Le soufre est-il soluble ? Soufre et ses composés. Le soufre dans l'histoire

Le soufre et ses composés font partie des classes de pesticides les plus importantes.
Le soufre est un solide jaune. Il existe des variétés cristallines et amorphes. Le soufre ne se dissout pas dans l'eau, il se dissout bien dans le sulfure de carbone, l'aniline, le phénol, le benzène, l'essence et mal dans l'alcool et le chloroforme. À des températures élevées, il se combine avec l'oxygène, les métaux et de nombreux non-métaux. Disponible sous forme de poudre mouillante à 80-90 %, de soufre colloïdal à 70-75 % et de soufre broyé.
Soufre moulu ne se dissout pas dans l'eau et en est mal mouillé.
Soufre colloïdal Il est bien mouillé avec de l'eau et, lorsqu'il est secoué ou agité, crée des suspensions troubles persistantes. S'évapore faiblement et lentement.
Produit et transporté dans des fûts en métal et en bois ; et également dans des sacs en papier traités avec une substance imperméable. Lorsqu'il est stocké dans des récipients en vrac, le soufre colloïdal sèche, se transforme en grumeaux, puis se mélange très mal à l'eau.
En élevage, le soufre colloïdal est utilisé pour lutter contre la psoroptose chez les bovins en pulvérisant sur les animaux une suspension aqueuse à 3% avec une consommation de 3 à 4 litres par animal, deux fois, avec un intervalle de 7 à 10 jours.
Le soufre est peu toxique. L'intoxication aiguë lorsque l'on travaille avec est exclue. Cependant, une inhalation prolongée peut provoquer des problèmes respiratoires.
Boutures de soufre- du soufre fondu transformé en forme cylindrique. Allumé. Lorsque 1,4 g sont brûlés, on obtient 1 litre de dioxyde de soufre. L'effet antiparasitaire du soufre est dû à la formation de dioxyde de soufre, de sulfure d'hydrogène, d'oxygène, en présence d'humidité, d'alcalis et de composés organiques. À des concentrations de 5 à 8 %, le soufre a un effet adoucissant, kératoplastique, anti-inflammatoire et un faible anti-démangeaison, et à des concentrations élevées, en raison de la formation d'acides sulfurique et sulfureux, des effets irritants, desséchants et kératolytiques se développent. Les boutures de soufre sont utilisées pour traiter les animaux souffrant de gale, de trichophytose, de microsporie, de furonculose, de séborrhée, d'eczéma, de dermatite sous forme de pommade au soufre purifié à 10-30 % ou de pommade au soufre précipité à 5-10 et 20 %, ainsi que sous forme de liniments et de poussières.
Pour traiter la gale, utilisez une pommade au soufre (soufre 6 parts, savon vert - 8, carbonate de potassium - 1 et vaseline - 10 parts).
Soufre purifié- le soufre, débarrassé de toutes impuretés, est produit sous forme de poudre dans des récipients soigneusement fermés. Le soufre purifié a un effet antiparasitaire et antidote contre de nombreuses intoxications. Il est utilisé dans tous les cas comme soufre de coupe.
Soufre précipité- purifié de nombreuses impuretés. Allumé. Lorsqu'il est brûlé, du dioxyde de soufre se forme, qui a des effets antiparasitaires et insecticides. La pharmacodynamique et le mécanisme d'action sont les mêmes que ceux de la coupe du soufre. Disponible sous forme de poudre, dans des pots bien fermés.
Sulfate de sodium- une substance soufrée à effet antiparasitaire. Le mécanisme d'action est la formation de dioxyde de soufre et de soufre lors de l'interaction de molécules de thiosulfate de sodium avec une molécule d'acides ou de sels d'acide, ce qui entraîne une modification brusque des processus redox chez les parasites.
Il est produit sous forme de poudre, qui doit être conservée dans un récipient bien fermé.
Démos- un médicament acaricide, qui comprend du soufre et des composants auxiliaires. Il s'agit d'un liniment marron clair avec une faible odeur spécifique. Le médicament est produit dans des flacons en verre ou en plastique d'une capacité de 10, 15 et 20 ml. Conservez les démos à une température de 0-25°C dans un endroit à l’abri de la lumière. Durée de conservation - 2 ans à compter de la date de fabrication.
Demos est actif contre les acariens sarcoptoïdes - les agents responsables de la gale psoroptique chez le lapin, de la gale otodectique chez les carnivores, de la notoédrose chez le chat, ainsi que contre l'agent causal de la démodécie chez le chien.
Le médicament a une faible toxicité pour les animaux à sang chaud, il n'a pas d'effet irritant ou sensibilisant.
Lors du traitement d'animaux atteints de gale des oreilles, nettoyez d'abord soigneusement les oreillettes des croûtes avec un tampon imbibé d'alcool de camphre, puis injectez 1,5 à 3,0 ml de démos dans l'oreillette à l'aide d'une pipette et massez légèrement l'oreillette à la base. Si d'autres parties du corps sont touchées, le médicament est frotté sur les zones touchées à l'aide d'un coton-tige à raison de 0,1 à 0,3 cm de peau saine adjacente.
Les animaux présentant de grandes zones de lésions cutanées sont traités en 2 doses, à 1 jour d'intervalle, en appliquant le médicament d'abord sur une moitié puis sur l'autre moitié de la surface affectée du corps.
Plison(disulfure de diphényle), C12H10S2. Obtenu en mélangeant de l'huile de charbon 22-42%, du sulfure de diphényle 6-10%, un émulsifiant OP-7 (colophane) ou OP-10 (néonol) - 15-20% et de l'eau jusqu'à 100%. Le disulfure de diphényle est produit comme sous-produit dans la production de phénols de goudron de houille.
Plizon est un liquide huileux homogène de couleur foncée. L'émulsion aqueuse de ce médicament est stable 4 heures à température ambiante. Le médicament est peu toxique ; lorsqu’il est appliqué par voie cutanée, la DL50 est de 12 500 mg/kg. L'émulsion de plison à 0,5 % (concentration thérapeutique) est bien tolérée par les moutons et ne s'accompagne pas de modifications de l'image morphologique du sang. Plizone 2% provoque une diminution de l'activité de la cholinestérase et de la phosphatase alcaline dès le premier jour après l'achat, sans manifestation de signes cliniques de toxicose.
Plizon, selon les recherches d'O.D. Yanyshevsky et al., est excrété par les organes et tissus internes des moutons traités avec une émulsion à 0,5 % après 40 jours et par la graisse après 65 jours. Chez les animaux traités avec une émulsion de plison à 0,25 %, le disulfure de diphényle était absent dans les organes internes et tissus après 20 jours. Il persiste sur la laine de mouton jusqu'à 5 mois à raison de 15,1 mg/kg. Il n'est pas excrété dans le lait des brebis allaitantes.
Lépran- un produit soufré issu du traitement du goudron de houille benzothiophène. Le liquide est de couleur brun foncé avec une odeur d'huile de charbon. Lorsqu'il est mélangé à de l'eau, le lépran forme une émulsion brun clair stable. Le médicament se compose de benzothiophène - 10-14%, de charbon 57-64, d'émulsifiant 25-30 et d'eau jusqu'à 100%. Le lépran est peu toxique, sa DL50 à l'achat de mouton est de 14 250 mg/kg. Le coefficient de cumul est supérieur à 5,28, ce qui indique de faibles propriétés cumulées et ne présente pas de propriétés allergènes ou irritantes pour la peau et les muqueuses. Lors du traitement des moutons (achat unique) avec une émulsion de léprane à 2 % (0,22 % DDV), selon une étude de B.A. Timofeev, le médicament n'a pas de propriétés mutagènes, ne modifie pas les paramètres hématologiques de la phosphatase, les indicateurs vétérinaires et sanitaires de la qualité de la viande ovine. 50 jours après le traitement, le benzothiophène n'est pas détecté dans les organes et tissus des moutons, la viande peut être libérée et vendue à des fins alimentaires. Le benzothiophène n'est pas excrété dans le lait ; le médicament peut être utilisé pour traiter les brebis gestantes et allaitantes.
En cas d'empoisonnement d'animaux avec des médicaments contenant du soufre, du charbon actif, de la magnésie brûlée et un laxatif sont utilisés en interne.

Le soufre se dissout bien dans la térébenthine. Il est plus ou moins soluble dans de nombreux autres liquides organiques. Par exemple, dans 100 g d'éther, environ 0,2 g de soufre sont dissous dans des conditions normales.

Le soufre pur n'est pas toxique. Une prise en petite quantité par voie interne favorise la résorption des abcès et est utile notamment pour les hémorroïdes. A la dose d'environ 1 g, il est parfois prescrit comme laxatif. Le corps humain ne devient pas dépendant du soufre, mais sa consommation à long terme peut nuire au fonctionnement du foie et des intestins. Le soufre très finement broyé (précipité) est inclus dans un certain nombre de pommades destinées aux soins de la peau et au traitement des maladies de la peau.

Expériences intéressantes d'utilisation du soufre dans la construction. Le soufre fondu est mélangé à de la fibre de verre et refroidi. Le résultat est un matériau de construction durable qui ne laisse pas passer l'humidité et le froid.

Le soufre peut servir d'exemple le plus simple d'électret, une substance capable de maintenir une charge électrique pendant une longue période (y compris un signe différent sur les surfaces opposées) et de créer un champ électrique dans l'espace environnant. L'état électret est généralement obtenu en chauffant puis en refroidissant des plaques d'une substance appropriée dans un champ électrique suffisamment puissant. Les électrets sont comme des analogues électriques des aimants permanents et trouvent de nombreuses utilisations pratiques.

Les états de valence les plus caractéristiques du soufre sont -2, 0, +4 et +6. Un diagramme des potentiels redox correspondant aux transitions entre eux est donné ci-dessous :

Valeur -2 0 +4 +6

Milieu acide +0,14 +0,45 +0,17

Environnement alcalin -0,48 -0,61 -0,91

Au froid, le soufre est relativement inerte (il se combine énergétiquement uniquement avec le fluor), mais lorsqu'il est chauffé, il devient très chimiquement actif - il réagit avec le chlore et le brome (mais pas avec l'iode), l'oxygène, l'hydrogène et les métaux. À la suite de réactions de ce dernier type, il se forme les composés soufrés correspondants, par exemple :

Fe + S = FeS + 96 kJ

Le soufre ne se combine pas avec l'hydrogène dans des conditions ordinaires. Ce n'est que lorsqu'il est chauffé qu'une réaction réversible se produit :

H2 + S = H2S + 21kJ

dont l'équilibre, à environ 350 °C, se déplace vers la droite et, avec l'augmentation de la température, vers la gauche. En pratique, le sulfure d'hydrogène est généralement obtenu par action d'acides dilués sur le sulfure de fer :

PANATHENEA, dans l'ancienne Attique, fêtes en l'honneur de la déesse Athéna (Grande Panathénée - une fois tous les 4 ans, Petite - chaque année). Le programme comprenait : le rite principal - une procession vers l'acropole, des sacrifices et des compétitions (gymnastique, équestre, poétique et musicale).

ENQUÊTE, une méthode de collecte d'informations primaires sur des faits objectifs et (ou) subjectifs à partir des propos du répondant. Dans la recherche sociale, les enquêtes par sondage sont généralement utilisées (voir Exemple d'observation) pour étudier l'opinion publique, la demande des consommateurs, etc. Les principaux moyens sont les questionnaires et les entretiens.

QUATRIÈME CONVERSION, en métallurgie - transformation complémentaire du métal (principalement des produits laminés) obtenu après les trois premières étapes de transformation : laminage à froid du métal, profilage de bandes (réalisation de profilés cintrés), emboutissage, application de revêtements de protection, ainsi que la production de la quincaillerie et certains produits ménagers.

Les chalcogènes sont un groupe d'éléments auquel appartient le soufre. Son symbole chimique est S, première lettre du nom latin Soufre. La composition d'une substance simple s'écrit à l'aide de ce symbole sans index. Considérons les principaux points concernant la structure, les propriétés, la production et l'utilisation de cet élément. Les caractéristiques du soufre seront présentées de la manière la plus détaillée possible.

Caractéristiques générales et différences des chalcogènes

Le soufre appartient au sous-groupe de l'oxygène. Il s'agit du 16e groupe dans la forme moderne à longues périodes du système périodique (PS). La version obsolète du numéro et de l'index est VIA. Noms des éléments chimiques du groupe, symboles chimiques :

• oxygène (O);
• soufre (S);
• le sélénium (Se);
• tellure (Te);
• polonium (Po).

La coque électronique externe des éléments ci-dessus a la même structure. Au total, il en contient 6 qui peuvent participer à la formation de liaisons chimiques avec d’autres atomes. Les composés hydrogène correspondent à la composition H 2 R, par exemple, H 2 S est du sulfure d'hydrogène. Noms d'éléments chimiques qui forment deux types de composés avec l'oxygène : le soufre, le sélénium et le tellure. Les formules générales des oxydes de ces éléments sont RO 2, RO 3.

Les chalcogènes correspondent à des substances simples dont les propriétés physiques diffèrent considérablement. Les chalcogènes les plus courants dans la croûte terrestre sont l'oxygène et le soufre. Le premier élément forme deux gaz, le second des solides. Le polonium, un élément radioactif, est rarement trouvé dans la croûte terrestre. Dans le groupe allant de l'oxygène au polonium, les propriétés non métalliques diminuent et les propriétés métalliques augmentent. Par exemple, le soufre est un non-métal typique, tandis que le tellure a un éclat métallique et une conductivité électrique.

Élément n°16 du tableau périodique D.I. Mendeleïev

La masse atomique relative du soufre est de 32,064. Parmi les isotopes naturels, le 32 S est le plus courant (plus de 95 % en poids). On trouve en plus petites quantités des nucléides de masses atomiques 33, 34 et 36. Caractéristiques du soufre par position dans le PS et structure atomique :

• numéro de série - 16 ;
• la charge du noyau atomique est de +16 ;
• rayon atomique - 0,104 nm;
• énergie d'ionisation -10,36 eV ;
• électronégativité relative - 2,6 ;
• état d'oxydation dans les composés - +6, +4, +2, -2 ;
• valence - II(-), II(+), IV(+), VI (+).

Le soufre est dans la troisième période ; les électrons d'un atome sont situés à trois niveaux d'énergie : au premier - 2, au deuxième - 8, au troisième - 6. Tous les électrons externes sont de valence. Lorsqu'il interagit avec des éléments plus électronégatifs, le soufre cède 4 ou 6 électrons, acquérant des états d'oxydation typiques de +6, +4. Dans les réactions avec l'hydrogène et les métaux, l'atome attire les 2 électrons manquants jusqu'à ce que l'octet soit rempli et qu'un état stable soit atteint. dans ce cas, il est réduit à -2.

Propriétés physiques des formes allotropiques rhombiques et monocliniques

Dans des conditions normales, les atomes de soufre sont reliés les uns aux autres selon un angle pour former des chaînes stables. Ils peuvent être fermés en anneaux, ce qui suggère l'existence de molécules de soufre cycliques. Leur composition est reflétée par les formules S 6 et S 8.

Les caractéristiques du soufre doivent être complétées par une description des différences entre les modifications allotropiques ayant des propriétés physiques différentes.

Le rhombique, ou soufre α, est la forme cristalline la plus stable. Ce sont des cristaux jaune vif constitués de molécules S 8. La densité du soufre rhombique est de 2,07 g/cm3. Des cristaux monocliniques jaune clair sont formés de β-soufre d'une densité de 1,96 g/cm3. Le point d'ébullition atteint 444,5°C.

Préparation de soufre amorphe

De quelle couleur est le soufre à l’état plastique ? C'est une masse brun foncé, complètement différente de la poudre ou des cristaux jaunes. Pour l'obtenir, il faut faire fondre du soufre orthorhombique ou monoclinique. À des températures supérieures à 110°C, un liquide se forme ; en chauffant davantage, il s'assombrit et à 200°C, il devient épais et visqueux. Si vous versez rapidement du soufre fondu dans de l'eau froide, il se solidifiera pour former des chaînes en zigzag dont la composition est reflétée par la formule S n.

Solubilité du soufre

Quelques modifications dans le sulfure de carbone, le benzène, le toluène et l'ammoniac liquide. Si les solutions organiques sont refroidies lentement, des cristaux de soufre monoclinique en forme d’aiguille se forment. Lorsque les liquides s’évaporent, des cristaux transparents jaune citron de soufre rhombique sont libérés. Ils sont fragiles et peuvent être facilement réduits en poudre. Le soufre ne se dissout pas dans l'eau. Les cristaux coulent au fond du récipient et la poudre peut flotter à la surface (non mouillée).

Propriétés chimiques

Les réactions présentent les propriétés non métalliques typiques de l'élément n°16 :

• le soufre oxyde les métaux et l'hydrogène et est réduit en ion S 2- ;
• la combustion dans l'air et l'oxygène produit du dioxyde et du trioxyde de soufre, qui sont des anhydrides d'acide ;
• lors d'une réaction avec un autre élément plus électronégatif - le fluor - le soufre perd également ses électrons (s'oxyde).

Soufre libre dans la nature

En termes d'abondance dans la croûte terrestre, le soufre occupe la 15ème place parmi les éléments chimiques. La teneur moyenne en atomes S représente 0,05 % de la masse de la croûte terrestre.

De quelle couleur est le soufre dans la nature (natif) ? C'est une poudre jaune clair avec une odeur caractéristique ou des cristaux jaunes avec un éclat vitreux. Des gisements sous forme de placers, des couches cristallines de soufre se trouvent dans les zones de volcanisme ancien et moderne : en Italie, en Pologne, en Asie centrale, au Japon, au Mexique et aux États-Unis. On trouve souvent de belles druses et des monocristaux géants lors de l'exploitation minière.

Sulfure d'hydrogène et oxydes dans la nature

Dans les zones volcaniques, des composés gazeux soufrés remontent à la surface. La mer Noire à plus de 200 m de profondeur est sans vie en raison de la libération de sulfure d'hydrogène H 2 S. La formule de l'oxyde de soufre est divalente - SO 2, trivalente - SO 3. Les composés gazeux répertoriés sont présents dans certains gisements de pétrole, de gaz et d’eaux naturelles. Le soufre est un composant du charbon. Il est nécessaire à la construction de nombreux composés organiques. Lorsque le blanc d’un œuf de poule pourrit, du sulfure d’hydrogène est libéré, c’est pourquoi on dit souvent que ce gaz a une odeur d’œuf pourri. Le soufre est un élément biogénique ; il est nécessaire à la croissance et au développement des humains, des animaux et des plantes.

L'importance des sulfures et sulfates naturels

La caractérisation du soufre serait incomplète si l'on ne disait pas que l'élément ne se trouve pas seulement sous forme de substances simples et d'oxydes. Les composés naturels les plus courants sont les sels de sulfure d’hydrogène et d’acide sulfurique. Des sulfures de cuivre, de fer, de zinc, de mercure et de plomb se trouvent dans les minéraux sphalérite, cinabre et galène. Les sulfates comprennent les sels de sodium, de calcium, de baryum et de magnésium, formés dans la nature par des minéraux et des roches (mirabilite, gypse, sélénite, barytine, kiesérite, epsomite). Tous ces composés sont utilisés dans divers secteurs de l’économie, comme matières premières pour la transformation industrielle, comme engrais et comme matériaux de construction. Certains hydrates cristallins revêtent une grande importance médicale.

Reçu

La substance jaune à l’état libre se trouve dans la nature à différentes profondeurs. Si nécessaire, le soufre est fondu à partir des roches, non pas en les remontant à la surface, mais en pompant de l'eau surchauffée dans les profondeurs. Une autre méthode implique la sublimation à partir de roches concassées dans des fours spéciaux. D'autres méthodes impliquent une dissolution avec du sulfure de carbone ou une flottation.

Les besoins industriels en soufre sont importants, c'est pourquoi ses composés sont utilisés pour obtenir la substance élémentaire. Dans le sulfure d'hydrogène et les sulfures, le soufre est sous forme réduite. L'état d'oxydation de l'élément est -2. Le soufre est oxydé, augmentant cette valeur à 0. Par exemple, selon la méthode Leblanc, le sulfate de sodium est réduit avec le charbon en sulfure. Ensuite, du sulfure de calcium en est obtenu, traité avec du dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau. Le sulfure d'hydrogène obtenu est oxydé avec l'oxygène de l'air en présence d'un catalyseur : 2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S. La détermination du soufre obtenu par différentes méthodes donne parfois de faibles valeurs de pureté. Le raffinage ou la purification s'effectue par distillation, rectification et traitement avec des mélanges d'acides.

Application du soufre dans l'industrie moderne

Le soufre granulé est utilisé pour divers besoins de production :

1. Production d'acide sulfurique dans l'industrie chimique.
2. Production de sulfites et de sulfates.
3. Production de préparations pour la nutrition des plantes, luttant contre les maladies et les ravageurs des cultures agricoles.
4. Les minerais contenant du soufre sont traités dans des usines minières et chimiques pour produire des métaux non ferreux. Une production connexe est la production d’acide sulfurique.
5. Introduction à la composition de certains types d'acier pour leur conférer des propriétés particulières.
6. Merci, ils reçoivent du caoutchouc.
7. Production d'allumettes, de pièces pyrotechniques, d'explosifs.
8. Utiliser pour la préparation de peintures, pigments, fibres artificielles.
9. Blanchiment des tissus.

Toxicité du soufre et de ses composés

Les particules de poussière à l'odeur désagréable irritent les muqueuses de la cavité nasale et des voies respiratoires, les yeux et la peau. Mais la toxicité du soufre élémentaire n'est pas considérée comme particulièrement élevée. L'inhalation de sulfure d'hydrogène et de dioxyde peut provoquer une intoxication grave.

Si lors du grillage des minerais soufrés dans les usines métallurgiques, les gaz d'échappement ne sont pas captés, ils pénètrent dans l'atmosphère. En combinaison avec les gouttes et la vapeur d'eau, les oxydes de soufre et d'azote donnent naissance à ce que l'on appelle les pluies acides.

Le soufre et ses composés en agriculture

Les plantes absorbent les ions sulfate avec la solution du sol. Une diminution de la teneur en soufre entraîne un ralentissement du métabolisme des acides aminés et des protéines dans les cellules vertes. Par conséquent, les sulfates sont utilisés pour fertiliser les cultures agricoles.

Pour désinfecter les poulaillers, les sous-sols et les magasins de légumes, la substance simple est brûlée ou les locaux sont traités avec des préparations modernes contenant du soufre. L'oxyde de soufre possède des propriétés antimicrobiennes utilisées depuis longtemps dans la production de vins et dans la conservation des légumes et des fruits. Les préparations à base de soufre sont utilisées comme pesticides pour lutter contre les maladies et les ravageurs des cultures agricoles (oïdium et tétranyques).

Application en médecine

Les grands guérisseurs antiques Avicenne et Paracelse attachaient une grande importance à l'étude des propriétés médicinales de la poudre jaune. Plus tard, il a été constaté qu'une personne qui ne recevait pas suffisamment de soufre dans ses aliments s'affaiblissait et éprouvait des problèmes de santé (notamment des démangeaisons et une desquamation de la peau, un affaiblissement des cheveux et des ongles). Le fait est que sans soufre, la synthèse des acides aminés, de la kératine et des processus biochimiques dans le corps est perturbée.

Le soufre médical est inclus dans les onguents pour le traitement des maladies de la peau : acné, eczéma, psoriasis, allergies, séborrhée. Les bains au soufre peuvent soulager les douleurs causées par les rhumatismes et la goutte. Pour une meilleure absorption par l'organisme, des préparations hydrosolubles contenant du soufre ont été créées. Il ne s’agit pas d’une poudre jaune, mais d’une substance blanche finement cristalline. Lorsque ce composé est utilisé en externe, il entre dans la composition d’un produit cosmétique destiné aux soins de la peau.

Le plâtre est utilisé depuis longtemps pour immobiliser les parties blessées du corps humain. prescrit comme médicament laxatif. La magnésie abaisse la tension artérielle, ce qui est utilisé dans le traitement de l'hypertension.

Le soufre dans l'histoire

Même dans les temps anciens, une substance jaune non métallique attirait l’attention des humains. Mais il faudra attendre 1789 pour que le grand chimiste Lavoisier découvre que les poudres et les cristaux présents dans la nature étaient composés d'atomes de soufre. On croyait que l’odeur désagréable produite par sa combustion repoussait tous les mauvais esprits. La formule de l'oxyde de soufre obtenu lors de la combustion est SO 2 (dioxyde). C'est un gaz toxique et son inhalation est dangereuse pour la santé. Les scientifiques expliquent plusieurs cas d'extinction massive de populations de villages entiers sur les côtes et dans les plaines par la libération de sulfure d'hydrogène ou de dioxyde de soufre du sol ou de l'eau.

L’invention de la poudre noire a accru l’intérêt militaire pour les cristaux jaunes. De nombreuses batailles ont été gagnées grâce à la capacité des artisans à combiner le soufre avec d'autres substances au cours du processus de fabrication. Le composé le plus important - l'acide sulfurique - a également appris à être utilisé il y a très longtemps. Au Moyen Âge, cette substance était appelée huile de vitriol et les sels étaient appelés vitriol. Le sulfate de cuivre CuSO 4 et le sulfate de fer FeSO 4 n'ont toujours pas perdu leur importance dans l'industrie et l'agriculture.

Le soufre est répandu sur Terre. De nombreux gisements de soufre à l'état libre se trouvent au Mexique, en Pologne, sur l'île de Sicile, aux États-Unis, en URSS et au Japon. Les gisements de soufre en Pologne sont les deuxièmes au monde, ils sont estimés à 110 millions de tonnes et sont presque aussi bons que ceux du Mexique. Les gisements en Pologne n'ont été pleinement évalués qu'en 1951, le développement a commencé en 1957. En 1970, 2,6 millions de tonnes étaient déjà produites, puis la production annuelle a atteint 5 millions de tonnes.

Le soufre est un composant de divers minéraux : on le trouve dans l’eau de mer sous forme de sulfites. Les organismes végétaux et animaux contiennent du soufre lié aux protéines ; dans le charbon, formé à partir de plantes, le soufre se trouve lié à des composés organiques ou sous forme de composés avec le fer (pyrite de soufre FeS2). Le lignite peut contenir jusqu'à 6 % de soufre. L'industrie de transformation du charbon de la RDA reçoit chaque année 100 000 tonnes de soufre pour l'épuration des cokeries, de l'eau et du gaz des générateurs.

Dissoudre le soufre

La vapeur de soufre réagit avec le charbon chaud pour former du disulfure de carbone CS2 (disulfure de carbone), un liquide inflammable à l'odeur désagréable. Il est indispensable dans la production de soie artificielle et d'agrafes. Le soufre, connu pour être insoluble dans l'eau et se dissout en faible quantité dans le benzène, l'alcool ou l'éther, est parfaitement soluble dans le sulfure de carbone.

Si vous évaporez lentement une solution d'une petite quantité de soufre dans le sulfure de carbone sur un verre de montre, vous obtiendrez de gros cristaux dits orthorhombiques ou -soufre. Mais n'oublions pas l'inflammabilité et la toxicité du sulfure de carbone, alors éteignez tous les brûleurs et placez le verre de la montre sous le courant d'air ou devant la fenêtre.

Le soufre est situé dans le groupe VIa du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev.
Le niveau d'énergie externe du soufre contient 6 électrons, qui ont 3s 2 3p 4. Dans les composés avec des métaux et de l'hydrogène, le soufre présente un état d'oxydation négatif des éléments -2, dans les composés avec de l'oxygène et d'autres non-métaux actifs - positif +2, +4, +6. Le soufre est un non-métal typique ; selon le type de transformation, il peut être un agent oxydant et un agent réducteur.

Trouver du soufre dans la nature

Le soufre se trouve à l’état libre (natif) et sous forme liée.

Les composés soufrés naturels les plus importants :

FeS 2 - pyrite de fer ou pyrite,

ZnS - blende de zinc ou sphalérite (wurtzite),

PbS - lustre au plomb ou galène,

HgS - cinabre,

Sb 2 S 3 - stibine.

De plus, le soufre est présent dans le pétrole, le charbon naturel, les gaz naturels et les eaux naturelles (sous forme d’ions sulfate et détermine la dureté « permanente » de l’eau douce). Un élément vital pour les organismes supérieurs, partie intégrante de nombreuses protéines, est concentré dans les cheveux.

Modifications allotropiques du soufre

Allotropie- c'est la capacité d'un même élément à exister sous différentes formes moléculaires (les molécules contiennent différents nombres d'atomes du même élément, par exemple O 2 et O 3, S 2 et S 8, P 2 et P 4, etc. ).

Le soufre se distingue par sa capacité à former des chaînes et des cycles d’atomes stables. Les plus stables sont les S8, qui forment du soufre orthorhombique et monoclinique. Il s'agit de soufre cristallin, une substance jaune cassante.

Les chaînes ouvertes contiennent du soufre plastique, une substance brune, obtenue par refroidissement brutal du soufre fondu (le soufre plastique devient cassant au bout de quelques heures, acquiert une couleur jaune et se transforme progressivement en rhombique).

1) rhombique - S 8

t°pl. = 113°C; r = 2,07 g/cm3

La modification la plus stable.

2) monoclinique - aiguilles jaune foncé

t°pl. = 119°C; r = 1,96 g/cm3

Stable à des températures supérieures à 96°C ; dans des conditions normales, il se transforme en rhombique.

3) plastique - masse caoutchouteuse (amorphe) brune

Instable, en durcissant il se transforme en rhombique

Obtention du soufre

1. La méthode industrielle consiste à fondre le minerai à la vapeur.
2. Oxydation incomplète du sulfure d'hydrogène (avec manque d'oxygène) :

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

1. La réaction de Wackenroeder :

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Propriétés chimiques du soufre

Propriétés oxydantes du soufre
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Le soufre réagit avec les substances alcalines sans chauffer :

S + O 2 – t° → S +4 O 2

2S + 3O 2 – t° ; pt → 2S +6 O 3

4) (sauf l'iode) :

S+Cl2 → S +2 Classe 2

S + 3F2 → SF6

Avec des substances complexes :

5) avec des acides - agents oxydants :

S + 2H 2 SO 4 (conc) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O

S+6HNO3(conc.) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Réactions de disproportion :

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) le soufre se dissout dans une solution concentrée de sulfite de sodium :

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 thiosulfate de sodium