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Réforme du lycée et du baccalauréat 2021

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Infographies : le cycle terminal d'après les annonces de J.-M. Blanquer

Soufre : présentation

Le soufre

 Numéro atomique : Z = 16

 

Symbole : "S"

 

Un élément à la réputation sulfureuse ?

 

L'élément soufre au quotidien

 

Cet élément, aux senteurs[1] diaboliques, est aujourd'hui l'un des plus importants de la chimie moderne.

Le soufre est à l'état standard un solide jaune, inodore, sans saveur, insoluble dans l'eau (soluble dans le benzène et le disulfure de carbone CS2), aux propriétés mécaniques médiocres, très mauvais conducteur et diamagnétique.

"Le soufre, dont la découverte remonte à l'antiquité la plus reculée, est solide, jaune citron, très friable, insipide." [Thenard, Traité de chimie t. I, p. 18]

 

Aspects structuraux

 Le soufre existe sous forme moléculaire.

Selon l'état de la matière, les atomes de soufre forment des cycles : S8, S6 ; mais aussi sous forme linéaire Sn (2 < n < 50000).

 Le soufre à l'état solide :

On le trouve à l'état de poudre : la fleur de soufre, que l'on obtient par sublimation ;

en bloc moulé : le soufre en canon ; ainsi que sous forme de granulat (soufre concassé).

Il est possible d'obtenir du soufre colloïdal ou lait de soufre (par exemple en acidifiant une solution d'ion thiosulfate) ainsi que du soufre plastique et diverses formes amorphes de soufre en réalisant la trempe du soufre en fusion.

Le soufre présente une grande variété de formes allotropiques (On en compte aujourd'hui environ 22).

A température ambiante l'élément soufre forme des cycles S8 qui cristallisent dans une structure orthorhombique (Sα ; d = 2,08) stable jusqu'à 95°C ; entre 96°C et le point de fusion (119°C) la structure est monoclinique (Sβ ; d =1,96). Température d'inversion = 95,6°C.

La transformation entre le Sα et le Sβ étant très lente, le Sα peut rester métastable jusqu'à son point de fusion de 112,8°C. ). Voir Annexe 1-

Remarques : Le soufre S6 cyclique forme des cristaux rhomboédriques thermodynamiquement instables.

 Le soufre à l'état liquide :

Au voisinage de sa température de fusion, le soufre est un liquide fluide de teinte jaune clair et diamagnétique, constitué de molécules cycliques S8.

Lorsque la température s'élève, le liquide s'assombrit (teinte évoluant vers le rouge – brun) et devient paramagnétique, ce phénomène rend compte de la scission homolytique du cycle formant un diradical linéaire S8°°.

Le soufre liquide devient de plus en plus fluide jusqu'à 155°C, température à laquelle la viscosité augmente très rapidement pour atteindre un maximum à 187°C (0,1 poise à 159°C – 200 poise à 166°C– 1000 poises à 187°C). Voir Annexe 2 - Ce phénomène est du à la polymérisation des chaînes S8 en macromolécules (S8)n (2000 < n

A 445°C, le soufre est obtenu sous forme de molécules S8 cycliques et linéaires qui vont se scinder dans un premier temps en molécules S6 cyclique et S2, puis avec l'élévation de température S6 va se transformer en 3 S2. Vers 1000°C la forme S2 est prépondérante. La structure de S2 est analogue à celle de O2.

Au-delà de 1800°C, on obtient du soufre atomique.

 

La place du soufre dans la classification périodique – configuration électronique

 Le soufre appartient au bloc p, colonne 16 ainsi qu'à la troisième période.

Son numéro atomique est 16 ; il est classé parmi les non-métaux.

Voir la présentation de la colonne 16 : famille de l'oxygène.

Sa configuration électronique à l'état fondamental est donc : 1s2,2s2,2p6,3s2,3p4.

 

Principaux degrés d'oxydation

Le soufre réagit assez facilement avec de nombreux éléments de la classification périodique, tant avec les métaux (il existe de nombreux sulfures naturels) qu'avec les non métaux (H, O, halogènes, etc.).

Comme l'oxygène, le soufre présente le degré d'oxydation -2, et donne des sulfures (métaux et hydrogène).

Le soufre étant moins électronégatif que l'oxygène, il présente aussi les degrés d'oxydation +4, +6 avec les éléments plus électronégatifs : (halogénures, oxydes, etc.).

D'autres degrés d'oxydation sont possibles : par exemple +1 (S2Cl2), mais aussi +2 (ion thiosulfate), +2 et +3 dans le cas de l'ion tétrathionate, +3 (ion dithioneux ), +5 (dithionate), +7 (ion peroxodisulfate). Ils sont parfois uniquement formels et souvent métastables – voir diagramme de Frost.

Toutefois, nombre de ces composés peuvent être considérés comme formés par associations d'atomes de soufre à des degrés d'oxydation +4 ou +6 et d'atomes de soufre à des degrés d'oxydation 0, -2 ou -1 (mais aussi -1 de l'oxygène pour l'ion peroxodisulfate).

Par exemple : l'ion thiosulfate (d. o. du soufre = +2), où l’un des atomes d’oxygène du sulfate est remplacé par un atome de soufre, possède deux atomes de soufre dont le nombre d'oxydation est différent - "+4,0" ou "+6,-2" selon la manière de compter les électrons (voir la structure de l'ion thiosulfate).

La propriété de concaténation du soufre (par exemple ) rend plus délicate la détermination des nombres d'oxydation de l'atome de soufre dans des molécules et ions formés.

Le soufre possède de nombreux composés où la règle de l’octet (bien suivie par les éléments de la deuxième période) ne s’applique plus (SO3, SO42-, SF6 ...).

Comment expliquer cela ?

Le soufre, qui est plus volumineux que l’oxygène, peut accueillir davantage de voisins.

Le modèle de Lewis, fait intervenir les orbitales 3d de l'atome de soufre pour expliquer le phénomène (hybridation d2sp3). Cependant la différence d'énergie entre les niveaux électroniques 3p et 3d est importante.

La théorie des orbitales moléculaires (C.L.O.A.-O.M.) propose une autre explication de la structure électronique et la stabilité de ces composés.

Prenons un exemple : la théorie des orbitales moléculaires rend bien compte de la stabilité de l’hexafluorure de soufre en utilisant les seules orbitales 3s et 3p du soufre (symétrie a1g et t1u, 6 électrons de valence) (et les orbitales p des six atomes de fluor) (symétrie a1g, eg et t1u, 6 électrons de valence) pour construire 4 orbitales moléculaires liantes (a1g, et t1u) et deux non liantes (eg) avec un ordre de liaison 4 pour 6 liaisons.

Pour une initiation à la théorie des orbitales moléculaires : http://catalogue.polytechnique.fr/site.php?id=29&fileid=128

 

Propriétés atomiques, les isotopes

 La masse atomique molaire du soufre est de 32,064 g.mol-1.

 Il existe quatre isotopes naturels, tous stables :

32S : 95,02% ; 33S : 0,75% ; 34S : 4,21% ; 36S : 0,02%

 Plusieurs isotopes artificiels du soufre sont connus :

29S ; 30S ; 31S ; 35S ; 37S ; 38S.

Les isotopes 29,30, 31 sont des émetteurs + de demi-vie de l'ordre de la seconde.

Les isotopes 35, 37, 38 sont des émetteurs - ; demi-vie : 88 jours pour 35S, 5,06 min pour 37S et 2,87 h pour 38S.

 

Occurrence et abondance et obtention.

Abondance :

Univers : 500 ppm (en masse)

Croûte terrestre : 420 ppm

Eau de mer : 928 ppm

Occurence

On trouve le soufre à l'état natif, près des volcans ou dans des dépôts naturels à l'air libre ou souterrains.

Mais aussi sous forme de sulfures et de sulfates métalliques : cinabre, galène, orpiment, barytine, gypse, etc.

 Obtention du soufre :

Désulfuration du gaz naturel et du pétrole (procédé Claus).

Exploitation des dépôts de soufre à l'état natif (procédé Frasch).           

 

Utilisation du soufre

La plus importante utilisation du soufre est la fabrication de l'acide sulfurique (et du dioxyde de soufre).

Le soufre est un fongicide utilisé pour la viticulture et l'arboriculture. Il traite l'oïdium.

La vulcanisation du caoutchouc naturel utilise toujours des quantités non négligeables de soufre.

Le disulfure de carbone (CS2) est préparé par réaction du soufre avec le méthane.

Citons aussi les piles électrochimiques "soufre – sodium" dont les capacités de stockage assurent aujourd'hui un développement important.

 

Les principaux composés du soufre et quelques unes de leurs utilisations

 L'acide sulfurique : neutralisation, lixiviation, fabrication de l'acide fluorhydrique (réaction avec CaF2 ou la fluorapatite), obtention du dioxyde de titane (pigment blanc), batteries au plomb, décapage des métaux, déshydratation des alcools, papier sulfurisé, etc.

 Engrais : sulfate d'ammonium, superphosphate :"Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4(H2O)".

 Plâtre : CaSO4,0,5 H2O.

 Le sulfate de fer ou vitriol vert.

 Hydrogénosulfite de calcium (industrie papetière).

 Disulfure de carbone CS2, solvant industriel, synthèses organiques (viscose), intermédiaire de réaction.

 H2S : préparation de composés organiques soufrés.

 Composés organiques contenant du soufre : thiols, thioéthers, et autres ; ils sont largement utilisés par les industries pharmaceutiques et agrochimiques.

 

L'élément soufre et le vivant.

Le soufre est l'un des éléments indispensable à la vie.

On le trouve dans deux acides aminés essentiels : cystéine et méthionine, mais aussi dans l'homocystéine et la taurine.

Les enzymes doivent leur configuration aux ponts "disulfure" qui entraînent un repliement de la protéine sur elle-même.

Lorsque le pain "lève", il le doit aux ponts "disulfure" du couple cystéine – cystine, responsable aussi des ondulations des cheveux.

Certaines bactéries originelles et anaérobies, utilisent avec le dioxyde de carbone, le sulfure d’hydrogène en lieu et place de l’eau et produisent des sucres et du soufre Sn au lieu du dioxygène. On en trouve encore au fond des océans à proximité des failles volcaniques.

 

Histoire de la mise en évidence de l'élément soufre.

Le soufre est l'un des neuf éléments connus depuis l'antiquité.

Il est cité dans l'Ancien Testament : (Genèse –19 – La destruction de Sodome – verset 24).

Le soufre natif était collecté au bord des solfatares des volcans actifs puis dans les dépôts souterrains. (Sicile pour le bassin méditerranéen). Il est cité dans "l'Histoire naturelle" de ¨Pline l'Ancien

Il a été utilisé à des fins cosmétiques (Egypte des pharaons), thérapeutiques (traitement des maladies de la peau dans la Rome antique). Le soufre est aussi cité dans l'Odyssée d'Homère lors de son retour à Ithaque (chant XXII) ; le soufre avait la propriété d'éloigner la vermine !

Un autre aspect ésotérique du soufre est révélé dans l'Enéide de Virgile (L'Enéide 7 - 84).

Son usage à titre militaire est lui aussi connu (feu grégeois et poudre noire).

Le caractère d'élément chimique pour le soufre fut affirmé par Lavoisier en 1777. Cela fut confirmé par Thénard et Gay-Lussac en 1809.

 

Etymologie du nom.

Le nom soufre dérive du latin "sulfur" (conservé en anglais) qui lui-même viendrait du sanskrit "sulvere".

 

Quelques expressions "soufrées"

 "Odeur de soufre" (1) ; "Sentir le soufre" (1) ; "Réputation sulfureuse".

 Le soufre en un clin d'œil

 

     Nom : soufre

     Symbole : S

     Numéro atomique : 16

     Masse atomique : 32,064

     Etat à 298 K de la molécule S8 : solide

     Couleur: jaune

     dans la classification périodique

     Groupe : 16

     Nom du groupe : chalcogènes

     Période : 3

     Bloc : bloc des éléments p

     Classification : non-métallique 

Pour en savoir davantage :

-sur le site de la SCF (Société chimique de France) le produit du jour du 21 février 2011  porte sur l'acide sulfurique, du 24 mars sur Le sulfate de cuivre, le 29 mars sur le sulfate de fer, le 4 avril sur le soufre.

- bibliographie

 


[1] Voilà un bel exemple d'oxymoron chimique. Le diable y est sans doute pour quelque chose !