- Struttura
- Nomenclatura
- Proprietà fisiche
- Stato fisico
- Peso molecolare
- Punto di fusione
- Punto triplo
- Punto di ebollizione
- Densità
- Pressione del vapore
- Stabilità
- Proprietà chimiche
- Ottenere
- applicazioni
- Nella preparazione di oleum
- Nelle reazioni chimiche di solfonazione
- Nell'estrazione dei metalli
- In vari usi
- rischi
- Alla salute
- Da incendio o esplosione
- Impatto ambientale
- Riferimenti
Il triossido di zolfo è un composto inorganico formato dall'unione di un atomo di zolfo (S) e 3 atomi di ossigeno (O). La sua formula molecolare è SO 3 . A temperatura ambiente, SO 3 è un liquido che rilascia gas nell'aria.
La struttura della SO 3 gassosa è piatta e simmetrica. Tutti e tre gli ossigeni si trovano uniformemente intorno allo zolfo. SO 3 reagisce violentemente con l'acqua. La reazione è esotermica, il che significa che viene prodotto calore, in altre parole diventa molto caldo.
Molecola di triossido di zolfo SO 3 . Autore: Benjah-bmm27. Fonte: Wikimedia Commons.
Quando la SO 3 liquida si raffredda, si trasforma in un solido che può avere tre tipi di struttura: alfa, beta e gamma. Il più stabile è l'alfa, sotto forma di strati uniti per formare una rete.
Il triossido di zolfo gassoso è usato per preparare acido solforico fumante, chiamato anche oleum, per la sua somiglianza con olio o sostanze oleose. Un'altra delle sue importanti applicazioni è nella solfonazione di composti organici, cioè l'aggiunta di gruppi -SO 3 - ad essi. Pertanto, è possibile preparare sostanze chimiche utili come detergenti, coloranti, pesticidi e molti altri.
SO 3 è molto pericoloso, può causare gravi ustioni, danni agli occhi e alla pelle. Né deve essere inalato o ingerito in quanto può causare la morte per ustioni interne, in bocca, esofago, stomaco, ecc.
Per questi motivi, deve essere gestito con grande cautela. Non deve mai entrare in contatto con acqua o materiali combustibili come legno, carta, tessuti, ecc., Poiché possono verificarsi incendi. Non deve essere smaltito né deve entrare nelle fognature a causa del pericolo di esplosione.
L'SO 3 gassoso generato nei processi industriali non deve essere rilasciato nell'ambiente, in quanto è uno dei responsabili delle piogge acide che hanno già danneggiato vaste aree di foreste nel mondo.
Struttura
La molecola di anidride solforica SO 3 allo stato gassoso ha una struttura planare triangolare.
Ciò significa che sia lo zolfo che i tre ossigeni si trovano sullo stesso piano. Inoltre, la distribuzione degli ossigeni e di tutti gli elettroni è simmetrica.
Strutture di risonanza di Lewis. Gli elettroni sono distribuiti uniformemente in SO 3 . Autore: Marilú Stea.
Allo stato solido sono noti tre tipi di struttura di SO 3 : alfa (α-SO 3 ), beta (β-SO 3 ) e gamma (γ-SO 3 ).
La forma gamma γ-SO 3 contiene trimeri ciclici, cioè tre unità di SO 3 insieme che formano una molecola ciclica oa forma di anello.
Molecola anulare di triossido di zolfo solido di tipo gamma. Autore: Marilú Stea.
La fase beta β-SO 3 ha infinite catene elicoidali di tetraedri di composizione SO 4 legate insieme.
Struttura di una catena di triossido di zolfo solido di tipo beta. Autore: Marilú Stea.
La forma più stabile è l'alfa α-SO 3 , simile alla beta ma con una struttura a strati, con le catene unite a formare una rete.
Nomenclatura
-Triossido di zolfo
-Anidride solforica
-Ossido solforico
-SO 3 gamma, γ-SO 3
-SO 3 beta, β-SO 3
-SO 3 alfa, α-SO 3
Proprietà fisiche
Stato fisico
A temperatura ambiente (circa 25 ºC) e pressione atmosferica, SO 3 è un liquido incolore che emette fumo nell'aria.
Quando la SO 3 liquida è pura a 25 ºC è una miscela di SO 3 monomerica (una singola molecola) e trimerica (3 molecole unite) di formula S 3 O 9 , chiamata anche SO 3 gamma γ-SO 3 .
Quando si abbassa la temperatura, se l'SO 3 è puro quando raggiunge i 16,86 ºC, si solidifica o si congela a γ-SO 3 , chiamato anche “SO 3 ice ”.
Se contiene piccole quantità di umidità (anche tracce o quantità estremamente piccole) SO 3 polimerizza nella forma beta β-SO 3 che forma cristalli con una lucentezza setosa.
Quindi si formano più legami generando la struttura alfa α-SO 3 , che è un solido cristallino a forma di ago che assomiglia all'amianto o all'amianto.
Quando alfa e beta si uniscono, generano gamma.
Peso molecolare
80,07 g / mol
Punto di fusione
Gamma di SO 3 = 16,86 ºC
Punto triplo
È la temperatura alla quale sono presenti i tre stati fisici: solido, liquido e gas. Nella forma alfa il punto triplo è a 62,2 ºC e nella beta è a 32,5 ºC.
Il riscaldamento della forma alfa ha una maggiore tendenza a sublimare che a sciogliersi. Sublimare significa passare direttamente dallo stato solido a quello gassoso, senza passare dallo stato liquido.
Punto di ebollizione
Tutte le forme di SO 3 bollono a 44,8 ° C.
Densità
Il liquido SO 3 (gamma) ha una densità di 1,9225 g / cm 3 a 20 ºC.
L' SO 3 gassoso ha una densità di 2,76 rispetto all'aria (aria = 1), il che indica che è più pesante dell'aria.
Pressione del vapore
SO 3 alfa = 73 mm Hg a 25 ºC
SO 3 beta = 344 mm Hg a 25 ºC
Gamma di SO 3 = 433 mm Hg a 25 ºC
Ciò significa che la forma gamma tende ad evaporare più facilmente della forma beta e beta rispetto all'alfa.
Stabilità
La forma alfa è la struttura più stabile, le altre sono metastabili, cioè meno stabili.
Proprietà chimiche
SO 3 reagisce vigorosamente con l'acqua dando acido solforico H 2 SO 4 . Quando si reagisce, viene prodotto molto calore in modo che il vapore acqueo venga rapidamente rilasciato dalla miscela.
Quando esposto all'aria, SO 3 assorbe rapidamente l'umidità emettendo vapori densi.
È un agente disidratante molto forte, questo significa che rimuove facilmente l'acqua da altri materiali.
Lo zolfo di SO 3 ha un'affinità per gli elettroni liberi (cioè gli elettroni che non sono in un legame tra due atomi) quindi tende a formare complessi con composti che li possiedono come piridina, trimetilammina o diossano.
Complesso tra anidride solforica e piridina. Benjah-bmm27. Fonte: Wikimedia Commons.
Formando complessi, lo zolfo "prende in prestito" elettroni dall'altro composto per colmare la sua mancanza di essi. Il triossido di zolfo è ancora disponibile in questi complessi, che vengono utilizzati nelle reazioni chimiche per fornire SO 3 .
È un potente reagente solfonante per composti organici, il che significa che viene utilizzato per aggiungere facilmente un gruppo - SO 3 - alle molecole.
Reagisce facilmente con gli ossidi di molti metalli per dare solfati di questi metalli.
È corrosivo per metalli, tessuti animali e vegetali.
L'SO 3 è un materiale difficile da maneggiare per diversi motivi: (1) il suo punto di ebollizione è relativamente basso, (2) ha la tendenza a formare polimeri solidi a temperature inferiori a 30 ºC e (3) ha un'elevata reattività verso quasi tutti sostanze organiche e acqua.
Può polimerizzare in modo esplosivo se non contiene uno stabilizzante e se è presente umidità. Come stabilizzanti vengono usati dimetilsolfato o ossido di boro.
Ottenere
Si ottiene dalla reazione a 400 ºC tra anidride solforosa SO 2 e ossigeno molecolare O 2 . Tuttavia, la reazione è molto lenta e sono necessari catalizzatori per aumentare la velocità della reazione.
2 SO 2 + O 2 ⇔ 2 SO 3
Tra i composti che accelerano questa reazione ci sono il platino metallico Pt, il pentossido di vanadio V 2 O 5 , l'ossido ferrico Fe 2 O 3 e l'ossido nitrico NO.
applicazioni
Nella preparazione di oleum
Una delle sue principali applicazioni consiste nella preparazione di oleum o acido solforico fumante, così chiamato perché emette vapori visibili ad occhio nudo. Per ottenerlo, SO 3 viene assorbito in acido solforico concentrato H 2 SO 4 .
Oleum o acido solforico fumante. Puoi vedere il fumo bianco che esce dalla bottiglia. W. Oelen. Fonte: Wikimedia Commons.
Ciò avviene in speciali torri di acciaio inossidabile dove l'acido solforico concentrato (che è liquido) scende e l'SO 3 gassoso sale.
Il liquido e il gas entrano in contatto e si uniscono, formando oleum che è un liquido dall'aspetto oleoso. Ha una miscela di H 2 SO 4 e SO 3 , ma ha anche molecole di acido disolforico H 2 S 2 O 7 e acido trisolforico H 2 S 3 O 10 .
Nelle reazioni chimiche di solfonazione
La solfonazione è un processo chiave nelle applicazioni industriali su larga scala per la produzione di detergenti, tensioattivi, coloranti, pesticidi e prodotti farmaceutici.
SO 3 serve come agente solfonante per preparare oli solfonati e detergenti alchil aril solfonati, tra molti altri composti. Quanto segue mostra la reazione di solfonazione di un composto aromatico:
ArH + SO 3 → ArSO 3 H
Sulfonazione del benzene con SO 3 . Pedro8410. Fonte: Wikimedia Commons.
Per le reazioni di solfonazione, oleum o SO 3 possono essere utilizzati sotto forma dei suoi complessi con piridina o trimetilammina, tra gli altri.
Nell'estrazione dei metalli
Il gas SO 3 è stato utilizzato nel trattamento minerale. Semplici ossidi di metalli possono essere convertiti in solfati molto più solubili trattandoli con SO 3 a temperature relativamente basse.
I minerali solfuri come pirite (solfuro di ferro), calcosina (solfuro di rame) e millerite (solfuro di nichel) sono le fonti più economiche di metalli non ferrosi, quindi il trattamento con SO 3 consente di ottenere facilmente questi metalli. ea basso costo.
I solfuri di ferro, nichel e rame reagiscono con il gas SO 3 anche a temperatura ambiente, formando i rispettivi solfati, che sono molto solubili e possono essere sottoposti ad altri processi per ottenere il metallo puro.
In vari usi
SO 3 viene utilizzato per preparare acido clorosolforico, chiamato anche acido clorosolfonico HSO 3 Cl.
Il triossido di zolfo è un ossidante molto potente e viene utilizzato nella produzione di esplosivi.
rischi
Alla salute
SO 3 è un composto altamente tossico per tutte le vie, cioè inalazione, ingestione e contatto con la pelle.
Irritazione e corrosione delle mucose. Provoca ustioni alla pelle e agli occhi. I suoi vapori sono molto tossici se inalati. Si verificano ustioni interne, mancanza di respiro, dolore toracico ed edema polmonare.
Il triossido di zolfo SO3 è molto corrosivo e pericoloso. Autore: OpenIcons. Fonte: Pixabay.
È velenoso. La sua ingestione genera gravi ustioni alla bocca, all'esofago e allo stomaco. Inoltre, si sospetta che sia cancerogeno.
Da incendio o esplosione
Rappresenta un pericolo di incendio quando viene a contatto con materiali di origine organica come legno, fibre, carta, olio, cotone, tra gli altri, soprattutto se bagnati.
Esiste anche un rischio se si entra in contatto con basi o agenti riducenti. Si combina con l'acqua in modo esplosivo, formando acido solforico.
Il contatto con i metalli può produrre gas idrogeno H 2 altamente infiammabile.
Il riscaldamento in barattoli di vetro dovrebbe essere evitato per prevenire possibili rotture violente del contenitore.
Impatto ambientale
L'SO 3 è considerato uno dei principali inquinanti presenti nell'atmosfera terrestre. Ciò è dovuto al suo ruolo nella formazione di aerosol e al suo contributo alle piogge acide (dovuto alla formazione di acido solforico H 2 SO 4 ).
Foresta danneggiata dalle piogge acide nella Repubblica ceca. Lovecz. Fonte: Wikimedia Commons.
SO 3 si forma nell'atmosfera per ossidazione dell'anidride solforosa SO 2 . Quando si forma SO 3 , reagisce rapidamente con l'acqua per formare acido solforico H 2 SO 4 . Secondo studi recenti, esistono altri meccanismi per la trasformazione di SO 3 nell'atmosfera, ma a causa della grande quantità di acqua presente nell'atmosfera, si ritiene ancora molto più probabile che SO 3 si trasformi principalmente in H 2 SO 4 .
SO 3 gas o rifiuti industriali gassosi che lo contengono non devono essere scaricati in atmosfera in quanto inquinante pericoloso. È un gas altamente reattivo e, come accennato in precedenza, in presenza di umidità nell'aria, SO 3 diventa acido solforico H 2 SO 4 . Pertanto, nell'aria, SO 3 persiste sotto forma di acido solforico, formando piccole goccioline o aerosol.
Se le goccioline di acido solforico entrano nel tratto respiratorio di esseri umani o animali, crescono rapidamente di dimensioni a causa dell'umidità presente, quindi hanno la possibilità di penetrare nei polmoni. Uno dei meccanismi con cui la nebbia acida di H 2 SO 4 (cioè SO 3 ) può produrre una forte tossicità è perché modifica il pH extracellulare e intracellulare degli organismi viventi (piante, animali ed esseri umani).
Secondo alcuni ricercatori, la nebbia SO 3 è la causa dell'aumento degli asmatici in un'area del Giappone. La nebbia SO 3 ha un effetto molto corrosivo nei confronti dei metalli, quindi le strutture metalliche costruite dall'uomo come alcuni ponti ed edifici possono essere gravemente danneggiate.
Il liquido SO 3 non deve essere smaltito nelle fognature o nelle fognature. Se versato nelle fogne, può creare un pericolo di incendio o esplosione. In caso di fuoriuscita accidentale, non dirigere un getto d'acqua sul prodotto. Non deve mai essere assorbito dalla segatura o da altri assorbenti combustibili, poiché può provocare incendi.
Deve essere assorbito con sabbia asciutta, terra asciutta o altro assorbente inerte totalmente asciutto. SO 3 non deve essere disperso nell'ambiente e non deve mai venire a contatto con esso. Va tenuto lontano da fonti d'acqua perché con questo produce acido solforico dannoso per gli organismi acquatici e terrestri.
Riferimenti
- Sarkar, S. et al. (2019). Influenza dell'ammoniaca e dell'acqua sul destino del triossido di zolfo nella troposfera: indagine teorica sui percorsi di formazione dell'acido solfammico e dell'acido solforico. J Phys Chem A. 2019; 123 (14): 3131-3141. Recupero da ncbi.nlm.nih.gov.
- Muller, TL (2006). Acido solforico e anidride solforica. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Volume 23. Estratto da onlinelibrary.wiley.com.
- Biblioteca nazionale di medicina degli Stati Uniti. (2019). Anidride solforica. Recupero da pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- Kikuchi, R. (2001). Gestione ambientale delle emissioni di triossido di zolfo: impatto di SO 3 sulla salute umana. Gestione ambientale (2001) 27: 837. Estratto da link.springer.com.
- Cotton, F. Albert e Wilkinson, Geoffrey. (1980). Chimica inorganica avanzata. Quarta edizione. John Wiley & Sons.
- Ismail, MI (1979). Estrazione di metalli dai solfuri mediante triossido di zolfo in letto fluido. J. Chem. Tech. Biotechnol. 1979, 29, 361-366. Recupero da onlinelibrary.wiley.com.