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Le soufre
S Le soufre [symbole : S] est un corps simple, non métallique connu depuis l'Antiquité. Du fait qu'il brûle facilement, il était considéré par les alchimistes comme le principe de combustibilité, représentant l'altérabilité des métaux par le feu. Il est solide à température ambiante et présent dans la nature sous différentes formes, dont la plus courante est le soufre élémentaire, sous forme de cristaux jaunes. Il est insoluble dans l'eau (sauf le soufre dit colloïdal, obtenu en faisant passer du disulfure d'hydrogène dans une solution aqueuse de dioxyde de soufre), mais soluble dans les solvants organiques tels que le benzène et le tétrachlorure de carbone. Le soufre est un mauvais conducteur de chaleur et d'électricité.
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Numéro atomique
Masse atomique
Point d'ébullition (°C)
Point de fusion (°C)
Masse volumique (g/cm3)
Structure Ă©lectronique
Degrés d'oxydation
16
32,04
444,6
119,0
2,07-
(Ne)3s23p4
6, 3, 4, -2
 

Le soufre dans la nature.
On le rencontre Ă  l'Ă©tat libre, bien que gĂ©nĂ©ralement contaminĂ© par de l'argile, du bitume et d'autres impuretĂ©s, et parfois avec des traces d'arsenic, de sĂ©lĂ©nium, de tellure, etc., gĂ©nĂ©ralement Ă  proximitĂ© de volcans et de sources chaudes. 

Le soufre se rencontre aussi en combinaison.

• Ses composés, en particulier ceux avec des métaux (sulfures), sont courants et comprennent la chalcopyrite ou le sulfure de cuivre-fer, le cinabre ou le sulfure de mercure, la galène ou le sulfure de plomb, la pyrite ou le sulfure de fer, les sulfures d'arsenic ou de réalgar et d'orpiment, la sphalérite ou le sulfure de zinc, la stibine ou le sulfure d'antimoine.

• En combinaison avec les métaux et l'oxygène (sulfates), le soufre est présent dans des minéraux tels que l'anglesite ou le sulfate de plomb, la barytine ou le sulfate de baryum, la célestite ou le sulfate de strontium, la chalcanthite ou le sulfate de cuivre, le gypse ou le sulfate de calcium et la kieserite ou le sulfate de magnésium. Les gaz volcaniques contiennent généralement du soufre sous forme de dioxyde de soufre (ainsi que sous forme d'hydrogène sulfuré).

• Des composĂ©s contenant du soufre se trouvent dans certaines matières organiques, telles que les huiles volatiles de moutarde et d'ail, les cheveux, la laine, la bile et les substances albumineuses. 

La chimie du soufre

Le soufre est un élément réactif qui peut réagir avec de nombreux autres éléments. Il réagit avec l'oxygène pour former du dioxyde de soufre (SO2). A côté du gaz sulfureux, il se forme toujours un peu d'anhydride ou d'acide sulfurique, suivant que le gaz est sec ou humide :
S + O2 SO2 + Ă©nergie

S + O3 + Aq. (H2O)  SO3 Aq. + Ă©nergie

Le soufre constitue donc un élément réducteur. Les agents oxydants, l'acide azotique, le chlorate, l'azotate de potasse le transformeront plus ou moins rapidement en acide sulfurique. Ce dernier acide est lui-même réduit par le soufre pour engendrer du gaz sulfureux :
S2O6H2O2 + S  3SO2 + H2O2
L'hydrogène se combine directement au soufre à partir de 440° en formant de l'hydrogène sulfuré. (L'hydrogène naissant, produit par le zinc et l'acide chlorhydrique, produit la même réduction à la température ordinaire).

Le chlore (Cl), le phosphore (P), le silicium (Si), le bore (B) se combinent directement avec le soufre en donnant des composĂ©s dont la formule est comparable Ă  celle des composĂ©s oxygĂ©nĂ©s correspondants, H2S2, H2O2 ; SiS2, SiO2; BO3, BO2, etc., mais c'est surtout avec le carbone qu'apparaĂ®t nettement l'analogie chimique entre l'oxygène et le soufre. 

Le carbone, qui se combine si facilement avec l'oxygène, n'agit directement, en dehors du fluor, avec aucun des métalloïdes si ce n'est le soufre; le composé qui forme le sulfure de carbone C2S4 est analogue à l'anhydride carbonique C2O4; comme ce dernier, il se combine aux bases pour engendrer des sels; on connaît aussi un sulfure CS analogue comme formule au monoxyde de carbone CO.

L'action du soufre sur les métaux rapproche étroitement ce métalloïde de l'oxygène. Tous les métaux, sauf les métaux précieux, se combinent directement à l'oxygène, ils se combinent aussi au soufre, et leur ordre d'affinité pour ces deux métalloïdes est sensiblement le même.

Les sulfures.
Les sulfures sont des composĂ©s dans lesquels le soufre est liĂ© Ă  un autre Ă©lĂ©ment, gĂ©nĂ©ralement un mĂ©tal). Plusieurs minĂ©raux sont des sulfures, Ă  l'exemple de la galène (PbS, surfure de plomb), qui est la principale source de plomb, ou encore du  cinnabre  (HgS), un minĂ©ral rouge vif qui est une source de mercure. CombinĂ© Ă  l'hydrogène, le soufre forme le sulfure d'hydrogène (H2S). Lorsque deux atomes de soufre sont impliquĂ©s, on a affaire Ă  des disulfures. Exemples :  la chalcopyrite (CuFeS2), une des principales sources de cuivre dans le monde,  la pyrite (FeS2, disulfure de fer) ou le disulfure d'hydrogène.

Le disulfure d'hydrogène. 
A partir de 215°C, l'hydrogène se combine directement au soufre pour engendrer de le disulfure d'hydrogène (H2S2), la combinaison est limitée, mais ne correspond pas à un équilibre, ce n'est qu'à partir de 440° que l'acide sulfhydrique se décompose et que la formation directe et la décomposition conduisent à une même limite pour une même température.

On le prépare en décomposant certains sulfures comme les sulfures de fer et d'antimoine par les acides; dans le premier cas, on opère à froid et on utilise un appareil à hydrogène; dans le second, il est nécessaire de chauffer. Pour avoir le gaz pur, on opère avec le sulfure d'antimoine, on lave le gaz à l'eau et on le dessèche avec du chlorure de calcium.

C'est un gaz incolore, présentant l'odeur désagréable des neufs pourris, sa densité est égale à 1,1912. La solution aqueuse constitue un réactif courant dans les laboratoires. Ce gaz se liquéfie sous la pression atmosphérique à - 74°C, il est solide à- 83°. L'acide sulfhydrique constitue un poison violent.

Avec les solutions salines, l'acide sulfhydrique donne dans la plupart des cas des précipités de sulfures insolubles dans l'eau et plus ou moins solubles dans les acides. Sur cette propriété fort importante repose la méthode générale d'analyse d'un mélange de sels. Les sels alcalins et alcalino-terreux seuls ne donnent pas de précipités. Enfin, les sels de plomb noircissent à la température ordinaire on se transformant en sulfure lorsqu'on les met au contact du gaz sulfuré. Cette réaction très sensible permet facilement de reconnaître la présence de ce gaz.
A côté du gaz sulfhydrique, il existe un autre sulfure ou plusieurs autres sulfures d'hydrogéné dont la composition varie de H2S2 à HS3. C'est un liquide huileux, instable en présence des bases, comme l'eau oxygénée, se décomposant lentement, rapidement en présence des corps poreux, de l'oxyde d'argent; il est endothermique et se forme à partir des polysulfures de calcium, comme l'eau oxygénée à partir du bioxyde de baryum. Il décoloré les matières organiques et blanchit les étoffes comme l'eau oxygénée.

L'hydrogène sulfuré.
L'hydrogène sulfuré formé (selon la réaction H2 + S H2S2) avec un dégagement de chaleur très faible, ne possède pas une individualité bien caractérisée; dans la plupart des cas ses propriétés chimiques pourront être prévues en l'envisageant comme un mélange de soufre et d'hydrogène. Il constitue en effet un composé réducteur à la fois par deux éléments et un composé sulfurant par son soufre.

L'hydrogène sulfuré jouit de propriétés acides, il colore en rouge un papier de tournesol sensible, et réagit sur les bases en se combinant avec elles en même temps qu'il y a élimination d'eau :

NaOHO + 2HS  NaSHS + 2HO 
NaSHS + NaOHO  2NaS + 2H2O
Le sulfure NaS ne se forme qu'en liqueur concentrée; en liqueur étendue il se décompose en produisant la réaction inverse de celle qui lui a donné naissance. On distingue les solutions des deux sulfures à l'aide de la solution d'un sel neutre, le sulfate de zinc par exemple; les solutions de sulfhydrate dégagent du H2S2, celles du sulfure n'en dégagent pas.

Vis-Ă -vis des mĂ©taux, l'hydrogène sulfurĂ© se comporte comme le soufre, exceptĂ© dans le cas des sulfures formĂ©s avec un faible dĂ©gagement de chaleur; avec le cuivre, le mercure, l'argent, les rĂ©actions sont, en effet, limitĂ©es par la rĂ©action inverse. 

On utilise cette action sur les métaux pour établir la composition en volume ; chauffé dans une cloche courbe avec un peu d'étain, le soufre est absorbé, il reste après refroidissement un volume d'hydrogène égal au volume initial. Le gaz renferme donc son volume d'hydrogène. La considération des densités établit qu'il contient la moitié de son volume de vapeur de soufre.

Les sulfochlorures.
Le soufre se combine pour forment un monochlorure (S2Cl2), un dichlorure (SCI2), très instable, et un tétrachlorure (SCI4), dont le plus important est le monochlorure, appelé plus simplement chlorure de soufre. Celui-ci est préparé en faisant passer du chlore gazeux sec sur du soufre fondu et en distillant le chlorure de l'excès de soufre. C'est un liquide de couleur ambrée qui fume fortement dans l'air et possède une odeur pénétrante. Il dissout le phosphore et le soufre, et peut absorber 66 % de ce dernier corps : cette propriété, le fait souvent utiliser dans la vulcanisation du caoutchouc.

Le terme de sulfochlorures est plus spécialement appliqué aux composés dans lesquels un atome de soufre est lié à un atome de chlore et à un atome de carbone. On les utilise pour introduire des groupes fonctionnels de sulfoxyde et de thioester dans des molécules organiques.

Autres sulfures.
Le sulfure d'azote (NS), prend naissance dans l'action de l'ammoniaque sur le chlorure de soufre; c'est un corps explosif, qui cristallise en prismes droits Ă  base rhombe.

Le brome, l'iode donnent avec le soufre des combinaisons semblables. Le fluor agit aussi directement sur le soufre et donne entre autres un perfluorare SF3, d'une inertie remarquable au point de vue chimique.

Le soufre se combine avec l'hydrogène pour former un disulfure (hydrogène sulfurĂ©) et un persulfure, dont le premier est bien connu. Le persulfure est un liquide jaune huileux qui est prĂ©parĂ© en versant une solution aqueuse d'un polysulfure alcalin dans un excès d'une solution de parties Ă  peu près Ă©gales d'acide chlorhydrique concentrĂ© et d'eau. Il a la propriĂ©tĂ© de blanchir les matières colorantes organiques, rĂ©duit les oxydes d'or et d'argent avec une grande rapiditĂ©. 

Les composés oxygénés du soufre.
Il existe un grand nombre de composĂ©s formĂ©s par l'oxygène et le soufre. Le soufre se combine avec l'oxygène pour former un dioxyde (SO2) et un trioxyde (SO3), qui Ă  leur tour se combinent avec l'eau pour former des acides sulfureux et sulfurique (H2SO3 et H2SO4 respectivement). Il forme Ă©galement un sesquioxyde (S2O3) et un heptoxyde (S2O7); mais ceux-ci sont de moindre importance. 

Le trioxyde de soufre, ou anhydride sulfurique, se forme lorsqu'un mĂ©lange de dioxyde de soufre et d'oxygène passe sur une Ă©ponge de platine, ou par distillation d'acide sulfurique fumant. C'est un liquide mobile incolore qui se solidifie sous forme de longs cristaux prismatiques transparents qui fondent Ă  14,8°C. Le liquide bout Ă  46°C. Il est très âcre et carbonise le papier, le bois et les matières organiques en gĂ©nĂ©ral. Lorsqu'il est versĂ© dans l'eau, il se dissout avec un sifflement et dĂ©gage une grande quantitĂ© de chaleur, formant de l'acide sulfurique. Sous le nom d'acide sulfurique cristallisable, il est utilisĂ© dans la fabrication de couleurs de goudron de houille, comme l'alizarine, et dans la purification de l'ozokĂ©rite. 

Le dioxyde de soufre, ou anhydride sulfureux, Ă©tait connu des anciens, et Homère mentionne le fait que les fumĂ©es de la combustion du soufre Ă©taient utilisĂ©es pour la fumigation, tandis que Pline dit que ces fumĂ©es Ă©taient utilisĂ©es pour purifier les tissus. Il se forme facilement en brĂ»lant du soufre dans l'air, et aussi par l'action de certains mĂ©taux, comme le cuivre, sur l'acide sulfurique. 
Les composés acides du soufre.
L'acide sulfurique est un gaz incolore avec une odeur suffocante et est librement soluble dans l'eau, formant de l'acide sulfureux. Ce gaz est utilisé comme agent de blanchiment, comme désinfectant et comme antiseptique, servant à arrêter la fermentation. Il est également utilisé dans le sulfurage du vin. Son composé avec l'eau, connu sous le nom d'acide sulfureux (H2SO3), se combine avec des bases pour former une série de sels appelés sulfites.

Avec l'hydrogène et l'oxygène, le soufre forme une série d'acides comprenant, outre ceux déjà cités, les suivants :

• l'acide thiosulfurique ou hyposulfureux qui est dĂ©crit ailleurs; 

• l'acide hydrosulfureux (H2SO2), puissant réducteur découvert par Schützenberger et préparé par action du zinc métallique sur le sulfite de sodium acide;

• l'acide persulfurique (HSO4), obtenu sous forme combinĂ©e par Ă©lectrolyse d'une solution concentrĂ©e de sulfate de potassium acide; 

• l'acide pyrosulfureux (H2S2O5), dont le sel de potassium se forme lors du passage du dioxyde de soufre gazeux dans une solution aqueuse chaude de carbonate de potassium  l'acide pyrosulfurique H2S2O7), formĂ© par l'union directe du trioxyde de soufre et de l'acide sulfurique;

• l'acide dithionique (H2S2O6), dont le sel de manganèse est formé par l'action du dioxyde de soufre sur le dioxyde de manganèse;

• l'acide trithionique (H2S3O4), dont le sel de potassium est formé par l'action de fleurs de soufre sur une solution tiède de sulfite de potassium acide;

• l'acide tétrathionique (H2S4O6), dont le sel de sodium est formé par l'action de l'iode sur l'hyposulfite de sodium;

• l'acide pentathionique (H2S5O4), formé, avec le soufre libre, par l'action du dioxyde de soufre sur l'hydrogène sulfuré aqueux.

Les sulfates.
Les sulfates sont des composĂ©s dans lesquels le soufre est liĂ© Ă  quatre atomes d'oxygène. Ces composĂ©s, gĂ©nĂ©ralement solubles (le sulfate de plomb Ă©tant ici une exception) sont prĂ©sents naturellement dans l'eau de mer et dans de nombreux minĂ©raux, tels que la barytine, l'anglĂ©site, la gypse (sulfate de calcium, CaSO4) et l'epsomite (sulfate de magnĂ©sium, MgSO4). Les sulfates peuvent Ă©galement ĂŞtre formĂ©s dans l'atmosphère par des rĂ©actions chimiques, contribuant ainsi Ă  la composition de l'aĂ©rosol atmosphĂ©rique. Ils sont  utilisĂ©s notamment pour la fabrication d'engrais et de pigments. On peut encore mentionner parmi les sulfates :
• Le sulfate d'ammonium ((NH4).2SO4), utilisé notamment comme engrais.

 â€˘ Le sulfate de baryum (BaSO4), utilisĂ© comme agent de contraste dans les examens mĂ©dicaux.

• Le sulfate de cuivre (CuSO4), utilisé comme fongicide, ou pour le traitement des eaux.

 â€˘ Le sulfate de fer (FeSO4), utilisĂ© comme source de fer pour les plantes.

• Le sulfate de sodium (Na2SO4), utilisĂ© notamment dans la fabrication de dĂ©tergents, de pâtes Ă  papier et de verre. 

 â€˘ Le sulfate de zinc (ZnSO4), utilisĂ© dans l'agriculture comme supplĂ©ment de zinc pour les plantes.

Les sulfoxydes et les sulfones.
Les sulfoxydes et les sulfones sont des composĂ©s oxygĂ©nĂ©s du soufre dans lesquels intervient le carbone. Quand un seul atome de carbone et un seul atome d'oxygène sont impliquĂ©s, on parle de sulfoxyde; on parle de sulfones dans les dans le cas oĂą l'atome de soufre est liĂ© Ă  deux atomes de carbone et Ă  deux atomes d'oxygène. Les sulfoxydes sont souvent utilisĂ©s en chimie organique comme solvants et comme oxydants doux. MĂŞme chose pour les sulfones, qui sont  aussi utilisĂ©s comme stabilisateurs de polymères.
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