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Chimie minérale
Groupes 4, 5, 6 A du tableaux périodique
Année universitaire : 2009/2010
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Les éléments du groupe 𝐼𝑉 𝐴
Non métal Carbone 𝑪 Semi métaux Silicium 𝑆𝑖 Germanium 𝐺𝑒
Métaux Etain 𝑆𝑛
Plomb 𝑃𝑏
1- Carbone :
Le carbone est assez rependu dans la nature se présente sous différentes formes, il peut être d’origine géologique, il peut aussi provenir de la calcination incomplète des os des branches ou des feuilles d’arbre.
Le carbone cristallise sous deux formes, le carbone graphite, le carbone diamant
- Carbone graphite : est de couleur noire brillant, moins pure que le carbone diamant - Carbone diamant : il est transparent, très durent très utilisé en industrie
- Le charbon de bois : c’est un solide noir fragile léger est poreux, sa conductibilité thermique et électrique est variable selon le mode de préparation
- A base température 400°𝐶 : on obtient un charbon bon conducteur d’électricité - A haute température 1000,1200°𝐶 : on obtient un charbon bon conducteur
d’électricité et de chaleur
- Une autre propriété de charbon : c’est un excellent absorbant
Propriété chimique :
- Formation d’oxyde :
Monoxyde de carbone 𝑪𝑶 :
C’est un gaz toxique soluble dans l’eau, il provient de la combustion incomplète du carbone.
C +1
2O2→ CO
C’est un bon réducteur, il peut libérer le métal de nombreux oxydes.
𝐶𝑢𝑂 + 𝐶𝑂 → 𝐶𝑢 + 𝐶𝑂2
Dioxyde de carbone 𝑪𝑶𝟐 : Il provient de la combustion complète du carbone
𝐶 +1
2𝑂2→ 𝐶𝑂 +1
2𝑂2 → 𝐶𝑂2 Le 𝐶𝑂2 est assez réactif avec l’eau pour donner l’acide acétique.
Le 𝐶𝑂2 est un gaz, le dioxyde de 𝑆𝑖, 𝐺𝑒, 𝑃𝐵, 𝑆𝑛 sont des solides
Le 𝐶𝑂2 réagit avec l’oxyde de baryum pour libérer le carbonate est la vapeur d’eau. C’est un procédé de méthode de préparation du carbonate de baryum au laboratoire.
𝐶𝑂2+ 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2→ 𝐵𝑎𝐶𝑂3+ 𝐻2𝑂
La combinaison du carbone avec les autres métaux généralement à haute température 1000°𝐶
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2- Étain :
L’étain est connu depuis très longtemps et le bronze est un alliage de l’étain et de cuivre
Préparation :
On le prépare à partir de l’oxyde d’étain en présence de monoxyde de carbone (réduction) 𝑆𝑛𝑂2+ 2𝐶𝑂 → 𝑆𝑛 + 2𝐶𝑂2
Sa métallurgie est assez complexe car il faut éliminer un certain nombre d’impureté tel que l’arsénique le fer, le tungstène et le manganèse
Propriété physicochimique :
L’étain se présente comme un métal blanc brillant argenté légèrement jaunâtre Il fond a base température, il est malléable, après refroidissement il devient cassant.
Action de l’oxygène :
L’étain ne s’oxyde pas a base température même pas a température ordinaire 𝑆𝑛 + 𝑂2 → 𝑆𝑛𝑂2
Avec les halogènes :
En présence du chlore et du brome la réaction se fait a température ordinaire, avec l’iode il faut chauffer à température supérieur a 100°𝐶, avec le fluore il prend feu à 𝑇 = 100°𝐶
Avec l’hydrogène :
Il n’y a aucune réaction entre l’étain est l’hydrogène En présence d’acide :
Tel que 𝐻𝐶𝐿, l’attaque est lente a froid, rapide a chaud et on obtient 𝑆𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑆𝑛𝐶𝑙2+ 𝐻2 Chlorure stanneux
3- Le plomb :
Le principale minerai du plomb, la galène qui est un sulfure de plomb 𝑃𝑏𝑆, c’est un métal très lourd de couleurs noire on peut le trouver aussi dans la nature sous forme de carbonate et sulfate
Préparation :
L’oxydation de la galène 𝑃𝑏𝑆 +32𝑂2→ 𝑆𝑂2+ 𝑃𝑏𝑂 𝑃𝑏𝑂 + 𝐶 → 𝐶𝑂 + 𝑃𝑏
Propriété physicochimique :
Le plomb est un métal lourd blanc blanchâtre, brillant qui perd son éclat rapidement à l’aire, c’est un métal très moue, on peut le tordre, facile a coupé, cristallise dans le système cubique a face centré Action de 𝑶𝟐:
En contact de l’𝑂2 le plomb s’oxyde facilement 𝑃𝑏 +1
2𝑂2→ 𝑃𝑏𝑂
100°𝐶
𝑆𝑂2 : Anhydride sulfureux 𝑃𝑏𝑆 : Sulfure de plomb
Page | 4 Action de 𝑯𝟐𝑶 :
L’eau pure est sans action sur le plomb, l’eau chargée en gaze carbonique, l’attaque en donnant des carbonates
𝑃𝑏 + 𝐻2𝑂 → 𝑃𝑏𝑂 + 𝐻2
Action des halogènes :
Ils réagissent facilement avec le plomb, on obtient les di halogénures
Avec les acides :
Tous les acides même faibles dissolvent le plomb 𝑃𝑏 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑃𝑏𝐶𝑙2+ 𝐻2 Chlorure de plomb 𝑃𝑏 + 𝐻2𝑆𝑂4→ 𝑃𝑏𝑆𝑂4+ 𝐻2 Sulfate de plomb L’acide nitrique 𝑯𝑵𝑶𝟑 :
L’attaque même a froid avec formation de vapeur de couleur brune 𝑃𝑏 + 2𝐻𝑁𝑂3→ 𝑃𝑏 𝑁𝑂3 + 𝐻2 Nitrate de plomb
En présence de soufre :
C’est une réaction très facile, il suffit de faire passer un courant de soufre sur le métal 𝑃𝑏 + 𝑆 → 𝑃𝑏𝑆
Usages thérapeutique est propriété physiologiques :
Le carbone
Dans l’industrie pharmaceutique le carbone se présente sous forme de charbon, il est poreux, cette porosité induit une propriété physique importante qui est l’absorption, il est absorbant contre les diarrhées persistantes
Il est utilisé comme antidote contre les empoisonnements par les champignons vénéneux Il est utilisé contre les décompositions et dans la pétrification des cadavres (antiputrides)
Monoxyde de carbone :
C’est un gaz incolore et inodore, très toxique, lorsqu’il est introduit par voie respiratoire, une atmosphère chargée à 3% en 𝐶𝑂 provoque la mort
Dioxyde de carbone :
Incolore et inodore mais moins toxique que le 𝐶𝑂, une atmosphère chargé à 30% en 𝐶𝑂2 provoque l’asphyxie et la mort, il ralenti les fonctions respiratoire et sou action prolongé il provoque l’asphyxie et la mort
Sulfure de carbone :
C’est un liquide jaunâtre, il a une odeur caractéristique d’œuf pourris, il est inflammable, très mobile, ressemblant à l’éther. Il provoque des empoisonnements professionnels
Tétrachlorure de carbone :
C’est un solvant très mobile, il est utiliser comme antiseptique a usage externe, sous forme de friction de cuir chevelu contre les parasites et champignons
Page | 5 Chloroforme 𝑪𝑯𝟑𝑪𝒍𝟑 :
C’est un solvant anesthésique très puissant
Silicium :
La silice :
Constituent un danger lorsqu’elle existe sous forme de poussière elle entraine une maladie
professionnelle appelé silicose (la silice tapissent les alvéoles pulmonaires et entrainent une réduction de la capacité respiratoires et provoque l’asphyxie)
Plomb :
Les sels de plomb :
Sont solubles dans l’eau, on les retrouve dans les eaux potables donc en note une intoxication du plomb appelé saturnisme, cette maladie entrent des nausées, des vomissements, des douleurs
abdominales intense, des diarrhées de couleur noire, et lorsque se stade est atteint la guérison sera très difficile
Acétate de plomb 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑷𝒃 :
Il est utilisé sous forme de pommade à 2% comme cicatrisant
L’oxyde de plomb 𝑷𝒃𝑶 :
Il est utilisé comme pansement contre les ulcères gastriques
Le carbonate de plomb 𝑷𝒃𝑪𝑶𝟑 :
De couleur blanche, il est utilisé comme cicatrisant à usage externe Iodure de plomb 𝑷𝒃𝑰 :
Utilisé sous forme de pommade à 10% comme régénérateur des tissus (cicatrisant)
Eléments du groupe 𝑉 𝐴
Azote 𝑵
Phosphate 𝑃 Arsenic 𝐴𝑠 Antimoine 𝑆𝑏 Bismuth 𝐵𝑖
L’azote et le phosphore ont des propriétés similaires => non métaux 𝐴𝑠, 𝑆𝑏, 𝐵𝑖 => solide a caractères métallique
L’aire est constitué essentiellement d’𝑁 78,5%, et de 𝑂2 20,09%, gazes rares 0,03% hydrogène 0,01%
Sur la terre l’azote existe sous forme de nitrates
Le phosphore occupe le 10ème rond par ordre d’abondance. Il existe sous forme de phosphate et souvent accompagné de l’azote
𝐴𝑠, 𝑆𝑏, 𝐵𝑖 : existe dans la nature sous forme d’oxyde et sous forme de sulfure
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1- Azote
Joue un rôle important en biologie (synthèse de protéines) et en industries (fabrication des engrais, des explosives)
Préparation industriel :
Son extraction se fait a partir de l’air (on aspire l’aire a travers un filtre, on l’enferme dans une enceint ou une cloche donc l’aire est comprimer a haute pression et a base température, tout les gazes
deviennent liquide, cette technique permet de préparer l’azote liquide au même temps que les autres gazes)
Préparation au labo :
On prépare l’azote a partir du nitrite de sodium 𝑁𝑎𝑁𝑂2 en présence de chlorure d’ammonium a haute température on obtient du nitrite d’ammonium en présence de chlorure de sodium, ensuite en
décompose le nitrite d’ammonium et on obtient l’azote et l’oxyde d’ammonium 𝑁𝑎𝑁𝑂2+ 𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝑁𝐻4𝑁𝑂2
𝑁𝐻4𝑁𝑂2 → 𝑁2+ 𝐻2𝑂
L’azote est un gaz formé d’une molécule diatomique, la triple liaison est très énergétique.
On utilise l’azote pour fabriquer l’acide nitrique (c’est le point de départ de la synthèse de l’acide nitrique)
𝑁2+ 3𝐻2 ⇌ 2𝑁𝐻3 Ammoniac gazeux 𝑁𝐻3+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4𝑂𝐻 Ammoniac aqueux 4𝑁𝐻3+ 5𝑂2→ 4𝑁𝑂 + 6𝐻2𝑂
2𝑁𝑂 + 𝑂2 → 2𝑁𝑂2
3𝑁𝑂2+ 𝐻2𝑂 → 2𝐻𝑁𝑂3+ 𝑁𝑂 Monoxyde d’azote
Composés de l’azote :
Protoxyde d’azote 𝑵𝟐𝑶 :
Un gaz incolore on l’obtient par décomposition thermique du nitrate d’ammonium 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 → 𝑁2𝑂 + 2𝐻2𝑂
C’est un gaz stable à température inférieur à 500°𝐶
A température supérieur à 500°𝐶 il se décompose en azote et monoxyde d’azote 2𝑁2𝑂 → 𝑁2+ 2𝑁𝑂
Monoxyde de l’azote :
C’est un gaz incolore qui a tendance à s’oxyder facilement pour donner le dioxyde d’azote 𝑁𝑂 +1
2𝑂2→ 𝑁𝑂2 Dioxyde d’azote :
C’est un gaz brin rougeâtre, très toxique à une longue exposition. Il est utilisé dans les gazes de combat.
On l’obtient par oxydation direct par monoxyde d’azote.
Il se dissout dans l’eau froide et dans l’eau chaude 800 − 1000°𝐶
𝑇° ↗
Dioxyde d’azote acide nitrique
𝑇° ↗
𝑇 > 500°𝐶
Page | 7 Eau froid :
2𝑁𝑂2+ 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑁𝑂2+ 𝐻𝑁𝑂3 (Acide nitreux + Acide nitrique) Eau chaude
3𝑁𝑂2+ 𝐻2𝑂 → 2𝐻𝑁𝑂3+ 𝑁𝑂 Anhydre nitreux 𝑵𝟐𝑶𝟑
On l’obtient par action du dioxyde d’azote sur le monoxyde d’azote 𝑁𝑂2+ 𝑁𝑂 → 𝑁2𝑂3
C’est un gaz instable, on peut aussi l’obtenir par la déshydratation à haute température de l’acide nitreux
2𝐻𝑁𝑂2 → 𝑁2𝑂3+ 𝐻2𝑂 Anhydre nitrique 𝑵𝟐𝑶𝟓
On l’obtient par déshydratation de l’acide nitrique à haute température 2𝐻𝑁𝑂3 → 𝑁2𝑂5+ 𝐻2𝑂
C’est un gaz instable, il se décompose facilement a haute température en 𝑁𝑂2 et 𝑂2 𝑁2𝑂5→ 2𝑁𝑂2+1
2𝑂2 Oxacides :
Acide nitrique :
C’est un oxydant fort => la fabrication de l’eau régale « 2/3 𝐻2𝑂 + 1/3 𝐻𝑁𝑂3 »
C’est un acide fort, il dissout la plupart des métaux, il se décompose en libèrent l’azote, l’oxygène et la vapeur d’eau
2𝐻𝑁𝑂3 → 2𝑁𝑂2+1
2𝑂2+ 𝐻2𝑂 Acide nitreux :
On l’obtient par action du monoxyde d’azote sur le dioxyde d’azote en présence d’𝐻2𝑂
Les halogénures :
L’azote se combine à tous les halogènes sauf l’iode et le brome
2- Phosphore :
Propriété physicochimique :
Il existe deux variétés de phosphore blanc et rouge Phosphore blanc :
C’est un solide blanc à odeur alliacée, il est obtenu par condensation de vapeur de phosphore Il est moue, il se présente comme de la cire, il est transparent a haute température, il devient laiteux après solidification, très soluble dans le sulfure de carbone 𝐶𝑆2, peut soluble dans l’éther, très soluble dans les matières grasse, insoluble dans l’eau, chauffé vers 260°𝐶 il se transforme en phosphore rouge Phosphore rouge :
Il est soluble dans le sulfure de carbone, plus lourd que le phosphore blanc, on ne peut le fondre que sous pression et vers 500°𝐶, a pression ordinaire il se transforme (condense) en phosphore blanc
𝑇° ↗
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Composé de phosphore :
Anhydride phosphoreux 𝑷𝟐𝑶𝟑:
C’est un solide blanc il fond a 28°𝐶 et la température d’ébullition 173°𝐶 on l’obtient en brûlant le phosphore
𝑃4+ 3𝑂2→ 2𝑃2𝑂3
Anhydride phosphorique 𝑷𝟐𝑶𝟓 :
C’est une poudre blanche neigeuse, on l’obtient par combustion direct du phosphore 𝑃2+ 502 → 2𝑃2𝑂5 1250°𝐶
Il est très soluble dans l’eau mais régissent en donnant l’acide phosphorique en présence d’𝐻2𝑂 𝑃2𝑂5+ 3𝐻2𝑂 ⇌ 2𝐻3𝑃𝑂4
Acide phosphoreux :
On l’obtient par action de l’anhydride phosphoreux en présence de l’eau 𝑃2𝑂3+ 3𝐻2𝑂 ⇌ 2𝐻3𝑃𝑂3
Acide phosphorique :
On l’obtient par action de l’anhydride phosphorique en présence d’eau L’acide phosphorique est un solide cristallise incolore, très soluble dans l’eau 𝑃2𝑂5+ 3𝐻2𝑂 ⇌ 2𝐻3𝑃𝑂4
Usage thérapeutique et propriété physiologique :
Azote :
Une atmosphère azotée entretint une asphyxie, l’azote entre dans la synthèse des protéines (acides aminé)
Les sels de l’azote : Protoxyde de l’azote :
C’est un gaz hilarant (excite le centre de rire) c’est un anesthésique puissant, en milieu acide il donne des vapeurs brunes piquante et suffocante (provoque l’asphyxie)
Le nitrate d’argent 𝑨𝒈𝑵𝑶𝟑 :
Il est utilisé a usage externe a 10% comme verrucide sous forme de solution ou sous forme de bâtonné Il est utilisé à 1 ou 0,1 ou 0,01% sous forme de collyre chez les nouveaux née contre la conjonctivite
Phosphore :
C’est un stimulant du système nerveux central (il améliore le pouvoir de la mémoire)
A forte dose il est toxique pour l’organisme, l’intoxication par le phosphore on l’appelle phosphorisme quand la dose journalière est supérieur à 2 mg/j, intoxication lente se traduit par des douleurs
d’estomac et une néphrose des tissus osseux, pour le traitement on fait un lavage d’estomac avec une solution de 𝐶𝑢𝑆𝑂4 très dilué
L’arsenic :
L’arsenic est toxique pour l’organisme surtout sous forme de sulfures, les dérivés organiques et minéraux de l’arsenic en faible doses sont utilisés en usage pharmaceutique
- Contre les mycoses
Page | 9 - Les infections de la sphère ORL
o Contre les bronchites et contre l’asthme
- Le traitement de la syphilis due au virus qui se transmet par les relations sexuelles et par le sang
Quand la concentration de l’arsenic est supérieure à 0,6𝑚𝑔 elle provoque la mort
En cas d’intoxication par l’arsenic a faible dose, on donne un vomitif et en fait un lavage de l’estomac avec une solution d’oxyde de 𝑀𝑔 (𝑀𝑔𝑂) à 1%
Antimoine :
Les oxydes d’antimoine sont utilisés sous forme de pommades comme purgatifs (les constipations sévères)
Le bismuth :
Le carbonate de bismuth est utilisé comme pansement gastrique et contre les infections intestinales
Eléments du groupe 𝑉𝐼 𝐴
Oxygène 𝑶 Soufre 𝑆 Sélénium 𝑆𝑒 Tellure 𝑇𝑒 Polonium 𝑃𝑜 L’oxygène :
C’est un gaze incolore inodore et sans saveur difficile a liquéfié, le plus abondant des éléments présent sur terre, il rentre dans la composition des silicates des sulfates et des carbonate, il constitue 47% du poids de l’écorce sous terrestre, 85% des mères, 23% dans l’aire
Le soufre :
On le trouve a l’état naturelle a proximité des régions volcaniques sous formes de gros cristaux, on le trouve aussi sous forme de sulfure métallique que l’on appelle la pyrite qui est le sulfure de fer 𝐹𝑒𝑆2, la galène sulfure de plomb 𝑃𝑏𝑆, et la blinde sulfure de zinc 𝑍𝑛𝑆.
Le sélénium :
Accompagne souvent le soufre en petites quantité
Le tellure :
Il existe sous forme de tellurure, il accompagne aussi le soufre et le sélénium
1- Oxygène :
Préparation :
Eau oxygéné 𝐻2𝑂2→ 𝐻2𝑂 +1 2𝑂2 Oxyde de mercure 2𝐻𝑔𝑂 → 2𝐻𝑔 + 𝑂2
Page | 10 𝐾𝐶𝑙𝑂4→ 𝐾𝐶𝑙 +12𝑂2
𝐾𝐶𝑙𝑂4 : Perchlorate de potassium 𝐾𝐶𝑙 : Chlorate de potassium 2𝐾𝑀𝑛𝑂4→ 2𝑀𝑛𝑂2+ 𝐾2𝑂 +3
2𝑂2
𝐾𝑀𝑛𝑂4 : Permanganate de potassium 𝑀𝑛𝑂2 : Oxyde de magnésium
Propriété chimique
Est l’élément le plus réactif, il agit pratiquement avec tout les éléments Avec l’hydrogène :
Il forme de l’eau 𝐻2+1
2𝑂2→ 𝐻2𝑂 Avec le soufre :
A haute température il libère l’anhydride sulfureux 𝑆𝑂2
Avec le carbone :
Il libre le dioxyde de carbone L’oxygène en présence de fer :
Le fer brûle en oxygène en projettent des particules d’oxyde de fer rouge
Dérivé de l’oxygène :
L’ozone :
C’est un oxyde d’oxygène, à l’état liquide est de couleur bleu, a l’état gazeux il est très soluble dans l’eau, dans le chloroforme, et dans le tétrachlorure de carbone
L’eau 𝑯𝟐𝑶 :
C’est la combinaison oxygéné la plus abondante elle existe a l’état de vapeur soit a l’état condensé en formant les nuages, le brouillard la pluie et la neige
L’eau pure est incolore et inodore et sans saveur
Sa densité est égale à 1, le point de fusion 0 et d’ébullition 100°𝐶 Propriété chimiques de l’eau :
La molécule d’eau est formée avec un grand dégagement de chaleur, l’énergie libérer est de 57,8 𝐾𝑐𝑎𝑙
𝐻2+1
2𝑂2 → 𝐻2𝑂 ∆𝐻 = −57,8𝐾𝑐𝑎𝑙
En présence de réducteur :
Surtout les métaux électropositifs, l’eau jouent un rôle d’un oxydant, son oxygène se fixe sur l’élément électropositif avec libération d’hydrogène
𝑁𝑎++ 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑎𝑂𝐻 +1
2𝐻2 a froid 𝐶 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑂 + 𝐻2 a chaud 3𝐹𝑒 + 4𝐻2𝑂 → 𝐹𝑒3𝑂4+ 4𝐻2 A chaud
25°𝐶
Page | 11 En présence d’oxydant (les éléments électronégatifs) :
L’eau joue un rôle de réducteur est libère l’oxygène 𝐶𝑙2+ 𝐻2𝑂 → 2𝐻𝐶𝐿 +1
2𝑂2 Le pouvoir hydratant :
L’eau se combine au oxydes acides et oxydes basiques, pour libéré les acides et les bases correspondant, on dit que l’eau joue le rôle de molécule de constitution
Anhydride sulfurique
𝑆𝑂3+ 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂4 Acide sulfurique Anhydride nitrique :
𝑁2𝑂5+ 𝐻2𝑂 → 2𝐻𝑁𝑂3 Acide nitrique Anhydride phosphorique :
𝑃2𝑂5+ 𝐻2𝑂 → 2𝐻3𝑃𝑂4 Acide phosphorique Oxyde de calcium :
𝐶𝑎𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 Hydroxyde de calcium Oxyde de sodium :
𝑁𝑎2𝑂 + 𝐻2𝑂 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻 Hydroxyde de sodium
2- Soufre :
C’est un solide non métallique
1) Composés de soufre :
Hydrogène sulfuré :
C’est un gaz incolore a odeur d’œuf pourris, il est très toxique, une action prolongé peut causer la mort Il est plus lourd donc il se dépose sur la terre
On le prépare par décomposition de sulfure métallique en présence d’un acide 𝐹𝑒𝑆 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝐻2𝑆 + 𝐹𝑒𝐶𝑙2
Les métaux tel que l’or et le platine sont attaqué par 𝐻2𝑆 gazeux soit a froid ou a chaud, l’humidité favorisent cette attaque.
En présence d’oxygène :
Il libère le soufre et les molécules d’eau
A l’état gazeux il brule à l’aire donnant une flamme de couleur bleu.
𝐻2𝑆 +1
2𝑂2→ 𝑆 + 𝐻2𝑂 (quantité insuffisante) 𝐻2𝑆 +3
202→ 𝐻2𝑂 + 𝑆𝑂2(quantité suffisante) En présence d’halogènes :
Réagit facilement avec le chlore et le brome, difficilement avec l’iode et le fluore avec formation d’un acide et dépôt de soufre.
𝐶𝑙2+ 𝐻2𝑆 → 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑆 𝐵𝑟2+ 𝐻2𝑆 → 2𝐻𝐵𝑟 + 𝑆 En présence d’acide sulfurique :
Il donne l’anhydride sulfureux et l’eau avec un dépôt de soufre 𝐻2𝑆𝑂4+ 𝐻2𝑆 → 𝑆 + 𝑆𝑂2+ 𝐻2𝑂
En présence d’anhydride sulfureux : Il donne l’eau et un dépôt de soufre
𝑆𝑂2+ 𝐻2𝑆 → 3𝑆 + 𝐻2𝑂
Page | 12 En présence d’acide nitrique :
Il donne le dioxyde d’azote, l’eau et un dépôt de soufre.
2𝐻𝑁𝑂3+ 𝐻2𝑆 → 𝑆 + 2𝑁𝑂2+ 2𝐻2𝑂 Anhydride sulfureux 𝑺𝑶𝟐 :
La combustion du soufre dans l’aire et donne l’anhydride sulfureux, c’est un composé important car il constitue la matière première pour la fabrication de l’acide sulfurique
Préparation industrielle : Grillage de sulfure naturel 2𝐹𝑒𝑆2+11
2 𝑂2→ 𝐹𝑒2𝑂3+ 4𝑆𝑂2 Pyrite oxyde de fer Préparation au labo :
On prépare l’anhydride sulfureux à partir de la réduction du soufre, du carbone ou bien de la réduction du cuivre par l’acide sulfurique :
𝑆 + 2𝐻2𝑆𝑂4→ 3𝑆𝑂2+ 2𝐻2𝑂 𝐶 + 2𝐻2𝑆𝑂4→ 2𝑆𝑂2+ 𝐶𝑂2+ 2𝐻2𝑂 𝐶𝑢 + 2𝐻2𝑆𝑂4→ 𝑆𝑂2+ 𝐶𝑢𝑆𝑂4+ 2𝐻2𝑂
𝑆𝑂2 Est un gaz à odeur piquante et suffocante, incolore et soluble dans l’eau.
Usage thérapeutique et propriété physiologique :
1- Oxygène :
Eau oxygéné :
C’est un gaz qui se liquéfie à −2°𝐶, très soluble dans l’eau 1𝑙𝑖𝑡𝑟𝑒 d’eau peut dissoudre 475𝑙𝑖𝑡𝑒𝑠 d’eau oxygéné.
Il est utilisé en pharmacie comme antiseptique à usage externe. Il est un hémostatique contre les hémorragies, il est utilisé en cosmétique pour la décoloration des cheveux et pour blanchir les dents.
2- Le soufre :
Il est insoluble dans l’eau, utilisé par voie orale comme laxatif, c’est un expectorant (il favorise la libération des bronches de leur sécrétions), c’est un antidote contre le saturnisme, c’est un
antiparasitaire.
Le soufre est ces composées sont utilisé contre les dermatoses (acné), contre l’hyper sécrétion du cuire chevelu (séborrhée)
Il est utilisé contre le rhumatisme et contre les bronchites chroniques
Les sels de soufre :
Anhydride sulfureux :
C’est un gaz à odeur piquante et suffocante car il provoque la formation d’atmosphère acide Acide sulfurique 𝐻2𝑆𝑂4 :
On l’appelle l’huile de vitriole, il provoque des brûlures chroniques, pour soulager le patient on fait un lavage a base de glace, ou l’eau froid
Le sélénium et le tellure :
Ils sont surtout utilisés sous forme d’hydrures en industrie.
Aucune utilisation pharmaceutique.
