- Estrutura
- Nomenclatura
- Propriedades
- Estado físico
- Peso molecular
- Ponto de fusão
- Ponto de ebulição
- Densidade
- Solubilidade
- pH
- Propriedades quimicas
- Soluções SO aquosas
- Outras propriedades
- Obtendo
- Presença na natureza
- Formulários
- Na produção de ácido sulfúrico
- Na indústria de alimentos processados
- Como solvente e reagente
- Como agente redutor
- Em várias aplicações
- Efeitos do SO
- Riscos
- Ecotoxicidade
- Efeitos de ingerir com alimentos
- Referências
O dióxido de enxofre é um composto inorgânico gasoso que consiste em enxofre (S) e oxigênio (O), e sua fórmula química SO 2. É um gás incolor com um odor irritante e sufocante. Além disso, é solúvel em água, formando soluções ácidas. Os vulcões o expelem para a atmosfera durante as erupções.
Faz parte do ciclo biológico e geoquímico do enxofre, mas é produzido em grandes quantidades por certas atividades humanas, como o refino de petróleo e a queima de combustíveis fósseis (carvão ou diesel, por exemplo).
O dióxido de enxofre SO 2 é emitido pelos vulcões durante as erupções. Brocken Inaglory. Fonte: Wikimedia Commons.
O SO 2 é um agente redutor que permite que a polpa de papel permaneça branca após o branqueamento com outros compostos. Também serve para remover vestígios de cloro na água que foi tratada com este produto químico.
É usado para conservar alguns tipos de alimentos, para desinfetar recipientes onde é feita a fermentação do suco de uva para a produção de vinho ou cevada para fazer cerveja.
É também utilizado como fungicida na agricultura, para obtenção de ácido sulfúrico, como solvente e intermediário em reações químicas.
O SO 2 presente na atmosfera é prejudicial a muitas plantas, na água afeta peixes e também é um dos responsáveis pela “chuva ácida” que corrói materiais criados pelo homem.
Estrutura
A molécula de dióxido de enxofre é simétrica e forma um ângulo. O ângulo se deve ao fato de o SO 2 ter um único par de elétrons, ou seja, elétrons que não se ligam a nenhum átomo, mas são livres.
Estrutura de Lewis do dióxido de enxofre onde sua forma angular e o par de elétrons livres são observados. WhittleMario. Fonte: Wikimedia Commons.
Nomenclatura
- Dióxido de enxofre
- Anidrido de enxofre
- Óxido de enxofre.
Propriedades
Estado físico
Gás incolor.
Peso molecular
64,07 g / mol
Ponto de fusão
-75,5 ºC
Ponto de ebulição
-10,05 ºC
Densidade
Gás: 2,26 a 0 ° C (em relação ao ar, ou seja, densidade do ar = 1). Isso significa que é mais pesado que o ar.
Líquido: 1,4 a -10 ° C (em relação à água, ou seja, densidade da água = 1).
Solubilidade
Solúvel em água: 17,7% a 0 ° C; 11,9% a 15 ° C; 8,5% a 25 ° C; 6,4% a 35 ° C
Solúvel em etanol, éter dietílico, acetona e clorofórmio. É menos solúvel em solventes apolares.
pH
As soluções aquosas de SO 2 são ácidas.
Propriedades quimicas
O SO 2 é um poderoso agente redutor e oxidante. Na presença de ar e de um catalisador, ele se oxida a SO 3.
SO 2 + O 2 → SO 3
Os pares solitários de elétrons fazem com que às vezes se comporte como uma base de Lewis, ou seja, pode reagir com compostos onde há um átomo sem elétrons.
Se o SO 2 estiver na forma de um gás e seco, ele não ataca ferro, aço, ligas de cobre-níquel ou níquel-cromo-ferro. No entanto, se estiver no estado líquido ou úmido, causa corrosão nesses metais.
SO 2 líquido com 0,2% de água ou mais produz forte corrosão do ferro, latão e cobre. É corrosivo para o alumínio.
Quando líquido, ele também pode atacar alguns plásticos, borrachas e revestimentos.
Soluções SO aquosas
O SO 2 é muito solúvel em água. Por muito tempo considerou-se que na água formava ácido sulfuroso H 2 SO 3, mas a existência deste ácido não foi demonstrada.
Em soluções de SO 2 em água ocorrem os seguintes equilíbrios:
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 +
Onde HSO 3 - é o íon bissulfito e SO 3 2- é o íon sulfito. O íon sulfito SO 3 2- é produzido principalmente quando um álcali é adicionado à solução de SO 2.
As soluções aquosas de SO 2 têm propriedades redutoras, especialmente se forem alcalinas.
Outras propriedades
- É extremamente estável contra o calor, mesmo até 2.000 ° C.
- Não é inflamável.
Obtendo
O SO 2 é obtido pela combustão do enxofre (S) no ar, embora pequenas quantidades de SO 3 também sejam formadas.
S + O 2 → SO 2
Também pode ser produzido aquecendo vários sulfetos no ar, queimando minerais de pirita e minerais contendo sulfetos, entre outros.
No caso da pirita de ferro, quando oxidada, obtém-se óxido de ferro (iii) e SO 2:
4 FeS 2 + 11 O 2 → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 ↑
Presença na natureza
O SO 2 é liberado na atmosfera pela atividade de vulcões (9%), mas também é causado por outras atividades naturais (15%) e por ações humanas (76%).
Erupções vulcânicas explosivas causam flutuações ou variações anuais significativas de SO 2 na atmosfera. Estima-se que 25% do SO 2 emitido pelos vulcões é levado pela chuva antes de atingir a estratosfera.
As fontes naturais são as mais abundantes e devem-se ao ciclo biológico do enxofre.
Nas áreas urbanas e industriais predominam as fontes humanas. A principal atividade humana que a produz é a queima de combustíveis fósseis, como carvão, gasolina e diesel. Outras fontes humanas são refinarias de petróleo, fábricas de produtos químicos e produção de gás.
As atividades humanas, como a queima de carvão para eletricidade, são uma fonte de poluição por SO 2. Adrem68. Fonte: Wikimedia Commons.
Em mamíferos, é gerado endogenamente, ou seja, dentro do corpo de animais e humanos devido ao metabolismo de aminoácidos contendo enxofre (S), especialmente L-cisteína.
Formulários
Na produção de ácido sulfúrico
Uma das aplicações mais importantes do SO 2 é a obtenção de ácido sulfúrico H 2 SO 4.
2 SO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 2 H 2 SO 4
Na indústria de alimentos processados
O dióxido de enxofre é usado como conservante e estabilizador de alimentos, como agente de controle de umidade e como modificador de sabor e textura em certos produtos comestíveis.
Também é usado para desinfetar equipamentos que entram em contato com alimentos, equipamentos de fermentação, como os de cervejarias e vinícolas, recipientes de alimentos, etc.
Permite conservar frutas e vegetais, aumenta sua vida útil na prateleira do supermercado, evita a perda de cor e sabor e auxilia na retenção de vitamina C (ácido ascórbico) e carotenos (precursores da vitamina A).
Os frutos secos são mantidos livres de fungos e bactérias graças ao SO 2. Autor: Isabel Ródenas. Fonte: Pixabay.com
É utilizado para conservar o vinho, pois destrói bactérias, fungos e leveduras indesejáveis. Também é usado para esterilizar e prevenir a formação de nitrosaminas na cerveja.
O equipamento de fermentação da cevada para obter cerveja é esterilizado com SO 2. Autor: Cerdadebbie. Fonte: Pixabay.
É também usado para embeber grãos de milho, para branquear o açúcar de beterraba e como antimicrobiano na fabricação de xarope de milho com alto teor de frutose.
Como solvente e reagente
Tem sido amplamente utilizado como solvente não aquoso. Embora não seja um solvente ionizante, é útil como solvente livre de prótons para certas aplicações analíticas e reações químicas.
É utilizado como solvente e reagente em síntese orgânica, intermediário na produção de outros compostos como dióxido de cloro, cloreto de acetila e na sulfonação de óleos.
Como agente redutor
É utilizado como redutor apesar de não ser tão forte, e em solução alcalina forma-se o íon sulfito, que é um redutor mais energético.
Em várias aplicações
SO 2 também é usado:
- Na agricultura como fungicida e conservante da uva após a colheita.
- Para fabricar hidrossulfitos.
- Para branquear polpa de madeira e papel, pois permite estabilizar a polpa após o branqueamento com água oxigenada H 2 O 2; O SO 2 atua destruindo o H 2 O 2 remanescente e, assim, mantém o brilho da polpa, pois o H 2 O 2 pode causar uma reversão do brilho.
- Para branquear fibras têxteis e artigos de vime.
- Para tratar a água, pois elimina o cloro residual que sobra após a cloração da água potável, efluente ou industrial.
- No refino de minerais e metais, como redutor do ferro durante o processamento mineral.
- No refino de petróleo para reter oxigênio e retardar a corrosão, e como solvente de extração.
- Como antioxidante.
- Como neutralizador de álcalis na fabricação de vidros.
- Nas baterias de lítio como agente oxidante.
Efeitos do SO
Estudos têm demonstrado que o SO 2 endógeno ou produzido pelo corpo tem um efeito benéfico no sistema cardiovascular, incluindo a regulação da função cardíaca e o relaxamento dos vasos sanguíneos.
Quando o SO 2 é produzido no corpo, ele é convertido em seus derivados bissulfito HSO 3 - e sulfito SO 3 2-, que exercem um efeito vaso-relaxante nas artérias.
O SO 2 endógeno reduz a hipertensão, evita o desenvolvimento de aterosclerose e protege o coração de danos ao miocárdio. Também tem ação antioxidante, inibe a inflamação e a apoptose (morte celular programada).
Por essas razões, pensa-se que pode ser uma possível nova terapia para doenças cardiovasculares.
O coração pode se beneficiar do SO 2 produzido pelo corpo. Autor: OpenClipart-Vectors. Fonte: Pixabay.
Riscos
- A exposição ao SO 2 gasoso pode causar queimaduras nos olhos, pele, garganta e membranas mucosas, danos aos brônquios e pulmões.
- Alguns estudos relatam que há risco potencial de danos ao material genético de células humanas e de mamíferos.
- É corrosivo. Não é inflamável.
Ecotoxicidade
O dióxido de enxofre é o gás poluente mais comum na atmosfera, especialmente em áreas urbanas e industriais.
Sua presença na atmosfera contribui para a chamada “chuva ácida” que é prejudicial aos organismos aquáticos, peixes, vegetação terrestre e corrosão de materiais de fabricação humana.
Monumento danificado pela chuva ácida. Nino Barbieri. Fonte: Wikimedia Commons.
SO 2 é tóxico para peixes. As plantas verdes são extremamente sensíveis ao SO 2 atmosférico. Alfafa, algodão, cevada e trigo são danificados em baixos níveis ambientais, enquanto batatas, cebolas e milho são muito mais resistentes.
Efeitos de ingerir com alimentos
Embora seja inofensivo para pessoas saudáveis, quando usado nas concentrações recomendadas por órgãos de saúde autorizados, o SO 2 pode induzir asma em pessoas sensíveis que o ingerem com alimentos.
Pessoas sensíveis podem sofrer de asma ao comer alimentos com pequenas quantidades de SO 2. Suraj na Wikipedia malaiala. Fonte: Wikimedia Commons.
Os alimentos que geralmente o contêm são frutas secas, refrigerantes artificiais e bebidas alcoólicas.
Referências
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