Dioxyde de soufre

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**Propriétés**
Propriétés chimiques
Général
Nom:	dioxyde de soufre
Synonyme:	anhydride sulfureux
Formule chimique	S O₂
Apparence	gaz incolore
Numéro CAS	7446-09-5
Propriétés physiques
Masse moléculaire	64,1 u
Température de fusion	198 K (-75° °C)
Température de vaporisation	263 K (-10° °C)
Densité	1,4 (liquide)
Solubilité	9,4 g dans 100g d'eau
Température d'auto-inflammation	ininflammable
Point d'éclair	ininflammable
Limites d'explosivité dans l'air	Inférieure : non-explosif Supérieure : non-explosif
Thermochimie
Δ_fH⁰_gaz	-296,84 kJ/mol
Δ_fH⁰_liquide	? kJ/mol
Δ_fH⁰_solide	? kJ/mol
S⁰_{gaz, 1 bar}	248,21 J/mol·K
S⁰_{liquide, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_solid	? J/mol·K
Précautions
Ingestion	Toxicité relativement faible, effets à long terme inconnus.
Inhalation	Très toxique, irritation extrême.
Peau	Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
Yeux	Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
Dessin 3D	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).
Autre infos:
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 : S O₂.
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 les fruits secs, dans la production de boissons alcoolisées et plus spécialement dans la fabrication du vin.

Sommaire

1 Production
2 Le dioxyde de soufre en œnologie
3 Le dioxyde de soufre dans l'industrie
4 Le dioxyde de soufre dans l'environnement
5 Voir aussi

[modifier] 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 de la 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)

[modifier] Le dioxyde de soufre en œnologie

Article détaillé : Dioxyde de soufre en œnologie.

Dans le vin, le dioxyde de soufre est présent sous forme libre hydratée : H₂S0₃ 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.

[modifier] 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.

[modifier] 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^[1].