Dióxido de enxofre

composto químico
Dioxido de enxofre
Alerta sobre risco à saúde
Sulfur-dioxide-2D.svg
Outros nomes óxido de enxofre (IV); anidrido sulfuroso
Identificadores
Número CAS 7446-09-5
PubChem 1119
Número EINECS 231-195-2
ChemSpider 1087
Número RTECS WS4550000
Propriedades
Fórmula molecular SO2
Massa molar 64.07 g mol−1
Aparência gás incolor
Densidade 2,73 kg·m-3 (1 bar, 15 °C) [1]
Ponto de fusão

-75 °C [1]

Ponto de ebulição

-10 °C [1]

Solubilidade em água 112 g·l-1 [1]
Pressão de vapor 0,33 MPa (21 °C) [1]
Acidez (pKa) 1.81 [carece de fontes?]
Estrutura
Forma molecular Bent 120°[2]
Momento dipolar 1.63 D
Riscos associados
Classificação UE Tóxico
Índice UE 016-011-00-9
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
Frases R R23 R34
Frases S S1/2 S9 S26 S36/37/39 S45
LC503000 ppm/30 min mouse inhalation
Ponto de fulgor não inflamável
LD50 2520 ppm (Rato, inalação) [3]
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Tetrafluoreto de enxofre
Tetranitreto de tetraenxofre
Outros catiões/cátions Dióxido de selênio
Dióxido de telúrio
Trióxido de fósforo
Trióxido de dicloro
Óxidos de enxofre relacionados Monóxido de enxofre
Trióxido de enxofre
Compostos relacionados Ácido sulfuroso
Cloreto de tionila (SOCl2)
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

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 ligaçãoEditar

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.

 
Estruturas de ressonância para a molécula de dióxido de enxofre, SO2

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.

OcorrênciaEditar

 
Brilho azul das auroras boreais na alta atmosfera de Io, causado por dióxido de enxofre vulcânico.

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]

ProduçãoEditar

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.

Um experimento mostrando a queima de enxofre em oxigênio. Uma câmara de fluxo acoplada à um frasco de lavagem de gás (contendo laranja de metila) está sendo usada. O produto é dióxido de enxofre (SO2) com alguns traços de trióxido de enxofre (SO3). A "fumaça" que sai do frasco de lavagem de gás é, na verdade, uma névoa de ácido sulfúrico gerada pela reação do trióxido de enxofre com a água.

Rotas de combustãoEditar

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 superioresEditar

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 sulfitosEditar

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

ReaçõesEditar

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 laboratórioEditar

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]

 
Reação quelotrópica do butadieno com SO2.

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.

AplicaçõesEditar

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 sulfúricoEditar

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.

ConservanteEditar

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 redutorEditar

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 ambientalEditar

Solubilidade de alguns gases em água (Pgás = 1 atm)[17]
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 tambémEditar

Notas e referências

  1. a b c d e Sicherheitsdatenblatt (Praxair)
  2. Table of Geometries based on VSEPR
  3. (en) « Sulfur dioxide » em ChemIDplus
  4. 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 
  5. Pickering, Kevin T. (1997). An introduction to global environmental issues. Lewis A. Owen 2nd ed ed. London: Routledge. OCLC 229925720 
  6. 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 
  7. 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 
  8. 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 
  9. Lopes, Rosaly M. C. (2007). Io after Galileo : a new view of Jupiter's volcanic moon. John R. Spencer. Berlin: Springer. OCLC 185022041 
  10. 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 
  11. Europa's Hidden Ice Chemistry – NASA Jet Propulsion Laboratory. Jpl.nasa.gov (2010-10-04). Retrieved on 2013-09-24.
  12. 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 
  13. Shriver, Atkins. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. H. Freeman and Company; New York, 2010; p. 414.
  14. Government of Canada, Public Services and Procurement Canada. «Information archivée dans le Web» (PDF). publications.gc.ca. Consultado em 3 de junho de 2021 
  15. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  16. Metcalf & Eddy (1979). Wastewater engineering : treatment disposal reuse. George Tchobanoglous 2d ed ed. New York: McGraw-Hill. OCLC 3843118 
  17. 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
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