Triòxid de sofre

Triòxid de sofre

Substància química	tipus d'entitat química
Massa molecular	79,957 Da
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 °C 16,8 °C
Punt d'ebullició	44,9 °C 45 °C (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 ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$. 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, ${\displaystyle {\ce {H2SO4}}}$, 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), ${\displaystyle {\ce {FeSO4}}}$, 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

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

La forma ${\displaystyle {\ce {\alpha-SO3}}}$, amb estructura semblant al gel, es correspon a la forma més habitual del ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$ 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'${\displaystyle {\ce {SO3}}}$.^[3]

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

La forma ${\displaystyle {\ce {\gamma-SO3}}}$ té una estructura semblant a la del gel. Quan es refreda l'${\displaystyle {\ce {SO3}}}$per sota de -80 °C es condensa en la forma ${\displaystyle {\ce {\gamma-SO3}}}$, que té una densitat de 1,903 g/cm³ a 25 °C. Consta de molècules trimèriques d'${\displaystyle {\ce {SO3}}}$, és a dir ${\displaystyle {\ce {(SO3)3}}}$, 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 ${\displaystyle {\ce {\beta-SO3}}}$.^[5]

En estat gasós es tracta d'una molècula trigonal plana de simetria D3h. Amb angles ${\displaystyle {\ce {O-S-O}}}$ de 120°. Els enllaços ${\displaystyle {\ce {S-O}}}$ 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, ${\displaystyle {\ce {NaHSO4}}}$), de disulfats (p.e. disulfat de sodi, ${\displaystyle {\ce {Na2S2O7}}}$) i de sulfats (p.e. sulfat de ferro(III), ${\displaystyle {\ce {Fe2(SO4)3}}}$).^[5] Segons la sal de partida tenen lloc una o més reaccions de les indicades a continuació:

$${\displaystyle {\ce {2MHSO4 ->[\Delta] H2O + M2S2O7}}}$$

$${\displaystyle {\ce {M2S2O7 ->[\Delta] SO3 + M2SO4}}}$$

$${\displaystyle {\ce {M2SO4 ->[\Delta] SO3 + M2O}}}$$

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

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

Industrialment aquest compost s'obté per oxidació del diòxid de sofre, ${\displaystyle {\ce {SO2}}}$, amb oxigen mitjançant un catalitzador com el pentaòxid de divanadi, ${\displaystyle {\ce {V2O5}}}$, monòxid de nitrogen, ${\displaystyle {\ce {NO}}}$, òxid de ferro(III), ${\displaystyle {\ce {Fe2O3}}}$, 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]

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

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

Reactivitat

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

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

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, ${\displaystyle {\ce {Ba[SO4]}}}$; amb l'amoníac, ${\displaystyle {\ce {SO3\cdot NH3}}}$; amb la piridina, ${\displaystyle {\ce {SO3\cdot py}}}$; amb el tetrahidrofurà, ${\displaystyle {\ce {SO3\cdot THF}}}$; amb el fluorur de potassi, ${\displaystyle {\ce {K[SO3F]}}}$; amb el sulfat de sodi, ${\displaystyle {\ce {Na2[S2O7]}}}$; amb el clorur d'hidrogen, ${\displaystyle {\ce {HSO3Cl}}}$; i amb el sulfur d'hidrogen, ${\displaystyle {\ce {H2S2O3}}}$.^[5]

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

Aplicacions

L'aplicació més important del ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$és la producció d'àcid sulfúric, ${\displaystyle {\ce {H2SO4}}}$ 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, ${\displaystyle {\ce {SO2}}}$, a uns 400 °C i en presència d'un catalitzador (pentaòxid de vanadi, ${\displaystyle {\ce {V2O5}}}$ o platí, entre d'altres). El ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$ 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 ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$. Posteriorment s'addiciona aigua a aquest òleum i pot obtenir-se l'àcid sulfúric comercial del 98 % d'alta puresa.^[6] Les reaccions són:

$${\displaystyle {\ce {SO2 + 1/2 O2 -> SO3}}}$$

$${\displaystyle {\ce {SO3 + H2SO4 -> H2SO4. SO3 <=> H2S2O7}}}$$

$${\displaystyle {\ce {H2SO4. SO3 + H2O -> 2 H2SO4}}}$$

L'${\displaystyle {\ce {SO3}}}$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, ${\displaystyle {\ce {-SO3H}}}$; i de sulfatació, substitució d'un ${\displaystyle {\ce {H}}}$ enllaçat a un ${\displaystyle {\ce {O}}}$ 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]

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, ${\displaystyle {\ce {SO2}}}$, 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, ${\displaystyle {\ce {H2SO4}}}$. 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