Dióxido de enxofre
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O dióxido de enxofre, também conhecido como anidrido sulfuroso, é um composto químico constituído por dois átomos de oxigênio e um de enxofre; a sua fórmula química é SO2. É um gás denso, incolor, não inflamável e altamente tóxico e a sua inalação pode ser fortemente irritante. Esse gás é o responsável pelo cheiro de fósforos queimados.
Estrutura e ligação
[editar | editar código-fonte]O SO2 é uma molécula de geometria angular, fazendo parte do grupo pontual C2v. Uma abordagem pela teoria da ligação de valência, considerando somente orbitais s e p descreveria a molécula em termos de ressonância, em estruturas distintas.
A ligação enxofre-oxigênio possui uma ordem de ligação de 1,5. Essa abordagem simples é apoiada e não inclui a participação do orbital d.[4] Em termos formais de contagem de elétrons, o átomo de enxofre apresenta um estado de oxidação de +4 e uma carga formal de +1.
Ocorrência
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É liberado naturalmente por meio de atividade vulcânica.
Dióxido de enxofre é encontrado na Terra em concentrações muito pequenas e na atmosfera em concentrações de aproximadamente 1 ppm (parte por milhão).[5][6]
Em outros planetas, dióxido de enxofre pode ser encontrado em diversas concentrações, o mais significante sendo na atmosfera de Vênus, onde é o terceiro gás atmosférico mais significante em uma concentração de 150 ppm. Lá, ele se condensa para formar nuvens, e é um componente chave das reações químicas na atmosfera do planeta, também contribuindo para o aquecimento global.[7] Foi sugerido como componente chave no aquecimento de Marte em seu período primordial, com concentrações estimadas de até 100 ppm[8] na baixa atmosfera do planeta, porém só existe em quantidades à nível de traço. Em ambos Vênus e Marte, assim como na Terra, sua fonte primária é presumida como vulcânica. A atmosfera de Io, um satélite natural de Júpiter, é 90% dióxido de enxofre[9] e também se supõe que esteja à nível de traço na atmosfera de Júpiter.
É supostamente encontrado em abundância nas luas de Galileu em forma de gelo, como gelo sublimável ou geada na atmosfera "em fuga" de Io[10] e na crosta e manto de Europa, Ganimedes e Calisto, possivelmente também em forma líquida e reagindo rapidamente com água.[11]
Produção
[editar | editar código-fonte]O dióxido de enxofre é produzido principalmente para manufatura de ácido sulfúrico (ver processo de contato). A maior parte é produzida pela combustão do enxofre elemental; em menor escala é obtido pela ustulação da pirita e outros minérios sulfetados.[12]
É ainda um gás emitido na queima de combustíveis em veículos e indústrias juntamente com óxidos de carbono (CO e CO2), e de nitrogênio.
Rotas de combustão
[editar | editar código-fonte]Dióxido de enxofre é o produto da combustão do enxofre ou de materiais que contenham enxofre em sua composição:
- S + O2 → SO2, ΔH = −297 kJ/mol
Para auxiliar na combustão, enxofre liquefeito (140–150 °C) é pulverizado através de um bocal de atomização para gerar gotículas de enxofre com uma grande área de superfície. A reação é exotérmica, e a combustão produz temperaturas de 1000–1600 °C. A quantidade considerável de calor gerado é recuperada pela geração de vapor, que pode posteriormente ser convertida em eletricidade.[12]
A combustão de sulfeto de hidrogênio e compostos organossulfurados ocorre de maneira semelhante. Por exemplo:
2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2
A ustulação de minérios sulfetados como pirita, esfalerita e cinábrio (sulfeto de mercúrio) também liberam SO2:[13]
- 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
- 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
- HgS + O2 → Hg + SO2
- 4 FeS + 7O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2
Uma combinação dessas reações é responsável pela maior fonte de dióxido de enxofre, as erupções vulcânicas. Esses eventos podem liberar milhões de toneladas de SO2.
Redução de óxidos superiores
[editar | editar código-fonte]Dióxido de enxofre também pode ser um subproduto da manufatura de cimento de silicato de cálcio; CaSO4 pode ser aquecido com coque e areia nesse processo:[carece de fontes]
- 2 CaSO4 + 2 SiO2 + C → 2 CaSiO3 + 2 SO2 + CO2
Em uma escala laboratorial, a ação de ácido sulfúrico concentrado quente em cavacos de cobre produz dióxido de enxofre.
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
A partir de sulfitos
[editar | editar código-fonte]Sulfitos resultam da ação de bases aquosas no dióxido de enxofre:[carece de fontes]
- SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O
A reação inversa ocorre com a acidificação:
- H+ + HSO3− → SO2 + H2O
Reações
[editar | editar código-fonte]Apresentando enxofre no estado de oxidação +4, o dióxido de enxofre é um agente redutor. É oxidado por halogênios para produzir haletos de sulfonilo, como o cloreto de sulfurila:
- SO2 + Cl2 → SO2Cl2
Dióxido de enxofre é o agente oxidante no processo Claus, que é utilizado em larga escala em refinarias de petróleo. Aqui, o dióxido de enxofre é reduzido pelo sulfeto de hidrogênio para produzir enxofre elemental:
- SO2 + 2 H2S → 3 S + 2 H2O
A oxidação sequencial de dióxido de enxofre seguida pela hidratação é usada na produção de ácido sulfúrico.
- 2 SO2 + 2 H2O + O2 → 2 H2SO4
Reações de laboratório
[editar | editar código-fonte]O dióxido de enxofre é um dos poucos gases ácidos comuns que também são redutores. Ele torna rosa o papel tornassol úmido (devido à acidez), e então branco (devido à sua ação alvejante). Pode ser identificado pelo borbulhamento através de uma solução de dicromato, mudando a cor da solução de laranja para verde (Cr3+(aq)). Também pode reduzir íons férricos para ferrosos.[14]
O dióxido de enxofre pode reagir com alguns 1,3-dienos em reações quelotrópicas para formar sulfonas cíclicas. Essa reação é explorada em escala industrial para síntese de sulfolano, que é um solvente importante na indústria petroquímica.
O dióxido de enxofre pode se ligar a íons metálicos como ligante para formar complexos de metal-dióxido de enxofre, normalmente onde o metal de transição está em estado de oxidação 0 ou +1. Vários modos de ligação (geometrias) são observados, mas na maioria dos casos, o ligante é monodentado, ligado ao metal através do enxofre, que pode ser planar ou piramidal η1.[15] Como um η1-SO2 (S-ligante planar) o dióxido de enxofre ligante funciona como uma base de Lewis usando o par de elétrons não-ligantes do S. O SO2 funciona como um ácido de Lewis no modo de ligação η1-SO2 (S-ligante piramidal) com metais e em adutos 1:1 com bases de Lewis como a dimetilacetamida e trimetilamina. Quando ligado a bases de Lewis, os parâmetros ácidos do SO2 são EA = 0,51 e EA = 1,56.
Aplicações
[editar | editar código-fonte]O uso mais abrangente e predominante do dióxido de enxofre é para produção de ácido sulfúrico, que possui numerosas aplicações como produto químico.[12]
Precursor do ácido sulfúrico
[editar | editar código-fonte]O dióxido de enxofre é um intermediário na produção de ácido sulfúrico, sendo convertido em trióxido de enxofre, e então em oleum (ácido dissulfúrico), que é transformado em ácido sulfúrico. Dióxido de enxofre para esse fim é produzido quando enxofre se combina com oxigênio. O método para converter dióxido de enxofre em ácido sulfúrico é chamado de processo de contato. Milhões de toneladas são produzidos anualmente com esse propósito.
Conservante
[editar | editar código-fonte]O dióxido de enxofre é ainda utilizado como desinfetante, antisséptico e antibacteriano, como agente branqueador e conservador de produtos alimentares, nomeadamente frutos secos, e ainda na produção de bebidas alcoólicas e particularmente no fabrico do vinho. No vinho, o dióxido de enxofre aparece na sua forma livre hidratada H2SO3 ou ácido sulfuroso. O dióxido de enxofre é utilizado na vinificação pois inibe ou interrompe o desenvolvimento das leveduras e bactérias, detendo assim a fermentação alcoólica no momento desejado, ao mesmo tempo que assegura a esterilização do vinho. Acresce que o dióxido de enxofre “seleciona” as leveduras necessárias à vinificação, pois estas são mais resistentes que outras presentes no processo mas não desejadas. Nos rótulo das garrafas de vinho normalmente vem especificado que o produto tem INS 220 ou Conservante PV, ou seja, o próprio SO2. Muitas pessoas portadoras de enxaqueca relatam o agravamento da crise após tomar vinhos, que pode ser causada por estes conservantes, entretanto, não há conclusões definitivas sobre esse elemento ser o causador das dores de cabeça.
Como agente redutor
[editar | editar código-fonte]O dióxido de enxofre também é um bom redutor. Na presença de água, o SO2 é capaz de descolorir substâncias. Mais especificamente, ele é um alvejante útil para papel e materiais delicados como roupas. Porém, esse efeito alvejante normalmente não dura muito tempo, já que o oxigênio na atmosfera oxida novamente os corantes reduzidos, fazendo com que recuperem a coloração.
Para o tratamento de esgoto municipal, dióxido de enxofre é utilizado para tratar água residual clorada antes da liberação para consumo. O SO2 reduz cloro livre e combinado para cloreto.[16]
O dióxido de enxofre é bastante solúvel em água, e pelas análises de espectroscopia de infravermelho e espectroscopia Raman; o hipotético ácido sulfuroso, H2SO3, não está presente em nenhuma concentração. Entretanto, essas soluções mostram espectros do íon sulfito de hidrogênio, HSO3−, pela reação com água, e ele é de fato o agente redutor presente:
SO2 + H2O ⇌ HSO3− + H+
Impacto ambiental
[editar | editar código-fonte]| Gás | Solubilidade em água (g/L) | ||
|---|---|---|---|
| 10 oC | 20 oC | 25 oC | |
| SO2 | 153,9 | 106,6 | 94,1 |
| CO2 | 1,69 | 1,45 | |
| O3 | 0,802 | 0,610 | |
| NO | 0,0770 | 0,0630 | 0,0577 |
| O2 | 0,0545 | 0,0443 | 0,0406 |
O dióxido de enxofre apresenta uma melhor solubilidade em água, se comparado com outros gases presentes na atmosfera, o que resulta em um enriquecimento de S (IV) na água da chuva, nuvens e neblina.[17]
É, juntamente com o dióxido de nitrogênio (NO2), um dos principais causadores da chuva ácida, pois, associado à água presente na atmosfera, forma ácido sulfuroso. Por ser prejudicial à saúde e ao meio ambiente limita-se o teor de enxofre presente nos combustíveis de modo a diminuir a emissão desse gás.
Ver também
[editar | editar código-fonte]Referências
- ↑ a b c d e Sicherheitsdatenblatt (Praxair)
- ↑ Table of Geometries based on VSEPR
- ↑ (en) « Sulfur dioxide » em ChemIDplus
- ↑ Cunningham, Terence P.; Cooper, David L.; Gerratt, Joseph; Karadakov, Peter B.; Raimondi, Mario (1997). «Chemical bonding in oxofluorides of hypercoordinate sulfur». Journal of the Chemical Society, Faraday Transactions (13): 2247–2254. doi:10.1039/a700708f. Consultado em 31 de maio de 2021
- ↑ Pickering, Kevin T. (1997). An introduction to global environmental issues. Lewis A. Owen 2nd ed ed. London: Routledge. OCLC 229925720
- ↑ Taylor, J.A.; Simpson, R.W.; Jakeman, A.J. (maio de 1987). «A hybrid model for predicting the distribution of sulphur dioxide concentrations observed near elevated point sources». Ecological Modelling (em inglês) (3-4): 269–296. doi:10.1016/0304-3800(87)90071-8. Consultado em 1 de junho de 2021
- ↑ Marcq, Emmanuel; Bertaux, Jean-Loup; Montmessin, Franck; Belyaev, Denis (janeiro de 2013). «Variations of sulphur dioxide at the cloud top of Venus's dynamic atmosphere». Nature Geoscience (em inglês) (1): 25–28. ISSN 1752-0894. doi:10.1038/ngeo1650. Consultado em 1 de junho de 2021
- ↑ Halevy, I.; Zuber, M. T.; Schrag, D. P. (21 de dezembro de 2007). «A Sulfur Dioxide Climate Feedback on Early Mars». Science (em inglês) (5858): 1903–1907. ISSN 0036-8075. doi:10.1126/science.1147039. Consultado em 1 de junho de 2021
- ↑ Lopes, Rosaly M. C. (2007). Io after Galileo : a new view of Jupiter's volcanic moon. John R. Spencer. Berlin: Springer. OCLC 185022041
- ↑ Cruikshank, D. P.; Howell, R. R.; Geballe, T. R.; Fanale, F. P. (1985). Klinger, Jürgen; Benest, Daniel; Dollfus, Audouin; Smoluchowski, Roman, eds. «Sulfur Dioxide Ice on IO». Dordrecht: Springer Netherlands: 805–815. ISBN 978-94-010-8891-6. doi:10.1007/978-94-009-5418-2_55. Consultado em 1 de junho de 2021
- ↑ Europa's Hidden Ice Chemistry – NASA Jet Propulsion Laboratory. Jpl.nasa.gov (2010-10-04). Retrieved on 2013-09-24.
- ↑ a b c Müller, Hermann (15 de junho de 2000). Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, ed. «Sulfur Dioxide». Weinheim, Germany: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA (em inglês): a25_569. ISBN 978-3-527-30673-2. doi:10.1002/14356007.a25_569. Consultado em 1 de junho de 2021
- ↑ Shriver, Atkins. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. H. Freeman and Company; New York, 2010; p. 414.
- ↑ Government of Canada, Public Services and Procurement Canada. «Information archivée dans le Web» (PDF). publications.gc.ca. Consultado em 3 de junho de 2021
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ↑ Metcalf & Eddy (1979). Wastewater engineering : treatment disposal reuse. George Tchobanoglous 2d ed ed. New York: McGraw-Hill. OCLC 3843118
- ↑ a b C.R. Martins e J.B. de Andrade - Química Atmosférica do Enxofre (IV): Emissões, Reações em Fase Aquosa e Impacto Ambiental - Quim. Nova, Vol. 25, No. 2, 259-272, 2002
