Dioxyde de soufre
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2008-07-21T12:16:57Z
84.37.10.12
/* Le dioxyde de soufre dans l'industrie */
{{à recycler}}
{| width="275" border="1" cellpadding="2" cellspacing="0" align="right" style="margin: 0 0 1em 1em;"
|+ <font size="+1">'''Propriétés'''</font>
|----- colspan="2" align="center"
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" |Propriétés chimiques
|-----
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Général'''
|-----
| Nom: || dioxyde de soufre
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| Synonyme: || anhydride sulfureux
|-----
| [[Formule chimique]]
| [[soufre|S]][[oxygène|O]]<sub>2</sub>
|-----
| Apparence || gaz incolore
|-----
| Numéro CAS || 7446-09-5
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! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Propriétés physiques'''
|-----
| [[Masse moléculaire]] || 64,1 [[Unité de masse atomique|u]]
|-----
| [[Température de fusion]]
| 198 [[kelvin|K]] (-75° [[Degré Celsius|°C]])
|-----
| [[Température de vaporisation]]
| 263 [[kelvin|K]] (-10° [[Degré Celsius|°C]])
|-----
| [[Densité]]
| 1,4 (liquide)
|-----
| [[Solubilité]] || 9,4 [[Gramme|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
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! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Thermochimie'''
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| [[Enthalpie standard de formation|Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>gaz</sub>]]
| -296,84 [[joule (unité)|kJ]]/[[Mole (unité)|mol]]
|-----
| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>liquide</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>solide</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| [[Entropie molaire standard|S<sup>0</sup><sub>gaz, 1 bar</sub>]]
| 248,21 J/mol·K
|-----
| S<sup>0</sup><sub>liquide, 1 bar</sub>
| ? J/mol·K
|-----
| S<sup>0</sup><sub>solid</sub> || ? J/mol·K
|-----
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | '''Précautions'''
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| Classification
| <center><small> T [[Image:Hazard_T.svg|50px]] </small></center>
|-----
| Phrases R
| 23-34
|-----
| Phrases S
| (1/2)-9-26-36/37/39-45
|-----
| 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
|[[Image:SO2_MOL.JPG]]
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: ||
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! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" | <font size="-1">Unités du [[Système international|SI]] & [[conditions normales de température et de pression|CNTP]], sauf indication contraire.</font>
|}
Le '''dioxyde de soufre''' (ou ''anhydride sulfureux'') est un [[composé chimique]] constitué de deux [[atome]]s d'[[oxygène]] et d'un atome de [[soufre]] ; sa formule brute est : [[soufre|S]][[oxygène|O]]<sub>2</sub>.
<br/>Le SO<sub>2</sub> est un [[gaz]] [[densité|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 alimentaire|conservateur]] de produits alimentaires, notamment les [[fruit sec|fruits secs]], dans la production de [[boisson alcoolisée|boissons alcoolisées]] et plus spécialement dans la fabrication du [[vin]].
== Production ==
* Combustion du soufre
:S<sub>8</sub> + 8 O<sub>2</sub> → 8 SO<sub>2</sub>
* Combustion de [[sulfure d'hydrogène]] ou de [[composés organosulfurés]]
:2 H<sub>2</sub>S(g) + 3 O<sub>2</sub>(g) → 2 H<sub>2</sub>O(g) + 2 SO<sub>2</sub>(g)
* Grillage des minéraux sulfurés comme la [[pyrite]], la [[sphalérite]] ou le [[cinabre]]
:4 [[Iron|Fe]]S<sub>2</sub>(s) + 11 O<sub>2</sub>(g) → 2 Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s) + 8 SO<sub>2</sub>(g)
:2 [[Zinc|Zn]]S(s) + 3 O<sub>2</sub>(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO<sub>2</sub>(g)
:HgS(s) + O<sub>2</sub>(g) → Hg(g) + SO<sub>2</sub>(g)
* Produit résiduel de la fabrication du [[ciment]] : [[Silicate de calcium|CaSiO<sub>3</sub>]] et [[Gypse|CaSO<sub>4</sub>]] sont chauffés avec de la [[Coke (charbon)|coke]] et du [[Silice|sable]]
:2 CaSO<sub>4</sub>(s) + 2SiO<sub>2</sub>(s) + C(s) → 2 CaSiO<sub>3</sub>(s) + 2 SO<sub>2</sub>(g) + CO<sub>2</sub>(g)
* [[Acide sulfurique]] chaud sur de la limaille de [[cuivre]]
:Cu(s) + 2H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(aq) → CuSO<sub>4</sub>(aq) + SO<sub>2</sub>(g) + 2H<sub>2</sub>O(l)
== 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 : H<sub>2</sub>S0<sub>3</sub> ou [[acide sulfureux]], ou sous forme combinée avec les [[aldéhyde]]s (éthanal), les [[cétone]]s (acide alpha-cétoglutarique) et certains [[sucre]]s.
Le dioxyde de soufre est également utilisé pour la [[vinification]] car il inhibe ou arrête le développement des [[levure]]s et [[bactérie]]s, 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 :
: CH<sub>3</sub>CHO + NaH SO<sub>3</sub> → CH<sub>3</sub>CHOH-O-SO<sub>2</sub>Na
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 SO<sub>2</sub>, 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 [[pyrite]]s, puis transformé en [[trioxyde de soufre]] (SO<sub>3</sub>) très pur par oxydation avec de l'air, [[catalyse|catalysée]] par le [[platine]] ou du pentoxyde de [[vanadium]].
Le SO<sub>3</sub> 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 SO<sub>2</sub>. Il peut aussi provenir de l'[[Métallurgie|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 ==
[[Image:Sulfur dioxide emissions from the Halema`uma`u vent, glows at night.jpg|thumb|200px|left|Émission naturelle, d'origine volcanique de SO<sub>2</sub>]]
Le SO<sub>2</sub> est produit par les [[volcan]]s et divers procédés industriels.
<br>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 [[pluie acide|pluies acides]], perturbant, voire détruisant des écosystèmes fragiles. De plus, le SO<sub>2</sub> 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<ref>Michel Temman, « Victime de ses rejets, Tokyo aide Pékin à se mettre au vert », dans ''[[Libération (journal)|Libération]]'' du 16/04/2007, {{Lire en ligne|lien=http://www.liberation.fr/actualite/economie/247790.FR.php}}</ref>.
== Voir aussi ==
=== Articles connexes ===
* [[Sulfite]]
* [[Soufre]]
* [[Pluie acide]]
===Liens externes ===
{{...}}
www.ifen.fr : institue français de l'environnement [http://www.ifen.fr/indicateurs/indicateurs-de-performance-environnementale/air/emissions-nationales-de-dioxyde-de-soufre-so2.html]
www.ace.mmu.ac.uk : Atmosphere, Climate & Environment Information Programme [http://www.ace.mmu.ac.uk/eae/french/acid_rain/Older/Sulphur_Dioxide.html]
=== Notes et références ===
<references />
{{Portail|chimie|écologie}}
[[Catégorie:Composé du soufre]]
[[Catégorie:Agent conservateur]]
[[Catégorie:Oxyde|Soufre]]
[[Catégorie:Réfrigérant]]
[[als:Schwefeldioxid]]
[[bg:Серен диоксид]]
[[bs:Sumpor dioksid]]
[[ca:Diòxid de sofre]]
[[cs:Oxid siřičitý]]
[[cy:Sylffwr deuocsid]]
[[de:Schwefeldioxid]]
[[el:Διοξείδιο του θείου]]
[[en:Sulfur dioxide]]
[[eo:Sulfura dioksido]]
[[es:Óxido de azufre (IV)]]
[[fi:Rikkidioksidi]]
[[he:גופרית דו-חמצנית]]
[[hi:सल्फर डाइआक्साइड]]
[[hr:Sumporov dioksid]]
[[hu:Kén-dioxid]]
[[it:Diossido di zolfo]]
[[ja:二酸化硫黄]]
[[lt:Sieros dioksidas]]
[[lv:Sēra dioksīds]]
[[mk:Сулфур диоксид]]
[[nl:Zwaveldioxide]]
[[no:Svoveldioksid]]
[[pl:Tlenek siarki(IV)]]
[[pt:Dióxido de enxofre]]
[[ru:Оксид серы(IV)]]
[[sk:Oxid siričitý]]
[[sl:Žveplov dioksid]]
[[sr:Сумпор диоксид]]
[[su:Walirang dioksida]]
[[sv:Svaveldioxid]]
[[th:ซัลเฟอร์ไดออกไซด์]]
[[uk:Діоксид сірки]]
[[vi:Điôxít lưu huỳnh]]
[[zh:二氧化硫]]