Trioxyde de soufre

équation^[3] : $\rho =1.4969/0.19013^{(1+(1-T/490.85)^{0.4359})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 289,95 à 490,85 K.
Valeurs calculées :
1,90197 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
289,95	16,8	24,241	1,94083
303,34	30,19	23,447	1,87726
310,04	36,89	23,048	1,84532
316,74	43,59	22,64758	1,81326
323,43	50,28	22,24556	1,78107
330,13	56,98	21,84175	1,74874
336,83	63,68	21,43591	1,71625
343,52	70,37	21,02783	1,68357
350,22	77,07	20,61721	1,6507
356,92	83,77	20,20375	1,61759
363,61	90,46	19,78711	1,58423
370,31	97,16	19,36688	1,55059
377,01	103,86	18,94263	1,51662
383,7	110,55	18,51382	1,48229
390,4	117,25	18,07984	1,44754

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
397,1	123,95	17,63997	1,41233
403,79	130,64	17,19337	1,37657
410,49	137,34	16,739	1,34019
417,19	144,04	16,27561	1,30309
423,88	150,73	15,80165	1,26514
430,58	157,43	15,31515	1,22619
437,28	164,13	14,81354	1,18603
443,97	170,82	14,29343	1,14439
450,67	177,52	13,75008	1,10089
457,37	184,22	13,17664	1,05497
464,06	190,91	12,56244	1,0058
470,76	197,61	11,88932	0,95191
477,46	204,31	11,12131	0,89042
484,15	211	10,16336	0,81372
490,85	217,7	7,873	0,63034

Pression de vapeur saturante

équation^[3] : $P_{vs}=exp(180.99+{\frac {-12060}{T}}+(-22.839)\times ln(T)+(7.2350E-17)\times T^{6})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 289,95 à 490,85 K.
Valeurs calculées :
35 030,41 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
289,95	16,8	20 934
303,34	30,19	47 459,43
310,04	36,89	68 564,66
316,74	43,59	96 633,46
323,43	50,28	133 114,37
330,13	56,98	179 534,51
336,83	63,68	237 461,76
343,52	70,37	308 466,04
350,22	77,07	394 082,86
356,92	83,77	495 782,53
363,61	90,46	614 947,48
370,31	97,16	752 859,91
377,01	103,86	910 701,14
383,7	110,55	1 089 563,42
390,4	117,25	1 290 474,27

T (K)	T (°C)	P (Pa)
397,1	123,95	1 514 433,11
403,79	130,64	1 762 459,63
410,49	137,34	2 035 653,15
417,19	144,04	2 335 262,62
423,88	150,73	2 662 767,02
430,58	157,43	3 019 966,65
437,28	164,13	3 409 086,32
443,97	170,82	3 832 892,73
450,67	177,52	4 294 829,09
457,37	184,22	4 799 171,73
464,06	190,91	5 351 215,29
470,76	197,61	5 957 494,89
477,46	204,31	6 626 057,09
484,15	211	7 366 794,6
490,85	217,7	8 191 900

Viscosité dynamique

1,820 cP à 25 °C^{[réf. souhaitée]}

Point critique

82,1 bar, 217,85 °C^[4]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

256,77 J mol⁻¹ K⁻¹^{[réf. souhaitée]}

Δ_fH⁰_gaz

−397,77 kJ/mol^{[réf. souhaitée]}

Δ_vapH°

40,69 kJ mol⁻¹ (1 atm, 44,5 °C) ;

43,14 kJ mol⁻¹ (1 atm, 25 °C)^[5]

C_p

24,02 J mol⁻¹ K⁻¹^{[réf. souhaitée]}

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

12,82 ± 0,03 eV (gaz)^[6]

Précautions

SGH^[7]

Danger

H314, H318, H330, H335, H351, H411, P260, P261, P264, P271, P273, P280, P284, P320, P301+P330+P331 et P304+P340

SIMDUT^[8]

Produit non classé

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le trioxyde de soufre, jadis également appelé anhydride sulfurique, est un composé chimique de formule SO₃. Cet oxyde du soufre, élément non métallique, est un solide cristallisé incolore fondant dès 16,9 °C. Il se présente souvent sous forme de particules blanches par dépôt de ses fumées. 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.

Propriétés[modifier | modifier le code]

La molécule de SO₃ en phase gazeuse est trigonale et plane avec une symétrie D_3h, comme prédit par la théorie VSEPR. En phase gazeuse, SO₃ est en équilibre avec le trimère S₃O₉^[9]. La constante d'équilibre est $K p$ = 1 atm⁻¹ à 25 °C et Δ $H$ ° = 125 kJ/mol de S₃O₉.

Le trioxyde de soufre est un liquide hygroscopique de masse volumique 1,92 g/cm³, de point d'ébullition 43,7 °C, et de point de fusion 16,8 °C.

Il existe trois variétés polymorphiques du trioxyde de soufre^[10] :

α-SO₃ cristallise en aiguilles (apparence de fibre d’amiante^[11]), 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 se 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^[9].

Le trioxyde de soufre réagit avec l'eau pour donner l'acide sulfurique, un acide fort dans l'eau.

SO₃ _gaz + H₂O _{liquide (en pratique avec excès)} → H₂SO₄_aqueux

En milieu aqueux, le trioxyde de soufre est plus acide que le pentaoxyde d'azote N₂O₅ ou que le dioxyde de carbone ou gaz carbonique CO₂.

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.

Le trioxyde de soufre pur est extrêmement agressif vis-à-vis de la plupart des matériaux, par piqûres de surface. Les attaques (à chaud) de différents minerais par l'acide sulfurique libèrent lors des procédés industriels des quantités non négligeables de trioxyde de soufre non consommées. L'atmosphère environnante générée, par défaut de filtres efficaces, se révèle en pratique corrosive, et ceci d'autant plus que l'air en présence peut contenir d'autres fines dispersions de poussières salines (chlorure de sodium, de potassium, sulfates, etc.).

Autres réactions[modifier | modifier le code]

Sa réaction avec les acides halogénohydriques (HCl, HBr…) donne l'acide halosulfurique correspondant.

SO₃ + HCl → HSO₃Cl

où un atome de Cl a remplacé un groupe OH de l'acide sulfurique.

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 SO^2–
₄ ;
avec la triphénylphosphine Ph₃P, il donne Ph₃P·SO₃ avec une distance P-S de 217,6 pm.

Toxicité et danger de manipulation[modifier | modifier le code]

Le corps gazeux ou liquide pur est toxique et très dangereux. Comme il peut être souvent manipulé en simple capsule ou ampoule de verre, casser accidentellement le petit récipient étanche entraîne la libération du gaz, la contamination de l'air (irrespirable), l'agression des mains et des muqueuses des opérateurs sans compter l'attaque oxydante des matériaux à son voisinage.

Production[modifier | modifier le code]

La production américaine annuelle de ce composé (hors production pour l'acide sulfurique) est de 90 000 tonnes^[9].

La production française est d'environ deux 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[modifier | modifier le code]

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 dioxygène en présence d'oxyde de vanadium(V) V₂O₅ comme catalyseur. Chaque réacteur industriel en contient environ 80 tonnes. Ce dernier est constitué de kieselguhr enrobé d'un mélange de VOSO₄ et de KHSO₄ qui produit V₂O₅ lors de l'oxydation de SO₂^[12].

2 SO₂ + O₂

\rightleftharpoons

2 SO₃.

En sortie de réacteur, le trioxyde de soufre est absorbé par de l'acide sulfurique initialement à 98,5 %, et non par de l'eau car la réaction,

SO₃ + H₂O

\rightleftharpoons

H₂SO₄

bien que très exothermique (Δ $H$ = −88 kJ/mol), est lente.

La solution résultante de trioxyde de soufre dans l'acide sulfurique s'appelle « oléum ». L'acide sulfurique pouvant être considéré comme un mélange particulier de 1 H₂O avec 1 SO₃, l'oléum est un mélange de 1 H₂O avec $x$ SO₃ ( $x$ > 1). Le trioxyde de soufre est infiniment soluble dans l'acide sulfurique.

Le trioxyde de soufre et l'acide sulfurique sont en équilibre avec l'acide disulfurique H₂S₂O₇ :

H₂SO_{4 (l)} + SO_{3 (g)}

\rightleftharpoons

H₂S₂O_{7 (l)}.

Détail du procédé Bayer[modifier | modifier le code]

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 4^e 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[modifier | modifier le code]

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^[12].

Production non industrielle[modifier | modifier le code]

Au laboratoire[modifier | modifier le code]

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^[9].

Autres productions[modifier | modifier le code]

Le trioxyde peut être produit par thermolyse de sulfates à température élevée^[9]. 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^[9].

Notes et références[modifier | modifier le code]

↑ ^{a b c et d} TRIOXYDE DE SOUFRE, Fiches internationales de sécurité chimique .
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ ^{a et b} (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, États-Unis, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50.
↑ (en) « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010).
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 3 juin 2009, 90^e éd., 2804 p. (ISBN 9781420090840, présentation en ligne).
↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 10-205.
↑ (en) « Sulphur trioxide », sur European Chemicals Agency (ECHA) (consulté le 4 juin 2022).
↑ « 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.
↑ ^{a b c d e et f} (en) Greenwood N. N. et Eanrshaw A. (2003), Chemistry of the elements, 2^e éd., Elsevier.
↑ (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, Physical constants of inorganic compounds.
↑ Douanes suisses, Produits chimiques inorganiques ; composés inorganiques ou organiques de métaux précieux, d'éléments radioactifs, de métaux des terres rares ou d'isotopes, chap. 28.
↑ ^{a et b} (en) J. L. Vigne et A. G. Kapala (2009), Données industrielles, économiques, géographiques sur les principaux produits chimiques, métaux et matériaux, 8^e éd., SFC Éds., http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

trioxyde de soufre, sur le Wiktionnaire
anhydride sulfurique, sur le Wiktionnaire

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

WebElements
Sigma-Aldrich Co.
(en) NIST Standard Reference Database
(en) European Chemicals Bureau
(en) Perma Pure LLC
(en) The Complete Book Of Ecstacy, Chapter 3
ChemSub Online

Portail de la chimie

[ICSC-1] {a b c et d} TRIOXYDE DE SOUFRE, Fiches internationales de sécurité chimique .

[2] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[Perry’s-3] {a et b} (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, États-Unis, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50.

[4] (en) « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010).

[5] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 3 juin 2009, 90^e éd., 2804 p. (ISBN 9781420090840, présentation en ligne).

[6] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 10-205.

[7] (en) « Sulphur trioxide », sur European Chemicals Agency (ECHA) (consulté le 4 juin 2022).

[8] « 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.

[Greenwood-9] {a b c d e et f} (en) Greenwood N. N. et Eanrshaw A. (2003), Chemistry of the elements, 2^e éd., Elsevier.

[10] (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, Physical constants of inorganic compounds.

[11] Douanes suisses, Produits chimiques inorganiques ; composés inorganiques ou organiques de métaux précieux, d'éléments radioactifs, de métaux des terres rares ou d'isotopes, chap. 28.

[Vigne-12] {a et b} (en) J. L. Vigne et A. G. Kapala (2009), Données industrielles, économiques, géographiques sur les principaux produits chimiques, métaux et matériaux, 8^e éd., SFC Éds., http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm

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v · m Oxydes
États divers	Tétroxyde d'antimoine (Sb₂O₄) Oxyde d'argent(I,III) (AgO) Oxyde de cobalt(II,III) (Co₃O₄) Oxyde de fer(II,III) (Fe₃O₄) Monoxyde de trihydrogène (H₃O) Oxyde de manganèse(II,III) (Mn₃O₄) Oxyde de plomb(II,IV) (Pb₃O₄)
État d'oxydation +1	Oxyde d'argent (Ag₂O) Monoxyde de dicarbone (C₂O) Oxyde de cuivre(I) (Cu₂O) Monoxyde de dichlore (Cl₂O) Oxyde de lithium (Li₂O) Oxyde de potassium (K₂O) Oxyde de sodium (Na₂O) Oxyde de rubidium (Rb₂O) Oxyde de césium (Cs₂O) Oxyde de thallium(I) (Tl₂O) Eau (H₂O) et autres oxydes d'hydrogène
État d'oxydation +2	Oxyde d'aluminium(II) (AlO) Oxyde de baryum (BaO) Oxyde de béryllium (BeO) Oxyde de cadmium (CdO) Oxyde de calcium (CaO) Monoxyde de carbone (CO) Oxyde de cobalt(II) (CoO) Oxyde de chrome(II) (CrO) Oxyde de cuivre(II) (CuO) Monoxyde de germanium (GeO) Oxyde de fer(II) (FeO) Monoxyde d'iridium (IrO) Oxyde de magnésium (MgO) Oxyde de manganèse(II) (MnO) Oxyde de mercure(II) (HgO) Oxyde de nickel(II) (NiO) Monoxyde d'azote (NO) Oxyde de palladium(II) (PdO) Oxyde de plomb(II) (PbO) Oxyde de strontium (SrO) Monoxyde de soufre (SO) Dioxyde de disoufre (S₂O₂) Oxyde d'étain(II) (SnO) Oxyde de titane(II) (TiO) Oxyde de vanadium(II) (VO) Oxyde de zinc (ZnO) Monoxyde de zirconium (ZrO)
État d'oxydation +3	Sesquioxyde d'actinium (Ac₂O₃) Oxyde d'aluminium (Al₂O₃) Trioxyde d'antimoine (Sb₂O₃) Trioxyde d'arsenic (As₂O₃) Trioxyde de bore (B₂O₃) Oxyde de bismuth(III) (Bi₂O₃) Oxyde de chrome(III) (Cr₂O₃) Oxyde de curium(III) (Cm₂O₃) Oxyde d'erbium(III) (Er₂O₃) Oxyde d'europium(III) (Eu₂O₃) Oxyde de fer(III) (Fe₂O₃) Oxyde de gadolinium(III) (Gd₂O₃) Oxyde de gallium(III) (Ga₂O₃) Oxyde d'holmium(III) (Ho₂O₃) Oxyde d'indium(III) (In₂O₃) Oxyde d'iridium(III) (Ir₂O₃) Oxyde de lanthane (La₂O₃) Oxyde de lutécium(III) (Lu₂O₃) Oxyde de manganèse(III) (Mn₂O₃) Trioxyde de diazote (N₂O₃) Oxyde de néodyme(III) (Nd₂O₃) Oxyde de nickel(III) (Ni₂O₃) Trioxyde de phosphore (P₄O₆) Oxyde de prométhium(III) (Pm₂O₃) Oxyde de praséodyme(III) (Pr₂O₃) Oxyde de rhodium(III) (Rh₂O₃) Oxyde de samarium(III) (Sm₂O₃) Oxyde de scandium (Sc₂O₃) Oxyde de terbium(III) (Tb₂O₃) Oxyde de titane(III) (Ti₂O₃) Oxyde de thallium(III) (Tl₂O₃) Oxyde de thulium(III) (Tm₂O₃) Oxyde de tungstène(III) (W₂O₃) Oxyde de vanadium(III) (V₂O₃) Oxyde d'ytterbium(III) (Yb₂O₃) Oxyde d'yttrium(III) (Y₂O₃)
État d'oxydation +4	Dioxyde de carbone (CO₂) Trioxyde de carbone (CO₃) Oxyde de cérium(IV) (CeO₂) Dioxyde de chlore (ClO₂) Dioxyde de chrome (CrO₂) Oxyde de curium(IV) (CmO₂) Dioxyde de germanium (GeO₂) Oxyde d'hafnium(IV) (HfO₂) Oxyde d'iridium(IV) (IrO₂) Dioxyde de manganèse (MnO₂) Dioxyde de molybdène (MoO₂) Dioxyde d'azote (NO₂) Peroxyde d'azote (N₂O₄) Dioxyde de niobium (NbO₂) Oxyde de neptunium(IV) (NpO₂) Dioxyde d'osmium (OsO₂) Oxyde de protactinium(IV) (PaO₂) Dioxyde de plomb (PbO₂) Dioxyde de plutonium (PuO₂) Oxyde de rhénium(IV) (ReO₂) Oxyde de rhodium(IV) (RhO₂) Dioxyde de ruthénium (RuO₂) Dioxyde de soufre (SO₂) Dioxyde de sélénium (SeO₂) Dioxyde de silicium (SiO₂) Dioxyde d'étain (SnO₂) Dioxyde de tellure (TeO₂) Dioxyde de thorium (ThO₂) Dioxyde de titane (TiO₂) Dioxyde d'uranium (UO₂) Oxyde de vanadium(IV) (VO₂) Oxyde de tungstène(IV) (WO₂) Dioxyde de zirconium (ZrO₂)
État d'oxydation +5	Pentoxyde d'antimoine (Sb₂O₅) Pentoxyde d'arsenic (As₂O₅) Pentoxyde d'azote (N₂O₅) Pentoxyde de diiode (I₂O₅) Pentoxyde de niobium (Nb₂O₅) Pentoxyde de phosphore (P₂O₅) Oxyde de protactinium(V) (Pa₂O₅) Oxyde de tantale(V) (Ta₂O₅) Oxyde de vanadium(V) (V₂O₅)
État d'oxydation +6	Trioxyde de chrome (CrO₃) Trioxyde d'iridium (IrO₃) Trioxyde de molybdène (MoO₃) Trioxyde de rhénium (ReO₃) Trioxyde de sélénium (SeO₃) Trioxyde de soufre (SO₃) Trioxyde de tellure (TeO₃) Trioxyde de tungstène (WO₃) Trioxyde d'uranium (UO₃) Trioxyde de xénon (XeO₃)
État d'oxydation +7	Heptoxyde de dichlore (Cl₂O₇) Heptoxyde de dimanganèse (Mn₂O₇) Oxyde de rhénium(VII) (Re₂O₇) Oxyde de technétium(VII) (Tc₂O₇)
État d'oxydation +8	Tétroxyde d'osmium (OsO₄) Tétroxyde de ruthénium (RuO₄) Tétraoxyde de xénon (XeO₄) Oxyde d'iridium(VIII) (IrO₄) Tétroxyde d'hassium (HsO₄)
Sujets connexes	Oxyde de carbone Oxyde de chlore Protoxyde Oxoacide Ozonure Oxyde acide Oxyde basique Oxyde amphotère