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Formule linéaire : SO2
Numéro CAS : 7446-09-5
Poids moléculaire : 64,06
Belstein : 3535237
Numéro CE : 231-195-2
Numéro MDL : MFCD00011450
ID de la substance PubChem : 24857804
APPLICATIONS
L'utilisation globale et dominante du dioxyde de soufre est dans la production d'acide sulfurique.
Le dioxyde de soufre est principalement utilisé comme matière première pour la production d'acide sulfurique (procédé de contact).
Le dioxyde de soufre est généralement utilisé dans la synthèse d'une variété de composés organiques contenant du soufre comme les chlorures d'alkyl/aryl sulfonyle, les sulfinates, les sultines et les polysulfones.
De plus, le dioxyde de soufre possède également des propriétés antimicrobiennes et est utilisé comme conservateur.
Le dioxyde de soufre est un oxyde de soufre.
Le dioxyde de soufre a un rôle d'agent de blanchiment des aliments, de réfrigérant et de métabolite d'Escherichia coli.
Le dioxyde de soufre est utilisé dans de nombreuses industries.
Quelques exemples d'utilisation du dioxyde de soufre dans l'industrie sont la fabrication d'acide sulfurique, de papier et de conservateurs alimentaires.
-Précurseur de l'acide sulfurique
Le dioxyde de soufre est un intermédiaire dans la production d'acide sulfurique, étant converti en trioxyde de soufre, puis en oléum, qui est transformé en acide sulfurique.
Le dioxyde de soufre à cette fin est fabriqué lorsque le soufre se combine avec l'oxygène.
La méthode de conversion du dioxyde de soufre en acide sulfurique est appelée le processus de contact.
Plusieurs milliards de kilogrammes sont produits chaque année à cette fin.
-Comme conservateur
Le dioxyde de soufre est parfois utilisé comme conservateur pour les abricots secs, les figues sèches et d'autres fruits secs, en raison de ses propriétés antimicrobiennes et de sa capacité à prévenir l'oxydation, et est appelé E220 lorsqu'il est utilisé de cette manière en Europe.
En tant que conservateur, il maintient l'aspect coloré du fruit et prévient la pourriture.
Il est également ajouté à la mélasse soufrée.
Le dioxyde de soufre a été utilisé pour la première fois dans la vinification par les Romains, lorsqu'ils ont découvert que la combustion de bougies de soufre à l'intérieur de récipients à vin vides les gardait frais et exempts d'odeur de vinaigre.
Le dioxyde de soufre est toujours un composé important dans la vinification et est mesuré en parties par million (ppm) dans le vin.
Le dioxyde de soufre est présent même dans les vins dits non sulfurés à des concentrations allant jusqu'à 10 mg/L.
Le dioxyde de soufre sert d'antibiotique et d'antioxydant, protégeant le vin de la détérioration par les bactéries et de l'oxydation - un phénomène qui entraîne le brunissement du vin et une perte des saveurs spécifiques du cultivar.
Son action antimicrobienne aide également à minimiser l'acidité volatile.
Les vins contenant du dioxyde de soufre sont généralement étiquetés avec "contenant des sulfites".
Le dioxyde de soufre existe dans le vin sous forme libre et liée, et les combinaisons sont appelées dioxyde de soufre total.
La liaison, par exemple au groupe carbonyle de l'acétaldéhyde, varie selon le vin en question.
La forme libre existe en équilibre entre le SO2 moléculaire (sous forme de gaz dissous) et l'ion bisulfite, qui est à son tour en équilibre avec l'ion sulfite.
Ces équilibres dépendent du pH du vin.
Un pH plus bas déplace l'équilibre vers le dioxyde de soufre moléculaire (gazeux), qui est la forme active, tandis qu'à un pH plus élevé, on trouve plus de dioxyde de soufre sous les formes inactives de sulfite et de bisulfite.
Le dioxyde de soufre moléculaire est actif en tant qu'antimicrobien et antioxydant, et c'est également la forme qui peut être perçue comme une odeur piquante à des niveaux élevés.
Les vins avec des concentrations totales de dioxyde de soufre inférieures à 10 ppm n'ont pas besoin de "contient des sulfites" sur l'étiquette par les lois américaines et européennes.
La limite supérieure du dioxyde de soufre total autorisé dans le vin aux États-Unis est de 350 ppm; dans l'UE, il est de 160 ppm pour les vins rouges et de 210 ppm pour les vins blancs et rosés.
À de faibles concentrations, le dioxyde de soufre est généralement indétectable dans le vin, mais à des concentrations de SO2 libre supérieures à 50 ppm, le SO2 devient évident dans l'odeur et le goût du vin.
Le dioxyde de soufre est également un composé très important dans l'assainissement des caves.
Les caves et l'équipement doivent être maintenus propres, et comme l'eau de javel ne peut pas être utilisée dans une cave en raison du risque de goût de bouchon, un mélange de dioxyde de soufre, d'eau et d'acide citrique est couramment utilisé pour nettoyer et désinfecter l'équipement.
L'ozone (O3) est maintenant largement utilisé pour la désinfection dans les établissements vinicoles en raison de son efficacité et parce qu'il n'affecte pas le vin ou la plupart des équipements.
-Comme agent réducteur
Le dioxyde de soufre est également un bon réducteur.
En présence d'eau, le dioxyde de soufre est capable de décolorer les substances.
Plus précisément, le dioxyde de soufre est un agent de blanchiment réducteur utile pour les papiers et les matériaux délicats tels que les vêtements.
Cet effet blanchissant ne dure normalement pas très longtemps.
L'oxygène de l'atmosphère réoxyde les colorants réduits, restaurant la couleur.
Dans le traitement des eaux usées municipales, le dioxyde de soufre est utilisé pour traiter les eaux usées chlorées avant leur rejet.
Le dioxyde de soufre réduit le chlore libre et combiné en chlorure.
Le dioxyde de soufre est assez soluble dans l'eau, et par spectroscopie IR et Raman ; l'hypothétique acide sulfureux, H2SO3, n'est présent dans aucune mesure.
Cependant, de telles solutions présentent des spectres de l'ion sulfite d'hydrogène, HSO3−, par réaction avec l'eau, et c'est en fait l'agent réducteur réel présent :
SO2 + H2O ⇌ HSO3− + H+
-Comme fumigène
Au début du XXe siècle, le dioxyde de soufre était utilisé à Buenos Aires comme fumigant pour tuer les rats porteurs de la bactérie Yersinia pestis, responsable de la peste bubonique.
L'application a été couronnée de succès et l'application de cette méthode a été étendue à d'autres régions d'Amérique du Sud.
À Buenos Aires, où ces appareils étaient connus sous le nom de Sulfurozador, mais plus tard aussi à Rio de Janeiro, à la Nouvelle-Orléans et à San Francisco, les machines de traitement au dioxyde de soufre ont été introduites dans les rues pour permettre de vastes campagnes de désinfection, avec des résultats efficaces.
- Rôles biochimiques et biomédicaux
Le dioxyde de soufre ou sa base conjuguée, le bisulfite, est produit biologiquement en tant qu'intermédiaire dans les organismes sulfato-réducteurs et dans les bactéries oxydant le soufre.
Le rôle du dioxyde de soufre dans la biologie des mammifères n'est pas encore bien compris.
Le dioxyde de soufre bloque les signaux nerveux des récepteurs d'étirement pulmonaires et abolit le réflexe d'inflation Hering-Breuer.
On considère que le dioxyde de soufre endogène joue un rôle physiologique important dans la régulation de la fonction cardiaque et des vaisseaux sanguins, et un métabolisme aberrant ou déficient du dioxyde de soufre peut contribuer à plusieurs maladies cardiovasculaires différentes, telles que l'hypertension artérielle, l'athérosclérose, l'hypertension artérielle pulmonaire et la sténocardie.
Il a été démontré que chez les enfants atteints d'hypertension artérielle pulmonaire due à des cardiopathies congénitales, le niveau d'homocystéine est plus élevé et le niveau de dioxyde de soufre endogène est plus faible que chez les enfants témoins normaux.
De plus, ces paramètres biochimiques sont fortement corrélés à la sévérité de l'hypertension artérielle pulmonaire.
Les auteurs ont considéré l'homocystéine comme l'un des marqueurs biochimiques utiles de la gravité de la maladie et le métabolisme du dioxyde de soufre comme l'une des cibles thérapeutiques potentielles chez ces patients.
Il a également été démontré que le dioxyde de soufre endogène réduit le taux de prolifération des cellules musculaires lisses endothéliales dans les vaisseaux sanguins, en abaissant l'activité MAPK et en activant l'adénylyl cyclase et la protéine kinase A.
La prolifération des cellules musculaires lisses est l'un des mécanismes importants du remodelage hypertensif des vaisseaux sanguins et de leur sténose, c'est donc un mécanisme pathogénique important dans l'hypertension artérielle et l'athérosclérose.
Le dioxyde de soufre endogène à faible concentration provoque une vasodilatation dépendante de l'endothélium.
À des concentrations plus élevées, il provoque une vasodilatation indépendante de l'endothélium et a un effet inotrope négatif sur la fonction du débit cardiaque, abaissant ainsi efficacement la pression artérielle et la consommation d'oxygène du myocarde.
Les effets vasodilatateurs et bronchodilatateurs du dioxyde de soufre sont médiés par les canaux calciques dépendants de l'ATP et les canaux calciques de type L ("dihydropyridine"). Le dioxyde de soufre endogène est également un puissant agent anti-inflammatoire, antioxydant et cytoprotecteur.
Le dioxyde de soufre abaisse la tension artérielle et ralentit le remodelage hypertensif des vaisseaux sanguins, en particulier l'épaississement de leur intima.
Le dioxyde de soufre régule également le métabolisme des lipides.
Le dioxyde de soufre endogène diminue également les dommages myocardiques, causés par l'hyperstimulation adrénergique à l'isoprotérénol, et renforce la réserve de défense antioxydante du myocarde.
-Applications ambitieuses
Comme réfrigérant
Étant facilement condensé et possédant une chaleur d'évaporation élevée, le dioxyde de soufre est un matériau candidat pour les réfrigérants.
Avant le développement des chlorofluorocarbures, le dioxyde de soufre était utilisé comme réfrigérant dans les réfrigérateurs domestiques.
-Ingénierie climatique
Des injections de dioxyde de soufre dans la stratosphère ont été proposées en génie climatique.
L'effet de refroidissement serait similaire à ce qui a été observé après la grande éruption explosive de 1991 du mont Pinatubo.
Cependant, cette forme de géo-ingénierie aurait des conséquences régionales incertaines sur les régimes pluviométriques, par exemple dans les régions de mousson.
LA DESCRIPTION
Le dioxyde de soufre (orthographe recommandée par l'IUPAC) ou dioxyde de soufre (anglais traditionnel du Commonwealth) est le composé chimique de formule SO2.
Le dioxyde de soufre est un gaz toxique responsable de l'odeur des allumettes brûlées.
Le dioxyde de soufre est libéré naturellement par l'activité volcanique et est produit comme sous-produit de l'extraction du cuivre et de la combustion de combustibles fossiles contenant du soufre.
Le dioxyde de soufre a une odeur âcre comme l'acide nitrique.
Le dioxyde de soufre, SO2 est une molécule coudée avec le groupe de points de symétrie C2v.
Une approche de la théorie des liaisons de valence ne considérant que les orbitales s et p décrirait la liaison en termes de résonance entre deux structures de résonance.
La liaison soufre-oxygène a un ordre de liaison de 1,5.
Il existe un soutien pour cette approche simple qui n'invoque pas de participation orbitale.
En termes de formalisme de comptage d'électrons, l'atome de soufre a un état d'oxydation de +4 et une charge formelle de +1.
Le dioxyde de soufre se présente sous la forme d'un gaz incolore à l'odeur étouffante ou suffocante.
Le point d'ébullition du dioxyde de soufre est de -10°C.
Le dioxyde de soufre est plus lourd que l'air.
Le dioxyde de soufre est très toxique par inhalation et peut irriter les yeux et les muqueuses.
En cas d'exposition prolongée au feu ou à la chaleur, les conteneurs de dioxyde de soufre peuvent éclater violemment et exploser.
Le dioxyde de soufre est utilisé pour fabriquer des produits chimiques, dans la pâte à papier, dans la transformation des métaux et des aliments.
Le dioxyde de soufre est un gaz incolore à odeur piquante.
Et le dioxyde de soufre est un liquide lorsqu'il est sous pression, et il se dissout très facilement dans l'eau.
Le dioxyde de soufre dans l'air provient principalement d'activités telles que la combustion du charbon et du pétrole dans les centrales électriques ou de la fusion du cuivre.
Dans la nature, le dioxyde de soufre peut être rejeté dans l'air par les éruptions volcaniques.
Anhydride sulfureux (SO2), composé inorganique, un gaz lourd, incolore et toxique.
De plus, le dioxyde de soufre est produit en quantités énormes lors des étapes intermédiaires de la fabrication de l'acide sulfurique.
Le dioxyde de soufre a une odeur piquante et irritante, familière comme l'odeur d'une allumette qui vient d'être frappée.
Présent dans la nature dans les gaz volcaniques et en solution dans les eaux de certaines sources chaudes, le dioxyde de soufre est généralement préparé industriellement par la combustion dans l'air ou l'oxygène de soufre ou de composés de soufre tels que la pyrite de fer ou la pyrite de cuivre.
De grandes quantités de dioxyde de soufre se forment lors de la combustion de combustibles contenant du soufre.
Dans l'atmosphère Le dioxyde de soufre peut se combiner avec la vapeur d'eau pour former de l'acide sulfurique, un composant majeur des pluies acides ; dans la seconde moitié du XXe siècle, les mesures de contrôle des pluies acides ont été largement adoptées.
Le dioxyde de soufre est un précurseur du trioxyde (SO3) utilisé pour fabriquer l'acide sulfurique.
En laboratoire, le gaz peut être préparé en réduisant l'acide sulfurique (H2SO4) en acide sulfureux (H2SO3), qui se décompose en eau et en dioxyde de soufre, ou en traitant les sulfites (sels d'acide sulfureux) avec des acides forts, tels que l'acide chlorhydrique, à nouveau formation d'acide sulfureux.
Le dioxyde de soufre peut être liquéfié sous des pressions modérées à température ambiante ; le liquide gèle à -73 ° C (-99,4 ° F) et bout à -10 ° C (14 ° F) sous pression atmosphérique.
Bien que ses principales utilisations soient dans la préparation d'acide sulfurique, de trioxyde de soufre et de sulfites, le dioxyde de soufre est également utilisé comme désinfectant, réfrigérant, agent réducteur, agent de blanchiment et conservateur alimentaire, en particulier dans les fruits secs.
Le dioxyde de soufre (SO2) est un gaz réactif incolore à forte odeur.
Le dioxyde de soufre provient de diverses sources naturelles et anthropiques.
Les principales sources anthropiques d'émissions de dioxyde de soufre sont la combustion de charbons et de mazouts à haute teneur en soufre dans les centrales électriques, suivies des chaudières industrielles et des fonderies de métaux.
Les causes naturelles contribuent entre 35 et 65 % des émissions totales annuelles de dioxyde de soufre et comprennent des sources telles que les volcans.
Le dioxyde de soufre (SO2) est composé d'un atome de soufre et de deux atomes d'oxygène, et est un gaz à température ambiante.
Le dioxyde de soufre a une odeur piquante et irritante.
Le SO2, dioxyde de soufre, fait partie d'une famille de produits chimiques composés de soufre et d'oxygène qui sont collectivement connus sous le nom d'oxydes de soufre (SOX).
Le dioxyde de soufre (SO2) est un gaz incolore à l'odeur âcre et irritante.
Le SO2, dioxyde de soufre, est produit par la combustion de combustibles fossiles et par la fusion de minerais contenant du soufre.
Les volcans en éruption peuvent être une source naturelle importante d'émissions de dioxyde de soufre.
OCCURRENCE
Le dioxyde de soufre se trouve sur Terre et existe en très petites concentrations et dans l'atmosphère à environ 1 ppm.
Sur d'autres planètes, le dioxyde de soufre peut être trouvé à diverses concentrations, la plus importante étant l'atmosphère de Vénus, où il est le troisième gaz atmosphérique le plus abondant à 150 ppm.
Là, il réagit avec l'eau pour former des nuages d'acide sulfurique, et est un élément clé du cycle mondial du soufre atmosphérique de la planète et contribue au réchauffement climatique.
Il a été impliqué en tant qu'agent clé dans le réchauffement de Mars primitif, avec des estimations de concentrations dans la basse atmosphère pouvant atteindre 100 ppm, bien qu'il n'existe qu'à l'état de traces.
Sur Vénus et Mars, comme sur Terre, on pense que sa source principale est volcanique.
L'atmosphère d'Io, un satellite naturel de Jupiter, est composée à 90 % de dioxyde de soufre[12] et on pense qu'il existe également des traces dans l'atmosphère de Jupiter.
En tant que glace, on pense qu'elle existe en abondance sur les lunes galiléennes - sous forme de glace ou de givre sublimant sur l'hémisphère arrière d'Io, et dans la croûte et le manteau d'Europe, Ganymède et Callisto, peut-être aussi sous forme liquide et réagissant facilement avec de l'eau.
PRODUCTION
Le dioxyde de soufre est principalement produit pour la fabrication d'acide sulfurique.
Aux États-Unis, en 1979, 23,6 millions de tonnes métriques (26 014 547 tonnes courtes américaines) de dioxyde de soufre ont été utilisées de cette manière, contre 150 000 tonnes métriques (165 347 tonnes courtes américaines) utilisées à d'autres fins.
La plupart du dioxyde de soufre est produit par la combustion du soufre élémentaire.
Une partie du dioxyde de soufre est également produite par la torréfaction de la pyrite et d'autres minerais sulfurés dans l'air.
-Voies de combustion
Le dioxyde de soufre est le produit de la combustion du soufre ou de la combustion de matériaux contenant du soufre :
S + O2 → SO2, ΔH = −297 kJ/mol
Pour faciliter la combustion, du soufre liquéfié (140–150 °C, 284-302 °F) est pulvérisé à travers une buse d'atomisation pour générer de fines gouttes de soufre avec une grande surface.
La réaction est exothermique et la combustion produit des températures de 1000 à 1600 ° C (1832 à 2912 ° F).
L'importante quantité de chaleur produite est récupérée par la production de vapeur qui peut ensuite être convertie en électricité.
La combustion du sulfure d'hydrogène et des composés organosoufrés se déroule de manière similaire. Par example:
2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2
Le grillage de minerais sulfurés tels que la pyrite, la sphalérite et le cinabre (sulfure de mercure) libère également du dioxyde de soufre :
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
Une combinaison de ces réactions est responsable de la plus grande source de dioxyde de soufre, les éruptions volcaniques. Ces événements peuvent libérer des millions de tonnes de dioxyde de soufre.
-Réduction des oxydes supérieurs
Le dioxyde de soufre peut également être un sous-produit de la fabrication du ciment de silicate de calcium ; CaSO4 est chauffé avec du coke et du sable dans ce processus :
2 CaSO4 + 2 SiO2 + C → 2 CaSiO3 + 2 SO2 + CO2
Jusque dans les années 1970, des quantités commerciales d'acide sulfurique et de ciment étaient produites par ce procédé à Whitehaven, en Angleterre.
Après avoir été mélangé avec du schiste ou de la marne et torréfié, le sulfate a libéré du dioxyde de soufre gazeux, utilisé dans la production d'acide sulfurique, la réaction a également produit du silicate de calcium, un précurseur dans la production de ciment.
A l'échelle du laboratoire, l'action de l'acide sulfurique concentré chaud sur les tournures de cuivre produit du dioxyde de soufre.
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
-De sulfites
Les sulfites résultent de l'action d'une base aqueuse sur le dioxyde de soufre :
SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O
La réaction inverse se produit lors de l'acidification :
H+ + HSO3− → SO2 + H2O
LA POLLUTION DE L'AIR
Le dioxyde de soufre est un polluant atmosphérique majeur et a des impacts importants sur la santé humaine.
De plus, la concentration de dioxyde de soufre dans l'atmosphère peut influencer l'adéquation de l'habitat pour les communautés végétales, ainsi que la vie animale.
Les émissions de dioxyde de soufre sont un précurseur des pluies acides et des particules atmosphériques.
En grande partie grâce au programme Acid Rain Program de l'US EPA, les États-Unis ont connu une diminution de 33 % de leurs émissions entre 1983 et 2002.
Cette amélioration résulte en partie de la désulfuration des gaz de combustion, une technologie qui permet de lier chimiquement le dioxyde de soufre dans les centrales électriques brûlant du charbon ou du pétrole contenant du soufre.
En particulier, l'oxyde de calcium (chaux) réagit avec le dioxyde de soufre pour former du sulfite de calcium :
CaO + SO2 → CaSO3
L'oxydation aérobie du CaSO3 donne CaSO4, anhydrite.
La plupart du gypse vendu en Europe provient de la désulfuration des fumées.
Pour contrôler les émissions de soufre, des dizaines de méthodes aux rendements relativement élevés ont été développées pour équiper les centrales électriques au charbon.
Le soufre peut être éliminé du charbon pendant la combustion en utilisant du calcaire comme matériau de lit dans la combustion en lit fluidisé.
Le soufre peut également être éliminé des combustibles avant la combustion, empêchant la formation de SO2 lorsque le combustible est brûlé.
Le procédé Claus est utilisé dans les raffineries pour produire du soufre comme sous-produit.
Le procédé Stretford a également été utilisé pour éliminer le soufre du carburant.
Les procédés redox utilisant des oxydes de fer peuvent également être utilisés, par exemple Lo-Cat ou Sulferox.
Une analyse a révélé que 18 centrales électriques au charbon dans les Balkans occidentaux émettaient deux fois et demie plus de dioxyde de soufre que les 221 centrales au charbon de l'UE réunies.
Les additifs de carburant tels que les additifs de calcium et le carboxylate de magnésium peuvent être utilisés dans les moteurs marins pour réduire les émissions de gaz de dioxyde de soufre dans l'atmosphère.
En 2006, la Chine était le plus grand pollueur de dioxyde de soufre au monde, avec des émissions de 2005 estimées à 25 490 000 tonnes courtes (23,1 Mt).
Ce montant représente une augmentation de 27 % depuis 2000 et est à peu près comparable aux émissions américaines en 1980.
SÉCURITÉ
-Inhalation : Le dioxyde de soufre est TRÈS TOXIQUE, peut causer la mort.
Anhydride sulfureux Peut provoquer une grave irritation du nez et de la gorge.
À des concentrations élevées : Le dioxyde de soufre peut provoquer une accumulation potentiellement mortelle de liquide dans les poumons (œdème pulmonaire).
Les symptômes de l'inhalation de dioxyde de soufre peuvent inclure toux, essoufflement, respiration difficile et oppression thoracique.
Une seule exposition à une concentration élevée de dioxyde de soufre peut provoquer une maladie de longue durée comme l'asthme.
Si cela se produit, de nombreuses choses comme d'autres produits chimiques ou des températures froides peuvent facilement irriter les voies respiratoires.
Les symptômes peuvent inclure un essoufflement, une oppression thoracique et une respiration sifflante.
-Contact avec la peau : Le dioxyde de soufre est CORROSIF.
Le gaz irrite ou brûle la peau.
Des cicatrices permanentes peuvent en résulter.
Le contact direct avec le gaz liquéfié peut refroidir ou geler la peau (engelure).
Les symptômes d'engelures légères comprennent des engourdissements, des picotements et des démangeaisons.
Les symptômes d'engelures plus graves comprennent une sensation de brûlure et une raideur.
La peau peut devenir cireuse blanche ou jaune.
Des cloques, la mort des tissus et une infection peuvent se développer dans les cas graves.
-Contact avec les yeux : le dioxyde de soufre est CORROSIF.
Le gaz irrite ou brûle les yeux.
Des dommages permanents, y compris la cécité, peuvent en résulter.
Le contact direct avec le gaz liquéfié peut geler l'œil.
Des lésions oculaires permanentes ou la cécité peuvent en résulter.
-Ingestion : Pas une voie d'exposition pertinente (gaz).
-Effets de l'exposition à long terme (chronique) : Peut nuire au système respiratoire.
Peut irriter et enflammer les voies respiratoires.
- Cancérogénicité : Non connu pour causer le cancer.
RISQUE D'INCENDIE
Les conteneurs peuvent exploser sous l'effet de la chaleur du feu ou ils peuvent se rompre et libérer du dioxyde de soufre toxique irritant.
Le dioxyde de soufre a des propriétés explosives lorsqu'il entre en contact avec l'hydrure de sodium ; chlorate de potassium à des températures élevées; éthanol; éther; éthylsulfurinate de zinc à des températures très froides (-15C); fluor; trifluorure de chlore et chlorates.
Le dioxyde de soufre réagit avec l'eau ou la vapeur pour produire des fumées toxiques et corrosives.
Lorsque le liquide est chauffé, il peut libérer du dioxyde de soufre gazeux irritant et toxique.
Éviter l'ammoniaque, le monocésium ou l'acétylure monopotassique ; monoxyde de diésium; oxyde de fer (II); oxyde d'étain; oxyde de plomb (IV); chrome; manganèse; sodium fondu, poudre d'aluminium et rubidium.
Le dioxyde de soufre a des propriétés explosives lorsqu'il entre en contact avec l'hydrure de sodium ; chlorate de potassium à des températures élevées; éthanol; éther; éthylsulfurinate de zinc à des températures très froides (-15C); fluor; trifluorure de chlore et chlorates.
Il réagira avec l'eau ou la vapeur pour produire des fumées toxiques et corrosives.
Une polymérisation dangereuse ne peut pas se produire.
PROPRIÉTÉS DU DIOXYDE DE SOUFRE
Formule chimique : SO2
Masse molaire : 64,066 g mol−1
Aspect : Gaz incolore
Odeur : piquante ; semblable à une allumette juste frappée
Densité 2,6288 kg m−3
Point de fusion : −72 °C ; -98 °F ; 201 K
Point d'ébullition : -10 ° C (14 ° F; 263 K)
Solubilité dans l'eau : 94 g/L
Pression de vapeur : 237,2 kPa
Acidité (pKa) : 1,81
Basicité (pKb) : 12,19
Susceptibilité magnétique (χ) : −18,2·10−6 cm3/mol
Viscosité : 12,82 μPa·s
SYNONYMES
Anhydride sulfureux
Oxyde de soufre(IV)
le dioxyde de soufre
le dioxyde de soufre
Anhydride sulfureux
7446-09-5
Oxyde sulfureux
Poudre fermenticide
Liquide fermenticide
Liquide fermenticide
Schwefeldioxyde
Siarki dwutlenek
