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 S_xO_y. 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].

Nom	Formule brute	Nombre d'oxydation	Structure
Dioxyde d'heptathiépane	S7O2	0, +II
Monoxyde de disoufre	S2O	0, +II
Monoxyde de soufre	SO	+II
Dioxyde de disoufre (en)	S2O2	+II
Dioxyde de soufre	SO2	+IV
Trioxyde de soufre	SO3	+VI
Tétroxyde de soufre	SO4	+VI

SO₂ et SO₃ sont les oxydes présents à température ambiante. Ce sont des molécules très 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 phénomène 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.

Les composés S_nO (où 5<n<10) sont des monoxydes. Leur structure est basée sur le cycle S_n correspondant, l'atome d'oxygène est greffé sur le cycle.

Ces composés sont orange/jaune foncé.

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 S_nO se décompose principalement en SO₂ et en soufre élémentaire^[4].

Ils peuvent être obtenus par oxydation de cyclo-S_n correspondant (en solution dans CS₂) par CF₃CO₂H (−10 °C)^[1]. Les proportions de S_nO 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 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].

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.

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, etc. SO₂ est également un très bon ligand. Il possède neuf modes de coordination.

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