SO2

Dioxyde de soufre
En bleu les domaines de gravitation des électrons liants (liaisons σ). En rose les domaines de gravitation des doublets non liants ou hybridations. En vert les domaines de gravitaion des électrons liants (liaison πy).
Général
Synonymes	Oxyde sulfureux Anhydride sulfureux Oxyde de soufre
No CAS	7446-09-5
No EINECS	231-195-2
No E	E220
FEMA	3039
SMILES	O=S=O eMolecules PubChem
InChI	InChI=1/O2S/c1-3-2
Apparence	gaz incolore ou gaz comprimé liquefié, d'odeur âcre.[1]
Propriétés chimiques
Formule brute	O2SSO2
Masse molaire	64,064 g∙mol-1 O 49,95 %, S 50,05 %,
Propriétés physiques
T° fusion	-75,5 °C[1]
T° ébullition	-10 °C[1]
Solubilité	dans l'eau à 25 °C : 8.5 ml/100 ml[1]
Masse volumique	1.354 g/cm³ à -30 °C 1.434 g/cm³ à 0 °C 1.25 g/mL à 25 °C 2.26 à 21 °C par rapport à l'air
T° d’auto-inflammation	ininflammable
Point d’éclair	ininflammable
Limites d’explosivité dans l’air	non-explosif
Pression de vapeur saturante	-10 °C : 1.013 bar 20 °C : 3.3 bar 40 °C : 4.4 bar
Thermochimie
S0gaz, 1 bar	248,21 J/mol·K
ΔfH0gaz	-296,84 kJ/mol
Précautions
Directive 67/548/EEC
T
Numéro index : 016-011-00-9 Classification : T; R23 - C; R34 Symboles : T : Toxique Phrases R : R23 : Toxique par inhalation. R34 : Provoque des brûlures. Phrases S : S9 : Conserver le récipient dans un endroit bien ventilé. S26 : En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste. S45 : En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si possible, lui montrer l’étiquette). S1/2 : Conserver sous clef et hors de portée des enfants. S36/37/39 : Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage.
Phrases R : 23, 34,
Phrases S : 1/2, 9, 26, 36/37/39, 45, [2]
Transport
268    1079    Code Kemler : 268 : gaz toxique et corrosif Numéro ONU : 1079 : DIOXYDE DE SOUFRE Classe : 2.3 Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 8 : Matières corrosives
NFPA 704
0 3 0
SIMDUT[4]
A, D1A, E, A : Gaz comprimé tension de vapeur absolue à 50 °C = 900 kPa D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3 E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients
SGH[5]
Danger H314, H331, H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H331 : Toxique par inhalation
Classification du CIRC
Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme[3]
Inhalation	Très toxique, mort, produit de l'acide sulfureux dans les poumons.
Peau	Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
Yeux	Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
Ingestion	Toxicité relativement faible, effets à long terme inconnus.
Écotoxicologie
CL50	3000 ppm/30 minutes souris, inhalation
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de soufre (ou anhydride sulfureux) est un composé chimique constitué de deux atomes d'oxygène et d'un atome de soufre ; sa formule brute est : SO₂. Le SO₂ est un gaz dense, incolore et toxique ; son inhalation est fortemment irritante.

Le dioxyde de soufre est utilisé comme désinfectant, antiseptique et antibactérien ainsi que comme gaz réfrigérant, agent de blanchiment et comme conservateur de produits alimentaires, notamment pour les fruits secs, dans la production de boissons alcoolisées et plus spécialement dans la fabrication du vin.

Production

• Combustion du soufre

S₈ + 8 O₂ → 8 SO₂

• Combustion de sulfure d'hydrogène ou de composés organosulfurés

2 H₂S(g) + 3 O₂(g) → 2 H₂O(g) + 2 SO₂(g)

• Grillage des minéraux sulfurés comme la pyrite, la sphalérite ou le cinabre

4 FeS₂(s) + 11 O₂(g) → 2 Fe₂O₃(s) + 8 SO₂(g)

2 ZnS(s) + 3 O₂(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO₂(g)

HgS(s) + O₂(g) → Hg(g) + SO₂(g)

• Produit résiduel de la fabrication du ciment : CaSiO₃ et CaSO₄ sont chauffés avec du coke et du sable

2 CaSO₄(s) + 2SiO₂(s) + C(s) → 2 CaSiO₃(s) + 2 SO₂(g) + CO₂(g)

• Acide sulfurique chaud sur de la limaille de cuivre

Cu(s) + 2H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + SO₂(g) + 2H₂O(l)

Le dioxyde de soufre en œnologie

Dans le vin, le dioxyde de soufre est présent sous forme libre hydratée : H₂SO₃ ou acide sulfureux, ou sous forme combinée avec les aldéhydes (éthanal), les cétones (acide alpha-cétoglutarique) et certains sucres. Le dioxyde de soufre est également utilisé pour la vinification car il inhibe ou arrête le développement des levures et bactéries, arrêtant ainsi la fermentation au moment voulu et assure une stérilisation du vin. En fait lors de la vinification, l'introduction de dioxyde de soufre permet de sélectionner les levures car celles nécessaires à la vinification sont plus résistantes au dioxyde de soufre que les autres levures présentes. Le corps formé par combinaison entre l’anhydride sulfureux et l’éthanal est l’acide aldéhyde-sulfureux ou acide éthanolsulfonique, qui est un acide fort, selon la réaction suivante :

CH₃CHO + NaH SO₃ → CH₃CHOH-O-SO₂Na

Il n’est pas possible de conserver à coup sûr un vin, c’est-à-dire d’éviter les refermentations, les maladies microbiennes ou la madérisation, sans un contrôle répété de sa teneur en anhydride sulfureux libre, qui est à l’état de gaz sulfureux SO₂, et dont l’odeur et le goût sont désagréables.

Le dioxyde de soufre dans l'industrie

Dans l'industrie, le dioxyde de soufre sert surtout pour la production d'acide sulfurique. L'acide sulfurique possède d'innombrables applications et est le produit chimique le plus utilisé. Le dioxyde de soufre est obtenu par combustion de soufre ou de pyrites, puis transformé en trioxyde de soufre (SO₃) très pur par oxydation avec de l'air, catalysée par le platine ou du pentoxyde de vanadium. Le SO₃ ainsi obtenu permet la fabrication directe d'acide sulfurique très concentré par simple hydratation.

La pollution atmosphérique en dioxyde de soufre issue de l'industrie provient principalement de la consommation de combustibles fossiles. En effet, du soufre est naturellement contenu dans ces combustibles, et leur combustion génère du SO₂. Il peut aussi provenir de l'industrie métallurgique, des procédés de fabrication d'acide sulfurique, de la conversion de la pulpe de bois en papier, de l'incinération des ordures et de la production de soufre élémentaire.

La combustion du charbon est la source synthétique la plus importante et représente environ 50 % des émissions globales annuelles. Celle du pétrole représente encore 25 à 30 %.

Les rejets industriels de dioxyde de soufre peuvent être réduits grâce à la mise en place de procédés de désulfuration.

Le dioxyde de soufre dans l'environnement

Émission naturelle, d'origine volcanique de SO₂

Le SO₂ est produit par les volcans et divers procédés industriels.
La houille de mauvaise qualité et le pétrole contiennent des composés de soufre et génèrent du dioxyde de soufre lors de leur combustion.

Le dioxyde de soufre peut jouer un rôle refroidissant pour la planète, car il sert de noyau de nucléation à des aérosols dont l'albédo est assez élevé, c’est-à-dire réfléchissant les rayons du soleil sans les absorber. Pour certains scientifiques, une solution pour enrayer le réchauffement climatique global serait de "climatiser" la planète avec du dioxyde de soufre. Mais cela pourrait aussi avoir des conséquences dramatiques, car lorsqu'il se combine avec l'eau et l'oxygène atmosphérique, le dioxyde de soufre et avec le dioxyde d'azote est l'une des principales causes des pluies acides, perturbant, voire détruisant des écosystèmes fragiles. De plus, le SO₂ entraine l'acidification des océans, ce qui met ainsi l'existence des planctons, animaux à coquille calcaires et récifs coralliens en péril. Les planctons produisent la moitié de l'oxygène terrestre, en tuant ces producteurs d'oxygène, on réduit considérablement la quantité d'oxygène sur Terre, un fait alarmant. La Chine est devenue le premier émetteur de dioxyde de soufre dans le monde^[6].

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

• Institut français de l'environnement
• Atmosphere, Climate & Environment Information Programme du gouvernement du Royaume-Uni

Notes et références

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