Voir la source de Dioxyde de soufre

{{Infobox Chimie
| nom = Dioxyde de soufre
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| image2 = 
| taille image = 195
| légende = [[Fichier:Sulfur-dioxide-2D.svg|150px]][[Fichier:Sulfur-dioxide-3D-vdW.png|100px]]<br />[[Fichier:Sulfur-dioxide-resonance-2D.png|250px]]<br />Structure du dioxyde de soufre.
<!-- Général -->
| DCI = 
| nomIUPAC = dioxyde de soufre
| synonymes = oxyde sulfureux,<br />anhydride sulfureux,<br />oxyde de soufre
| CAS = {{CAS|7|4|4|6|0|9|5}}
| EINECS = {{EINECS|2|3|1|1|9|5|2}}
| RTECS = {{RTECS|WS4550000}}
| ATC = {{ATC|}}
| DrugBank = 
| PubChem = {{CID|1119}}
| chEBI = 18422
| NrE = {{NrE|E220}}
| FEMA = {{FEMA|3039}}
| SMILES = O=S=O
| InChI = 1/O2S/c1-3-2
| InChIKey = RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT
| StdInChI = 1S/O2S/c1-3-2
| StdInChIKey = RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N
| apparence = gaz incolore ou gaz comprimé liquéfié, d'odeur âcre<ref name="ICSC">{{ICSC|7446-09-5}}.</ref>
<!-- Propriétés chimiques -->
| formule = [[soufre|S]][[oxygène|O]]<sub>2</sub>|S=1|O=2|cacher=oui
| masseMol = 
| pKa = 
| momentDipolaire = {{unité/2|1.63305|D}}<ref>{{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=David R. Lide
| titre=Handbook of Chemistry and Physics
| éditeur=CRC
| lieu=Boca Raton
| année=2008
| mois=juin
| jour=16
| numéro d'édition=89
| pages totales=2736
| passage=9-50
| isbn=978-1-4200-6679-1
| isbn10=142006679X
}}.</ref>
| susceptibiliteMagnetique = 
| diametreMoleculaire = {{unité/2|0.382|nm}}<ref name="Yitzhak Marcus">{{Ouvrage | langue=en | auteur1=Yitzhak Marcus | titre=The Properties of Solvents | volume=4 | éditeur=John Wiley & Sons | lieu=Angleterre | année=1999 | pages totales=239 | isbn=0-471-98369-1}}.</ref>
| indiceIode = 
| indiceAcide = 
| indiceSaponification = 
<!-- Propriétés physiques -->
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{{Infobox Chimie/Pression vapeur|A=47.365|B=-4084.5|C=-3.6469|D=1.7990E-17|E=6|Tunite=K|Punite=Pa|Tmin=197.67|Pmin=1.6743E3|Tmax=430.75|Pmax=7.8596E6|arrondi=2|graphique=Pvs dioxyde de soufre.svg|tailleGraphique=500px|ref=<ref name="Perry’s">{{Ouvrage | langue=en | prénom1=Robert H. | nom1=Perry | prénom2=Donald W. | nom2=Green | titre=Perry's Chemical Engineers' Handbook | éditeur=McGraw-Hill | lieu=USA | année=1997 | numéro d'édition=7 | pages totales=2400 | passage=2-50 | isbn=0-07-049841-5 | consulté le=23 juin 2010}}.</ref>}}
| viscosite = 
| pointCritique = {{Unité/2|78.9|bar}}, {{tmp|430.6|K}}<ref>{{Lien web|langue=en |url= http://www.flexwareinc.com/gasprop.htm |titre= {{lang|en|Properties of Various Gases}} |site= flexwareinc.com |consulté le= 12 avril 2010}}.</ref>
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| conductivitéÉlectrique = 
| vitesseSon = {{Unité/2|213|m||s|-1}} ({{tmp|0|°C}},{{Unité/2|1|atm|}})<ref>{{ouvrage | langue = en | auteur = W. M Haynes | titre = Handbook of Chemistry and Physics | numéro d'édition = 91 | éditeur = CRC | année = 2010-2011 | pages totales = 2610 | isbn = 9781439820773 | passage = 14-40 | consulté le = 28 juillet 2011}}.</ref>
<!-- Thermochimie -->
| emsGaz = 248,21 J/mol·K
| emsLiquide = 
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| esfGaz = {{unité/2|-296.84|kJ||mol|-1|M=64.064}}<ref>{{Ouvrage | langue=en | auteur1=Irvin Glassman | auteur2=Richard A. Yetter | titre=Combustion | éditeur=Elsevier | lieu=Amsterdam/Boston | année=2008 | numéro d'édition=4 | pages totales=773 | passage=6 | isbn=978-0-12-088573-2 | consulté le=7 mars 2010}}.</ref>
| esfLiquide = 
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| enthVap = {{Unité/2|24.94|kJ||mol|-1}} ({{Unité/2|1|atm}}, {{tmp|-10.05|°C}});<br />
{{Unité/2|22.92|kJ||mol|-1}} ({{Unité/2|1|atm}}, {{tmp|25|°C}})<ref>{{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=David R. Lide
| titre=CRC Handbook of Chemistry and Physics
| éditeur=CRC Press
| année=2009
| numéro d'édition=90
| pages totales=2804
| format livre=Relié
| isbn=978-1-4200-9084-0
}}.</ref>
| capaciteTherm = {{Infobox Chimie/Capacité thermique|etat=liquide|masseMol=64.065|A=8.5743E4|B=5.7443|C=0|D=0|E=0|Tmin=197.67|Cp(Tmin)=86880|Tmax=350|Cp(Tmax)=87750|arrondi=0|graphique=Capacité thermique dioxyde de soufre.svg|tailleGraphique=500px|ref=<ref name="Perry’s"/>}}
| PCS = 
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<!-- Propriétés biochimiques -->
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| pHisoelectrique = 
| acideAmineEss = 
<!-- Propriétés électroniques -->
| bandeInterdite = 
| mobiliteElectronique = 
| mobiliteTrous = 
| 1reEnergieIonisation = {{unité/2|12.349|±=0.001|eV}} (gaz)<ref>{{Ouvrage | langue=en | auteur1=David R. Lide | titre=Handbook of Chemistry and Physics | éditeur=CRC | lieu=Boca Raton | année=2008 | numéro d'édition=89 | pages totales=2736 | passage=10-205 | isbn=978-1-4200-6679-1 | consulté le=2 décembre 2009}}.</ref>
| constanteDielectrique = 
<!-- Cristallographie -->
| systemeCristallin = 
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<!-- Propriétés optiques -->
| refraction = <math>\textit{n}_{D}^{25}</math> 1,357<ref name="Yitzhak Marcus"/>
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<!-- Précautions -->
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| 67548EEC = 
| 67548EECref = 
| symboles = T
| numeroIndex = 016-011-00-9
| classificationCE = T ; R23 - C ; R34
| r = R23, R34
| s = S1/2, S9, S26, S45, S36/37/39
| s notes = <ref>{{ESIS|231-195-2|dioxyde de soufre}} (consulté le 13 février 2009).</ref>
| transportRef = 
| transport = {{ADR|Kemler=268|ONU=1079|Classe=2.3|CodeClassification=|Etiquette=2.3|Etiquette2=8|Etiquette3=|Emballage=}}
| NFPA704ref = 
| NFPA704 = {{NFPA 704|7446-09-5}}
| SIMDUTref = <ref>{{Reptox|CAS=7446-09-5|Date=23 avril 2009}}.</ref>
| SIMDUT = {{SIMDUT/2| A = Gaz comprimé<br />tension de vapeur absolue à {{tmp|50|°C}} = {{unité/2|900|kPa}}| D1A = Matière très toxique ayant des effets immédiats graves<br />Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3| E = Matière corrosive<br />Transport des marchandises dangereuses : classe 8<br /><br />Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients}}
| SGHref = <ref>Numéro index {{IndexCE|016-011-00-9}} dans le {{nobr|tableau 3.1}} de l'{{nobr|annexe {{VI}}}} du [http://eur-lex.europa.eu/LexUriServ/LexUriServ.do?uri=OJ:L:2008:353:0001:1355:FR:PDF règlement CE {{Numéro|1272/2008}}] {{pdf}}, 16 décembre 2008.</ref>
| SGH = {{SGH|SGH06|SGH05|SGH04|Dgr|H331|H314}}
| CIRC = Groupe 3 : inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'humain<ref>{{Lien web
 | url = http://monographs.iarc.fr/FR/Classification/crthgr03list.php
 | titre = Évaluations Globales de la Cancérogénicité pour l'humain, {{nobr|Groupe 3}} : inclassables quant à leur cancérogénicité pour l'humain
 | auteur = {{lang|en|IARC Working Group on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans}}
 | date = 16 janvier 2009
 | site = monographs.iarc.fr
 | éditeur = CIRC
 | consulté le = 22 août 2009
}}.</ref>
| inhalation = Très toxique, mort, produit de l'acide sulfureux dans les poumons.
| peau = Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
| yeux = Dangereux, corrosif, formation d'acide au contact de surfaces humides.
| ingestion = Toxicité relativement faible, effets à long terme inconnus.
<!-- Écotoxicologie -->
| DL50 = 
| CL50 = {{unité/2|3000|ppm}} pendant {{unité|30|min}} (souris, inhalation)
| LogP = 
| DJA = 
| odorat = bas : {{unité/2|0.33|ppm}}<br />haut : {{unité/2|5|ppm}}<ref>{{Lien web|langue=en |url=http://hazmap.nlm.nih.gov/cgi-bin/hazmap_search?queryx=7446-09-5&tbl=TblAgents |titre={{lang|en|Sulfur dioxide}} |site=hazmap.nlm.nih.gov |consulté le=14 novembre 2009}}.</ref>
<!-- Données pharmacocinétiques -->
| CAM = 
| biodisponibilite = 
| liaisonProteique = 
| metabolisme = 
| demiVieDistrib = 
| demiVieElim = 
| stockage = 
| excretion = 
<!-- Considérations thérapeutiques -->
| classeTherapeutique = 
| voieAdministration = 
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| antidote = 
<!-- Caractère psychotrope -->
| categoriePsycho = 
| modeConsommation = 
| autresNoms = 
| risqueDependance = 
<!-- Composés apparentés -->
| autres = 
| autrescations = 
| autresanions = 
| isomères = 
<!-- Supplément -->
| supplement = 
}}<!-- ---------------- Fin de la chimiebox ---------------- -->
Le '''dioxyde de soufre''', également appelé '''anhydride sulfureux''' (nom qui n’est plus employé en chimie), est un [[composé chimique]] de [[Formule chimique|formule]] {{formule chimique|SO|2}}. Il s'agit d'un gaz incolore, dense et toxique, dont l'inhalation est fortement irritante. Il est libéré dans l'[[atmosphère terrestre]] par les [[volcan]]s et par de nombreux [[Procédé industriel|procédés industriels]], ainsi que par la [[combustion]] de certains [[charbon]]s, [[pétrole]]s et [[gaz naturel]]s non [[Désulfuration|désulfurés]]. L'[[oxydation]] du dioxyde de soufre, le plus souvent en présence de [[catalyseur]]s tels que le [[dioxyde d'azote]] {{formule chimique|NO|2}}, conduit au [[trioxyde de soufre]] {{formule chimique|SO|3}} et à l'[[acide sulfurique]] {{formule chimique|H|2|SO|4}}, d'où la formation de [[Pluie acide|pluies acides]]<ref>{{en}} A. F. Holleman et E. Wiberg, « ''{{lang|en|Inorganic Chemistry}}'' », {{lang|en|Academic Press}}, San Diego, 2001 {{ISBN|0-12-352651-5}}.</ref>. Elle a pour conséquence une inflammation de l'appareil respiratoire.

Le dioxyde de soufre est utilisé comme [[désinfectant]], [[antiseptique]], [[antibactérien]], [[gaz réfrigérant]], agent de blanchiment, [[Procédé Ashland|gaz catalyseur pour les noyaux de fonderie dans le procédé Ashland]] et comme [[conservateur alimentaire|conservateur de produits alimentaires]], notamment pour les [[fruit sec|fruits secs]], dans la production de [[boisson alcoolisée|boissons alcoolisées]] comme pour l'élaboration du [[vin]].

== Structure de la molécule ==
[[Fichier:SO2_MOL.JPG|200px|vignette|gauche|En bleu, les [[Orbitale moléculaire|orbitales]] des électrons liants ({{nobr|liaisons σ}}).<br />En rose, les [[Doublet non liant|doublets non liants]] ou {{nobr|hybridation s}}.<br />En vert, les orbitales des électrons liants ({{nobr|liaison πy}}).]]

{{formule chimique|SO|2}} est une molécule coudée dans laquelle l'[[atome]] de [[soufre]] est à l'[[état d'oxydation]] +4. Du point de vue de la [[Théorie de l'orbitale moléculaire|théorie des orbitales moléculaires]], la plupart des [[électrons de valence]] sont engagés dans une [[Liaison chimique|liaison]] [[Soufre|S]]=[[Oxygène|O]].

La longueur des liaisons S=O du {{formule chimique|SO|2}} est de {{unité/2|143.1|pm}}, inférieure à celle de cette liaison dans le [[monoxyde de soufre]] SO ({{unité/2|148.1|pm}}).

Par analogie, les liaisons [[Oxygène|O]]-[[Oxygène|O]] dans l'[[ozone]] {{formule chimique|O|3}} ({{unité/2|127.8|pm}}) sont plus longues que dans le [[dioxygène]] {{O2}} ({{unité/2|120.7|pm}}).

De même, l'énergie de liaison moyenne est plus élevée dans {{formule chimique|SO|2}} ({{unité|548|[[kilojoule|kJ]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1}}) que dans SO ({{unité|524|kJ||mol|-1}}), alors qu'elle est plus faible dans {{formule chimique|O|3}} ({{unité|297|kJ||mol|-1}}) que dans {{O2}} ({{unité|490|kJ||mol|-1}}).

Ces considérations ont conduit les chimistes à conclure que les liaisons S=O du dioxyde de soufre ont un [[ordre de liaison]] au moins égal à 2, contrairement aux liaisons O-O de l'ozone, qui sont d'ordre 1,5<ref>{{en}} Norman N. Greenwood et A. Earnshaw, « ''{{lang|en|Chemistry of the Elements}}'' », Butterworth-Heinemann {{2e}}{{éd.}}, {{p.|700}}, Oxford, 1997 {{ISBN|0-08-037941-9}}.</ref>.{{Clr|left}}

== Production ==
Le dioxyde de soufre peut être préparé :

* par combustion du soufre élémentaire :

:[[Soufre|{{formule chimique|S|}}]] + [[Dioxygène|{{O2}}]] → {{formule chimique|SO|2}} ;

* par combustion de [[sulfure d'hydrogène]] ou de [[Composé organosulfuré|composés organosulfurés]] :

:2 [[Sulfure d'hydrogène|{{formule chimique|H|2|S| (g)}}]] + 3 [[Dioxygène|{{formule chimique|O|2 (g)}}]] → 2 [[Vapeur d'eau|{{formule chimique|H|2|O| (g)}}]] + 2 {{formule chimique|SO|2 (g)}} ;

* par [[Grillage (métallurgie)|grillage]] des minéraux sulfurés comme la [[pyrite]], la [[sphalérite]] ou le [[cinabre]] :

:4 [[Disulfure de fer|{{formule chimique|FeS|2 (s)}}]] + 11 [[Dioxygène|{{formule chimique|O|2 (g)}}]] → 2 [[Oxyde de fer(III)|{{formule chimique|Fe|2|O|3 (s)}}]] + 8 {{formule chimique|SO|2 (g)}},
:2 [[Sulfure de zinc|{{formule chimique|ZnS| (s)}}]] + 3 [[Dioxygène|{{formule chimique|O|2 (g)}}]]  →  2 [[Oxyde de zinc|{{formule chimique|ZnO| (s)}}]] + 2 {{formule chimique|SO|2 (g)}},
:[[Sulfure de mercure|{{formule chimique|HgS| (s)}}]] + [[Dioxygène|{{formule chimique|O|2 (g)}}]] →  [[Mercure (chimie)|{{formule chimique|Hg| (g)}}]] + {{formule chimique|SO|2 (g)}} ;

* comme produit résiduel de la fabrication du [[ciment]] : [[Silicate de calcium|{{formule chimique|CaSiO|3}}]] et [[Gypse|{{formule chimique|CaSO|4}}]] sont chauffés avec du [[Coke (charbon)|coke]] et du [[sable]] ([[dioxyde de silicium]]) :

:2 [[Sulfate de calcium|{{formule chimique|CaSO|4 (s)}}]] + 2 [[Dioxyde de silicium|{{formule chimique|SiO|2 (s)}}]] + [[Coke (charbon)|{{formule chimique|C| (s)}}]] → 2 [[Silicate de calcium|{{formule chimique|CaSiO|3 (s)}}]] + 2 {{formule chimique|SO|2 (g)}} + [[Dioxyde de carbone|{{formule chimique|CO|2 (g)}}]] ;

* par [[acide sulfurique]] chaud sur de la limaille de [[cuivre]]

:[[Cuivre|{{formule chimique|Cu|(s)}}]] + 2 [[Acide sulfurique|{{formule chimique|H|2|SO|4 (aq)}}]] → [[Sulfate de cuivre|{{formule chimique|CuSO|4 (aq)}}]] + {{formule chimique|SO|2 (g)}} + 2 [[Eau|{{formule chimique|H|2|O| (l)}}]].
                                             
Le dioxyde de soufre dissous dans l'eau est un [[acide]] bifonctionnel, et se divise en trois fractions en fonction des équilibres suivants :

: {{formule chimique|H|2|O + SO|2| {{équil}} H<sup>+</sup> + HSO|3|<sup>−</sup> {{équil}} 2 H<sup>+</sup> + SO|3|<sup>2−</sup>}}.

Ces fractions dépendent de constantes [[thermodynamique]]s et du [[potentiel hydrogène|pH]] du vin.

On obtient également un dégagement de {{formule chimique|SO|2}} en mélangeant du [[métabisulfite de sodium]] {{formule chimique|Na|2|S|2|O|5}} avec de l'[[acide tartrique]] dans de l'eau, expérience proposée par certains coffrets d'initiation aux expériences de chimie.

== Propriétés physiques ==
[[Pression de vapeur saturante]]<ref>{{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=David R. Lide
| titre=CRC Handbook of Chemistry and Physics
| éditeur=CRC Press
| année=2009
| numéro d'édition=90
| pages totales=2804
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| passage=6-105
| isbn=978-1-4200-9084-0
}}.</ref> :

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! Température
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! Température
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|}

== Dans l'industrie ==
Dans l'[[industrie]], le dioxyde de soufre sert surtout pour la production d'[[acide sulfurique]].
Ce dernier possède d'innombrables applications et est le produit chimique le plus utilisé seul ou combiné avec d'autres substances, comme le [[chlorure de thionyle]] {{fchim|SOCl|2}}. Le dioxyde de soufre est obtenu par combustion de soufre ou de [[pyrite]]s, puis transformé en [[trioxyde de soufre]] ({{formule chimique|SO|3}}) très pur par oxydation avec de l'air, [[catalyse|catalysée]] par le [[platine]] ou du pentoxyde de [[vanadium]].
Le {{formule chimique|SO|3}} ainsi obtenu permet la fabrication directe d'acide sulfurique très concentré par simple hydratation.

La pollution atmosphérique en dioxyde de soufre issue de l'industrie provient principalement de la consommation de [[Combustible fossile|combustibles fossiles]]. En effet, du [[soufre]] est naturellement contenu dans ces combustibles, et leur combustion génère du {{formule chimique|SO|2}}. Il peut aussi provenir de l'[[Métallurgie|industrie métallurgique]], des procédés de fabrication d'acide sulfurique, de la conversion de la pulpe de bois en papier, de l'incinération des ordures et de la production de soufre élémentaire.

La combustion du charbon est la source synthétique la plus importante et représente environ 50 % des émissions globales annuelles. Celle du pétrole représente encore 25 à 30 %.

Les rejets industriels de dioxyde de soufre peuvent être réduits grâce à la mise en place de procédés de [[désulfuration]].

== Dans l'environnement ==
[[Fichier:Sulfur dioxide emissions from the Halema`uma`u vent, glows at night.jpg|vignette|left|Émission naturelle, d'origine volcanique, de {{fchim|SO|2}}.]]
Le dioxyde de soufre est produit naturellement par les éruptions [[volcan|volcanique]]s.

Le {{formule chimique|SO|2}} joue plutôt un rôle refroidissant pour la planète, car il peut servir de noyau de [[nucléation]] à des [[aérosol]]s dont l'[[albédo]] est assez élevé, c'est-à-dire réfléchissant les rayons du Soleil sans les absorber. Ce mécanisme est d'une grande importance dans l'atmosphère mais la durée de vie du {{formule chimique|SO|2}} et des aérosols induits est de quelques années, là où est la durée de vie du {{CO2}} atteint le siècle.

La dernière éruption majeure du [[Pinatubo]] a relâché jusqu'à {{Unité|5000 t}} de {{formule chimique|SO|2}} dans l'air ({{unité|17 Mt}} au total, la quantité la plus importante jamais mesurée par des instruments modernes<ref>Stephen Self {{et al.}}, ''[http://pubs.usgs.gov/pinatubo/self/index.html The Atmospheric Impact of the 1991 Mount Pinatubo Eruption]'', Fire and Mud: Eruptions and Lahars of Mount Pinatubo, Philippines, 1997.</ref>), ce qui a affecté la [[couche d'ozone]] et modifié la météo en refroidissant significativement la planète et en modifiant la [[pluviométrie]] durant au moins deux ans. À noter toutefois qu'en 1986, les émissions anthropiques des seuls États-Unis ({{Unité|17.1 Mt}}) étaient comparables à cette émission-record du Pinatubo.

La [[géoingénierie]] solaire étudie l'utilisation du {{formule chimique|SO|2}} comme moyen d'enrayer le réchauffement climatique. Les modèles montrent que les aérosols issus de l'injection de grandes quantités de {{formule chimique|SO|2}} dans la [[stratosphère]] basse pourraient compenser la montée des températures dans l'ensemble du système terrestre<ref>{{Article|langue=en|prénom1=Peter J.|nom1=Irvine|prénom2=Ben|nom2=Kravitz|prénom3=Mark G.|nom3=Lawrence|prénom4=Helene |nom4=Muri|titre=An overview of the Earth system science of solar geoengineering|périodique=WIREs Climate Change |volume=7|numéro=6|date=2016-11|issn=1757-7780|issn2=1757-7799|doi=10.1002/wcc.423|lire en ligne=https://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/wcc.423|consulté le=2022-08-04|pages=815–833}}.</ref>, en réfléchissant une partie du [[rayonnement solaire]]. Des incertitudes persistent sur l'impact d'un tel procédé, notamment sur les modifications du [[cycle de l'eau]]. Par ailleurs, l'utilisation d'aérosols dans ce cadre ne permettrait pas de régler le problème d'acidification des océans<ref>{{Article|prénom1=Phillip|nom1=Williamson|prénom2=Carol|nom2=Turley|titre=Ocean acidification in a geoengineering context|périodique=Philosophical Transactions of the Royal Society A: Mathematical, Physical and Engineering Sciences|volume=370|numéro=1974|date=2012-09-13|pmid=22869801|pmcid=PMC3405667|doi=10.1098/rsta.2012.0167|consulté le=2022-08-04|pages=4317–4342}}.</ref> et risquerait au contraire d'augmenter l'incidence des [[Pluie acide|pluies acides]], entre autres causées par la présence de {{formule chimique|SO|2}}<ref>{{Article|prénom1=Jigyasa|nom1=Prakash|prénom2=Shashi Bhushan|nom2=Agrawal|prénom3=Madhoolika|nom3=Agrawal|titre=Global Trends of Acidity in Rainfall and Its Impact on Plants and Soil|périodique=Journal of Soil Science and Plant Nutrition|volume=23|numéro=1|date=2023|issn=0718-9508|pmid=36415481|pmcid=9672585|doi=10.1007/s42729-022-01051-z|lire en ligne=https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pmc/articles/PMC9672585/|consulté le=2023-08-28|pages=398–419}}</ref>.

== Polluant atmosphérique ==
[[Image:Estimates of past and future SO2 global anthropogenic emissions.png|thumb|upright=1.5|Estimations des émissions anthropiques passées issues du pétrole et scénarios [[prospective|prospectifs]] d'émissions de SO<sub>2</sub>. L'estimation de Cofala {{et al.}} indique l'effet idéal d'une politique de contrôle des émissions de {{formule chimique|SO|2}} (MFR : réductions maximales possibles) et du seul respect de la législation en vigueur (CLE). Les RCP (''{{Langue|en|texte=Representation Concentration Pathways}}'') sont utilisés dans les simulations CMIP5 du [[Cinquième rapport d'évaluation du GIEC|{{5e}} Rapport d'évaluation du GIEC]] (2013-2014).]]
[[File:Sulfur dioxide emissions SO2 ccbysa.jpg|thumb|upright=1.5|Tendances (sectorielles) des émissions mondiales de {{formule chimique|SO|2}} pour le monde et pour deux zones géo-économiques en développement rapide ; chinoises et indiennes de {{formule chimique|SO|2}} depuis 1990, Tg {{formule chimique|SO|2}}. Les échelles diffèrent selon le graphe : l'Inde = environ 1/3 de la Chine.]]
[[Image:SulufrDioxide2017.png|thumb|upright=1.5|Cartographie mondiale du dioxyde de soufre le {{date-|15 avril 2017}}. La Chine, l'Inde, les États-Unis, le Canada et l'Europe apparaissent comme les plus pollués par le {{formule chimique|SO|2}} qui est un polluant de fond et l'un des responsables du [[smog]]. Il est distribué par les [[vent]]s et lessivé par les [[pluie]]s, ce qui explique des concentrations locales très variables. Des variations saisonnières sont aussi induites par le recours accru au chauffage et à l'électricité en saison froide]]
[[File:SO2changements émissions ccbysa.jpg|thumb|upright=1.5|Évolutions des distributions de sources anthropiques de {{formule chimique|SO|2}} entre [[2005]] et [[2010]] (période de la [[crise des subprimes]]), avec diminution en bleu, et augmentation en rouge, sur une grille de {{unité|0,5°x0,5°}}. Les émissions les plus massives tendent à glisser de l'hémisphère nord vers l'hémisphère sud]]

Le dioxyde de soufre est l'un des polluants majeurs de l'atmosphère depuis le début de la [[révolution industrielle]], en raison des grandes quantités de charbon, puis de pétrole et de gaz brûlés par les humains, essentiellement dans l'[[hémisphère nord]]. Il a des effets significatifs sur la [[santé publique]]<ref>[http://www.epa.gov/airquality/sulfurdioxide/ Sulfur Dioxide], [[Environmental Protection Agency|EPA]]</ref> et est un des responsables des [[Smog|smogs]] qui affectent les grandes villes industrialisées. Les impacts furent particulièrement sévères au début et milieu du {{s-|XX}} dans les grandes villes européennes (Londres en particulier avec le [[Grand smog de Londres]]). Il est désormais un phénomène courant dans les mégapoles asiatiques.

En outre, la concentration de dioxyde de soufre dans l'air dégrade les écosystèmes : c'est un acidifiant chronique des pluies et l'acidification des sols et des sédiments favorisent la libération de métaux toxiques ([[Élément-trace métallique|métaux lourds]], métalloïdes, radionucléides{{etc.}}) ainsi que leur [[Biodisponibilité (sol)|biodisponibilité]]<ref>Hogan, C. Michael, [http://www.eoearth.org/article/Abiotic_factor?topic=49461 « Abiotic factor »] in ''Encyclopedia of Earth'', 2010, Emily Monosson et C. Cleveland (éditeurs), National Council for Science and the Environment, Washington DC.</ref>.

Les émissions de dioxyde de soufre sont (avec les [[nitrate]]s) des précurseurs des [[Pluie acide|pluies acides]] mais elles contribuent aussi à la formation d'aérosols atmosphériques qui modifient significativement le climat. En grande partie grâce au programme {{Lien|Acid Rain Program}} de l'[[Environmental Protection Agency]], les États-Unis qui comptaient parmi les plus gros émetteurs ont enregistré une diminution de 33 % des émissions de 1983 à 2002. Cette amélioration résulte essentiellement de la désulfuration des gaz de combustion, une technologie qui permet de récupérer du soufre dans les gaz de combustion des [[Centrale thermique#Centrales au charbon|centrales au charbon]] et au [[pétrole]] en particulier en le faisant réagir avec de la [[Chaux (matière)|chaux]] pour former du sulfite de calcium :
:CaO + {{formule chimique|SO|2}} → {{formule chimique|CaSO|3}}
L'oxydation aérobie du {{formule chimique|CaSO|3}} donne du {{formule chimique|CaSO|4}}, [[anhydrite]].

La plus grande partie du [[gypse]] vendu en Europe provient maintenant de la désulfuration des gaz de combustion.

Dans une chaudière industrielle à [[lit fluidisé]], le soufre peut être ôté du charbon au moment de sa combustion en ajoutant du calcaire comme matériau dans le lit. On parle de « combustion à lit fluidisé »<ref>{{Ouvrage |langue=en |prénom1=Michael R. |nom1=Lindeburg |titre=Mechanical Engineering Reference Manual for the PE Exam |éditeur=Professional Publications, Inc |lieu=Belmont, C.A. |année=2006 |pages totales=1296 |passage=27–3 |isbn=978-1-59126-049-3}}.</ref>.

Le soufre peut aussi être éliminé de certains combustibles (pétrole, gaz) avant même la combustion, ce qui empêche la formation de {{formule chimique|SO|2}} lorsque le combustible est brûlé et protège les installations des effets corrosifs du soufre. Le [[procédé Claus]] est utilisé dans les raffineries pour produire du soufre en tant que [[sous-produit]]. Le procédé de Stretford a aussi été utilisé pour éliminer le soufre du carburant. Les procédés reposant sur une [[réaction d'oxydoréduction]] à base d'oxydes de fer peuvent enfin être utilisés, par exemple, le procédé « Lo-Cat »<ref>[https://web.archive.org/web/20100304170107/http://www.gtp-merichem.com/support/index.php FAQ's About Sulfur Removal and Recovery using the LO-CAT Hydrogen Sulfide Removal System]. gtp-merichem.com</ref>{{,}}<ref>[http://www.netl.doe.gov/technologies/coalpower/gasification/pubs/pdf/SFA%20Pacific_Process%20Screening%20Analysis_Dec%202002.pdf Process screening analysis of alternative gas treating and sulfur removal for gasification] {{pdf}}, décembre 2002, Report by SFA Pacific, Inc. prepared for U.S. Department of Energy (consulté le 31 octobre 2011).</ref>.

L'utilisation obligatoire de carburants désoufrés pour certains usages a permis de diminuer les quantités émises dans l'air à partir des années 1970, mais des dérogations accordées au transport maritime et à certaines industries expliquent des émissions qui restent importantes. Par ailleurs au début du {{s-|XXI}}, la Chine et l'Inde, en brûlant de grandes quantités de charbon, restent des émetteurs majeurs de gaz soufrés. Certains additifs pour carburants (ex à base de [[calcium]] et de carboxylate de magnésium) peuvent être utilisés dans les moteurs marins pour réduire les émissions de dioxyde de soufre dans l'atmosphère<ref>May, Walter R., [http://www.fuelspec.com/library/Marine%20Emissions%20Abatement.pdf Marine Emissions Abatement], SFA International, Inc., {{p.|6}}.</ref>.

En [[2006]], la Chine était le plus grand pollueur au dioxyde de soufre au monde, en grande partie pour produire des biens de consommation utilisés dans d'autres pays (« émissions grises »). En 2005, les émissions chinoises étaient estimées à {{unité|23.1|Mt}}, presque comparables à celles des États-Unis en 1980, et étaient en forte augmentation (croissance de plus de 27 % en cinq ans de 2000 à 2005)<ref>[http://www.physorg.com/news78159898.html China has its worst spell of acid rain], [[United Press International]], 22 septembre 2006.</ref>. Pour moins subir les retombées acides de la Chine, le Japon a décidé en 2007 de l'aider à développer les [[Énergie propre|énergies propres]]<ref>Michel Temman, « Victime de ses rejets, Tokyo aide Pékin à se mettre au vert », ''[[Libération (journal)|Libération]]'', 16 avril 2007, {{Lire en ligne|lien=http://www.liberation.fr/actualite/economie/247790.FR.php}}.</ref>.

== Dans l'agroalimentaire ==
Il est largement utilisé dans l'[[agroalimentaire]] et l'[[agro-industrie]] et est principalement présent dans :
* les vins, essentiellement rosés et blancs qui présentent moins de [[Tanin|tannins]] que les vins rouges et subissent donc une plus forte oxydation. Le dioxyde de soufre permet de réduire celle-ci ;
* les vinaigres ;
* les fruits secs ;
* les viandes, les gelées utilisées en charcuterie, les bières et autres boissons fermentées ;
* confiseries, confitures, fruits confits, gelées, marmelades, sirops{{etc.}}

=== En vinification ===
{{Article détaillé|Dioxyde de soufre en œnologie}}

Dans le vin, le dioxyde de soufre est présent sous forme libre hydratée : {{formule chimique|H|2|SO|3}} ou [[acide sulfureux]], qui se combine aux 2/3 à des constituants du vin. On a ainsi {{formule chimique|SO|2}} total = {{formule chimique|SO|2}} libre + {{formule chimique|SO|2}} combiné.

Une partie de la portion libre assure le rôle de protecteur du vin vis-à-vis des microorganismes d'altération. Cette portion est appelée {{formule chimique|SO|2}} actif ou encore {{formule chimique|SO|2}} moléculaire. Le {{formule chimique|SO|2}} peut être sous forme combinée avec les [[aldéhyde]]s (éthanal), les [[cétone]]s (acide alpha-cétoglutarique) et certains [[sucre]]s pour donner un composé stable. Le corps formé par combinaison entre l’anhydride sulfureux et l’éthanal est l’acide aldéhyde-sulfureux ou acide éthanolsulfonique, qui est un [[acide fort]], selon la réaction suivante :

: CH<sub>3</sub>CHO + NaH SO<sub>3</sub> → CH<sub>3</sub>CHOH-O-SO<sub>2</sub>Na

Selon la dose, le dioxyde de soufre inhibe ou arrête le développement des [[levure]]s et [[bactérie]]s, ce qui peut être mis à profit pour le mutage des vins moelleux ou liquoreux, ou simplement pour assurer la conservation du vin. Lors de la vinification, l'introduction de dioxyde de soufre permet de sélectionner les levures de l'espèce ''[[Saccharomyces cerevisiae]]'' qui sont plus résistantes au dioxyde de soufre que les levures d'autres genres comme ''{{lien|lang=en|Pichia anomala}}'' (syn. ''Hansenula''). Diverses méthodes analytiques existent pour doser le {{formule chimique|SO|2}} dans les vins.

== Santé et règlementation ==
Le dioxyde de soufre ou {{NrE|E220}} provoquerait un danger pour la santé dans les cas suivants<ref>[http://cchst.com/oshanswers/chemicals/chem_profiles/sulfurdi/health_sul.html Centre canadien d'hygiène et de sécurité au travail].</ref> :
* lors de son inhalation ;
* lors de son ingestion ;
* lors du contact avec la peau et les muqueuses.

Au cours de son ingestion, les organes présentant des activités sulfites oxydases les plus élevées sont plus susceptibles de le détoxiquer par voie urinaire. La persistance des dérivés du {{formule chimique|SO|2}} peut être envisagée par un apport excessif. Pour l’utilisateur, les sulfites sont des nucléophiles très puissants qui ne donnent aucune toxicité aiguë mais peuvent provoquer de fortes ou sévères allergies. Il détruit la {{nobr|vitamine B{{ind|1}}}} (ou [[thiamine]]) vers pH = 6, peut provoquer des irritations gastriques, à éviter chez les malades des reins<ref>[http://sm.coppier.free.fr/additifs/konserv1.php3 Lire en ligne].</ref>. Ainsi, la [[Dose journalière admissible|DJA]] établie par l'[[Organisation mondiale de la santé|OMS]] est de {{unité|0.7|mg||kg|-1}} de poids par jour.

Dans la plupart des observations, les symptômes apparaissent quelques minutes après l’ingestion d’aliments contenant des sulfites. La pollution atmosphérique par le {{formule chimique|SO|2}} jouerait aussi un rôle dans l’apparition de ces réactions d’intolérance. De plus, les sujets asthmatiques sont beaucoup plus sensibles que la moyenne des gens.
 
La règlementation européenne oblige maintenant les producteurs à indiquer la mention « Contiennent des sulfites » s’il est à concentration de plus de {{unité|100|mg||l|-1}}. Au Canada, la [[Société des alcools du Québec|SAQ]] limite la concentration à {{unité|50|[[Partie par million|ppm]]}} l’anhydride sulfureux à l’état libre et à {{unité|300|ppm}} l’anhydride sulfureux à l’état combiné<ref>[http://vinquebec.com/node/2251 Lire en ligne].</ref>.

Dans le contexte actuel où le respect de l’environnement et les aliments à caractère biologique sont de plus en plus prônés, les viticulteurs et même les consommateurs tendent à se tourner maintenant vers les vins biologiques dont les teneurs en {{formule chimique|SO|2}} sont moindres mais pour lesquels l'utilisation du {{Formule chimique|SO|2}} reste autorisée<ref>[http://www.millesime-bio.com/photo/beta/aivb_2_58_d.PDF Règles de vinification bio en France et à l'étranger] {{pdf}}, sur ''millesime-bio.com''.</ref>. À noter que, comparativement aux autres pays du monde (le Canada, la Suisse ou les États-Unis), les règles d’incorporation du {{Formule chimique|SO|2}} au cours de la vinification sont beaucoup plus restrictives, voire plus sévères en Europe. Les producteurs de [[Vin naturel|vins naturels]] se donnent pour objectif de réduire au maximum l'ajout de dioxyde de soufre.

Le tableau suivant montre les différences notables des concentrations de {{formule chimique|SO|2}} total dans ces différents pays :
{| class="wikitable" style="text-align:center; width:80%;"
|+ Tableau 1 : comparatif du dioxyde de soufre total des vins biologiques au Canada, aux États-Unis et en Suisse<ref>[http://www.bio-aude.com Lire en ligne].</ref> 
|-
! scope=col | {{formule chimique|SO|2}} en mg/l
! scope=col | NOP (É.-U.)<br />« ''{{lang|en|Made with organic grapes}}'' »<br />{{formule chimique|SO|2}} total
! scope=col | Bio Canada
! scope=col | Bourgeon Suisse
! scope=col | Demeter {{formule chimique|SO|2}} total ({{nombre|5|ans}})
|-
! scope=row | Rouge sec<br />(sucre < {{unité|5|g||l|-1}})
|100
|100
|120
|70
|-
! scope=row | blanc/rosé sec<br />(sucre < {{unité|5|g||l|-1}})
|100
|100
|120
|90
|-
! scope=row |blanc/rosé sec<br />(sucre < {{unité|5|g||l|-1}})
|100
|150
|170
|70
|-
! scope=row | Blanc/rosé<br />(sucre > {{unité|5|g||l|-1}})
|100
|150
|170
|130
|-
! scope=row | Vin de liqueur<br />(sucre > {{unité|5|g||l|-1}})
|100
|250
|170
|80
|}

== Incidents majeurs en France ==
Le {{date-|22 juin 2011}} à {{heure|7|45}}, un problème technique lors de la fermeture d'une vanne à la [[raffinerie de Feyzin]] (appartenant au groupe [[Total (entreprise)|Total]]) laissa échapper un grand nuage de dioxyde de soufre poussé par un vent du sud au-dessus de l'[[Lyon|agglomération lyonnaise]]. Plusieurs personnes furent hospitalisées et des entreprises évacuées<ref>[http://www.lyoncapitale.fr/lyoncapitale/journal/univers/Actualite/Environnement/Nuage-de-gaz-sur-l-agglomeration-lyonnaise Lire en ligne].</ref>.

La [[Préfecture du Rhône|préfecture]], qui cherchait à rassurer la population, recommanda {{citation|d’aérer les habitations et les bureaux}}, donnant ainsi des consignes opposées à celles des [[pompier]]s qui conseillaient aux personnes de {{citation|rester chez elles et de fermer les fenêtres}}<ref>[https://www.20minutes.fr/article/745777/rhone-fuite-dioxyde-soufre-raffinerie-total-feyzin Lire en ligne], sur ''20minutes.fr''.</ref>.

== Notes et références ==
<references />

== Voir aussi ==
=== Articles connexes ===
* [[Sulfite]]
* [[Soufre]]
* [[Pluie acide]]
* [[Oxysulfure de carbone]]

=== Liens externes ===
{{autres projets|wiktionary=dioxyde de soufre|wiktionary2=anhydride sulfureux}}
{{Liens}}
* [http://www.ifen.fr/indicateurs/indicateurs-de-performance-environnementale/air/emissions-nationales-de-dioxyde-de-soufre-so2.html Institut français de l'environnement].
* [http://www.ace.mmu.ac.uk/eae/french/acid_rain/Older/Sulphur_Dioxide.html ''{{lang|en|Atmosphere, Climate & Environment Information Programme}}''] du gouvernement du Royaume-Uni.

{{Palette|Oxydes}}
{{Portail|chimie|écologie}}

[[Catégorie:Composé du soufre]]
[[Catégorie:Agent conservateur]]
[[Catégorie:Gaz à l'état de traces]]
[[Catégorie:Oxyde de soufre]]
[[Catégorie:Réfrigérant]]
[[Catégorie:Espèce chimique détectée dans le milieu interstellaire ou circumstellaire]]