# Oxyde de soufre

Les oxydes de soufre sont les différents types de composés contenant du soufre et de l'oxygène, et dont la structure suit la formule générale S$_x$O$_y$. Aujourd'hui on recense treize oxydes de soufre, les plus stables étant SO$_2$ et SO$_3$. Les composés S$_2$O, S$_2$O$_2$, SO$_4$ et SO sont entre autres instables. Ce dernier se décompose totalement en moins d'une seconde.

## Exemples

| Nom | Formule brute | Nombre d'oxydation |
| Dioxyde d'heptathiépane | S$_7$O$_2$ | 0, +II |
| Monoxyde de disoufre | S$_2$O | 0, +II |
| Monoxyde de soufre | SO | +II |
| Dioxyde de disoufre (en) | S$_2$O$_2$ | +II |
| Dioxyde de soufre | SO$_2$ | +IV |
| Trioxyde de soufre | SO$_3$ | +VI |
| Tétroxyde de soufre | SO$_4$ | +VI |
SO$_2$ et SO$_3$ sont les oxydes présents à température ambiante. Ce sont des molécules très importantes dans l'industrie chimique : ce sont les précurseurs de l'acide sulfurique qui est le composé minéral le plus utilisé dans le monde. Ces oxydes sont aussi des polluants atmosphériques formés dans les installations de combustion, ils interviennent par exemple dans le phénomène des pluies acides ou dans la formation du smog dans les zones urbaines.
SO est observé à haute température, il existe sous forme condensée à température ambiante et dimérise sous forme de S$_2$O$_2$.

## Composés S$_n$O

Les composés S$_n$O (où 5<n<10) sont des monoxydes. Leur structure est basée sur le cycle S$_n$ correspondant, l'atome d'oxygène est greffé sur le cycle.
Ces composés sont orange/jaune foncé.
| Formule brute | Couleur à 25 °C | Point de fusion (°C) |
| S$_6$O | jaune | 39 |
| S$_7$O | orange | 55 |
| S$_8$O | orange | 78 (décomposition) |
| S$_9$O | jaune | 32-34 |
| S$_{10}$O | orange | 51 (décomposition) |
Ce sont des solides cristallisés qui sont modérément solubles dans des solvants tels que le disulfure de carbone ou le dichlorométhane, les solutions sont instables à température ambiante et S$_n$O se décompose principalement en SO$_2$ et en soufre élémentaire.

### Production

Ils peuvent être obtenus par oxydation de cyclo-S$_n$ correspondant (en solution dans CS$_2$) par CF$_3$CO$_2$H (−10 °C). Les proportions de S$_n$O obtenues restent faibles (10-20 %). Le monoxyde S$_5$O n'a jamais été isolé par cette technique. S$_8$O peut être obtenu par réaction de OSCl$_2$ et H$_2$S$_7$ dans CS$_2$ à −40 °C.

## SO$_2$

SO$_2$ est un gaz toxique incolore. Une concentration atmosphérique supérieure à 5 ppm devient très dangereuse pour l'Homme mais pour certaines plantes, celle-ci est nocive dès 1 ou 2 ppm.

### Production

SO$_2$ est obtenu commercialement par combustion de S, H$_2$S ou par chauffage de FeS$_2$. SO$_2$ est également obtenu comme sous-produit indésirable lors de la combustion du charbon par exemple.

### Utilisations

La majeure partie de la production de SO$_2$ est utilisée pour former de l'acide sulfurique par les réactions :
    SO$_2$ + $^1$⁄$_2$ O$_2$ → SO$_3$
    SO$_3$ + H$_2$O → H$_2$SO$_4$.
SO$_2$ intervient également dans la production des sulfites (sels de H$_2$SO$_3$) et des dithionites (S$_2$O$_4$$^{2−}$). Ses utilisations sont diverses : désinfectant, solvant, réfrigérant, etc. SO$_2$ est également un très bon ligand. Il possède neuf modes de coordination.