三氧化硫

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三氧化硫
IUPAC名
Sulfur trioxide
别名 硫酸酐
氧化硫(VI)
识别
CAS号 7446-11-9
性质
摩尔质量 80.06 g·mol⁻¹
密度 1.92 g/cm3
熔点 16.9 °C, 62.4 °F
沸点 45 °C, 113 °F
溶解性 水解硫酸
热力学
ΔfHmo298K −397.77 kJ/mol
So298K 256.77 J·K−1·mol−1
危险性
欧盟危险性符号
腐蚀性腐蚀性 C
警示术语 R:R14-R35-R37
安全术语 S:S1/2-S26-S30-S45
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
3
OX
闪点 非易燃
LC50 大鼠, 4hr 375 mg/m3
相关物质
相关化学品 SO2H2SO4SO2Cl2
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

三氧化硫是一种氧化物分子式为SO3,有類似二氧化硫的氣味,溶於中反應成硫酸。它的气体形式是一种严重的污染物,是形成酸雨的主要来源之一。

分子构型[编辑]

气态的SO3是一种具有D3h对称的平面正三角形分子,含有一个离域的\pi_4^6键。这与价层电子对互斥理论(VSEPR)所预测的结论是一致的。

三氧化硫中,硫的化合价为+6,分子为非极性分子

化学反应[编辑]

SO3硫酸(H2SO4)的酸酐,三氧化硫與水反應,釋放出大量的熱,而形成硫酸。因此,可以发生以下反应:

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)(-88 kJ mol−1

这个反应进行得非常迅速,而且是放热反应。在大约~340 °C以上时,硫酸、三氧化硫和水才可以在平衡浓度下共存。

三氧化硫也与二氯化硫发生反应来生产很有用的试剂——亚硫酰氯

SO3 + SCl2 → SOCl2 + SO2

物理反應[编辑]

三氧化硫在空氣中迅速結合水,並散發出白煙,

制备[编辑]

在实验室中三氧化硫可以通过硫酸氢钠的两步高温分解来制备:

  1. 脱水:
    2NaHSO4 -315°C→ Na2S2O7 + H2O
  2. 热分解:
    Na2S2O7 -460°C→ Na2SO4 + SO3

其他的金属硫酸氢盐同样在这个办法中适用,这个的关键在于中间媒介焦硫酸盐的稳定性。

SO3的工业制法是接触法二氧化硫通常通过的燃烧或黄铁矿矿石(一种含硫铁矿石)的煅烧得到的,先通过静电沉淀进行提纯。提纯后的SO2在400至600°C的温度下,用负载在硅藻土上的含氧化钾硫酸钾(助催剂)的五氧化二钒作为催化剂,将二氧化硫氧气氧化为三氧化硫。铂同样可以充当这个反应的催化剂但是价格昂贵,比混合物更容易发生催化剂中毒(导致失效)。其催化机理为:

2 SO2 + V2O5 → 2 SO3 + V2O3
V2O3 + O2 → V2O5


以这种方式制得的三氧化硫大部分都被转化为了硫酸,但不能用水进行吸收,否则将形成大量酸雾,但如果采用98.3%硫酸作吸收剂,因其液面上水、三氧化硫和硫酸的总蒸气压最低,故吸收效率最高。

另外,把硫酸銅在空氣中加熱至650°C,硫酸銅會分解成三氧化硫氧化銅


另一种方法是用一氧化氮催化氧化二氧化硫,但此法的缺陷是使用的一氧化氮剧毒:

2 SO2 + O2 -NO→ 2 SO3

固态三氧化硫结构[编辑]

γ-SO3分子的结构模型

天然的SO3固体有一种令人惊讶的、因痕量水导致结构改变的复杂结构。[1] 由于气体的液化,极纯的SO3 冷凝形成一种通常称作γ-SO3的三聚体。这种分子形式是一种熔点在16.8 °C的无色固体。它形成的环状结构被称为[S(=O)2(μ-O)]3[2].

如果SO3在27 °C以上冷凝,可形成熔点为62.3°C的α-"SO3" . α-SO3 外观为类似石棉的纤维状(虽然两者相差甚远)。在结构上来说,它是形如[S(=O)2(μ-O)]n聚合物。聚合物分子的每个末端都以-OH结束(因此 α-"SO3" 并非真正是SO3的一个构型)。β-SO3是与α构型相类似、但相对分子质量不同的纤维状聚合物,其分子末端亦皆为羟基,熔点为32.5 °C。γ构型和β构型都是介稳的,在长时间放置后最终会转化为稳定的α构型 。这种转化是由痕量水导致的[3]

在同一温度下固体SO3的相对蒸气压大小为α<β<γ,亦指明它们相对分子质量的大小。液态三氧化硫的蒸气压说明它是 γ构型。因此加热α-SO3 的晶体至其熔点时会导致蒸气压的突然升高,巨大的压力甚至可以冲破加热它的玻璃管。这个结果被称为 "α爆炸。"[3]

SO3 极易水解。事实上,由于SO3使碳水化合物脱水並放出大量热,该反应足以使混合了SO3的木头或者棉花点燃。[3]

危害[编辑]

人體吸入三氧化硫後,氣體進入呼吸道及肺,並溶於粘液,形成硫酸,腐蝕呼吸道。

来源[编辑]

参见[编辑]

注释[编辑]

  1. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  2. ^ Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed p543
  3. ^ 3.0 3.1 3.2 Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th ed. monograph 8775