soufre

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Présentation

soufre, élément chimique non métallique, solide, inodore et de couleur jaune citron, de symbole S et de numéro atomique 16. Le soufre appartient au groupe VIa (colonne 16) de la classification périodique et est situé dans la troisième période. Sa masse atomique est égale à 32,066.

Le soufre est l'un des neuf éléments connus depuis l'Antiquité ; il est mentionné dans la Bible et les récits classiques. Les alchimistes considéraient que ce corps inflammable était nécessaire à la combustion (voir alchimie).

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État naturel

Le soufre est répandu dans la nature, à l'état libre ou combiné. On le trouve à l'état combiné dans de nombreux sulfures métalliques — composés constitués de l'association du soufre avec un autre corps —, tels que le sulfure de plomb, ou galène, de formule PbS, la blende de zinc ZnS, la chalcopyrite (Cu,Fe)S₂, le cinabre HgS, la stibine Sb₂S₃ et la pyrite FeS₂. Il est également combiné avec d'autres éléments sous forme de sulfates — esters ou sels de l'acide sulfurique —, tels que la baryte BaSO₄, la célestine SrSO₄ et le gypse CaSO₄ 2H₂O. Le soufre est présent dans de nombreuses substances organiques, comme la moutarde, les œufs, les poils et les protéines.

À l'état libre, on trouve le soufre mélangé avec le gypse et la pierre ponce dans les régions volcaniques, en Islande, en Sicile, au Mexique et au Japon. La Louisiane et le Texas détiennent d'importants dépôts de soufre souterrains. Du soufre libre peut se former par désagrégation naturelle de la pyrite, ou peut être déposé par des eaux sulfureuses chaudes, dans lesquelles le sulfure d'hydrogène a été oxydé dans l'atmosphère.

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Formes allotropiques

Lorsque le soufre ordinaire fond, il forme un liquide de couleur paille, qui s'assombrit lorsqu'il est chauffé, puis qui bout. Lorsque l'on refroidit lentement du soufre en fusion, ses propriétés physiques évoluent en fonction de la température, de la pression et du mode de formation du dépôt. Ainsi, le soufre existe sous différentes formes, appelées variétés allotropiques, qui se composent de liquides S_λ et S_µ, et de plusieurs variétés de solides, dont les plus courants sont les formes cristallisées, le soufre rhombique et le soufre monoclinique (voir cristal). Toutes les formes du soufre sont insolubles dans l'eau et légèrement solubles dans le benzène ; les formes cristallines sont solubles dans le sulfure de carbone.

La variété la plus stable est le soufre rhombique, solide cristallin jaune, dont la densité est de 2,06 à 20 °C. Le soufre rhombique est peu soluble dans l'alcool et l'éther, et modérément soluble dans les huiles. À des températures supérieures à 94,5 °C, mais inférieures à 120 °C, la forme rhombique se transforme en soufre monoclinique : il s'agit de structures allongées, transparentes, en forme d'aiguilles. La température à laquelle les soufres rhombique et monoclinique sont en équilibre, soit 94,5 °C, est la température de transition. Lorsque l'on fait fondre le soufre rhombique ordinaire à 115,21 °C, il se forme un liquide mobile jaune pâle, la forme S_λ, qui s'assombrit et devient visqueux à 160 °C, pour former S_µ. Si le soufre est chauffé à une température avoisinant son point d'ébullition de 444,6 °C et qu'il est rapidement jeté dans l'eau, il n'a pas le temps de cristalliser à l'état rhombique ou monoclinique. Il se forme alors une substance transparente, pâteuse, élastique, le soufre amorphe, ou plastique, constitué principalement de S_µ surfondu.

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Propriétés

Le soufre est chimiquement semblable à l'oxygène et peut lui être substitué dans de nombreuses combinaisons. Cependant, le soufre est moins électronégatif. Il a des valences de deux, quatre et six, mises en évidence par les composés respectifs suivants : le sulfite ferreux FeS, le dioxyde de soufre SO₂ et le sulfate de baryum BaSO₄.

Le soufre chauffé se combine avec l'hydrogène et les éléments métalliques pour former des sulfures, dont le plus commun est le sulfure d'hydrogène, de formule H₂S. C'est un gaz incolore et toxique, libérant une odeur caractéristique d'œuf pourri. Le soufre se combine également avec le chlore en proportions différentes pour former le monochlorure de soufre S₂Cl₂ et le dichlorure de soufre SCl₂. Calciné à l'air, le soufre se combine avec l'oxygène pour former du dioxyde de soufre SO₂, gaz lourd et incolore, d'une odeur suffocante caractéristique. Dans l'air humide, le soufre est lentement oxydé en acide sulfurique et ses constituants basiques, ou en d'autres acides, tels que l'acide thiosulfurique H₂S₂O₃ et l'acide sulfureux H₂SO₃. Une molécule de ce dernier possède deux atomes d'hydrogène labiles. L'acide sulfureux peut ainsi former deux séries de sels : les sulfites neutres et les sulfites acides. Les solutions de sulfites neutres, tels que le sulfite de sodium Na₂SO₃ et le sulfite de potassium K₂SO₃, sont légèrement alcalines. En solution, les bisulfites de métaux alcalins, tels que le bisulfite de sodium NaHSO₃, se comportent comme des acides.

La calcination de combustibles fossiles, tels que le gaz, le pétrole ou la houille, libère du dioxyde de soufre, qui est l'un des polluants atmosphériques les plus gênants. La concentration de dioxyde de soufre dans l'air varie de 0,01 ppm à plusieurs parties par million. Il peut provoquer la dégradation de bâtiments et de monuments, être à l'origine des pluies acides, de gênes et d'infirmités chez l'homme (voir atmosphérique, pollution).