SO2 y SO3
El SO2 y el SO3, son los óxidos más importantes del oxígeno combinado con azufre.
El SO2, es un gas sin color, y con un olor bastante penetrante, que forma parte importante en la formación de la lluvia ácida. Sus usos principales son como blanqueante, como aditivo alimentario, fungicida, o como antioxidante en la industria del vino, entre otras utilidades.
Además el SO2 es un conocido ácido de Lewis, donde el átomo de azufre actúa como aceptor. Éste forma complejos estables con otras bases fuertes de Lewis, como por ejemplo, la trimetilamina.
El SO2 es un compuesto intermedio que se origina cuando el azufre se quema en el aire con humedad. Actúa como compuestos intermedio cuando distintos sulfuros metálicos reaccionan con el oxígeno del aire, quemándose, para convertirse en otros óxidos que seguidamente se reducirán, pasando de nuevo a ser metales.
Cuando estudiamos las estructuras resonantes del SO2, observamos que los dos enlaces del S-O, son iguales, ya sea en el valore de energía, como en la longitud del enlace intermedio, al ser comparado con los enlaces sencillos S-O y los dobles que tiene lugar en otros tipos de compuestos, como en el caso del ion F^-, donde el complejo resultante, posee un par solitario en el azufre y los cuatro pares electrónicos que se forman dibujan una pirámide trigonal alrededor del átomo de azufre.
El SO3, en cambio, se obtiene a través de oxidación catalítica del SO2, siendo éste compuesto un poderoso agente oxidante. Con respecto a sus homólogos de otros elementos, como el selenio o el teluro (SeO3 y TeO3), se pueden conseguir, aunque éstos sean menos estables de lo que lo es el S^+6.
El SO3 es una base fuerte de Lewis, más aún que el SO2. El carácter más ácido que el SO2 explica que existe como un sólido polímero con puentes de oxígeno a una temperatura y presiones normales.
Los usos más frecuentes del SO3, son como disolvente en disoluciones de tipo ácidas, como por ejemplo, el ácido sulfúrico y las disoluciones de SO3 en dicho ácido, que dan el ácido sulfúrico fumante ( H2S2O7), que se usan como medio ácido oxidante para preparaciones de cationes policalcógenas, como por ejemplo:
8 Se + 5H2SO4 → Se8^2+ + 2 H3O^+ + 4 HSO4^- + SO2
Cuando hablamos de los oxoácidos del SO2, decimos que es un anhídrido del ácido sulfuroso, que generalmente se escribe como H2SO3, pero sin embargo, debería escribirse como SO2. H2O.
La neutralización del ácido sulfuroso SO2. H2O, que tiene lugar poco a poco, da aniones bisulfito y sulfito respectivamente, siendo el sulfito un agente reductor moderado, que viene utilizado como fungicida o como conservante de frutas y verduras.
El pH influye en general, pues el pH de una disolución ejerce un efecto bastante marcado en las disoluciones redox de los oxoaniones, en los casos del SO2 y del SO3, pues el SO2 se reduce de manera fácil en disoluciones de tipo ácido, siendo un buen agente oxidante, en cambio el SO3, es más bien un agente reductor en las disoluciones de tipo básicas.
