Le soufre est un élément chimique assez commun dans la nature (seizième en contenu dans la croûte terrestre et sixième dans les eaux naturelles). Il existe à la fois du soufre natif (l'état libre de l'élément) et ses composés.
Soufre dans la nature
Parmi les minéraux soufrés naturels les plus importants figurent la pyrite de fer, la sphalérite, la galène, le cinabre et l'antimonite. L'océan mondial contient principalement sous forme de sulfates de calcium, de magnésium et de sodium, qui provoquent la dureté des eaux naturelles.
Comment obtient-on le soufre ?
L'extraction des minerais de soufre est réalisée par différentes méthodes. Le principal moyen d'obtenir du soufre est de le fondre directement sur le terrain.
L'exploitation à ciel ouvert implique l'utilisation d'excavatrices pour enlever les couches de roche qui recouvrent le minerai de soufre. Après avoir broyé les couches de minerai par des explosions, elles sont envoyées à la fonderie de soufre.
Dans l'industrie, le soufre est obtenu comme sous-produit des procédés dans les fours de fusion, lors du raffinage du pétrole. Il est présent en grande quantité dans le gaz naturel (commedioxyde de soufre ou sulfure d'hydrogène), dont l'extraction se dépose sur les parois des équipements utilisés. Le soufre finement dispersé capturé à partir du gaz est utilisé dans l'industrie chimique comme matière première pour la fabrication de divers produits.
Cette substance peut également être obtenue à partir de dioxyde de soufre naturel. Pour cela, la méthode Claus est utilisée. Elle consiste en l'utilisation de « fosses à soufre » dans lesquelles le soufre est dégazé. Le résultat est un soufre modifié largement utilisé dans l'industrie de l'asph alte.
Principales modifications allotropiques du soufre
Le soufre est allotrope. Un grand nombre de modifications allotropiques sont connues. Les plus connus sont le soufre rhombique (cristallin), monoclinique (aciculaire) et plastique. Les deux premières modifications sont stables, la troisième se transforme en rhombique une fois solidifiée.
Propriétés physiques caractérisant le soufre
Les molécules de modifications orthorhombiques (α-S) et monocliniques (β-S) contiennent chacune 8 atomes de soufre, qui sont reliés en un cycle fermé par des liaisons covalentes simples.
Dans des conditions normales, le soufre a une modification rhombique. C'est une substance cristalline solide jaune avec une densité de 2,07 g/cm3. Fond à 113°C. La densité du soufre monoclinique est de 1,96 g/cm3, son point de fusion est de 119,3 °C.
Lorsqu'il est fondu, le soufre se dilate et devient un liquide jaune qui vire au brun à 160 °C etse transforme en une masse visqueuse brun foncé lorsqu'elle atteint environ 190 °C. A des températures supérieures à cette valeur, la viscosité du soufre diminue. A environ 300 °C, il repasse à l'état fluide liquide. Cela est dû au fait que pendant le chauffage, le soufre polymérise, augmentant la longueur de la chaîne avec l'augmentation de la température. Et lorsque la température atteint plus de 190°C, on observe la destruction des unités polymères.
Lorsque le soufre fondu est refroidi naturellement dans des creusets cylindriques, ce qu'on appelle le soufre en morceaux se forme - des cristaux rhombiques de grandes tailles, ayant une forme déformée en forme d'octaèdres avec des faces ou des coins partiellement "coupés".
Si la substance fondue est soumise à un refroidissement rapide (par exemple, en utilisant de l'eau froide), on peut alors obtenir du soufre plastique, qui est une masse élastique semblable à du caoutchouc de couleur brunâtre ou rouge foncé avec une densité de 2,046 g /cm 3. Cette modification, contrairement au rhombique et au monoclinique, est instable. Progressivement (sur plusieurs heures), il change de couleur en jaune, devient cassant et se transforme en rhombique.
Lorsque la vapeur de soufre (fortement chauffée) est congelée avec de l'azote liquide, sa modification violette se forme, qui est stable à des températures inférieures à moins 80 °C.
Le soufre ne se dissout pratiquement pas dans le milieu aquatique. Cependant, il se caractérise par une bonne solubilité dans les solvants organiques. Mauvais conducteur d'électricité et de chaleur.
Le point d'ébullition du soufre est de 444,6 °C. Le processus d'ébullition s'accompagne de la libération de vapeurs jaune orangé, composées principalement de molécules S8, qui, lors d'un chauffage ultérieur, se dissocient, entraînant la formation de formes d'équilibre S 6, S4 et S2. De plus, lorsqu'elles sont chauffées, les grosses molécules se décomposent et, à des températures supérieures à 900 degrés, les paires ne sont pratiquement constituées que de molécules S2, se dissociant en atomes à 1500 ° С.
Quelles sont les propriétés chimiques du soufre ?
Le soufre est un non-métal typique. chimiquement actif. Les propriétés oxydantes-réductrices du soufre se manifestent en relation avec une variété d'éléments. Lorsqu'il est chauffé, il se combine facilement avec presque tous les éléments, ce qui explique sa présence obligatoire dans les minerais métalliques. Les exceptions sont Pt, Au, I2, N2 et les gaz inertes. Les états d'oxydation que le soufre présente dans les composés sont -2, +4, +6.
Les propriétés du soufre et de l'oxygène le font brûler dans l'air. Le résultat de cette interaction est la formation d'anhydrides sulfureux (SO2) et sulfurique (SO3), qui sont utilisés pour produire des composés sulfureux et sulfuriques. acides.
À température ambiante, les propriétés réductrices du soufre ne se manifestent que par rapport au fluor, dans la réaction avec laquelle se forme l'hexafluorure de soufre:
S + 3F2=SF6.
Lorsqu'il est chauffé (sous forme de fonte), il interagit avec le chlore, le phosphore, le silicium et le carbone. À la suite de réactions avec l'hydrogène, en plus du sulfure d'hydrogène, il forme des sulfanes combinés avec unformule H2SX.
Les propriétés oxydantes du soufre sont observées lors de l'interaction avec les métaux. Dans certains cas, des réactions assez violentes peuvent être observées. Suite à l'interaction avec les métaux, des sulfures (composés sulfureux) et des polysulfures (métaux polysulfureux) se forment.
Lorsqu'il est chauffé pendant une longue période, il réagit avec les acides oxydants concentrés, s'oxydant en même temps.
Ensuite, considérons les principales propriétés des composés soufrés.
Dioxyde de soufre
L'oxyde de soufre (IV), également appelé dioxyde de soufre et anhydride sulfureux, est un gaz (incolore) à l'odeur piquante et asphyxiante. Il a tendance à se liquéfier sous pression à température ambiante. SO2 est un oxyde d'acide. Il se caractérise par une bonne solubilité dans l'eau. Dans ce cas, un acide sulfureux faible et instable se forme, qui n'existe qu'en solution aqueuse. À la suite de l'interaction du dioxyde de soufre avec les alcalis, des sulfites se forment.
Il a une activité chimique assez élevée. Les plus prononcées sont les propriétés chimiques réductrices de l'oxyde de soufre (IV). De telles réactions s'accompagnent d'une augmentation de l'état d'oxydation du soufre.
Les propriétés chimiques oxydantes de l'oxyde de soufre apparaissent en présence d'agents réducteurs puissants (comme le monoxyde de carbone).
Trioxyde de soufre
Trioxyde de soufre (anhydride sulfurique) - le plus haut oxyde de soufre (VI). Dans des conditions normales, c'est un liquide incolore et volatil avec une odeur suffocante. A la capacité de geler à des températuresen dessous de 16,9 degrés. Dans ce cas, un mélange de différentes modifications cristallines de trioxyde de soufre solide est formé. Les propriétés hygroscopiques élevées de l'oxyde de soufre le font "fumer" dans l'air humide. En conséquence, des gouttelettes d'acide sulfurique se forment.
Sulfure d'hydrogène
Le sulfure d'hydrogène est un composé chimique binaire d'hydrogène et de soufre. H2S est un gaz toxique incolore caractérisé par un goût sucré et une odeur d'œuf pourri. Il fond à moins 86 °С, bout à moins 60 °С. Thermiquement instable. À des températures supérieures à 400 °C, le sulfure d'hydrogène se décompose en S et H2. Il se caractérise par une bonne solubilité dans l'éthanol. Il est peu soluble dans l'eau. À la suite de la dissolution dans l'eau, de l'acide sulfurique faible se forme. Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant.
Inflammable. Lorsqu'il brûle dans l'air, une flamme bleue peut être observée. À des concentrations élevées, il peut réagir avec de nombreux métaux.
Acide sulfurique
L'acide sulfurique (H2SO4) peut être de concentration et de pureté différentes. À l'état anhydre, c'est un liquide incolore, inodore et huileux.
La température à laquelle la substance fond est de 10 °C. Le point d'ébullition est de 296 °C. Il se dissout bien dans l'eau. Lorsque l'acide sulfurique est dissous, des hydrates se forment et une grande quantité de chaleur est dégagée. Le point d'ébullition de toutes les solutions aqueuses àpression 760 mmHg. De l'art. dépasse 100 °C. Une augmentation du point d'ébullition se produit avec une augmentation de la concentration de l'acide.
Les propriétés acides d'une substance se manifestent lors de l'interaction avec des oxydes et des bases basiques. H2SO4 est un acide dibasique, grâce auquel il peut former à la fois des sulfates (sels moyens) et des hydrosulfates (sels acides), la plupart des qui sont solubles dans l'eau.
Les propriétés de l'acide sulfurique se manifestent le plus clairement dans les réactions redox. Cela est dû au fait que dans la composition de H2SO4 le soufre a le degré d'oxydation le plus élevé (+6). Un exemple de la manifestation des propriétés oxydantes de l'acide sulfurique est la réaction avec le cuivre:
Cu + 2H2SO4 =CuSO4 + 2H 2O + SO2.
Soufre: des propriétés utiles
Le soufre est un oligo-élément indispensable aux organismes vivants. Il fait partie intégrante des acides aminés (méthionine et cystéine), des enzymes et des vitamines. Cet élément participe à la formation de la structure tertiaire de la protéine. La quantité de soufre lié chimiquement contenue dans les protéines varie de 0,8 à 2,4 % en poids. Le contenu de l'élément dans le corps humain est d'environ 2 grammes pour 1 kg de poids (c'est-à-dire qu'environ 0,2% est du soufre).
Les propriétés utiles du microélément ne peuvent guère être surestimées. Protégeant le protoplasme sanguin, le soufre est une aide active de l'organisme dans la lutte contre les bactéries nocives. La coagulation du sang dépend de sa quantité, c'est-à-dire que l'élément aidemaintenir un niveau suffisant. Le soufre joue également un rôle important dans le maintien des valeurs normales de la concentration de bile produite par l'organisme.
Souvent appelé le "minéral de beauté" car il est essentiel au maintien d'une peau, d'ongles et de cheveux sains. Le soufre a la capacité de protéger le corps contre divers types d'impacts environnementaux négatifs. Cela aide à ralentir le processus de vieillissement. Le soufre nettoie le corps des toxines et protège contre les radiations, ce qui est particulièrement important à l'heure actuelle, compte tenu de la situation environnementale actuelle.
Des quantités insuffisantes de microéléments dans le corps peuvent entraîner une mauvaise excrétion des toxines, une immunité et une vitalité réduites.
Le soufre participe à la photosynthèse bactérienne. C'est un composant de la bactériochlorophylle et le sulfure d'hydrogène est une source d'hydrogène.
Soufre: propriétés et applications industrielles
Le soufre le plus utilisé est la production d'acide sulfurique. De plus, les propriétés de cette substance permettent de l'utiliser pour la vulcanisation du caoutchouc, comme fongicide en agriculture, et même comme médicament (soufre colloïdal). De plus, le soufre est utilisé pour la production d'allumettes et de compositions pyrotechniques, il fait partie des compositions soufre-bitume pour la production d'asph alte au soufre.
