Les Chalcogènes (Groupe VIA) : Chimie, Propriétés et Applications en Pharmacie

Cours de Chimie Minérale Pharmaceutique — 2ème année Pharmacie

---

Introduction : Qu’est-ce que les Chalcogènes ?

Le terme chalcogène vient du grec ancien χαλκός (khalkós) signifiant « cuivre », combiné au suffixe grec γεννάω (gène) ou latin generare, qui signifie « engendrer ». Ce nom trouve son origine dans l’Antiquité, car de nombreux minerais de cuivre étaient soit des oxydes soit des sulfures de ces éléments.

La famille des chalcogènes, aussi appelée groupe 16 (ou VIA) de la classification périodique, regroupe à ce jour six éléments :

• Oxygène (O) — numéro atomique 8
• Soufre (S) — numéro atomique 16
• Sélénium (Se) — numéro atomique 34
• Tellure (Te) — numéro atomique 52
• Polonium (Po) — numéro atomique 84
• Ununhexium (Uuh) — élément 116, synthétique et très instable

💡 À retenir pour l’examen : Ces éléments possèdent tous 6 électrons sur leur couche externe (configuration ns²np⁴), ce qui conditionne l’essentiel de leurs propriétés chimiques.

---

1. État Naturel et Abondance

L’Oxygène : L’élément le plus répandu sur Terre

L’oxygène est le troisième élément de l’univers après l’hydrogène et l’hélium. Il représente 0,0626 % des atomes de l’univers, soit environ 10 400 ppm (1,04 %) en masse.

Sur Terre, il occupe une place tout à fait remarquable :

• Dans la croûte terrestre : 46,6 % en masse, soit 60,6 % des atomes — c’est l’élément le plus représenté
• Dans la masse totale de la Terre : 27,7 % en masse (juste après le fer à 39,8 %)
• Dans l’eau de mer : 85,7 % de la masse, soit 32,9 % des atomes
• Dans l’atmosphère : 20,95 % du volume gazeux, soit environ 23 % de la masse atmosphérique
• Dans le corps humain : environ 63 % de la masse corporelle totale

On retrouve l’oxygène dans la croûte terrestre principalement sous forme d’oxydes, de carbonates, de sulfates, de phosphates et de silicates.

Le Soufre et les Autres Chalcogènes : Des Abondances Très Variables

Le soufre, deuxième chalcogène le plus abondant, représente 0,60 % de la masse de la Terre mais seulement 0,34 % de la masse de la croûte terrestre (16ème rang en abondance). On le rencontre sous forme de sulfures et de sulfates.

Les autres éléments sont beaucoup plus rares :

Élément	Rang d’abondance (croûte)	Concentration massique
Soufre (S)	16ème	0,34 %
Sélénium (Se)	66ème	0,05 ppm
Tellure (Te)	73ème	0,002 ppm
Polonium (Po)	Radioactif	3 × 10⁻¹⁰ ppm

🔬 Anecdote intéressante : Le tellure est légèrement moins abondant que l’or dans la croûte terrestre !

---

2. Préparations Générales

Dioxygène

Le dioxygène est obtenu par plusieurs méthodes selon l’usage :

Production industrielle :

• Distillation fractionnée de l’air liquide → méthode principale à grande échelle

Méthodes de laboratoire :

• Dismutation du peroxyde d’hydrogène : 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂
• Décomposition thermique du chlorate de potassium : 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂
• Décomposition des oxydes métalliques : 2 HgO → 2 Hg + O₂
• Hydrolyse du peroxyde de sodium : 2 Na₂O₂ + 2 H₂O → O₂ + 4 NaOH
• Électrolyse de l’eau : 2 H₂O → 2 H₂ + O₂

Le Soufre

Le soufre existe à l’état natif et forme de larges dépôts exploités industriellement (notamment en Louisiane, Texas et Pologne). Il est également obtenu lors de la désulfuration du gaz naturel grâce au procédé de Claus.

Le Procédé de Claus : Une Réaction Élégante

Ce procédé industriel majeur permet de valoriser le sulfure d’hydrogène (H₂S) — un sous-produit toxique du raffinage — en soufre élémentaire.

La composition volumique moyenne du gaz naturel traité est : CH₄ (méthane) 69 %, H₂S 7–15 %, CO₂ 10 %.

Le procédé se déroule en deux étapes :

Étape 1 — Oxydation partielle (1100°C) : H₂S(g) + 3/2 O₂(g) → H₂O(g) + SO₂(g)

Étape 2 — Oxydation catalytique (~300°C), avec α-Al₂O₃ ou TiO₂ comme catalyseurs : 2 H₂S(g) + SO₂(g) → 2 H₂O(g) + 3 S(l)

✅ Résultat : Soufre très pur (99,95 %) avec un rendement de 95 %

Sélénium et Tellure

Ces deux éléments sont obtenus par traitement des boues de raffinage électrolytique du cuivre et du plomb. Le sélénium peut également être récupéré à partir des résidus de fabrication de l’acide sulfurique.

---

3. Propriétés Physiques

Tendances Générales dans le Groupe

Lorsque le numéro atomique Z augmente dans le groupe des chalcogènes, on observe plusieurs évolutions importantes :

• Les énergies de première ionisation diminuent : la taille atomique augmente, les électrons périphériques s’éloignent du noyau et sont moins fortement retenus
• Les affinités électroniques (AE) diminuent également avec Z
• Les valeurs d’électronégativité restent parmi les plus élevées de chaque période

Tableau Récapitulatif des Données Atomiques

Symbole	État (25°C)	Rayon covalent (pm)	Rayon ionique E²⁻ (pm)	E₁ (eV)	AE (eV)	Électronégativité
O	Gaz	73	140	13,63	1,461	3,5
S	Solide	102	184	10,37	2,077	2,5
Se	Solide	117	198	9,76	2,021	2,4
Te	Solide	135	221	9,02	1,971	2,1
Po	Solide	—	230	8,44	1,9	2,0

Propriétés Électriques

Les chalcogènes présentent une évolution progressive de leurs propriétés électriques :

• Oxygène et soufre : isolants électriques
• Sélénium et tellure : semi-conducteurs (propriété exploitée en technologie solaire)
• Polonium : métal conducteur

⚡ Application : Le sélénium amorphe a été utilisé pendant des décennies dans les cellules solaires et les photocopieurs, grâce à sa propriété semi-conductrice.

Allotropie

Les chalcogènes présentent une riche allotropie :

• Oxygène : 2 formes allotropiques (O₂ et O₃/ozone)
• Soufre : plus d’une dizaine de formes (dont S₈ couronné)
• Sélénium : 6 formes allotropiques
• Tellure et Polonium : une seule forme chacun

Le soufre, le sélénium et le tellure présentent une tendance à la caténation (formation de chaînes). S et Se forment également des cycles (ex. : S₈, Se₈). La complexité des formes allotropiques diminue avec Z croissant.

---

4. Propriétés Chimiques Générales

Les propriétés chimiques des chalcogènes sont fortement marquées par l’évolution du caractère métallique lorsque Z croît : de non-métal (O, S) à métalloïde (Se, Te) puis à métal (Po).

L’utilisation des orbitales atomiques vides “nd” est importante à partir de la troisième période, permettant la formation de liaisons par recouvrement d’OA p–d. L’oxygène, n’ayant pas d’orbitales “d”, ne peut pas les utiliser — ce qui explique plusieurs différences de comportement avec le soufre.

Une caractéristique importante du soufre est de former des composés et ions polysulfurés : –Sₙ– et Sₙ²⁻. Cette tendance est fortement atténuée pour le sélénium.

a) Les Hydrures

Tous les chalcogènes forment des hydrures divalents volatils de type H₂E :

Composé	Caractère	Stabilité
H₂O	Liquide, stable	Très stable
H₂S	Gaz, acide faible, réducteur	Stable
H₂Se	Gaz nauséabond	Instable thermodynamiquement
H₂Te	Gaz nauséabond	Instable thermodynamiquement
H₂Po	Gaz	Instable

⚠️ Attention : H₂S à l’état gazeux est extrêmement toxique, comparable à HCN (acide cyanhydrique). Seuil létal : environ 1 000 ppm dans l’air.

Préparation des hydrures de S, Se, Te : FeS + H₂SO₄ → H₂S + FeSO₄

L’oxygène et surtout le soufre se distinguent du reste du groupe par leur aptitude à former des chaînes :

• H₂O₂ → H–O–O–H (peroxyde d’hydrogène)
• H₂S₂ → H–S–S–H (disulfure d’hydrogène)

b) Les Halogénures

La formation des halogénures reflète l’évolution du caractère métallique dans le groupe. Les degrés d’oxydation observés sont : +I, +II, +IV et +VI.

Points clés à retenir :

• Seul le fluor donne des composés au degré d’oxydation +VI
• Le chlore et le brome donnent des composés aux D.O. +I, +II, +IV avec Se, Te et Po
• Pour Se et Te : formation de tétramères M₄X₁₆ remarquable
• Le soufre forme uniquement S₂X₂ et SX₂
• L’iode réagit difficilement avec S et Se

Il existe également de nombreux composés interhalogénés et oxohalogénés.

c) Les Oxydes

La chimie des oxydes (et par extension des hydroxydes et oxacides) des chalcogènes est très riche.

Les dioxydes (MO₂) :

Oxyde	État physique	Caractère acide-base
SO₂	Gaz (facilement liquéfiable)	Acide → H₂SO₃
SeO₂	Solide	Très acide → H₂SeO₃
TeO₂	Solide (dimorphique)	Amphotère (min. solubilité à pH ≈ 4)
PoO₂	Solide	Amphotère, plus basique que TeO₂

Les trioxydes (MO₃) : Ils sont difficiles à obtenir. Le procédé de contact permet la synthèse industrielle de SO₃ par oxydation de SO₂. Les trioxydes, à l’exception de SeO₃, sont plus stables que les dioxydes correspondants.

d) Les Chalcogénures Métalliques

Les chalcogènes forment avec les métaux de transition des composés non stœchiométriques, des verres et parfois des alliages. Certains sont étudiés pour leurs propriétés optiques, électriques et magnétiques.

Applications actuelles des matériaux à base de chalcogénures :

• Optique infrarouge
• Fibres optiques
• Imagerie thermique
• Cellules photovoltaïques de troisième génération
• Matériaux pour stockage magnétique de l’information

e) Les Chalcogènes en Chimie Organique

L’oxygène est l’un des principaux éléments de la chimie organique. Ses combinaisons avec la chaîne carbonée génèrent de nombreuses familles : alcools, carbonyles, acides carboxyliques et dérivés, éthers-oxydes, etc.

Le soufre donne des composés analogues par substitution de l’atome d’oxygène : thiols (–SH), thioéthers, disulfures, etc. Il entre dans la composition de nombreuses molécules pharmaceutiques, d’édulcorants, de produits cosmétiques, d’insecticides et de colorants.

Il existe également une chimie organique du sélénium et du tellure, similaire à celle du soufre. La biochimie des organoséléniums fait l’objet d’études intensives, notamment dans le domaine des antioxydants.

---

5. Étude Détaillée des Composés Importants

5.1 L’Oxygène (O₂)

Propriétés Chimiques

L’oxygène possède une grande activité chimique. Il s’unit facilement aux éléments électropositifs :

• Hydrogène, métaux alcalins, métaux alcalino-terreux

Les combinaisons directes sont souvent vives, accompagnées de phénomènes lumineux :

Inflammation du phosphore blanc : 4 P + 5 O₂ → P₂O₅

Combustion du soufre dans l’oxygène : S + O₂ → SO₂

Combustion du carbone : C + O₂ → CO₂

---

5.2 L’Ozone (O₃)

L’ozone est la forme allotropique la plus connue de l’oxygène après O₂.

Caractéristiques essentielles :

• Gaz bleu, à l’odeur piquante caractéristique
• Diamagnétique (absence d’électrons célibataires)
• Thermodynamiquement instable : 2 O₃ → 3 O₂ (décomposition spontanée)

Rôle dans la stratosphère : L’ozone absorbe fortement le rayonnement UV entre 220 et 290 nm, protégeant ainsi les organismes vivants des effets mutagènes et cancérigènes des UV-C. Le radical ClO (issu des chlorofluorocarbures/CFC) peut agir comme catalyseur de la décomposition de l’ozone, ce qui explique la destruction de la couche d’ozone.

Propriétés oxydantes : L’ozone est un oxydant très puissant, plus fort que O₂. Le principal couple redox est : O₃ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → O₂ + H₂O

L’ion ozonure (O₃)⁻ existe mais est instable.

---

5.3 L’Eau (H₂O)

Propriétés Chimiques de l’Eau

La formation de la molécule d’eau s’accompagne d’un grand dégagement d’énergie (57,8 kcal) : H₂ + ½ O₂ → H₂O (à 25°C)

L’eau peut jouer trois rôles distincts selon les conditions :

Rôle d’oxydant (en présence de réducteurs — métaux électropositifs) :

• Na + H₂O → NaOH + ½ H₂ (à froid)
• C + H₂O → CO + H₂ (à chaud)
• 3 Fe + 4 H₂O → Fe₃O₄ + 4 H₂ (à chaud)

Rôle de réducteur (en présence d’oxydants forts) :

• Cl₂ + H₂O → 2 HCl + ½ O₂

Rôle de molécule de constitution (pouvoir hydratant) : L’eau se combine aux oxydes acides et basiques pour libérer les acides et bases correspondants :

• SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (acide sulfurique)
• CaO + H₂O → Ca(OH)₂ (hydroxyde de calcium)

---

5.4 Le Peroxyde d’Hydrogène (H₂O₂ — Eau Oxygénée)

État Physique

À l’état pur, H₂O₂ est un liquide bleu pâle, excellent solvant et composé endothermique peu stable.

Préparations Industrielles

1. Procédé électrolytique (voie acide peroxodisulfurique) :

• 2 SO₄²⁻ → S₂O₈²⁻ + 2 e⁻ (électrolyse)
• H₂S₂O₈ + H₂O → H₂SO₅ + H₂SO₄
• H₂SO₅ + H₂O → H₂SO₄ + H₂O₂

2. Traitement de l’oxylithe : Na₂O₂ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O₂

3. Procédé de Shell (industriel, le plus utilisé aujourd’hui) : Oxydation de l’isopropanol en acétone et H₂O₂ en phase liquide ou gazeuse à 100°C sous pression : CH₃CH(OH)CH₃ + O₂ → CH₃COCH₃ + H₂O₂

4. Traitement du peroxyde de baryum : BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

5. Oxydation de l’éthyle hydro-anthraquinone par l’air (procédé AO, procédé industriel majeur actuel) : L’éthyle anthraquinone formée est réduite à nouveau par le nickel de Raney ou le palladium, permettant le cycle.

📌 Concentrations commerciales courantes : 30 % = 100 volumes (industriel) | 3 % = 10 volumes (pharmaceutique)

Propriétés Chimiques

Stabilité : H₂O₂ est un composé endothermique peu stable. Sa décomposition s’accélère :

• En milieu alcalin
• En présence de catalyseurs comme l’argent et le platine

H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Pouvoir oxydant (en milieu acide) :

• Sels ferreux → ferrique : Fe²⁺ → Fe³⁺
• Sels stanneux → stanniques : Sn²⁺ → Sn⁴⁺
• Libère Cl₂, Br₂, I₂ de leurs halogénures

Pouvoir réducteur (uniquement en présence d’oxydants puissants comme KMnO₄) : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O H₂O₂ réduit également les sels d’or en or métallique et l’oxyde mercurique en mercure.

Formation de peroxyhydrates : H₂O₂ peut se fixer sur certaines molécules comme l’eau de cristallisation. Exemple : métasilicate peroxyhydrate (Na₂SiO₃, 2 H₂O₂, H₂O)

Dérivés de H₂O₂ : Par substitution de 1 ou 2 atomes d’hydrogène, on obtient :

• Les peroxydes vrais (–O–O–) : Li₂O₂, Na₂O₂, CaO₂ → libèrent H₂O₂ en milieu acide
• Les peroxyacides : obtenus par remplacement de H par un reste d’acide (ex. SO₃H)

---

5.5 Le Sulfure d’Hydrogène (H₂S)

H₂S est l’analogue de l’eau pour le soufre, avec des différences notables :

Propriété	H₂O	H₂S
Point de fusion	0 °C	–85,6 °C
Point d’ébullition	100 °C	–60,3 °C
Polarité	Très polaire	Moins polaire
Viscosité	Élevée	Faible
Constante diélectrique	Élevée	Faible

Ces différences s’expliquent par la moindre électronégativité du soufre par rapport à l’oxygène, rendant la liaison H–S moins polaire et les liaisons hydrogène moins fortes.

En solution aqueuse : acide faible et réducteur assez faible. ⚠️ À l’état gazeux : extrêmement toxique (comparable à HCN).

---

5.6 Les Oxydes de Soufre

Théoriquement, des composés au D.O. variant de +I à +VI sont possibles. En pratique :

• S₂O et SO : existent mais sont très instables (décomposition en quelques jours, voire moins d’une seconde)
• SO₂ (D.O. +IV) : anhydride sulfureux, composé industriel majeur
• SO₃ (D.O. +VI) : anhydride sulfurique, précurseur de H₂SO₄

La combustion du soufre s’arrête normalement à SO₂. En présence d’un catalyseur (fil de platine, oxyde de vanadium supporté), SO₂ peut être oxydé en SO₃.

SO₃ est monomérique à l’état gazeux. À l’état solide, la forme principale est le SO₃γ, en fait un trimère cyclique (formule : S₃O₉).

SO₄ peut être préparé en phase gazeuse à basse température ; c’est un radical peroxo très instable (soufre au D.O. +V).

---

5.7 L’Acide Sulfurique (H₂SO₄)

État Physique

L’acide sulfurique se présente sous forme d’un liquide visqueux, incolore, fumant à l’air :

• Acide à 95 % → densité : 1,834
• Acide à 98 % → densité : 1,836

⚠️ H₂SO₄ est extrêmement avide d’eau, avec dégagement de chaleur intense. Règle de sécurité fondamentale : toujours verser l’acide dans l’eau (et jamais l’inverse) en refroidissant l’extérieur du récipient.

Préparation Industrielle : Le Procédé de Contact

C’est la seule méthode industrielle utilisée aujourd’hui.

Étape 1 — Combustion du soufre fondu : S(s) + O₂(g) → SO₂(g)

Étape 2 — Oxydation catalytique par V₂O₅ : 2 SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g)

Étape 3 — Formation de l’oléum, puis dilution : H₂SO₄(l) + SO₃(g) → H₂S₂O₇(l) (oléum / acide sulfurique fumant) H₂S₂O₇(l) + H₂O(l) → 2 H₂SO₄(l)

Les 5 Propriétés Essentielles de H₂SO₄

1. Diacide fort : Deux atomes H ionisables. Il se combine aux bases et aux métaux en donnant des sulfates et hydrogénosulfates. Le plomb est peu attaqué par l’acide dilué.

2. Propriétés oxydantes : L’acide concentré peut jouer le rôle d’oxydant (il se réduit en SO₂). L’acide fumant (oléum) est un oxydant encore plus énergique. En chauffant avec des réducteurs (soufre, carbone, cuivre), il se réduit en SO₂.

3. Propriétés sulfonantes : L’acide fumant est utilisé en chimie organique pour fixer le groupement sulfoné –SO₃H : C₆H₆ + H₂SO₄ → C₆H₅SO₃H + H₂O

4. Propriétés sulfatantes (estérification) : Certains agents tensioactifs anioniques sont des esters de l’acide sulfurique.

5. Propriétés déshydratantes : H₂SO₄ concentré est très avide d’eau et sert à dessécher les gaz.

---

6. Applications Pharmaceutiques des Chalcogènes

C’est le cœur du cours pour les futurs pharmaciens. Les chalcogènes interviennent dans de nombreuses formes pharmaceutiques et thérapeutiques.

---

6.1 L’Oxygène Médical

L’oxygène est un oxydant puissant naturellement contenu dans l’air ou obtenu par électrolyse de l’eau.

Formes d’utilisation thérapeutique :

Oxygénothérapie : administrée sous forme de carbogène (95 % O₂ + 5 % CO₂)

Indications cliniques :

• Déficience respiratoire (insuffisance respiratoire aiguë ou chronique)
• Troubles cardiovasculaires
• Intoxications respiratoires (CO émis par chauffages défectueux)
• Asphyxie

🏥 Contexte clinique : L’oxygénothérapie hyperbare (OHB) est utilisée pour traiter les intoxications au CO, les infections à germes anaérobies et certaines plaies chroniques. Le patient respire de l’O₂ pur à une pression supérieure à la pression atmosphérique.

---

6.2 Les Solutés de Peroxyde d’Hydrogène (Eau Oxygénée)

Mécanisme d’Action

L’eau oxygénée se décompose spontanément au contact des matières organiques (plaies) ou de l’air, libérant de l’oxygène :

H₂O₂ → H₂O + ½ O₂

C’est cette décomposition qui est à l’origine de ses propriétés thérapeutiques.

Formes Officinales

La Pharmacopée distingue deux solutés :

a) Soluté concentré d’eau oxygénée (Liste 2) — 100 volumes : 1 L de soluté libère 100 L de O₂. Non utilisé en thérapeutique directe. Sert à la fabrication du soluté à 10 %.

b) Soluté officinal d’eau oxygénée — 10 volumes : 1 L de soluté libère 10 L de O₂.

Propriétés thérapeutiques du soluté à 10 volumes :

• Lavage des plaies : l’O₂ libéré aide les souillures à remonter à la surface, puis elles sont éliminées par l’eau formée
• Action bactéricide sur les germes anaérobies
• Action hémostatique grâce au pouvoir coagulant de l’oxygène

Conservation

H₂O₂ se décompose spontanément au contact de l’air (perte du pouvoir oxydant). ➜ Conservation en récipients bien bouchés, à l’abri de la chaleur et de la lumière.

---

6.3 Le Soufre

Trois formes pharmaceutiques du soufre sont utilisées, chacune avec ses indications propres :

a) Soufre sublimé (fleur de soufre) : Contient des traces d’anhydride sulfureux SO₂ et sulfurique SO₃ qui sont toxiques. ➜ Usage externe uniquement

b) Soufre sublimé lavé : Obtenu par rinçages successifs du soufre sublimé à l’eau. L’eau transforme les anhydrides en acides solubles, qui sont ensuite éliminés : SO₂ + H₂O → H₂SO₃ (acide sulfureux, soluble) SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (acide sulfurique, soluble) ➜ Utilisable par voie orale

c) Soufre précipité : Très pur et dépourvu d’anhydrides. ➜ Utilisable par voie orale

Indications thérapeutiques :

Forme	Voie	Indications
Soufre sublimé	Externe	Antiparasitaire, antiséborrhéique
Soufre lavé / précipité	Orale	Laxatif, expectorant

---

6.4 L’Acide Sulfurique (H₂SO₄)

En pharmacie, H₂SO₄ est un diacide libérant successivement ses 2 H⁺ pour donner :

• L’ion hydrogénosulfate (HSO₄⁻)
• L’ion sulfate (SO₄²⁻)

Indications thérapeutiques :

• Usage externe : incorporé à une poudre inerte (kaolin) comme caustique contre les verrues
• Voie orale : utilisé très dilué comme hémostatique

---

6.5 Les Sulfates

Les sulfates sont obtenus par action de l’acide sulfurique sur une base. Les principaux utilisés en pharmacie :

Composé	Aspect	Propriétés / Indications
Sulfate de cuivre (CuSO₄)	Cristaux bleus	Antiseptique, astringent
Sulfate de zinc (ZnSO₄)	Poudre blanche	Antiseptique, astringent (Liste 2)
Sulfate ferreux (FeSO₄)	Cristaux verts	Sels de Mohr, altérable à l’air (efflorescent)

Tous ces composés possèdent des propriétés antiseptiques et astringentes.

---

6.6 Le Sélénium

Le sélénium est utilisé en médecine comme oligoélément essentiel.

Forme pharmaceutique principale : sélénium injectable pour la nutrition parentérale prolongée et la correction des états de carences.

Rôles physiologiques du sélénium :

• Propriétés antioxydantes majeures
• Participe (avec la vitamine E) à l’activité de la glutathion peroxydase — enzyme protectrice des cellules contre l’oxydation liée au métabolisme
• Rôle essentiel dans les défenses immunitaires
• Impliqué dans le fonctionnement de la thyroïde (conversion T4 → T3)
• Contribue à la production normale de spermatozoïdes
• Maintien d’une chevelure et d’ongles normaux

🧬 Apport nutritionnel recommandé : environ 55 µg/jour chez l’adulte. Les sources alimentaires principales sont les noix du Brésil (les plus riches), les poissons, les viandes et les céréales complètes.

---

6.7 Le Sulfure de Sélénium (SeS₂)

Le sulfure de sélénium est utilisé en suspension à 2,5 % dans un excipient à effet détergent.

Classe thérapeutique : anti-infectieux cutané

Activités :

• Activité antibactérienne
• Activité antifongique à spectre étroit

Indications :

• Pityriasis versicolor (infection fongique de la peau due à Malassezia furfur)
• Dermatite séborrhéique du cuir chevelu (pellicules, prurit)

---

7. Points Clés à Retenir — Récapitulatif pour l’Examen

Tableau Synthétique des Applications Pharmaceutiques

Composé	Forme / Concentration	Voie	Indication principale
O₂	Carbogène (95 % O₂)	Inhalation	Insuffisance respiratoire
H₂O₂	Soluté 10 vol. (3 %)	Externe	Lavage plaies, bactéricide anaérobies
H₂O₂	Soluté 100 vol. (30 %)	—	Usage industriel/galénique
Soufre sublimé	Poudre	Externe	Antiparasitaire, antiséborrhéique
Soufre lavé/précipité	Poudre	Orale	Laxatif, expectorant
H₂SO₄ + kaolin	Poudre	Externe	Caustique (verrues)
H₂SO₄ dilué	Solution	Orale	Hémostatique
CuSO₄, ZnSO₄, FeSO₄	Cristaux/solutions	Variable	Antiseptique, astringent
Se (injectable)	Solution injectable	IV	Carence, nutrition parentérale
SeS₂	Suspension 2,5 %	Cutanée	Pityriasis, dermatite séborrhéique

---

Questions Types d’Examens

1. Expliquer le procédé de Claus et son intérêt industriel.

2. Pourquoi le soufre sublimé ne peut-il être utilisé que par voie externe, contrairement au soufre précipité ?

3. Quelles sont les différences entre les deux solutés officinaux d’eau oxygénée ? Quelles sont leurs indications respectives ?

4. Citer et expliquer les 5 propriétés essentielles de l’acide sulfurique.

5. Quel est le rôle du sélénium dans l’activité de la glutathion peroxydase ? Quelles sont ses autres fonctions physiologiques ?

6. Comparer les propriétés physico-chimiques de H₂O et H₂S. Comment expliquer leurs différences ?

---

Conclusion

Les chalcogènes constituent une famille d’éléments d’une importance capitale en pharmacie. De l’oxygène thérapeutique utilisé quotidiennement en réanimation, à l’eau oxygénée antiseptique de base, en passant par les composés soufrés aux propriétés multiples et le sélénium oligoélément antioxydant, ces éléments du groupe 16 sont omniprésents dans la pratique pharmaceutique.

La compréhension de leurs propriétés chimiques fondamentales — ionisation, électronégativité, degrés d’oxydation, réactivité — est la clé pour comprendre leurs applications thérapeutiques et savoir conseiller les patients de façon éclairée.

---