Karamö, le prof virtuelLeçon 15 sur 16
Le cycle des réactions du soufre
Je sais décrire une suite de réactions qui part du soufre et revient au soufre, écrire leurs équations-bilans et vérifier que l'élément soufre se conserve.
- 55 min
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Décrire le soufre et sa combustion (dioxyde de soufre)
- Écrire les équations de la suite soufre → sulfure de fer → sulfure d'hydrogène → soufre
- Expliquer pourquoi on parle de « cycle » (conservation de l'élément soufre)
- Appliquer la loi de Lavoisier et les règles de sécurité
Avant de commencer : Réactions chimiques, loi de Lavoisier et équation-bilan (leçons précédentes) ; symboles S, Fe, H, O, Cl.
1Je découvre
Au laboratoire, le professeur montre à la classe de Hawa un morceau de soufre : un solide jaune, cassant, qu'on trouve naturellement près des volcans. Il en fait brûler une petite quantité dans un flacon de dioxygène : une belle flamme bleue apparaît et une odeur piquante se répand ; tout le monde tousse un peu avant qu'il ne ferme le flacon.
Ensuite, il fait réagir du soufre avec du fer, puis le produit obtenu avec un acide : un gaz à l'odeur d'œuf pourri se dégage. Enfin, il brûle ce gaz avec très peu d'air : un dépôt jaune se forme sur la paroi froide du tube. « Voilà, dit-il, nous sommes revenus au soufre ! »
Hawa est intriguée : comment le soufre a-t-il pu « disparaître » dans des substances si différentes, puis réapparaître ?
Quelle suite de réactions permet de partir du soufre et d'y revenir, et que nous apprend ce cycle sur les éléments chimiques ?
2Je comprends
1. Le soufre, un corps simple
Le soufre (symbole S) est un corps simple. C'est un solide jaune, cassant, sans odeur, insoluble dans l'eau. Il fond vers 115 °C en donnant un liquide jaune orangé. On le trouve à l'état naturel dans les régions volcaniques ; on le récupère aussi dans le pétrole et le gaz naturel.
Il sert à fabriquer l'acide sulfurique (très utilisé dans l'industrie), des produits qui protègent les cultures contre les champignons, le caoutchouc des pneus et les allumettes (leçon suivante).
2. Étape A : la combustion du soufre
Chauffé, le soufre brûle dans l'air avec une petite flamme bleue, et beaucoup plus vivement dans le dioxygène pur. Il se forme un gaz incolore, à l'odeur piquante et suffocante : le dioxyde de soufre. Ce gaz est toxique ; il est l'un des responsables des pluies acides autour des usines qui brûlent des combustibles soufrés.
soufre + dioxygène → dioxyde de soufre
S + O2 → SO2
Test : le dioxyde de soufre décolore une solution violette de permanganate de potassium.
3. Étape B : soufre + fer → sulfure de fer
On mélange de la poudre de fer et de la poudre de soufre, on chauffe un point : l'incandescence se propage (tu l'as vu dans la leçon sur les réactions chimiques). On obtient du sulfure de fer, solide gris-noir non attiré par l'aimant.
Fe + S → FeS
En masse : 7 g de fer réagissent avec 4 g de soufre pour donner 11 g de sulfure de fer.
4. Étape C : sulfure de fer + acide → sulfure d'hydrogène
On verse de l'acide chlorhydrique sur le sulfure de fer. Une effervescence se produit : il se dégage un gaz à l'odeur d'œuf pourri, le sulfure d'hydrogène H2S. Il se forme aussi du chlorure de fer, qui reste dissous.
sulfure de fer + acide chlorhydrique → chlorure de fer + sulfure d'hydrogène
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
Le sulfure d'hydrogène est un gaz très toxique, même si son odeur se remarque à faible dose. C'est aussi lui qui donne l'odeur des œufs pourris et de certaines eaux stagnantes.
5. Étape D : retour au soufre
Combustion incomplète du sulfure d'hydrogène. Si l'on brûle le sulfure d'hydrogène avec peu de dioxygène, il se forme de l'eau et un dépôt jaune de soufre :
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
Combustion complète. Avec beaucoup de dioxygène, il se forme de l'eau et du dioxyde de soufre :
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
Réaction du dioxyde de soufre avec le sulfure d'hydrogène. Quand on met en contact ces deux gaz (en présence d'un peu d'eau), un dépôt jaune de soufre apparaît sur les parois :
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
On est revenu au point de départ : le soufre.
- 1S + O₂ → SO₂ : le soufre brûle (flamme bleue, gaz piquant)
- 2Fe + S → FeS : le soufre s'unit au fer (incandescence)
- 3FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S : l'acide libère le sulfure d'hydrogène (odeur d'œuf pourri)
- 42H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O : combustion incomplète, le soufre réapparaît
- 5SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O : les deux gaz soufrés redonnent du soufre
6. Pourquoi parle-t-on de « cycle » ?
Au cours de toutes ces réactions, le corps simple soufre disparaît (il devient sulfure de fer, sulfure d'hydrogène, dioxyde de soufre), puis réapparaît. Mais l'élément soufre, lui, est toujours présent : les atomes de soufre passent d'une substance à l'autre sans jamais être détruits. C'est la conservation des atomes (loi de Lavoisier) appliquée à une suite de réactions.
Ce cycle montre la différence entre :
- le corps simple soufre (le solide jaune), qui peut disparaître ;
- l'élément soufre (les atomes S), qui se conserve toujours.
Méthode
Pour suivre un élément dans un cycle de réactions :
- J'écris l'équation-bilan équilibrée de chaque étape.
- Dans chaque équation, je repère la substance qui contient l'élément étudié, à gauche et à droite.
- Je vérifie que le nombre d'atomes de cet élément est le même des deux côtés.
- Je relie les étapes : le produit contenant l'élément devient le réactif de l'étape suivante.
Exemple
Vérifier que l'équation SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O est équilibrée.
Soufre : à gauche 1 (dans SO₂) + 2 × 1 (dans 2H₂S) = 3 ; à droite 3. Équilibré.
Hydrogène : à gauche 2 × 2 = 4 ; à droite 2 × 2 = 4. Équilibré.
Oxygène : à gauche 2 ; à droite 2 × 1 = 2. Équilibré.
L'équation est équilibrée.
Exemple
On part de 8 g de soufre. Quelle masse de fer faut-il pour le transformer entièrement en sulfure de fer, et quelle masse de sulfure obtient-on ?
Proportions : 7 g de fer pour 4 g de soufre.
8 g de soufre = 2 × 4 g, donc il faut 2 × 7 = 14 g de fer.
Loi de Lavoisier : masse de sulfure de fer = 14 + 8 = 22 g.
Tout le soufre (8 g d'élément soufre) se trouve maintenant dans les 22 g de sulfure de fer.
Exemple
Équilibrer la combustion complète du sulfure d'hydrogène : H₂S + O₂ → SO₂ + H₂O.
Soufre : 1 = 1. Hydrogène : 2 = 2.
Oxygène : à droite 2 + 1 = 3 ; à gauche 2. Pour obtenir un nombre pair à droite, je double les produits : 2SO₂ + 2H₂O donnent 4 + 2 = 6 atomes d'oxygène.
Il faut alors 2H₂S (pour 2 S et 4 H) et 3O₂ (pour 6 O).
Équation : 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O. Vérification : S 2 = 2 ; H 4 = 4 ; O 6 = 6.
7. Sécurité
Le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène sont des gaz toxiques. Ces expériences se font en très petites quantités, sous une hotte ou dans une pièce bien aérée, et uniquement par le professeur. L'acide chlorhydrique est corrosif : on porte des lunettes et des gants.
3Je retiens
Je retiens
Le soufre S est un corps simple, solide jaune, insoluble dans l'eau.
Combustion du soufre : S + O₂ → SO₂ (flamme bleue, gaz piquant, toxique).
Soufre + fer : Fe + S → FeS (7 g de fer pour 4 g de soufre).
Sulfure de fer + acide chlorhydrique : FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S (odeur d'œuf pourri, toxique).
Retour au soufre : 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O ; SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O.
Le corps simple soufre disparaît puis réapparaît ; l'élément soufre se conserve toujours.
4Erreurs fréquentes
- Confondre le corps simple soufre (le solide jaune) et l'élément soufre (les atomes S présents dans FeS, H₂S, SO₂).
- Écrire la formule du sulfure d'hydrogène HS ou H₂S₂ : c'est H₂S (2 hydrogène, 1 soufre).
- Oublier d'équilibrer : FeS + HCl → FeCl₂ + H₂S est faux, il faut 2HCl.
- Confondre les deux gaz : le dioxyde de soufre a une odeur piquante ; le sulfure d'hydrogène sent l'œuf pourri.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Recopie et complète : « Le soufre brûle dans le dioxygène avec une flamme … ; il se forme du … de formule … . Le sulfure d'hydrogène a une odeur d'… ; sa formule est … . »
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« Le soufre brûle dans le dioxygène avec une flamme bleue ; il se forme du dioxyde de soufre de formule SO₂. Le sulfure d'hydrogène a une odeur d'œuf pourri ; sa formule est H₂S. »
2Exercice 2
Vérifie que les équations suivantes sont équilibrées : a) Fe + S → FeS ; b) FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S ; c) 2H2S + O2 → 2S + 2H2O.
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a) Fe : 1 = 1 ; S : 1 = 1. Équilibrée.
b) Fe : 1 = 1 ; S : 1 = 1 ; H : 2 × 1 = 2 à gauche, 2 à droite ; Cl : 2 = 2. Équilibrée.
c) H : 2 × 2 = 4 à gauche, 2 × 2 = 4 à droite ; S : 2 = 2 ; O : 2 à gauche, 2 × 1 = 2 à droite. Équilibrée.
3Exercice 3
On fait réagir 21 g de fer avec du soufre ; tout le fer réagit.
a) Quelle masse de soufre faut-il ?
b) Quelle masse de sulfure de fer obtient-on ?
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a) 21 g de fer = 3 × 7 g, donc il faut 3 × 4 = 12 g de soufre.
b) Loi de Lavoisier : 21 + 12 = 33 g de sulfure de fer.
4Exercice 4
Complète les équations suivantes, puis équilibre-les.
a) S + … → SO2
b) … + 2HCl → FeCl2 + H2S
c) SO2 + … H2S → … S + 2H2O
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) S + O2 → SO2 (déjà équilibrée).
b) FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S.
c) SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O (S : 3 = 3 ; H : 4 = 4 ; O : 2 = 2).
5Exercice 5
(Synthèse) Mariama doit présenter le cycle du soufre à sa classe.
a) Écris, dans l'ordre, les trois équations-bilans qui permettent de passer du soufre au sulfure de fer, puis au sulfure d'hydrogène, puis de revenir au soufre.
b) Explique pourquoi on peut « retrouver » le soufre à la fin.
c) Donne deux règles de sécurité pour ces expériences.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Fe + S → FeS ; FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S ; 2H2S + O2 → 2S + 2H2O (combustion avec peu de dioxygène).
b) Au cours des réactions, les atomes de soufre ne sont ni créés ni détruits : ils passent du soufre au sulfure de fer, puis au sulfure d'hydrogène. Quand on brûle le sulfure d'hydrogène avec peu de dioxygène, ces atomes de soufre se regroupent de nouveau en corps simple soufre. L'élément soufre s'est conservé tout au long du cycle.
c) Par exemple : travailler sous une hotte ou dans une pièce très aérée car SO2 et H2S sont toxiques ; porter des lunettes et des gants à cause de l'acide chlorhydrique (et laisser le professeur manipuler).
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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