

Plyn SO ₂ nebo plynný průmyslový odpad, který je obsahuje, nesmí být vypouštěn do atmosféry, protože je nebezpečnou znečišťující látkou. Jedná se o vysoce reaktivní plyn, a, jak bylo uvedeno výše, v přítomnosti vlhkosti ve vzduchu, SO ₃ stává kyseliny sírové H ₂ SO ₄. Proto ve vzduchu SO ₃ přetrvává ve formě kyseliny sírové a tvoří malé kapičky nebo aerosoly.

Pokud kapičky kyseliny sírové vstoupí do dýchacích cest lidí nebo zvířat, jejich velikost rychle roste v důsledku přítomné vlhkosti, takže mají šanci proniknout do plic. Jedním z mechanismů, kterými se kyselina mlha H ₂ SO ₄ (to znamená, SO ₃), mohou mít silnou toxicitu je proto, že se změní extracelulární a intracelulární pH živé organismy (rostliny, zvířata a lidi).

Podle některých vědců je mlha SO ₃ příčinou nárůstu astmatiků v oblasti Japonska. Mlha SO ₃ má velmi korozivní účinek na kovy, takže kovové konstrukce vybudované lidmi, jako jsou některé mosty a budovy, mohou být vážně ovlivněny.

Kapalný SO ₃ by neměl být likvidován do kanalizace nebo kanalizace. Při úniku do kanalizace může dojít k požáru nebo výbuchu. Pokud dojde k náhodnému úniku, nesměrujte na produkt proud vody. Nikdy by neměl být absorbován do pilin nebo jiného hořlavého absorbentu, protože může způsobit požár.

Musí být absorbován v suchém písku, suché zemi nebo jiném zcela suchém inertním absorbentu. SO _{3 se} nesmí uvolňovat do životního prostředí a nesmí se s ním nikdy dostat do styku. Měl by být udržován mimo zdroje vody, protože tím vzniká kyselina sírová, která je škodlivá pro vodní a suchozemské organismy.

Reference

1. Sarkar, S. a kol. (2019). Vliv amoniaku a vody na osud oxidu siřičitého v troposféře: Teoretické zkoumání cest k tvorbě kyseliny sírové a kyseliny sírové. J Phys Chem A. 2019; 123 (14): 3131-3141. Obnoveno z ncbi.nlm.nih.gov.
2. Muller, TL (2006). Kyselina sírová a oxid sírový. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Svazek 23. Obnoven z webu onlinelibrary.wiley.com.
3. Americká národní lékařská knihovna. (2019). Oxid siřičitý. Obnoveno z pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
4. Kikuchi, R. (2001). Environmentální management emisí oxidu siřičitého: dopad SO ₃ na lidské zdraví. Environmental Management (2001) 27: 837. Obnoveno z odkazu.springer.com.
5. Cotton, F. Albert a Wilkinson, Geoffrey. (1980). Pokročilá anorganická chemie. Čtvrté vydání. John Wiley a synové.
6. Ismail, MI (1979). Těžba kovů ze sulfidů za použití oxidu siřičitého ve fluidním loži. J. Chem. Tech. Biotechnol. 1979, 29, 361-366. Obnoveno z webu onlinelibrary.wiley.com.