Soufre

SERA    s; g.

1.   Élément chimique (S); substance jaune inflammable (utilisée dans l'industrie, l'armée, l'agriculture, la médecine).

2.   Un corps gras jaune s'est formé sur les parois du conduit auditif. Nettoyez les oreilles du soufre.

◁    Gris (voir).

(soufre lat.) élément chimique   Groupes VI du système périodique. Cristaux jaunes. Il est stable en deux modifications - rhombique (densité 2,07 g / cm 3, t   pl 112,8 ° C) et monoclinique (densité 1,96 g / cm 3, t   pl 119 ° C). Il est insoluble dans l'eau. Il est stable dans l'air; lors de la combustion donne du SO 2, sous forme de sulfures avec des métaux. Dans la nature - soufre natif, sulfures, sulfates. Le soufre est fondu à partir de minerais indigènes; ils sont également obtenus en oxydant l'air avec du sulfure d'hydrogène contenu dans les gaz naturels, le pétrole, les cokeries et d'autres méthodes. Environ 50% du soufre va à l'acide sulfurique, 25% aux sulfites (utilisés dans l'industrie papetière), le reste pour lutter contre les maladies des plantes, la vulcanisation, la synthèse des colorants, la production d'allumettes, etc.

SERA (soufre lat.), S, élément chimique de numéro atomique 16, masse atomique 32 066. Le symbole chimique du soufre S se prononce "es". Le soufre naturel se compose de quatre nucléides stables. (voir   NUCLIDE): 32 S (teneur 95,084% en poids), 33 S (0,74%), 34 S (4,16%) et 36 S (0,016%). Le rayon de l'atome de soufre est de 0,104 nm. Les rayons des ions sont les suivants: ion S 2–0.170 nm (numéro de coordination 6), ion S 4+ 0,051 nm (numéro de coordination 6) et ion S 6+ 0,026 nm (numéro de coordination 4). Les énergies d'ionisation séquentielle de l'atome de soufre neutre de S 0 à S 6+ sont respectivement de 10,36, 23,35, 34,8, 47,3, 72,5 et 88,0 eV. Le soufre est situé dans le groupe VIA du système périodique de D. I. Mendeleev, dans la 3e période, et appartient au nombre de chalcogènes. Configuration de la couche électronique externe 3 s 2 3p 4   . Les états d'oxydation les plus caractéristiques des composés –2, +4, +6 (valences II, IV et VI, respectivement). La valeur de l'électronégativité du soufre selon Pauling est de 2,6. Le soufre est l'un des non-métaux.
Sous sa forme libre, le soufre est un cristal cassant jaune ou une poudre jaune.
Contexte historique
Le soufre se trouve dans la nature à l'état libre (natif), il était donc connu de l'homme déjà dans les temps anciens. Le soufre a attiré l'attention par sa coloration caractéristique, la couleur bleue de la flamme et l'odeur spécifique résultant de la combustion (l'odeur du dioxyde de soufre). On croyait que la combustion du soufre chassait les mauvais esprits. La Bible parle de l'utilisation du soufre pour purifier les pécheurs. L'homme du Moyen Âge, l'odeur de "soufre" était associée aux enfers. L'utilisation de soufre brûlant pour la désinfection est mentionnée par Homer. Dans la Rome antique, les tissus étaient blanchis à l'aide de dioxyde de soufre.
Le soufre est utilisé depuis longtemps en médecine - des patients ont été fumigés avec sa flamme, il a été inclus dans diverses pommades pour le traitement des maladies de la peau. Au XIe siècle Avicenne (Ibn Sina (voir   IBN SINA)), puis les alchimistes européens ont estimé que les métaux, y compris l'or et l'argent, étaient constitués de soufre et de mercure dans des proportions différentes. Par conséquent, le soufre a joué un rôle important dans les efforts des alchimistes pour trouver la «pierre philosophale» et transformer les métaux communs en précieux. Au XVIe siècle Paracelse (voir   PARACELS)   Il considérait le soufre avec le mercure et le «sel» comme l'un des principaux «principes» de la nature, «l'âme» de tous les corps.
L'importance pratique du soufre a fortement augmenté après l'invention de la poudre noire (dont le soufre est nécessairement inclus). En 673, les Byzantins, défendant Constantinople, incendièrent la flotte ennemie à l'aide du soi-disant feu grec - un mélange de salpêtre, de soufre, de goudron et d'autres substances - dont la flamme n'était pas éteinte par l'eau. Au Moyen Âge, la poudre noire était utilisée en Europe, de composition similaire à un mélange de feu grec. Depuis lors, l'utilisation généralisée du soufre à des fins militaires a commencé.
Le composé soufré le plus important est connu depuis longtemps acide sulfurique. L'un des créateurs de la iatrochimie (voir   JATROCHEMISTRY), le moine Vasily Valentin, au XVe siècle. décrit en détail la production d'acide sulfurique par calcination du sulfate de fer (l'ancien nom de l'acide sulfurique est l'huile de vitriol).
La nature élémentaire du soufre a été établie en 1789 par A. Lavoisier (voir   LAVOISIER Antoine Laurent). Les noms des composés chimiques contenant du soufre contiennent souvent le préfixe «thio» (par exemple, le réactif Na 2 S 2 O 3 utilisé en photographie est appelé thiosulfate de sodium). L'origine de ce préfixe est liée au nom grec du soufre - theion.
Être dans la nature
  Le soufre est assez répandu dans la nature. Dans la croûte terrestre, sa teneur est estimée à 0,05% en poids. Des gisements importants se trouvent souvent dans la nature. soufre natif (généralement près des volcans); en Europe, ils sont situés dans le sud de l'Italie, en Sicile. De grands gisements de soufre natif sont disponibles aux États-Unis (dans les États de la Louisiane et du Texas), ainsi qu'en Asie centrale, au Japon et au Mexique. Dans la nature, le soufre se trouve à la fois en vrac et sous forme de couches cristallines, formant parfois des groupes incroyablement beaux de cristaux jaunes translucides (les soi-disant drusen).
Dans les zones volcaniques, l'évolution du sulfure d'hydrogène H 2 S à partir du sol est souvent observée; dans les mêmes régions, l'hydrogène sulfuré se trouve sous forme dissoute dans les eaux sulfuriques. Les gaz volcaniques contiennent souvent aussi gaz acide   SO 2.
À la surface de notre planète, les dépôts de divers composés sulfurés sont très répandus. Les plus courants d'entre eux sont: la pyrite de fer (pyrite (voir   Pyrite)) FeS 2, pyrite de cuivre (chalcopyrite) CuFeS 2, éclat de plomb (voir   GALENITE)   PbS, cinabre (voir   CINÉMA)   HgS, sphalérite (voir   Sphalérite)   ZnS et sa modification cristalline wurtzit (voir   WURZCIT)antimonite (voir   ANTIMONIT)   Sb 2 S 3 et autres. De nombreux gisements de sulfates divers sont également connus, par exemple le sulfate de calcium (gypse CaSO 4 · 2H 2 O et CaSO 4 anhydrite), le sulfate de magnésium MgSO 4 (sel amer), le sulfate de baryum BaSO 4 (barytine), le sulfate de strontium SrSO 4 (célestine), sulfate de sodium Na 2 SO 4 · 10H 2 O (mirabilite), etc.
Les charbons contiennent en moyenne de 1,0 à 1,5% de soufre. Le soufre peut également faire partie du pétrole. Un certain nombre de dépôts de gaz combustible naturel (par exemple, Astrakhan) contiennent du sulfure d'hydrogène en tant que mélange.
Le soufre fait référence aux éléments nécessaires aux organismes vivants, car il est un composant essentiel des protéines. Les protéines contiennent 0,8-2,4% (en poids) de soufre chimiquement lié. Les plantes obtiennent du soufre des sulfates contenus dans le sol. Les odeurs désagréables résultant de la décomposition des cadavres d'animaux sont principalement dues à la libération de composés soufrés (sulfure d'hydrogène et mercaptans (voir   Thiols)) se sont formés lors de la décomposition des protéines. Environ 8,7 · 10 -2% de soufre est présent dans l'eau de mer.
Obtenir
  Le soufre est obtenu principalement en le fondant à partir de roches contenant du soufre natif (élémentaire). La méthode dite géotechnique vous permet d'obtenir du soufre sans soulever le minerai à la surface. Cette méthode a été proposée à la fin du XIXe siècle. Le chimiste américain G. Frasch, qui avait pour tâche d'extraire le soufre des gisements du sud des États-Unis à la surface de la terre, où le sol sablonneux compliquait fortement sa production par la méthode traditionnelle de la mine.
Frash a suggéré d'utiliser de la vapeur surchauffée pour soulever le soufre à la surface. La vapeur surchauffée est fournie par un tuyau à une couche souterraine contenant du soufre. Le soufre fond (son point de fusion est légèrement inférieur à 120 ° C) et monte vers le haut à travers un tuyau situé à l'intérieur de celui par lequel la vapeur d'eau est pompée sous terre. Afin d'assurer la montée du soufre liquide, l'air comprimé est pompé à travers le tuyau intérieur le plus fin.
Selon une autre méthode (thermique), particulièrement populaire au début du XXe siècle. en Sicile, le soufre est fondu, ou sublimé, à partir de roches concassées dans des fours à argile spéciaux.
Il existe d'autres méthodes d'extraction du soufre natif de la roche, par exemple par extraction au disulfure de carbone ou par des méthodes de flottation.
Du fait que la demande industrielle en soufre est très élevée, des méthodes ont été développées pour sa production à partir de sulfure d'hydrogène H 2 S et de sulfates.
Méthode d'oxydation du sulfure d'hydrogène en soufre élémentaire   a d'abord été développé au Royaume-Uni, où des quantités importantes de soufre ont été apprises à partir du Na 2 CO 3 restant après avoir reçu la soude selon la méthode du chimiste français N. Leblanc (voir   LEBLAN Nicola)   sulfure de calcium CaS. La méthode Leblanc est basée sur la réduction du sulfate de sodium avec du charbon en présence de calcaire CaCO 3.
Na 2 SO 4 + 2C \u003d Na 2 S + 2CO 2;
Na 2 S + CaCO 3 \u003d Na 2 CO 3 + CaS.
La soude est ensuite lessivée avec de l'eau et une suspension aqueuse de sulfure de calcium peu soluble est traitée avec du dioxyde de carbone:
CaS + CO 2 + H 2 O \u003d CaCO 3 + H 2 S
Le sulfure d'hydrogène H 2 S résultant dans un mélange avec de l'air est passé dans un four au-dessus du lit de catalyseur. De plus, en raison de oxydation incomplète   il se forme du sulfure d'hydrogène sulfuré:
2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S
Une méthode similaire est utilisée pour obtenir du soufre élémentaire à partir de sulfure d'hydrogène associé aux gaz naturels.
La technologie moderne nécessitant du soufre de haute pureté, des méthodes efficaces de raffinage du soufre ont été développées. Dans ce cas, en particulier, des différences dans le comportement chimique du soufre et des impuretés sont utilisées. Ainsi, l'arsenic et le sélénium sont éliminés en traitant le soufre avec un mélange d'acides nitrique et sulfurique.
En utilisant des méthodes basées sur la distillation et la rectification, il est possible d'obtenir du soufre très pur avec une teneur en impuretés de 10 –5 –10 –6% en poids.
Physique et propriétés chimiques
Les atomes de soufre ont la capacité unique de former des chaînes homo stables, c'est-à-dire des chaînes constituées uniquement d'atomes S (l'énergie de liaison S-S est d'environ 260 kJ / mol). Les chaînes homo de soufre ont une forme en zigzag, car les électrons situés dans les atomes voisins sur les p-orbitales mutuellement perpendiculaires participent à leur formation. Ces chaînes peuvent atteindre une longue longueur, ou inversement former des anneaux fermés S 20, S 8, S 6, S 4.
Par conséquent, le soufre forme plusieurs dizaines de modifications à la fois cristallines et amorphes, différant à la fois par la composition des molécules et des chaînes de polymère, et par la façon dont elles sont conditionnées à l'état solide.
Sous une pression normale et des températures allant jusqu'à 98,38 ° C, l'a-modification du soufre est stable (sinon cette modification est appelée rhombique), formant des cristaux jaune citron. Son réseau cristallin est orthorhombique, paramètres de cellules unitaires a \u003d 1,04646, b \u003d 1,288660, c \u003d 2,4486 nm. La densité de 2,07 kg / DM 3. Au-dessus de 95,39 ° C, la modification b du soufre (le soi-disant soufre monoclinique) est stable. À température ambiante, les paramètres des cellules unitaires du monoclinique b-S a \u003d 1,090, b \u003d 1,096, c \u003d 1,102 nm, t \u003d 83,27 ° С. Densité B-s   1,96 kg / dm 3.
Les structures des modifications a et b du soufre contiennent des molécules S 8 cycliques non planes à huit chaînons. Ces molécules sont un peu comme des couronnes.
Ces deux modifications du soufre diffèrent par l'orientation mutuelle des molécules S 8 dans le réseau cristallin.
Une autre modification du soufre - le soi-disant soufre rhomboédrique - peut être obtenue en versant une solution de thiosulfate de sodium Na 2 S 2 O 3 dans de l'acide chlorhydrique concentré à 0 ° C, suivie d'une extraction du soufre avec du toluène (voir   TOLUOLE). Après évaporation du solvant, des cristaux rhomboédriques apparaissent contenant des molécules S 6 sous forme de chaise.
Le soufre amorphe (densité 1,92 g / cm 3) et le soufre plastique caoutchouteux sont obtenus par refroidissement brutal du soufre fondu (versant la masse fondue dans l'eau froide). Ces modifications sont constituées de chaînes en zigzag irrégulières S n. Avec un vieillissement prolongé à des températures de 20 à 95 ° C, toutes les modifications du soufre sont converties en a-soufre.
Le point de fusion du a-soufre rhombique est de 112,8 ° C et le b-soufre monoclinique est de 119,3 ° C. Dans les deux cas, un liquide jaune se déplaçant facilement se noircit à une température d'environ 160 ° C; sa viscosité augmente et, à des températures supérieures à 200 ° C, le soufre fondu devient brun foncé et visqueux, comme la résine. Cela s'explique par le fait qu'au premier cycle, les molécules S 8 sont détruites dans la masse fondue. Les fragments résultants se combinent pour former de longues chaînes S µ de plusieurs centaines de milliers d'atomes. Un échauffement supplémentaire du soufre fondu (au-dessus de 250 ° C) entraîne une rupture partielle des chaînes et le liquide redevient plus mobile. Dans la fig. La dépendance en température de la viscosité du soufre liquide est montrée. Aux alentours de 190 ° C, sa viscosité est environ 9 000 fois supérieure à 160 ° C.
À une température de 444,6 ° C, le soufre fondu bout. Selon la température, des molécules de S 8, S 6, S 4 et S 2 se retrouvent dans ses vapeurs. Un changement dans la composition des molécules provoque un changement de la couleur de la vapeur de soufre du jaune orangé au jaune paille. À des températures supérieures à 1500 ° C, les molécules de S 2 se dissocient en atomes.
Les molécules S 2 sont paramagnétiques (voir   PARAMAGNÉTIQUE)   et sont construits de manière similaire à la molécule d'O 2. Dans tous les autres états, le soufre est diamagnétique (voir   DIAMANT).
Le soufre est pratiquement insoluble dans l'eau. Certaines de ses modifications se dissolvent dans les liquides organiques (toluène, benzène) et particulièrement bien dans le disulfure de carbone CS 2 et l'ammoniac liquide NH 3.
Le soufre est un non-métal assez actif. Même avec un chauffage modéré, il oxyde de nombreuses substances simples, mais il est également assez facilement oxydé par l'oxygène et les halogènes.
S + O 2 \u003d SO 2, S + 3F 2 \u003d SF 6,
2S + Cl 2 \u003d S 2 Cl 2 (mélangé avec SCl 2)
Avec l'hydrogène, lorsqu'il est chauffé, le soufre forme du sulfure d'hydrogène H 2 S et dans une petite quantité de sulfanes (composés de la composition H 2 S n):
H 2 + S H 2 S.
Exemples de réactions du soufre avec les métaux:
2Na + S \u003d Na 2 S, Ca + S \u003d CaS, Fe + S \u003d FeS
Les sulfures formés dans ces réactions ne sont pas caractérisés par une composition constante mais, en règle générale, variable. Ainsi, la composition du sulfure de calcium peut changer en continu dans la gamme de CaS à CaS 5. Polysulfures du type CaS n ou Na 2 S n lorsqu'ils réagissent, par exemple, avec de l'acide chlorhydrique sous forme de sulfanes H 2 S   n   et la valeur de n peut aller de 1 à environ 10.
L'acide sulfurique concentré oxyde le soufre en SO 2 lorsqu'il est chauffé:
S + 2H 2 SO 4 \u003d 2H 2 O + 3SO 2.
La vodka impériale (un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique) oxyde le soufre en acide sulfurique.
Acide nitrique dilué acide chlorhydrique   sans agents oxydants et l'acide sulfurique à froid avec le soufre n'entrent pas en interaction. Lorsqu'il est chauffé dans de l'eau bouillante ou des solutions alcalines, le soufre est disproportionné:
3S + 6NaOH 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O;
Le soufre peut rejoindre les sulfures
Na 2 S + (n - 1) S \u003d Na 2 S n
et aux sulfites:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
À la suite de cette réaction, le thiosulfate de sodium Na 2 S 2 O 3 est formé de sulfite de sodium Na 2 SO 3.
Lorsqu'il est chauffé, le soufre réagit avec presque tous les éléments sauf les gaz inertes, l'iode, l'azote, le platine et l'or.
Plusieurs oxydes de soufre sont connus. En plus du dioxyde de soufre stable SO 2 [autres noms: dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, dioxyde de soufre (IV)] et trioxyde de soufre SO 3 [autres noms: gaz sulfureux, dioxyde de soufre, oxyde de soufre (VI)], oxydes instables S 2 O (lors du passage du courant SO 2 à travers une décharge luminescente) et S 8 O (lorsque H 2 S interagit avec SOCl 2). Les peroxydes SO 4 et S 2 O 7 sont formés en faisant passer du SO 2 en mélange avec de l'oxygène à travers une décharge luminescente ou en raison de l'oxydation du SO 2 par l'ozone.
Le dioxyde de soufre acide SO 2 correspond à un acide instable de concentration moyenne H 2 SO 3 (acide sulfureux):
H 2 O + SO 2 H 2 SO 3,
et trioxyde de soufre acide SO 3 - acide sulfurique dibasique fort (voir   ACIDE SULFURIQUE)   H 2 SO 4:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
L'acide sulfurique H 2 SO 3 et le sulfurique H 2 SO 4 correspondent à deux rangées de sels: acides [respectivement hydrosulfites NaHSO 3, Ca (HSO 3) 2, etc. et hydrosulfates KHSO 4, NaHSO 4 et autres] et moyens [sulfites Na 2 SO 3, K 2 SO 3 et sulfates CaSO 4, Fe 2 (SO 4) 3].
Le soufre fait partie de nombreux composés organiques (voir les articles Thiophène (voir   Thiophène)Thiols (voir   Thiols)   et autres).
Candidature
  Environ la moitié du soufre produit est utilisé pour la production d'acide sulfurique, environ 25% est utilisé pour produire des sulfites, 10-15% pour la lutte antiparasitaire des cultures (principalement le raisin et le coton) (la solution de sulfate de cuivre CuSO 4 · 5H 2 O ), environ 10% est utilisé par l'industrie du caoutchouc pour vulcaniser le caoutchouc. Le soufre est utilisé dans la fabrication de colorants et de pigments, d'explosifs (il fait toujours partie de la poudre à canon), de fibres artificielles, de luminophores (voir   LUMINOPHORS). Le soufre est utilisé dans la production d'allumettes, car il fait partie de la tête d'allumette. Le soufre contient encore des onguents qui traitent les maladies de la peau. Pour donner aux aciers des propriétés spéciales, de petits additifs au soufre y sont introduits (bien que, en règle générale, un mélange de soufre dans les aciers ne soit pas souhaitable).
Rôle biologique
  Le soufre est constamment présent dans tous les organismes vivants, étant un nutriment important (voir   ÉLÉMENTS BIOGÉNIQUES). Sa teneur dans les plantes est de 0,3 à 1,2%, chez les animaux de 0,5 à 2% (les organismes marins contiennent plus de soufre que les organismes terrestres). L'importance biologique du soufre est déterminée principalement par le fait qu'il fait partie des acides aminés méthionine (voir   Méthionine)   et la cystéine (voir   Cystéine)   et donc dans la composition des peptides (voir   PEPTIDES)   et les protéines. Les liaisons disulfure –S - S– dans les chaînes polypétides participent à la formation de la structure spatiale des protéines, et les groupes sulfhydryle (–SH) jouent un rôle important dans les centres actifs des enzymes. De plus, le soufre pénètre dans les molécules d'hormones, substances importantes. On trouve beaucoup de soufre dans la kératine, les cheveux, les os et les tissus nerveux. Composés inorganiques   Le soufre est essentiel à la nutrition minérale des plantes. Ils servent de substrats. réactions oxydativesréalisée par des bactéries soufrées naturelles (voir   SÉROBACTÉRIES).
Le corps d'une personne moyenne (poids corporel 70 kg) contient environ 1402 g de soufre. Les besoins quotidiens d'un adulte en soufre sont d'environ 4.
Cependant, dans son impact négatif sur l'environnement et les humains, le soufre (plus précisément ses composés) est l'un des premiers endroits. La principale source de pollution par le soufre est la combustion de charbon et d'autres combustibles contenant du soufre. Dans le même temps, environ 96% du soufre contenu dans le carburant pénètre dans l'atmosphère sous forme de dioxyde de soufre SO 2.
Dans l'atmosphère, le dioxyde de soufre s'oxyde progressivement en oxyde de soufre (VI). Les deux oxydes - à la fois l'oxyde de soufre (IV) et l'oxyde de soufre (VI) - interagissent avec la vapeur d'eau pour former une solution acide. Ensuite, ces solutions précipitent sous forme de pluies acides. Une fois dans le sol, les eaux acides inhibent le développement de la faune et des plantes du sol. En conséquence, des conditions défavorables sont créées pour le développement de la végétation, en particulier dans les régions du nord, où la pollution chimique s'ajoute au climat rigoureux. En conséquence, les forêts meurent, l'herbe est perturbée et l'état des plans d'eau se détériore. Les pluies acides détruisent les monuments en marbre et autres matériaux; de plus, ils détruisent même les bâtiments en pierre et les produits métalliques. Par conséquent, diverses mesures doivent être prises pour empêcher les composés soufrés de pénétrer dans l'atmosphère. Pour ce faire, le pétrole et les produits pétroliers sont purifiés des composés soufrés et les gaz formés lors de la combustion du carburant sont nettoyés.
Le soufre en lui-même sous forme de poussière irrite les muqueuses, les organes respiratoires et peut provoquer des maladies graves. MAC de soufre dans l'air 0,07 mg / m 3.

Épouses l'une des substances simples (simples, indécomposables), fossile fusible et hautement combustible de naissance volcanique; comme marchandise, son nom est: soufre combustible. La poudre à canon est fabriquée à partir de salpêtre et de soufre, avec du charbon. Couper le soufre coulé dans des baguettes. | Soufre, soufre ... Dictionnaire explicatif de Dahl

SERA   - SOUFRE, Soufre, chim. élément VI gr. Système Mendeleïev, symbole S, numéro de série 16, à. c. 32.07. Connu depuis l'Antiquité. Dans la nature, il se présente sous forme de dépôts d'eau (neptunique) et volcanique. origine. On le trouve également dans ... Grande encyclopédie médicale

SERA   - chem. élément, symbole S (soufre lat.), à. n 16, à. M. 32.06. Existe sous forme de plusieurs modifications allotropes; parmi eux, le soufre de modification monoclinique (densité 1960 kg / m3, mp \u003d 119 ° С) et le soufre rhombique (densité 2070 kg / m3, ίπι \u003d 112.8 ... ... Grande encyclopédie polytechnique

  - (noté S), un élément chimique du groupe VI de la TABLE PERIODIQUE, un non-métal connu de l'antiquité. Il se produit dans la nature à la fois sous la forme d'un élément séparé et sous la forme de minéraux sulfurés, tels que GALENITE et PYRITE, et de minéraux sulfatés, ... ... Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique

Dans la mythologie des Celtes irlandais, Sera est le père de Partalon (voir chapitre 6). Selon certaines sources, c'est Sera, et non Partalon, qui était l'époux de Dilgnade. (

Placement d'électrons dans les orbitales de la couche externe

Il y a 6 électrons de valence à l'atome de soufre, donc les cera peuvent former jusqu'à 6 liaisons de valence. L'atome de soufre a un rayon plus grand et présente donc moins d'électronégativité par rapport à l'oxygène. Les états d'oxydation qui peuvent se produire dans les réactions redox sont S 0, S -2, S +4, S +6.

■ 68. Écrivez les équations des réactions du soufre avec des substances simples, qui sont mentionnées dans le passage lu, Ces réactions sont-elles redox? Donnez une réponse motivée.
69. Quel est le degré d'oxydation du soufre dans les composés contenant de l'hydrogène et des métaux?
70. Quel type dans les composés soufrés avec des métaux?.
71. Pourquoi le zinc et l'aluminium ne peuvent-ils pas être obtenus par la réaction d'échange en solution?
72. Quelle quantité de sulfure de fer (II) sera produite si 30 g de fer et 16 g de soufre sont pris et si seulement 90% sont utilisés?

D'autres réactions sont possibles, à la suite desquelles le soufre acquiert des états d'oxydation positifs. Cela se produit généralement avec l'interaction directe du soufre avec l'oxygène - avec la combustion du soufre:
  S + O2 \u003d SO2
  L'oxygène ayant une électronégativité plus élevée que le soufre, le soufre présente un état d'oxydation de +4 dans le composé SO2 et se comporte comme un agent réducteur dans cette réaction. Une oxydation plus profonde de l'eau jusqu'à un état d'oxydation de +6 est possible avec la formation d'anhydride sulfurique. En présence d'un catalyseur à une température de 400-500 °, le dioxyde de soufre est oxydé par l'oxygène, formant de l'anhydride sulfurique:
  2SO2 + O2 \u003d 2SO3
  Malgré la forte activité chimique, le soufre se trouve assez largement sous la forme d'un minéral appelé soufre natif. Il s'agit presque exclusivement de soufre rhombique. D'autres modifications allotropes du soufre ne se trouvent pas dans la nature.
  Le soufre est généralement intercalé dans diverses roches, d'où il peut être fondu assez facilement. le plus souvent d'origine volcanique. Le Caucase est riche en gris natif, désert de Kara-Kum, péninsule de Kertch, Ouzbékistan.
  Le soufre se trouve également sous forme de métaux sulfureux de g-sulfures (FeS2, zinc blende ZnS, plomb brillant de PbS), sous forme de sulfates (sel de Glauber Na2SO4 · 10H2O, CaSO4 · 2H2O). Le soufre fait partie de certaines protéines. Afin d'extraire le soufre de la roche, il est fondu dans des autoclaves sous l'action de la vapeur d'eau surchauffée à 150-160 °. Le soufre fondu résultant est raffiné (purifié) par distillation. S'il est fondu et versé dans des moules en bois, il durcit sous forme de bâtons. Ce soufre est appelé Cherenkov.

Fig. 52. L'utilisation du soufre

Parfois, le soufre est versé sous une grande forme, et après durcissement, il est divisé en petits morceaux informe. Ce soufre est appelé morceau. Enfin, le soufre peut être obtenu sous la forme d'une fine poudre atomisée - la couleur dite du soufre.
  Le soufre libre est principalement utilisé dans la production d'acide sulfurique, ainsi que dans l'industrie du papier, pour la vulcanisation du caoutchouc, dans la production de colorants, dans l'agriculture pour la pollinisation et la fumigation des raisins et du coton, dans la production d'allumettes (Fig.52). En médecine, le soufre est utilisé sous forme de pommades avec d'autres substances contre la gale et d'autres maladies de la peau. Le soufre pur n'est pas toxique.

■ 73. Énumérer les propriétés chimiques du soufre et indiquer les similitudes et les différences entre le soufre et l'oxygène.

57. Composés de soufre divalent

Le soufre divalent forme des composés avec l'hydrogène (H2S) et les métaux (Na2S, FeS). Les sulfures peuvent être considérés comme des dérivés du sulfure d'hydrogène, c'est-à-dire des sels de sulfure d'hydrogène.
Sulfure d'hydrogène. La molécule de sulfure d'hydrogène est construite selon le type de liaison polaire:

Les paires d'électrons communes sont fortement biaisées vers l'atome, le soufre étant plus électronégatif.
  Le sulfure d'hydrogène est plus lourd que l'air, avec une forte odeur désagréable d'œufs pourris. Ce gaz est très toxique. Notre odorat est très sensible au sulfure d'hydrogène. Si 1/2000 partie de sulfure d'hydrogène est présente dans l'air, une perte d'odeur peut se produire. L'empoisonnement chronique au sulfure d'hydrogène à petites doses provoque une émaciation, des maux de tête, des douleurs. En cas d'empoisonnement plus grave, des évanouissements peuvent survenir après un certain temps et de très fortes concentrations provoquent la mort par paralysie respiratoire. En cas d'empoisonnement au sulfure d'hydrogène, il est nécessaire d'amener le rouleau à l'air frais et de lui permettre d'inhaler de petites quantités de chlore, ainsi que de le nettoyer. La concentration maximale autorisée de sulfure d'hydrogène dans la salle de travail est de 0,01 mg / l.
  Le sulfure d'hydrogène devient liquide à une température de -60 °. Il est bien soluble dans l'eau, tout en formant de l'hydrogène sulfuré, de l'eau H2Saq ou, comme on l'appelle également, de l'acide sulfhydrique.
  Le sulfure d'hydrogène est l'un des meilleurs agents réducteurs. Il restaure facilement le brome et l'eau perchlorique avec de l'acide bromhydrique ou chlorhydrique:

Dans cette réaction, S (-2) est oxydé en soufre neutre S (0).
  Le sulfure d'hydrogène brûle. Avec un accès d'air suffisant (Fig.53, a), la combustion complète se produit selon l'équation:

Dans ce cas, S (-2) est oxydé en S (+4), 6 électrons recul), et est réduit de O (0) à O (-2). Si
l'alimentation en air est insuffisante ou si un objet froid est introduit dans la flamme de sulfure d'hydrogène (Fig.53.6), une combustion incomplète se produit selon l'équation:
  2H2S + O2 \u003d 2S + 2H2O

■ 74. Quelles sont les mesures de premiers secours en cas d'empoisonnement au sulfure d'hydrogène.
75. Pourquoi le sulfure d'hydrogène est-il souvent appelé
eau sulfure d'hydrogène?
76. Lorsque l'eau iodée est mélangée avec du sulfure d'hydrogène, la solution devient décolorée et trouble. Comment expliquer ça?
77. Est-il possible que le S (-2) manifeste des propriétés oxydantes?

En laboratoire, l'hydrogène sulfuré est obtenu dans l'appareil Kipp par l'interaction du sulfure de fer (ou sulfure de sodium) avec de l'acide sulfurique dilué:
  FeS + H2SO4 \u003d FeSO4 + H2S

Fig. 53. Combustion de sulfure d'hydrogène avec un accès d'air complet (a) et avec un accès d'air incomplet (b).

Le sulfure d'hydrogène, se dissolvant dans l'eau, forme un acide sulfure d'hydrogène faible, qui se dissocie en deux étapes:
  H2S ⇄ H + + HS - ⇄ 2H + + S 2-

La deuxième étape se déroule dans une faible mesure.
  Le sulfure d'hydrogène ne peut pas être stocké longtemps en laboratoire en raison de son instabilité. Il devient progressivement trouble à la suite de la libération de soufre libre:
  H2S \u003d H2 + S
  Dans les réactions redox, l'hydrogène sulfuré se comporte comme un agent réducteur typique, par exemple:
  H2S + К2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0; Cr +3)
   Complétez vous-même l'équation de cette réaction redox.
  Le sulfure d'hydrogène est utilisé en chimie analytique.
  Le sulfure d'hydrogène présente des propriétés acides communes. Certes, toutes les propriétés des acides ne peuvent pas être observées dessus. Par exemple, comme ceux qui ne réagissent pas avec lui, mais lorsqu'ils pénètrent dans le sulfure d'hydrogène, ils réagissent non pas avec lui, mais avec l'eau là-bas, formant un alcali, qui peut ensuite réagir avec le sulfure d'hydrogène. Puisqu'il s'agit d'un acide dibasique, il peut former deux rangées de sels - sulfures et hydrosulfures ou bisulfures.
  Les sels moyens d'acide sulfhydrique - sulfures - sont insolubles dans l'eau, à l'exception des sels de sodium et de potassium, et ont des couleurs différentes: sulfure de plomb et de fer - noir, zinc - blanc, cadmium - jaune. Les hydrosulfures sont très solubles dans l'eau.
  Le réactif de l'ion soufre divalent S 2- est l'ion cadmium Cd 2+, qui en combinaison avec l'ion donne un précipité jaune insoluble dans l'eau, par exemple:
  Cd (NO3) 2 + H2S \u003d CdS ↓ + 2HNO3

Cd 2+ + S 2- \u003d CdS
  Les sulfures sont assez facilement hydrolysés sous forme de sels d'acides faibles, ils sont donc généralement obtenus par interaction directe du soufre avec un métal.

■ 78. Écrivez l'équation de la réaction de l'hydrogène sulfuré avec de l'hydroxyde de sodium et expliquez le résultat de la réaction, en tenant compte de l'hydrolyse du sel dans la solution.
79. Dans les études sanitaires-hygiéniques pour détecter Dans l'air, l'hydrogène sulfuré utilise une réaction très sensible avec les sels de plomb solubles. Que peut-on observer au cours de cette réaction sous des formes ioniques complètes et ioniques abrégées?

§ 58. Composés de soufre tétravalent

Le composé soufré tétravalent est le dioxyde de soufre (dioxyde de soufre) SO2. Le dioxyde de soufre est plus lourd que l'air et a une forte odeur désagréable. La molécule de dioxyde de soufre est également construite selon le type de liaison covalente, sa polarité est faiblement exprimée. À -10 ° et à la pression atmosphérique, le dioxyde de soufre se transforme en liquide et durcit à -73 °. Il est très soluble dans l'eau (40 volumes de dioxyde de soufre pour 1 volume d'eau), et avec la dissolution, il interagit avec l'eau selon l'équation:
  SO2 + H2O H2SO3
  L'acide sulfurique résultant est très fragile, donc la réaction est réversible.
  Le dioxyde de soufre est d'une grande importance industrielle. Il est obtenu par cuisson de soufre pyrite FeS2 ou soufre:
  4FeS2 + 11О2 \u003d 2Fe2О3 + 8SО2 S + О2 \u003d SO2
  En laboratoire, il est obtenu par action. acides forts   sur le sel acide sulfureuxpar exemple, l'action de l'acide sulfurique sur:
  Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + H2O + SO2
  Le dioxyde de soufre peut être obtenu en décomposant des sels d'acide sulfurique, par exemple le sulfite de calcium CaSO3, par chauffage;
  CaSO3 \u003d CaO + SO2
  Le dioxyde de soufre est toxique. Avec empoisonnement, enrouement, essoufflement et parfois perte de conscience apparaissent. La concentration admissible de SO2 dans l'air est de 0,02 mg / l.
  Lors de l'interaction avec des colorants organiques, le dioxyde de soufre peut les décolorer, mais la raison est différente de celle lors du blanchiment au chlore: l'oxydation ne se produit pas, mais un composé de SO2 incolore avec un colorant apparaît, qui est détruit au fil du temps et la couleur du colorant est restaurée.

■ 80. Suggérez des dessins d'instruments avec lesquels vous pouvez obtenir du dioxyde de soufre: a) à partir de sulfite de sodium sous l'action de l'acide: b) en calcinant du sulfite de calcium.
81. Du dioxyde de soufre obtenu par décomposition de 40 g de sulfite de calcium a été passé à travers 500 g d'une solution d'eau de barytine Ba (OH) 2, ce qui a précipité tout ce qui était en solution. Quel est le pourcentage d'eau de barytine si 20% du dioxyde de soufre obtenu lors de la cuisson est perdu?
82. À quel groupe d'oxydes appartient le dioxyde de soufre? Énumérez ses propriétés typiques pour ce groupe d'oxydes. Confirmez votre réponse avec les équations de réaction.
83. Pourquoi y a-t-il un trouble lors du passage du SO2 dans l'eau de chaux, ainsi que lors du passage du CO2?
84. L'air contient un mélange de dioxyde de soufre. Comment le libérer de cette impureté?
85. Quel volume de dioxyde de soufre peut être obtenu à partir de 20 moles de FeS2 avec un rendement de 80%?
86. Du dioxyde de soufre a été passé à travers 200 ml d'une solution d'hydroxyde de sodium à 20% jusqu'à ce que l'hydroxyde de sodium soit complètement converti en sulfite (ne pas tenir compte de l'hydrolyse). Quelle est la concentration de la solution de sulfite de sodium résultante?

En raison du fait que le degré d'oxydation du soufre dans le dioxyde de soufre est de + 4, c'est-à-dire que 4 électrons sont conditionnellement donnés à partir du niveau externe de l'atome de soufre, il y a deux possibilités: soit il peut en outre donner 2 électrons restants sur la couche externe, puis montrer
  les propriétés de l'agent réducteur, ou S (+4), peuvent prendre une certaine quantité d'électrons et montreront alors des propriétés oxydantes.
  Par exemple, en présence d'un agent oxydant puissant, S (+4) se comporte comme un agent réducteur.
  Br2 + H2O + SO2 → H2SO4 + HBr
  KMnO4 + H2O + SO2 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
  K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2 (SO4) 3 + H2O
   Trouvez vous-même les coefficients de ces réactions.
  L'oxydation du dioxyde de soufre avec de l'oxygène en présence d'un catalyseur V2O5 ou Pt à une température de 400-500 ° est particulièrement importante, ce qui entraîne la formation d'anhydride sulfurique:
  2SO2 + O2 \u003d 2SO3
  Ce procédé est largement utilisé dans la production d'acide sulfurique de contact.

En présence d'agents réducteurs puissants, par exemple le sulfure d'hydrogène, S (+4) se comporte comme un agent oxydant: H2SO3 + H2S → Н2O + S

Trouvez, après avoir compilé la balance électronique, les coefficients de cette équation.

■ 87. Écrivez dans votre cahier les propriétés physiques et chimiques du dioxyde de soufre, en notant à la fois les réactions qui se produisent sans changer l'état d'oxydation et la réaction redox.
88. Quel est l'effet physiologique du dioxyde de soufre?

Comme déjà mentionné, lors de la dissolution du dioxyde de soufre dans l'eau, de l'acide sulfurique se forme.
  L'acide sulfurique est un acide de force moyenne. Elle se dissocie en deux étapes:
  H2SO3 ⇄ 2 Н + + HSO 3 - ⇄ 2Н + + SO 2 3 -

L'acide sulfurique est instable, se décompose rapidement en dioxyde de soufre et en eau:
  H2SO3 ⇄ H2O + SO2
  Par conséquent, effectuer, par exemple, une réaction avec des métaux plus actifs qu'avec l'acide sulfureux est impossible.
Étant acide dibasique, l'acide sulfureux peut former deux rangées de sels: milieu - sulfites et acide - hydrosulfites. Tous les sulfites sont des sels insolubles, à l'exception des sulfites de métaux alcalins et d'ammonium. Les hydrosulfites sont légèrement plus élevés. Ces sels peuvent se décomposer sous l'action d'acides plus forts:
  Na2SOs + H2S04 \u003d Na2SO4 + H2O + SO2

2NaHSО3 + H2SO \u003d Na2SO4 + 2H2O + 2SO2
  Sous l'action des acides sur les sulfites, du dioxyde de soufre est libéré, qui dégage une odeur désagréable. Cette réaction est utilisée pour distinguer les sels d'acide sulfurique des carbonates, qui se comportent de la même manière, mais n'ont pas d'odeur de dioxyde de carbone.
  Les sulfites sont assez facilement hydrolyses.

§ 59. Composés de soufre hexavalent

Comme déjà mentionné, l'oxydation du dioxyde de soufre produit de l'anhydride sulfurique SO3 - un composé de soufre hexavalent. Dans la formation d'une molécule d'anhydride sulfurique, tous les électrons de valence de soufre participent à la formation de liaisons de valence, comme s- et ainsi p-orbitales. L'état d'oxydation est de +6 car le soufre est le maximum positif. Par conséquent, S +6 ne peut jamais se comporter comme un agent réducteur.
  L'anhydride de soufre est une substance cristalline blanche. Son point de fusion est de 17 °, le point d'ébullition est de 45 °. L'anhydride de soufre est si hygroscopique qu'il ne peut pas être conservé dans des plats ordinaires. Il est conservé dans des ampoules en verre scellées.
  L'anhydride de soufre est un oxyde d'acide qui possède toutes les propriétés typiques de ce groupe de substances. En particulier, il peut réagir avec l'eau pour former de l'acide sulfurique:
  SO3 + H2O \u003d H2SO4

■ 89. Écrivez vos propres équations pour les réactions de l'anhydride sulfurique avec des bases et avec des oxydes basiques.

L'anhydride de soufre est un puissant agent oxydant. Le composé soufré hexavalent le plus important est le H2SO4. C'est l'un des acides forts. dibasique et se dissocie en deux étapes:
  H2SO4 ⇄ H + + HSO 4 - ⇄ 2H + + SO 2 4 -

L'acide sulfurique concentré réagit avec les métaux plus actifs que l'hydrogène, différemment de dilués. par exemple, il ne déplace pas l'hydrogène de l'acide sulfurique concentré, mais réduit l'acide sulfurique en dioxyde de soufre, soufre libre ou sulfure d'hydrogène:
  H2SO4 + Zn → ZnSO4 + SO2
  H2SO4 + Zn → ZnSO4 + S
  H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2S
■ 91. Les trois équations ci-dessus pour les réactions de l'acide sulfurique avec le zinc sont rédox. Mettez-les dans les coefficients basés sur la balance électronique.
L'acide sulfurique anhydre est appelé monohydrate. Le monohydrate ne contient pas d'ions et ne conduit donc pas de courant électrique. Le monohydrate absorbe bien l'humidité. Étant donné que de nombreuses réactions de l'acide sulfurique avec des métaux sont ioniques, le monohydrate ne réagit pas avec certains métaux plus actifs que l'hydrogène, comme le fer, il peut donc être transporté dans des réservoirs en fer. , résistant à l'acide sulfurique en toute concentration. L'acide sulfurique concentré oxyde également certains non-métaux, par exemple.

■ 93. Quelles sont les similitudes et les différences entre l'acide sulfurique et d'autres acides?
94. Peut-on effectuer des réactions dans lesquelles l'acide sulfurique présente des propriétés réductrices?
95. Comment effectuer les transformations suivantes:

Écrivez les équations des réactions correspondantes. Pour redox, faites une balance électronique, écrivez les équations des réactions ioniques sous forme ionique.
96. Dans une bouteille se trouve une solution d'acide sulfurique, dans l'autre - nitrique, dans la troisième - chlorhydrique. Comment les distinguer? 21