- Structure
- Nomenclature
- Propriétés physiques
- État physique
- Poids moléculaire
- Point de fusion
- Point triple
- Point d'ébullition
- Densité
- La pression de vapeur
- Stabilité
- Propriétés chimiques
- Obtention
- Applications
- Dans la préparation de l'oléum
- Dans les réactions chimiques de sulfonation
- Dans l'extraction des métaux
- Dans diverses utilisations
- Des risques
- Pour la santé
- D'un incendie ou d'une explosion
- Impact environnemental
- Références
Le trioxyde de soufre est un composé inorganique formé par l'union d'un atome de soufre (S) et de 3 atomes d'oxygène (O). Sa formule moléculaire est SO 3. À température ambiante, le SO 3 est un liquide qui libère des gaz dans l'air.
La structure du SO 3 gazeux est plate et symétrique. Les trois oxygènes sont répartis uniformément autour du soufre. Le SO 3 réagit violemment avec l'eau. La réaction est exothermique, ce qui signifie que de la chaleur est produite, en d'autres termes, elle devient très chaude.
Molécule de trioxyde de soufre SO 3. Auteur: Benjah-bmm27. Source: Wikimedia Commons.
Lorsque le SO 3 liquide se refroidit, il se transforme en un solide qui peut avoir trois types de structure: alpha, bêta et gamma. Le plus stable est alpha, sous la forme de couches réunies pour former un réseau.
Le trioxyde de soufre gazeux est utilisé pour préparer de l'acide sulfurique fumant, également appelé oléum, en raison de sa ressemblance avec de l'huile ou des substances huileuses. Une autre de ses applications importantes est la sulfonation de composés organiques, c'est-à-dire l'addition de groupes -SO 3 - à ceux-ci. Ainsi, des produits chimiques utiles tels que des détergents, des colorants, des pesticides, entre autres, peuvent être préparés.
Le SO 3 est très dangereux, il peut provoquer de graves brûlures, des lésions oculaires et cutanées. Il ne doit pas non plus être inhalé ou ingéré car il peut entraîner la mort par brûlures internes, dans la bouche, l'œsophage, l'estomac, etc.
Pour ces raisons, il doit être manipulé avec une grande prudence. Il ne doit jamais entrer en contact avec de l'eau ou des matériaux combustibles tels que le bois, le papier, les tissus, etc., car des incendies peuvent survenir. Il ne doit pas non plus être jeté ni pénétrer dans les égouts en raison du risque d'explosion.
Le SO 3 gazeux généré dans les processus industriels ne doit pas être rejeté dans l'environnement, car il est l'un des responsables des pluies acides qui ont déjà endommagé de vastes étendues de forêts dans le monde.
Structure
La molécule de trioxyde de soufre SO 3 à l'état gazeux a une structure plane triangulaire.
Cela signifie que le soufre et les trois oxygènes sont dans le même plan. De plus, la distribution des oxygènes et de tous les électrons est symétrique.
Structures de résonance de Lewis. Les électrons sont répartis uniformément dans le SO 3. Auteur: Marilú Stea.
A l'état solide, trois types de structure du SO 3 sont connus: alpha (α-SO 3), beta (β-SO 3) et gamma (γ-SO 3).
La forme gamma γ-SO 3 contient des trimères cycliques, c'est-à-dire trois unités de SO 3 formant ensemble une molécule cyclique ou en forme d'anneau.
Molécule en forme d'anneau de trioxyde de soufre solide de type gamma. Auteur: Marilú Stea.
La phase bêta β-SO 3 présente des chaînes hélicoïdales infinies de tétraèdres de composition SO 4 liées entre elles.
Structure d'une chaîne de trioxyde de soufre solide de type bêta. Auteur: Marilú Stea.
La forme la plus stable est l'alpha α-SO 3, similaire à la bêta mais avec une structure en couches, avec les chaînes jointes pour former un réseau.
Nomenclature
-Trioxyde de soufre
-Anhydride sulfurique
-Oxyde de soufre
-SO 3 gamma, γ-SO 3
-SO 3 bêta, β-SO 3
-SO 3 alpha, α-SO 3
Propriétés physiques
État physique
À température ambiante (environ 25 ºC) et à pression atmosphérique, le SO 3 est un liquide incolore qui émet de la fumée dans l'air.
Lorsque le SO 3 liquide est pur à 25 ºC, il s'agit d'un mélange de SO 3 monomère (une seule molécule) et de trimère (3 molécules jointes) de formule S 3 O 9, également appelé SO 3 gamma γ-SO 3.
Lors de l'abaissement de la température, si le SO 3 est pur lorsqu'il atteint 16,86 ºC, il se solidifie ou gèle en γ-SO 3, également appelé «glace SO 3 ».
S'il contient de petites quantités d'humidité (même des traces ou des quantités extrêmement faibles), le SO 3 polymérise en forme de bêta β-SO 3 qui forme des cristaux à l'éclat soyeux.
Ensuite, d'autres liaisons sont formées, générant la structure alpha α-SO 3, qui est un solide cristallin en forme d'aiguille qui ressemble à l'amiante ou à l'amiante.
Lorsque alpha et bêta fusionnent, ils génèrent du gamma.
Poids moléculaire
80,07 g / mol
Point de fusion
SO 3 gamma = 16,86 ºC
Point triple
C'est la température à laquelle les trois états physiques sont présents: solide, liquide et gazeux. Dans la forme alpha, le point triple est à 62,2 ºC et dans la bêta, il est à 32,5 ºC.
Le chauffage de la forme alpha a plus tendance à se sublimer qu'à fondre. Sublimer signifie passer directement de l'état solide à l'état gazeux, sans passer par l'état liquide.
Point d'ébullition
Toutes les formes de SO 3 bouillent à 44,8 ° C.
Densité
Le SO 3 liquide (gamma) a une densité de 1,9225 g / cm 3 à 20 ºC.
Le SO 3 gazeux a une densité de 2,76 par rapport à l'air (air = 1), ce qui indique qu'il est plus lourd que l'air.
La pression de vapeur
SO 3 alpha = 73 mm Hg à 25 ºC
SO 3 beta = 344 mm Hg à 25 ºC
SO 3 gamma = 433 mm Hg à 25 ºC
Cela signifie que la forme gamma a tendance à s'évaporer plus facilement que la forme bêta et bêta que l'alpha.
Stabilité
La forme alpha est la structure la plus stable, les autres sont métastables, c'est-à-dire qu'elles sont moins stables.
Propriétés chimiques
Le SO 3 réagit vigoureusement avec l'eau pour donner de l'acide sulfurique H 2 SO 4. Lors de la réaction, une grande quantité de chaleur est produite de sorte que la vapeur d'eau est rapidement libérée du mélange.
Lorsqu'il est exposé à l'air, le SO 3 absorbe rapidement l'humidité, émettant des vapeurs denses.
C'est un agent déshydratant très puissant, cela signifie qu'il élimine facilement l'eau des autres matériaux.
Le soufre dans le SO 3 a une affinité pour les électrons libres (c'est-à-dire les électrons qui ne sont pas liés entre deux atomes), il a donc tendance à former des complexes avec des composés qui les possèdent, tels que la pyridine, la triméthylamine ou le dioxane.
Complexe entre le trioxyde de soufre et la pyridine. Benjah-bmm27. Source: Wikimedia Commons.
En formant des complexes, le soufre «emprunte» des électrons à l'autre composé pour combler son manque. Le trioxyde de soufre est toujours disponible dans ces complexes, qui sont utilisés dans des réactions chimiques pour fournir du SO 3.
C'est un réactif sulfonant puissant pour les composés organiques, ce qui signifie qu'il est utilisé pour ajouter facilement un groupe –SO 3 - aux molécules.
Il réagit facilement avec les oxydes de nombreux métaux pour donner des sulfates de ces métaux.
Il est corrosif pour les métaux, les tissus animaux et végétaux.
Le SO 3 est un matériau difficile à manipuler pour plusieurs raisons: (1) son point d'ébullition est relativement bas, (2) il a tendance à former des polymères solides à des températures inférieures à 30 ºC et (3) il a une réactivité élevée envers presque tous substances organiques et eau.
Peut polymériser de manière explosive s'il ne contient pas de stabilisant et s'il y a de l'humidité. Le sulfate de diméthyle ou l'oxyde de bore sont utilisés comme stabilisants.
Obtention
Il est obtenu par réaction à 400 ºC entre le dioxyde de soufre SO 2 et l'oxygène moléculaire O 2. Cependant, la réaction est très lente et des catalyseurs sont nécessaires pour augmenter la vitesse de la réaction.
2 SO 2 + O 2 ⇔ 2 SO 3
Parmi les composés qui accélèrent cette réaction, on trouve le platine métallique Pt, le pentoxyde de vanadium V 2 O 5, l'oxyde ferrique Fe 2 O 3 et l'oxyde nitrique NO.
Applications
Dans la préparation de l'oléum
Une de ses principales applications consiste en la préparation d'oléum ou d'acide sulfurique fumant, ainsi appelé car il émet des vapeurs visibles à l'œil nu. Pour l'obtenir, le SO 3 est absorbé dans l'acide sulfurique concentré H 2 SO 4.
Oleum ou acide sulfurique fumant. Vous pouvez voir la fumée blanche sortir de la bouteille. W. Oelen. Source: Wikimedia Commons.
Cela se fait dans des tours spéciales en acier inoxydable où l'acide sulfurique concentré (qui est liquide) descend et le SO 3 gazeux monte.
Le liquide et le gaz entrent en contact et se rejoignent, formant de l'oléum qui est un liquide d'apparence huileuse. Il a un mélange de H 2 SO 4 et SO 3, mais il a également des molécules d'acide disulfurique H 2 S 2 O 7 et d'acide trisulfurique H 2 S 3 O 10.
Dans les réactions chimiques de sulfonation
La sulfonation est un processus clé dans les applications industrielles à grande échelle pour la fabrication de détergents, tensioactifs, colorants, pesticides et produits pharmaceutiques.
Le SO 3 sert d'agent de sulfonation pour préparer des huiles sulfonées et des détergents alkyl-aryl-sulfonés, parmi de nombreux autres composés. Ce qui suit montre la réaction de sulfonation d'un composé aromatique:
ArH + SO 3 → ArSO 3 H
Sulfonation du benzène avec SO 3. Pedro8410. Source: Wikimedia Commons.
Pour les réactions de sulfonation, l'oléum ou SO 3 peut être utilisé sous forme de ses complexes avec la pyridine ou avec la triméthylamine, entre autres.
Dans l'extraction des métaux
Le gaz SO 3 a été utilisé dans le traitement des minéraux. Les oxydes simples de métaux peuvent être convertis en sulfates beaucoup plus solubles en les traitant avec du SO 3 à des températures relativement basses.
Les sulfures minéraux tels que la pyrite (sulfure de fer), la chalcosine (sulfure de cuivre) et la millérite (sulfure de nickel) sont les sources les plus économiques de métaux non ferreux, le traitement au SO 3 permet donc d'obtenir facilement ces métaux. et à faible coût.
Les sulfures de fer, de nickel et de cuivre réagissent avec le gaz SO 3 même à température ambiante, formant les sulfates respectifs, qui sont très solubles et peuvent être soumis à d'autres procédés pour obtenir le métal pur.
Dans diverses utilisations
Le SO 3 est utilisé pour préparer l'acide chlorosulfurique, également appelé acide chlorosulfonique HSO 3 Cl.
Le trioxyde de soufre est un oxydant très puissant et est utilisé dans la fabrication d'explosifs.
Des risques
Pour la santé
Le SO 3 est un composé hautement toxique par toutes les voies, c'est-à-dire par inhalation, ingestion et contact avec la peau.
Muqueuses irritantes et corrodantes. Provoque des brûlures de la peau et des yeux. Ses vapeurs sont très toxiques lorsqu'elles sont inhalées. Des brûlures internes, un essoufflement, des douleurs thoraciques et un œdème pulmonaire se produisent.
Le trioxyde de soufre SO3 est très corrosif et dangereux. Auteur: OpenIcons. Source: Pixabay.
C'est toxique. Son ingestion génère de graves brûlures de la bouche, de l'œsophage et de l'estomac. De plus, il est soupçonné d'être cancérigène.
D'un incendie ou d'une explosion
Il représente un risque d'incendie au contact de matériaux d'origine organique comme le bois, les fibres, le papier, l'huile, le coton, entre autres, surtout s'ils sont humides.
Il existe également un risque en cas de contact avec des bases ou des agents réducteurs. Il se combine avec l'eau de manière explosive, formant de l'acide sulfurique.
Le contact avec les métaux peut produire de l'hydrogène gazeux H 2 qui est hautement inflammable.
Le chauffage dans des bocaux en verre doit être évité pour éviter une éventuelle rupture violente du récipient.
Impact environnemental
Le SO 3 est considéré comme l'un des principaux polluants présents dans l'atmosphère terrestre. Ceci est dû à son rôle dans la formation des aérosols et à sa contribution aux pluies acides (due à la formation d'acide sulfurique H 2 SO 4).
Forêt endommagée par les pluies acides en République tchèque. Lovecz. Source: Wikimedia Commons.
Le SO 3 se forme dans l'atmosphère par oxydation du dioxyde de soufre SO 2. Lorsque le SO 3 se forme, il réagit rapidement avec l'eau pour former de l'acide sulfurique H 2 SO 4. Selon des études récentes, il existe d'autres mécanismes de transformation du SO 3 dans l'atmosphère, mais en raison de la grande quantité d'eau présente dans l'atmosphère, il est toujours considéré comme beaucoup plus probable que le SO 3 se transforme principalement en H 2 SO 4.
Le gaz SO 3 ou les déchets industriels gazeux qui en contiennent ne doivent pas être rejetés dans l'atmosphère car il s'agit d'un polluant dangereux. C'est un gaz hautement réactif et, comme mentionné ci-dessus, en présence d'humidité dans l'air, le SO 3 devient de l'acide sulfurique H 2 SO 4. Par conséquent, dans l'air, le SO 3 persiste sous forme d'acide sulfurique, formant de petites gouttelettes ou aérosols.
Si les gouttelettes d'acide sulfurique pénètrent dans les voies respiratoires des humains ou des animaux, elles grossissent rapidement en raison de l'humidité présente, elles ont donc une chance de pénétrer dans les poumons. L'un des mécanismes par lesquels le brouillard acide de H 2 SO 4 (c'est-à-dire SO 3) peut produire une forte toxicité est qu'il modifie le pH extracellulaire et intracellulaire des organismes vivants (plantes, animaux et êtres humains).
Selon certains chercheurs, le brouillard de SO 3 est à l'origine de l'augmentation des asthmatiques dans une région du Japon. Le brouillard de SO 3 a un effet très corrosif vis-à-vis des métaux, de sorte que les structures métalliques construites par l'homme, comme certains ponts et bâtiments, peuvent être gravement affectées.
Le SO 3 liquide ne doit pas être jeté dans les égouts ou les égouts. En cas de déversement dans les égouts, cela peut créer un risque d'incendie ou d'explosion. En cas de déversement accidentel, ne dirigez pas un jet d'eau vers le produit. Il ne doit jamais être absorbé par la sciure de bois ou tout autre absorbant combustible, car il peut provoquer des incendies.
Il doit être absorbé dans du sable sec, de la terre sèche ou tout autre absorbant inerte totalement sec. Le SO 3 ne doit pas être rejeté dans l'environnement et ne doit jamais être autorisé à entrer en contact avec lui. Il doit être tenu à l'écart des sources d'eau car il produit de l'acide sulfurique nocif pour les organismes aquatiques et terrestres.
Références
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