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Soufre ou soufre (voir l'orthographe ci-dessous) (symbole chimique S, numéro atomique 16) est un solide cristallin jaune aux températures et pressions ordinaires. Il est insipide et inodore et est classé comme non métallique. Il forme des composés stables avec tous les éléments à l'exception des gaz nobles. Abondant dans la nature, il peut être trouvé comme élément pur ou comme sulfure et minéraux sulfatés. Bon nombre des odeurs désagréables de la matière organique, y compris l'odeur d'ail et la «puanteur de la mouffette», sont produites par des composés contenant du soufre.

Cet élément est essentiel pour les organismes vivants, en particulier dans le cadre des structures de certains acides aminés et protéines. De plus, le soufre et ses composés sont importants pour une multitude d'applications pratiques. Son dérivé, l'acide sulfurique, figure parmi les matières premières industrielles les plus importantes. De plus, le soufre est utilisé dans la production de piles, de détergents, de fongicides et d'engrais, ainsi que pour la vulcanisation du caoutchouc. En tant que matériau inflammable, le soufre est utilisé dans la fabrication d'allumettes, de poudre à canon et de feux d'artifice.

Plusieurs des composés du soufre doivent être manipulés avec soin. Par exemple, le sulfure d'hydrogène est assez toxique, et l'acide sulfureux et l'acide sulfurique peuvent endommager les tissus biologiques.

Orthographe

L'élément est traditionnellement orthographié soufre dans plusieurs pays, comme le Royaume-Uni, l'Irlande, Hong Kong et l'Inde, mais il est orthographié soufre aux Etats-Unis. Les deux orthographes sont utilisées en Australie, au Canada et en Nouvelle-Zélande. L'Union internationale des chimistes purs et appliqués (UICPA) a adopté l'orthographe «soufre» en 1990, tout comme le comité de la nomenclature de la Royal Society of Chemistry en 1992.

Occurrence

Cristallites de soufre aux sources chaudes de Waiotapu, Nouvelle-Zélande.

Le soufre élémentaire peut être trouvé près des sources chaudes et des régions volcaniques dans de nombreuses parties du monde, en particulier le long de la «ceinture de feu» du Pacifique - une zone de tremblements de terre fréquents et d'éruptions volcaniques encerclant l'océan Pacifique. De tels gisements volcaniques sont actuellement exploités en Indonésie, au Chili et au Japon.

D'importants gisements de soufre élémentaire existent également dans les dômes de sel le long de la côte du golfe du Mexique et dans les évaporites d'Europe orientale et d'Asie occidentale. (Les évaporites sont des sédiments minéraux qui sont laissés après l'évaporation de l'eau dans laquelle ils ont été dissous une fois.) Le soufre contenu dans ces dépôts proviendrait de l'action des bactéries anaérobies sur les minéraux sulfatés, en particulier le gypse. Ces dépôts constituent la base de la production commerciale aux États-Unis, en Pologne, en Russie, au Turkménistan et en Ukraine.

Le soufre extrait du pétrole, du gaz et des sables bitumineux d'Athabasca a entraîné une surabondance sur le marché, et d'énormes stocks de soufre peuvent être observés partout en Alberta.

Les composés soufrés courants dans la nature comprennent:

  • les sulfures métalliques, tels que la pyrite (sulfure de fer), le cinabre (sulfure de mercure), la galène (sulfure de plomb), la sphalérite (sulfure de zinc) et la stibnite (sulfure d'antimoine);
  • les sulfates métalliques, tels que le gypse (sulfate de calcium), l'alunite (sulfate de potassium et d'aluminium) et la barytine (sulfate de baryum).

Le soufre est présent dans de nombreux types de météorites. De plus, les couleurs distinctives de la lune volcanique Io de Jupiter correspondent à diverses formes de soufre gazeux, fondu et solide. Il y a aussi une zone sombre près du cratère lunaire Aristarchus qui peut être un dépôt de soufre.

Histoire

Cristal de soufre

Soufre (sanscrit, sulvere; Latin sulpur) était connu dans les temps anciens et est mentionné dans plusieurs livres de la Bible, y compris le livre de la Genèse. Il a été suggéré que le mot pourrait être dérivé de l'arabe sufra, signifiant jaune, qui est la couleur de la forme naturelle de l'élément.

Au huitième siècle avant notre ère, Homère a mentionné le «soufre pour éviter les ravageurs»; et en 424 avant notre ère, la tribu de Béotie a détruit les murs d'une ville en brûlant un mélange de charbon, de soufre et de goudron sous eux. Au cours du XIIe siècle, les Chinois ont inventé la poudre à canon, qui est un mélange de nitrate de potassium (KNO3), le carbone et le soufre. Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique - un triangle en haut d'une croix. À la fin des années 1770, Antoine Lavoisier a aidé à convaincre la communauté scientifique que le soufre était un élément et non un composé.

Les fabricants de meubles de la fin du XVIIIe siècle utilisaient du soufre fondu pour produire des incrustations décoratives dans leur artisanat. Ce métier, cependant, a été rapidement abandonné en raison du dioxyde de soufre produit au cours du processus de fusion du soufre.

En 1867, du soufre a été découvert dans des gisements souterrains en Louisiane et au Texas. La couche de terre sus-jacente était du sable mouvant, interdisant les opérations minières ordinaires. Par conséquent, il a été éliminé par le procédé Frasch - le soufre souterrain a été fondu en pompant de la vapeur surchauffée à travers des tuyaux installés dans le sol, et le soufre fondu a été pompé.

"Brimstone" dans la pensée religieuse

Dans la Bible, le soufre est appelé «soufre». Le livre de la Genèse, en particulier, mentionne que Dieu a puni les malfaiteurs de Sodome et de Gomorrhe en faisant pleuvoir "du soufre et du feu" sur eux. En conséquence, un sermon "feu et soufre" est un sermon dans lequel les auditeurs se souviennent du sort de la damnation éternelle qui attend le pécheur impénitent. En outre, l'enfer est impliqué comme ayant une odeur de soufre, bien que, comme mentionné ci-dessus, le soufre soit inodore. L '"odeur de soufre" se réfère généralement à l'odeur des composés soufrés tels que le sulfure d'hydrogène, qui a l'odeur des œufs pourris.

Caractéristiques notables

Un morceau de soufre fond en un liquide rouge sang. Lorsqu'il est brûlé, il émet une flamme bleue.

Dans le tableau périodique, le soufre se situe dans le groupe 16 (anciennement groupe 6A), entre l'oxygène et le sélénium. Il fait donc partie de la famille des éléments oxygène, également appelée chalcogènes. De plus, il se situe entre le phosphore et le chlore en période 3.

Le soufre élémentaire est inodore, comme indiqué ci-dessus. La croyance commune selon laquelle il sent comme les œufs pourris est en fait une association avec l'odeur de sulfure d'hydrogène (H2S) gaz. Lorsqu'il brûle, le soufre produit une flamme bleue et émet du dioxyde de soufre, un gaz qui se distingue par son odeur particulière et suffocante, comme celle des allumettes brûlées. Le soufre est insoluble dans l'eau mais soluble dans le disulfure de carbone et, dans une moindre mesure, dans d'autres solvants organiques tels que le benzène.

Le soufre peut se combiner avec d'autres éléments dans des proportions différentes, et il est donc décrit comme étant multivalent. Les états d'oxydation courants du soufre comprennent −2, +2, +4 et +6. En combinaison avec des métaux et de l'oxygène, il forme des sulfures (tels que le sulfure de sodium, Na2S), sulfates (comme le sulfate de cuivre, CuSO4) et les sulfites (tels que le sulfite de sodium, le Na2ALORS3). Il forme également du sulfure d'hydrogène (H2S) - un gaz incolore, inflammable et toxique responsable de l'odeur des œufs pourris - et du disulfure de carbone (CS2), un liquide incolore à l'odeur agréable.

À l'état solide, le soufre existe généralement sous forme de S cyclique en forme de couronne8 molécules. De plus, il possède de nombreuses allotropes. Retirer un atome de la couronne donne S7, qui est responsable de la couleur jaune distinctive du soufre. De nombreux autres anneaux ont été préparés, dont S12 et S18. En revanche, son voisin plus léger, l'oxygène, n'existe que dans deux états allotropes significatifs: O2 et O3. Le sélénium, l'analogue le plus lourd du soufre, peut former des anneaux mais se trouve plus souvent sous forme de chaîne polymère. Selon les conditions spécifiques, les allotropes de soufre forment plusieurs structures cristallines distinctes, dont rhombique et monoclinique S8 sont les plus connus.

La structure du S8 molécule. Deux des atomes S de cette structure se trouvent à l'arrière et ne sont pas visibles.

La viscosité du soufre fondu, contrairement à celle de la plupart des autres liquides, augmente avec la température en raison de la formation de chaînes polymères. Une fois qu'une température spécifique est atteinte, la viscosité commence à baisser car il y a suffisamment d'énergie pour briser les chaînes.

Le soufre amorphe ou "plastique" peut être produit par le refroidissement rapide du soufre fondu. Des études utilisant une technique connue sous le nom de cristallographie aux rayons X montrent que la forme amorphe peut avoir une structure hélicoïdale, avec huit atomes par tour. A température ambiante, cette forme est métastable et revient progressivement à l'état cristallin. Ce processus se produit en quelques heures à quelques jours, mais peut être accéléré en utilisant un catalyseur.

Isotopes

Le soufre a 18 isotopes, dont quatre sont stables: 32S (95,02%), 33S (0,75%), 34S (4,21%), et 36S (0,02%). L'isotope radioactif 35S est formé de la spallation des rayons cosmiques 40Ar dans l'atmosphère. Il a une demi-vie de 87 jours. Les autres isotopes radioactifs du soufre sont tous de courte durée.

Le soufre avec une composition isotopique distincte a été utilisé pour identifier les sources de pollution, et du soufre enrichi a été ajouté comme traceur dans les études hydrologiques. Les différences dans les abondances naturelles peuvent également être utilisées dans les systèmes où la variation 34S des composants de l'écosystème.

Applications

Poudre de soufre.

Le soufre et ses composés ont de nombreuses utilisations. Son principal dérivé est l'acide sulfurique (H2ALORS4), à travers lequel le soufre se classe parmi les matières premières industrielles les plus importantes. La consommation d'acide sulfurique a été considérée comme l'un des meilleurs indices du développement industriel d'un pays. Aux États-Unis, plus d'acide sulfurique est produit chaque année que tout autre produit chimique industriel.

Le soufre est également utilisé dans les batteries, les détergents, la vulcanisation du caoutchouc, les fongicides et la fabrication d'engrais phosphatés. Les sulfites sont utilisés pour blanchir le papier et comme conservateurs dans le vin et les fruits secs. Compte tenu de sa nature inflammable, le soufre trouve également une utilisation dans les allumettes, la poudre à canon et les feux d'artifice. Les thiosulfates de sodium et d'ammonium sont utilisés comme fixateurs photographiques. Le sulfate de magnésium, mieux connu sous le nom de sels d'Epsom, peut être utilisé comme laxatif, additif pour le bain, exfoliant ou supplément de magnésium pour les plantes. Le soufre est utilisé comme milieu générateur de lumière dans les rares appareils d'éclairage connus sous le nom de lampes au soufre.

Rôle biologique

Les acides aminés cystéine et méthionine contiennent du soufre, comme tous les peptides et protéines qui contiennent ces acides aminés. Dans l'assemblage et la structure des protéines, les liaisons entre les atomes de soufre - appelées «liaisons disulfures» - jouent un rôle important. Ainsi, le soufre est un composant nécessaire de toutes les cellules vivantes.

Certaines formes de bactéries utilisent du sulfure d'hydrogène (H2S) à la place de l'eau en tant que donneur d'électrons dans un processus primitif de type photosynthèse. Le soufre est absorbé par les plantes via les racines du sol sous forme d'ion sulfate et réduit en sulfure avant d'être incorporé dans la cystéine et d'autres composés organiques du soufre - un processus appelé assimilation du soufre. Le soufre inorganique fait partie des agrégats fer-soufre, et le soufre est le ligand de pontage dans le CuUNE site de l'enzyme cytochrome c oxydase. Le soufre est également un composant important de la coenzyme A. Les acides aminés homocystéine et taurine contiennent également du soufre, mais ils ne font pas partie de la structure primaire des protéines.

Impact environnemental

La combustion du charbon et du pétrole par l'industrie et les centrales électriques libère d'énormes quantités de dioxyde de soufre (SO2), qui réagit avec l'eau atmosphérique et l'oxygène pour produire de l'acide sulfurique. Cet acide est un composant des pluies acides, ce qui fait que le sol et les plans d'eau douce deviennent acides, nuisant ainsi à l'environnement naturel. Il cause également des dommages importants aux statues et à l'architecture. Les normes de carburant exigent de plus en plus que le soufre soit extrait des combustibles fossiles, pour empêcher la formation de pluies acides. Ce soufre extrait est ensuite raffiné et représente une grande partie de la production de soufre.

Composés

Composés inorganiques du soufre:

  • Le sulfure d'hydrogène a l'odeur caractéristique des œufs pourris. Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il est acide et réagit avec les métaux pour former des sulfures métalliques.
  • Les sulfures sont une famille complexe de composés généralement composés de cations métalliques liés à S2− anions. Les sulfures métalliques naturels sont courants. Le sulfure de fer, par exemple, se produit sous forme de minéral appelé pyrite - le soi-disant l'or des fous. Fait intéressant, la pyrite peut présenter des propriétés semi-conductrices.1 La galène, un sulfure de plomb naturel, a été le premier semi-conducteur découvert, et a été utilisée comme redresseur de signal dans les "moustaches du chat" des premières radios à cristal.
  • Les sulfures de phosphore sont importants dans la synthèse de certaines substances organiques. Par exemple, P4S10 et ses dérivés sont utilisés pour remplacer l'oxygène dans certaines molécules organiques par du soufre.
  • Sulfites (contenant l'anion SO32−) sont des sels d'acide sulfureux (H2ALORS3), qui est généré par la dissolution de SO2 dans l'eau. L'acide sulfureux et ses sulfites correspondants sont des agents réducteurs assez puissants. Autres composés dérivés du SO2 comprennent l'ion pyrosulfite ou métabisulfite (S2O52−).
  • Sulfates (contenant l'anion SO42−) sont des sels d'acide sulfurique. Cet acide peut réagir avec le SO3 pour former de l'acide pyrosulfurique (H2S2O7).
  • Thiosulfates (contenant l'anion S2O32−) sont parfois appelés thiosulfites ou hyposulfites ("HYPO"). Ils sont utilisés dans la fixation photographique comme agents réducteurs. Le thiosulfate d'ammonium est à l'étude pour remplacer le cyanure dans l'or de lixiviation.2
  • Dithionite de sodium, Na2S2O4, est le dianion hautement réducteur dérivé de l'acide hyposulfureux / dithioneux.
  • Le dithionate de sodium est Na2S2O6.
  • Les acides polythioniques ont la formule H2SnO6, où n peut aller de 3 à 80.
  • Acide peroxymonosulfurique (H2ALORS5) résulte de l'action de SO3 sur le peroxyde d'hydrogène concentré (H2O2); et l'acide peroxydisulfurique (H2S2O8) est produit par l'action de l'acide sulfurique (H2ALORS4) sur H concentré2O2.
  • Les polysulfures de sodium ont la formule Na2SX.
  • Hexafluorure de soufre (SF6) est un gaz dense aux conditions ambiantes et est utilisé comme propulseur non réactif et non toxique.
  • Les nitrures de soufre sont des composés à chaîne et cycliques contenant uniquement du soufre et de l'azote. Tétranitrure de tétrasulfure (S4N4) en est un exemple. Le nitrure de soufre polymère, qui peut être fabriqué à partir de tétranitrure de tétrasulfure, a des propriétés métalliques bien qu'il ne contienne aucun atome métallique. Il possède également des propriétés électriques et optiques inhabituelles.
  • Les thiocyanates contiennent le SCN groupe. L'oxydation du thiocyanate donne du thiocyanogène ((SCN)2), avec la structure NCS-SCN.

Composés organiques du soufre (où R, R 'et R "sont des groupes organiques tels que CH3):

  • Les thioéthers ont la forme R-S-R '. Ces composés sont structurellement similaires aux éthers, qui contiennent des atomes O au lieu des atomes S.
  • Les ions sulfonium ont la formule RR'S-'R ", c'est-à-dire que trois groupes sont attachés au centre soufre cationique. Diméthylsulfoniopropionate (DMSP; (CH3)2S+CH2CH2ROUCOULER) est un ion sulfonium important dans le cycle du soufre organique marin.
  • Thiols, également connu sous le nom de mercaptans, ont la forme R-SH. Ce sont les équivalents soufre des alcools (qui ont des atomes O au lieu des atomes S). le méthyl et l'éthyl mercaptans sont utilisés pour parfumer le gaz naturel afin que les fuites soient facilement détectables. Le mercaptan de pamplemousse est responsable de l'odeur caractéristique du pamplemousse.
  • Les ions thiolates ont la forme R-S-. Ces anions sont produits par traitement de thiols avec une base.
  • Les sulfoxydes ont la forme R-S (= O) -R'. Un sulfoxyde commun est le diméthylsulfoxyde (DMSO).
  • Les sulfones ont la forme R-S (= O)2-R'. Une sulfone courante est le sulfolane C4H8ALORS2.

Précautions

Le disulfure de carbone, l'oxysulfure de carbone, le sulfure d'hydrogène et le dioxyde de soufre doivent tous être manipulés avec soin. Le dioxyde de soufre est suffisamment sûr pour être utilisé comme additif alimentaire en petites quantités, mais à des concentrations élevées, il réagit avec l'humidité pour former de l'acide sulfureux. Cet acide, en quantité suffisante, peut endommager les tissus biologiques, y compris les poumons et les yeux. Chez les créatures sans poumons, comme les insectes et les plantes, il empêche la respiration.

Le sulfure d'hydrogène est assez toxique, plus toxique que le cyanure. Bien que très piquante au début, elle amortit rapidement l'odorat, de sorte que les victimes potentielles peuvent ne pas être conscientes de sa présence jusqu'à ce qu'il soit trop tard.

Voir également

Les références

  • Soufre Division de chimie, Laboratoire national de Los Alamos. Récupéré le 11 août 2007.
  • Chang, Raymond. 2006. Chimie, 9e éd. New York, NY: McGraw-Hill Science / Engineering / Math. ISBN 0073221031.
  • Cotton, F. Albert et Geoffrey Wilkinson. 1980. Chimie inorganique avancée, 4e éd. New York, NY: Wiley. ISBN 0471027758.
  • Greenwood, N.N., et A. Earnshaw. 1998. Chimie des éléments, 2e éd. Oxford, Royaume-Uni; Burlington, MA: Butterworth-Heinemann, Elsevier Science. ISBN 0750633654. Version en ligne disponible ici. Récupéré le 11 août 2007.
  • Steudel, R., éd. 2003. «Soufre élémentaire et composés riches en soufre» (parties I et II). Sujets en chimie actuelle 230 et 231. Berlin: Springer.

Liens externes

Tous les liens ont été récupérés le 26 octobre 2015.

  • Library.tedankara. Diagramme de phase de soufre.
  • Chemistry WebElements.com - Soufre.
  • Tableau périodique: soufre.

Voir la vidéo: Le Miracle du SOUFRE (Janvier 2021).

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