Dioxyde de soufre

équation^[5] : $\rho =2.106/0.25842^{(1+(1-T/430.75)^{0.2895})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 197,67 à 430,75 K.
Valeurs calculées :
1,36643 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
197,67	−75,48	25,298	1,62072
213,21	−59,94	24,73738	1,5848
220,98	−52,17	24,45137	1,56648
228,75	−44,4	24,16118	1,54789
236,52	−36,63	23,86653	1,52901
244,29	−28,86	23,56714	1,50983
252,06	−21,09	23,26267	1,49032
259,82	−13,33	22,95277	1,47047
267,59	−5,56	22,63702	1,45024
275,36	2,21	22,31497	1,42961
283,13	9,98	21,9861	1,40854
290,9	17,75	21,64982	1,387
298,67	25,52	21,30545	1,36493
306,44	33,29	20,9522	1,3423
314,21	41,06	20,58916	1,31904

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
321,98	48,83	20,21524	1,29509
329,75	56,6	19,82916	1,27036
337,52	64,37	19,42937	1,24474
345,29	72,14	19,01396	1,21813
353,06	79,91	18,58057	1,19036
360,83	87,68	18,12619	1,16125
368,6	95,45	17,64688	1,13055
376,36	103,21	17,13739	1,09791
384,13	110,98	16,59034	1,06286
391,9	118,75	15,99495	1,02472
399,67	126,52	15,33426	0,98239
407,44	134,29	14,57891	0,934
415,21	142,06	13,66939	0,87573
422,98	149,83	12,44258	0,79713
430,75	157,6	8,150	0,52213

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

équation^[5] : $P_{vs}=exp(47.365+{\frac {-4084.5}{T}}+(-3.6469)\times ln(T)+(1.7990E-17)\times T^{6})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 197,67 à 430,75 K.
Valeurs calculées :
400 148,62 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
197,67	−75,48	1 674,3
213,21	−59,94	5 731,51
220,98	−52,17	9 869,04
228,75	−44,4	16 308,09
236,52	−36,63	25 970,84
244,29	−28,86	40 005,5
252,06	−21,09	59 800,09
259,82	−13,33	86 988,29
267,59	−5,56	123 447,18
275,36	2,21	171 286,95
283,13	9,98	232 833,47
290,9	17,75	310 604,88
298,67	25,52	407 283,9
306,44	33,29	525 687,53
314,21	41,06	668 736,02

T (K)	T (°C)	P (Pa)
321,98	48,83	839 422,91
329,75	56,6	1 040 787,81
337,52	64,37	1 275 893,43
345,29	72,14	1 547 808,19
353,06	79,91	1 859 595,31
360,83	87,68	2 214 309,48
368,6	95,45	2 615 001,51
376,36	103,21	3 064 731,62
384,13	110,98	3 566 591,67
391,9	118,75	4 123 736,59
399,67	126,52	4 739 425,44
407,44	134,29	5 417 072,27
415,21	142,06	6 160 307,3
422,98	149,83	6 973 048,97
430,75	157,6	7 859 600

Point critique

78,9 bar, 157,45 °C^[6]

Vitesse du son

213 m·s^-1 (0 °C,1 atm)^[7]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

248,21 J/mol·K

Δ_fH⁰_gaz

−296,84 kJ·mol^-1^[8]

Δ_vapH°

24,94 kJ·mol^-1 (1 atm, −10,05 °C);

22,92 kJ·mol^-1 (1 atm, 25 °C)^[9]

C_p

équation^[5] : $C_{P}=(8.5743E4)+(5.7443)\times T$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 197,67 à 350 K.
Valeurs calculées :
87,456 J·mol^-1·K^-1 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
197,67	−75,48	86 880	1 356
207	−66,15	86 932	1 357
212	−61,15	86 961	1 357
217	−56,15	86 990	1 358
223	−50,15	87 024	1 358
228	−45,15	87 053	1 359
233	−40,15	87 081	1 359
238	−35,15	87 110	1 360
243	−30,15	87 139	1 360
248	−25,15	87 168	1 361
253	−20,15	87 196	1 361
258	−15,15	87 225	1 362
263	−10,15	87 254	1 362
268	−5,15	87 282	1 362
273	−0,15	87 311	1 363

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
278	4,85	87 340	1 363
283	9,85	87 369	1 364
289	15,85	87 403	1 364
294	20,85	87 432	1 365
299	25,85	87 461	1 365
304	30,85	87 489	1 366
309	35,85	87 518	1 366
314	40,85	87 547	1 367
319	45,85	87 575	1 367
324	50,85	87 604	1 367
329	55,85	87 633	1 368
334	60,85	87 662	1 368
339	65,85	87 690	1 369
344	70,85	87 719	1 369
350	76,85	87 750	1 370

Propriétés électroniques

1^re énergie d'ionisation

12,349 ± 0,001 eV (gaz)^[10]

Propriétés optiques

Indice de réfraction

{\textit {n}}_{D}^{25}

1,357^[3]

Précautions

SGH^[13]

Danger

H314 et H331

SIMDUT^[14]

A, D1A, E,

268
1079

Classification du CIRC

Groupe 3 : inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'humain^[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

CL₅₀

3 000 ppm pendant 30 min (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, également appelé anhydride sulfureux (nom qui n’est plus employé en chimie), 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 comme pour l'élaboration du vin.

Structure de la molécule[modifier | modifier le code]

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. 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].

Production[modifier | modifier le code]

Le dioxyde de soufre peut être préparé :

par combustion du soufre élémentaire :

S + O₂ → SO₂ ;

par combustion de sulfure d'hydrogène ou de composés organosulfurés :

2 H₂S_(g) + 3 O_{2 (g)} → 2 H₂O_(g) + 2 SO_{2 (g)} ;

par grillage des minéraux sulfurés comme la pyrite, la sphalérite ou le cinabre :

4 FeS_{2 (s)} + 11 O_{2 (g)} → 2 Fe₂O_{3 (s)} + 8 SO_{2 (g)},

2 ZnS_(s) + 3 O_{2 (g)} → 2 ZnO_(s) + 2 SO_{2 (g)},

HgS_(s) + O_{2 (g)} → Hg_(g) + SO_{2 (g)} ;

comme produit résiduel de la fabrication du ciment : CaSiO₃ et CaSO₄ sont chauffés avec du coke et du sable (dioxyde de silicium) :

2 CaSO_{4 (s)} + 2 SiO_{2 (s)} + C_(s) → 2 CaSiO_{3 (s)} + 2 SO_{2 (g)} + CO_{2 (g)} ;

par acide sulfurique chaud sur de la limaille de cuivre

Cu_(s) + 2 H₂SO_{4 (aq)} → CuSO_{4 (aq)} + SO_{2 (g)} + 2 H₂O_(l).

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

H₂O + SO₂

\rightleftharpoons

H⁺ + HSO₃⁻

\rightleftharpoons

2 H⁺ + SO₃²⁻.

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

On obtient également un dégagement de SO₂ en mélangeant du métabisulfite de sodium Na₂S₂O₅ avec de l'acide tartrique dans de l'eau, expérience proposée par certains coffrets d'initiation aux expériences de chimie.

Propriétés physiques[modifier | modifier le code]

Pression de vapeur saturante^[18] :

Température	−103,15 °C	−98,15 °C	−93,15 °C	−88,15 °C	−83,15 °C	−78,15 °C	−73,15 °C
Pression	0,1 kPa	0,2 kPa	0,3 kPa	0,5 kPa	0,8 kPa	1,3 kPa	2,0 kPa

Température	−68,15 °C	−63,15 °C	−58,15 °C	−53,15 °C	−48,15 °C	−43,15 °C	−38,15 °C
Pression	3,0 kPa	4,4 kPa	6,3 kPa	9,0 kPa	12,6 kPa	17,3 kPa	23,3 kPa

Température	−33,15 °C	−28,15 °C	−23,15 °C	−18,15 °C	−13,15 °C	−8,15 °C	−3,15 °C
Pression	31,1 kPa	40,9 kPa	53,2 kPa	68,3 kPa	86,7 kPa	109 kPa	136 kPa

Température	1,85 °C	6,85 °C	11,85 °C	16,85 °C	21,85 °C	26,85 °C
Pression	168 kPa	205 kPa	249 kPa	300 kPa	359 kPa	426 kPa

Dans l'industrie[modifier | modifier le code]

Dans l'industrie, le dioxyde de soufre sert surtout pour la production d'acide sulfurique. Ce dernier possède d'innombrables applications et est le produit chimique le plus utilisé seul ou combiné avec d'autres substances, comme le chlorure de thionyle SOCl₂. Le dioxyde de soufre est obtenu par combustion de soufre ou de pyrites, puis transformé en trioxyde de soufre (SO₃) très 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 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 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 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.

Dans l'environnement[modifier | modifier le code]

Le dioxyde de soufre est produit naturellement par les éruptions volcaniques.

Le SO₂ joue plutôt un rôle refroidissant pour la planète, car il peut servir 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. Ce mécanisme est d'une grande importance dans l'atmosphère mais la durée de vie du SO₂ et des aérosols induits est de quelques années, là où est la durée de vie du CO₂ atteint le siècle.

La dernière éruption majeure du Pinatubo a relâché jusqu'à 5 000 t de SO₂ dans l'air (17 Mt au total, la quantité la plus importante jamais mesurée par des instruments modernes^[19]), ce qui a affecté la couche d'ozone et modifié la météo en refroidissant significativement la planète et en modifiant la pluviométrie durant au moins deux ans. À noter toutefois qu'en 1986, les émissions anthropiques des seuls États-Unis (17,1 Mt) étaient comparables à cette émission-record du Pinatubo.

La géoingénierie solaire étudie l'utilisation du SO₂ comme moyen d'enrayer le réchauffement climatique. Les modèles montrent que les aérosols issus de l'injection de grandes quantités de SO₂ dans la stratosphère basse pourraient compenser la montée des températures dans l'ensemble du système terrestre^[20], en réfléchissant une partie du rayonnement solaire. Des incertitudes persistent sur l'impact d'un tel procédé, notamment sur les modifications du cycle de l'eau. Par ailleurs, l'utilisation d'aérosols dans ce cadre ne permettrait pas de régler le problème d'acidification des océans^[21] et risquerait au contraire d'augmenter l'incidence des pluies acides, entre autres causées par la présence de SO₂^[22].

Polluant atmosphérique[modifier | modifier le code]

Cartographie mondiale du dioxyde de soufre le 15 avril 2017. La Chine, l'Inde, les États-Unis, le Canada et l'Europe apparaissent comme les plus pollués par le SO₂ qui est un polluant de fond et l'un des responsables du smog. Il est distribué par les vents et lessivé par les pluies, ce qui explique des concentrations locales très variables. Des variations saisonnières sont aussi induites par le recours accru au chauffage et à l'électricité en saison froide

Le dioxyde de soufre est l'un des polluants majeurs de l'atmosphère depuis le début de la révolution industrielle, en raison des grandes quantités de charbon, puis de pétrole et de gaz brûlés par les humains, essentiellement dans l'hémisphère nord. Il a des effets significatifs sur la santé publique^[23] et est un des responsables des smogs qui affectent les grandes villes industrialisées. Les impacts furent particulièrement sévères au début et milieu du XX^e siècle dans les grandes villes européennes (Londres en particulier avec le Grand smog de Londres). Il est désormais un phénomène courant dans les mégapoles asiatiques.

En outre, la concentration de dioxyde de soufre dans l'air dégrade les écosystèmes : c'est un acidifiant chronique des pluies et l'acidification des sols et des sédiments favorisent la libération de métaux toxiques (métaux lourds, métalloïdes, radionucléides, etc.) ainsi que leur biodisponibilité^[24].

Les émissions de dioxyde de soufre sont (avec les nitrates) des précurseurs des pluies acides mais elles contribuent aussi à la formation d'aérosols atmosphériques qui modifient significativement le climat. En grande partie grâce au programme Acid Rain Program (en) de l'Environmental Protection Agency, les États-Unis qui comptaient parmi les plus gros émetteurs ont enregistré une diminution de 33 % des émissions de 1983 à 2002. Cette amélioration résulte essentiellement de la désulfuration des gaz de combustion, une technologie qui permet de récupérer du soufre dans les gaz de combustion des centrales au charbon et au pétrole en particulier en le faisant réagir avec de la chaux pour former du sulfite de calcium :

CaO + SO₂ → CaSO₃

L'oxydation aérobie du CaSO₃ donne du CaSO₄, anhydrite.

La plus grande partie du gypse vendu en Europe provient maintenant de la désulfuration des gaz de combustion.

Dans une chaudière industrielle à lit fluidisé, le soufre peut être ôté du charbon au moment de sa combustion en ajoutant du calcaire comme matériau dans le lit. On parle de « combustion à lit fluidisé »^[25].

Le soufre peut aussi être éliminé de certains combustibles (pétrole, gaz) avant même la combustion, ce qui empêche la formation de SO₂ lorsque le combustible est brûlé et protège les installations des effets corrosifs du soufre. Le procédé Claus est utilisé dans les raffineries pour produire du soufre en tant que sous-produit. Le procédé de Stretford a aussi été utilisé pour éliminer le soufre du carburant. Les procédés reposant sur une réaction d'oxydoréduction à base d'oxydes de fer peuvent enfin être utilisés, par exemple, le procédé « Lo-Cat »^[26]^,^[27].

L'utilisation obligatoire de carburants désoufrés pour certains usages a permis de diminuer les quantités émises dans l'air à partir des années 1970, mais des dérogations accordées au transport maritime et à certaines industries expliquent des émissions qui restent importantes. Par ailleurs au début du XXI^e siècle, la Chine et l'Inde, en brûlant de grandes quantités de charbon, restent des émetteurs majeurs de gaz soufrés. Certains additifs pour carburants (ex à base de calcium et de carboxylate de magnésium) peuvent être utilisés dans les moteurs marins pour réduire les émissions de dioxyde de soufre dans l'atmosphère^[28].

En 2006, la Chine était le plus grand pollueur au dioxyde de soufre au monde, en grande partie pour produire des biens de consommation utilisés dans d'autres pays (« émissions grises »). En 2005, les émissions chinoises étaient estimées à 23,1 Mt, presque comparables à celles des États-Unis en 1980, et étaient en forte augmentation (croissance de plus de 27 % en cinq ans de 2000 à 2005)^[29]. Pour moins subir les retombées acides de la Chine, le Japon a décidé en 2007 de l'aider à développer les énergies propres^[30].

Dans l'agroalimentaire[modifier | modifier le code]

Il est largement utilisé dans l'agroalimentaire et l'agro-industrie et est principalement présent dans :

les vins, essentiellement rosés et blancs qui présentent moins de tannins que les vins rouges et subissent donc une plus forte oxydation. Le dioxyde de soufre permet de réduire celle-ci ;
les vinaigres ;
les fruits secs ;
les viandes, les gelées utilisées en charcuterie, les bières et autres boissons fermentées ;
confiseries, confitures, fruits confits, gelées, marmelades, sirops, etc.

En vinification[modifier | modifier le code]

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 aux 2/3 à 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 appelée 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 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 :

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 moelleux ou liquoreux, ou simplement pour assurer la conservation du vin. Lors de la vinification, l'introduction de dioxyde de soufre permet de sélectionner les levures de l'espèce Saccharomyces cerevisiae qui sont plus résistantes au dioxyde de soufre que les levures d'autres genres comme Pichia anomala (en) (syn. Hansenula). Diverses méthodes analytiques existent pour doser le SO₂ dans les vins.

Santé et règlementation[modifier | modifier le code]

Le dioxyde de soufre ou E220 provoquerait un danger pour la santé dans les cas suivants^[31] :

lors de son inhalation ;
lors de son ingestion ;
lors du contact avec la peau et les muqueuses.

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 très 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^[32]. Ainsi, la DJA établie par l'OMS est de 0,7 mg kg⁻¹ de poids par jour.

Dans la plupart 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 l’apparition de ces réactions d’intolérance. De plus, les sujets asthmatiques sont beaucoup plus sensibles que la moyenne des gens.

La règlementation européenne oblige maintenant les producteurs à indiquer la mention « Contiennent des sulfites » s’il est à concentration de plus de 100 mg l⁻¹. Au Canada, la SAQ limite la concentration à 50 ppm l’anhydride sulfureux à l’état libre et à 300 ppm l’anhydride sulfureux à l’état combiné^[33].

Dans le contexte actuel où le respect de l’environnement et les aliments à caractère biologique sont de plus en plus prônés, les viticulteurs et même les consommateurs tendent à se tourner maintenant vers les vins biologiques dont les teneurs en SO₂ sont moindres mais pour lesquels l'utilisation du SO₂ reste autorisée^[34]. À noter 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 beaucoup plus restrictives, voire plus sévères en Europe. Les producteurs de vins naturels se donnent pour objectif de réduire au maximum l'ajout de dioxyde de soufre.

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^[35]
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 g l⁻¹)	100	100	120	70
blanc/rosé sec (sucre < 5 g l⁻¹)	100	100	120	90
blanc/rosé sec (sucre < 5 g l⁻¹)	100	150	170	70
Blanc/rosé (sucre > 5 g l⁻¹)	100	150	170	130
Vin de liqueur (sucre > 5 g l⁻¹)	100	250	170	80

Incidents majeurs en France[modifier | modifier le code]

Le 22 juin 2011 à 7 h 45, un problème technique lors de la fermeture d'une vanne à la raffinerie de Feyzin (appartenant au groupe Total) laissa échapper un grand nuage de dioxyde de soufre poussé par un vent du sud au-dessus de l'agglomération lyonnaise. Plusieurs personnes furent hospitalisées et des entreprises évacuées^[36].

La préfecture, qui cherchait à rassurer la population, recommanda « d’aérer les habitations et les bureaux », donnant ainsi des consignes opposées à celles des pompiers qui conseillaient aux personnes de « rester chez elles et de fermer les fenêtres »^[37].

Notes et références[modifier | modifier le code]

↑ ^{a b c et d} DIOXYDE DE SOUFRE, Fiches internationales de sécurité chimique .
↑ (en) David R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 9-50.
↑ ^{a b et c} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
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↑ Règles de vinification bio en France et à l'étranger [PDF], sur millesime-bio.com.
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↑ Lire en ligne, sur 20minutes.fr.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

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dioxyde de soufre, sur le Wiktionnaire
anhydride sulfureux, sur le Wiktionnaire

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Institut français de l'environnement.
Atmosphere, Climate & Environment Information Programme du gouvernement du Royaume-Uni.

[ICSC-1] {a b c et d} DIOXYDE DE SOUFRE, Fiches internationales de sécurité chimique .

[2] (en) David R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 9-50.

[Yitzhak_Marcus-3] {a b et c} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).

[4] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[Perry’s-5] {a b et c} (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50.

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[11] « dioxyde de soufre », sur ESIS (consulté le 13 février 2009).

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[13] Numéro index 016-011-00-9 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE n^o 1272/2008 [PDF], 16 décembre 2008.

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[21] Phillip Williamson et Carol Turley, « Ocean acidification in a geoengineering context », Philosophical Transactions of the Royal Society A: Mathematical, Physical and Engineering Sciences, vol. 370, n^o 1974,‎ 13 septembre 2012, p. 4317–4342 (PMID 22869801, PMCID PMC3405667, DOI 10.1098/rsta.2012.0167).

[22] Jigyasa Prakash, Shashi Bhushan Agrawal et Madhoolika Agrawal, « Global Trends of Acidity in Rainfall and Its Impact on Plants and Soil », Journal of Soil Science and Plant Nutrition, vol. 23, n^o 1,‎ 2023, p. 398–419 (ISSN 0718-9508, PMID 36415481, PMCID 9672585, DOI 10.1007/s42729-022-01051-z, lire en ligne, consulté le 28 août 2023)

[23] Sulfur Dioxide, EPA

[24] Hogan, C. Michael, « Abiotic factor » in Encyclopedia of Earth, 2010, Emily Monosson et C. Cleveland (éditeurs), National Council for Science and the Environment, Washington DC.

[25] (en) Michael R. Lindeburg, Mechanical Engineering Reference Manual for the PE Exam, Belmont, C.A., Professional Publications, Inc, 2006, 1296 p. (ISBN 978-1-59126-049-3), p. 27–3.

[26] FAQ's About Sulfur Removal and Recovery using the LO-CAT Hydrogen Sulfide Removal System. gtp-merichem.com

[27] Process screening analysis of alternative gas treating and sulfur removal for gasification [PDF], décembre 2002, Report by SFA Pacific, Inc. prepared for U.S. Department of Energy (consulté le 31 octobre 2011).

[28] May, Walter R., Marine Emissions Abatement, SFA International, Inc., p. 6.

[29] China has its worst spell of acid rain, United Press International, 22 septembre 2006.

[30] Michel Temman, « Victime de ses rejets, Tokyo aide Pékin à se mettre au vert », Libération, 16 avril 2007, [lire en ligne].

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v · m Oxydes
États divers	Tétroxyde d'antimoine (Sb₂O₄) Oxyde d'argent(I,III) (AgO) Oxyde de cobalt(II,III) (Co₃O₄) Oxyde de fer(II,III) (Fe₃O₄) Monoxyde de trihydrogène (H₃O) Oxyde de manganèse(II,III) (Mn₃O₄) Oxyde de plomb(II,IV) (Pb₃O₄)
État d'oxydation +1	Oxyde d'argent (Ag₂O) Monoxyde de dicarbone (C₂O) Oxyde de cuivre(I) (Cu₂O) Monoxyde de dichlore (Cl₂O) Oxyde de lithium (Li₂O) Oxyde de potassium (K₂O) Oxyde de sodium (Na₂O) Oxyde de rubidium (Rb₂O) Oxyde de césium (Cs₂O) Oxyde de thallium(I) (Tl₂O) Eau (H₂O) et autres oxydes d'hydrogène
État d'oxydation +2	Oxyde d'aluminium(II) (AlO) Oxyde de baryum (BaO) Oxyde de béryllium (BeO) Oxyde de cadmium (CdO) Oxyde de calcium (CaO) Monoxyde de carbone (CO) Oxyde de cobalt(II) (CoO) Oxyde de chrome(II) (CrO) Oxyde de cuivre(II) (CuO) Monoxyde de germanium (GeO) Oxyde de fer(II) (FeO) Monoxyde d'iridium (IrO) Oxyde de magnésium (MgO) Oxyde de manganèse(II) (MnO) Oxyde de mercure(II) (HgO) Oxyde de nickel(II) (NiO) Monoxyde d'azote (NO) Oxyde de palladium(II) (PdO) Oxyde de plomb(II) (PbO) Oxyde de strontium (SrO) Monoxyde de soufre (SO) Dioxyde de disoufre (S₂O₂) Oxyde d'étain(II) (SnO) Oxyde de titane(II) (TiO) Oxyde de vanadium(II) (VO) Oxyde de zinc (ZnO) Monoxyde de zirconium (ZrO)
État d'oxydation +3	Sesquioxyde d'actinium (Ac₂O₃) Oxyde d'aluminium (Al₂O₃) Trioxyde d'antimoine (Sb₂O₃) Trioxyde d'arsenic (As₂O₃) Trioxyde de bore (B₂O₃) Oxyde de bismuth(III) (Bi₂O₃) Oxyde de chrome(III) (Cr₂O₃) Oxyde de curium(III) (Cm₂O₃) Oxyde d'erbium(III) (Er₂O₃) Oxyde d'europium(III) (Eu₂O₃) Oxyde de fer(III) (Fe₂O₃) Oxyde de gadolinium(III) (Gd₂O₃) Oxyde de gallium(III) (Ga₂O₃) Oxyde d'holmium(III) (Ho₂O₃) Oxyde d'indium(III) (In₂O₃) Oxyde d'iridium(III) (Ir₂O₃) Oxyde de lanthane (La₂O₃) Oxyde de lutécium(III) (Lu₂O₃) Oxyde de manganèse(III) (Mn₂O₃) Trioxyde de diazote (N₂O₃) Oxyde de néodyme(III) (Nd₂O₃) Oxyde de nickel(III) (Ni₂O₃) Trioxyde de phosphore (P₄O₆) Oxyde de prométhium(III) (Pm₂O₃) Oxyde de praséodyme(III) (Pr₂O₃) Oxyde de rhodium(III) (Rh₂O₃) Oxyde de samarium(III) (Sm₂O₃) Oxyde de scandium (Sc₂O₃) Oxyde de terbium(III) (Tb₂O₃) Oxyde de titane(III) (Ti₂O₃) Oxyde de thallium(III) (Tl₂O₃) Oxyde de thulium(III) (Tm₂O₃) Oxyde de tungstène(III) (W₂O₃) Oxyde de vanadium(III) (V₂O₃) Oxyde d'ytterbium(III) (Yb₂O₃) Oxyde d'yttrium(III) (Y₂O₃)
État d'oxydation +4	Dioxyde de carbone (CO₂) Trioxyde de carbone (CO₃) Oxyde de cérium(IV) (CeO₂) Dioxyde de chlore (ClO₂) Dioxyde de chrome (CrO₂) Oxyde de curium(IV) (CmO₂) Dioxyde de germanium (GeO₂) Oxyde d'hafnium(IV) (HfO₂) Oxyde d'iridium(IV) (IrO₂) Dioxyde de manganèse (MnO₂) Dioxyde de molybdène (MoO₂) Dioxyde d'azote (NO₂) Peroxyde d'azote (N₂O₄) Dioxyde de niobium (NbO₂) Oxyde de neptunium(IV) (NpO₂) Dioxyde d'osmium (OsO₂) Oxyde de protactinium(IV) (PaO₂) Dioxyde de plomb (PbO₂) Dioxyde de plutonium (PuO₂) Oxyde de rhénium(IV) (ReO₂) Oxyde de rhodium(IV) (RhO₂) Dioxyde de ruthénium (RuO₂) Dioxyde de soufre (SO₂) Dioxyde de sélénium (SeO₂) Dioxyde de silicium (SiO₂) Dioxyde d'étain (SnO₂) Dioxyde de tellure (TeO₂) Dioxyde de thorium (ThO₂) Dioxyde de titane (TiO₂) Dioxyde d'uranium (UO₂) Oxyde de vanadium(IV) (VO₂) Oxyde de tungstène(IV) (WO₂) Dioxyde de zirconium (ZrO₂)
État d'oxydation +5	Pentoxyde d'antimoine (Sb₂O₅) Pentoxyde d'arsenic (As₂O₅) Pentoxyde d'azote (N₂O₅) Pentoxyde de diiode (I₂O₅) Pentoxyde de niobium (Nb₂O₅) Pentoxyde de phosphore (P₂O₅) Oxyde de protactinium(V) (Pa₂O₅) Oxyde de tantale(V) (Ta₂O₅) Oxyde de vanadium(V) (V₂O₅)
État d'oxydation +6	Trioxyde de chrome (CrO₃) Trioxyde d'iridium (IrO₃) Trioxyde de molybdène (MoO₃) Trioxyde de rhénium (ReO₃) Trioxyde de sélénium (SeO₃) Trioxyde de soufre (SO₃) Trioxyde de tellure (TeO₃) Trioxyde de tungstène (WO₃) Trioxyde d'uranium (UO₃) Trioxyde de xénon (XeO₃)
État d'oxydation +7	Heptoxyde de dichlore (Cl₂O₇) Heptoxyde de dimanganèse (Mn₂O₇) Oxyde de rhénium(VII) (Re₂O₇) Oxyde de technétium(VII) (Tc₂O₇)
État d'oxydation +8	Tétroxyde d'osmium (OsO₄) Tétroxyde de ruthénium (RuO₄) Tétraoxyde de xénon (XeO₄) Oxyde d'iridium(VIII) (IrO₄) Tétroxyde d'hassium (HsO₄)
Sujets connexes	Oxyde de carbone Oxyde de chlore Protoxyde Oxoacide Ozonure Oxyde acide Oxyde basique Oxyde amphotère