Dans les processus redox, le dioxyde de soufre peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur car l'atome de ce composé a un état d'oxydation intermédiaire de +4.
Comment le SO 2 réagit avec des agents réducteurs plus puissants, tels que :
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Comment l'agent réducteur SO 2 réagit-il avec des oxydants plus forts, par exemple avec en présence d'un catalyseur, avec, etc. :
2SO2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Reçu
1) Le dioxyde de soufre se forme lorsque le soufre brûle :
2) Dans l'industrie, on l'obtient par torréfaction de la pyrite :
3) En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être obtenu :
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Application
Le dioxyde de soufre est largement utilisé dans l’industrie textile pour blanchir divers produits. De plus, il est utilisé en agriculture pour détruire les micro-organismes nuisibles dans les serres et les caves. De grandes quantités de SO 2 sont utilisées pour produire de l'acide sulfurique.
Oxyde de soufre (VI) – DONC 3 (anhydride sulfurique)
L'anhydride sulfurique SO 3 est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17 ° C, se transforme en une masse cristalline blanche. Absorbe très bien l'humidité (hygroscopique).
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
Comment réagit un oxyde d’acide typique, l’anhydride sulfurique :
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) avec de l'eau :
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Une propriété particulière du SO 3 est sa capacité à bien se dissoudre dans l'acide sulfurique. Une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique est appelée oléum.
Formation d'oléum : H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SỐ 3
Propriétés rédox
L'oxyde de soufre (VI) se caractérise par de fortes propriétés oxydantes (généralement réduit en SO 2) :
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Réception et utilisation
L'anhydride sulfurique est formé par l'oxydation du dioxyde de soufre :
2SO2 + O2 = 2SO3
Sous sa forme pure, l'anhydride sulfurique n'a aucune signification pratique. Il est obtenu comme produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.
H2SO4
La mention de l'acide sulfurique se retrouve pour la première fois parmi les alchimistes arabes et européens. Il a été obtenu en calcinant du sulfate de fer (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) dans l'air : 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ou en mélange avec : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, et les vapeurs d'anhydride sulfurique libérées se sont condensées. Absorbant l'humidité, ils se sont transformés en oléum. Selon la méthode de préparation, H 2 SO 4 était appelé huile de vitriol ou huile de soufre. En 1595, l'alchimiste Andreas Liebavius établit l'identité des deux substances.
Pendant longtemps, l’huile de vitriol n’a pas été largement utilisée. L'intérêt pour ce produit s'est considérablement accru après le XVIIIe siècle. Le processus d'obtention du carmin d'indigo, un colorant bleu stable, à partir de l'indigo a été découvert. La première usine de production d'acide sulfurique a été fondée près de Londres en 1736. Le processus était réalisé dans des chambres en plomb, au fond desquelles de l'eau était versée. Un mélange fondu de salpêtre et de soufre était brûlé dans la partie supérieure de la chambre, puis de l'air y était introduit. La procédure a été répétée jusqu'à ce qu'un acide de la concentration requise se forme au fond du récipient.
Dans le 19ème siècle la méthode a été améliorée : à la place du salpêtre, ils ont commencé à utiliser de l'acide nitrique (il donne lorsqu'il est décomposé dans la chambre). Pour renvoyer les gaz nitreux dans le système, des tours spéciales ont été construites, ce qui a donné le nom à l'ensemble du processus : le processus à tour. Des usines fonctionnant selon la méthode de la tour existent encore aujourd'hui.
L'acide sulfurique est un liquide huileux lourd, incolore et inodore, hygroscopique ; se dissout bien dans l'eau. Lorsque l'acide sulfurique concentré est dissous dans l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, il faut donc le verser soigneusement dans l'eau (et non l'inverse !) et la solution doit être mélangée.
Une solution d'acide sulfurique dans l'eau avec une teneur en H 2 SO 4 inférieure à 70 % est généralement appelée acide sulfurique dilué, et une solution à plus de 70 % est de l'acide sulfurique concentré.
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
L'acide sulfurique dilué présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts. Elle réagit :
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Le processus d'interaction des ions Ba 2+ avec les ions sulfate SO 4 2+ conduit à la formation d'un précipité blanc insoluble BaSO 4 . Ce réaction qualitative à l'ion sulfate.
Propriétés rédox
Dans H 2 SO 4 dilué, les agents oxydants sont des ions H +, et dans H 2 SO 4 concentré, les agents oxydants sont des ions sulfate SO 4 2+. Les ions SO 4 2+ sont des agents oxydants plus puissants que les ions H + (voir schéma). 
DANS diluer l'acide sulfurique les métaux qui appartiennent à la série de tensions électrochimiques sont dissous à l'hydrogène. Dans ce cas, des sulfates métalliques se forment et sont libérés :
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Les métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques ne réagissent pas avec l'acide sulfurique dilué :
Cu + H 2 SO 4 ≠
Acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu’il est chauffé. Il oxyde de nombreuses substances organiques.
Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec des métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques (Cu, Ag, Hg), des sulfates métalliques se forment, ainsi qu'un produit de réduction de l'acide sulfurique - SO 2.
Réaction de l'acide sulfurique avec le zinc Avec des métaux plus actifs (Zn, Al, Mg), l'acide sulfurique concentré peut être réduit en acide sulfurique libre. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique réagit avec, en fonction de la concentration de l'acide, divers produits de réduction de l'acide sulfurique - SO 2, S, H 2 S - peuvent se former simultanément :
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
À froid, l'acide sulfurique concentré passive par exemple certains métaux et est ainsi transporté dans des réservoirs en fer :
Fe + H 2 SO 4 ≠
L'acide sulfurique concentré oxyde certains non-métaux (, etc.), les réduisant en oxyde de soufre (IV) SO 2 :
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Réception et utilisation
Dans l'industrie, l'acide sulfurique est produit par contact. Le processus d'obtention se déroule en trois étapes :
- Obtention du SO 2 par torréfaction de la pyrite :
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxydation du SO 2 en SO 3 en présence d'un catalyseur – oxyde de vanadium (V) :
2SO2 + O2 = 2SO3
- Dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique :
H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SỐ 3
L'oléum obtenu est transporté dans des cuves en fer. L'acide sulfurique de la concentration requise est obtenu à partir d'oléum en l'ajoutant à de l'eau. Cela peut être exprimé par le diagramme :
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
L'acide sulfurique trouve de nombreuses applications dans une grande variété de domaines de l'économie nationale. Il est utilisé pour sécher les gaz, dans la production d'autres acides, pour la production d'engrais, de divers colorants et de médicaments.
Sels d'acide sulfurique
La plupart des sulfates sont très solubles dans l'eau (CaSO 4 est légèrement soluble, PbSO 4 est encore moins soluble et BaSO 4 est pratiquement insoluble). Certains sulfates contenant de l'eau de cristallisation sont appelés vitriols :
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfate de cuivre
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfate de fer
Tout le monde a des sels d'acide sulfurique. Leur rapport à la chaleur est particulier.
Les sulfates de métaux actifs (,) ne se décomposent pas même à 1000 o C, tandis que d'autres (Cu, Al, Fe) se décomposent avec un léger chauffage en oxyde métallique et SO 3 :
CuSO 4 = CuO + SO 3
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*dans l'image d'enregistrement se trouve une photographie de sulfate de cuivre
L'oxyde de soufre (dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, dioxyde de soufre) est un gaz incolore qui, dans des conditions normales, dégage une odeur caractéristique (semblable à l'odeur d'une allumette allumée). Il se liquéfie sous pression à température ambiante. Le dioxyde de soufre est soluble dans l'eau et de l'acide sulfurique instable se forme. Cette substance est également soluble dans l'acide sulfurique et l'éthanol. C'est l'un des principaux composants des gaz volcaniques.
Le dioxyde de soufre
La production industrielle de SO2 – dioxyde de soufre – consiste à brûler du soufre ou à griller des sulfures (la pyrite est principalement utilisée).
4FeS2 (pyrite) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dioxyde de soufre).
En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être produit en traitant les hydrosulfites et les sulfites avec des acides forts. Dans ce cas, l’acide sulfureux résultant se décompose immédiatement en eau et dioxyde de soufre. Par exemple:
Na2SO3 + H2SO4 (acide sulfurique) = Na2SO4 + H2SO3 (acide sulfureux).
H2SO3 (acide sulfureux) = H2O (eau) + SO2 (dioxyde de soufre).
La troisième méthode de production de dioxyde de soufre implique l'action de l'acide sulfurique concentré sur les métaux peu actifs lorsqu'il est chauffé. Par exemple : Cu (cuivre) + 2H2SO4 (acide sulfurique) = CuSO4 (sulfate de cuivre) + SO2 (dioxyde de soufre) + 2H2O (eau).
Propriétés chimiques du dioxyde de soufre
La formule du dioxyde de soufre est SO3. Cette substance appartient aux oxydes acides.
1. Le dioxyde de soufre se dissout dans l’eau, produisant de l’acide sulfureux. Dans des conditions normales, cette réaction est réversible.
SO2 (dioxyde de soufre) + H2O (eau) = H2SO3 (acide sulfureux).
2. Avec les alcalis, le dioxyde de soufre forme des sulfites. Par exemple : 2NaOH (hydroxyde de sodium) + SO2 (dioxyde de soufre) = Na2SO3 (sulfite de sodium) + H2O (eau).
3. L'activité chimique du dioxyde de soufre est assez élevée. Les propriétés réductrices du dioxyde de soufre sont les plus prononcées. Dans de telles réactions, l'état d'oxydation du soufre augmente. Par exemple : 1) SO2 (dioxyde de soufre) + Br2 (brome) + 2H2O (eau) = H2SO4 (acide sulfurique) + 2HBr (bromure d'hydrogène) ; 2) 2SO2 (dioxyde de soufre) + O2 (oxygène) = 2SO3 (sulfite) ; 3) 5SO2 (dioxyde de soufre) + 2KMnO4 (permanganate de potassium) + 2H2O (eau) = 2H2SO4 (acide sulfurique) + 2MnSO4 (sulfate de manganèse) + K2SO4 (sulfate de potassium).
La dernière réaction est un exemple de réaction qualitative au SO2 et au SO3. La solution devient violette.)
4. En présence d'agents réducteurs puissants, le dioxyde de soufre peut présenter des propriétés oxydantes. Par exemple, pour extraire le soufre des gaz d'échappement dans l'industrie métallurgique, on utilise la réduction du dioxyde de soufre avec du monoxyde de carbone (CO) : SO2 (dioxyde de soufre) + 2CO (monoxyde de carbone) = 2CO2 + S (soufre).
Aussi, les propriétés oxydantes de cette substance sont utilisées pour obtenir de l'acide phosphoreux : PH3 (phosphine) + SO2 (dioxyde de soufre) = H3PO2 (acide phosphorique) + S (soufre).
Où est utilisé le dioxyde de soufre ?
Le dioxyde de soufre est principalement utilisé pour produire de l'acide sulfurique. Il est également utilisé dans la production de boissons à faible teneur en alcool (vin et autres boissons à prix moyen). En raison de la propriété de ce gaz de tuer divers micro-organismes, il est utilisé pour fumiger les entrepôts et les magasins de légumes. De plus, l’oxyde de soufre est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille (ces matériaux qui ne peuvent pas être blanchis au chlore). Dans les laboratoires, le dioxyde de soufre est utilisé comme solvant et pour obtenir divers sels de dioxyde de soufre.
Effets physiologiques
Le dioxyde de soufre possède de fortes propriétés toxiques. Les symptômes d'intoxication sont la toux, l'écoulement nasal, l'enrouement, un goût particulier dans la bouche et un grave mal de gorge. Lorsque le dioxyde de soufre est inhalé à des concentrations élevées, des difficultés à avaler et un étouffement, des troubles de la parole, des nausées et des vomissements surviennent et un œdème pulmonaire aigu peut se développer.
MPC de dioxyde de soufre :
- à l'intérieur - 10 mg/m³ ;
- exposition unique maximale quotidienne moyenne dans l'air atmosphérique - 0,05 mg/m³.
La sensibilité au dioxyde de soufre varie selon les individus, les plantes et les animaux. Par exemple, parmi les arbres, les plus résistants sont le chêne et le bouleau, et les moins résistants sont l'épicéa et le pin.
Le dioxyde de soufre a une structure moléculaire similaire à celle de l'ozone. L'atome de soufre au centre de la molécule est lié à deux atomes d'oxygène. Ce produit gazeux de l'oxydation du soufre est incolore, dégage une odeur âcre et se condense facilement en un liquide clair lorsque les conditions changent. La substance est très soluble dans l'eau et possède des propriétés antiseptiques. Le SO 2 est produit en grande quantité dans l'industrie chimique, notamment dans le cycle de production de l'acide sulfurique. Le gaz est largement utilisé pour la transformation des produits agricoles et alimentaires, ainsi que pour le blanchiment des tissus dans l'industrie textile.
Noms systématiques et triviaux de substances
Il est nécessaire de comprendre la variété des termes liés au même composé. Le nom officiel du composé, dont la composition chimique est reflétée par la formule SO 2, est le dioxyde de soufre. L'IUPAC recommande d'utiliser ce terme et son équivalent anglais - Dioxyde de soufre. Les manuels scolaires et universitaires mentionnent plus souvent un autre nom : l'oxyde de soufre (IV). Le chiffre romain entre parenthèses indique la valence de l'atome S. L'oxygène dans cet oxyde est divalent et le nombre d'oxydation du soufre est de +4. Dans la littérature technique, des termes obsolètes tels que dioxyde de soufre, anhydride d'acide sulfurique (un produit de sa déshydratation) sont utilisés.
Composition et caractéristiques de la structure moléculaire du SO 2
La molécule SO 2 est formée d'un atome de soufre et de deux atomes d'oxygène. Il existe un angle de 120° entre les liaisons covalentes. Dans l’atome de soufre, l’hybridation sp2 se produit : les nuages d’un électron s et de deux électrons p sont alignés en forme et en énergie. Ce sont eux qui participent à la formation d'une liaison covalente entre le soufre et l'oxygène. Dans la paire O – S, la distance entre les atomes est de 0,143 nm. L'oxygène est un élément plus électronégatif que le soufre, ce qui signifie que les paires d'électrons de liaison se déplacent du centre vers les coins extérieurs. La molécule entière est également polarisée, le pôle négatif est l’atome O, le pôle positif est l’atome S.
Quelques paramètres physiques du dioxyde de soufre
L'oxyde de soufre quadrivalent, dans des conditions environnementales normales, conserve un état d'agrégation gazeux. La formule du dioxyde de soufre permet de déterminer sa masse moléculaire et molaire relative : Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (peut être arrondi à 64 g/mol). Ce gaz est près de 2,3 fois plus lourd que l'air (M(air) = 29 g/mol). Le dioxyde a une odeur piquante et spécifique de soufre brûlé, difficile à confondre avec une autre. C'est désagréable, irrite les muqueuses des yeux et provoque une toux. Mais l'oxyde de soufre (IV) n'est pas aussi toxique que le sulfure d'hydrogène.
Sous pression à température ambiante, le dioxyde de soufre se liquéfie. À basse température, la substance est à l'état solide et fond entre -72...-75,5 °C. Avec une nouvelle augmentation de la température, du liquide apparaît et, à -10,1 °C, du gaz se forme à nouveau. Les molécules de SO 2 sont thermiquement stables ; la décomposition en soufre atomique et en oxygène moléculaire se produit à des températures très élevées (environ 2 800 ºC).
Solubilité et interaction avec l'eau
Le dioxyde de soufre, lorsqu'il est dissous dans l'eau, réagit partiellement avec celui-ci pour former un acide sulfureux très faible. Au moment de la réception, il se décompose immédiatement en anhydride et eau : SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. En fait, ce n'est pas de l'acide sulfureux qui est présent dans la solution, mais des molécules de SO 2 hydratées. Le dioxyde de carbone réagit mieux avec l'eau froide et sa solubilité diminue avec l'augmentation de la température. Dans des conditions normales, jusqu'à 40 volumes de gaz peuvent se dissoudre dans 1 volume d'eau.
Dioxyde de soufre dans la nature
Des quantités importantes de dioxyde de soufre sont libérées avec les gaz volcaniques et la lave lors des éruptions. De nombreux types d'activités anthropiques entraînent également une augmentation des concentrations de SO 2 dans l'atmosphère.
Le dioxyde de soufre est rejeté dans l'air par les usines métallurgiques, où les gaz résiduaires ne sont pas captés lors du grillage du minerai. De nombreux types de combustibles fossiles contiennent du soufre ; par conséquent, des volumes importants de dioxyde de soufre sont libérés dans l'air atmosphérique lors de la combustion du charbon, du pétrole, du gaz et du carburant qui en est dérivé. Le dioxyde de soufre devient toxique pour l'homme à des concentrations dans l'air supérieures à 0,03 %. Une personne commence à ressentir un essoufflement et des symptômes ressemblant à une bronchite et à une pneumonie peuvent survenir. Des concentrations très élevées de dioxyde de soufre dans l’atmosphère peuvent entraîner de graves intoxications, voire la mort.
Dioxyde de soufre - production en laboratoire et dans l'industrie
Méthodes de laboratoire :
- Lorsque le soufre est brûlé dans un ballon avec de l'oxygène ou de l'air, le dioxyde est obtenu selon la formule : S + O 2 = SO 2.
- Vous pouvez agir sur les sels de l'acide sulfureux avec des acides inorganiques plus forts, il est préférable de prendre de l'acide chlorhydrique, mais vous pouvez utiliser de l'acide sulfurique dilué :
- Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3 ;
- Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (dilué) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 ;
- H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2.
3. Lorsque le cuivre réagit avec l'acide sulfurique concentré, ce n'est pas de l'hydrogène qui est libéré, mais du dioxyde de soufre :
2H 2 SO 4 (conc.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Méthodes modernes de production industrielle de dioxyde de soufre :
- Oxydation du soufre naturel lorsqu'il est brûlé dans des fours spéciaux : S + O 2 = SO 2.
- Cuisson de la pyrite de fer (pyrite).
Propriétés chimiques de base du dioxyde de soufre
Le dioxyde de soufre est un composé chimiquement actif. Dans les processus redox, cette substance agit souvent comme agent réducteur. Par exemple, lorsque le brome moléculaire réagit avec le dioxyde de soufre, les produits de réaction sont l'acide sulfurique et le bromure d'hydrogène. Les propriétés oxydantes du SO 2 apparaissent si ce gaz traverse de l'eau sulfurée d'hydrogène. En conséquence, du soufre est libéré, une auto-oxydation-auto-réduction se produit : SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.
Le dioxyde de soufre présente des propriétés acides. Il correspond à l'un des acides les plus faibles et les plus instables : le sulfureux. Ce composé n'existe pas sous sa forme pure, les propriétés acides d'une solution de dioxyde de soufre peuvent être détectées à l'aide d'indicateurs (le tournesol devient rose). L'acide sulfureux produit des sels moyens - sulfites et des sels acides - hydrosulfites. Parmi eux se trouvent des composés stables.
Le processus d'oxydation du soufre dans le dioxyde à l'état hexavalent dans l'anhydride sulfurique est catalytique. La substance résultante se dissout énergiquement dans l'eau et réagit avec les molécules de H 2 O. La réaction est exothermique, de l'acide sulfurique se forme, ou plutôt sa forme hydratée.
Utilisations pratiques du dioxyde de soufre
La principale méthode de production industrielle d'acide sulfurique, qui nécessite du dioxyde élémentaire, comporte quatre étapes :
- Obtention de dioxyde de soufre en brûlant du soufre dans des fours spéciaux.
- Purification du dioxyde de soufre résultant de toutes sortes d'impuretés.
- Oxydation ultérieure en soufre hexavalent en présence d'un catalyseur.
- Absorption du trioxyde de soufre par l'eau.
Auparavant, la quasi-totalité du dioxyde de soufre nécessaire à la production d'acide sulfurique à l'échelle industrielle était obtenue par grillage de pyrite, un sous-produit de la fabrication de l'acier. Les nouveaux types de traitement des matières premières métallurgiques utilisent moins la combustion du minerai. Par conséquent, le soufre naturel est devenu la principale matière première pour la production d’acide sulfurique ces dernières années. Les réserves mondiales importantes de cette matière première et sa disponibilité permettent d'organiser une transformation à grande échelle.
Le dioxyde de soufre est largement utilisé non seulement dans l’industrie chimique, mais également dans d’autres secteurs de l’économie. Les usines textiles utilisent cette substance et les produits de sa réaction chimique pour blanchir les tissus en soie et en laine. Il s’agit d’un type de blanchiment sans chlore qui ne détruit pas les fibres.
Le dioxyde de soufre possède d'excellentes propriétés désinfectantes, utilisées dans la lutte contre les champignons et les bactéries. Le dioxyde de soufre est utilisé pour fumiger les installations de stockage agricole, les fûts de vin et les caves. Le SO 2 est utilisé dans l'industrie alimentaire comme substance conservatrice et antibactérienne. Ils l'ajoutent aux sirops et y trempent des fruits frais. Sulfitisation
Le jus de betterave sucrière décolore et désinfecte les matières premières. Les purées et jus de légumes en conserve contiennent également du dioxyde de soufre comme antioxydant et conservateur.
Le dioxyde de soufre est un gaz incolore à l'odeur âcre. La molécule a une forme angulaire.
- Point de fusion - -75,46 °C,
- Point d'ébullition - -10,6 °C,
- Densité du gaz - 2,92655 g/l.
Se liquéfie facilement en un liquide incolore et très mobile à une température de 25°C et une pression d'environ 0,5 MPa.
Pour la forme liquide, la densité est de 1,4619 g/cm 3 (à - 10°C).
Dioxyde de soufre solide - cristaux incolores, système orthorhombique.
Le dioxyde de soufre ne se dissocie sensiblement qu'à environ 2 800 °C.
La dissociation du dioxyde de soufre liquide se déroule selon le schéma suivant :
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
Modèle tridimensionnel d'une molécule
La solubilité du dioxyde de soufre dans l'eau dépend de la température :
- à 0 °C, 22,8 g de dioxyde de soufre se dissolvent dans 100 g d'eau,
- à 20 °C - 11,5 g,
- à 90 °C - 2,1 g.
Une solution aqueuse de dioxyde de soufre est l'acide sulfureux H 2 SO 3.
Le dioxyde de soufre est soluble dans l'éthanol, H 2 SO 4, l'oléum, CH 3 COOH. Le dioxyde de soufre liquide est mélangé dans n'importe quel rapport avec SO 3. CHCl 3, CS 2, éther diéthylique.
Le dioxyde de soufre liquide dissout les chlorures. Les iodures métalliques et les thiocyanates ne se dissolvent pas.
Les sels dissous dans le dioxyde de soufre liquide se dissocient.
Le dioxyde de soufre peut être réduit en soufre et oxydé en composés soufrés hexavalents.
Le dioxyde de soufre est toxique. A une concentration de 0,03 à 0,05 mg/l, il irrite les muqueuses, les organes respiratoires et les yeux.
La principale méthode industrielle de production de dioxyde de soufre consiste à utiliser la pyrite de soufre FeS 2 en la brûlant et en la traitant ultérieurement avec du H 2 SO 4 à froid faible.
De plus, le dioxyde de soufre peut être produit par la combustion du soufre, ainsi que comme sous-produit du grillage des minerais de cuivre et de sulfure de zinc.
Le soufre sulfuré n’est disponible pour les plantes qu’après conversion sous forme sulfate. La majeure partie du soufre est présente dans le sol sous forme de composés organiques qui ne sont pas absorbés par les plantes. Ce n'est qu'après la minéralisation des substances organiques et le passage du soufre à la forme sulfate que le soufre organique devient disponible pour les plantes.
L'industrie chimique ne produit pas d'engrais dont le principal ingrédient actif est le dioxyde de soufre. Cependant, on le retrouve comme impureté dans de nombreux engrais. Ceux-ci comprennent le phosphogypse, le superphosphate simple, le sulfate d'ammonium, le sulfate de potassium, la magnésie potassique, le gypse, les cendres de schiste bitumineux, le fumier, la tourbe et bien d'autres.
Absorption du dioxyde de soufre par les plantes
Le soufre pénètre dans les plantes par les racines sous la forme SO 4 2- et part sous forme de dioxyde de soufre. Parallèlement, l’absorption du soufre de l’atmosphère fournit jusqu’à 80 % des besoins des plantes en cet élément. A cet égard, à proximité des centres industriels, où l'atmosphère est riche en dioxyde de soufre, les plantes sont bien approvisionnées en soufre. Dans les zones reculées, la quantité de dioxyde de soufre dans les précipitations et dans l'atmosphère est considérablement réduite et la nutrition des plantes en soufre dépend de sa présence dans le sol.
Le soufre est répandu dans la croûte terrestre et se classe au seizième rang parmi les autres éléments. On le trouve à la fois à l’état libre et sous forme liée. Les propriétés non métalliques sont caractéristiques de cet élément chimique. Son nom latin est « Soufre », désigné par le symbole S. L'élément fait partie de divers composés ioniques contenant de l'oxygène et/ou de l'hydrogène, forme de nombreuses substances appartenant aux classes des acides, des sels et de plusieurs oxydes, dont chacun peut être appelé oxyde de soufre avec les symboles d'addition indiquant la valence. Les états d'oxydation qu'il présente dans divers composés sont +6, +4, +2, 0, −1, −2. Des oxydes de soufre présentant différents degrés d'oxydation sont connus. Les plus courants sont le dioxyde de soufre et le trioxyde. Moins connus sont le monoxyde de soufre, ainsi que les oxydes supérieurs (sauf SO3) et inférieurs de cet élément.
Monoxyde de soufre
Un composé inorganique appelé oxyde de soufre II, SO, est un gaz incolore en apparence. Au contact de l'eau, il ne se dissout pas mais réagit avec elle. Il s’agit d’un composé très rare que l’on trouve uniquement dans un environnement de gaz raréfiés. La molécule SO est thermodynamiquement instable et se transforme initialement en S2O2 (appelé gaz disoufre ou peroxyde de soufre). En raison de la rareté du monoxyde de soufre dans notre atmosphère et de la faible stabilité de la molécule, il est difficile de déterminer pleinement les dangers de cette substance. Mais sous forme condensée ou plus concentrée, l'oxyde se transforme en peroxyde, relativement toxique et caustique. Ce composé est également hautement inflammable (rappelant le méthane dans cette propriété) ; lorsqu'il est brûlé, il produit du dioxyde de soufre, un gaz toxique. L'oxyde de soufre 2 a été découvert près de Io (une des atmosphères de Vénus et dans le milieu interstellaire. Sur Io, il serait produit par des processus volcaniques et photochimiques. Les principales réactions photochimiques sont les suivantes : O + S2 → S + SO et SO2 → SO + O.
Le dioxyde de soufre
L'oxyde de soufre IV, ou dioxyde de soufre (SO2), est un gaz incolore à l'odeur âcre et suffocante. À une température de moins 10 C, il passe à l'état liquide et à une température de moins 73 C, il se solidifie. A 20°C, environ 40 volumes de SO2 se dissolvent dans 1 litre d'eau.
Cet oxyde de soufre, se dissolvant dans l'eau, forme de l'acide sulfureux, puisqu'il s'agit de son anhydride : SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Il interagit avec les bases et 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O et SO2 + CaO → CaSO3.
Le dioxyde de soufre se caractérise par les propriétés à la fois d’agent oxydant et d’agent réducteur. Il est oxydé par l'oxygène de l'air en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur : SO2 + O2 → 2SO3. Avec des réducteurs forts comme le sulfure d'hydrogène, il joue le rôle d'un agent oxydant : H2S + SO2 → S + H2O.
Le dioxyde de soufre est utilisé dans l’industrie principalement pour produire de l’acide sulfurique. Le dioxyde de soufre est produit en brûlant des pyrites de soufre ou de fer : 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhydride sulfurique
L'oxyde de soufre VI, ou trioxyde de soufre (SO3), est un produit intermédiaire et n'a aucune signification indépendante. En apparence, c'est un liquide incolore. Il bout à une température de 45 °C et en dessous de 17 °C, il se transforme en une masse cristalline blanche. Ce soufre (avec le degré d'oxydation de l'atome de soufre + 6) est extrêmement hygroscopique. Avec l'eau, il forme de l'acide sulfurique : SO3 + H2O ↔ H2SO4. Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il libère une grande quantité de chaleur et, si une grande quantité d'oxyde n'est pas ajoutée progressivement, mais immédiatement, une explosion peut se produire. Le trioxyde de soufre se dissout bien dans l'acide sulfurique concentré pour former de l'oléum. La teneur en SO3 de l'oléum atteint 60 %. Ce composé soufré possède toutes les propriétés
Oxydes de soufre supérieurs et inférieurs
Les soufres sont un groupe de composés chimiques de formule SO3 + x, où x peut être 0 ou 1. L'oxyde monomère SO4 contient un groupe peroxo (O-O) et se caractérise, comme l'oxyde SO3, par l'état d'oxydation du soufre +6. . Cet oxyde de soufre peut être produit à basse température (inférieure à 78 K) à partir de la réaction du SO3 et/ou de la photolyse du SO3 mélangé à l'ozone.
Les oxydes de soufre inférieurs sont un groupe de composés chimiques qui comprennent :
- SO (oxyde de soufre et son dimère S2O2) ;
- les monoxydes de soufre SnO (sont des composés cycliques constitués de cycles formés par des atomes de soufre, tandis que n peut aller de 5 à 10) ;
- S7O2;
- oxydes de soufre polymères.
L’intérêt pour les oxydes de soufre à faible teneur en soufre s’est accru. Cela est dû à la nécessité d’étudier leur contenu dans des atmosphères terrestres et extraterrestres.
