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Soufre

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Données  v · d · m 
Phosphore - Soufre - Chlore
O
S
Se
 
 
 
 
16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               

Table complète - Table étendue

Général
Nom, Symbole, Numéro Soufre, S, 16
Série chimique non-métal
Groupe, Période, Bloc 16 (VIA), 3, p
Masse volumique 1 960 kg/m3
Couleur Jaune
Propriétés atomiques
Masse atomique 32,065 u
Rayon atomique (calc) 100 (88) pm
Rayon de covalence 102 pm
Rayon de van der Waals 180 pm
Configuration électronique [Ne]3s2 3p4
Électrons par niveau d'énergie 2, 8, 6
État(s) d'oxydation ±2, 4, 6
Oxyde acide fort
Structure cristalline orthorhombique
Propriétés physiques
État ordinaire solide
Température de fusion 388,36 K
Température de vaporisation 717,87 K
Énergie de fusion 1,7175 kJ/mol
Énergie de vaporisation ND kJ/mol
Volume molaire 17,02×10-6 m3/mol
Pression de la vapeur 2,65×10-20 Pa
Vélocité du son ND m/s à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,58
Chaleur massique 710 J/(kg·K)
Conductivité électrique 0,5 f S/m
Conductivité thermique 0,269 W/(m·K)
1er potentiel d'ionisation 999,6 kJ/mol
2e potentiel d'ionisation 2 252 kJ/mol
3e potentiel d'ionisation 3 357 kJ/mol
4e potentiel d'ionisation 4 556 kJ/mol
5e potentiel d'ionisation 7 004,3 kJ/mol
6e potentiel d'ionisation 8 495,8 kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN période MD Ed MeV PD
32S 95,02 % stable avec 16 neutrons
33S 0,75 % stable avec 17 neutrons
34S 4,21 % stable avec 18 neutrons
35S {syn.} 87,32 d β- 0,167 35Cl
36S 0,02 % stable avec 20 neutrons
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le soufre est un élément chimique de la famille des chalcogènes, de symbole S et de numéro atomique 16.

C'est un non-métal multivalent, inodore, insipide et abondant. Le soufre est surtout connu sous la forme de cristaux jaunes et se trouve dans beaucoup de minéraux (sulfure et sulfate) et même sous forme native, particulièrement dans les régions volcaniques. C'est un élément essentiel pour tous les êtres vivants et est nécessaire pour plusieurs acides aminés et par conséquent dans de nombreuses protéines. Le soufre est principalement employé comme engrais (sulfates) mais est également largement utilisé dans la poudre à canon, les laxatifs, les allumettes et les insecticides.

Sommaire

[modifier] Caractéristiques notables

Cristaux de soufre naturels
Cristaux de soufre naturels
Cristal de soufre
Cristal de soufre
Soufre purifié
Soufre purifié

C'est un non-métal d'aspect jaune pâle qui peut se combiner avec l'hydrogène pour donner le sulfure d'hydrogène qui est un gaz toxique qui présente une odeur caractéristique d'œufs putréfiés. Il brûle avec une flamme bleue qui émet une odeur particulièrement suffoquante (le dioxyde de soufre SO2). Le soufre est insoluble dans l'eau mais est soluble dans le (bi-)sulfure de carbone (CS2). Les états d'oxydation les plus communs du soufre sont −2, +2, +4 et +6.

Dans tous les états : solide, liquide et gazeux, le soufre possède des formes allotropiques. On peut montrer que le soufre cristallin est formé d'anneaux à 8 membres : S8.

Les polymères de nitrure de soufre ont des propriétés métalliques bien qu'ils ne contiennent aucun atome métallique ; ce composé a également des propriétés électriques et optiques peu communes.

Du soufre amorphe ou « plastique » peut être produit par refroidissement rapide du soufre cristallin. Les études par rayons X prouvent que la forme amorphe est formée d'une structure hélicoïdale avec huit atomes de soufre par spire.

Du soufre peut être obtenu sous deux formes cristallines : des octaèdres orthorhombiques ou en prismes monocliniques ; la forme orthorhombique étant la plus stable aux températures ordinaires.

[modifier] Applications

Le soufre est employé dans de nombreux processus industriels tels que la production d'acide sulfurique (H2SO4) pour les batteries, la production de poudre à canon et la vulcanisation du caoutchouc. Le soufre est aussi employé comme fongicide et dans la fabrication d'engrais phosphatés. Le soufre est utilisé également dans la fabrication des allumettes et des feux d'artifice.

Les sulfites sont employés pour blanchir le papier et les fruits secs.

Le thiosulfate de sodium ou d'ammonium est employé comme agent de fixage en photographie. Les sels d'Epsom, le sulfate de magnésium, peuvent être employés comme laxatif, comme additif de bain, comme exfoliant ou comme source de magnésium pour la croissance des plantes.

[modifier] Rôle biologique

Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communs, à toutes les cellules vivantes.

Les liaisons disulfure entre polypeptides jouent un rôle très important dans l'assemblage et la structure des protéines.

Quelques types de bactéries emploient le sulfure d'hydrogène (H2S) au lieu de l'eau comme donneur d'électron dans un processus semblable à une photosynthèse primitive.

Du soufre est absorbé du sol par les plantes sous forme d'ion sulfate.

Le soufre inorganique est présent dans les centres fer-soufre des métalloprotéines et le soufre est le ligand du site CuAi de l'oxydase du cytochrome c.

[modifier] Histoire

Le soufre (çulbâri (ennemi du cuivre) en sanskrit ; sulphur, sulfur ou sulpur en latin) est connu depuis l'Antiquité. Homère mentionna le soufre comme « éloignant la vermine » au IXe siècle av. J.-C. et en -424, une tribu détruisit les murs d'une ville en brûlant un mélange de charbon, de soufre et du goudron sous ses murs.

Dioscoride le décrit comme un corps jaune facilement réduit en poudre, qui brûle avec une petite flamme bleue accompagnée d'une fumée irritante utilisée par les militaires pour faire fuir l'ennemi.

Aux environs du XIIe siècle, les Chinois inventèrent la poudre à canon en le mélangeant avec du nitrate de potassium (KNO3) et du charbon.

Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique qui était un triangle au-dessus d'une croix. Par expérimentation, ces alchimistes savaient que le mercure pouvait être combiné avec du soufre. Vers la fin des années 1770, Antoine Lavoisier aida à convaincre la communauté scientifique que le soufre était un élément et pas un composé.

[modifier] Sources de soufre

Des dépôts de soufre.
Des dépôts de soufre.

Le soufre se trouve naturellement en grande quantité, composé à d'autres éléments sous forme de sulfures (par exemple : la pyrite) et de sulfates (par exemple : le gypse). On le trouve sous forme libre au niveau des sources chaudes, les fumerolles et plus généralement dans les gaz volcaniques. Sa forme libre est également présente sous forme de minerai comme le cinabre, la galène, la sphalérite et la stibine.

Cet élément se trouve aussi en petites quantités dans le charbon et le pétrole, qui produisent de l'anhydride sulfureux lorsqu'ils brûlent. Des normes sur les carburants exigent de plus en plus que le soufre soit extrait des combustibles fossiles, parce que l'anhydride sulfureux se combine avec l'eau présente dans l'atmosphère (gouttelettes de pluie) pour produire les pluies acides. Ce soufre extrait est alors raffiné et représente une grande partie de production de soufre.

Il est également extrait le long de la côte du golfe du Mexique, suivant le procédé Frash : de la vapeur d'eau à 160°C est injectée dans le gisement de soufre, ce qui le fait fondre. De l'air comprimé est ensuite injecté dans le puits pour faire remonter le soufre fondu à la surface.

Pour les grandes quantités, le soufre est transporté par voie maritime sur des navires spécialisés appelés soufriers.

wikt:

Voir « soufre » sur le Wiktionnaire.

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