Acido solforoso

Acido solforoso
	Formula di struttura
Nome IUPAC
	acido solforoso
Nomi alternativi
	acido triossosolforico(IV); triossosolfato di diidrogeno; solfito di idrogeno
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	H2SO3
Massa molecolare (u)	82,07
Aspetto	soluzione acquosa incolore
Numero CAS	7782-99-2
Numero EINECS	231-973-1
PubChem	1100
SMILES	OS(=O)O
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	1,03 (20 °C)
Costante di dissociazione acida a 298 K	Ka1 = 1,70×10−2; Ka2 = 6,20×10−8
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)	0,5mg/kg (Umano orale)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
	pericolo
Frasi H	332 - 314
Consigli P	260 - 301+330+331 - 303+361+353 - 305+51+338 - 405 - 501
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L'acido solforoso (anche nome IUPAC)^[4] è un ossiacido dello zolfo tetravalente, la cui formula molecolare è H₂SO₃, o anche O=S(OH)₂. Si forma dall'idratazione dell'anidride solforosa (SO₂) secondo una reazione di equilibrio che però è nettamente spostato verso i reagenti:

{\ce {SO2 (g) + H2O (l) <=> H2SO3(aq)}}

K < 10^{–9^[5]}

e in questa riluttanza all'idratazione SO₂ somiglia all'anidride carbonica a dare, in acqua, l'acido carbonico. Inoltre, come nel caso del carbonico, l'acido solforoso non può essere ottenuto concentrando la sua soluzione acquosa. È stato però rivelato in fase gassosa, con particolari tecniche spettrometriche di massa, dove si riscontra che è stabile.^[6] Nell'aria è una specie intermedia nella generazione di piogge acide causata dalle emissioni di SO₂.^[7]^[8]

Proprietà

Nella molecola dell'acido solforoso, dei solfiti e bisolfiti l'atomo di zolfo è allo stato di ossidazione +4, inferiore di due unità al +6 dell'acido solforico e derivati, che sono alquanto stabili e comuni.

A temperatura ambiente la sua soluzione acquosa è incolore, con un odore pungente caratteristico ed è piuttosto corrosivo per i metalli.^[9]

Comportamento acido-base e sali

L'acido solforoso è un acido debole biprotico: a 18 °C pK_a1 = 1,81 e pK_a2 = 6,99.^[5] Può quindi formare due serie di sali, gli idrogenosolfiti (bisolfiti, nella vecchia nomenclatura), con l'anione HSO₃^–, e i solfiti, con il dianione SO₃^2–. Quest'ultimo, non avendo idrogeni, in soluzione acquosa può solo protonarsi, producendo ione OH^– e ione bisolfito; di conseguenza e visto anche il valore della seconda costante di dissociazione, i solfiti alcalini come Na₂SO₃ in acqua sono abbastanza idrolizzati, dando soluzioni alquanto basiche. Lo ione bisolfito è un anfolita e pertanto può sia protonarsi (a dare ione OH^– e acido solforoso) che deprotonarsi (a dare H₃O⁺ e ione solfito): di fatto, le soluzioni di bisolfiti alcalini risultano lievemente acide.

Tautomeria

La spettroscopia di risonanza magnetica nucleare dell'ossigeno-17 (¹⁷O-RMN)^[10] di soluzioni acquose di acido solfidrico ha mostrato che il protone dello ione bisolfito, che di norma viene rappresentato come legato all'ossigeno, è in parte presente anche sullo zolfo e che quindi si instaura per esso un equilibrio prototropico^[11] tra due tautomeri dello ione stesso:^[12]

[H−OSO₂]⁻ ⇌ [H−SO₃]⁻

Esteri (solfiti alchilici/arilici)

Dell'acido solforoso esistono, oltre ai sali, i suoi esteri, i solfiti alchilici o arilici, aventi formula generale R₂SO₃ [cioè, O=S(OR)₂], con R che indica un alchile o un arile e i due gruppi possono anche essere diversi tra loro.

Proprietà riducenti e usi

Per la presenza di un doppietto libero sull'atomo di zolfo S(IV) e per il fatto che lo zolfo esavalente S(VI) è è piuttosto stabile, le soluzioni dell'acido e dei suoi sali si comportano da buoni agenti riducenti e in tali reazioni vengono facilmente ossidati ad acido solforico (H₂SO₄) o solfati (SO₄^2–).^[13] I solfiti e i bisolfiti eliminano facilmente residui di ioni ipoclorito derivanti dalla disinfezione delle acque per uso potabile (clorazione), riducendoli a cloruri (Cl^–); sono impiegati come conservanti alimentari e a volte anche come disinfettanti. L'acido solforoso è un composto nocivo e corrosivo.

Nell'Ottocento alcuni scienziati (Louis Pasteur e Antonio Carpenè) hanno studiato gli effetti dei composti solforosi sui fermenti di liquidi alcoolici come vino e birra per migliorarne la conservazione.

Note

↑ ChemIDPlus Advanced: Sulfurous acid.
↑ scheda dell'acido solforoso su IFA-GESTIS (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019).
↑ Smaltire in accordo alle leggi vigenti.
↑ (EN) PubChem, Sulfurous Acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
1 2 (DE) A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XIII. Die Gruppe der Chalkogene, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, p. 649, ISBN 978-3-11-026932-1.
↑ (EN) D. Sülzle, M. Verhoeven, J. K. Terlouw e H. Schwarz, Generation and Characterization of Sulfurous Acid (H₂SO₃) and of Its Radical Cation as Stable Species in the Gas Phase, in Angew. Chem. Int. Ed. Engl., vol. 27, 1988, pp. 1533-4, DOI:10.1002/anie.198815331.
↑ (EN) McQuarrie, General Chemistry, 2ª ed., Freeman, 1987, p. 243., ISBN 0-7167-1806-5.
↑ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, pp. 698-699, ISBN 0-7506-3365-4.
↑ (EN) PubChem, Sulfurous Acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 7 agosto 2025.
↑ (EN) Ioannis P. Gerothanassis, Oxygen-17 NMR spectroscopy: Basic principles and applications (Part I), in Progress in Nuclear Magnetic Resonance Spectroscopy, vol. 56, n. 2, 1º marzo 2010, pp. 95–197, DOI:10.1016/j.pnmrs.2009.09.002. URL consultato il 7 agosto 2025.
↑ Principles of Prototropic Equilibria, su https://encyclopedia.pub/.
↑ (EN) Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Pearson Prentice Hall, 2008, p. 520, ISBN 978-0-13-175553-6.
↑ (DE) A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XIII. Die Gruppe der Chalkogene, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, p. 651, ISBN 978-3-11-026932-1.

Voci correlate

Altri progetti

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Collegamenti esterni

(EN) sulfurous acid, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
Preparazione dell'anidride solforosa e dell'acido solforoso, su itchiavari.org.

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[1] ChemIDPlus Advanced: Sulfurous acid.

[2] scheda dell'acido solforoso su IFA-GESTIS (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019).

[3] Smaltire in accordo alle leggi vigenti.

[4] (EN) PubChem, Sulfurous Acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.

[:0-5] 1 2 (DE) A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XIII. Die Gruppe der Chalkogene, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, p. 649, ISBN 978-3-11-026932-1.

[6] (EN) D. Sülzle, M. Verhoeven, J. K. Terlouw e H. Schwarz, Generation and Characterization of Sulfurous Acid (H₂SO₃) and of Its Radical Cation as Stable Species in the Gas Phase, in Angew. Chem. Int. Ed. Engl., vol. 27, 1988, pp. 1533-4, DOI:10.1002/anie.198815331.

[7] (EN) McQuarrie, General Chemistry, 2ª ed., Freeman, 1987, p. 243., ISBN 0-7167-1806-5.

[:32-8] (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, pp. 698-699, ISBN 0-7506-3365-4.

[9] (EN) PubChem, Sulfurous Acid, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 7 agosto 2025.

[10] (EN) Ioannis P. Gerothanassis, Oxygen-17 NMR spectroscopy: Basic principles and applications (Part I), in Progress in Nuclear Magnetic Resonance Spectroscopy, vol. 56, n. 2, 1º marzo 2010, pp. 95–197, DOI:10.1016/j.pnmrs.2009.09.002. URL consultato il 7 agosto 2025.

[11] Principles of Prototropic Equilibria, su https://encyclopedia.pub/.

[12] (EN) Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Pearson Prentice Hall, 2008, p. 520, ISBN 978-0-13-175553-6.

[13] (DE) A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XIII. Die Gruppe der Chalkogene, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, p. 651, ISBN 978-3-11-026932-1.

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