Le dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre ( orthographe recommandée par l’ IUPAC ) ou le dioxyde de soufre (anglais traditionnel du Commonwealth ) est le composé chimique de formule S O₂. C’est un gaz toxique responsable de l’odeur des allumettes brûlées . Il est libéré naturellement par l’activité volcanique et est produit comme sous-produit de l’ extraction du cuivre et de la combustion de combustibles fossiles contenant du soufre . Le dioxyde de soufre a une odeur âcre comme l’acide nitrique . ^{[ citation nécessaire ]}

Le dioxyde de soufre

Des noms
Nom IUPAC Le dioxyde de soufre
Autres noms Anhydride sulfureux Oxyde de soufre(IV)
Identifiants
Numero CAS	7446-09-5 Oui
Modèle 3D ( JSmol )	Image interactive
Référence Beilstein	3535237
ChEBI	CHEBI:18422 Oui
ChEMBL	ChEMBL1235997 N
ChemSpider	1087 Oui
Carte d’information de l’ECHA	100.028.359
Numéro CE	231-195-2
Numéro E	E220 (conservateurs)
Référence Gmelin	1443
KEGG	D05961 Oui
Engrener	Soufre+dioxyde
CID PubChem	1119
Numéro RTECS	WS4550000
UNII	0UZA3422Q4 Oui
Numéro ONU	1079, 2037
Tableau de bord CompTox ( EPA )	DTXSID6029672
InChI InChI=1S/O2S/c1-3-2 Oui Clé : RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N Oui InChI=1/O2S/c1-3-2 Clé : RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT
SOURIRES O=S=O
Propriétés
Formule chimique	ALORS2
Masse molaire	64,066 g mol -1
Apparence	Gaz incolore
Odeur	Âcre; semblable à une allumette juste frappée [1]
Densité	2,6288 kg m −3 [ citation nécessaire ]
Point de fusion	-72 °C ; -98 °F ; 201 K
Point d’ébullition	-10 ° C (14 ° F; 263 K)
solubilité dans l’eau	94 g/L [2] forme de l’acide sulfureux
La pression de vapeur	237,2 kPa
Acidité (p K a )	1,81
Basicité (p K b )	12.19
Susceptibilité magnétique (χ)	−18,2·10 −6 cm 3 /mol
Viscosité	12,82 μPa·s [3]
Structure
Groupe de points	C2v _ _
Géométrie de coordination	Digonale
Forme moléculaire	Dièdre
Moment dipolaire	1,62 D
Thermochimie
Entropie molaire standard ( S o 298 )	248.223 JK- 1 mol – 1
Enthalpie standard de formation (Δ f H ⦵ 298 )	−296,81 kJ mol −1
Dangers
Étiquetage SGH :
Pictogrammes
Mention d’avertissement	Danger
Mentions de danger	H314 , H331 [4]
NFPA 704 (diamant de feu)	3 0 0
Dose ou concentration létale (DL, CL) :
CL 50 ( concentration médiane )	3000 ppm (souris, 30 min) 2520 ppm (rat, 1 h) [6]
LC Lo ( plus bas publié )	993 ppm (rat, 20 min) 611 ppm (rat, 5 h) 764 ppm (souris, 20 min) 1000 ppm (humain, 10 min) 3000 ppm (humain, 5 min) [6]
NIOSH (limites d’exposition pour la santé aux États-Unis) :
PEL (Autorisé)	TWA 5 ppm (13 mg/m 3 ) [5]
REL (recommandé)	TWA 2 ppm (5 mg/m 3 ) ST 5 ppm (13 mg/m 3 ) [5]
DIVS (Danger immédiat)	100 ppm [5]
Composés apparentés
Oxydes de soufre associés	Monoxyde de soufre Trioxyde de soufre
Composés apparentés	Ozone Dioxyde de sélénium Acide sulfureux Dioxyde de tellure
Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C [77 °F], 100 kPa). N vérifier ( qu’est-ce que c’est ?) OuiN Références de la boîte d’information

Structure et collage

SO ₂ est une molécule coudée avec le groupe ponctuel de symétrie C _2v . Une approche de la théorie des liaisons de valence ne considérant que les orbitales s et p décrirait la liaison en termes de résonance entre deux structures de résonance.

Deux structures de résonance du dioxyde de soufre

La liaison soufre-oxygène a un ordre de liaison de 1,5. Il existe un soutien pour cette approche simple qui n’invoque pas de participation orbitale. ^[7] En termes de formalisme de comptage d’électrons , l’atome de soufre a un état d’Oxydation de +4 et une charge formelle de +1.

Occurrence

Les lueurs aurorales bleues de la haute atmosphère d’Io sont causées par le dioxyde de soufre volcanique.

Le dioxyde de soufre se trouve sur Terre et existe en très petites concentrations et dans l’atmosphère à environ 1 ppm. ^{[8] [9] [ clarification nécessaire ]}

Sur d’autres planètes, le dioxyde de soufre peut être trouvé à diverses concentrations, la plus importante étant l’ atmosphère de Vénus , où il est le troisième gaz atmosphérique le plus abondant à 150 ppm. Là, il réagit avec l’eau pour former des nuages ​​d’ acide sulfurique , et est un élément clé du cycle mondial du soufre atmosphérique de la planète et contribue au réchauffement climatique . ^[10] Il a été impliqué en tant qu’agent clé dans le réchauffement du début de Mars , avec des estimations de concentrations dans la basse atmosphère aussi élevées que 100 ppm, ^[11] bien qu’il n’existe qu’en quantités infimes. Sur Vénus et Mars, comme sur Terre, on pense que sa source principale est volcanique. L’ atmosphère d’Io, un satellite naturel de Jupiter , contient 90% de dioxyde de soufre ^[12] et on pense que des traces existent également dans l’ atmosphère de Jupiter .

En tant que glace, on pense qu’elle existe en abondance sur les lunes galiléennes – sous forme de glace ou de givre sublimant sur l’hémisphère arrière d’ Io , ^[13] et dans la croûte et le manteau d’ Europe , Ganymède et Callisto , peut-être aussi sous forme liquide et réagir facilement avec l’eau. ^[14]

Production

Le dioxyde de soufre est principalement produit pour la fabrication d’acide sulfurique (voir processus de contact ). Aux États-Unis , en 1979, 23,6 millions de tonnes métriques (26 014 547 tonnes courtes américaines) de dioxyde de soufre ont été utilisées de cette manière, contre 150 000 tonnes métriques (165 347 tonnes courtes américaines) utilisées à d’autres fins. La majeure partie du dioxyde de soufre est produite par la combustion du soufre élémentaire . Une partie du dioxyde de soufre est également produite par la torréfaction de la pyrite et d’autres minerais sulfurés dans l’air . ^[15]

0:40 Une expérience montrant la combustion du soufre dans l’oxygène . Une chambre à circulation reliée à une bouteille de lavage de gaz (remplie d’une solution de méthyl orange ) est utilisée. Le produit est du dioxyde de soufre (SO ₂ ) avec quelques traces de trioxyde de soufre (SO ₃ ). La “fumée” qui sort de la bouteille de lavage de gaz est en fait un brouillard d’acide sulfurique généré lors de la réaction.

Voies de combustion

Le dioxyde de soufre est le produit de la combustion du soufre ou de la combustion de matériaux contenant du soufre :

S + O ₂ → SO ₂ , ΔH = −297 kJ/mol

Pour faciliter la combustion, du soufre liquéfié (140–150 °C, 284-302 °F) est pulvérisé à travers une buse d’atomisation pour générer de fines gouttes de soufre avec une grande surface. La réaction est Exothermique et la combustion produit des températures de 1000 à 1600 ° C (1832 à 2912 ° F). L’importante quantité de chaleur produite est récupérée par la production de vapeur qui peut ensuite être convertie en électricité. ^[15]

La combustion du sulfure d’hydrogène et des composés organosoufrés se déroule de manière similaire. Par example:

2 H ₂ S + 3 O ₂ → 2 H ₂ O + 2 SO ₂

Le grillage de minerais sulfurés tels que la pyrite , la sphalérite et le cinabre (sulfure de mercure) libère également du SO ₂ : ^[16]

4 FeS ₂ + 11 O ₂ → 2 Fe ₂ O ₃ + 8 SO ₂ 2 ZnS + 3 O ₂ → 2 ZnO + 2 SO ₂ HgS + O2 → Hg _{+ SO2} 4 FeS + 7O ₂ → 2 Fe ₂ O ₃ + 4 SO ₂

Une combinaison de ces réactions est responsable de la plus grande source de dioxyde de soufre, les éruptions volcaniques. Ces événements peuvent libérer des millions de tonnes de SO ₂ .

Réduction des oxydes supérieurs

Le dioxyde de soufre peut également être un sous-produit de la fabrication du ciment de silicate de calcium ; CaSO ₄ est chauffé avec du coke et du sable dans ce processus :

2 CaSO ₄ + 2 SiO ₂ + C → 2 CaSiO ₃ + 2 SO ₂ + CO ₂

Jusque dans les années 1970, des quantités commerciales d’acide sulfurique et de ciment étaient produites par ce procédé à Whitehaven , en Angleterre. Après avoir été mélangé avec du schiste ou de la marne et torréfié, le sulfate a libéré du dioxyde de soufre gazeux, utilisé dans la production d’acide sulfurique, la réaction a également produit du silicate de calcium, un précurseur dans la production de ciment. ^[17]

A l’échelle du laboratoire, l’action de l’acide sulfurique concentré chaud sur les tournures de cuivre produit du dioxyde de soufre.

Cu + 2 H ₂ SO ₄ → CuSO ₄ + SO ₂ + 2 H ₂ O

A partir de sulfites

Les sulfites résultent de l’action d’une base aqueuse sur le dioxyde de soufre :

SO ₂ + 2 NaOH → Na ₂ SO ₃ + H ₂ O

La réaction inverse se produit lors de l’acidification :

H ⁺ + HSO ₃ ⁻ → SO ₂ + H ₂ O

Réactions

Contenant du soufre à l’état d’Oxydation +4, le dioxyde de soufre est un agent réducteur . Il est oxydé par des halogènes pour donner les halogénures de sulfuryle, tels que le chlorure de sulfuryle :

SO ₂ + Cl ₂ → SO ₂ Cl ₂

Le dioxyde de soufre est l’ Agent oxydant du procédé Claus , qui est mis en œuvre à grande échelle dans les Raffineries de pétrole . Ici, le dioxyde de soufre est réduit par le sulfure d’hydrogène pour donner du soufre élémentaire :

SO ₂ + 2 H ₂ S → 3 S + 2 H ₂ O

L’Oxydation séquentielle du dioxyde de soufre suivie de son hydratation est utilisée dans la production d’acide sulfurique.

2 SO ₂ + 2 H ₂ O + O ₂ → 2 H ₂ SO ₄

Réactions de laboratoire

Le dioxyde de soufre est l’un des rares gaz acides mais réducteurs courants. Il devient rose tournesol humide (étant acide), puis blanc (en raison de son effet blanchissant). Il peut être identifié en le faisant barboter dans une solution de Bichromate , en faisant passer la solution de l’orange au vert (Cr ³⁺ (aq)). Il peut également réduire les ions ferriques en ferreux. ^[18]

Le dioxyde de soufre peut réagir avec certains 1,3 – diènes dans une réaction chélétrope pour former des sulfones cycliques . Cette réaction est exploitée à l’échelle industrielle pour la synthèse de sulfolane , qui est un solvant important dans l’ industrie pétrochimique .

Le dioxyde de soufre peut se lier aux ions métalliques en tant que ligand pour former des complexes métalliques de dioxyde de soufre , généralement lorsque le métal de transition est à l’état d’Oxydation 0 ou +1. De nombreux modes de liaison différents (géométries) sont reconnus, mais dans la plupart des cas, le ligand est monodenté, attaché au métal par le biais du soufre, qui peut être planaire ou pyramidal η ¹ . ^[19] En tant que ligand η ¹ -SO ₂ (S-bonded planar), le dioxyde de soufre fonctionne comme une base de Lewis en utilisant la paire isolée sur S. SO ₂ fonctionne comme un acide de Lewis dans son η ¹ -SO ₂ (S-bonded pyramidal ) mode de liaison avec des métaux et dans son rapport 1:1des produits d’ addition avec des bases de Lewis comme le diméthylacétamide et la Triméthylamine . Lors de la liaison à des bases de Lewis, les paramètres acides du SO ₂ sont E _A = 0,51 et E _A = 1,56.

Les usages

L’utilisation globale et dominante du dioxyde de soufre est dans la production d’acide sulfurique . ^[15]

Précurseur de l’acide sulfurique

Le dioxyde de soufre est un intermédiaire dans la production d’acide sulfurique, étant converti en trioxyde de soufre , puis en oléum , qui est transformé en acide sulfurique. Le dioxyde de soufre à cette fin est fabriqué lorsque le soufre se combine avec l’oxygène. La méthode de conversion du dioxyde de soufre en acide sulfurique s’appelle le processus de contact . Plusieurs milliards de kilogrammes sont produits chaque année à cette fin.

En tant que conservateur

Le dioxyde de soufre est parfois utilisé comme conservateur pour les abricots secs, les figues sèches et d’autres fruits secs , en raison de ses propriétés antimicrobiennes et de sa capacité à prévenir l’Oxydation , ^[20] et est appelé E 220 ^[21] lorsqu’il est utilisé de cette manière en Europe. En tant que conservateur, il maintient l’aspect coloré du fruit et prévient la pourriture . Il est également ajouté aux mélasses soufrées .

Le dioxyde de soufre a été utilisé pour la première fois dans la vinification par les Romains, lorsqu’ils ont découvert que la combustion de bougies de soufre à l’intérieur de récipients à vin vides les gardait frais et exempts d’odeur de vinaigre. ^[22]

C’est toujours un composé important dans la vinification et il est mesuré en Parties par million ( ppm ) dans le vin. Il est présent même dans les vins dits non sulfurés à des concentrations allant jusqu’à 10 mg/L. ^[23] Il sert d’ antibiotique et d’ antioxydant , protégeant le vin de la détérioration par les bactéries et de l’Oxydation – un phénomène qui conduit au brunissement du vin et à une perte de saveurs spécifiques au cultivar. ^{[24] [25]} Son action antimicrobienne aide également à minimiser l’acidité volatile. Les vins contenant du dioxyde de soufre sont généralement étiquetés avec “contenant des sulfites “.

Le dioxyde de soufre existe dans le vin sous forme libre et liée, et les combinaisons sont appelées SO ₂ total . La liaison, par exemple au groupe carbonyle de l’acétaldéhyde , varie selon le vin en question. La forme libre existe en équilibre entre le SO ₂ moléculaire (sous forme de gaz dissous) et l’ion bisulfite, qui est à son tour en équilibre avec l’ion sulfite. Ces équilibres dépendent du pH du vin. Un pH plus bas déplace l’équilibre vers le SO ₂ moléculaire (gazeux) , qui est la forme active, tandis qu’à un pH plus élevé, on trouve plus de SO ₂ sous les formes inactives de sulfite et de bisulfite. Le SO _{2 moléculaire}est actif en tant qu’antimicrobien et antioxydant, et c’est aussi la forme qui peut être perçue comme une odeur piquante à des niveaux élevés. Les vins dont les concentrations totales de SO ₂ sont inférieures à 10 ppm n’ont pas besoin de “contient des sulfites” sur l’étiquette selon les lois américaines et européennes. La limite supérieure de SO ₂ total autorisée dans le vin aux États-Unis est de 350 ppm ; dans l’UE, il est de 160 ppm pour les vins rouges et de 210 ppm pour les vins blancs et rosés. À de faibles concentrations, le SO ₂ est pratiquement indétectable dans le vin, mais à des concentrations de SO ₂ libre supérieures à 50 ppm, le SO ₂ devient évident dans l’odeur et le goût du vin. ^{[ citation nécessaire ]}

Le SO ₂ est également un composé très important dans l’assainissement des caves. Les établissements vinicoles et l’équipement doivent être maintenus propres, et comme l’eau de Javel ne peut pas être utilisée dans un établissement vinicole en raison du risque de goût de bouchon ^[26] , un mélange de SO ₂ , d’eau et d’acide citrique est couramment utilisé pour nettoyer et désinfecter l’équipement. L’ozone (O ₃ ) est maintenant largement utilisé pour la désinfection dans les établissements vinicoles en raison de son efficacité et parce qu’il n’affecte pas le vin ni la plupart des équipements. ^[27]

En tant qu’agent réducteur

Le dioxyde de soufre est également un bon réducteur . En présence d’eau, le dioxyde de soufre est capable de décolorer les substances. Plus précisément, c’est un agent de blanchiment réducteur utile pour les papiers et les matériaux délicats tels que les vêtements. Cet effet blanchissant ne dure normalement pas très longtemps. L’oxygène de l’atmosphère réoxyde les colorants réduits, restaurant la couleur. Dans le traitement des eaux usées municipales, le dioxyde de soufre est utilisé pour traiter les eaux usées chlorées avant leur rejet. Le dioxyde de soufre réduit le chlore libre et combiné en chlorure . ^[28]

Le dioxyde de soufre est assez soluble dans l’eau, et par spectroscopie IR et Raman ; l’hypothétique acide sulfureux , H ₂ SO ₃ , n’est pas présent en aucune mesure. Cependant, de telles solutions montrent des spectres de l’ion sulfite d’hydrogène, HSO ₃ ^– , par réaction avec l’eau, et c’est en fait l’agent réducteur réel présent :

SO ₂ + H ₂ O ⇌ HSO ₃ ⁻ + H ⁺

Comme fumigène

Au début du XXe siècle, le dioxyde de soufre était utilisé à Buenos Aires comme fumigant pour tuer les rats porteurs de la bactérie Yersinia pestis , responsable de la peste bubonique. L’application a été couronnée de succès et l’application de cette méthode a été étendue à d’autres régions d’Amérique du Sud. À Buenos Aires, où ces appareils étaient connus sous le nom de Sulfurozador , mais plus tard aussi à Rio de Janeiro, à la Nouvelle-Orléans et à San Francisco, les machines de traitement au dioxyde de soufre ont été introduites dans les rues pour permettre de vastes campagnes de désinfection, avec des résultats efficaces. ^[29]

Rôles biochimiques et biomédicaux

Le dioxyde de soufre ou sa base conjuguée bisulfite est produit biologiquement comme intermédiaire à la fois dans les organismes sulfato-réducteurs et dans les bactéries oxydant le soufre. Le rôle du dioxyde de soufre dans la biologie des mammifères n’est pas encore bien compris. ^[30] Le dioxyde de soufre bloque les signaux nerveux des récepteurs d’étirement pulmonaires et abolit le réflexe d’inflation Hering-Breuer .

On considère que le dioxyde de soufre endogène joue un rôle physiologique important dans la régulation de la fonction cardiaque et des vaisseaux sanguins , et un métabolisme aberrant ou déficient du dioxyde de soufre peut contribuer à plusieurs maladies cardiovasculaires différentes, telles que l’hypertension artérielle , l’ athérosclérose , l’hypertension artérielle pulmonaire et la sténocardie . ^[31]

Il a été démontré que chez les enfants atteints d’hypertension artérielle pulmonaire due à des cardiopathies congénitales, le niveau d’ homocystéine est plus élevé et le niveau de dioxyde de soufre endogène est plus faible que chez les enfants témoins normaux. De plus, ces paramètres biochimiques sont fortement corrélés à la sévérité de l’hypertension artérielle pulmonaire. Les auteurs considéraient l’homocystéine comme l’un des marqueurs biochimiques utiles de la gravité de la maladie et le métabolisme du dioxyde de soufre comme l’une des cibles thérapeutiques potentielles chez ces patients. ^[32]

Il a également été démontré que le dioxyde de soufre endogène réduit le taux de prolifération des cellules musculaires lisses endothéliales dans les vaisseaux sanguins, en abaissant l’ activité MAPK et en activant l’adénylyl cyclase et la protéine kinase A. ^[33] La prolifération des cellules musculaires lisses est l’un des mécanismes importants du remodelage hypertensif des vaisseaux sanguins et de leur sténose , c’est donc un mécanisme pathogénique important dans l’hypertension artérielle et l’athérosclérose.

Le dioxyde de soufre endogène à faible concentration provoque une vasodilatation dépendante de l’endothélium . À des concentrations plus élevées, il provoque une vasodilatation indépendante de l’endothélium et a un effet inotrope négatif sur la fonction du débit cardiaque, abaissant ainsi efficacement la pression artérielle et la consommation d’oxygène du myocarde. Les effets vasodilatateurs et bronchodilatateurs du dioxyde de soufre sont médiés par les canaux calciques dépendants de l’ATP et les canaux calciques de type L (“dihydropyridine”). Le dioxyde de soufre endogène est également un puissant agent anti-inflammatoire, antioxydant et cytoprotecteur. Il abaisse la tension artérielle et ralentit le remodelage hypertensif des vaisseaux sanguins, en particulier l’épaississement de leur intima. Il régule également le métabolisme des lipides. ^[34]

Le dioxyde de soufre endogène diminue également les dommages myocardiques, causés par l’hyperstimulation adrénergique à l’ isoprotérénol , et renforce la réserve de défense antioxydante du myocarde. ^[35]

Comme réactif et solvant en laboratoire

Le dioxyde de soufre est un solvant inerte polyvalent largement utilisé pour dissoudre les sels hautement oxydants. Il est également utilisé occasionnellement comme source du groupe sulfonyle en synthèse organique . Le traitement des sels d’aryl diazonium avec du dioxyde de soufre et du chlorure cuivreux donne le chlorure d’aryl sulfonyle correspondant, par exemple : ^[36]

En raison de sa très faible basicité de Lewis , il est souvent utilisé comme solvant/diluant à basse température pour les superacides comme l’acide magique (FSO ₃ H/SbF ₅ ), permettant d’ observer par spectroscopie des espèces hautement réactives comme le cation tert -butyle. à basse température (bien que les carbocations tertiaires réagissent avec le SO ₂ au-dessus d’environ –30 °C, et des solvants encore moins réactifs comme le SO ₂ ClF doivent être utilisés à ces températures plus élevées). ^[37]

Applications ambitieuses

Comme réfrigérant

Étant facilement condensé et possédant une chaleur d’évaporation élevée , le dioxyde de soufre est un matériau candidat pour les réfrigérants. Avant le développement des chlorofluorocarbures , le dioxyde de soufre était utilisé comme réfrigérant dans les réfrigérateurs domestiques .

Génie climatique

Des injections de dioxyde de soufre dans la stratosphère ont été proposées en génie climatique . L’effet de refroidissement serait similaire à ce qui a été observé après la grande éruption explosive de 1991 du mont Pinatubo . Cependant, cette forme de géo-ingénierie aurait des conséquences régionales incertaines sur les régimes pluviométriques, par exemple dans les régions de mousson . ^[38]

En tant que polluant atmosphérique

Une collection d’estimations des émissions mondiales anthropiques passées et futures de dioxyde de soufre. Le Cofala et al. les estimations concernent des études de sensibilité sur les politiques d’émission de SO ₂ , CLE : législation actuelle, MFR : réductions maximales réalisables. Les RCP (Representative Concentration Pathways) sont utilisés dans les simulations CMIP5 pour le dernier (2013-2014) 5e rapport d’évaluation du GIEC.

Le dioxyde de soufre est un composant notable dans l’atmosphère, en particulier après les éruptions volcaniques. ^[39] Selon l’ Environmental Protection Agency (EPA) des États-Unis, ^[40] la quantité de dioxyde de soufre rejetée aux États-Unis par an était :

An	SO 2
1970	31 161 000 tonnes courtes (28,3 Mt)
1980	25 905 000 tonnes courtes (23,5 Mt)
1990	23 678 000 tonnes courtes (21,5 Mt)
1996	18 859 000 tonnes courtes (17,1 Mt)
1997	19 363 000 tonnes courtes (17,6 Mt)
1998	19 491 000 tonnes courtes (17,7 Mt)
1999	18 867 000 tonnes courtes (17,1 Mt)

Le dioxyde de soufre est un polluant atmosphérique majeur et a des impacts importants sur la santé humaine. ^[41] De plus, la concentration de dioxyde de soufre dans l’atmosphère peut influencer l’adéquation de l’habitat pour les communautés végétales, ainsi que la vie animale. ^[42] Les émissions de dioxyde de soufre sont un précurseur des pluies acides et des particules atmosphériques. Grâce en grande partie au programme Acid Rain Program de l’EPA des États-Unis , les États-Unis ont enregistré une diminution de 33 % de leurs émissions entre 1983 et 2002. Cette amélioration résulte en partie de la désulfuration des gaz de combustion , une technologie qui permet de lier chimiquement le SO ₂ dans les centrales électriques brûlant charbon ou pétrole contenant du soufre. En particulier, l’oxyde de calcium (chaux) réagit avec le dioxyde de soufre pour former du sulfite de calcium :

CaO + _SO2 → _CaSO3

L’Oxydation aérobie du CaSO ₃ donne CaSO ₄ , anhydrite . La plupart du gypse vendu en Europe provient de la désulfuration des fumées.

Pour contrôler les émissions de soufre, des dizaines de méthodes aux rendements relativement élevés ont été développées pour équiper les centrales électriques au charbon. ^[43]

Le soufre peut être extrait du charbon pendant la combustion en utilisant du calcaire comme matériau de lit dans la combustion en lit fluidisé . ^[44]

Le soufre peut également être éliminé des combustibles avant la combustion, ce qui empêche la formation de SO ₂ lors de la combustion du combustible. Le procédé Claus est utilisé dans les raffineries pour produire du soufre comme sous-produit. Le procédé Stretford a également été utilisé pour éliminer le soufre du carburant. Des procédés redox utilisant des oxydes de fer peuvent également être utilisés, par exemple Lo-Cat ^[45] ou Sulferox. ^[46]

Une analyse a révélé que 18 centrales électriques au charbon dans les Balkans occidentaux émettaient deux fois et demie plus de dioxyde de soufre que les 221 centrales au charbon de l’UE réunies. ^[47]

Des additifs de carburant tels que des additifs de calcium et du carboxylate de magnésium peuvent être utilisés dans les moteurs marins pour réduire les émissions de gaz de dioxyde de soufre dans l’atmosphère. ^[48]

En 2006, la Chine était le plus grand pollueur de dioxyde de soufre au monde, avec des émissions de 2005 estimées à 25 490 000 tonnes courtes (23,1 Mt). Ce montant représente une augmentation de 27 % depuis 2000 et est à peu près comparable aux émissions américaines en 1980. ^[49]

• Un panache de dioxyde de soufre de Halemaʻumaʻu , qui brille la nuit

• Anhydride sulfureux dans le monde le 15 avril 2017. Notez que le dioxyde de soufre se déplace dans l’atmosphère avec les vents dominants et que, par conséquent, les distributions locales de dioxyde de soufre varient d’un jour à l’autre en fonction des conditions météorologiques et de la saisonnalité.

Sécurité

Des volontaires de l’ US Geological Survey testent le dioxyde de soufre après l’ éruption de Puna inférieure en 2018 .

Inhalation

L’exposition accidentelle au dioxyde de soufre est courante, par exemple la fumée des allumettes, du charbon et des combustibles contenant du soufre.

Le dioxyde de soufre est légèrement toxique et peut être dangereux à des concentrations élevées. ^[50] L’exposition à long terme à de faibles concentrations est également problématique. Une revue systématique de 2011 a conclu que l’exposition au dioxyde de soufre est associée à la naissance prématurée . ^[51]

Réglementation américaine

En 2008, la Conférence américaine des hygiénistes industriels gouvernementaux a réduit la limite d’exposition à court terme à 0,25 partie par million (ppm). Aux États-Unis, l’ OSHA a fixé le PEL à 5 ppm (13 mg/m ³ ) moyenne pondérée dans le temps. Toujours aux États-Unis, le NIOSH a fixé l’ IDLH à 100 ppm. ^[52] En 2010, l’ EPA “a révisé le NAAQS primaire pour le SO ₂ en établissant une nouvelle norme d’une heure à un niveau de 75 parties par milliard (ppb). L’EPA a révoqué les deux normes primaires existantes parce qu’elles ne fourniraient pas une protection supplémentaire de la santé publique étant donné une norme d’une heure à 75 ppb.” ^[41]

Ingestion

Aux États-Unis, le Center for Science in the Public Interest répertorie les deux conservateurs alimentaires, le dioxyde de soufre et le bisulfite de sodium , comme étant sans danger pour la consommation humaine, sauf pour certaines personnes asthmatiques qui peuvent y être sensibles, en particulier en grande quantité. ^[53] Les symptômes de sensibilité aux agents sulfitants , y compris le dioxyde de soufre, se manifestent par des difficultés respiratoires potentiellement mortelles dans les minutes suivant l’ingestion. ^[54] Les sulfites peuvent également provoquer des symptômes chez les personnes non asthmatiques, à savoir dermatite , urticaire , bouffées vasomotrices , hypotension , douleurs abdominales .et la diarrhée , et même l’ anaphylaxie potentiellement mortelle . ^[55]

Voir également

• Combustible de soute
• Normes nationales de qualité de l’air ambiant
• Trioxyde de soufre
• Cycle soufre-iode

Références

1. ^ Dioxyde de soufre Archivé le 30/12/2019 à la Wayback Machine , Bibliothèque nationale de médecine des États-Unis
2. ^ Lide, David R., éd. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87e éd.). Boca Raton, Floride : CRC Press . ISBN 0-8493-0487-3.
3. ^ Miller, JW Jr.; Shah, PN ; Pian, CL (1976). “Constantes de corrélation pour les composés chimiques”. Génie Chimique . 83 (25): 153–180. ISSN 0009-2460 .
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Liens externes

Wikimedia Commons a des médias liés au dioxyde de soufre .

• Carte mondiale de la distribution du dioxyde de soufre
• Page sur le dioxyde de soufre de l’Agence américaine de protection de l’environnement
• Carte internationale de sécurité chimique 0074
• Monographies du CIRC. « Dioxyde de soufre et certains sulfites, bisulfites et métabisulfites ». vol. 54. 1992. p. 131.
• Guide de poche NIOSH sur les risques chimiques
• CDC – Dioxyde de soufre – Thème NIOSH sur la sécurité et la santé au travail
• Dioxyde de soufre, molécule du mois