Oxyde de soufre

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Les oxydes de soufre sont les différents types de composés contenant du soufre et de l'oxygène, et dont la structure suit la formule générale SxOy. Aujourd'hui on recense 13[1] oxydes de soufre, les plus stables étant SO2 et SO3. Les composés S2O, S2O2, SO4 et SO sont entre autres instables. Ce dernier se décompose totalement en moins d'une seconde[1].

Exemples[modifier | modifier le code]

Nom Formule brute Nombre d'oxydation Structure
Dioxyde d'heptathiépane S7O2 0, +II Heptasulfurdioxoide.svg
Monoxyde de disoufre S2O 0, +II Disulfur monoxide.svg
Monoxyde de soufre SO +II Sulfur monoxide.svg
Dioxyde de disoufre (en) S2O2 +II Disulfur dioxide.svg
Dioxyde de soufre SO2 +IV Structural formula of sulfur dioxide.svg
Trioxyde de soufre SO3 +VI SO3 Sulfur trioxide.svg
Tétroxyde de soufre SO4 +VI Sulfur tetroxide.svg

Composés SnO[modifier | modifier le code]

Les composés SnO (où 5<n<10) sont monoxydes. Ces composés sont orange/jaune foncé. Ils se décomposent à température ambiante en SO2.

Production[modifier | modifier le code]

Ils peuvent être obtenus par oxydation de cyclo-Sn correspondant (en solution dans CS2) par CF3C(O)O2H (-10 °C)[1]. Les proportions de SnO obtenues restent faibles (10-20%). Le monoxyde S5O n'a jamais été isolé par cette technique. S8O peut être obtenu par réaction de OSCl2 et H2S7 dans CS2 à -40 °C[1].

SO2[modifier | modifier le code]

SO2 est un gaz toxique incolore. Une concentration atmosphérique supérieure à 5 ppm[1] devient très dangereuse pour l'Homme mais pour certaines plantes, celle-ci est nocive dès 1 ou 2 ppm[1].

Production[modifier | modifier le code]

SO2 est obtenu commercialement par combustion de S, H2S ou par chauffage de FeS2. SO2 est également obtenu comme sous-produit indésirable lors de la combustion du charbon par exemple.

Utilisations[modifier | modifier le code]

La majeure partie de la production de SO2 est utilisée pour former de l'acide sulfurique par les réactions :

SO2 + 1/2 O2 → SO3[1]

SO3 + H2O → H2SO4[1]

SO2 intervient également dans la production des sulfites (sels de H2SO3) et des dithionites (S2O42-). Ses utilisations sont diverses: désinfectant, solvant, réfrigérant ... SO2 est également un très bon ligand. Il possède 9 modes de coordination.

Références[modifier | modifier le code]

  1. a b c d e f g et h (en) N.N Greenwood, Chemistry of the elements, vol. 2, Butterworth Heinemann, Sulfur