- estructura
- Nomenclatura
- propietats
- estat físic
- pes molecular
- Punt de fusió
- Punt d'ebullició
- densitat
- solubilitat
- pH
- propietats químiques
- Solucions aquoses de SO
- altres propietats
- obtenció
- Presència a la natura
- usos
- En la producció d'àcid sulfúric
- En la indústria d'aliments processats
- Com solvent i reactiu
- Com a agent reductor
- En diverses aplicacions
- Efectes de l'SO
- Riscos
- Ecotoxicitat
- Efectes d'ingerir amb els aliments
- referències
El diòxid de sofre és un compost inorgànic gasós format per sofre (S) i oxigen (O), sent la seva fórmula química SO 2. És un gas incolor amb olor irritant i sufocant. A més, és soluble en aigua formant solucions àcides. Els volcans l'expulsen cap a l'atmosfera durant les erupcions.
Forma part de l'cicle biològic i geoquímic de l'sofre, però és produït en grans quantitats per certes activitats humanes com la refinació de petroli i la crema de combustibles fòssils (carbó o dièsel per exemple).
El diòxid de sofre SO 2 és emès pels volcans durant les erupcions. Brocken Inaglory. Font: Wikimedia Commons.
El SO 2 és un agent reductor que permet que la polpa de paper romangui blanca després de l'blanqueig amb altres compostos. També serveix per eliminar restes de clor en l'aigua que ha estat tractada amb aquest químic.
És utilitzat per conservar alguns tipus d'aliments, per desinfectar recipients on es produeix la fermentació de l'suc de raïm per produir vi o de l'ordi per fer cervesa.
També s'empra com a fungicida en agricultura, per obtenir àcid sulfúric, com solvent i com a intermediari en reaccions químiques.
El SO 2 present a l'atmosfera és perjudicial per a moltes plantes, en l'aigua afecta els peixos ia més és un dels responsables de la "pluja àcida" la qual corroeix els materials creats per l'ésser humà.
estructura
La molècula d'el diòxid de sofre és simètrica i forma un angle. L'angle es deu al fet que el SO 2 posseeix un parell d'electrons solitaris, això és, electrons que no formen enllaç amb cap àtom sinó que estan lliures.
Estructura Lewis de el diòxid de sofre on s'observa la seva forma angular i el parell d'electrons lliures. WhittleMario. Font: Wikimedia Commons.
Nomenclatura
- Diòxid de sofre
- Anhídrid sulfurós
- Òxid sulfurós.
propietats
estat físic
Gas incolor.
pes molecular
64,07 g / mol
Punt de fusió
-75,5 ºC
Punt d'ebullició
-10,05 ºC
densitat
Gas 2,26 a 0 ° C (relativa a l'aire, és a dir, densitat de l'aire = 1). Això significa que és més pesat que l'aire.
Líquid: 1,4 a -10 ° C (relativa a l'aigua, és a dir, densitat de l'aigua = 1).
solubilitat
Soluble en aigua: 17,7% a 0 ° C; 11,9% a 15 ° C; 8,5% a 25 ° C; 6,4% a 35 ° C.
Soluble en etanol, èter dietílic, acetona i cloroform. És menys soluble en solvents no polars.
pH
Les solucions aquoses de SO 2 són àcides.
propietats químiques
El SO 2 és un poderós agent reductor i oxidant. En presència d'aire i d'un catalitzador s'oxida a SOTA 3.
SO 2 + O 2 → SO 3
Els parells d'electrons solitaris fan que en ocasions es comporti com a base de Lewis, en altres paraules, pot reaccionar amb compostos on hi hagi algun àtom que li faltin electrons.
Si el SO 2 està en forma de gas i sec no ataca el ferro, acer, aliatges de coure-níquel, o de níquel-crom-ferro. No obstant això, si es troba en estat líquid o humit produeix corrosió a aquests metalls.
El SO 2 líquid amb un 0,2% d'aigua o més produeix forta corrosió a el ferro, llautó i coure. És corrosiu per a l'alumini.
Quan està líquid també pot atacar alguns plàstics, gomes i recobriments.
Solucions aquoses de SO
El SO 2 és molt soluble en aigua. Es va considerar durant molt de temps que en aigua forma àcid sulfurós H 2 SO 3, però no s'ha demostrat l'existència d'aquest àcid.
En les solucions de SO 2 en aigua ocorren els següents equilibris:
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 +
On HSO 3 - és l'ió bisulfit i el SO 3 2- és l'ió sulfit. L'ió sulfit SO 3 2- es produeix principalment quan s'afegeix un àlcali a la solució de SO 2.
Les solucions aquoses de SO 2 posseeixen propietats reductores, especialment si són alcalines.
altres propietats
- És extremadament estable davant la calor, fins i tot fins a 2000 ° C.
- No és inflamable.
obtenció
El SO 2 s'obté per combustió de l'sofre (S) en l'aire, encara que es formen també petites quantitats de SO 3.
S + O 2 → SO 2
També es pot produir per escalfament en l'aire de diversos sulfurs, cremant minerals de pirita i minerals que contenen sulfurs, entre d'altres.
En el cas de la pirita de ferro, a l'oxidar s'obté l'òxid de ferro (III) i el SO 2:
4 FES 2 + 11 O 2 → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 ↑
Presència a la natura
El SO 2 és alliberat a l'atmosfera per l'activitat dels volcans (9%) però també s'origina per altres activitats naturals (15%) i per les accions humanes (76%).
Les erupcions volcàniques explosives causen fluctuacions o variacions anuals significatives de l'SO 2 a l'atmosfera. S'estima que el 25% de l'SO 2 emès pels volcans és rentat per la pluja abans d'arribar a l'estratosfera.
Les fonts naturals són les més abundants i es deuen a l'cicle biològic de l'sofre.
En zones urbanes i industrials les fonts humanes predominen. La principal activitat humana que el produeix és la crema de combustibles fòssils, com el carbó, la gasolina i el dièsel. Altres fonts humanes són les refineries de petroli, plantes químiques i producció de gas.
Les activitats humanes com la crema de carbó per obtenir electricitat són font de contaminació amb SO 2. Adrem68. Font: Wikimedia Commons.
En els mamífers es genera de forma endògena, és a dir, dins de l'organisme d'animals i humans a causa de el metabolisme dels aminoàcids que contenen sofre (S), especialment la L-cisteïna.
usos
En la producció d'àcid sulfúric
Una de les aplicacions més importants de l'SO 2 és en l'obtenció d'àcid sulfúric H 2 SO 4.
2 SO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 2 H 2 SO 4
En la indústria d'aliments processats
El diòxid de sofre s'empra com a conservant i estabilitzador d'aliments, com a agent per al control de la humitat i com a modificador de el sabor i de la textura de certs productes comestibles.
També s'utilitza per desinfectar equips que entren en contacte amb comestibles, equips de fermentació, com els de cerveseries i vinerías, contenidors de menjars, etc.
Permet conservar fruites i vegetals, incrementa la seva vida al prestatge de supermercat, prevé la pèrdua de color i sabor i ajuda a la retenció de vitamina C (àcid ascòrbic) i carotens (precursors de la vitamina A).
Les fruites dessecades es mantenen lliures de fongs i bacteris gràcies a l'SO 2. Autor: Isabel Ródenas. Font: Pixabay.com
Serveix per conservar vi, doncs destrueix bacteris, fongs i llevats no desitjades. També s'utilitza per esterilitzar i prevenir la formació de nitrosamines en la cervesa.
Els equips de fermentació d'ordi per obtenir cervesa s'esterilitzen amb SO 2. Autor: Cerdadebbie. Font: Pixabay.
A més es fa servir per remullar grans de blat de moro, per blanquejar sucre de remolatxa i com antimicrobià en la manufactura de xarop de blat de moro alt en fructosa.
Com solvent i reactiu
Ha estat molt utilitzat com a solvent no aquós. Tot i que no és un solvent ionitzant, és útil com a solvent lliure de protons per a certes aplicacions analítiques i reaccions químiques.
S'empra com a solvent i reactiu en síntesi orgànica, intermediari en la producció d'altres compostos com diòxid de clor, clorur d'acetil i en la sulfonació d'olis.
Com a agent reductor
S'empra com a agent reductor tot i no ser tan forta, i en solució alcalina es forma l'ió sulfit que és un agent reductor més enèrgic.
En diverses aplicacions
El SO 2 s'utilitza també:
- En agricultura com fungicida i conservant de raïm després de la collita.
- Per fabricar hidrosulfitos.
- Per blanquejar polpa de fusta i paper, ja que permet estabilitzar la polpa després de l'blanqueig amb peròxid d'hidrogen H 2 O 2; el SO 2 actua destruint l'H 2 O 2 romanent i així mantenir la brillantor de la polpa, ja que el H 2 O 2 pot causar una reversió de la brillantor.
- Per blanquejar fibres tèxtils i articles de vímet.
- Per tractar aigües ja que elimina el clor residual que queda després de la cloració d'aigua potable, aigües residuals o aigües industrials.
- En la refinació de minerals i metalls, com a agent reductor de l'ferro durant el processament de l'mineral.
- En la refinació de petroli per atrapar oxigen i retardar la corrosió, i com a solvent d'extracció.
- Com antioxidant.
- Com neutralitzador de àlcalis en la manufactura de l'vidre.
- En bateries de liti com a agent oxidant.
Efectes de l'SO
Certs estudis han revelat que el SO 2 endogen o produït pel propi organisme té un efecte beneficiós en el sistema cardiovascular, incloent la regulació de la funció de el cor i la relaxació dels vasos sanguinis.
Quan es produeix en l'organisme el SO 2 es converteix en els seus derivats bisulfit HSO 3 - i sulfit SO 3 2-, els quals exerceixen un efecte vasorelajador de les artèries.
El SO 2 endogen disminueix la hipertensió, prevé el desenvolupament de l'aterosclerosi i protegeix el cor de danys a l'miocardi. També exerceix una acció antioxidant, inhibeix la inflamació i l'apoptosi (mort cel·lular programada).
Per aquestes raons es pensa que pot ser una possible nova teràpia per a les malalties cardiovasculars.
El cor pot beneficiar-se de l'SO 2 produït per l'organisme. Autor: openclipart-Vectors. Font: Pixabay.
Riscos
- L'exposició a l'SO 2 gasós pot derivar en cremades en ulls, pell, gola i membranes mucoses, dany en bronquis i pulmons.
- Alguns estudis reporten que posseeix un risc potencial de dany a l'material genètic de les cèl·lules dels mamífers i humans.
- És corrosiu. No és inflamable.
Ecotoxicitat
El diòxid de sofre és el gas contaminant més comú de l'atmosfera, especialment en zones urbanes i industrials.
La seva presència en l'atmosfera contribueix a l'anomenada "pluja àcida" que és nociva per als organismes aquàtics, peixos, vegetació terrestre i corrosió a materials fets per l'ésser humà.
Monument danyat per la pluja àcida. Nino Barbieri. Font: Wikimedia Commons.
El SO 2 és tòxic per als peixos. Les plantes verdes són extremadament sensibles a l'SO 2 atmosfèric. L'alfals, el cotó, l'ordi i el blat resulten danyats amb nivells ambientals baixos, mentre que papes, cebes i blat de moro són molt més resistents.
Efectes d'ingerir amb els aliments
Tot i que és inofensiu per a persones sanes, quan s'usa en les concentracions recomanades pels organismes de salut autoritzats, el SO 2 pot induir asma a persones sensibles que ho ingereixen amb els aliments.
Les persones sensibles poden patir d'asma a l'ingerir aliments amb petites quantitats de SO 2. Suraj at Malayalam Wikipedia. Font: Wikimedia Commons.
Els aliments que solen contenir-són les fruites dessecades, refrescs artificials i begudes alcohòliques.
referències
- US National Library of Medicine. (2019). Sulfur dioxide. Recuperat de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
- Huang, Y. et al. (2016). Endogenous Sulfur Dioxide: A New Member of Gasotransmitter Family in the Cardiovascular System. Oxid Med Cell Longev. 2016; 2016: 8961951. Recuperat de ncbi.nlm.nih.gov.
- Cotton, F. Albert and Wilkinson, Geoffrey. (1980). Advanced Inorganic Chemistry. Fourth Edition. John Wiley & Sons.
- Windholz, M. et al. (Editors) (1983). The Merck Index. An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals. Tenth Edition. Merck & CO., Inc.
- Pa, X. (2011). Sulfur Oxides: Sources, Exposures and Health Effects. Health Effects of Sulfur Oxides. In Encyclopedia of Environmental Health. Recuperat de sciencedirect.com.
- Tricker, R. and Tricker, S. (1999). Pollutants and contaminants. Sulphur dioxide. In Environmental Requirements for Electromechanical and Electronic Equipment. Recuperat de sciencedirect.com.
- Bleam, W. (2017). Acid-Base Chemistry. Sulfur Oxides. In Soil and Environmental Chemistry (Second Edition). Recuperat de sciencedirect.com.
- Freedman, BJ (1980). Sulphur dioxide in foods and beverages: its use as a preservative and its effect on asthma. Br J Dis Chest. 1980; 14 (2): 128-34. Recuperat de ncbi.nlm.nih.gov.
- Craig, K. (2018). A Review of the Chemistry, Pesticide Utilitza, and Environmental Fate of Sulfur Dioxide, es Used in Califòrnia. In Reviews of Environmental Contamination and Toxicology. Volume 246. Recuperat de link.springer.com.