soufre.
Publié le 08/12/2021
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soufre. n.m., élément de symbole chimique S, de numéro atomique 16, de masse
atomique 32,066, de degrés d'oxydation - II, - I, O, I, II, III, IV, V et VI, de point de fusion
113 o C (variété allotropique) et de point d'ébullition 444,8 o C. Il existe quatre isotopes
naturels stables et un isotope non naturel radioactif. Le soufre est connu depuis la plus haute
Antiquité. C'est un solide jaune pâle, cassant, inodore, soluble dans le sulfure de carbone et
insoluble dans l'eau. Il existe deux variétés cristallines de soufre : le soufre orthorombique,
stable au-dessous de 95,6 o C, de densité 2,06, et le soufre monoclinique (densité 1,96). Il
existe une variété allotropique instable, appelée soufre mou ; c'est une masse brunâtre,
obtenue en versant dans l'eau froide le soufre fondu à sa température d'ébullition. Le soufre
est très abondant dans la nature. On le trouve à l'état natif au voisinage des volcans (en
Sicile), dans de nombreux sulfures : sulfure de fer (pyrite), de plomb (galène), de zinc
(blende), de cuivre, etc., dans des sulfates (gypse, baryte, etc.). Il est commercialisé sous
forme de baguettes cylindriques moulées (soufre en canon) ou de poudre très fine (fleur de
soufre), obtenue par sublimation. Le soufre libre est utilisé dans la fabrication de l'acide
sulfurique, dans la vulcanisation du caoutchouc et en pyrotechnie ; il a également des
applications en médecine. La France, important pays producteur, extrait le soufre des sousproduits du gaz naturel de Lacq, dans les Pyrénées-Atlantiques.
Les composés du soufre.
Avec l'oxygène, le soufre donne le dioxyde de soufre (SO2), gaz incolore, d'odeur piquante
et irritante, et, en présence d'un catalyseur, du trioxyde de soufre (SO3), qui cristallise sous
forme d'aiguilles blanches. Avec l'eau, le dioxyde de soufre donne l'acide sulfureux (H2SO3),
dont les sels sont les sulfites. Le trioxyde de soufre avec l'eau donne l'acide sulfurique
(H2SO4), dont les sels sont les sulfates. L'hydrogène sulfuré (H2S) est un gaz incolore,
exhalant une odeur d'oeuf pourri. On l'obtient en faisant réagir un acide sur du sulfure de fer
(FeS). C'est un acide faible (acide sulfhydrique), qui constitue un réactif très utilisé en
analyse qualitative. Ses sels sont appelés des sulfures. Le bichlorure de soufre (S2Cl2) est
un liquide jaune utilisé dans la vulcanisation du caoutchouc. Le sulfure de calcium liquide, ou
liqueur de Californie, est constitué de polysulfures et sert, entre autres, à traiter les arbres
fruitiers. Le mélange constitué de polysulfures de potassium (K2S3 et K2S5), de sulfate de
potassium et d'hyposulfite (K2S2O 3) a la propriété de libérer du soufre ; on l'utilise pour les
bains de soufre artificiels.
Dans les hyposulfites, ou thiosulfates, un des atomes d'oxygène a été remplacé par du
soufre ; la formule du thiosulfate de sodium est Na 2S2O 3 (celle du sulfate, Na2SO4). On
l'utilise en photographie comme fixateur. Ajoutons enfin que le soufre donne un grand
nombre de composés organiques, parmi lesquels les acides sulfonés, les mercaptans, les
acides thioniques, etc.
Les bactéries du soufre.
Il s'agit d'un groupe de bactéries, de formes différentes, mais de structures biologiques
similaires, qui interviennent dans la circulation du soufre à travers la nature. Le soufre
formé dans les processus de décomposition ou de vieillissement est oxydé par ces
bactéries pour donner du soufre libre, qui s'oxyde ensuite en acide sulfurique. Ce dernier,
au contact des carbonates en solution, donne des sulfates (par exemple du sulfate de
calcium), qui sont fixés par les végétaux supérieurs. D'autres bactéries réduisent le soufre
et ses composés en hydrogène sulfuré (H2S).
Complétez votre recherche en consultant :
Les corrélats
hydrogène sulfuré
isotope
sulfate
sulfure
sulfurique
volcan
vulcanisation
soufre. n.m., élément de symbole chimique S, de numéro atomique 16, de masse
atomique 32,066, de degrés d'oxydation - II, - I, O, I, II, III, IV, V et VI, de point de fusion
113 o C (variété allotropique) et de point d'ébullition 444,8 o C. Il existe quatre isotopes
naturels stables et un isotope non naturel radioactif. Le soufre est connu depuis la plus haute
Antiquité. C'est un solide jaune pâle, cassant, inodore, soluble dans le sulfure de carbone et
insoluble dans l'eau. Il existe deux variétés cristallines de soufre : le soufre orthorombique,
stable au-dessous de 95,6 o C, de densité 2,06, et le soufre monoclinique (densité 1,96). Il
existe une variété allotropique instable, appelée soufre mou ; c'est une masse brunâtre,
obtenue en versant dans l'eau froide le soufre fondu à sa température d'ébullition. Le soufre
est très abondant dans la nature. On le trouve à l'état natif au voisinage des volcans (en
Sicile), dans de nombreux sulfures : sulfure de fer (pyrite), de plomb (galène), de zinc
(blende), de cuivre, etc., dans des sulfates (gypse, baryte, etc.). Il est commercialisé sous
forme de baguettes cylindriques moulées (soufre en canon) ou de poudre très fine (fleur de
soufre), obtenue par sublimation. Le soufre libre est utilisé dans la fabrication de l'acide
sulfurique, dans la vulcanisation du caoutchouc et en pyrotechnie ; il a également des
applications en médecine. La France, important pays producteur, extrait le soufre des sousproduits du gaz naturel de Lacq, dans les Pyrénées-Atlantiques.
Les composés du soufre.
Avec l'oxygène, le soufre donne le dioxyde de soufre (SO2), gaz incolore, d'odeur piquante
et irritante, et, en présence d'un catalyseur, du trioxyde de soufre (SO3), qui cristallise sous
forme d'aiguilles blanches. Avec l'eau, le dioxyde de soufre donne l'acide sulfureux (H2SO3),
dont les sels sont les sulfites. Le trioxyde de soufre avec l'eau donne l'acide sulfurique
(H2SO4), dont les sels sont les sulfates. L'hydrogène sulfuré (H2S) est un gaz incolore,
exhalant une odeur d'oeuf pourri. On l'obtient en faisant réagir un acide sur du sulfure de fer
(FeS). C'est un acide faible (acide sulfhydrique), qui constitue un réactif très utilisé en
analyse qualitative. Ses sels sont appelés des sulfures. Le bichlorure de soufre (S2Cl2) est
un liquide jaune utilisé dans la vulcanisation du caoutchouc. Le sulfure de calcium liquide, ou
liqueur de Californie, est constitué de polysulfures et sert, entre autres, à traiter les arbres
fruitiers. Le mélange constitué de polysulfures de potassium (K2S3 et K2S5), de sulfate de
potassium et d'hyposulfite (K2S2O 3) a la propriété de libérer du soufre ; on l'utilise pour les
bains de soufre artificiels.
Dans les hyposulfites, ou thiosulfates, un des atomes d'oxygène a été remplacé par du
soufre ; la formule du thiosulfate de sodium est Na 2S2O 3 (celle du sulfate, Na2SO4). On
l'utilise en photographie comme fixateur. Ajoutons enfin que le soufre donne un grand
nombre de composés organiques, parmi lesquels les acides sulfonés, les mercaptans, les
acides thioniques, etc.
Les bactéries du soufre.
Il s'agit d'un groupe de bactéries, de formes différentes, mais de structures biologiques
similaires, qui interviennent dans la circulation du soufre à travers la nature. Le soufre
formé dans les processus de décomposition ou de vieillissement est oxydé par ces
bactéries pour donner du soufre libre, qui s'oxyde ensuite en acide sulfurique. Ce dernier,
au contact des carbonates en solution, donne des sulfates (par exemple du sulfate de
calcium), qui sont fixés par les végétaux supérieurs. D'autres bactéries réduisent le soufre
et ses composés en hydrogène sulfuré (H2S).
Complétez votre recherche en consultant :
Les corrélats
hydrogène sulfuré
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sulfate
sulfure
sulfurique
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