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 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
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
Tétroxyde de soufreSO4+VI

Composés SnO

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

Production

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

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

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 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
  1. (en) N.N Greenwood, Chemistry of the elements, vol. 2, Butterworth Heinemann, Sulfur
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