Oxyde de soufre
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 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].
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Exemples
modifier| 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 | 
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| Trioxyde de soufre | SO3 | +VI | 
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| 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.
Composés SnO
modifierLes composés SnO (où 5<n<10) sont des monoxydes. Leur structure est basée sur le cycle Sn correspondant, l'atome d'oxygène est greffé sur le cycle.
Ces composés sont orange/jaune foncé.
| Formule brute | Couleur à 25 °C | Point de fusion (°C)[4] |
|---|---|---|
| S6O | jaune | 39 |
| S7O | orange | 55 |
| S8O | orange | 78 (décomposition) |
| S9O | jaune | 32-34 |
| S10O | orange | 51 (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
modifierIls peuvent être 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 été isolé par cette technique. S8O peut être obtenu par réaction de OSCl2 et H2S7 dans CS2 à −40 °C[1].
SO2
modifierSO2 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
modifierSO2 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
modifierLa majeure partie de la production de SO2 est utilisée pour former de l'acide sulfurique par les réactions :
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.
Références
modifier- (en) N.N. Greenwood, Chemistry of the elements, vol. 2, Butterworth-Heinemann, Sulfur.
- J. Vanderschuren et D. Thomas, « SO2 (oxydes de soufre) », Techniques de l'ingénieur, .
- M. Lachatre, Étude de la pollution atmosphérique en Chine par modélisation et télédétection, université Paris Est Créteil et université Paris Diderot, , 228 p. (lire en ligne), p. 15.
- (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.
