Dioxyde de soufre

Dioxyde de soufre
Sulfur-dioxide-2D.svg Sulfur-dioxide-3D-vdW.png
Sulfur-dioxide-resonance-2D.png
Structure du dioxyde de soufre.
Identification
Nom UICPA dioxyde de soufre.
Synonymes

oxyde sulfureux,
anhydride sulfureux,
oxyde de soufre.

No CAS 7446-09-5
No EINECS 231-195-2
No RTECS WS4550000
PubChem 1119
ChEBI 18422
No E E220
FEMA 3039
SMILES
InChI
Apparence gaz incolore ou gaz comprimé liquéfié, d'odeur âcre [1].
Propriétés chimiques
Formule brute O2 S S O2
Masse molaire [4] 64,064 ± 0,006  g/ mol
O 49,95 %, S 50,05 %,
Moment dipolaire 1,63305 D [2]
Diamètre moléculaire 0,382 nm [3]
Propriétés physiques
fusion −75,5 °C [1]
ébullition −10 °C [1]
Solubilité dans l'eau à 25 °C : 85 ml·l-1 [1]
Paramètre de solubilité δ 12,3 J1/2·cm-3/2 (25 °C) [3]
Masse volumique 1,354 g·cm-3 à −30 °C
1,434 g·cm-3 à °C
1,25 g·ml-1 à 25 °C
2,26 à 21 °C par rapport à l'air
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
Point critique 78,9 bar, 157,45 °C [6]
Vitesse du son 213 m·s-1 (°C,1 atm) [7]
Thermochimie
gaz, 1 bar 248,21 J/mol·K
gaz -296,84 kJ·mol-1 [8]
vap 24,94 kJ·mol-1 (1 atm, −10,05 °C);
22,92 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C) [9]
Cp
Propriétés électroniques
1re  énergie d'ionisation 12,349 ± 0,001 eV (gaz) [10]
Propriétés optiques
Indice de réfraction 1,357 [3]
Précautions
SGH [13]
SGH04 : Gaz sous pression SGH05 : Corrosif SGH06 : Toxique
Danger
H314, H331,
SIMDUT [14]
A : Gaz comprimé D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves E : Matière corrosive
A, D1A, E,
NFPA 704

Symbole NFPA 704

0
3
0
Directive 67/548/EEC
Toxique
T



Transport
268
    1079   
Classification du CIRC
Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme [12]
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
50 3 000 ppm pendant 30 minutes (souris, inhalation)
Seuil de l’odorat bas : 0,33 ppm
haut : 5 ppm [15]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de soufre, autrefois également appelé anhydride sulfureux, est un composé chimique de formule SO2. Il s'agit d'un gaz incolore, dense et toxique, dont l'inhalation est fortement irritante. Il est libéré dans l' atmosphère terrestre par les volcans et par de nombreux procédés industriels, ainsi que par la combustion de certains charbons, pétroles et gaz naturels non désulfurés. L' oxydation du dioxyde de soufre, le plus souvent en présence de catalyseurs tels que le dioxyde d'azote NO2, conduit au trioxyde de soufre SO3 et à l' acide sulfurique H2SO4, d'où la formation de pluies acides [16]. Elle a pour conséquence une inflammation de l'appareil respiratoire

Le dioxyde de soufre est utilisé comme désinfectant, antiseptique, antibactérien, gaz réfrigérant, agent de blanchiment, gaz catalyseur pour les noyaux de fonderie dans le procédé Ashland et comme conservateur de produits alimentaires, notamment pour les fruits secs, dans la production de boissons alcoolisées et dans l'élaboration du vin.

Structure de la molécule

En bleu, les orbitales des électrons liants (liaisons σ).
En rose, les doublets non liants ou hybridation s.
En vert, les orbitales des électrons liants (liaison πy).

SO2 est une molécule coudée dans laquelle l' atome de soufre est à l' état d'oxydation +4. L'atome de soufre est entouré par cinq doublets d'électrons, ce qui fait de SO2 une molécule hypervalente. Du point de vue de la théorie des orbitales moléculaires, la plupart des électrons de valence sont engagés dans une liaison S= O.

La longueur des liaisons S=O du SO2 est de 143,1 pm, inférieure à celle de cette liaison dans le monoxyde de soufre SO (148,1 pm).

Par analogie, les liaisons O- O dans l' ozone O3 (127,8 pm) sont plus longues que dans le dioxygène O2 (120,7 pm).

De même, l'énergie de liaison moyenne est plus élevée dans SO2 (548 kJ  mol−1) que dans SO (524 kJ  mol−1), alors qu'elle est plus faible dans O3 (297 kJ  mol−1) que dans O2 (490 kJ  mol−1).

Ces considérations ont conduit les chimistes à conclure que les liaisons S=O du dioxyde de soufre ont un ordre de liaison au moins égal à 2, contrairement aux liaisons O-O de l'ozone, qui sont d'ordre 1,5 [17].

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