Odióxido deenxofre, também conhecido comoanidrido sulfuroso, é umcomposto químico constituído por doisátomos deoxigênio e um deenxofre; a suafórmula química é SO2. É umgás denso, incolor, não inflamável e altamentetóxico e a sua inalação pode ser fortemente irritante. Esse gás é o responsável pelo cheiro defósforos queimados.
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 naatmosfera 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 oaquecimento global.[7] Foi sugerido como componente chave no aquecimento deMarte em seu período primordial, com concentrações estimadas de até 100 ppm[8] na baixa atmosfera do planeta, porém só existe em quantidadesà nível de traço. Em ambos Vênus e Marte, assim como na Terra, sua fonte primária é presumida como vulcânica. A atmosfera deIo, um satélite natural deJúpiter, é 90% dióxido de enxofre[9] e também se supõe que esteja à nível de traço naatmosfera de Júpiter.
É supostamente encontrado em abundância nasluas de Galileu em forma de gelo, como gelosublimável ou geada na atmosfera "em fuga" de Io[10] e na crosta e manto deEuropa,Ganimedes eCalisto, possivelmente também em forma líquida e reagindo rapidamente com água.[11]
O dióxido de enxofre é produzido principalmente para manufatura deácido sulfúrico (verprocesso de contato). A maior parte é produzida pelacombustão do enxofre elemental; em menor escala é obtido pelaustulação dapirita e outros minérios sulfetados.[12]
Um experimento mostrando a queima de enxofre em oxigênio. Uma câmara de fluxo acoplada à um frasco de lavagem de gás (contendolaranja de metila) está sendo usada. O produto é dióxido de enxofre (SO2) com alguns traços detrióxido 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.
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 éexotérmica, 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 ustulação de minérios sulfetados como pirita,esfalerita ecinábrio (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, aserupções vulcânicas. Esses eventos podem liberar milhões de toneladas de SO2.
Dióxido de enxofre é oagente oxidante noprocesso Claus, que é utilizado em larga escala emrefinarias 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.
O dióxido de enxofre é um dos poucos gases ácidos comuns que também são redutores. Ele torna rosa opapel tornassol úmido (devido à acidez), e então branco (devido à sua ação alvejante). Pode ser identificado pelo borbulhamento através de uma solução dedicromato, mudando a cor da solução de laranja para verde (Cr3+(aq)). Também pode reduzir íons férricos para ferrosos.[14]
O dióxido de enxofre pode se ligar a íons metálicos comoligante 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 piramidalη1.[15] Como um η1-SO2 (S-ligante planar) o dióxido de enxofre ligante funciona como umabase 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 emadutos 1:1 com bases de Lewis como adimetilacetamida etrimetilamina. Quando ligado a bases de Lewis, os parâmetros ácidos do SO2 são EA = 0,51 e EA = 1,56.
O uso mais abrangente e predominante do dióxido de enxofre é para produção deácido sulfúrico, que possui numerosas aplicações como produto químico.[12]
O dióxido de enxofre é um intermediário na produção de ácido sulfúrico, sendo convertido em trióxido de enxofre, e então emoleum (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.
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 ouácido sulfuroso. O dióxido de enxofre é utilizado navinificação pois inibe ou interrompe o desenvolvimento dasleveduras ebactérias, detendo assim afermentação alcoólica no momento desejado, ao mesmo tempo que assegura a esterilização do vinho. Acresce que o dióxido de enxofre “seleciona” asleveduras necessárias àvinificação, 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 deenxaqueca relatam o agravamento da crise após tomar vinhos, que pode ser causada por estesconservantes, entretanto, não há conclusões definitivas sobre esse elemento ser o causador das dores de cabeça.
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 deespectroscopia de infravermelho eespectroscopia 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:
Solubilidade de alguns gases em água (Pgás = 1 atm)[17]
Gás
Solubilidade em água (g/L)
10oC
20oC
25oC
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 odióxido de nitrogênio (NO2), um dos principais causadores dachuva ácida, pois, associado à água presente na atmosfera, formaácido 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.
↑Shriver, Atkins. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. H. Freeman and Company; New York, 2010; p. 414.
↑Government of Canada, Public Services and Procurement Canada.«Information archivée dans le Web»(PDF).publications.gc.ca. Consultado em 3 de junho de 2021
↑Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997).Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN978-0-08-037941-8.
