Оксид серы(VI)

Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трёхо́кись се́ры, се́рный газ) — высший оксид серы. Ангидрид серной кислоты. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушливым запахом. Весьма токсичен. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO₃.

Оксид серы​(VI)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы ​(VI)​
Хим. формула	SO3
Физические свойства
Состояние	бесцветная жидкость
Молярная масса	80,06 г/моль
Плотность	1,92 (жидкость)
Термические свойства
Температура
• плавления	16,83 °C
• кипения	44,9 °C
Энтальпия
• образования	-395,8 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	реагирует с образованием серной кислоты
Классификация
Рег. номер CAS	[7446-11-9]
PubChem	24682
Рег. номер EINECS	231-197-3
SMILES	O=S(=O)=O
InChI	InChI=1S/O3S/c1-4(2)3 AKEJUJNQAAGONA-UHFFFAOYSA-N
RTECS	WT4830000
ChEBI	29384
ChemSpider	23080
Безопасность
ЛД50	100—140 мг/кг
Токсичность	Высокоопасное, токсичное вещество, 2 класс опасности по степени воздействия на организм. Действует на ЦНС, почки, печень. Вредно при вдыхании.
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 3 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Пространственная модель молекулы γ-SO₃

ПолучениеПравить

Окислением оксида серы (IV) кислородом воздуха при температуре 400—500 °C, в присутствии катализатора (V₂O₅, Pt, NaVO₃, Fe₂O₃):

$2{\text{SO}}_2^{}+{\text{O}}_2^{}\stackrel{400-<!--\; -\; -->500{}^{\text{o}}\text{C},{\text{V}}_2^{}{\text{O}}_5^{},\text{Pt},{\text{NaVO}}_3^{},{\text{Fe}}_2^{}{\text{O}}_3^{}}{\to }2{\text{SO}}_3^{}$${\ce {2SO2{}+O2->[{\ce {400-500^{o}C,\ V2O5,\ Pt,\ NaVO3,\ Fe2O3}}]2SO3}}$ .

Окислением SO₂ диоксидом азота (нитрозный метод получения серной кислоты):

${\text{SO}}_2^{}+{\text{NO}}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{SO}}_3^{}+\text{NO}$${\ce {SO2 + NO2 -> SO3 + NO}}$ .

Можно получить пиролизом сульфатов:

${\text{Fe}}_2^{}{({\text{SO}}_4^{})}_3^{}\stackrel{{}^{o}t}{\to }{\text{Fe}}_2^{}{\text{O}}_3^{}+3{\text{SO}}_3^{}$${\ce {Fe2(SO4)3 ->[^ot] Fe2O3 + 3 SO3}}$ .

Или взаимодействием SO₂ с озоном. Озон образуется из кислорода под действием ультрафиолета.

$3{\text{O}}_2^{}\stackrel{\text{UV}}{\to }2{\text{O}}_3^{},$${\ce {3 O2 ->[{\ce {UV}}] 2 O3,}}$ 

${\text{SO}}_2^{}+{\text{O}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{SO}}_3^{}+{\text{O}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\ce {SO2 + O3 -> SO3 + O2 ^}}$ .

Физические свойстваПравить

Оксид серы(VI) — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ имеют плоское тригональное строение с симметрией D_3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Тип химической связи в молекуле: ковалентная полярная химическая связь.

Твёрдый SO₃ существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO₃. α-Форма SO₃ состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO₃, соединенных в плоские сетки у γ-SO₃ или в пространственные структуры у δ-SO₃. При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO₃. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H₂SO₄) вследствие высокой гигроскопичности SO₃. Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO₃ полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO₃ легко переходят друг в друга, и твердый SO₃ обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Химические свойстваПравить

SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика.

При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

${\text{SO}}_3^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{},$${\ce {SO3 + H2O -> H2SO4,}}$ 

в этой реакции серная кислота образуется в виде аэрозоля, поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.

Взаимодействует с основаниями:

$2\text{KOH}+{\text{SO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O},$${\ce {2 KOH + SO3 -> K2SO4 + H2O,}}$ 

а также с оксидами:

$\text{CaO}+{\text{SO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{CaSO}}_4^{}$${\ce {CaO + SO3 -> CaSO4}}$ .

SO₃ сильный окислитель свойствами, обычно в реакциях восстанавливается до диоксида серы:

$5{\text{SO}}_3^{}+2\text{P}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{P}}_2^{}{\text{O}}_5^{}+5{\text{SO}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->,$${\ce {5 SO3 + 2 P -> P2O5 + 5 SO2 ^ ,}}$ 

$3{\text{SO}}_3^{}+{\text{H}}_2^{}\text{S}⟶<!--\; ⟶\; -->4{\text{SO}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+{\text{H}}_2^{}\text{O},$${\ce {3 SO3 + H2S -> 4 SO2 ^ + H2O,}}$ 

$2{\text{SO}}_3^{}+2\text{KI}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{SO}}_2^{}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->+{\text{I}}_2^{}+{\text{K}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}$${\ce {2 SO3 + 2 KI -> SO2 ^ + I2 + K2SO4}}$ .

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

${\text{SO}}_3^{}+\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{HSO}}_3^{}\text{Cl}$${\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl}}$ .

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

${\text{SO}}_3^{}+{\text{Cl}}_2^{}+2{\text{SCl}}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->3{\text{SOCl}}_2^{}$${\ce {SO3 + Cl2 + 2 SCl2 -> 3 SOCl2}}$ .

ПрименениеПравить

Серный ангидрид в основном используют в производстве серной кислоты и в металлургии.

Физиологическое действиеПравить

 

Триоксид серы — токсичное вещество, поражает слизистые оболочки и дыхательные пути, разрушает органические соединения. Хранят в запаянных стеклянных сосудах.

ЛитератураПравить

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994.