La combustion du soufre

1. Le soufre, un corps pur

Le soufre est un corps pur simple. On le trouve dans la nature, en particulier près des volcans, et on l'obtient aussi en traitant le pétrole et le gaz naturel.

Ses propriétés physiques :

• c'est un solide jaune, souvent vendu en poudre (« fleur de soufre ») ou en bâtons ;
• il est insoluble dans l'eau : il flotte ou se dépose sans se dissoudre ;
• il est fragile : il s'écrase facilement en poudre ;
• il ne conduit ni la chaleur ni le courant électrique ;
• chauffé, il fond vers 115 °C en donnant un liquide jaune orangé, qui brunit si on chauffe davantage.

Il sert à fabriquer les allumettes, des produits pour protéger les cultures contre les champignons, le caoutchouc des pneus (il le rend plus résistant) et de nombreux produits chimiques.

2. L'expérience de la combustion du soufre

Matériel. Un têt à combustion (une petite cuillère en métal fixée à une longue tige), de la fleur de soufre, un flacon de dioxygène contenant un peu d'eau au fond, un bec à gaz. L'expérience se fait sous une hotte ou dans une pièce très aérée, car le gaz produit est toxique.

Étape 1 : dans l'air. On chauffe un peu de soufre dans le têt. Le soufre fond (liquide orangé), puis il s'enflamme : on observe une petite flamme bleue peu lumineuse, difficile à voir en plein jour, et des fumées blanches. Une odeur piquante et suffocante se répand.

Étape 2 : dans le dioxygène pur. On plonge le têt contenant le soufre enflammé dans le flacon de dioxygène. La flamme devient beaucoup plus vive, d'un bleu éclatant (bleu-violet). La combustion est plus rapide. Quand le soufre est consommé ou que le dioxygène manque, la flamme s'éteint.

3. Le produit formé : le dioxyde de soufre

Le gaz formé est le dioxyde de soufre. C'est un oxyde de soufre.

Ses propriétés :

• c'est un gaz incolore ;
• il a une odeur piquante et suffocante (c'est l'odeur de l'allumette qu'on craque) ;
• il est toxique : il irrite les yeux, le nez, la gorge et les poumons ;
• il se dissout dans l'eau en donnant une solution acide : le papier de tournesol bleu devient rouge (ou le bleu de bromothymol passe du bleu au jaune) ;
• il décolore la solution violette de permanganate de potassium, ainsi que certains pétales de fleurs colorés : cela permet de l'identifier.

Bilan de la réaction :

soufre + dioxygène → dioxyde de soufre

C'est une transformation chimique : le soufre (solide jaune) et le dioxygène disparaissent ; un gaz nouveau, piquant et acide, apparaît. La réaction dégage de la chaleur et un peu de lumière.

4. La conservation de la masse

Comme pour toute transformation chimique, la masse se conserve. Des mesures précises montrent que 32 g de soufre réagissent avec 32 g de dioxygène pour former 64 g de dioxyde de soufre. On vérifie : 32 + 32 = 64 g.

Les masses sont proportionnelles : il faut autant de grammes de dioxygène que de grammes de soufre, et la masse de dioxyde de soufre formée est le double de la masse de soufre brûlé.

5. Le dioxyde de soufre dans l'environnement

Le dioxyde de soufre est libéré dans l'air par les volcans, mais surtout par la combustion de combustibles qui contiennent du soufre : certains charbons, le gasoil et le fioul utilisés dans les moteurs, les usines et les centrales électriques. Dans l'atmosphère, il se dissout dans les gouttes d'eau des nuages et rend la pluie plus acide : ce sont les pluies acides. Elles abîment les forêts, les sols, les lacs et les monuments.

Respirer du dioxyde de soufre en grande quantité est dangereux, surtout pour les personnes qui souffrent d'asthme. Au laboratoire, on manipule le soufre enflammé loin du visage, sous une hotte ou dans une pièce bien aérée, et on ne respire jamais directement les fumées.

6. Retour à l'allumette de Hawa

L'odeur piquante qu'elle a sentie est celle du dioxyde de soufre, formé par la combustion du soufre de la tête d'allumette dans le dioxygène de l'air. Le soufre brûle avec une flamme bleue, plus vive dans le dioxygène pur, et ce gaz est toxique et acide.