soufre

SOUFRE

Soufre, solide non métallique de symbole S, jaune citron, inodore. Le soufre appartient au groupe 16 (ou VIa) de la classification périodique. Son numéro atomique est 16 et sa masse atomique est égale à 32,064.
Le soufre est connu depuis l'Antiquité!; il est mentionné dans la Bible et les récits classiques. Corps inflammable, les alchimistes considéraient qu'il était nécessaire pour la combustion.
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. 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 Sl, et Sµ, et de plusieurs variétés de solides, dont les plus courants sont le soufre rhombique et le soufre monoclinique (voir Cristal). La variété la plus stable est le soufre rhombique, solide cristallin jaune, dont la densité est 2,06 à 20!°C. Le soufre rhombique est peu soluble dans l'alcool et l'éther, modérément soluble dans les huiles et extrêmement soluble dans le sulfure de carbone. Gardée 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 Sl, qui s'assombrit et devient visqueux à 160!°C, pour former Sµ. 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, mais forme une substance transparente, collante, élastique, appelée soufre amorphe, ou plastique, et constituée principalement de Sµ surfondu.
Le soufre 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 se combine avec l'hydrogène et les éléments métalliques en présence de chaleur pour former des sulfures. Le sulfure le plus commun est le sulfure d'hydrogène, H2S, gaz incolore et toxique, avec une odeur 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. Ce dernier possède deux atomes d'hydrogène remplaçables et forme deux séries de sels : les sulfites neutres et les sulfites acides. En solution, les sulfites acides, ou bisulfites de métaux alcalins, tels que le bisulfite de sodium NaHSO3, se comportent comme des acides. Les solutions de sulfites neutres, tels que le sulfite de sodium Na2SO3, et le sulfite de potassium K2SO3, sont légèrement alcalines.
Du dioxyde de soufre est libéré dans l'atmosphère par la combustion de combustibles fossiles, tels que le gaz, le pétrole ou la houille!; il constitue 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.
Le soufre est le 16e élément naturel le plus abondant dans la croûte terrestre : il est très répandu à l'état libre ou combiné. On le trouve à l'état combiné dans de nombreux sulfures métalliques, tels que le sulfure de plomb, ou galène, de formule PbS, le 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, tels que la baryte BaSO4, la célestine SrSO4 et le gypse CaSO4!!2H2O. On trouve le soufre dans les molécules de nombreuses substances organiques, comme la moutarde, les œufs, les poils et les protéines. À l'état libre, on le trouve mélangé avec le gypse et la pierre ponce, dans les régions volcaniques, en Islande, en Sicile, au Mexique et au Japon. On le trouve alors sous forme de sublimé autour des crevasses volcaniques. On trouve d'importants dépôts de soufre souterrains aux États-Unis, dans de nombreuses parties de la Louisiane et du Texas. 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 par l'atmosphère. La production annuelle mondiale de soufre élémentaire au début des années 1990 est d'environ 53 millions de tonnes.
Il existe plusieurs méthodes pour extraire le soufre libre du sol. En Sicile, les roches contenant du soufre sont entassées en talus sur le sol et sont calcinées. On fait couler le soufre liquide résultant dans une série de moules en bois, dans lesquels il se solidifie. Sous cette forme, il est appelé soufre laminé. Celui-ci peut être ensuite purifié par distillation : la vapeur passe dans une grande chambre en briques dans laquelle elle se condense, sur les parois, sous forme de poudre fine appelée fleur de soufre. En Louisiane et au Texas, on emploie le procédé Frasch, inventé en 1891 par le chimiste américain Herman Frasch. Ce procédé consiste à faire fondre le minerai de soufre dans le sol. On obtient également le soufre à partir des pyrites, par distillation dans des chambres en fer ou en argile réfractaire, mais il contient alors en général des traces d'arsenic. Le gaz de Lacq permet à la France d'être une importante productrice de soufre, avec 1,3 million de tonnes en 1993. Cette même année, la production mondiale de soufre s'élevait à 55 millions de tonnes.
Elles sont nombreuses. On utilise surtout le soufre dans la production de composés soufrés, tels que l'acide sulfurique, les sulfures, les sulfates et le dioxyde de soufre, tous mentionnés précédemment. Médicalement, le soufre est d'une grande importance par son utilisation répandue dans les médicaments à base de sulfamide et dans de nombreuses pommades pour la peau. Le soufre est également employé dans la fabrication d'allumettes, de caoutchouc vulcanisé, de colorants et de poudre à canon. À l'état finement divisé, et fréquemment mélangé avec de la chaux, le soufre est utilisé comme fongicide pour les plantes. Le sel thiosulfate de sodium Na2S2O3!!5H2O, communément appelé hyposulfite, est utilisé en photographie pour fixer les négatifs et les impressions. Combiné avec différentes charges minérales inertes, le soufre forme un ciment spécial utilisé pour l'ancrage d'objets métalliques, tels que les grillages et les chaînes, dans la pierre. L'acide sulfurique est l'un des produits chimiques industriels les plus importants, car on l'utilise non seulement dans la synthèse de molécules contenant du soufre, mais également dans la production de nombreux autres matériaux qui ne contiennent pas de soufre.