soufre - chimie.

soufre - chimie. 1 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). 2 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 oeufs, 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. 3 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 ? et Sµ, 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 ?, 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. Il se forme alors une substance transparente, pâteuse, élastique, le soufre amorphe, ou plastique, constitué principalement de Sµ surfondu. 4 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 H 2S. C'est un gaz incolore et toxique, libérant une odeur caractéristique d'oeuf 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 H 2S2O3 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 Na 2SO3 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). 5 PRODUCTION 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 et 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 et qui 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 un important producteur 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. 6 UTILISATIONS On utilise surtout le soufre dans la production de composés tels que l'acide sulfurique, les sulfures, les sulfates et le dioxyde de soufre, tous mentionnés précédemment. L'utilisation du soufre est très répandue dans les médicaments à base de sulfamide et dans de nombreuses pommades dermatologiques. 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, il est utilisé comme fongicide pour les plantes. Les fongicides à base de soufre sont d'ailleurs les plus utilisés dans le monde. Les sulfates de potassium et d'ammonium sont utilisés comme engrais. Le thiosulfate de sodium, sel de formule chimique 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 dans la pierre d'objets métalliques, tels que les grillages et les chaînes. 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 composés (acide phosphorique, etc.). Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation. Tous droits réservés.