Dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre, également appelé anhydride sulfureux (nom qui n’est plus employé en chimie), est un composé chimique de formule SO₂. 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 volcans et par de nombreux procédés industriels, ainsi que par la combustion de certains charbons, pétroles et gaz naturels non désulfurés. L'oxydation du dioxyde de soufre, le plus souvent en présence de catalyseurs tels que le dioxyde d'azote NO₂, conduit au trioxyde de soufre SO₃ et à l'acide sulfurique H₂SO₄, d'où la formation de pluies acides^[15]. Elle a pour conséquence une inflammation de l'appareil respiratoire.

Dioxyde de soufre
Structure du dioxyde de soufre.
Identification
Nom UICPA	dioxyde de soufre
Synonymes	oxyde sulfureux, anhydride sulfureux, oxyde de soufre
No CAS	7446-09-5
No ECHA	100.028.359
No CE	231-195-2
No RTECS	WS4550000
PubChem	1119
ChEBI	18422
No E	E220
FEMA	3039
SMILES	O=S=O PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/O2S/c1-3-2 InChIKey : RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT Std. InChI : vue 3D InChI=1S/O2S/c1-3-2 Std. InChIKey : RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N
Apparence	gaz incolore ou gaz comprimé liquéfié, d'odeur âcre[1]
Propriétés chimiques
Formule	O2SSO2
Masse molaire[2]	64,064 ± 0,006 g/mol O 49,95 %, S 50,05 %,
Moment dipolaire	1,633 05 D[3]
Diamètre moléculaire	0,382 nm[4]
Propriétés physiques
T° fusion	−75,5 °C[1]
T° ébullition	−10 °C[1]
Solubilité	dans l'eau à 25 °C : 85 ml·l-1[1]
Paramètre de solubilité δ	12,3 J1/2·cm-3/2 (25 °C)[4]
Masse volumique	1,354 g·cm-3 à −30 °C 1,434 g·cm-3 à 0 °C 1,25 g·ml-1 à 25 °C 2,26 à 21 °C par rapport à l'air équation[5] : ${\displaystyle \rho =2.106/0.25842^{(1+(1-T/430.75)^{0.2895})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 197,67 à 430,75 K. Valeurs calculées : 1,36643 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 197,67 −75,48 25,298 1,62072 213,21 −59,94 24,73738 1,5848 220,98 −52,17 24,45137 1,56648 228,75 −44,4 24,16118 1,54789 236,52 −36,63 23,86653 1,52901 244,29 −28,86 23,56714 1,50983 252,06 −21,09 23,26267 1,49032 259,82 −13,33 22,95277 1,47047 267,59 −5,56 22,63702 1,45024 275,36 2,21 22,31497 1,42961 283,13 9,98 21,9861 1,40854 290,9 17,75 21,64982 1,387 298,67 25,52 21,30545 1,36493 306,44 33,29 20,9522 1,3423 314,21 41,06 20,58916 1,31904 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 321,98 48,83 20,21524 1,29509 329,75 56,6 19,82916 1,27036 337,52 64,37 19,42937 1,24474 345,29 72,14 19,01396 1,21813 353,06 79,91 18,58057 1,19036 360,83 87,68 18,12619 1,16125 368,6 95,45 17,64688 1,13055 376,36 103,21 17,13739 1,09791 384,13 110,98 16,59034 1,06286 391,9 118,75 15,99495 1,02472 399,67 126,52 15,33426 0,98239 407,44 134,29 14,57891 0,934 415,21 142,06 13,66939 0,87573 422,98 149,83 12,44258 0,79713 430,75 157,6 8,150 0,52213
T° d'auto-inflammation	ininflammable
Point d’éclair	ininflammable
Limites d’explosivité dans l’air	non-explosif
Pression de vapeur saturante	−10 °C : 1,013 bar 20 °C : 3,3 bar 40 °C : 4,4 bar équation[5] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(47.365+{\frac {-4084.5}{T}}+(-3.6469)\times ln(T)+(1.7990E-17)\times T^{6})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 197,67 à 430,75 K. Valeurs calculées : 400 148,62 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 197,67 −75,48 1 674,3 213,21 −59,94 5 731,51 220,98 −52,17 9 869,04 228,75 −44,4 16 308,09 236,52 −36,63 25 970,84 244,29 −28,86 40 005,5 252,06 −21,09 59 800,09 259,82 −13,33 86 988,29 267,59 −5,56 123 447,18 275,36 2,21 171 286,95 283,13 9,98 232 833,47 290,9 17,75 310 604,88 298,67 25,52 407 283,9 306,44 33,29 525 687,53 314,21 41,06 668 736,02 T (K) T (°C) P (Pa) 321,98 48,83 839 422,91 329,75 56,6 1 040 787,81 337,52 64,37 1 275 893,43 345,29 72,14 1 547 808,19 353,06 79,91 1 859 595,31 360,83 87,68 2 214 309,48 368,6 95,45 2 615 001,51 376,36 103,21 3 064 731,62 384,13 110,98 3 566 591,67 391,9 118,75 4 123 736,59 399,67 126,52 4 739 425,44 407,44 134,29 5 417 072,27 415,21 142,06 6 160 307,3 422,98 149,83 6 973 048,97 430,75 157,6 7 859 600
Point critique	78,9 bar, 157,45 °C[6]
Vitesse du son	213 m·s-1 (0 °C,1 atm)[7]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar	248,21 J/mol·K
ΔfH0gaz	−296,84 kJ·mol-1[8]
ΔvapH°	24,94 kJ·mol-1 (1 atm, −10,05 °C); 22,92 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[9]
Cp	équation[5] : ${\displaystyle C_{P}=(8.5743E4)+(5.7443)\times T}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 197,67 à 350 K. Valeurs calculées : 87,456 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 197,67 −75,48 86 880 1 356 207 −66,15 86 932 1 357 212 −61,15 86 961 1 357 217 −56,15 86 990 1 358 223 −50,15 87 024 1 358 228 −45,15 87 053 1 359 233 −40,15 87 081 1 359 238 −35,15 87 110 1 360 243 −30,15 87 139 1 360 248 −25,15 87 168 1 361 253 −20,15 87 196 1 361 258 −15,15 87 225 1 362 263 −10,15 87 254 1 362 268 −5,15 87 282 1 362 273 −0,15 87 311 1 363 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 278 4,85 87 340 1 363 283 9,85 87 369 1 364 289 15,85 87 403 1 364 294 20,85 87 432 1 365 299 25,85 87 461 1 365 304 30,85 87 489 1 366 309 35,85 87 518 1 366 314 40,85 87 547 1 367 319 45,85 87 575 1 367 324 50,85 87 604 1 367 329 55,85 87 633 1 368 334 60,85 87 662 1 368 339 65,85 87 690 1 369 344 70,85 87 719 1 369 350 76,85 87 750 1 370
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	12,349 ± 0,001 eV (gaz)[10]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle {\textit {n}}_{D}^{25}}$ 1,357[4]
Précautions
SGH[11]
Danger H314 et H331 H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H331 : Toxique par inhalation
SIMDUT[12]
A, D1A, E, A : Gaz comprimé tension de vapeur absolue à 50 °C = 900 kPa D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3 E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
0 3 0
Transport
268    1079    Code Kemler : 268 : gaz toxique et corrosif Numéro ONU : 1079 : DIOXYDE DE SOUFRE Classe : 2.3 Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 8 : Matières corrosives
Classification du CIRC
Groupe 3 : inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'humain[13]
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
CL50	3 000 ppm pendant 30 min (souris, inhalation)
Seuil de l’odorat	bas : 0,33 ppm haut : 5 ppm[14]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le dioxyde de soufre est utilisé comme désinfectant, antiseptique, antibactérien, gaz réfrigérant, agent de blanchiment, gaz catalyseur pour les noyaux de fonderie dans le procédé Ashland et comme conservateur de produits alimentaires, notamment pour les fruits secs, dans la production de boissons alcoolisées comme pour l'élaboration du vin.

Structure de la molécule

En bleu, les orbitales des électrons liants (liaisons σ).
En rose, les doublets non liants ou hybridation s.
En vert, les orbitales des électrons liants (liaison πy).

SO₂ est une molécule coudée dans laquelle l'atome de soufre est à l'état d'oxydation +4. Du point de vue de la théorie des orbitales moléculaires, la plupart des électrons de valence sont engagés dans une liaison S=O.

La longueur des liaisons S=O du SO₂ est de 143,1 pm, inférieure à celle de cette liaison dans le monoxyde de soufre SO (148,1 pm).

Par analogie, les liaisons O-O dans l'ozone O₃ (127,8 pm) sont plus longues que dans le dioxygène O₂ (120,7 pm).

De même, l'énergie de liaison moyenne est plus élevée dans SO₂ (548 kJ mol⁻¹) que dans SO (524 kJ mol⁻¹), alors qu'elle est plus faible dans O₃ (297 kJ mol⁻¹) que dans O₂ (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^[16].

Production

Le dioxyde de soufre peut être préparé :

• par combustion du soufre élémentaire :

S + O₂ → SO₂ ;

• par combustion de sulfure d'hydrogène ou de composés organosulfurés :

2 H₂S _(g) + 3 O_{2 (g)} → 2 H₂O _(g) + 2 SO_{2 (g)} ;

• par grillage des minéraux sulfurés comme la pyrite, la sphalérite ou le cinabre :

4 FeS_{2 (s)} + 11 O_{2 (g)} → 2 Fe₂O_{3 (s)} + 8 SO_{2 (g)},

2 ZnS _(s) + 3 O_{2 (g)} → 2 ZnO _(s) + 2 SO_{2 (g)},

HgS _(s) + O_{2 (g)} → Hg _(g) + SO_{2 (g)} ;

• comme produit résiduel de la fabrication du ciment : CaSiO₃ et CaSO₄ sont chauffés avec du coke et du sable (dioxyde de silicium) :

2 CaSO_{4 (s)} + 2 SiO_{2 (s)} + C _(s) → 2 CaSiO_{3 (s)} + 2 SO_{2 (g)} + CO_{2 (g)} ;

• par acide sulfurique chaud sur de la limaille de cuivre

Cu_(s) + 2 H₂SO_{4 (aq)} → CuSO_{4 (aq)} + SO_{2 (g)} + 2 H₂O _(l).

Le dioxyde de soufre dissous dans l'eau est un acide bifonctionnel, et se divise en trois fractions en fonction des équilibres suivants :

H₂O + SO₂  ${\displaystyle \rightleftharpoons }$  H⁺ + HSO₃⁻  ${\displaystyle \rightleftharpoons }$  2 H⁺ + SO₃²⁻.

Ces fractions dépendent de constantes thermodynamiques et du pH du vin.

On obtient également un dégagement de SO₂ en mélangeant du métabisulfite de sodium Na₂S₂O₅ 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^[17] :

Température	−103,15 °C	−98,15 °C	−93,15 °C	−88,15 °C	−83,15 °C	−78,15 °C	−73,15 °C
Pression	0,1 kPa	0,2 kPa	0,3 kPa	0,5 kPa	0,8 kPa	1,3 kPa	2,0 kPa

Température	−68,15 °C	−63,15 °C	−58,15 °C	−53,15 °C	−48,15 °C	−43,15 °C	−38,15 °C
Pression	3,0 kPa	4,4 kPa	6,3 kPa	9,0 kPa	12,6 kPa	17,3 kPa	23,3 kPa

Température	−33,15 °C	−28,15 °C	−23,15 °C	−18,15 °C	−13,15 °C	−8,15 °C	−3,15 °C
Pression	31,1 kPa	40,9 kPa	53,2 kPa	68,3 kPa	86,7 kPa	109 kPa	136 kPa

Température	1,85 °C	6,85 °C	11,85 °C	16,85 °C	21,85 °C	26,85 °C
Pression	168 kPa	205 kPa	249 kPa	300 kPa	359 kPa	426 kPa

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 SOCl₂. Le dioxyde de soufre est obtenu par combustion de soufre ou de pyrites, puis transformé en trioxyde de soufre (SO₃) très pur par oxydation avec de l'air, catalysée par le platine ou du pentoxyde de vanadium. Le SO₃ 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 combustibles fossiles. En effet, du soufre est naturellement contenu dans ces combustibles, et leur combustion génère du SO₂. Il peut aussi provenir de l'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

Émission naturelle, d'origine volcanique, de SO₂.

Le dioxyde de soufre est produit naturellement par les éruptions volcaniques.

Le SO₂ joue plutôt un rôle refroidissant pour la planète, car il peut servir de noyau de nucléation à des aérosols 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 SO₂ 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 5 000 t de SO₂ dans l'air (17 Mt au total, la quantité la plus importante jamais mesurée par des instruments modernes^[18]), 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 (17,1 Mt) étaient comparables à cette émission-record du Pinatubo.

La géoingénierie solaire étudie l'utilisation du SO₂ comme moyen d'enrayer le réchauffement climatique. Les modèles montrent que les aérosols issus de l'injection de grandes quantités de SO₂ dans la stratosphère basse pourraient compenser la montée des températures dans l'ensemble du système terrestre^[19], 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^[20] et risquerait au contraire d'augmenter l'incidence des pluies acides, entre autres causées par la présence de SO₂^[21].

Polluant atmosphérique

Estimations des émissions anthropiques passées issues du pétrole et scénarios prospectifs d'émissions de SO₂. L'estimation de Cofala et al. indique l'effet idéal d'une politique de contrôle des émissions de SO₂ (MFR : réductions maximales possibles) et du seul respect de la législation en vigueur (CLE). Les RCP (Representation Concentration Pathways) sont utilisés dans les simulations CMIP5 du 5^e Rapport d'évaluation du GIEC (2013-2014).

Tendances (sectorielles) des émissions mondiales de SO₂ pour le monde et pour deux zones géo-économiques en développement rapide ; chinoises et indiennes de SO₂ depuis 1990, Tg SO₂. Les échelles diffèrent selon le graphe : l'Inde = environ 1/3 de la Chine.

Cartographie mondiale du dioxyde de soufre le 15 avril 2017. La Chine, l'Inde, les États-Unis, le Canada et l'Europe apparaissent comme les plus pollués par le SO₂ qui est un polluant de fond et l'un des responsables du smog. Il est distribué par les vents et lessivé par les pluies, 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

Évolutions des distributions de sources anthropiques de SO₂ entre 2005 et 2010 (période de la crise des subprimes), avec diminution en bleu, et augmentation en rouge, sur une grille de 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^[22] et est un des responsables des smogs qui affectent les grandes villes industrialisées. Les impacts furent particulièrement sévères au début et milieu du XX^e siècle 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 (métaux lourds, métalloïdes, radionucléides, etc.) ainsi que leur biodisponibilité^[23].

Les émissions de dioxyde de soufre sont (avec les nitrates) des précurseurs des pluies acides mais elles contribuent aussi à la formation d'aérosols atmosphériques qui modifient significativement le climat. En grande partie grâce au programme Acid Rain Program (en) 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 centrales au charbon et au pétrole en particulier en le faisant réagir avec de la chaux pour former du sulfite de calcium :

CaO + SO₂ → CaSO₃

L'oxydation aérobie du CaSO₃ donne du CaSO₄, 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 »^[24].

Le soufre peut aussi être éliminé de certains combustibles (pétrole, gaz) avant même la combustion, ce qui empêche la formation de SO₂ 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 »^[25],[26].

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 XXI^e siècle, 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^[27].

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 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)^[28]. Pour moins subir les retombées acides de la Chine, le Japon a décidé en 2007 de l'aider à développer les énergies propres^[29].

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 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

Dans le vin, le dioxyde de soufre est présent sous forme libre hydratée : H₂SO₃ ou acide sulfureux, qui se combine aux 2/3 à des constituants du vin. On a ainsi SO₂ total = SO₂ libre + SO₂ 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 SO₂ actif ou encore SO₂ moléculaire. Le SO₂ peut être sous forme combinée avec les aldéhydes (éthanal), les cétones (acide alpha-cétoglutarique) et certains sucres 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 :

CH₃CHO + NaH SO₃ → CH₃CHOH-O-SO₂Na

Selon la dose, le dioxyde de soufre inhibe ou arrête le développement des levures et bactéries, 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 Pichia anomala (en) (syn. Hansenula). Diverses méthodes analytiques existent pour doser le SO₂ dans les vins.

Santé et règlementation

Le dioxyde de soufre ou E220 provoquerait un danger pour la santé dans les cas suivants^[30] :

• 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 SO₂ 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 vitamine B₁ (ou thiamine) vers pH = 6, peut provoquer des irritations gastriques, à éviter chez les malades des reins^[31]. Ainsi, la DJA établie par l'OMS est de 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 SO₂ 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 100 mg l⁻¹. Au Canada, la SAQ limite la concentration à 50 ppm l’anhydride sulfureux à l’état libre et à 300 ppm l’anhydride sulfureux à l’état combiné^[32].

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 SO₂ sont moindres mais pour lesquels l'utilisation du SO₂ reste autorisée^[33]. À noter que, comparativement aux autres pays du monde (le Canada, la Suisse ou les États-Unis), les règles d’incorporation du SO₂ au cours de la vinification sont beaucoup plus restrictives, voire plus sévères en Europe. Les producteurs de 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 SO₂ total dans ces différents pays :

Tableau 1 : comparatif du dioxyde de soufre total des vins biologiques au Canada, aux États-Unis et en Suisse^[34]

SO2 en mg/l	NOP (É.-U.) « Made with organic grapes » SO2 total	Bio Canada	Bourgeon Suisse	Demeter SO2 total (5 ans)
Rouge sec (sucre < 5 g l−1)	100	100	120	70
blanc/rosé sec (sucre < 5 g l−1)	100	100	120	90
blanc/rosé sec (sucre < 5 g l−1)	100	150	170	70
Blanc/rosé (sucre > 5 g l−1)	100	150	170	130
Vin de liqueur (sucre > 5 g l−1)	100	250	170	80

Incidents majeurs en France

Le 22 juin 2011 à 7 h 45, un problème technique lors de la fermeture d'une vanne à la raffinerie de Feyzin (appartenant au groupe Total) laissa échapper un grand nuage de dioxyde de soufre poussé par un vent du sud au-dessus de l'agglomération lyonnaise. Plusieurs personnes furent hospitalisées et des entreprises évacuées^[35].

La préfecture, qui cherchait à rassurer la population, recommanda « d’aérer les habitations et les bureaux », donnant ainsi des consignes opposées à celles des pompiers qui conseillaient aux personnes de « rester chez elles et de fermer les fenêtres »^[36].

Notes et références

1. DIOXYDE DE SOUFRE, Fiches internationales de sécurité chimique .
2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
3. (en) David R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 9-50.
4. (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).
5. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50.
6. (en) « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010).
7. (en) W. M Haynes, Handbook of Chemistry and Physics, CRC, 2010-2011, 91^e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773), p. 14-40.
8. (en) Irvin Glassman et Richard A. Yetter, Combustion, Amsterdam/Boston, Elsevier, 2008, 4^e éd., 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2), p. 6.
9. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 2009, 90^e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-4200-9084-0).
10. (en) David R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC, 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 10-205.
11. Numéro index 016-011-00-9 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE n^o 1272/2008 [PDF], 16 décembre 2008.
12. « Dioxyde de soufre » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009.
13. IARC Working Group on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans, « Évaluations Globales de la Cancérogénicité pour l'humain, Groupe 3 : inclassables quant à leur cancérogénicité pour l'humain », sur monographs.iarc.fr, CIRC, 16 janvier 2009 (consulté le 22 août 2009).
14. (en) « Sulfur dioxide », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009).
15. (en) A. F. Holleman et E. Wiberg, « Inorganic Chemistry », Academic Press, San Diego, 2001 (ISBN 0-12-352651-5).
16. (en) Norman N. Greenwood et A. Earnshaw, « Chemistry of the Elements », Butterworth-Heinemann 2^e éd., p. 700, Oxford, 1997 (ISBN 0-08-037941-9).
17. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 2009, 90^e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-4200-9084-0), p. 6-105.
18. Stephen Self et al., The Atmospheric Impact of the 1991 Mount Pinatubo Eruption, Fire and Mud: Eruptions and Lahars of Mount Pinatubo, Philippines, 1997.
19. (en) Peter J. Irvine, Ben Kravitz, Mark G. Lawrence et Helene Muri, « An overview of the Earth system science of solar geoengineering », WIREs Climate Change, vol. 7, n^o 6,‎ novembre 2016, p. 815–833 (ISSN 1757-7780 et 1757-7799, DOI 10.1002/wcc.423, lire en ligne, consulté le 4 août 2022).
20. Phillip Williamson et Carol Turley, « Ocean acidification in a geoengineering context », Philosophical Transactions of the Royal Society A: Mathematical, Physical and Engineering Sciences, vol. 370, n^o 1974,‎ 13 septembre 2012, p. 4317–4342 (PMID 22869801, PMCID PMC3405667, DOI 10.1098/rsta.2012.0167).
21. Jigyasa Prakash, Shashi Bhushan Agrawal et Madhoolika Agrawal, « Global Trends of Acidity in Rainfall and Its Impact on Plants and Soil », Journal of Soil Science and Plant Nutrition, vol. 23, n^o 1,‎ 2023, p. 398–419 (ISSN 0718-9508, PMID 36415481, PMCID 9672585, DOI 10.1007/s42729-022-01051-z, lire en ligne, consulté le 28 août 2023)
22. Sulfur Dioxide, EPA
23. Hogan, C. Michael, « Abiotic factor » in Encyclopedia of Earth, 2010, Emily Monosson et C. Cleveland (éditeurs), National Council for Science and the Environment, Washington DC.
24. (en) Michael R. Lindeburg, Mechanical Engineering Reference Manual for the PE Exam, Belmont, C.A., Professional Publications, Inc, 2006, 1296 p. (ISBN 978-1-59126-049-3), p. 27–3.
25. FAQ's About Sulfur Removal and Recovery using the LO-CAT Hydrogen Sulfide Removal System. gtp-merichem.com
26. 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).
27. May, Walter R., Marine Emissions Abatement, SFA International, Inc., p. 6.
28. China has its worst spell of acid rain, United Press International, 22 septembre 2006.
29. Michel Temman, « Victime de ses rejets, Tokyo aide Pékin à se mettre au vert », Libération, 16 avril 2007, [lire en ligne].
30. Centre canadien d'hygiène et de sécurité au travail.
31. Lire en ligne.
32. Lire en ligne.
33. Règles de vinification bio en France et à l'étranger [PDF], sur millesime-bio.com.
34. Lire en ligne.
35. Lire en ligne.
36. Lire en ligne, sur 20minutes.fr.

Voir aussi

Articles connexes

• Sulfite
• Soufre
• Pluie acide
• Oxysulfure de carbone

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