DIOXID DE SULF (SO2): STRUCTURĂ, PROPRIETĂȚI, UTILIZĂRI, RISCURI - CHIMIE - 2024

Dioxidul de sulf este un compus anorganic gazos constând din sulf (S) și oxigen (O), și formula chimică SO ₂ . Este un gaz incolor cu un miros iritant și sufocant. În plus, este solubil în apă, formând soluții acide. Vulcanii îl expulzează în atmosferă în timpul erupțiilor.

Face parte din ciclul biologic și geochimic al sulfului, dar este produs în cantități mari de anumite activități umane, cum ar fi rafinarea petrolului și arderea combustibililor fosili (cărbune sau motorină, de exemplu).

Dioxidul de sulf SO ₂ este emis de către vulcani în timpul erupțiilor. Brocken Inaglory. Sursa: Wikimedia Commons.

SO ₂ este un agent de reducere care permite pasta de hârtie să rămână alb după albire cu alți compuși. De asemenea, servește la îndepărtarea urmelor de clor din apă care a fost tratată cu acest produs chimic.

Este folosit pentru a păstra unele tipuri de alimente, pentru a dezinfecta recipientele în care fermentația sucului de struguri este produsă pentru a produce vin sau orz pentru a face bere.

De asemenea, este utilizat ca fungicid în agricultură, pentru a obține acid sulfuric, ca solvent și ca intermediar în reacțiile chimice.

SO ₂ prezent în atmosferă este dăunător pentru multe plante, în apă afectează peștii și este, de asemenea, unul dintre cei responsabili de „ploaia acidă” care corodează materialele create de oameni.

Structura

Molecula de dioxid de sulf este simetrică și formează un unghi. Unghiul se datorează faptului că SO ₂ are o pereche de electroni singulare, adică electroni care nu formează o legătură cu niciun atom, dar sunt liberi.

Structura Lewis a dioxidului de sulf unde se observă forma sa unghiulară și perechea de electroni liberi. WhittleMario. Sursa: Wikimedia Commons.

Nomenclatură

- Dioxid de sulf

- Anhidridă de sulf

- Oxid de sulf.

Proprietăți

Stare fizică

Gaz incolor.

Greutate moleculară

64,07 g / mol

Punct de topire

-75,5 ºC

Punct de fierbere

-10,05 ºC

Densitate

Gaz: 2,26 la 0 ° C (în raport cu aerul, adică densitatea aerului = 1). Aceasta înseamnă că este mai greu decât aerul.

Lichid: de la 1,4 la -10 ° C (raportat la apă, adică densitatea apei = 1).

Solubilitate

Solubil în apă: 17,7% la 0 ° C; 11,9% la 15 ° C; 8,5% la 25 ° C; 6,4% la 35 ° C.

Solubil în etanol, dietil eter, acetonă și cloroform. Este mai puțin solubil în solvenții nepolari.

pH

Apoasă SO ₂ soluții sunt acide.

Proprietăți chimice

SO ₂ este un agent de reducere și oxidare puternic. În prezența aerului și a unui catalizator oxidează la SO ₃ .

SO ₂ + O ₂ → SO ₃

Perechile singulare de electroni îl fac uneori să se comporte ca o bază Lewis, cu alte cuvinte, poate reacționa cu compuși unde există un atom care lipsește electroni.

Dacă SO ₂ este sub forma unui gaz și uscat, nu ataca fier, oțel, aliaje de cupru-nichel sau nichel-crom-fier. Cu toate acestea, dacă se află în stare lichidă sau umedă, provoacă coroziunea acestor metale.

Liquid SO ₂ cu 0,2% apă sau mai produce coroziune puternică la fier, alama si cupru. Este coroziv pentru aluminiu.

Când este lichid, poate ataca și unele materiale plastice, cauciucuri și acoperiri.

Soluții apoase SO

SO ₂ este foarte solubil în apă. S-a considerat de mult timp că în apă formează acid sulfuric H ₂ SO ₃ , dar existența acestui acid nu a fost demonstrată.

În soluții de SO ₂ în apă au loc următoarele echilibre:

SO ₂ + H ₂ O ⇔ SO ₂ .H ₂ O

SO ₂ .H ₂ O ⇔ HSO ₃ ^- + H ₃ O ⁺

HSO ₃ ^- + H ₂ O ⇔ SO ₃ ^2- + H ₃ O ⁺

În cazul în care HSO ₃ ^- este ionul bisulfit și SO ₃ ^2- este ionul sulfit. Ionul de sulfit de SO ₃ ^2- este produsă în principal atunci când se adaugă un alcalin la CO ₂ soluția .

Soluțiile apoase de SO ₂ au proprietăți de reducere, în special în cazul în care acestea sunt alcaline.

Alte proprietăți

- Este extrem de stabilă împotriva căldurii, chiar și până la 2000 ° C.

- Nu este inflamabil.

Obținerea

SO ₂ este obținut prin arderea sulfului (S) în aer, deși cantități mici de SO ₃ sunt de asemenea formate .

S + O ₂ → SO ₂

Poate fi produs și prin încălzirea diferitelor sulfuri în aer, prin arderea mineralelor pirite și a mineralelor care conțin sulfuri, printre altele.

În cazul piritului de fier, atunci când este oxidat, _{se obțin} oxid de fier (iii) și SO2 :

4 FeS ₂ + 11 O ₂ → 2 Fe ₂ O ₃ + 8 SO ₂ ↑

Prezența în natură

SO ₂ este eliberat în atmosferă de activitatea vulcanilor (9%), dar este cauzat și de alte activități naturale (15%) și de acțiunile omului (76%).

Erupțiile vulcanice explozive provoacă fluctuații anuale semnificative sau variații de SO ₂ în atmosferă. Se estimează că 25% din CO ₂ emis de vulcani este spălat de ploaie înainte de a ajunge în stratosferă.

Sursele naturale sunt cele mai abundente și se datorează ciclului biologic al sulfului.

În zonele urbane și industriale predomină sursele umane. Principala activitate umană care o produce este arderea combustibililor fosili, cum ar fi cărbunele, benzina și motorina. Alte surse umane sunt rafinăriile de petrol, instalațiile chimice și producția de gaz.

Activitățile umane, cum ar fi arderea cărbunelui pentru electricitate sunt o sursă de poluare cu SO ₂ . Adrem68. Sursa: Wikimedia Commons.

La mamifere, este generat endogen, adică în corpul animalelor și al oamenilor, datorită metabolismului aminoacizilor (S) care conțin sulf, în special L-cisteină.

Aplicații

În producția de acid sulfuric

Una dintre aplicațiile cele mai importante ale SO ₂ este în obținerea H acid sulfuric ₂ SO ₄ .

2 SO ₂ + 2 H ₂ O + O ₂ → 2 H ₂ SO ₄

În industria alimentară procesată

Dioxidul de sulf este utilizat ca conservant și stabilizator alimentar, ca agent de control al umidității și ca modificator al gustului și texturii în anumite produse comestibile.

De asemenea, este folosit pentru dezinfectarea echipamentelor care intră în contact cu produsele alimentare, cu echipamentele de fermentare, cum ar fi cele din fabricile de bere și vinicole, containere alimentare etc.

Vă permite să păstrați fructele și legumele, le crește viața pe raftul supermarketurilor, previne pierderea culorii și aromelor și ajută la păstrarea vitaminei C (acid ascorbic) și a carotenilor (precursorii vitaminei A).

Fructele uscate sunt ținute libere de ciuperci și bacterii datorită SO ₂ . Autor: Isabel Ródenas. Sursa: Pixabay.com

Este folosit pentru conservarea vinului, deoarece distruge bacteriile, ciupercile și drojdiile nedorite. De asemenea, este utilizat pentru sterilizarea și prevenirea formării nitrozaminelor în bere.

Echipament de fermentare Barley pentru a obține bere este sterilizat cu SO ₂ . Autor: Cerdadebbie. Sursa: Pixabay.

De asemenea, se folosește pentru înmuierea sâmburelor de porumb, pentru albirea zahărului din sfeclă și ca antimicrobian la fabricarea siropului de porumb cu fructoză ridicată.

Ca solvent și reactiv

A fost utilizat pe scară largă ca solvent neapos. Deși nu este un solvent ionizant, este util ca solvent fără protoni pentru anumite aplicații analitice și reacții chimice.

Este utilizat ca solvent și reactiv în sinteza organică, intermediar în producerea altor compuși precum dioxid de clor, clorură de acetil și în sulfonarea uleiurilor.

Ca agent reducător

Este utilizat ca agent reducător, în ciuda faptului că nu este atât de puternic, iar în soluție alcalină se formează ionul sulfit, care este un agent de reducere mai energic.

În diferite aplicații

SO ₂ este de asemenea utilizat:

- În agricultură ca fungicid și conservant pentru strugurii după recoltare.

- Fabricarea hidrosulfitilor.

- Pentru albirea pulpei de lemn și a hârtiei, deoarece permite stabilizarea pulpei după albirea cu peroxid de hidrogen H ₂ O ₂ ; SO ₂ lucrari prin distrugerea restul de H ₂ O ₂ luminozitate și , astfel , să mențină pulpa, deoarece H ₂ O ₂ poate provoca o inversare a luminozității.

- Pentru albirea fibrelor textile și a articolelor din răchită.

- Pentru a trata apa deoarece elimină clorul rezidual care rămâne după clorurarea apei potabile, a apelor uzate sau a apei industriale.

- În rafinarea mineralelor și a metalelor, ca agent de reducere a fierului în timpul prelucrării mineralelor.

- În rafinarea uleiului pentru a capcana oxigenul și întârzie coroziunea și ca solvent de extracție.

- Ca antioxidant.

- Ca neutralizator alcalin în fabricarea sticlei.

- În baterii cu litiu ca agent oxidant.

Efectele sistemului de operare

Anumite studii au relevat faptul că SO ₂ endogen sau produs de corp are un efect benefic asupra sistemului cardiovascular, inclusiv reglarea funcției inimii și relaxarea vaselor de sânge.

Când SO ₂ este produsă în organism, acesta este convertit în derivații ei bisulfit HSO ₃ ^- și sulfit SO ₃ ^2- , care exercită un efect vaso-relaxare pe artere.

SO ₂ endogen reduce hipertensiunea arterială, previne dezvoltarea aterosclerozei și protejează inima de deteriorarea miocardului. De asemenea, are o acțiune antioxidantă, inhibă inflamația și apoptoza (moarte celulară programată).

Din aceste motive, se crede că poate fi o posibilă nouă terapie pentru bolile cardiovasculare.

Inima poate beneficia de SO ₂ produs de organism. Autor: OpenClipart-Vectors. Sursa: Pixabay.

riscuri

- Expunerea la SO ₂ gazos poate duce la arsuri la ochi, piele, gât și mucoase, deteriorarea tuburilor bronșice și a plămânilor.

- Unele studii raportează că acesta are un risc potențial de deteriorare a materialului genetic al celulelor umane de mamifere și umane.

- Este coroziv. Nu este inflamabil.

Ecotoxicitate

Dioxidul de sulf este cel mai frecvent gaz poluant din atmosferă, în special în zonele urbane și industriale.

Prezența sa în atmosferă contribuie la așa-numita „ploaie acidă” care dăunează organismelor acvatice, peștilor, vegetației terestre și coroziunii materialelor fabricate de om.

Monument deteriorat de ploi acide. Nino Barbieri. Sursa: Wikimedia Commons.

SO ₂ este toxic pentru pești. Plantele verzi sunt extrem de sensibile la SO ₂ atmosferic. Alfalfa, bumbacul, orzul și grâul sunt deteriorate la niveluri scăzute de mediu, în timp ce cartofii, ceapa și porumbul sunt mult mai rezistenți.

Efectele ingerării acestuia cu alimente

Deși este inofensiv pentru persoanele sănătoase, atunci când este utilizat în concentrațiile recomandate de agențiile de sănătate autorizate, SO ₂ poate induce astmul la persoanele sensibile care îl iau cu alimente.

Persoanele sensibile pot suferi de astm , atunci când consumul de alimente cu cantități mici de SO ₂ . Suraj la Wikipedia în Malayalam. Sursa: Wikimedia Commons.

Alimentele care îl conțin de obicei sunt fructe uscate, băuturi răcoritoare artificiale și băuturi alcoolice.

Referințe

1. Biblioteca Națională de Medicină din SUA. (2019). Dioxid de sulf. Recuperat din pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2. Huang, Y. și colab. (2016). Dioxid de sulf endogen: un nou membru al familiei de gazotransmițători în sistemul cardiovascular. Oxid Med Cell Longev. 2016; 2016: 8961951. Recuperat din ncbi.nlm.nih.gov.
3. Cotton, F. Albert și Wilkinson, Geoffrey. (1980). Chimie anorganică avansată. A patra editie. John Wiley & Sons.
4. Windholz, M. și colab. (editori) (1983). Indicele Merck. O enciclopedie de substanțe chimice, medicamente și biologice Ediția a X-a Merck & CO., Inc.
5. Pan, X. (2011). Oxizi de sulf: surse, expuneri și efecte asupra sănătății. Efectele asupra sănătății oxizilor de sulf. În Enciclopedia sănătății mediului. Recuperat de la sciencedirect.com.
6. Tricker, R. și Tricker, S. (1999). Poluanți și contaminanți. Dioxid de sulf. În cerințe de mediu pentru echipamente electromecanice și electronice. Recuperat de la sciencedirect.com.
7. Bleam, W. (2017). Chimie acido-bazică. Oxizi de sulf. În chimia solului și a mediului (ediția a doua). Recuperat de la sciencedirect.com.
8. Freedman, BJ (1980). Dioxid de sulf în alimente și băuturi: utilizarea sa ca conservant și efectul său asupra astmului. Br J Dis piept. 1980; 14 (2): 128-34. Recuperat din ncbi.nlm.nih.gov.
9. Craig, K. (2018). O revizuire a chimiei, a consumului de pesticide și a destinului de mediu al dioxidului de sulf, așa cum este utilizat în California. În Recenzii privind contaminarea mediului și Toxicologie. Volumul 246. Recuperat de la link.springer.com.