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Oxyde de soufre

Les oxydes de soufre sont les différents types de composés contenant du soufre et de l'oxygÚne, et dont la structure suit la formule générale SxOy. Aujourd'hui on recense treize[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
NomFormule bruteNombre d'oxydationStructure
Dioxyde d'heptathiépaneS7O20, +II
Monoxyde de disoufreS2O0, +II
Monoxyde de soufreSO+II
Dioxyde de disoufre (en)S2O2+II
Dioxyde de soufreSO2+IV
Trioxyde de soufreSO3+VI
TĂ©troxyde de soufreSO4+VI

SO2 et SO3 sont les oxydes présents à température ambiante. Ce sont des molécules trÚs importantes dans l'industrie chimique : ce sont les précurseurs de l'acide sulfurique qui est le composé minéral le plus utilisé dans le monde. Ces oxydes sont aussi des polluants atmosphériques formés dans les installations de combustion, ils interviennent par exemple dans le phénomÚne des pluies acides[2] ou dans la formation du smog dans les zones urbaines[3].

SO est observé à haute température, il existe sous forme condensée à température ambiante et dimérise sous forme de S2O2.

Composés SnO

Les composĂ©s SnO (oĂč 5<n<10) sont des monoxydes. Leur structure est basĂ©e sur le cycle Sn correspondant, l'atome d'oxygĂšne est greffĂ© sur le cycle.

Ces composés sont orange/jaune foncé.

Formule bruteCouleur à 25 °CPoint de fusion (°C)[4]
S6Ojaune39
S7Oorange55
S8Oorange78 (décomposition)
S9Ojaune32-34
S10Oorange51 (décomposition)

Ce sont des solides cristallisés qui sont modérément solubles dans des solvants tels que le disulfure de carbone ou le dichlorométhane, les solutions sont instables à température ambiante et SnO se décompose principalement en SO2 et en soufre élémentaire[4].

Production

Ils peuvent ĂȘtre obtenus par oxydation de cyclo-Sn correspondant (en solution dans CS2) par CF3CO2H (−10 °C)[1]. Les proportions de SnO obtenues restent faibles (10-20 %). Le monoxyde S5O n'a jamais Ă©tĂ© isolĂ© par cette technique. S8O peut ĂȘtre obtenu par rĂ©action de OSCl2 et H2S7 dans CS2 Ă  −40 °C[1].


SO2

SO2 est un gaz toxique incolore. Une concentration atmosphĂ©rique supĂ©rieure Ă  5 ppm[1] devient trĂšs dangereuse pour l'Homme mais pour certaines plantes, celle-ci est nocive dĂšs 1 ou 2 ppm[1].

Production

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

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 Ă©galement dans la production des sulfites (sels de H2SO3) et des dithionites (S2O42−). Ses utilisations sont diverses : dĂ©sinfectant, solvant, rĂ©frigĂ©rant, etc. SO2 est Ă©galement un trĂšs bon ligand. Il possĂšde neuf modes de coordination.

Références
  1. (en) N.N. Greenwood, Chemistry of the elements, vol. 2, Butterworth-Heinemann, Sulfur.
  2. J. Vanderschuren et D. Thomas, « SO2 (oxydes de soufre) », Techniques de l'ingĂ©nieur,‎ .
  3. M. Lachatre, Étude de la pollution atmosphĂ©rique en Chine par modĂ©lisation et tĂ©lĂ©dĂ©tection, universitĂ© Paris Est CrĂ©teil et universitĂ© Paris Diderot, , 228 p. (lire en ligne), p. 15.
  4. (en) R. Steudel, Elemental Sulfur und Sulfur-Rich Compounds II, R. Steudel, (ISBN 9783540449515, DOI 10.1007/b13185), « Sulfur-Rich Oxides SnO and SnO2 (n>1) », p. 203–230.
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