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Le soufre est un élément chimique de symbole S et numéro atomique 16.
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| Généralités | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Nom Symbole Numéro | Soufre, S, 16 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Série chimique | non-métaux | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Groupe, Période, Bloc | 16 (VIA), 3 , p | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Masse volumique, Dureté | 1960 kg/m3(273K), 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 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]33s2 3p4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Électrons par niveau d'énergie | 2, 8, 6 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| États d'oxydation (Oxyde) | ±2,4,6 (acide fort) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Structure cristalline | Orthorhombique | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propriétés physiques | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| État de la matière | Solide | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Température de fusion | 388.36 K (239.38° C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Température de vaporisation | 717.87 K (832.5° C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Volume molaire | 17.02 ×1010-6 m3/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Énergie de vaporisation | ND kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Énergie de fusion | 1.7175 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pression de la vapeur | 2.65 E-20 Pa à 388 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Vélocité du son | ND m/s à 293 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Divers | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Électronégativité | 2.58 (Échelle de Pauling) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Capacité calorique spécifique | 710 J/(kg*K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductivité électrique | 5.0 E-22 106/m ohm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductivité thermique | 0.269 W/(m*K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1er Potentiel d'ionisation | 999.6 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2e potentiel d'ionisation | 2252 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3e potentiel d'ionisation | 3357 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4e potentiel d'ionisation | 4556 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 5e potentiel d'ionisation | 7004.3 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 6e potentiel d'ionisation | 8495.8 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Isotopes les plus stables | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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.
| Table of contents |
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2 Applications 3 Rôle biologique 4 Histoire 5 Sources de soufre |
Caractéristiques notables
C'est un non-métal d'aspect jaune pâle, doux, et léger, qui une fois allié avec de l'hydrogène (sulfure d'hydrogène)
présente une odeur caractéristique d'oeufs putréfiés.
Il brûle avec une flamme bleue qui émet une odeur particulièrement suffoquante.
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 allotropiquess.
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.
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.
Les sulfites sont employés pour blanchir le papier et les fruits secs.
Le soufre est utilisé également dans la fabrication des allumettes et des feux d'artifice.
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.
Rôle biologique
Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communs,
faisant du soufre un composant nécessaire à toutes les cellules vivantes.
Les liaisons disulfide 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 ligant du site CuAi de l'oxydase du cytochrome c.
Histoire
Le soufre (sulvere en sanskrit; 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 ces murs.
Aux environs du XIIe siècle, les Chinois inventèrent la poudre à canon qui est un mélange de nitrate de potassium (KNO3), de carbone et de soufre. 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.
Sources de soufre
Le soufre se trouve naturellement en grande quantité, composé à d'autres éléments sous forme de sulfures (exemple: pyrites) et de sulfates (exemple: gypse).
On le trouve sous forme libre près des sources chaudes et dans les régions 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'athmosphère (goutelettes 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, en pompant de l'eau chaude dans des dépôts contenant du soufre, tels que des dômes de sel, ce qui fait fondre le soufre. Le soufre fondu est alors pompé à la surface.
