- Structure
- Nomenclature
- Propriétés
- État physique
- Poids moléculaire
- Point de fusion
- Point d'ébullition
- Densité
- Solubilité
- pH
- Propriétés chimiques
- Solutions aqueuses de SO
- Autres propriétés
- Obtention
- Présence dans la nature
- Applications
- Dans la production d'acide sulfurique
- Dans l'industrie agro-alimentaire
- En tant que solvant et réactif
- En tant qu'agent réducteur
- Dans diverses applications
- Effets du système d'exploitation
- Des risques
- Écotoxicité
- Effets de l'ingestion avec de la nourriture
- Références
Le dioxyde de soufre est un composé inorganique gazeux constitué de soufre (S) et d'oxygène (O), et sa formule chimique SO 2. C'est un gaz incolore à l'odeur irritante et suffocante. De plus, il est soluble dans l'eau, formant des solutions acides. Les volcans l'expulsent dans l'atmosphère lors des éruptions.
Il fait partie du cycle biologique et géochimique du soufre, mais il est produit en grande quantité par certaines activités humaines comme le raffinage du pétrole et la combustion d'énergies fossiles (charbon ou diesel par exemple).
Le dioxyde de soufre SO 2 est émis par les volcans lors des éruptions. Brocken Inaglory. Source: Wikimedia Commons.
Le SO 2 est un agent réducteur qui permet à la pâte à papier de rester blanche après le blanchiment avec d'autres composés. Il sert également à éliminer les traces de chlore dans l'eau qui a été traitée avec ce produit chimique.
Il est utilisé pour conserver certains types d'aliments, pour désinfecter les récipients où la fermentation du jus de raisin est produite pour produire du vin ou de l'orge pour faire de la bière.
Il est également utilisé comme fongicide en agriculture, pour obtenir de l'acide sulfurique, comme solvant et comme intermédiaire dans les réactions chimiques.
Le SO 2 présent dans l'atmosphère est nocif pour de nombreuses plantes, dans l'eau il affecte les poissons et est également l'un de ceux responsables des «pluies acides» qui corrodent les matériaux créés par l'homme.
Structure
La molécule de dioxyde de soufre est symétrique et forme un angle. L'angle est dû au fait que le SO 2 a une seule paire d'électrons, c'est-à-dire des électrons qui ne forment une liaison avec aucun atome mais sont libres.
Structure de Lewis du dioxyde de soufre où sa forme angulaire et la paire d'électrons libres sont observées. WhittleMario. Source: Wikimedia Commons.
Nomenclature
- Dioxyde de soufre
- Anhydride de soufre
- Oxyde de soufre.
Propriétés
État physique
Gaz incolore.
Poids moléculaire
64,07 g / mol
Point de fusion
-75,5 ºC
Point d'ébullition
-10,05 ºC
Densité
Gaz: 2,26 à 0 ° C (par rapport à l'air, c'est-à-dire densité de l'air = 1). Cela signifie qu'il est plus lourd que l'air.
Liquide: 1,4 à -10 ° C (par rapport à l'eau, soit densité de l'eau = 1).
Solubilité
Soluble dans l'eau: 17,7% à 0 ° C; 11,9% à 15 ° C; 8,5% à 25 ° C; 6,4% à 35 ° C
Soluble dans l'éthanol, l'éther diéthylique, l'acétone et le chloroforme. Il est moins soluble dans les solvants non polaires.
pH
Les solutions aqueuses de SO 2 sont acides.
Propriétés chimiques
Le SO 2 est un puissant agent réducteur et oxydant. En présence d'air et d'un catalyseur, il s'oxyde en SO 3.
SO 2 + O 2 → SO 3
Les paires d'électrons isolées le font parfois se comporter comme une base de Lewis, en d'autres termes, il peut réagir avec des composés où il y a un atome qui manque d'électrons.
Si le SO 2 est sous forme de gaz et sec, il n'attaque pas le fer, l'acier, les alliages cuivre-nickel ou nickel-chrome-fer. Cependant, s'il est à l'état liquide ou humide, il provoque la corrosion de ces métaux.
Le SO 2 liquide avec 0,2% d'eau ou plus produit une forte corrosion du fer, du laiton et du cuivre. Il est corrosif pour l'aluminium.
Lorsqu'il est liquide, il peut également attaquer certains plastiques, caoutchoucs et revêtements.
Solutions aqueuses de SO
Le SO 2 est très soluble dans l'eau. On a longtemps considéré que dans l'eau il formait de l'acide sulfureux H 2 SO 3, mais l'existence de cet acide n'a pas été démontrée.
Dans les solutions de SO 2 dans l'eau, les équilibres suivants se produisent:
SO 2 + H 2 O ⇔ SO 2.H 2 O
SO 2.H 2 O ⇔ HSO 3 - + H 3 O +
HSO 3 - + H 2 O ⇔ SO 3 2- + H 3 O +
Où HSO 3 - est l'ion bisulfite et SO 3 2- est l'ion sulfite. L'ion sulfite SO 3 2- est produit principalement lorsqu'un alcali est ajouté à la solution de SO 2.
Les solutions aqueuses de SO 2 ont des propriétés réductrices, surtout si elles sont alcalines.
Autres propriétés
- Il est extrêmement stable à la chaleur, même jusqu'à 2000 ° C.
- Il n'est pas inflammable.
Obtention
Le SO 2 est obtenu par combustion de soufre (S) dans l'air, bien que de petites quantités de SO 3 se forment également.
S + O 2 → SO 2
Il peut également être produit en chauffant divers sulfures dans l'air, en brûlant des minéraux de pyrite et des minéraux contenant des sulfures, entre autres.
Dans le cas de la pyrite de fer, une fois oxydée, on obtient de l' oxyde de fer (iii) et du SO 2:
4 FeS 2 + 11 O 2 → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 ↑
Présence dans la nature
Le SO 2 est rejeté dans l'atmosphère par l'activité des volcans (9%) mais il est également causé par d'autres activités naturelles (15%) et par des actions humaines (76%).
Les éruptions volcaniques explosives provoquent des fluctuations ou des variations annuelles importantes de SO 2 dans l'atmosphère. On estime que 25% du SO 2 émis par les volcans est emporté par la pluie avant d'atteindre la stratosphère.
Les sources naturelles sont les plus abondantes et sont dues au cycle biologique du soufre.
Dans les zones urbaines et industrielles, les sources humaines prédominent. La principale activité humaine qui le produit est la combustion de combustibles fossiles, tels que le charbon, l'essence et le diesel. Les raffineries de pétrole, les usines chimiques et la production de gaz sont d'autres sources humaines.
Les activités humaines telles que la combustion du charbon pour l'électricité sont une source de pollution par le SO 2. Adrem68. Source: Wikimedia Commons.
Chez les mammifères, il est généré de manière endogène, c'est-à-dire dans le corps des animaux et des humains en raison du métabolisme des acides aminés soufrés (S), en particulier de la L-cystéine.
Applications
Dans la production d'acide sulfurique
L'une des applications les plus importantes du SO 2 est l'obtention d'acide sulfurique H 2 SO 4.
2 SO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 2 H 2 SO 4
Dans l'industrie agro-alimentaire
Le dioxyde de soufre est utilisé comme conservateur et stabilisant alimentaire, comme agent de contrôle de l'humidité et comme modificateur de goût et de texture dans certains produits comestibles.
Il est également utilisé pour désinfecter les équipements qui entrent en contact avec les denrées alimentaires, les équipements de fermentation, tels que ceux des brasseries et caves, les contenants alimentaires, etc.
Il permet de conserver les fruits et légumes, augmente leur durée de vie dans les rayons du supermarché, prévient la perte de couleur et de saveur et aide à la rétention de la vitamine C (acide ascorbique) et des carotènes (précurseurs de la vitamine A).
Les fruits secs sont conservés exempts de champignons et de bactéries grâce au SO 2. Auteur: Isabel Ródenas. Source: Pixabay.com
Il est utilisé pour conserver le vin, car il détruit les bactéries, les champignons et les levures indésirables. Il est également utilisé pour stériliser et empêcher la formation de nitrosamines dans la bière.
L'équipement de fermentation d'orge pour obtenir de la bière est stérilisé avec du SO 2. Auteur: Cerdadebbie. Source: Pixabay.
Il est également utilisé pour faire tremper les grains de maïs, pour blanchir le sucre de betterave et comme antimicrobien dans la fabrication de sirop de maïs à haute teneur en fructose.
En tant que solvant et réactif
Il a été largement utilisé comme solvant non aqueux. Bien qu'il ne s'agisse pas d'un solvant ionisant, il est utile comme solvant sans protons pour certaines applications analytiques et réactions chimiques.
Il est utilisé comme solvant et réactif en synthèse organique, intermédiaire dans la production d'autres composés tels que le dioxyde de chlore, le chlorure d'acétyle et dans la sulfonation des huiles.
En tant qu'agent réducteur
Il est utilisé comme agent réducteur bien qu'il ne soit pas si fort, et en solution alcaline, il se forme l'ion sulfite, qui est un agent réducteur plus énergétique.
Dans diverses applications
Le SO 2 est également utilisé:
- En agriculture comme fongicide et conservateur des raisins après la récolte.
- Pour fabriquer des hydrosulfites.
- de blanchir la pâte de bois et le papier, car il permet de stabiliser la pâte après blanchiment au peroxyde d'hydrogène H 2 O 2; Le SO 2 agit en détruisant le H 2 O 2 restant et maintient ainsi la brillance de la pâte, puisque H 2 O 2 peut provoquer une inversion de la brillance.
- Pour blanchir les fibres textiles et les articles en osier.
- Traiter l'eau car elle élimine le chlore résiduel qui reste après la chloration de l'eau potable, des eaux usées ou des eaux industrielles.
- Dans le raffinage des minéraux et des métaux, en tant qu'agent réducteur du fer lors du traitement des minéraux.
- Dans le raffinage du pétrole pour piéger l'oxygène et retarder la corrosion, et comme solvant d'extraction.
- En tant qu'antioxydant.
- Comme neutralisant alcalin dans la fabrication du verre.
- Dans les batteries au lithium comme agent oxydant.
Effets du système d'exploitation
Certaines études ont révélé que le SO 2 endogène ou produit par l'organisme a un effet bénéfique sur le système cardiovasculaire, y compris la régulation de la fonction cardiaque et la relaxation des vaisseaux sanguins.
Lorsque le SO 2 est produit dans l'organisme, il est converti en ses dérivés bisulfite HSO 3 - et sulfite SO 3 2-, qui exercent un effet vaso-relaxant sur les artères.
Le SO 2 endogène réduit l'hypertension, prévient le développement de l'athérosclérose et protège le cœur des lésions myocardiques. Il a également une action antioxydante, inhibe l'inflammation et l'apoptose (mort cellulaire programmée).
Pour ces raisons, on pense qu'il pourrait s'agir d'une nouvelle thérapie possible pour les maladies cardiovasculaires.
Le cœur peut bénéficier du SO 2 produit par le corps. Auteur: OpenClipart-Vectors. Source: Pixabay.
Des risques
- L'exposition au SO 2 gazeux peut entraîner des brûlures des yeux, de la peau, de la gorge et des muqueuses, des lésions des bronches et des poumons.
- Certaines études rapportent qu'il présente un risque potentiel d'endommager le matériel génétique des cellules mammifères et humaines.
- C'est corrosif. Ce n'est pas inflammable.
Écotoxicité
Le dioxyde de soufre est le gaz polluant le plus répandu dans l'atmosphère, en particulier dans les zones urbaines et industrielles.
Sa présence dans l'atmosphère contribue à ce que l'on appelle les «pluies acides» qui sont nocives pour les organismes aquatiques, les poissons, la végétation terrestre et la corrosion des matériaux fabriqués par l'homme.
Monument endommagé par les pluies acides. Nino Barbieri. Source: Wikimedia Commons.
Le SO 2 est toxique pour les poissons. Les plantes vertes sont extrêmement sensibles au SO 2 atmosphérique. La luzerne, le coton, l'orge et le blé sont endommagés à de faibles niveaux environnementaux, tandis que les pommes de terre, les oignons et le maïs sont beaucoup plus résistants.
Effets de l'ingestion avec de la nourriture
Bien qu'il soit inoffensif pour les personnes en bonne santé, lorsqu'il est utilisé aux concentrations recommandées par les autorités sanitaires autorisées, le SO 2 peut induire l'asthme chez les personnes sensibles qui l'ingèrent avec de la nourriture.
Les personnes sensibles peuvent souffrir d'asthme lorsqu'elles mangent des aliments contenant de petites quantités de SO 2. Suraj sur Wikipedia malayalam. Source: Wikimedia Commons.
Les aliments qui en contiennent généralement sont les fruits secs, les boissons gazeuses artificielles et les boissons alcoolisées.
Références
- Bibliothèque nationale de médecine des États-Unis. (2019). Le dioxyde de soufre. Récupéré de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- Huang, Y. et coll. (2016). Dioxyde de soufre endogène: un nouveau membre de la famille des gazotransmetteurs dans le système cardiovasculaire. Oxid Med Cell Longev. 2016; 2016: 8961951. Récupéré de ncbi.nlm.nih.gov.
- Cotton, F. Albert et Wilkinson, Geoffrey. (1980). Chimie inorganique avancée. Quatrième édition. John Wiley et fils.
- Windholz, M. et coll. (éditeurs) (1983). L'indice Merck. Une encyclopédie des produits chimiques, des médicaments et des produits biologiques. Dixième édition. Merck & CO., Inc.
- Pan, X. (2011). Oxydes de soufre: sources, expositions et effets sur la santé. Effets sur la santé des oxydes de soufre. Dans Encyclopédie de la santé environnementale. Récupéré de sciencedirect.com.
- Tricker, R. et Tricker, S. (1999). Polluants et contaminants. Le dioxyde de soufre. Dans Exigences environnementales pour les équipements électromécaniques et électroniques. Récupéré de sciencedirect.com.
- Bleam, W. (2017). Chimie acide-base. Oxydes de soufre. In Soil and Environmental Chemistry (deuxième édition). Récupéré de sciencedirect.com.
- Freedman, BJ (1980). Dioxyde de soufre dans les aliments et les boissons: son utilisation comme conservateur et son effet sur l'asthme. Br J Dis Chest. 1980; 14 (2): 128-34. Récupéré de ncbi.nlm.nih.gov.
- Craig, K. (2018). Un examen de la chimie, de l'utilisation des pesticides et du devenir environnemental du dioxyde de soufre, tel qu'utilisé en Californie. Dans Examens de la contamination environnementale et de la toxicologie. Volume 246. Récupéré de link.springer.com.