Dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre, jadis aussi nommé anhydride sulfureux, est un composé chimique de formule SO 2. C'est un gaz incolore, dense et toxique, dont l'inhalation est fortement irritante.



Catégories :

Produit chimique toxique - Produit chimique corrosif - Composé du soufre - Agent conservateur - Oxyde - Réfrigérant - Matériau

Définitions :

  • Un gaz incolore de la famille des oxydes de soufre (SOx). Il est constitué à partir du soufre dans les matières premières (charbon, mazout, minerais métalliques) utilisées au cours de la combustion et le raffinage.... (source : nbpower)
Dioxyde de soufre
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Sulfur-dioxide-resonance-2D.png
Structure du dioxyde de soufre.
Général
Nom IUPAC 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 O2SSO2
Masse molaire[4] 64, 064 ± 0, 006 g·mol-1
O 49, 95 %, S 50, 05 %,
Moment dipolaire 1, 63305 D [2]
Diamètre moléculaire 0, 382 nm [3]
Propriétés physiques
T° fusion -75, 5 °C[1]
T° ébullition -10 °C[1]
Solubilité dans l'eau à 25 °C : 85 ml·l-1[1]
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 comparé à l'air
T° 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]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 248, 21 J/mol·K
ΔfH0gaz -296, 84 kJ·mol-1 [7]
Δvap 24, 94 kJ·mol-1 (1 atm, -10, 05 °C) ;
22, 92 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C) [8]
Cp
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 12, 349 ± 0, 001 eV (gaz) [9]
Propriétés optiques
Indice de réfraction \textit{n}_{D}ˆ{25} 1, 357 [3]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Toxique
T
Phrases R : 23, 34,
Phrases S : 1/2, 9, 26, 36/37/39, 45, [10]
Transport
268
   1079   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

0
3
0
SIMDUT[12]
A : Gaz compriméD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
A, D1A, E,
SGH[13]
SGH04 : GazSGH05 : CorrosifSGH06 : Toxique
Danger
H314, H331,
Classification du CIRC
Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme[11]
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 assez faible, effets à long terme inconnus.
Écotoxicologie
CL50 3 000 ppm pendant 30 minutes (souris, inhalation)
Seuil de l'odorat bas : 0, 33 ppm
haut : 5 ppm[14]
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de soufre, jadis aussi nommé anhydride sulfureux, est un composé chimique de formule SO2. C'est 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, mais aussi par la combustion de certains charbons, pétroles et gaz naturels non désulfurés. L'oxydation du dioxyde de soufre, le plus fréquemment en présence de catalyseurs tels que le dioxyde d'azote NO2, conduit au trioxyde de soufre SO3 ainsi qu'à l'acide sulfurique H2SO4, d'où la formation de pluies acides[15].

Le dioxyde de soufre est utilisé comme désinfectant, antiseptique, antibactérien, gaz réfrigérant, agent de blanchiment et comme conservateur de produits alimentaires, surtout pour les fruits secs, dans la production de boissons alcoolisées et surtout dans la fabrication du vin.

Structure de la molécule

SO2 est une molécule repliée dans laquelle l'atome de soufre est à l'état d'oxydation +4. Elle est entourée par cinq doublets d'électrons et peut être reconnue comme une molécule hypervalente. Du point de vue de la théorie de l'orbitale moléculaire, la majorité des électrons de valence sont engagés dans une liaison S=O.

Les liaisons S=O du dioxyde de soufre SO2 ont une longueur de 143, 1 pm, inférieure à celle de cette liaison dans le monoxyde de soufre SO (148, 1 pm) .

Par ressemblance, 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 kJmol-1) que dans SO (524 kJmol-1) , tandis qu'elle est plus faible dans O3 (297 kJmol-1) que dans O2 (490 kJmol-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[16].

Production

Le dioxyde de soufre peut être préparé :

S8 + 8 O2 → 8 SO2,
2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (g) + 2 SO2 (g) ,
4 FeS<sub>2 (s) </sub> + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g) ,
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g) ,
HgS<sub> (s) </sub> + O2 (g) Hg (g) + SO2 (g) ,
2 CaSO4 (s) + 2 SiO2 (s) + C (s) → 2 CaSiO3 (s) + 2 SO2 (g) + CO2 (g) ,
Cu (s) + 2 H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + SO2 (g) + 2 H2O (l) .

Le dioxyde de soufre dissous dans l'eau est un acide bifonctionnel, et se divise en trois fractions suivant les équilibres suivants :

H2O + SO2 \begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix} H+ + HSO3- \begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix} 2 H+ + SO32–.

Ces fractions dépendent de constantes thermodynamiques et du pH du vin.

Propriétés physiques

Pression de vapeur saturante[17] :

Température -103, 15 °C -98, 15 °C -93, 15 °C -88, 15 °C -83, 15 °C -78, 15 °C -73, 15 °C -68, 15 °C -63, 15 °C
Pression 0, 1 kPa 0, 2 kPa 0, 3 kPa 0, 5 kPa 0, 8 kPa 1, 3 kPa 2, 0 kPa 3, 0 kPa 4, 4 kPa
Température -58, 15 °C -53, 15 °C -48, 15 °C -43, 15 °C -38, 15 °C -33, 15 °C -28, 15 °C -23, 15 °C -18, 15 °C
Pression 6, 3 kPa 9, 0 kPa 12, 6 kPa 17, 3 kPa 23, 3 kPa 31, 1 kPa 40, 9 kPa 53, 2 kPa 68, 3 kPa
Température -13, 15 °C -8, 15 °C -3, 15 °C 1, 85 °C 6, 85 °C 11, 85 °C 16, 85 °C 21, 85 °C 26, 85 °C
Pression 86, 7 kPa 109 kPa 136 kPa 168 kPa 205 kPa 249 kPa 300 kPa 359 kPa 426 kPa

Dans l'industrie

Dans l'industrie, le dioxyde de soufre sert en particulier 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) particulièrement 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 particulièrement concentré par simple hydratation.

La pollution atmosphérique en dioxyde de soufre issue de l'industrie provient essentiellement de la consommation de combustibles fossiles. En effet, du soufre est naturellement contenu dans ces combustibles, et leur combustion génère du SO2. Il peut aussi provenir de l'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 principale et représente à peu près 50 % des émissions globales annuelles. Celle du pétrole représente toujours 25 à 30 %.

Les rejets industriels de dioxyde de soufre peuvent être réduits grâce à la mise en place de procédés de désulfuration.

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 quand 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, ou alors détruisant des écosystèmes fragiles. Qui plus est , 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 énormément la quantité d'oxygène sur Terre, un fait alarmant. La Chine est devenue le premier émetteur de dioxyde de soufre dans le monde[18].

En œnologie

Article détaillé : Dioxyde de soufre en œnologie.

Dans le vin, le dioxyde de soufre est présent sous forme libre hydratée : H2SO3 ou acide sulfureux, qui se combine au 2/3 des constituants du vin. On a ainsi SO2 total= SO2 libre+ SO2 combiné

Une partie de la portion libre assure le rôle de protecteur du vin vis à vis des microorganismes d'altération. Cette portion est nommée SO2 actif ou encore SO2 moléculaire. Le SO2 peut être sous forme combinée avec les aldéhydes (éthanal), les cétones (acide alpha-cétoglutarique) et certains sucres pour donner un composé stable. Le corps constitué 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

Selon la dose, le dioxyde de soufre inhibe ou arrête le développement des levures et bactéries, ce qui peut être mis à profit pour le mutage des vins mœlleux ou liquoreux, ou simplement pour assurer la conservation du vin. Lors de la vinification, l'introduction de dioxyde de soufre sert à sélectionner les levures du genre saccharomyces cerevisæ qui sont plus résistantes au dioxyde de soufre que les autres levures (pichia, hansenula... ). Diverses méthodes analytiques existent doser le SO2 dans les vins.

Santé et réglementation

Le dioxyde de soufre ou E220 provoquerait un danger pour la santé dans les cas suivant[19] :

Il est beaucoup utilisé dans l'agroalimentaire et l'agro-industrie et est essentiellement présent dans :

Au cours de son ingestion, les organes présentant des activités sulfites oxydases les plus élevées sont plus susceptibles de le détoxiquer par voie urinaire. La persistance des dérivés du SO2 peut être envisagée par un apport excessif. Pour l'utilisateur, les sulfites sont des nucléophiles particulièrement puissants qui ne donnent aucune toxicité aiguë mais peuvent provoquer de fortes ou sévères allergies. Il détruit la vitamine B1 (ou thiamine) vers pH = 6, peut provoquer des irritations gastriques, à éviter chez les malades des reins[20]. Ainsi, la DJA établie par l'OMS est de 0, 7 mgkg-1 de poids par jour.

Dans la majorité des observations, les symptômes apparaissent quelques minutes après l'ingestion d'aliments contenant des sulfites. La pollution atmosphérique par le SO2 jouerait aussi un rôle dans la naissance de ces réactions d'intolérance. Qui plus est , les sujets asthmatiques sont bien plus sensibles que la moyenne des gens.

Il est mutagène lorsqu'il est associé avec les E200, E201, E202, E203, à particulièrement forte concentration in vitro ce qui est le cas pour certaines marques d'abricots secs par exemple mais par contre, aucun effet tératogène ou cancérigène n'est associé à son ingestion. La réglementation européenne oblige désormais les producteurs à indiquer la mention «Contiennent des sulfites» s'il est à concentration de plus de 10 mgl-1. Au Canada, La SAQ limite la concentration à 50 ppm l'anhydride sulfureux à l'état libre ainsi qu'à 300 ppm l'anhydride sulfureux à l'état combiné [21].

Dans le contexte actuel où le respect de l'environnement et les aliments à caractère biologiques sont de plus en plus prônés, les viticulteurs et même les consommateurs tendent à se tourner désormais vers les vins biologiques dont les teneurs en SO2 sont moindres mais pour lesquels l'utilisation du SO2 reste autorisée[22]. Il n'existe pas à proprement parler de vins biologiques mais l'unique différence réside dans le respect de la terre, des cultures et l'utilisation du minimum d'intrants en œnologie. Notons que, comparativement aux autres pays du monde (le Canada, la Suisse ou les États-Unis), les règles d'incorporation du SO2 au cours de la vinification sont énormément restrictives, ou alors même plus sévères en Europe.

Le tableau suivant montre les différences notables des concentrations de SO2 total dans ces différents pays;

Tableau 1 : Comparatif du dioxyde de soufre Total des vins Biologiques au Canada, aux États-Unis et en Suisse[23]
SO2 en mg/l NOP (É. -U. )
«Made with organic grapes»
SO2 total
Bio Canada Bourgeon Suisse Demeter SO2 total (5 ans)
Rouge sec
(sucre < 5 gl-1)
100 100 120 70
blanc/rosé sec
(sucre < 5 gl-1)
100 100 120 90
blanc/rosé sec
(sucre < 5 gl-1)
100 150 170 70
Blanc/rosé
(sucre > 5 gl-1)
100 150 170 130
Vin de liqueur
(sucre > 5 gl-1)
100 250 170 80

Notes et références

  1. DIOXYDE DE SOUFRE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 16 juin 2008, 89e éd. , 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791) , p.  9-50 
  3. (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol.  4, John Wiley & Sons Ltd, England, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1)  
  4. Masse molaire calculée selon Atomic weights of the elements 2007 sur www. chem. qmul. ac. uk
  5. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers'Handbook, McGraw-Hill, USA, 1997, 7e éd. , 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5) , p.  2-50 
  6. Properties of Various Gases sur flexwareinc. com. Consulté le 12 avril 2010
  7. (en) Irvin Glassman, Richard A. Yetter, Combustion, Elsevier, 2008, 4e éd. , 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2) , p.  6 
  8. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)  
  9. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e éd. , 2736 p. (ISBN 9781420066791) , p.  10-205 
  10. «dioxyde de soufre» sur ESIS, consulté le 13 février 2009
  11. IARC Working Group on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans, «Évaluations Globales de la Cancérogénicité pour l'Homme, Groupe 3 : Inclassables quant à leur cancérogénicité pour l'Homme» sur http ://monographs. iarc. fr, CIRC, 16 janvier 2009. Consulté le 22 août 2009
  12. «Dioxyde de soufre» dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009
  13. Numéro index 016-011-00-9 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  14. Sulfur dioxide sur hazmap. nlm. nih. gov. Consulté le 14 novembre 2009
  15. (en) A. F. Holleman, E. Wiberg, «Inorganic Chemistry», Academic Press, San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  16. (en) Norman N. Greenwood, A. Earnshaw, «Chemistry of the Elements», Butterworth-Heinemann 2e édition, p. 700, Oxford, 1997. ISBN 0080379419.
  17. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) , p.  6-105 
  18. Michel Temman, «Victime de ses rejets, Tokyo aide Pékin à se mettre au vert», dans Libération du 16/04/2007, [lire en ligne]
  19. Centre canadien d'hygiène et de sécurité au travail.
  20. http ://sm. coppier. free. fr/additifs/konserv1. php3
  21. http ://vinquebec. com/node/2251
  22. règles de vinification bio en France ainsi qu'à l'étranger
  23. http ://www. bio-aude. com

Annexes

Liens externes

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