Оксид серы(VI)

Оксид серы(VI)
Оксид серы(VI)
	Кристаллы трёхокиси серы в ампуле
Общие
Систематическое; наименование	Оксид серы(VI)
Хим. формула	SO3
Физические свойства
Состояние	бесцветная жидкость
Молярная масса	80,06 г/моль
Плотность	1,92 (жидкость)
Энергия ионизации	12,8 эВ
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

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.

Получение

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

{\ce {2SO2{}+O2->[{\ce {400-500^{o}C,\ V2O5,\ Pt,\ NaVO3,\ Fe2O3}]2SO3

.

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

{\ce {SO2 + NO2 -> SO3 + NO

.

Можно получить пиролизом сульфатов:

{\ce {Fe2(SO4)3 ->[^ot] Fe2O3 + 3 SO3

.

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

{\ce {3 O2 ->[{\ce {UV}] 2 O3,

{\ce {SO2 + O3 -> SO3 + O2 ^

.

Вещество также может быть получено нагреванием гидросульфата натрия. В качестве промежуточного продукта, образуется пиросульфат натрия. Первая реакция происходит при температурах около 320 °C, вторая при 440—460 °C:

${\ce {2NaHSO4 -> Na2S2O7 + H2O$
${\ce {Na2S2O7 -> Na2SO4 + SO3$

Физические свойства

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 свойства

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

При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

{\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:

{\ce {2 KOH + SO3 -> K2SO4 + H2O,

а также с оксидами:

{\ce {CaO + SO3 -> CaSO4

.

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

{\ce {5 SO3 + 2 P -> P2O5 + 5 SO2 ^ ,

{\ce {3 SO3 + H2S -> 4 SO2 ^ + H2O,

{\ce {2 SO3 + 2 KI -> SO2 ^ + I2 + K2SO4

.

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

{\ce {SO3 + HCl -> HSO3Cl

.

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

{\ce {SO3 + Cl2 + 2 SCl2 -> 3 SOCl2

.

Применение

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

Физиологическое действие

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

Литература

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

Предпросмотр примечаний

↑ David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5

[_baaf115870f6371b-1] David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5

[1]

п о р Оксиды
H₂O
Li₂O LiCoO₂ Li₃PaO₄ Li₅PuO₆ Ba₂LiNpO₆ LiAlO₂ Li₃NpO₄ Li₂NpO₄ Li₅NpO₆ LiNbO₃	BeO											B₂O₃	С₃О₂ C₁₂O₉ CO C₁₂O₁₂ C₄O₆ CO₂	N₂O NO N₂O₃ N₄O₆ NO₂ N₂O₄ N₂O₅	O	F
Na₂O NaPaO₃ NaAlO₂ Na₂PtO₃	MgO											AlO Al₂O₃ NaAlO₂ LiAlO₂ AlO(OH)	SiO SiO₂	P₄O P₄O₂ P₂O₃ P₄O₈ P₂O₅	S₂O SO SO₂ SO₃	Cl₂O ClO₂ Cl₂O₆ Cl₂O₇
K₂O K₂PtO₃ KPaO₃	CaO Ca₃OSiO₄ CaTiO₃	Sc₂O₃	TiO Ti₂O₃ TiO₂ TiOSO₄ CaTiO₃ BaTiO₃	VO V₂O₃ V₃O₅ VO₂ V₂O₅	FeCr₂O₄ CrO Cr₂O₃ CrO₂ CrO₃ MgCr₂O₄	MnO Mn₃O₄ Mn₂O₃ MnO(OH) Mn₅O₈ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇	FeCr₂O₄ FeO Fe₃O₄ Fe₂O₃	CoFe₂O₄ CoO Co₃O₄ CoO(OH) Co₂O₃ CoO₂	NiO NiFe₂O₄ Ni₃O₄ NiO(OH) Ni₂O₃	Cu₂O CuO CuFe₂O₄ Cu₂O₃ CuO₂	ZnO	Ga₂O Ga₂O₃	GeO GeO₂	As₂O₃ As₂O₄ As₂O₅	SeOCl₂ SeOBr₂ SeO₂ Se₂O₅ SeO₃	Br₂O Br₂O₃ BrO₂
Rb₂O RbPaO₃ Rb₄O₆	SrO	Y₂O₃ YOF YOCl	ZrO(OH)₂ ZrO₂ ZrOS Zr₂О₃Сl₂	NbO Nb₂O₃ NbO₂ Nb₂O₅ Nb₂O₃(SO₄)₂ LiNbO₃	Mo₂O₃ Mo₄O₁₁ MoO₂ Mo₂O₅ MoO₃	TcO₂ Tc₂O₇	Ru₂O₃ RuO₂ Ru₂O₅ RuO₄	RhO Rh₂O₃ RhO₂	PdO Pd₂O₃ PdO₂	Ag₂O Ag₂O₂	Cd₂O CdO	In₂O InO In₂O₃	SnO SnO₂	Sb₂O₃ Sb₂O₄ Hg₂Sb₂O₇ Sb₂O₅	TeO₂ TeO₃	I₂O₄ I₄O₉ I₂O₅
Cs₂O Cs₂ReCl₅O	BaO BaPaO₃ BaTiO₃ BaPtO₃		HfO(OH)₂ HfO₂	Ta₂O TaO TaO₂ Ta₂O₅	WO₂Br₂ WO₂ WO₂Cl₂ WOBr₄ WOF₄ WOCl₄ WO₃	Re₂O ReO Re₂O₃ ReO₂ Re₂O₅ ReO₃ Re₂O₇	OsO Os₂O₃ OsO₂ OsO₄	Ir₂O₃ IrO₂	PtO Pt₃O₄ Pt₂O₃ PtO₂ K₂PtO₃ Na₂PtO₃ PtO₃	Au₂O AuO Au₂O₃	Hg₂O HgO (Hg₃O₂)SO₄ Hg₂O(CN)₂ Hg₂Sb₂O₇ Hg₃O₂Cl₂ Hg₅O₄Cl₂	Tl₂O Tl₂O₃	Pb₂O PbO Pb₃O₄ Pb₂O₃ PbO₂	BiO Bi₂O₃ Bi₂O₄ Bi₂O₅	PoO PoO₂ PoO₃	At
Fr	Ra		Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La₂O₂S La₂O₃	Ce₂O₃ CeO₂	PrO Pr₂O₂S Pr₂O₃ Pr₆O₁₁ PrO₂	NdO Nd₂O₂S Nd₂O₃ NdHO	Pm₂O₃	SmO Sm₂O₃	EuO Eu₃O₄ Eu₂O₃ EuO(OH) Eu₂O₂S	Gd₂O₃	Tb	Dy₂O₃	Ho₂O₃ Ho₂O₂S	Er₂O₃	Tm₂O₃	YbO Yb₂O₃	Lu₂O₂S Lu₂O₃ LuO(OH)
		Ac₂O₃	UO₂ UO₃ U₃O₈	PaO PaO₂ Pa₂O₅ PaOS	ThO₂	NpO NpO₂ Np₂O₅ Np₃O₈ NpO₃	PuO Pu₂O₃ PuO₂ PuO₃ PuO₂F₂	AmO₂	Cm₂O₃ CmO₂	Bk₂O₃	Cf₂O₃	Es	Fm	Md	No	Lr