Oxid sírový

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 6. března 2020; kontroly vyžadují 34 úprav .

Oxid sírový (VI).

Všeobecné

Systematický
název

oxid sírový (VI)

Chem. vzorec

TAK 3

Fyzikální vlastnosti

Stát

bezbarvá kapalina

Molární hmotnost

80,06 g/ mol

Hustota

2,26 g/cm³

Tepelné vlastnosti

Teplota

• tání

16,83 °C

• vroucí

44,9 °C

• rozklad

22,45 °C

trojitý bod

0,1

Kritický bod

0,01

Entalpie

• vzdělávání

-395,8 kJ/mol

Klasifikace

[7446-11-9]

231-197-3

O=S(=O)=O

InChI=lS/03S/cl-4(2)3AKEJUJNQAAGONA-UHFFFAOYSA-N

RTECS

WT4830000

CHEBI

Bezpečnost

100 - 140 mg/kg

Vysoce nebezpečná, toxická látka, třída nebezpečnosti 2 podle stupně dopadu na organismus. Působí na centrální nervový systém , ledviny, játra. Zdraví škodlivý při vdechování.

piktogramy GHS

NFPA 704

0 3 3 VŮL

Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.

Mediální soubory na Wikimedia Commons

Oxid síry (VI) ( anhydrid sírový , oxid sírový , plyn sírový ) je nejvyšším oxidem síry. Anhydrid kyseliny sírové . Za normálních podmínek vysoce těkavá, bezbarvá kapalina se štiplavým zápachem. Velmi toxické. Při teplotách pod 16,9 °C tuhne za vzniku směsi různých krystalických modifikací pevného SO 3 .

Získání

Získává se oxidací oxidu sírového (IV) vzdušným kyslíkem při teplotě 400 - 500 °C, za přítomnosti katalyzátoru ( V 2 O 5 , Pt , NaVO 3 , Fe 2 O 3 ):

{\mathsf {2SO_{2}+O_{2}\ \xrightarrow {400-500^{o}C,V_{2}O_{5},Pt,NaVO_{3},Fe_{2}O_ {3}} \ 2SO_{3}}}

SO 3 se také získává oxidací SO 2 oxidem dusičitým (dusitá metoda výroby kyseliny sírové ):

{\mathsf {SO_{2}+NE_{2}\rightarrow SO_{3}+NE\uparrow }}

Lze získat tepelným rozkladem síranů :

\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 \xrightarrow[]{^ot} Fe_2O_3 + 3SO_3}

Nebo interakce SO 2 s ozonem . Ozón se tvoří z kyslíku v přítomnosti ultrafialového světla .

{\displaystyle {\mathsf {3O_{2}\ \xarrowarrow {UV} \ 2O_{3))))

{\mathsf {SO_{2}+O_{3}\rightarrow SO_{3}+O_{2}\uparrow }}

Fyzikální vlastnosti

Oxid sírový je za normálních podmínek vysoce těkavá, bezbarvá kapalina s dusivým zápachem.

Molekuly SO 3 v plynné fázi mají planární trigonální strukturu s D 3h symetrií (úhel OSO = 120°, d(SO) = 141 pm). Při přechodu do kapalného a krystalického stavu se tvoří cyklický trimer a klikaté řetězce. Typ chemické vazby v molekule: kovalentní polární chemická vazba.

Pevný SO 3 existuje v α-, β-, γ- a 5-formách s teplotami tání 16,8, 32,5, 62,3 a 95 °C, v daném pořadí, a liší se tvarem krystalů a stupněm polymerace S03 . α-forma SO 3 sestává hlavně z molekul trimeru. Další krystalické formy anhydridu kyseliny sírové se skládají z klikatých řetězců: izolovaných na β-SO 3 , spojených do plochých sítí na γ-SO 3 nebo do trojrozměrných struktur na δ-SO 3 . Po ochlazení pára nejprve vytvoří bezbarvou, ledovou , nestabilní α-formu, která se postupně za přítomnosti vlhkosti přemění na stabilní β-formu – bílé „hedvábné“ krystaly, podobné azbestu . Zpětný přechod β-formy na α-formu je možný pouze prostřednictvím plynného stavu SO 3 . Obě modifikace „kouří“ na vzduchu (vznikají kapičky H 2 SO 4 ) díky vysoké hygroskopičnosti SO 3 . Vzájemný přechod na další modifikace probíhá velmi pomalu. Rozmanitost forem oxidu sírového je spojena se schopností molekul SO 3 polymerovat v důsledku tvorby vazeb donor-akceptor. Polymerní struktury SO 3 se snadno přeměňují jedna v druhou a pevný SO 3 se obvykle skládá ze směsi různých forem, jejichž relativní obsah závisí na podmínkách získání anhydridu kyseliny sírové.

Chemické vlastnosti

SO 3 je typický kysličník kyseliny , anhydrid kyseliny sírové . Jeho chemická aktivita je poměrně vysoká. Při reakci s vodou tvoří kyselinu sírovou :

\mathsf{SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4}

Při této reakci však vzniká kyselina sírová ve formě aerosolu, a proto se v průmyslu oxid sírový (VI) rozpouští v kyselině sírové za vzniku olea , který se dále rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny sírové požadované koncentrace.

Interaguje se základnami :

\mathsf{2KOH + SO_3 \rightarrow K_2SO_4 + H_2O}

A také s oxidy :

\mathsf{CaO + SO_3 \rightarrow CaSO_4}

SO 3 se vyznačuje silnými oxidačními vlastnostmi, obvykle redukovanými na oxid siřičitý:

{\mathsf {5SO_{3}+2P\rightarrow P_{2}O_{5}+5SO_{2}\uparrow ))

{\mathsf {3SO_{3}+H_{2}S\rightarrow 4SO_{2}\uparrow +H_{2}O))

{\displaystyle {\mathsf {2SO_{3}+2KI\rightarrow SO_{2}\uparrow +I_{2}+K_{2}SO_{4))))

Při reakci s chlorovodíkem vzniká kyselina chlorsulfonová za vzniku thionylchloridu :

\mathsf{SO_3 + Cl_2 + 2SCl_2 \rightarrow 3SOCl_2}

Aplikace

Anhydrid kyseliny sírové se používá především při výrobě kyseliny sírové a v metalurgii.

Fyziologické působení

Oxid sírový je toxická látka, která působí na sliznice a dýchací cesty, ničí organické sloučeniny. Skladováno v uzavřených skleněných nádobách.

Literatura

Achmetov N. S. "Obecná a anorganická chemie" M .: Vyšší škola, 2001
Karapetyants M. Kh. , Drakin S.I. "Obecná a anorganická chemie" M.: Chemistry 1994

Oxidy síry
Oxid sírový (I) (S 2 O) Oxid sírový (SO) Oxid sírový ( SO 2 ) Oxid sírový (VI) (SO 3 )

oxidy
H2O _ _
Li 2 O LiCoO 2 Li 3 PaO 4 Li 5 PuO 6 Ba 2 LiNpO 6 LiAlO 2 Li 3 NpO 4 Li 2 NpO 4 Li 5 NpO 6 LiNbO 3	BeO											B2O3 _ _ _	C 3 O 2 C 12 O 9 CO C 12 O 12 C 4 O 6 CO 2	N 2 O NO N 2 O 3 N 4 O 6 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5	Ó	F
Na 2 O NaPaO 3 NaAlO 2 Na 2 PtO 3	MgO											AlO Al 2 O 3 NaAlO 2 LiAlO 2 AlO (OH)	SiO SiO 2	P 4 O P 4 O 2 P 2 O 3 P 4 O 8 P 2 O 5	S 2 O SO SO 2 SO 3	Cl 2 O ClO 2 Cl 2 O 6 Cl 2O 7 _
K 2 O K 2 PtO 3 KPaO 3	CaO Ca 3 OSiO 4 CaTiO 3	Sc2O3 _ _ _	TiO Ti 2 O 3 TiO 2 TiOSO 4 CaTiO 3 BaTiO 3	VO V 2 O 3 V 3 O 5 VO 2 V 2 O 5	FeCr 2 O 4 CrO Cr 2 O 3 CrO 2 CrO 3 MgCr 2 O 4	MnO Mn 3 O 4 Mn 2 O 3 MnO(OH) Mn 5 O 8 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7	FeCr 2 O 4 FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3	CoFe 2 O 4 CoO Co 3 O 4 CoO (OH) Co 2 O 3 CoO 2	NiO NiFe 2 O 4 Ni 3 O 4 NiO (OH) Ni 2 O 3	Cu 2 O CuO CuFe 2 O 4 Cu 2 O 3 CuO 2	ZnO	Ga 2 O Ga 2 O 3	GeO GeO 2	As 2 O 3 As 2 O 4 As 2 O 5	SeOCl 2 SeOBr 2 SeO 2 Se 2 O 5 SeO 3	Br20 Br203Br02 _ _ _ _ _ _ _
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO(OH) 2 ZrO 2 ZrOS Zr 2 O 3 Cl 2	NbO Nb 2 O 3 NbO 2 Nb 2 O 5 Nb 2 O 3 (SO 4 ) 2 LiNbO 3	Mo 2 O 3 Mo 4 O 11 MoO 2 Mo 2 O 5 MoO 3	TcO 2 Tc 2 O 7	Ru 2 O 3 RuO 2 Ru 2 O 5 RuO 4	RhO Rh 2 O 3 RhO 2	PdO Pd 2 O 3 PdO 2	Ag2O Ag2O2 _ _ _ _ _	Cd2O CdO _ _	In 2 O InO In 2 O 3	SnO SnO2 _	Sb 2 O 3 Sb 2 O 4 Hg 2 Sb 2 O 7 Sb 2 O 5	TeO 2 TeO 3	I 2 O 4 I 4 O 9 I 2 O 5
Cs 2 O Cs 2 ReCl 5 O	BaO BaPaO 3 BaTiO 3 BaPtO 3		HfO (OH ) 2Hf02	Ta 2 O TaO TaO 2 Ta 2 O 5	WO 2 Br 2 WO 2 WO 2 Cl 2 WOBr 4 WOF 4 WOCl 4 WO 3	Re 2 O ReO Re 2 O 3 ReO 2 Re 2 O 5 ReO 3 Re 2 O 7	OsO Os 2 O 3 OsO 2 OsO 4	Ir2O3 IrO2 _ _ _ _	PtO Pt 3 O 4 Pt 2 O 3 PtO 2 K 2 PtO 3 Na 2 PtO 3 PtO 3	Au 2 O AuO Au 2 O 3	Hg 2 O HgO (Hg 3 O 2 )SO 4 Hg 2 O (CN) 2 Hg 2 Sb 2 O 7 Hg 3 O 2 Cl 2 Hg 5 O 4 Cl 2	Tl 2 O Tl 2 O 3	Pb 2 O PbO Pb 3 O 4 Pb 2 O 3 PbO 2	BiO Bi 2 O 3 Bi 2 O 4 Bi 2 O 5	PoO PoO 2 PoO 3	V
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La202S La203 _ _ _ _ _ _ _	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd 2 O 2 S Nd 2 O 3 NdHO	Pm 2 O 3	SmO Sm 2 O 3	EuO Eu 3 O 4 Eu 2 O 3 EuO (OH) Eu 2 O 2 S	Gd203 _ _ _	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb203 _ _ _	Lu 2 O 2 S Lu 2 O 3 LuO (OH)
		Ac2O3 _ _ _	UO 2 UO 3 U 3 O 8	PaO PaO 2 Pa 2 O 5 PaOS	THO 2	NpO NpO 2 Np 2 O 5 Np 3 O 8 NpO 3	PuO Pu 2 O 3 PuO 2 PuO 3 PuO 2 F 2	AmO 2	Cm2O3 CmO2 _ _ _ _	Bk 2 O 3	Cf203 _ _ _	Es	fm	md	Ne	lr