Le soufre dans la nature.
On le rencontre à l'état libre, bien que généralement contaminé par de l'argile, du bitume et d'autres impuretés, et parfois avec des traces d'arsenic, de sélénium, de tellure, etc., généralement à proximité 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'anglésite ou le sulfate de plomb, la barytine ou le sulfate de baryum, la célestine 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 composés 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

S + O2 SO2 + énergie

S + O3 + Aq. (H2O)  SO3 Aq. + énergie

S2O6H2O2 + S  3SO2 + H2O2

Le chlore (Cl), le phosphore (P), le silicium (Si), le bore (B) se combinent directement avec le soufre en donnant des composés dont la formule est comparable à celle des composés oxygénés correspondants, H2S2, H2O2 ; SiS2, SiO2; BO3, BO2, etc., mais c'est surtout avec le carbone qu'apparaît 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 composés dans lesquels le soufre est lié à un autre élément, généralement un métal). Plusieurs minéraux sont des sulfures, à l'exemple de la galène (PbS, surfure de plomb), qui est la principale source de plomb, ou encore du  cinnabre  (HgS), un minéral rouge vif qui est une source de mercure. Combiné à l'hydrogène, le soufre forme le sulfure d'hydrogène (H2S). Lorsque deux atomes de soufre sont impliqués, on a affaire à 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.

L'hydrogène sulfuré.
L'hydrogène sulfuré formé (selon la réaction H2 + S2  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

Vis-à-vis des métaux, l'hydrogène sulfuré se comporte comme le soufre, excepté dans le cas des sulfures formés avec un faible dégagement de chaleur; avec le cuivre, le mercure, l'argent, les réactions sont, en effet, limitées par la réaction 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 à 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 sulfuré) et un persulfure, dont le premier est bien connu. Le persulfure est un liquide jaune huileux qui est préparé en versant une solution aqueuse d'un polysulfure alcalin dans un excès d'une solution de parties à peu près égales d'acide chlorhydrique concentré et d'eau. Il a la propriété de blanchir les matières colorantes organiques, réduit les oxydes d'or et d'argent avec une grande rapidité. 

Les composés oxygénés du soufre.
Il existe un grand nombre de composés formés par l'oxygène et le soufre. Le soufre se combine avec l'oxygène pour former un dioxyde (SO2) et un trioxyde (SO3), qui à leur tour se combinent avec l'eau pour former des acides sulfureux et sulfurique (H2SO3 et H2SO4 respectivement). Il forme également 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 mélange de dioxyde de soufre et d'oxygène passe sur une éponge 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 à 14,8°C. Le liquide bout à 46°C. Il est très âcre et carbonise le papier, le bois et les matières organiques en général. Lorsqu'il est versé dans l'eau, il se dissout avec un sifflement et dégage une grande quantité de chaleur, formant de l'acide sulfurique. Sous le nom d'acide sulfurique cristallisable, il est utilisé dans la fabrication de couleurs de goudron de houille, comme l'alizarine, et dans la purification de l'ozokérite. 

Le dioxyde de soufre, ou anhydride sulfureux, était connu des anciens, et Homère mentionne le fait que les fumées de la combustion du soufre étaient utilisées pour la fumigation, tandis que Pline dit que ces fumées étaient utilisées pour purifier les tissus. Il se forme facilement en brûlant du soufre dans l'air, et aussi par l'action de certains métaux, comme le cuivre, sur l'acide sulfurique. 

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 décrit 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 combinée par électrolyse d'une solution concentrée 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), formé 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.

• Le sulfate d'ammonium ((NH4).2SO4), utilisé notamment comme engrais.

ʉۢ Le sulfate de baryum (BaSO4), utilis̩ comme agent de contraste dans les examens m̩dicaux.

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

ʉۢ Le sulfate de fer (FeSO4), utilis̩ comme source de fer pour les plantes.

• Le sulfate de sodium (Na2SO4), utilisé notamment dans la fabrication de détergents, de pâtes à papier et de verre. 

ʉۢ Le sulfate de zinc (ZnSO4), utilis̩ dans l'agriculture comme suppl̩ment de zinc pour les plantes.