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Soufre

DéfinitionClassé sous :chimie , tableau périodique des éléments , soufre
Le soufre est reconnaissable entre tous les éléments par sa couleur jaune vif. © G_McKenna, Flickr, CC by-nc 2.0

Retrouvé aussi bien dans les volcans que dans tous les êtres vivants, le soufre est reconnaissable entre tous les éléments pour sa couleur jaune vif.

Généralités

  • Symbole : S
  • Numéro atomique : 16
  • Électrons par niveau d'énergie : 2, 8, 6
  • Masse atomique : 32,065 u
  • Isotopes les plus stables : 32S stable avec 16 neutrons (95,02 %), 33S stable avec 17 neutrons (0,75 %), 34S stable avec 18 neutrons (4,21 %), 38S stable avec 20 neutrons (0,02 %)
  • Série : non-métaux
  • Groupe, période, bloc : 16 (VIA), 3, p
  • Densité : 2 (monoclinique), 2,07 (rhombique)
  • Point de fusion : 115,21 °C
  • Point d'ébullition : 444,61 °C

Historique du soufre

Le soufre est connu depuis l'Antiquité. En 1777, Lavoisier le reconnaît comme un élément, et non un composé.

Propriétés du soufre

Le soufre est un solide jaune qui brûle avec une flamme bleue en émettant du dioxyde de soufre SO2. Dans l'eau et les autres solvants polaires, il n'est pas soluble. C'est en revanche le cas dans les solvants apolaires. On le trouve sous forme de gisements dans la nature.

Le soufre se combine avec tous les autres éléments, sauf les gaz rares. Parmi les composés qu'il forme avec l'hydrogène ou l'oxygène, notons le sulfure d'hydrogène H2S, qui a une odeur d'œuf pourri caractéristique.

Les formes allotropiques du soufre sont très nombreuses. La plus stable est S8, ou cyclo-octasoufre. Le soufre peut former des molécules de longueur indéterminée : ainsi, vers 159 °C, le soufre liquide affiche une transition avec la formation d'un polymère auquel on donne la formule S.

Utilisation du soufre

Le soufre élémentaire est principalement utilisé comme précurseur de composés soufrés bien qu'il soit l'un des plus anciens fongicides connus et présent dans les allumettes, la poudre à canon ou les laxatifs. Parmi eux, l'acide sulfurique (H2SO4) est le plus important. On l'emploie pour l'extraction des phosphates qui entrent dans la composition des engrais. L'acide sulfurique sert aussi au traitement des eaux ou au raffinage pétrolier.

Le sulfure de carbone a lui aussi beaucoup d'applications, comme la production de cellophane ou de produits phytosanitaires ou encore la vulcanisation du caoutchouc. Le sulfate de calcium est la principale forme de soufre retrouvée dans les engrais. Les formes organiques du soufre sont également très prisées par l'industrie pharmaceutique : de nombreux antibiotiques, comme la pénicilline, contiennent du soufre.

Rôle biologique du soufre

Comme le phosphate, le soufre joue un rôle biologique important, notamment par sa présence dans des enzymes communes à toutes les cellules vivantes et dans des acides aminés.

Dans la nature, le soufre sous forme de sulfure a de nombreux effets néfastes sur la santé : effets neurologiques, perturbation de la circulation, dégradation du système immunitaire, dysfonctionnement des reins et du foie, modification du métabolisme hormonal, etc.