- Trioxyde de soufre
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Trioxyde de soufre 
Structure du trioxyde de soufre.Général Nom IUPAC Trioxyde de soufre Synonymes anhydride sulfurique No CAS No EINECS No RTECS PubChem ChEBI SMILES InChI Apparence liquide fumant, hygroscopique, incolore ou cristaux incolores à blancs[1]. Propriétés chimiques Formule brute SO3 Masse molaire[2] 80,063 ± 0,006 g·mol-1
O 59,95 %, S 40,05 %,Moment dipolaire 0 Propriétés physiques T° fusion 16,9 °C T° ébullition 45 °C[1] Solubilité dans l'eau : réaction[1] Masse volumique 1,9 g·cm-3[1] Pression de vapeur saturante Viscosité dynamique 1,820 centipoise à 25°C Point critique 82,1 bar, 217,85 °C [4] Thermochimie S0gaz, 1 bar 256,77 J/mol·K ΔfH0gaz -397,77 kJ/mol ΔvapH° 40,69 kJ·mol-1 (1 atm, 44,5 °C);
43,14 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[5]Cp 24,02 J/mol·K Propriétés électroniques 1re énergie d'ionisation 12,82 ± 0,03 eV (gaz)[6] Précautions Directive 67/548/EEC 
CPhrases R : 14, 34, Phrases S : 8, 25, 36/37/39, 45, SIMDUT[7] Produit non classifié Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. Le trioxyde de soufre, jadis également appelé anhydride sulfurique, est un composé chimique de formule SO3. C'est un solide cristallisé incolore fondant dès 16,9 °C. Il se présentant souvent sous forme de particules blanches (fumée). Entre 16,9 et 44,8°C, il est liquide, incolore et hygroscopique. C'est un polluant majeur de l'atmosphère terrestre, résultant de l'oxydation du dioxyde de soufre SO2, et notamment responsable des pluies acides. Il est produit industriellement comme précurseur de l'acide sulfurique, principalement dans le cadre du procédé de contact.
Sommaire
Propriétés
La molécule SO3 en phase gazeuse est trigonale et plane avec une symétrie D3h, comme prédit par la théorie VSEPR. En phase gazeuse, il est en équilibre avec le trimère S3O9[8]. La constante d'équilibre est Kp = 1 (en atm-1) à 25°C et ΔH° = 125 kJ par mole de S3O9.
Le trioxyde de soufre est un liquide hygroscopique de densité 1,92 g·cm-3, de point d'ébullition +43,7 °C, et de point de fusion +16,8 °C.
Il existe trois variétés allotropiques du trioxyde de soufre[9] :
- α-SO3 cristalise en aiguilles, fond à 16,83°C et bout à 44,8°C ;
- β-SO3 qui est le dimère (SO3)2, fond à 62,4°C et sublime vers 50°C ;
- γ-SO3 vitreux, orthorhombique, qui est le trimère S3O9, fond à 16,83°C et bout à 44,8°C, seule forme présente à l'état solide[8].
Le trioxyde de soufre pur est extrêmement agressif vis-à-vis de la plupart des matériaux. La production américaine annuelle de ce composé (hors production pour l'acide sulfurique) est de 90 000 tonnes[8].
Réactions
Le trioxyde de soufre réagit avec l'eau pour donner l'acide sulfurique.
- SO3 + H2O → H2SO4
Sa réaction avec les acides halohydrique (HCl, HBr...) donne l'acide halosulfurique correspondant.
- SO3 + HCl → HSO3Cl
où un atome Cl a remplacé un groupe OH de l'acide sulfurique.
Le trioxyde de soufre est un déshydratant puissant (comme l'acide sulfurique). Il déshydrate par exemple les sucres et la matière organique, laissant un résidu charbonneux.
Il réagit comme acide de Lewis vis-à-vis d'une large variété de ligands inorganiques et organiques :
- avec les oxydes il donne l'ion sulfate SO42-,
- avec la triphénylphosphine Ph3P il donne Ph3P·SO3 avec une distance P-S de 217,6 pm.
Production
La production française est d'environ 2 millions de tonnes par an, exclusivement par le procédé de contact, également appelé procédé Bayer. Sa production est quasi intégralement transformée en acide sulfurique.
Production industrielle
Le trioxyde de soufre est produit comme intermédiaire de la production industrielle d'acide sulfurique par le procédé de contact, également appelé procédé Bayer. Le dioxyde est oxydé par le dioxydène en présence de V2O5 comme catalyseur. Chaque réacteur industriel en contien environ 80 tonnes. Ce dernier est constiuté de kieselguhr enrobé d'un mélange de VOSO4 et de KHSO4 qui produit V2O5 lors de l'oxydation de SO2[10].
En sortie de réacteur, le trioxyde de soufre est absorbé par de l'acide sulfurique à 98,5 %. Cette solution de trioxyde de soufre dans l'acide sulfurique s'appelle oléum. Il n'y a pas de limite de solubilité.
Le trioxyde de soufre et l'acide sulfurique sont en équilibre avec l'acide disulfurique H2S2O7 :
- H2SO4 (l) + SO3 (g)
H2S2O7 (l).
Mélangé à de l'eau H2O, il produit de l'acide sulfurique H2SO4 en une réaction très exothermique :
Détail du procédé Bayer
Le procédé Bayer consiste à faire passer le mélange de dioxyde de soufre et d'air dans un premier lit de catalyseur. La transformation est de 90 %. Le mélange passe dans un second lit ce qui pousse le taux de conversion à 98 %. Après le 4e lit la conversion est quasiment totale (99,6 %) et le trioxyde de soufre formé est refroidi à 200°C. Il est alors conduit dans une tour d'absorption. Cette succession de lits permet d'une part d'augmenter le rendement du procédé, mais surtout de limiter les rejets de dioxyde de soufre à 350 ppm dans l'atmosphère.
Histoire de la production de SO3
Le procédé des chambres de plomb préexistait au procédé Bayer. En 1954, il permettait encore 55 % de la production de trioxyde de soufre. En 1979, seul 1 % de cet oxyde était produit par les chambres de plomb, procédé maintenant totalement disparu[10].
Production non industrielle
Au laboratoire
Le trioxyde de soufre peut être obtenu au laboratoire par une double distillation de l'oléum dans un appareillage en verre. Une petite quantité de permanganate de potassium est généralement ajoutée pour oxyder les traces de dioxyde de soufre[8].
Autres productions
Le trioxyde peut être produit par thermolyse de sulfates à température élevée[8]. Ce procédé n'est pas industriel.
Le trioxyde de soufre est produit pour lui-même en quantité faible au regard de ce qui est converti en acide sulfurique. Il lui est adjoint un additif pour l’empêcher de polymériser. Il s'agit le plus souvent d'oxyde de bore B2O3[8].
Références
- TRIOXYDE DE SOUFRE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
- Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
- (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50
- Properties of Various Gases sur flexwareinc.com. Consulté le 12 avril 2010
- (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-4200-9084-0)
- (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 10-205
- « Trioxyde de soufre » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
- CRC Handbook of Chemistry and Physics. Physical constants of inorganic compounds.
- (en) J. L. Vigne, A. G. Kapala, (2009). Données industrielles, économiques, géographiques sur les principaux produits chimiques, métaux et matériaux. 8e Ed. SFC Eds. http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm
Voir aussi
Articles connexes
Liens externes
- WebElements
- Sigma-Aldrich Co.
- NIST Standard Reference Database
- European Chemicals Bureau
- Perma Pure LLC
- The Complete Book Of Ecstacy, Chapter 3
- ChemSub Online
Catégories :- Produit chimique corrosif
- Oxyde
- Composé du soufre
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