# Triòxid de sofre

El triòxid de sofre és un compost binari de sofre i oxigen, un òxid de fórmula ${\ce {SO3}}$. És un líquid incolor a temperatura ambient, amb un punt de fusió de 16,83 °C i un punt d'ebullició de 44,8 °C. Reacciona violentament amb aigua donant àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$, amb gran despreniment de calor. Corroeix els metalls i els teixits. Provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...

## Història

La primera referència sobre del triòxid de sofre és de Basilius Valentinus un alquimista de finals del segle xv. El mètode d'obtenció per escalfament de sulfat de ferro(II), ${\ce {FeSO4}}$, fou descrit per primera vegada el 1675 pel químic francès Nicolas Lémery (1645-1715), mentre que la preparació per escalfament de l'àcid sulfúric fou descobert un segle més tard, el 1755, pel químic alemany Johann Christian Bernhardt (1710-1758). El químic suec Carl-Wihlelm Scheele (1742-1786) i el químic francès Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816) identificaren per primera vegada el compost com anhídrid de l'àcid sulfúric. Des de la dècada del 1940 és un dels reactius més importants en la indústria dels detergents sintètics.

## Estructura i enllaç

En estat sòlid pot presentar tres formes al·lotròpiques diferents; ${\ce {\alpha-SO3}}$, ${\ce {\beta-SO3}}$ i ${\ce {\gamma-SO3}}$ de les quals la forma ${\ce {\alpha-SO3}}$ és la que presenta una major estabilitat respecte a les altres.
La forma ${\ce {\alpha-SO3}}$, amb estructura semblant al gel, es correspon a la forma més habitual del ${\ce {SO3}}$ en estat sòlid. Es presenta en forma de cristalls prismàtics incolors que fonen a 16,8 °C i donen un líquid menys viscós que l'àcid sulfúric. El líquid és transparent però si té alguna impuresa de matèria orgànica adquireix una coloració marró. A 25 °C té una densitat alta, d'1,904 g/cm³ i un índex de refracció d'1,40965. Té un punt d'ebullició de 44,8 °C. Està constituït per molècules individuals d'${\ce {SO3}}$.
La forma ${\ce {\beta-SO3}}$ amb estructura d'asbestos, és de color blanc i menys estable que la forma ${\ce {\alpha-SO3}}$, amb punt de fusió 30,5 °C. Té cadenes lineals de molècules d'${\ce {SO3}}$ enllaçades una rere l'altra. En estat líquid hom troba que està constituïda per dímers ${\ce {(SO3)2}}$.
La forma ${\ce {\gamma-SO3}}$ té una estructura semblant a la del gel. Quan es refreda l'${\ce {SO3}}$per sota de -80 °C es condensa en la forma ${\ce {\gamma-SO3}}$, que té una densitat de 1,903 g/cm³ a 25 °C. Consta de molècules trimèriques d'${\ce {SO3}}$, és a dir ${\ce {(SO3)3}}$, que formen un anell de sis àtoms amb distàncies de 162,6 pm entre ells. A temperatura ambient amb traces d'aigua es converteix lentament en la més estable forma ${\ce {\beta-SO3}}$.
En estat gasós es tracta d'una molècula trigonal plana de simetria D3h. Amb angles ${\ce {O-S-O}}$ de 120°. Els enllaços ${\ce {S-O}}$ són tots tres igual, de longitud 143 pm, la qual cosa indica que són enllaços dobles. L'àtom central de sofre es troba en estat d'oxidació +6 i no té càrrega formal. Es troba rodejada de sis parells d'electrons no enllaçants (dos per a cada àtom d'oxigen unit a l'àtom central).

## Síntesi

El triòxid de sofre es pot obtenir al laboratori per escalfament d'hidrogensulfats (p.e. hidrogensulfat de sodi, ${\ce {NaHSO4}}$), de disulfats (p.e. disulfat de sodi, ${\ce {Na2S2O7}}$) i de sulfats (p.e. sulfat de ferro(III), ${\ce {Fe2(SO4)3}}$). Segons la sal de partida tenen lloc una o més reaccions de les indicades a continuació:
${\ce {2MHSO4 ->[\Delta] H2O + M2S2O7}}$${\ce {M2S2O7 ->[\Delta] SO3 + M2SO4}}$${\ce {M2SO4 ->[\Delta] SO3 + M2O}}$
Al laboratori també es pot obtindre per deshidratació de l'àcid sulfúric concentrat emprant pentaòxid de difòsfor, ${\ce {P2O5}}$:
${\ce {H2SO4 ->[P_2O_5] H2O + SO3}}$
Industrialment aquest compost s'obté per oxidació del diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$, amb oxigen mitjançant un catalitzador com el pentaòxid de divanadi, ${\ce {V2O5}}$, monòxid de nitrogen, ${\ce {NO}}$, òxid de ferro(III), ${\ce {Fe2O3}}$, o platí. La combustió directa del sofre no produeix triòxid de sofre, sinó diòxid de sofre, ja que aquesta reacció és molt exotèrmica i la calor despresa és suficient per descompondre del triòxid de sofre format en diòxid de sofre i dioxigen.
${\ce {1/8 S8 + O2 -> SO2}}\quad \quad \Delta H=-297\;\mathrm {kJ/mol}$${\ce {SO3 -> SO2 + 1/2 O2}}\quad \quad \Delta H=99\;\mathrm {kJ/mol}$

## Reactivitat

En presència d'aigua té lloc una reacció violenta donant lloc a l'àcid sulfúric que és altament corrosiu.
${\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}\quad \quad \Delta H=-73{,}69\;\mathrm {kJ/mol}$
Aquesta reacció té lloc de forma molt ràpida i és altament exotèrmica. Al voltant de 340 °C el triòxid de sofre i l'aigua coexisteixen en concentracions significatives d'equilibri.
És un àcid de Lewis fort i reacciona amb bases de Lewis formant composts d'addició. Exemples són els formats amb l'òxid de bari, ${\ce {Ba[SO4]}}$; amb l'amoníac, ${\ce {SO3\cdot NH3}}$; amb la piridina, ${\ce {SO3\cdot py}}$; amb el tetrahidrofurà, ${\ce {SO3\cdot THF}}$; amb el fluorur de potassi, ${\ce {K[SO3F]}}$; amb el sulfat de sodi, ${\ce {Na2[S2O7]}}$; amb el clorur d'hidrogen, ${\ce {HSO3Cl}}$; i amb el sulfur d'hidrogen, ${\ce {H2S2O3}}$.
També és un agent oxidant fort. Així oxida el sofre, ${\ce {S8}}$, a ${\ce {SO2}}$; el diclorur de sofre, ${\ce {SCl2}}$, a ${\ce {SOCl2}}$i ${\ce {SOCl2}}$; el triclorur de fòsfor, ${\ce {PCl3}}$, a ${\ce {POCl3}}$, el fòsfor, ${\ce {P4}}$, a ${\ce {P4O10}}$; el iodur d'hidrogen$_,$ ${\ce {HI}}$, a ${\ce {I2}}$; i el sulfur d'hidrogen, ${\ce {H2S}}$ a ${\ce {S8}}$.

## Aplicacions

L'aplicació més important del ${\ce {SO3}}$és la producció d'àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$ que actualment es duu a terme industrialment per mitjà del mètode de contacte. El triòxid de sofre s'obté per combustió del diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$, a uns 400 °C i en presència d'un catalitzador (pentaòxid de vanadi, ${\ce {V2O5}}$ o platí, entre d'altres). El ${\ce {SO3}}$ obtingut és absorbit en àcid sulfúric concentrat per a donar la dissolució coneguda com a òleum o àcid sulfúric fumant. Se'n produeixen de tres concentracions, del 20 %, del 30 % i del 65 % en ${\ce {SO3}}$. Posteriorment s'addiciona aigua a aquest òleum i pot obtenir-se l'àcid sulfúric comercial del 98 % d'alta puresa. Les reaccions són:
${\ce {SO2 + 1/2 O2 -> SO3}}$${\ce {SO3 + H2SO4 -> H2SO4. SO3 <=> H2S2O7}}$${\ce {H2SO4. SO3 + H2O -> 2 H2SO4}}$
L'${\ce {SO3}}$s'empra molt en química orgànica com a agent de sulfonació, això és la substitució d'un hidrogen en un hidrocarbur per un grup sulfònic, ${\ce {-SO3H}}$; i de sulfatació, substitució d'un ${\ce {H}}$ enllaçat a un ${\ce {O}}$ per donar un sulfat. Mitjançant aquesta reacció s'obtenen composts tensioactius que s'empren com a detergents artificials, els més importants són els sulfonats d'alquilbenzè.

## Perillositat

El triòxid de sofre provoca cremades importants a l'esòfag i a l'estómac si és ingerit. També provoca cremades en contacte amb la pell i els ulls. És tòxic per inhalació. La concentració letal en humans és de 30 mg/m³. Produeix foc en entrar en contacte amb cotó, llana,...

## Medi ambient

S'emet a l'atmosfera com a conseqüència de la combustió de carbó i petroli, bé directament o bé en forma de diòxid de sofre, ${\ce {SO2}}$, que es transforma en triòxid de sofre a l'aire, per acció de la llum ultraviolada i la humitat que hi són presents. El triòxid de sofre és un gas altament reactiu i, en presència d'humitat a l'aire, s'hidrata ràpidament produint àcid sulfúric, ${\ce {H2SO4}}$. En l'aire, per tant, és l'àcid sulfúric en forma d'un aerosol que es troba en lloc del triòxid de sofre i, en general, s'associa amb altres contaminants en gotes o partícules sòlides que s'estenen sobre una gran varietat de mides. Es considera un dels responsables de la pluja àcida.

## Referències

* ↑ «triòxid de sofre | enciclopèdia.cat». [Consulta: 10 setembre 2017].
* ↑ GOV, NOAA Office of Response and Restoration, US. «SULFUR TRIOXIDE | CAMEO Chemicals | NOAA». [Consulta: 10 setembre 2017].
* 1 2 3 4 «Sulphur Trioxide, SO3» (en anglès). [Consulta: 10 setembre 2017].
* ↑ Applewhite, Thomas H. Proceedings of the World Conference on Lauric Oils: Sources, Processing, and Applications (en anglès). The American Oil Chemists Society, 1994-11-30. ISBN 9780935315561.
* 1 2 3 4 5 6 Wiberg, Egon; Wiberg, Nils. Inorganic Chemistry (en anglès). Academic Press, 2001. ISBN 9780123526519.
* ↑ Schroeter, Louis C. Sulfur Dioxide: Applications in Foods, Beverages, and Pharmaceuticals (en anglès). Elsevier, 2015-07-14. ISBN 9781483185668.
* ↑ Griffiths, Richard. Sulphur Trioxide, Oleum and Sulphuric Acid Mist (en anglès). IChemE, 1996. ISBN 9780852953730.
* 1 2 Pubchem. «SULFUR TRIOXIDE» (en anglès). [Consulta: 12 setembre 2017].