Introduction
Le soufre, 16e élément du tableau périodique, est un non-métal multivalent abondant, polyvalent et essentiel. Présent dans la nature sous forme native ou dans des minéraux et des composés, il joue un rôle fondamental dans la chimie de la Terre et de la vie. Son histoire est intimement liée à celle de l'humanité, de la mythologie à l'industrie moderne.
Description
Le soufre élémentaire (S) se présente généralement sous la forme d'un solide cristallin jaune citron. Il existe sous plusieurs formes allotropiques, les plus communes étant le soufre orthorhombique (Sα), stable à température ambiante, et le soufre monoclinique (Sβ), stable au-dessus de 95,3°C. Il fond à 115°C pour donner un liquide jaune clair qui devient visqueux et brun foncé vers 160°C avant de redevenir fluide vers 200°C. Il brûle avec une flamme bleue caractéristique en produisant du dioxyde de soufre (SO2), un gaz piquant. Dans la nature, on le trouve à l'état natif près des volcans et des sources chaudes, mais il est surtout extrait de minéraux comme la pyrite (sulfure de fer) ou le gypse (sulfate de calcium), et est un sous-produit majeur du raffinage des combustibles fossiles (désulfuration).
Histoire
Le soufre (ou 'soufre' en latin, 'theion' en grec) est connu depuis la plus haute antiquité. Il est mentionné dans la Bible (Génèse) et Homère évoque ses fumées désinfectantes. Les alchimistes le considéraient, avec le mercure et le sel, comme l'un des trois principes fondamentaux. Son utilisation dans la poudre à canon (mélange de salpêtre, charbon et soufre) a marqué l'histoire militaire. Au XVIIIe siècle, Antoine Lavoisier le reconnut comme un élément, invalidant la théorie du phlogistique. La révolution industrielle a amplifié sa demande, notamment avec le procédé de contact pour la fabrication d'acide sulfurique au XIXe siècle.
Caracteristiques
Numéro atomique : 16. Masse atomique : 32,06 u. Point de fusion : 115,21°C. Point d'ébullition : 444,6°C. Électronégativité : 2,58 (échelle de Pauling). Il possède plusieurs états d'oxydation (-2, +4, +6), ce qui lui permet de former une grande variété de composés : les sulfures (S²⁻, comme la pyrite FeS2), les oxydes (SO2, SO3), et les acides correspondants (acide sulfureux H2SO3, acide sulfurique H2SO4). L'acide sulfurique, en particulier, est un produit chimique industriel de première importance (indicateur de la puissance industrielle d'un pays). Le soufre est également un composant essentiel de deux acides aminés (cystéine et méthionine), et donc des protéines, ainsi que de coenzymes comme la biotine et la thiamine (vitamine B1).
Importance
L'importance du soufre est colossale. Biologiquement, il est indispensable à la structure tertiaire des protéines (ponts disulfure) et à de nombreuses fonctions métaboliques. Industriellement, environ 90% de la production mondiale est convertie en acide sulfurique, utilisé dans la fabrication d'engrais phosphatés et azotés, le traitement des minerais, la pétrochimie, les batteries au plomb et la synthèse de nombreux produits. D'autres utilisations incluent la vulcanisation du caoutchouc (pour le rendre élastique et durable), la fabrication de poudres, d'allumettes, de fongicides et de pesticides. Cependant, ses composés, notamment le SO2 issu de la combustion de combustibles fossiles, sont des polluants atmosphériques majeurs responsables des pluies acides, ce qui a conduit à des réglementations strictes sur les émissions.
