Soufre dans le nom du tableau périodique. Système périodique d'éléments de Mendeleev

Soufre dans le tableau du tableau D.I. MindeleevSoufre (Soufre - symbole "S" dans le tableau
Mendeleïev) -
hautement électronégatif
élément, montre
propriétés non métalliques. DANS
hydrogène et oxygène
les composés sont inclus
divers ions, forme plusieurs
acides et sels. Majorité
sels contenant du soufre
peu soluble dans l'eau

Minéraux naturels de soufre

Le soufre est 16ème en chimie
prévalence de l'élément dans la croûte terrestre.
Se produit à l'état libre (natif)
et formulaire associé.
Le composé soufré naturel le plus important, FeS2 -
pyrite de fer, PbS - éclat de plomb, HgS -
cinabre. Le soufre est le sixième élément en abondance
dans les eaux naturelles, on le trouve principalement sous forme
ion sulfate et provoque une "constante"
rigidité eau fraiche. Vital
élément pour les organismes supérieurs, composant
de nombreuses protéines, concentrées dans les cheveux.

Récupération du soufre

Le soufre est obtenu principalement par fusion
soufre natif directement aux endroits de son
dépôts souterrains. Les minerais de soufre sont extraits dans diverses
façons - en fonction des conditions d'occurrence.
Les dépôts de soufre sont presque toujours accompagnés d'accumulations
gaz toxiques - composés soufrés. En plus, tu ne peux pas
oubliez la possibilité de sa combustion spontanée.
Lors de l'extraction de minerai à ciel ouvert, les excavatrices
les couches de roches sont enlevées, sous lesquelles se trouve le minerai.
Les explosions écrasent la couche de minerai, après quoi les blocs de minerai
envoyé à l'usine, où le soufre est extrait du concentré.
En 1890, Herman Frasch proposa de faire fondre le soufre sous
la terre et à travers des puits comme des puits de pétrole,
pompez-le à la surface. Relativement faible
(moins de 120°C) point de fusion du soufre
a confirmé la réalité de l'idée de Frasch. En 1890
les tests ont commencé, menant au succès.

Propriétés physiques

Le soufre est très différent de l'oxygène.
capacité à former une stabilité
homochaînes. Soufre cristallin - cassant
substance jaune. Formule
le soufre plastique est le plus souvent écrit
juste S, puisqu'il a un atome
structure, pas moléculaire. Du soufre dans l'eau
insoluble, certaines de ses modifications
dissoudre dans des solvants organiques
comme le sulfure de carbone.

Propriétés chimiques

À température ambiante, le soufre réagit avec
fluor, chlore et acides oxydants concentrés (HNO3, H2SO4), montrant des réductions
propriétés:
S+3F2=SF6
S + Cl2 = SCl2
S + 6HNO3(conc.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(conc.) = 3SO2 + 2H2O
Le soufre brûle dans l'air pour former du dioxyde de soufre.
gaz incolore à odeur âcre : S + O2 = SO2
Lorsqu'il interagit avec les métaux, il forme des sulfures.
Lorsqu'il est chauffé, le soufre réagit avec le carbone,
silicium, phosphore, hydrogène.
Le soufre se dissout dans les alcalis lorsqu'il est chauffé.

Le soufre dans les industries

Le soufre est utilisé pour produire du soufre
acide, vulcanisation du caoutchouc, comme
fongicide dans agriculture Et comment
soufre colloïdal - médicinal
une drogue. Également du soufre dans la composition
des compositions bitumineuses sont utilisées
pour obtenir de l'asphalte soufré. Aussi du soufre
utilisé dans la fabrication du papier
peintures, engrais, essence, etc…

Position dans le système périodique : le soufre est en période 3, groupe VI, sous-groupe principal (A).

Le numéro atomique du soufre est 16, donc la charge de l'atome de soufre est + 16, le nombre d'électrons est 16. Trois niveaux électroniques (égaux à la période), au niveau externe 6 électrons (égaux au numéro de groupe pour les principaux sous-groupes).

Schéma de disposition des électrons par niveaux :
16S)))
2 8 6

Le noyau de l'atome de soufre 32 S contient 16 protons (égal à la charge nucléaire) et 16 neutrons (masse atomique moins le nombre de protons : 32 - 16 = 16).

Le soufre en tant que substance simple forme deux modifications allotropiques : le soufre cristallin et le plastique.

Soufre cristallin- solide jaune, cassant, fusible (point de fusion 112°C), insoluble dans l'eau. Le soufre et de nombreux minerais contenant du soufre ne sont pas mouillés par l'eau. La poudre de soufre peut donc flotter à la surface, bien que le soufre soit plus lourd que l'eau (densité 2 g/cm3).

C'est la base de la méthode d'enrichissement du minerai appelée flottation : le minerai broyé est immergé dans un récipient contenant de l'eau à travers lequel de l'air est soufflé. Les particules de minerai utile sont captées par des bulles d'air et transportées vers le haut, et les stériles (par exemple, le sable) se déposent au fond.

Soufre plastique de couleur foncée et capable de s'étirer comme du caoutchouc.

Cette différence de propriétés est associée à la structure des molécules : le soufre cristallin est constitué de molécules cycliques contenant 8 atomes de soufre, et dans le soufre plastique, les atomes sont reliés par de longues chaînes. Le soufre plastique peut être obtenu en chauffant le soufre à ébullition et en le versant dans eau froide.

Par souci de simplicité, le soufre est écrit dans les équations sans préciser le nombre d'atomes de la molécule : S.

Propriétés chimiques:

Dans les réactions avec des agents réducteurs : métaux, hydrogène, - le soufre se manifeste comme un agent oxydant (état d'oxydation -2, valence II). Lorsque les poudres de soufre et de fer sont chauffées, du sulfure de fer se forme :
Fe + S = FeS
Avec le mercure, la poudre de soufre de sodium réagit à température ambiante :
Hg + S = HgS
Lorsque l'hydrogène traverse du soufre fondu, du sulfure d'hydrogène se forme :
H2 + S = H2S
Lors de réactions avec des agents oxydants puissants, le soufre est oxydé. Ainsi, le soufre brûle, de l'oxyde de soufre (IV) se forme - gaz sulfureux :
S + O 2 \u003d SO 2

L'oxyde de soufre (IV) est un oxyde acide. Réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

Cette réaction a lieu dans l’atmosphère lors de la combustion du charbon, qui contient généralement des impuretés soufrées. En conséquence, des pluies acides tombent, il est donc très important de nettoyer les fumées des chaudières.

En présence de catalyseurs, l'oxyde de soufre (IV) est oxydé en oxyde de soufre (VI) :

2SO 2 + O 2 2SO 3 (la réaction est réversible)

L'oxyde de soufre (VI) réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 - liquide incolore, cristallise à 17°C, passe à l'état gazeux à 45°C

Soufre(lat. Soufre) S, élément chimique groupe VI du système périodique de Mendeleïev ; numéro atomique 16, masse atomique 32,06. Le soufre naturel se compose de quatre isotopes stables : 32 S (95,02 %), 33 S (0,75 %), 34 S (4,21 %) et 36 S (0,02 %). Isotopes radioactifs artificiels 31 S ( T1/2 = 2,4 seconde), 35 S ( T1/2 = 87,1 Cym), 37 S ( T1/2 = 5,04 min).

Référence historique. Le soufre à l’état natif, ainsi que sous forme de composés soufrés, est connu depuis l’Antiquité. Il est mentionné dans la Bible, dans les poèmes d'Homère et d'autres. S. faisait partie de l'encens « sacré » pendant cérémonies religieuses; on croyait que l'odeur de S. brûlé chassait les mauvais esprits. S. est depuis longtemps un composant nécessaire des mélanges incendiaires à des fins militaires, tels que le « feu grec » (10e siècle après JC). Vers le VIIIe s. En Chine, les feux d'artifice ont commencé à être utilisés à des fins pyrotechniques. S. et ses composés sont utilisés depuis longtemps pour traiter les maladies de la peau. À l'époque de l'alchimie arabe, une hypothèse est née selon laquelle le soufre (début de la combustibilité) et le mercure (début de la métallicité) étaient considérés comme des constituants de tous les métaux. La nature élémentaire de S. a été établie par A. L. Lavoisier et l'inclut dans la liste des corps simples non métalliques (1789). En 1822 E. Michellich découvert l'allotropie de C.

répartition dans la nature. S. fait référence à des éléments chimiques très courants (Clark 4.7-10 -2) ; trouvé à l'état libre soufre natif) et sous forme de composés - sulfures, polysulfures, sulfates (voir. Sulfures naturels, Sulfates naturels, Minerais sulfurés). L'eau des mers et des océans contient des sulfates de sodium, de magnésium et de calcium. Plus de 200 minéraux S. sont connus, qui se forment au cours de processus endogènes. Plus de 150 minéraux soufrés (principalement des sulfates) se forment dans la biosphère ; les processus d'oxydation des sulfures en sulfates, qui à leur tour sont réduits en H 2 S et sulfures secondaires, sont répandus. Ces réactions se produisent avec la participation de micro-organismes. De nombreux processus dans la biosphère conduisent à la concentration de soufre : il s’accumule dans l’humus des sols, du charbon, du pétrole, des mers et des océans (8,9 à 10 à 2 %), dans les eaux souterraines ainsi que dans les lacs et les solonchaks. Dans les argiles et les schistes, S. est 6 fois plus élevé que dans l'ensemble de la croûte terrestre, dans le gypse - 200 fois, dans les eaux souterraines sulfatées - des dizaines de fois. S. cycles dans la biosphère : il est amené vers les continents avec les précipitations et retourne à l'océan avec le ruissellement. La source de S. dans le passé géologique de la Terre était principalement le produit d'éruptions volcaniques contenant du SO 2 et du H 2 S. Activité économique la personne a accéléré la migration de S. ; l'oxydation des sulfures s'est intensifiée.

Physique et Propriétés chimiques. S. est une substance cristalline solide, stable sous la forme de deux modifications allotropiques. Rhombique a-S jaune citron, densité 2,07 g/cm3, t point de fusion 112,8°C, stable en dessous de 95,6°C ; monoclinique b-S jaune miel, densité 1,96 g/cm3, t point de fusion 119,3 °C, stable entre 95,6 °C et point de fusion. Ces deux formes sont formées de molécules cycliques à huit chaînons S 8 avec une énergie de liaison S - S 225,7 kJ/mole.

Une fois fondu, S. se transforme en un liquide jaune mobile, qui vire au brun au-dessus de 160 °C et devient une masse visqueuse brun foncé à environ 190 °C. Au-dessus de 190°C, la viscosité diminue et à 300°C elle redevient liquide. Cela est dû à un changement dans la structure des molécules : à 160°C, les anneaux S 8 commencent à se briser, se transformant en chaînes ouvertes ; un chauffage supplémentaire au-dessus de 190 °C réduit longueur moyenne de telles chaînes.

Si de l’argent fondu chauffé à 250-300 °C est versé dans de l’eau froide en un mince filet, une masse élastique brun-jaune (argent plastique) est obtenue. Il ne se dissout que partiellement dans le sulfure de carbone, laissant une poudre libre dans les sédiments. Le soluble dans la modification CS 2 est appelé l-S et insoluble - m-S. À température ambiante, ces deux modifications se transforment en a-S stable et cassant. t kip C. 444,6 °C (l'un des points standards de l'échelle internationale de température). Dans les vapeurs au point d'ébullition, outre les molécules S 8 , on trouve également S 6 , S 4 et S 2 . Lors d'un chauffage supplémentaire, les grosses molécules se désintègrent et à 900°C, il ne reste que le S 2 qui, à environ 1 500°C, se dissocie sensiblement en atomes. Lorsque des vapeurs de C. très chauffées sont gelées avec de l'azote liquide, une modification violette, stable en dessous de -80°C, se forme, formée de molécules S 2.

C. est un mauvais conducteur de chaleur et d’électricité. Il est pratiquement insoluble dans l'eau, il se dissout bien dans l'ammoniac anhydre, le sulfure de carbone et dans de nombreux solvants organiques (phénol, benzène, dichloroéthane, etc.).

La configuration des électrons externes de l'atome S 3 s2 3p4. Dans les composés, S. présente les états d'oxydation de -2, +4 et +6.

S. est chimiquement actif et se combine particulièrement facilement avec presque tous les éléments lorsqu'il est chauffé, à l'exception du N 2 , I 2 , Au, Pt et des gaz inertes. Le CO 2 dans l'air au-dessus de 300°C forme des oxydes : SO 2 - le dioxyde de soufre et SO 3 - anhydride sulfurique, d'où sont obtenus respectivement acide sulfureux Et acide sulfurique, ainsi que leurs sels sulfites Et sulfates(voir également Thioacides Et thiosulfates). Déjà au froid, S se combine vigoureusement avec F 2, lorsqu'il est chauffé, il réagit avec Cl 2 (voir. Fluorures de soufre, Chlorures de soufre); avec le brome C. ne forme que S 2 Br 2, les iodures de soufre sont instables. Lorsqu'il est chauffé (150 - 200°C), une réaction réversible se produit avec H 2 pour obtenir sulfure d'hydrogène. C. forme également des hydrogènes polysulfuriques formule générale H 2 S x , soi-disant. les sulfanes. Nombreux composés organosulfurés.

Lorsqu'il est chauffé, le soufre interagit avec les métaux, formant les composés soufrés (sulfures) et les métaux polysoufrés correspondants (polysulfures). À une température de 800-900°C, les vapeurs de C. réagissent avec le carbone, formant le disulfure de carbone CS2. Les composés de S. avec l'azote (N 4 S 4 et N 2 S 5) ne peuvent être obtenus qu'indirectement.

Reçu. Le soufre élémentaire est obtenu à partir du soufre natif, ainsi que par l'oxydation du sulfure d'hydrogène et la réduction du dioxyde de soufre. Pour les méthodes d'extraction de S., voir Minerais de soufre. La source de sulfure d’hydrogène pour la production de soufre est le coke, le gaz naturel et les gaz de craquage du pétrole. De nombreuses méthodes ont été développées pour traiter le H 2 S ; les éléments suivants sont de la plus haute importance : 1) H 2 S est extrait des gaz avec une solution de monohydrothioarséniate de sodium :

Na 2 HAsS 2 + H 2 S = Na 2 HAsS 3 O + H 2 O.

Puis, en soufflant de l'air à travers la solution, S. est précipité sous forme libre :

NaHAsS 3 O + 1/2 O 2 = Na 2 HAsS 2 O 2 + S.

2) H 2 S est isolé des gaz sous forme concentrée. Ensuite, sa majeure partie est oxydée par l'oxygène atmosphérique en C. et partiellement en SO 2 . Après refroidissement, H 2 S et les gaz résultants (SO 2, N 2, CO 2) entrent dans deux convertisseurs successifs, où, en présence d'un catalyseur (bauxite activée ou gel d'aluminium spécialement fabriqué), se produit la réaction suivante :

2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O.

La production de S. à partir de SO 2 est basée sur la réaction de sa réduction avec du charbon ou des gaz d'hydrocarbures naturels. Parfois cette production est combinée avec le traitement des minerais de pyrite.

En 1972, la production mondiale de sucre élémentaire (hors pays socialistes) s'élevait à 32,0 millions de tonnes. T; la majeure partie était extraite de minerais naturels indigènes. Dans les années 70. 20ième siècle Les méthodes d'obtention de soufre à partir de H 2 S sont d'une importance primordiale (en relation avec la découverte d'importants gisements de gaz combustibles contenant du sulfure d'hydrogène).

C. Fondu directement à partir de minerais de soufre, C. est appelé grumeleux naturel ; obtenu à partir de H 2 S et SO 2 - morceau de gaz. Le S. grumeleux naturel, purifié par distillation, est dit raffiné. Condensé à partir de vapeurs à une température supérieure au point de fusion à l'état liquide puis versé dans des moules - coupant C. Lorsque C. se condense en dessous du point de fusion, une fine poudre de C. se forme sur les parois des chambres de condensation - une couleur soufre . S. particulièrement hautement dispersé est appelé colloïdal.

Application. S. est utilisé principalement pour la production d'acide sulfurique : dans l'industrie papetière (pour la production de sulfite de cellulose) ; en agriculture (pour lutter contre les maladies des plantes, principalement du raisin et du coton) ; dans l'industrie du caoutchouc (agent vulcanisant) ; dans la production de colorants et de compositions lumineuses ; obtenir de la poudre à canon noire (de chasse); dans la fabrication des allumettes.

I.K. Malina.

Soufre dans le corps. S. est constamment présent dans tous les organismes vivants sous forme de composés organiques et inorganiques et constitue un élément important élément biogénique. Sa teneur moyenne en matière sèche est de : dans les plantes marines environ 1,2%, terrestres - 0,3%, chez les animaux marins 0,5-2%, terrestres - 0,5%. Le rôle biologique de S. est déterminé par le fait qu'il fait partie de composés largement répandus dans la nature vivante : les acides aminés ( méthionine, cystéine), et donc des protéines et des peptides ; coenzymes ( coenzyme UN, l'acide lipoïque), vitamines ( biotine, thiamine), glutathion et d'autres Groupes sulfhydryle Les résidus de cystéine (-SH) jouent un rôle important dans la structure et l'activité catalytique de nombreuses enzymes. Formant des liaisons disulfure (- S - S -) au sein et entre les chaînes polypeptidiques individuelles, ces groupes sont impliqués dans le maintien de la structure spatiale des molécules protéiques. Chez les animaux, S. se retrouve également sous forme de sulfates organiques et d'acides sulfoniques - acide chondroïtine sulfurique(dans le cartilage et les os), acide taurocholique (dans la bile), héparine, taurine. Dans certaines protéines contenant du fer (par exemple les ferrodoxines), S. se présente sous la forme d'un sulfure labile aux acides. S. est capable de former des liaisons riches en énergie dans composés macroergiques.

Les composés inorganiques de S. se trouvent dans les organismes des animaux supérieurs en petites quantités, principalement sous forme de sulfates (dans le sang et l'urine) et également de thiocyanates (dans la salive, le suc gastrique, le lait et l'urine). les organismes marins S. est plus riche en composés inorganiques que ceux d'eau douce et terrestres. Pour les plantes et de nombreux micro-organismes, le sulfate (SO 4 2-), avec le phosphate et le nitrate, constitue la source la plus importante de nutrition minérale. Avant d'être incorporé dans des composés organiques, le soufre subit des changements de valence et est ensuite converti en une forme organique dans son état le moins oxydé ; Que. S. est largement impliqué dans les réactions redox dans les cellules. Dans les cellules, les sulfates, interagissant avec l'adénosine triphosphate (ATP), sont convertis en une forme active - le sulfate d'adényle :

L'enzyme catalysant cette réaction, la sulfurylase (ATP : sulfate - adsnilyltransférase), est largement répandue dans la nature. Sous cette forme activée, le groupe sulfonyle subit d'autres transformations : il est transféré vers un autre accepteur ou réduit.

Les animaux assimilent S. dans le cadre de composés organiques. Les organismes autotrophes obtiennent tout le soufre contenu dans leurs cellules à partir de composés inorganiques, principalement sous forme de sulfates. Les plantes supérieures, de nombreuses algues, champignons et bactéries sont capables d'assimiler le soufre de manière autotrophe. (Une protéine spéciale a été isolée d'une culture de bactéries qui transfère le sulfate à travers la membrane cellulaire de l'environnement vers la cellule.) Les micro-organismes jouent un rôle important dans le cycle de S. dans la nature - bactéries désulfurantes Et bactéries soufrées. De nombreux gisements de S. en cours de développement sont d'origine biogénique. S. fait partie des antibiotiques ( pénicillines, céphalosporines); ses composés sont utilisés comme moyens de radioprotection, produits phytopharmaceutiques.

L. I. Belenky.

Lit. : Manuel de l'acide sulfurique, éd. KM Malina, 2e éd., M., 1971 ; Soufre naturel, éd. M.A. Menkovsky, M., 1972 ; Nekrasov B.V., Fondamentaux de chimie générale, 3e éd., volume 1, M., 1973 ; Rémi G., Cours de chimie inorganique, trad. de l'allemand, tome 1, M., 1972 ; Young L., Mou J., Métabolisme des composés soufrés, trans. de l'anglais, M., 1961 ; Horizons de la biochimie, trad. de l'anglais, M., 1964 ; Biochimie des plantes, trans. de l'anglais, M., 1968, ch. 19 ; Torchinsky Yu. M., Groupes sulfhydryle et disulfure de protéines, M., 1971 ; Degli S., Nicholson D., Voies métaboliques, trans. de l'anglais, M., 1973.

Le soufre (lat. Soufre) est un élément chimique du groupe VI du système périodique de Mendeleev ; numéro atomique 16, masse atomique 32,06.
L’humanité connaît le gris depuis l’Antiquité. Le soufre et son produit de combustion, l'oxyde (IV) SO 2, sont utilisés depuis longtemps pour blanchir les tissus et fabriquer médicaments, noircir les armes et fabriquer de la poudre noire. Dans les pays civilisations anciennes le soufre natif était assez courant ; les gisements siciliens de ce combustible, à l'odeur âcre d'un minéral jaune, ont été développés par les anciens Romains. Le nom russe du soufre vient de l’ancien hindou « syr », signifiant jaune clair. Mais le soufre n’est pas toujours jaune clair. Sa couleur dépend de la modification allotropique dans laquelle se trouve le soufre (les plus connues sont le soufre rhombique et monoclinique), ainsi que de la température. Immergé dans l'air liquide, le soufre devient presque blanc (voir Allotropie).
Le soufre est l'un des éléments chimiques les plus répandus sur notre planète, représentant environ 4,7 à 10 à 2 % de la masse totale de la croûte terrestre. Le soufre natif est présent, mais la plupart de ses réserves sont sous forme de composés sulfurés et sulfates. Les principaux sont la pyrite FeS2, la blende de zinc ZnS, la pyrite de cuivre FeCuS2, le gypse CaSO4-2H2O. On pense que la majeure partie du soufre terrestre est concentrée sous forme de sulfures (sels d'acide sulfurique d'hydrogène H2S) non pas dans la croûte terrestre, mais à une profondeur de 1 200 à 3 000 km. Le soufre natif est extrait de gisements situés à faible profondeur.
Les méthodes bien connues d'extraction du soufre natif sont thermiques. Le soufre est fusible, il se transforme en liquide à une température de 112,8°C (en fonction du taux d'apport thermique et de la modification allotropique du soufre). La plupart des minéraux restent solides sous un tel chauffage et le soufre fondu peut être facilement éliminé de ceux qui le contiennent. rochers. Le soufre est également obtenu à partir de l'oxyde (IV) SO2, qui se forme lors du grillage des minerais de sulfures métalliques.

Le soufre est un non-métal, c'est un élément réactif. Il réagit avec de nombreux métaux : à température ambiante avec les alcalins, les alcalino-terreux, le cuivre, l'argent, le mercure, et lorsqu'il est chauffé, avec le fer, l'aluminium, le plomb, le zinc. Le soufre n’interagit pas uniquement avec l’or et le platine. Cet élément entre dans les composés avec les non-métaux (sauf l'azote et l'iode), mais pas aussi facilement qu'avec les métaux. L'état d'oxydation du soufre dans les composés varie de -2 (H2S) à + 6 (SO3). extrait dans le monde sert à la production d'acide sulfurique H2SO4 - le principal, peut-être, le composé soufré, extrêmement important pour l'industrie chimique. 25 % supplémentaires sont consacrés à l'obtention d'hydrosulfite de calcium Ca (HSO3) 2, qui est très important pour la production de papier Le soufre est nécessaire pour obtenir du caoutchouc - caoutchouc vulcanisé. Le caoutchouc est mélangé avec du soufre et chauffé. Après vulcanisation, il devient durable et élastique.
Le soufre est également nécessaire à la production d'allumettes et de plastiques, de tissus et de divers produits chimiques, ainsi que de médicaments, tels que les sulfamides.
Le soufre doit être considéré comme un élément vital. Il fait partie des protéines et des acides aminés, des enzymes et des vitamines.
Parmi les composés soufrés inorganiques, outre l'acide sulfurique, les oxydes de soufre SO2 et SO3 sont particulièrement importants, le sulfure d'hydrogène H2S est un gaz toxique et puant, qui est néanmoins utilisé dans l'industrie chimique et comme agent thérapeutique (bains sulfureux), ainsi comme les sulfures, les sulfites, les sulfates et les thiosulfates.
Les composés soufrés sont essentiels dans de nombreuses industries et sont largement utilisés. L'académicien A.E. Fersman a qualifié le soufre de « moteur de l'industrie chimique ». Mais il est impossible de ne pas mentionner le fait que certains composés de cet élément, et principalement le gaz SO2, polluent grandement l'atmosphère. Le soufre est également nocif dans la composition des carburants hydrocarbures, où il passe du pétrole et du gaz. Dans les raffineries de pétrole, il existe des ateliers de nettoyage des produits de soufre - désulfuration.

Soufre(lat. Soufre) S, un élément chimique du groupe VI du système périodique de Mendeleev ; numéro atomique 16, masse atomique 32,06. Le soufre naturel se compose de quatre isotopes stables : 32 S (95,02 %), 33 S (0,75 %), 34 S (4,21 %) et 36 S (0,02 %). Isotopes radioactifs artificiels 31 S ( T1/2 = 2,4 seconde), 35 S ( T1/2 = 87,1 Cym), 37 S ( T1/2 = 5,04 min).

Référence historique. Le soufre à l’état natif, ainsi que sous forme de composés soufrés, est connu depuis l’Antiquité. Il est mentionné dans la Bible, les poèmes d'Homère, etc. S. faisait partie de l'encens « sacré » lors des rites religieux ; on croyait que l'odeur de S. brûlé chassait les mauvais esprits. S. est depuis longtemps un composant nécessaire des mélanges incendiaires à des fins militaires, tels que le « feu grec » (10e siècle après JC). Vers le VIIIe s. En Chine, les feux d'artifice ont commencé à être utilisés à des fins pyrotechniques. S. et ses composés sont utilisés depuis longtemps pour traiter les maladies de la peau. À l'époque de l'alchimie arabe, une hypothèse est née selon laquelle le soufre (début de la combustibilité) et le mercure (début de la métallicité) étaient considérés comme des constituants de tous les métaux. La nature élémentaire de S. a été établie par A. L. Lavoisier et l'inclut dans la liste des corps simples non métalliques (1789). En 1822 E. Michellich découvert l'allotropie de C.

répartition dans la nature. S. fait référence à des éléments chimiques très courants (Clark 4.7-10 -2) ; trouvé à l'état libre soufre natif) et sous forme de composés - sulfures, polysulfures, sulfates (voir. Sulfures naturels, Sulfates naturels, Minerais sulfurés). L'eau des mers et des océans contient des sulfates de sodium, de magnésium et de calcium. Plus de 200 minéraux S. sont connus, qui se forment au cours de processus endogènes. Plus de 150 minéraux soufrés (principalement des sulfates) se forment dans la biosphère ; les processus d'oxydation des sulfures en sulfates, qui à leur tour sont réduits en H 2 S et sulfures secondaires, sont répandus. Ces réactions se produisent avec la participation de micro-organismes. De nombreux processus dans la biosphère conduisent à la concentration de soufre : il s’accumule dans l’humus des sols, du charbon, du pétrole, des mers et des océans (8,9 à 10 à 2 %), dans les eaux souterraines ainsi que dans les lacs et les solonchaks. Dans les argiles et les schistes, S. est 6 fois plus élevé que dans l'ensemble de la croûte terrestre, dans le gypse - 200 fois, dans les eaux souterraines sulfatées - des dizaines de fois. S. cycles dans la biosphère : il est amené vers les continents avec les précipitations et retourne à l'océan avec le ruissellement. La source de S. dans le passé géologique de la Terre était principalement les produits d'une éruption volcanique contenant du SO 2 et du H 2 S. L'activité économique humaine a accéléré la migration de S. ; l'oxydation des sulfures s'est intensifiée.

Proprietes physiques et chimiques. S. est une substance cristalline solide, stable sous la forme de deux modifications allotropiques. Rhombique a-S jaune citron, densité 2,07 g/cm3, t point de fusion 112,8°C, stable en dessous de 95,6°C ; monoclinique b-S jaune miel, densité 1,96 g/cm3, t point de fusion 119,3 °C, stable entre 95,6 °C et point de fusion. Ces deux formes sont formées de molécules cycliques à huit chaînons S 8 avec une énergie de liaison S - S 225,7 kJ/mole.

La configuration des électrons externes de l'atome S 3 s2 3p4. Dans les composés, S. présente les états d'oxydation de -2, +4 et +6.

S. est chimiquement actif et se combine particulièrement facilement avec presque tous les éléments lorsqu'il est chauffé, à l'exception du N 2 , I 2 , Au, Pt et des gaz inertes. Le CO 2 dans l'air au-dessus de 300°C forme des oxydes : SO 2 - le dioxyde de soufre et SO 3 - anhydride sulfurique, d'où sont obtenus respectivement acide sulfureux Et acide sulfurique, ainsi que leurs sels sulfites Et sulfates(voir également Thioacides Et thiosulfates). Déjà au froid, S se combine vigoureusement avec F 2, lorsqu'il est chauffé, il réagit avec Cl 2 (voir. Fluorures de soufre, Chlorures de soufre); avec le brome C. ne forme que S 2 Br 2, les iodures de soufre sont instables. Lorsqu'il est chauffé (150 - 200°C), une réaction réversible se produit avec H 2 pour obtenir sulfure d'hydrogène. S. forme également des hydrogènes polysulfureux de formule générale H 2 S x, dite. les sulfanes. Nombreux composés organosulfurés.

Na 2 HAsS 2 + H 2 S = Na 2 HAsS 3 O + H 2 O.

Puis, en soufflant de l'air à travers la solution, S. est précipité sous forme libre :

NaHAsS 3 O + 1/2 O 2 = Na 2 HAsS 2 O 2 + S.

2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O.

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