Soufre

ï»ż
Soufre
Page d'aide sur l'homonymie Pour les articles homonymes, voir Soufre (homonymie).
Soufre
Phosphore ← Soufre → Chlore
O
  Structure cristalline orthorhombique

16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
↑
S
↓
Se
Table complĂšte ‱ Table Ă©tendue
Informations générales
Nom, symbole, numéro Soufre, S, 16
Série chimique non-métal
Groupe, période, bloc 16 (VIA), 3, p
Masse volumique 2,07 g·cm-3 (rhombique),
2,00 g·cm-3 (monoclinique, 20 Â°C)[1]
Dureté 2
Couleur jaune
No CAS 7704-34-9 [2]
No EINECS 231-722-6
Propriétés atomiques
Masse atomique 32,065 Â± 0,005 u[1]
Rayon atomique (calc) 100 pm (88 pm)
Rayon de covalence 1,05 Â± 0,03 Ă… [3]
Rayon de van der Waals 180
Configuration Ă©lectronique [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
Point de fusion 115,21 Â°C [1]
Point d’ébullition 444,61 Â°C [1]
Énergie de fusion 1,7175 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 45 kJ·mol-1 (1 atm, 444,61 Â°C)[1]
TempĂ©rature critique 1 041 Â°C [1]
Volume molaire 17,02×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 2,65×10-20 Pa [rĂ©f. nĂ©cessaire]
Divers
ÉlectronĂ©gativitĂ© (Pauling) 2,58
Chaleur massique 710 J·kg-1·K-1
ConductivitĂ© Ă©lectrique 0,5 fS·m-1
ConductivitĂ© thermique 0,269 W·m-1·K-1
Solubilité sol. dans l'ammoniac[4];
sol. dans CS2
Énergies d’ionisation[5]
1re : 10,36001 eV 2e : 23,33788 eV
3e : 34,79 eV 4e : 47,222 eV
5e : 72,5945 eV 6e : 88,0530 eV
7e : 280,948 eV 8e : 328,75 eV
9e : 379,55 eV 10e : 447,5 eV
11e : 504,8 eV 12e : 564,44 eV
13e : 652,2 eV 14e : 707,01 eV
15e : 3 223,78 eV 16e : 3 494,1892 eV
Isotopes les plus stables
iso AN PĂ©riode MD Ed PD
MeV
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 j ÎČ- 0,167 35Cl
36S 0,02 % stable avec 20 neutrons
Précautions
Directive 67/548/EEC[6]
Facilement inflammable
F
Phrases R : 11,
Phrases S : 16, 26,
Transport[7]
40
   1350   

44
   2448   
SIMDUT[8]
B4 : Solide inflammable
B4,
SGH[6]
SGH02 : Inflammable
Attention
H228, P210,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

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

C'est un non-mĂ©tal multivalent abondant, inodore, insipide, et insoluble dans l'eau. Le soufre est surtout connu sous la forme de cristaux jaunes et se trouve dans beaucoup de minĂ©raux (sulfure et sulfate) et mĂȘme sous forme native, particuliĂšrement dans les rĂ©gions volcaniques. L'essentiel du soufre exploitĂ© est cependant d'origine sĂ©dimentaire.

C'est un Ă©lĂ©ment essentiel pour tous les ĂȘtres vivants ; il intervient dans la formule de deux acides aminĂ©s naturels, la cystĂ©ine et la mĂ©thionine et, par consĂ©quent, dans de nombreuses protĂ©ines. Le soufre sert Ă  90% Ă  prĂ©parer l'acide sulfurique, produit de base de l'industrie chimique. Il est notamment employĂ© comme engrais (sulfates) (60% de la production) et phytosanitaire fongicide (contre l'oĂŻdium de la vigne). Environ 34% sert Ă  des applications non agricoles comme la fabrication du caprolactame-monomĂšre qui intervient dans la prĂ©paration du Nylon-6, dans les processus de lixiviation en exploitation miniĂšre, Ă  l'Ă©laboration du dioxyde de titane, des tripolyphosphates pour les dĂ©tergents, Ă  l'alimentation animale et humaine, Ă  la fabrication de la pĂąte Ă  papier, Ă  la fabrication de l'acide fluorhydrique. Il est aussi utilisĂ© pour fabriquer la poudre Ă  canon, les laxatifs, les allumettes, des insecticides, etc.

Sommaire

Caractéristiques notables

GĂ©nĂ©ralitĂ©s : le corps simple et l'Ă©lĂ©ment chimique

Le corps simple soufre est un non-mĂ©tal d'aspect jaune pĂąle. Il brĂ»le avec une flamme bleue qui Ă©met une odeur particuliĂšrement suffocante (le dioxyde de soufre SO2). Il est insoluble dans l'eau et dans la plupart des solvants, mais est fortement soluble dans le (bi-)sulfure de carbone (CS2). Il se trouve natif dans la nature, Ă©ventuellement dans des gisements d'oĂč il peut ĂȘtre extrait.

L'élément chimique soufre existe combiné avec la totalité des autres éléments chimiques (sauf les gaz nobles). Les états d'oxydation les plus communs du soufre sont 2- (sulfures), 0 (corps simple), 4+ (dioxyde et dérivés) et 6+ (trioxyde et dérivés).

  • Sa combinaison la plus simple avec l'hydrogĂšne est le sulfure d'hydrogĂšne[9], gaz toxique qui prĂ©sente une odeur caractĂ©ristique d'Ɠufs putrĂ©fiĂ©s.
  • L'Ă©lĂ©ment chimique soufre existe combinĂ© avec l'Ă©lĂ©ment chimique oxygĂšne dans plusieurs oxydes, dont SO2 et SO3, de nombreux oxoacides et dans les oxoanions correspondants.
  • Ses combinaisons avec l'Ă©lĂ©ment chimique carbone se trouvent dans le pĂ©trole, les gisements de gaz naturels et dans certains acides aminĂ©s.
  • Ses combinaison avec les mĂ©taux sont essentiellement sous formes de sulfures et de sulfates.

Isotopes

Le soufre possĂšde de nombreux isotopes dont quatre sont stables : 32S, 33S, 34S et 36S. Leur abondance dans la nature est donnĂ©e dans le tableau ci-contre. De ces isotopes, seul le noyau de 33S possĂšde un spin nuclĂ©aire non nul, dont la valeur est 3/2. De la faible teneur en cet isotope et du fait que le spin ne soit pas 1/2, il rĂ©sulte que la RMN du soufre souffre de pas ĂȘtre une technique courante.

Variétés allotropiques

Soufre S8

Le soufre possĂšde des formes allotropiques aussi bien Ă  l'Ă©tat solide que liquide ou gazeux. La forme la plus stable Ă  l'Ă©tat solide, dans les conditions normales de tempĂ©rature est le le soufre alpha, Sα de formule : S8, appelĂ© cyclo-octasoufre. Pour une Ă©criture propre des Ă©quations chimiques impliquant le soufre, il est en consĂ©quence d'usage d'introduire la notation 1/8 S8. L’existence de cette structure fut Ă©tablie par rayons X en 1935 par B.E. Warren et J.T. Burwell. Elle avait Ă©tĂ© montrĂ©e par E. Beckmann par cryoscopie dans l'iode fondu.

Le systĂšme de variĂ©tĂ©s allotropiques du soufre est parmi les plus complexes qui existent . La facilitĂ© de catĂ©nation du soufre n’est pas la seule raison et il faut compter Ă©galement avec les variĂ©tĂ©s d’assemblage dans lesquelles chaque type de molĂ©cule peut cristalliser. Les liaisons S–S apparaissent d’une grande souplesse comme en tĂ©moigne l’amplitude des longueurs de liaison observĂ©es, entre 180 et 260 pm. De plus, des angles S–S–S existent entre 90° et 180°. Enfin, l’énergie des liaisons S–S, suivant les cas, s’étale entre 265 et 430 kJ·mol-1.

Il existe une grande variĂ©tĂ© de molĂ©cules de soufre. Fait unique, il semble que l’on puisse crĂ©er par synthĂšse n’importe quelle molĂ©cule de soufre de formule Sn. Par exemple, les molĂ©cules S18 et S20 ont Ă©tĂ© prĂ©parĂ©es et caractĂ©risĂ©es en 1973 par M. Schmidt et A. Kotuglu. La variĂ©tĂ© allotropique plus stable, notĂ©e S8, est cristallisĂ©e dans le systĂšme orthorhombique. On la trouve dans la fleur de soufre obtenue par sublimation, dans le canon de soufre obtenu par fusion, ou dans le lait de soufre colloĂŻdal. De plus, toutes les autres variĂ©tĂ©s semblent se transformer en Sα Ă  tempĂ©rature ambiante. La molĂ©cule cyclo-S8 est constituĂ©e d’une chaĂźne en zigzag avec quatre atomes dans un plan et quatre dans un autre plan parallĂšle (voir figure). Les angles sont de 108° et les longueurs de liaison de 206 pm. À 95,3 Â°C, un changement de phase intervient et les mĂȘmes molĂ©cules S8 cristallisent alors dans un rĂ©seau monoclinique. La densitĂ© du soufre passe alors de 2,07 Ă  2,01.

Du soufre amorphe ou « plastique Â» peut ĂȘtre produit par refroidissement rapide du soufre fondu. Les Ă©tudes par rayons X prouvent que la forme amorphe est formĂ©e d'une structure hĂ©licoĂŻdale avec huit atomes de soufre par spire.

Du soufre peut ĂȘtre obtenu sous deux formes cristallines : des octaĂšdres orthorhombiques ou en prismes monocliniques ; la forme orthorhombique Ă©tant la plus stable aux tempĂ©ratures ordinaires.

En phase vapeur, le soufre se trouve sous forme de molĂ©cules Sn (n = 2 – 10) en proportions dĂ©pendant de la tempĂ©rature et de la pression. Au-delĂ  de 720 Â°C, la forme prĂ©dominante est S2, avec une double liaison, dans un Ă©tat triplet de spin, analogue Ă  O2.

Le comportement du soufre liquide est Ă©galement particulier puisqu’une transition intervient Ă  159,4 Â°C. Toutes les propriĂ©tĂ©s du soufre prĂ©sentent une discontinuitĂ©, certaines changeant spectaculairement d’un facteur 104 comme la viscositĂ©. La raison en est la formation d’un polymĂšre S∞.

Les ions du soufre

On a observĂ© depuis 1804 que le soufre se transforme dans les olĂ©ums en donnant des couleurs jaune, bleu ou rouge suivant les conditions. On sait maintenant qu’il s’agit d’une oxydation en diffĂ©rents cations Sn2+. Le sĂ©lĂ©nium et le tellure se comportent de la mĂȘme façon. Cette rĂ©action peut ĂȘtre rĂ©alisĂ©e plus proprement selon :

  • S8 + 2 AsF5 → [S8]2+[AsF6]2– + AsF3

Le soufre donne Ă©galement des anions : l’anion sulfure S2–, base conjuguĂ©e de H2S et les anions polysulfure Sn2–. Les anions disulfure S22– se trouvent Ă  l’état naturel dans les pyrites FeS2. Ils correspondent Ă  la forme basique de H–S–S–H, analogue du peroxyde d’hydrogĂšne. Les autres ions polysulfure ne sont que des catĂ©nations plus longue de l’ion disulfure.

Composés du soufre

Les oxydes de soufre[10]

Il existe plus de 30 oxydes de soufre (neutres) SnOm parmi lesquels deux ont une importance industrielle, SO2 et SO3. L’oxyde le plus simple SO, homologue de O2 ou S2 a Ă©tĂ© identifiĂ© par son spectre UV, mais il ne peut ĂȘtre isolĂ© Ă  cause de son instabilitĂ©. Sa longueur de liaison S–O est 148 ppm.

Le dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre est un gaz dans les conditions normales de température et de pression. Il s'obtient par combustion du soufre à l'air. Ce gaz est trÚs soluble dans l'eau (2 mol/L). Dans l'eau il donne l'acide sulfureux

  • SO2 + H2O → H2SO3

L'acide sulfureux est la forme acide de l'ion hydrogĂ©nosulfite HSO3-, lui-mĂȘme forme acide de l'ion sulfite SO32-.

Le dioxyde de soufre est un antioxydant et un acide utilisé pour stabiliser le vin. Les sulfites sont employés pour blanchir le papier et les fruits secs.

Acide sulfurique

Le soufre est industriellement transformé en acide sulfurique (H2SO4) en trois étapes. La premiÚre est une oxydation à l'air pour produire le dioxyde de soufre SO2. La deuxiÚme est une oxydation ultérieure qui nécessite un catalyseur comme V2O5 et conduit à SO3. La troisiÚme est une étape d'hydratation conduisant à l'acide sulfurique.

  • S + O2 → SO2
  • SO2 + 1/2 O2 → SO3
  • SO3 + H2O → H2SO4

Le trioxyde de soufre se dissolvant lentement dans l'eau, il est introduit dans l'acide sulfurique dilué. Cela conduit à de l'acide sulfurique concentré qui n'est autre qu'un mélange SO3 / H2O dans un rapport inférieur à 1, voire pur, rapport = 1, voire à un oléum, rapport SO3 / H2O supérieur à 1.

Les formes basiques de l'acide sulfurique sont l'ion hydrogénosulfate HSO3- et l'ion sulfate SO42-.

Les sels d'Epsom, le sulfate de magnĂ©sium, peuvent ĂȘtre employĂ©s comme laxatif, comme additif de bain, comme exfoliant ou comme source de magnĂ©sium pour la croissance des plantes.

L'acide sulfurique intervient dans la plupart des secteurs économiques d'un pays industrialisé.

Le sulfure d’hydrogùne

Le sulfure d’hydrogĂšne H2S est un gaz dont le nom officiel est sulfane (comme mĂ©thane). Il est produit dans la nature par l’activitĂ© volcanique et par les bactĂ©ries. Son odeur putride est dĂ©tectable dĂšs 0,02 ppm dans l’air et il provoque une anesthĂ©sie olfactive vers 150 ppm. À cette concentration, les effets sur la santĂ© sont irrĂ©versibles en 10 min. C’est une toxicitĂ© comparable Ă  celle du cyanure d’hydrogĂšne HCN.

Les polysulfanes H2Sn (n = 2 Ă  8) sont les formes acides des ions polysulfure Sn2–. Ils peuvent ĂȘtre prĂ©parĂ©s par chauffage du sulfure de sodium Na2S, 9H2O ou par rĂ©action de SnCl2 avec H2S et purifiĂ©s par distillation. Ils se dismutent en H2S et S8 en milieu basique.

  • SnCl2 + 2 H2S → 2 HCl + H2Sn+2

L'ion thiosulfate

L'ion thiosulfate a comme formule S2O32-. Son usage en chimie analytique est frĂ©quent dans la rĂ©action avec le diiode. Il se transforme en ion tĂ©trathionate suivant l'Ă©quation de base de l'iodomĂ©trie :

  • S2O32- + I2 → S4O62- +2 I-

Le thiosulfate de sodium ou d'ammonium était employé comme agent fixateur en photographie argentique. AprÚs révélation de l'image latente, la photo était trempée dans une solution de thiosulfate de sodium qui dissout le bromure d'argent constituant la surface de la photo. Une fois dissous, le bromure d'argent ne pouvait plus noircir à la lumiÚre, ce qui fixe la photo. Cette dissolution du bromure d'argent résulte de la complexation des ions Ag+ par les ions thiosulfate. Le complexe formé Ag[S2O8- est suffisamment stable pour déplacer l'équilibre de précipitation du bromure d'argent.

Nitrure de soufre

Le premier nitrure de soufre a Ă©tĂ© prĂ©parĂ© en 1834 par W. Gregory. Sa stƓchiomĂ©trie (un atome de soufre pour un atome d'azote) a Ă©tĂ© Ă©tablie en 1851 et sa nature tĂ©tramĂ©rique (SN)4 l'a Ă©tĂ© en 1896[11]. La structure du tĂ©tramĂšre est cyclique, avec une alternance de chaque Ă©lĂ©ment, avec des angles NSN de 105°, des angles SNS de 113° et des liaisons de 162 pm.

Les polymĂšres de nitrure de soufre ou polythiazyles, de formule gĂ©nĂ©rique (SN)x, ont Ă©tĂ© dĂ©couverts en 1975. Ils ont des propriĂ©tĂ©s mĂ©talliques bien qu'ils ne contiennent aucun atome de mĂ©tal. Ainsi, leur conductivitĂ© augmente avec la tempĂ©rature. Les polythiazyles sont notamment supraconducteurs Ă  trĂšs basse tempĂ©rature, en dessous de 0,26 K[12]. Ces structures ont Ă©galement des propriĂ©tĂ©s optiques remarquables.

RĂŽle biologique

Les acides aminĂ©s cystĂ©ine, mĂ©thionine, homocystĂ©ine et taurine contiennent du soufre, de mĂȘme que quelques enzymes communs Ă  toutes les cellules vivantes.

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

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

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

Le soufre inorganique est prĂ©sent dans les centres fer-soufre des mĂ©talloprotĂ©ines et le soufre est le ligand du site CuAi de l'oxydase du cytochrome c.

Histoire

Le soufre (çulbĂąri, signifiant ennemi du cuivre en sanskrit) ; sulphur, sulfur ou sulpur en latin) est connu depuis l'AntiquitĂ©.

HomĂšre mentionna le soufre comme « Ă©loignant la vermine Â» au IXe siĂšcle av. J.‑C. et en -424, une tribu dĂ©truisit les murs d'une ville en brĂ»lant un mĂ©lange de charbon, de soufre et du goudron sous ses murs. Dans le livre XXII de L’OdyssĂ©e, Ulysse revient chez lui, trouve les prĂ©tendants, les massacres puis pend 12 jeunes filles qui avaient vĂ©cues avec eux. Il allume alors un grand feu oĂč il brĂ»le du soufre pour purifier sa maison.

« Nourrice, apporte-moi du feu, du soufre salutaire, Que je soufre la salle ; puis va dire Ă  PĂ©nĂ©lope De venir... Â»

Le soufre est mentionnĂ© dans la Bible Ă  de nombreuses occurrences :

  • YahvĂ© fit pleuvoir sur Sodome et sur Gomorrhe du soufre et du feu (GenĂšse, 19, 24) ;
  • La Lilith [la premiĂšre femme] s’y installe Ă  demeure et l’on rĂ©pand du soufre sur son bercail (Job, 18, 15) ;
  • Le souffle de YahvĂ© comme un torrent de soufre va l’embraser (IsaĂŻe, 30, 33) ;
  • etc.

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 XIe siĂšcle, les Chinois inventĂšrent la poudre Ă  canon en le mĂ©langeant avec du salpĂȘtre (nitrate de potassium, KNO3) et du charbon. La premiĂšre mĂ©thode de prĂ©paration semble dater de l'an 1044[13]. En 1128 les militaires chinois aurait utilisĂ© cette invention pour un bombardement. Quelques annĂ©es aprĂšs (1245), la poudre Ă  canon est Ă©galement dĂ©couverte en Europe par Roger Bacon et Berthold Swartz.

Symboles alchimiques - en no 4, le soufre

Les premiers alchimistes ont donnĂ© au soufre son propre symbole alchimique qui Ă©tait un triangle au-dessus d'une croix (no 4 sur la figure). Par expĂ©rimentation, ils savaient que le mercure pouvait ĂȘtre combinĂ© Ă  lui. En 1777, Antoine Lavoisier proposa Ă  la communautĂ© scientifique de considĂ©rer que le soufre Ă©tait un Ă©lĂ©ment et non pas un composĂ©. Cependant, en 1809, Humphry Davy continuait de penser le contraire, probablement suite Ă  des expĂ©riences avec du soufre impur. Au mĂȘme moment, Gay Lussac et Thenard confirmait la thĂšse de Lavoisier[14].

En 1781, l'élément chimique soufre fut détecté dans certaines plantes par N. Deyeux. En 1813, H.A. Vogel le détecte dans la bile et le sang d'animaux. Le soufre est effectivement présent dans deux des 20 amino-acides naturels.

Les xanthates (en) sont dĂ©couverts en 1822 par W.C. Zeise, qui prĂ©pare Ă©galement le premier thiol, Ă  l'Ă©poque appelĂ© mercaptan, C2H5SH en 1831.

La mĂȘme annĂ©e, le procĂ©dĂ© de contact pour la prĂ©paration de SO3, donc de l'acide sulfurique, est brevetĂ©, utilisant comme catalyseur l'oxyde de vanadium V2O5.

Le cluster S4N4 est préparé pour la premiÚre fois par M. Gregory à partir de S2Cl2 et NH3.

En 1839, le procédé de vulcanisation du latex par le soufre est mis au point par Goodyear aux USA.

Les isotopes 33 et 34 sont identifiés par spectrométrie de masse grùce à F. W. Aston en 1926. En 1920, ce dernier n'avait détecté que l'isotope le plus abondant 32S.

Le soufre et les alchimistes

Le « foie de soufre Â» utilisĂ© pour solubiliser des mĂ©taux, dont l'or Ă©tait la « combinaison de l'alkali fixe avec le soufre Â»

Sources de soufre

Des dépÎts de soufre.

Le soufre se trouve naturellement en grande quantitĂ©, composĂ© Ă  d'autres Ă©lĂ©ments sous forme de sulfures (par exemple : la pyrite) le cinabre, la galĂšne, la sphalĂ©rite et la stibine) et de sulfates (par exemple : le gypse, la barite, les vitriols). On le trouve sous forme libre au niveau des sources chaudes, les fumerolles et plus gĂ©nĂ©ralement dans les gaz volcaniques.

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'atmosphÚre (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 Ă©galement extrait le long de la cĂŽte du golfe du Mexique, suivant le procĂ©dĂ© Frasch[15] : de l'eau liquide surchauffĂ©e Ă  160 Â°C est injectĂ©e dans le gisement de soufre, ce qui le fait fondre. De l'air comprimĂ© est ensuite injectĂ© dans le puits pour faire remonter le soufre fondu Ă  la surface.

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

Notes et références

  1. ↑ a, b, c, d, e et f (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e Ă©d., ReliĂ©, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
  2. ↑ Base de donnĂ©es Chemical Abstracts interrogĂ©e via SciFinder Web le 15 dĂ©cembre 2009 (rĂ©sultats de la recherche)
  3. ↑ (en) Beatriz Cordero, VerĂłnica GĂłmez, Ana E. Platero-Prats, Marc RevĂ©s, Jorge EcheverrĂ­a, Eduard Cremades, Flavia BarragĂĄn et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited Â», dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
  4. ↑ (en) T.A. Czuppon et al., Kirk-Othmer encyclopedia of chemical technology 4th ed. : Ammonia, vol. 2, John Wiley & Sons. 
  5. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87e Ă©d. (ISBN 0849304873), p. 10-202 
  6. ↑ a et b SIGMA-ALDRICH
  7. ↑ EntrĂ©e de « Sulfur Â» dans la base de donnĂ©es de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sĂ©curitĂ© et de la santĂ© au travail) (allemand, anglais), accĂšs le 14 fĂ©vrier 2010 (JavaScript nĂ©cessaire)
  8. ↑ « Soufre Â» dans la base de donnĂ©es de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme quĂ©bĂ©cois responsable de la sĂ©curitĂ© et de la santĂ© au travail), consultĂ© le 25 avril 2009
  9. ↑ Le soufre ne rĂ©agit pas directement avec le dihydrogĂšne. Le sulfure d'hydrogĂšne s'obtient par rĂ©action d'un sulfure mĂ©tallique, par exemple FeS, avec un acide. Le sulfure d'hydrogĂšne n'est par produit industriellement, il est prĂ©sent dans la nature, essentiellement dans le gaz naturel (mĂ©thane).
  10. ↑ Greenwood N.N. & Earnshaw (2003). Chemistry of the Elements, 2nde Ed. Elsevier, chapitre 15.
  11. ↑ Greenwood N.N. & Eanrshaw A (2003) Chemistry of the elements. 2nd Ed. Elsevier p.722.
  12. ↑ (en) M. M. Labes, P. Love et L. F. Nichols, « Polysulfur nitride - a metallic, superconducting polymer Â», dans Chemical Reviews, vol. 79, no 1, 1979, p. 1-15 [lien DOI] 
  13. ↑ Butler A.R. (1988). Chem. in Britain, 1119-1121.
  14. ↑ Etablir qu'une substance est un Ă©lĂ©ment chimique Ă©tait essentiel Ă  l'avancĂ©e de la science puisque les Ă©lĂ©ments chimiques sont les constituants de la matiĂšre (d'un point de vue chimique).
  15. ↑ Ce procĂ©dĂ© a Ă©tĂ© dĂ©veloppĂ© entre 1891 et 1894 par H. Frasch.

Voir aussi

Sur les autres projets Wikimedia :

  • Les pages relatives aux composĂ©s du soufre

Articles connexes

Liens externes



  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
  ↓  
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux HalogÚnes Gaz rares
MĂ©taux alcalins  MĂ©taux alcalino-terreux  MĂ©taux de transition MĂ©taux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides ÉlĂ©ments non classĂ©s


Wikimedia Foundation. 2010.

Contenu soumis à la licence CC-BY-SA. Source : Article Soufre de Wikipédia en français (auteurs)

Regardez d'autres dictionnaires:

  • SOUFRE — Le soufre est connu depuis les temps les plus reculĂ©s. Il est citĂ© dans la Bible et dans L’OdyssĂ©e . Son nom vient du sanscrit sulvere qui a donnĂ© sulfur en latin. Ses usages anciens furent la dĂ©sinfection et la poudre noire. Les impuretĂ©s… 
   EncyclopĂ©die Universelle

  • soufre — SOUFRE. s. m. Mineral qui s enflame facilement, & qui sent mauvais en bruslant. Soufre jaune. soufre gris. une bille de soufre. fleur de souffre. esprit de soufre. vapeur de soufre. sel de soufre. huile de soufre. cela put, cela sent le soufre.… 
   Dictionnaire de l'AcadĂ©mie française

  • soufrĂ© — soufrĂ©, Ă©e (sou frĂ©, frĂ©e) part. passĂ© de soufrer. 1°   PĂ©nĂ©trĂ©, enduit de soufre. Chemise soufrĂ©e. Allumette soufrĂ©e. Vin soufrĂ©. ‱   La vapeur soufrĂ©e du marais stygien, qui s exhalait sans cesse par cette ouverture, empestait l air, FÉN. TĂ©l.… 
   Dictionnaire de la Langue Française d'Émile LittrĂ©

  • soufrĂ© — SoufrĂ©, [soufr]Ă©e. part. Toile soufrĂ©e. vin soufrĂ© 
   Dictionnaire de l'AcadĂ©mie française

  • soufre — obs. form of sulphur 
   Useful english dictionary

  • soufre — (sou fr ) s. m. 1°   MinĂ©ral d un jaune clair trĂšs inflammable, et qui exhale en brĂ»lant une odeur forte et insupportable. Le soufre est un corps simple. ‱   Le soufre, dont la dĂ©couverte remonte Ă  l antiquitĂ© la plus reculĂ©e, est solide, jaune… 
   Dictionnaire de la Langue Française d'Émile LittrĂ©

  • SOUFRE — s. m. MinĂ©ral non mĂ©tallique, sec, friable, et de couleur jaune, qui brĂ»le avec une flamme bleue, et qui exhale, en brĂ»lant, une odeur forte et pĂ©nĂ©trante. Fleur de soufre. Vapeur de soufre. Odeur de soufre. Être suffoquĂ© par l odeur du soufre.… 
   Dictionnaire de l'Academie Francaise, 7eme edition (1835)

  • SOUFRE — n. m. Corps simple, mĂ©talloĂŻde, sec, friable, de couleur jaune, qui brĂ»le avec une flamme bleue et qui exhale, en brĂ»lant, une odeur forte et suffocante. Fleur de soufre. Soufre en canon. Vapeur de soufre. ĂȘtre suffoquĂ© par l’odeur de soufre.… 
   Dictionnaire de l'Academie Francaise, 8eme edition (1935)

  • soufre — siera statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. sulphur vok. Schwefel, m rus. сДра, f pranc. soufre, m 
   Fizikos terminĆł ĆŸodynas

  • soufre — nm. SOFRO (Aix, Albanais, Villards ThĂŽnes), sopro (Annecy, Saxel, Suisse romande) 
   Dictionnaire Français-Savoyard


Share the article and excerpts

Direct link

 Do a right-click on the link above
and select “Copy Link”

We are using cookies for the best presentation of our site. Continuing to use this site, you agree with this.