Le soufre
Le soufre est un Ă©lĂ©ment chimique (symbole S) que lâon associe souvent Ă une odeur nausĂ©abonde, voire Ă des intentions malĂ©fiques. Câest le dixiĂšme Ă©lĂ©ment le plus abondant dans la voie lactĂ©e (0,04 %) et le 17Ăšme dans la croĂ»te terrestre (0,042 % mais 0,095 % des ocĂ©ans). Câest un oligoĂ©lĂ©ment important dans la formulation de certains acides aminĂ©s puisquâil arrive en 8Ăšme position en termes dâabondance dans le corps humain.
Caractéristiques physicochimiques
Le soufre est un Ă©lĂ©ment de la troisiĂšme rangĂ©e du tableau pĂ©riodique des Ă©lĂ©ments. Il possĂšde 16 Ă©lectrons. Il appartient Ă la colonne 16, celle des chalcogĂšnes, dans laquelle il se trouve juste au-dessous de lâoxygĂšne avec lequel il partage certaines propriĂ©tĂ©s chimiques.
Il existe  quatre isotopes stables du soufre : le 32S (plus de 95 % de la quantitĂ© totale de soufre sur Terre), le 33S, le 34S et le 36S. Le 35S a une demi-vie de 87 jours. Il existe une vingtaine dâautres isotopes instables.
Le soufre existe sous de nombreuses formes allotropiques et on trouve du soufre solide Ă lâĂ©tat amorphe, cristallin ou polymĂšre. La structure des cristaux de soufre est celle dâun octaĂšdre orthorhombique (soufre alpha). Il forme alors des chaĂźnes cycliques dâoctasoufre S8. Les cristaux de soufre alpha changent de phase Ă 95,6° C (soufre bĂ©ta) et fondent Ă 119,6° C. A 159° C commence la polymĂ©risation.
Le soufre possĂšde 16 Ă©lectrons. La configuration de sa bande de valence est 3s2, 3p4. Sa valence devrait donc ĂȘtre Ă©gale Ă 2, comme celle de lâoxygĂšne qui se trouve au-dessus de lui dans le tableau pĂ©riodique des Ă©lĂ©ments. Elle est le plus souvent Ă©gale Ă 5 ou Ă 6. Le soufre est hypervalent. Tout comme dans le cas du phosphore, cette hypervalence est due aux liaisons trĂšs particuliĂšres quâil peut entretenir avec des Ă©lĂ©ments trĂšs Ă©lectronĂ©gatifs comme lâoxygĂšne ou le fluor. Dans lâion sulfate SO42- par exemple, le soufre entretient deux liaisons doubles avec des atomes dâoxygĂšne et deux liaisons simple avec des groupes OH. Dans le molĂ©cule dâhexafluorure de soufre SF6 il entretient six liaisons simples avec des atomes de fluor. Ces liaisons sont rendues possibles par le fait que deux Ă©lectrons de la couche 3 passent en couche 4. LâĂ©nergie totale de lâion ou de la molĂ©cule est minimisĂ©e malgrĂ© le fait que ces deux Ă©lectrons soient excitĂ©s.
Le nombre dâoxydation du soufre peut varier entre -2 (sulfure dâhydrogĂšne H2S) et +6 (trioxyde de soufre SO3).
Les dérivés du soufre
La chimie du soufre est riche. Avec un nombre dâoxydation qui peut varier entre -2 et +6, il est Ă la fois nuclĂ©ophile et oxophile et il possĂšde de nombreux dĂ©rivĂ©s.
Acides
Le sulfure dâhydrogĂšne H2S est un acide binaire. A lâĂ©tat gazeux, câest un gaz nausĂ©abond Ă lâodeur dâĆuf pourri, produit abondamment par les Ă©ruptions volcaniques. En solution aqueuse, câest un acide faible (acide sulfhydrique).
Lâacide hyposulfureux H2SO2 (formule dĂ©veloppĂ©e HO-S-OH), lâacide sulfureux H2SO3 (formule dĂ©veloppĂ©e HO-(S=O)-OH) et lâacide sulfurique H2SO4 (formule dĂ©veloppĂ©e OH-(SO2)-OH) sont des oxacides obtenus par dissolution du dioxyde de soufre SO2 et du trioxyde de soufre SO3. Anciennement appelĂ© vitriol, lâacide sulfurique est un acide particuliĂšrement fort.
Il existe également un acide sulfamique et différents acides sulfoniques (voir plus bas).
Thioalcool
Les thioalcools sont des composĂ©s organiques de formule R-SH. Dans ce composĂ©, le groupe thiol (groupe -SH) se comporte de maniĂšre similaire au groupe hydroxyle -OH dâun alcool. Le mĂ©thanethiol CH3SH est par exemple le thioalcool correspondant au mĂ©thanol. On le trouve dans les dĂ©jections animales⊠mais aussi dans les noix et le fromage. LâĂ©thanethiol C2H5SH est le thioalcool correspondant Ă lâĂ©thanol. Son odeur nausĂ©abonde est mise Ă profit pour donner une odeur au gaz naturel auquel il ajoutĂ© Ă petite dose. Les thioalcools font partie de la classe des composĂ©s organosulfurĂ©s.
Sulfures
Les sulfures sont des composĂ©s du soufre dans lequel celui-ci a un degrĂ© dâoxydation Ă©gal Ă -2. Les ions sulfures S2- sâassocient Ă de nombreux Ă©lĂ©ments (sulfure de zinc ZnS, sulfure dâargent Ag2S, disulfure de carbone CS2âŠ). En solution, lâion sulfure se combine avec lâion H+ pour former des ions hydrogĂ©nosulfure HS- (hydrogĂ©nosulfure de sodium NaSH par exemple).
Thioéther
Parmi les composĂ©s dans lesquels le soufre a un degrĂ© dâoxydation Ă©gal Ă deux on peut aussi citer les thioĂ©thers R-S-Râ, R et Râ Ă©tant des alkyls. Pour mĂ©moire, les Ă©thers sont des composĂ©s dont la formule est R-O-Râ. Comme dans le cas des thioalcools, lâatome dâoxygĂšne est remplacĂ© par un atome de soufre. Le sulfure de dimĂ©thyle, aussi appelĂ© thioĂ©ther mĂ©thylique (formule H3C-S-CH3) est le plus simple dâentre eux. Le gaz moutarde ClC2H4-S-C2H4Cl de sinistre mĂ©moire (aussi appelĂ© ypĂ©rite) est Ă©galement un thioĂ©ther. Les thioethers font partie de la classe des composĂ©s organosulfurĂ©s.
Oxydes
Le soufre forme de nombreux oxydes de formule SmOn. Les plus courants sont le dioxyde de soufre SO2 (nombre dâoxydation +4, deux doubles liaisons) et le trioxyde de soufre SO3 (nombre dâoxydation +6, trois doubles liaisons). Comme on lâa dit plus haut, ces oxydes se dissolvent dans lâeau pour former des oxacides. Les formes basiques de ces acides sont les ions hydrogĂ©nosulfite HSO3-, sulfite SO32-, hydrogĂ©nosulfate HSO4- et sulfate SO42-.
Les sulfoxydes R-(SO)-Râ comportent un groupe central -(S=O)- reliĂ© Ă des alkyles. La double liaison S=O est fortement polarisĂ©e. Il en rĂ©sulte un moment dipolaire, la charge nĂ©gative Ă©tant portĂ©e par lâoxygĂšne.
Sels et esters
Les ions dâoxacide de soufre sont Ă la base de nombreux sels mais aussi dâesters.
LâhydrogĂ©nosulfite de sodium NaHSO3 est un additif alimentaire (E222). Les sulfites sont antioxydants et antibactĂ©riens et ils sont largement utilisĂ©s dans lâindustrie alimentaire, comme par exemple le sulfite de potassium K2SO3 (E225).
Les hydrogĂ©nosulfates ont de nombreuses applications. LâhydrogĂ©nosulfate de sodium NaHSO4 est utilisĂ© comme produit dâentretien. LâhydrogĂ©nosulfate de potassium KHSO4 est un agent de dissolution des minerais. Il existe aussi de nombreux hydrogĂ©nosulfates dâalkyle (des esters), comme lâhydrogĂ©nosulfate de mĂ©thyle HSO4CH3.
Parmi les sulfates, une premiĂšre catĂ©gorie est composĂ©e des sulfates minĂ©raux : le sulfate de cuivre CuSO4 par exemple, un fongicide et un bactĂ©ricide, le sulfate de potassium K2SO4 utilisĂ© intensivement comme engrais, le sulfate de zinc ZnSO4 et le trĂšs utilisĂ© sulfate de calcium CaSO4 (peinture, plĂątre, engrais, additif alimentaire E516âŠ). Le gypse CaSO4-2H2O (sulfate dihydratĂ© de calcium) est la forme cristallisĂ© du composant principal du plĂątre. La deuxiĂšme catĂ©gorie est constituĂ©e des sulfates organiques comme les sulfates dâalkyle. Ce sont des esters. Le sulfate de dimĂ©thyle (CH3)2SO4 (ester dimĂ©thylique) est utilisĂ© en chimie organique comme agent alkylant.
Le thiosulfate est lâion S2O32-. (formule dĂ©veloppĂ©e [S-SO3]2-). Le thiosulfate de sodium Na2S2O3 ou d'ammonium (NH4)2S2O3 sont utilisĂ©s comme fixateur photo.
Sulfamides
Lâacide sulfamique HOSO2NH2 (aussi appelĂ© acide amidosulfonique) est Ă la base de la fabrications dâĂ©dulcorants. Il sert aussi de dĂ©tartrant.
Le sulfamide (ou amine sulfurique) est un composĂ© de formule SO2(NH2)2. Il fait partie de la classe des sulfamidĂ©s, une famille de composĂ©s organiques de formule RSO2(NRRâ). Les sulfamidĂ©s (ou sulfonamides) sont utilisĂ©s en mĂ©decine pour leurs vertus antibiotiques.
Composés organosulfurés
Les composĂ©s organosulfurĂ©s sont des molĂ©cules organiques dans lesquelles un atome de soufre est reliĂ© directement par une liaison covalente Ă un atome de carbone. La plupart sont dĂ©rivĂ©s de lâacide sulfonique RSO3H (formule dĂ©veloppĂ©e R-SO2-OH). Le plus simple de ces acides est lâacide mĂ©thanesulfonique CH3SO2OH (H3C-SO2-OH), un rĂ©actif trĂšs utilisĂ© en chimie organique.
Les ions sulfonates ont pour formule R-SO2O-. Lâion mĂ©sylate H3C-SO2-O- est lâion de lâacide mĂ©thanesulfonique. Il existe Ă©galement de nombreux esters dâacide sulfonique (R-SO2O-Râ).
Les sulfaranes sont des composĂ©s dont la formule est SR4 (les quatre chaĂźnes organiques symbolisĂ©es par la lettre R nâĂ©tant pas nĂ©cessairement identiques). Les persulfaranes ont pour formule SR6.
Les thioalcools et les thioĂ©thers dont nous avons parlĂ© plus haut peuvent Ă©galement ĂȘtre classĂ©s parmi les composĂ©s organosulfurĂ©s. Il existe Ă©galement des thioesters de formule R-C(=O)-S-R' ou R-C(=S)-O-R'. Les thioacĂ©tals sont obtenus par rĂ©action dâun thiol et dâun alhĂ©hyde.
Groupes
Le groupe thionyle -(S=O)- est composĂ© dâun atome de soufre reliĂ© par une double liaison Ă un atome dâoxygĂšne et porteur Ă©galement de deux liaisons avec des groupes monovalents. Dans le cas oĂč les groupes monovalents  sont constituĂ©s par deux fois le mĂȘme halogĂ©nure, on appelle ces composĂ©s des dihalogĂ©nures de thionyle. Dans le groupe thionyle le soufre est porteur dâun doublet non liant, les dihalogĂ©nures de thionyle sont donc de trĂšs bon ligands. Le chlorure de thionyle SOCl2 (formule dĂ©veloppĂ©e Cl(SO)Cl) par exemple est un rĂ©actif utilisĂ© en chimie organique.
Remarque : de maniĂšre gĂ©nĂ©rale le soufre, lorsquâil prĂ©sente un ou deux doublets non liants lorsque son degrĂ© dâoxydation est infĂ©rieur ou Ă©gal Ă 4, constitue un bon ligand.
Dans le groupe sulfuryle -(SO2)-, lâatome de soufre est reliĂ© par deux doubles liaisons aux atomes dâoxygĂšne et il est porteur de deux liaisons avec des groupes monovalents. Dans le cas oĂč les groupes monovalents  sont constituĂ©s par deux fois le mĂȘme halogĂ©nure, on appelle ces composĂ©s des dihalogĂ©nures de sulfuryle. Le difluorure de sulfuryle F(SO2)F par exemple est un gaz utilisĂ© pour enfumer les termites. En chimie organique, le groupe -SO2- est appelĂ© groupe sulfonyle.
Nitrure de soufre
On a vu que le soufre pouvait prendre la place dâun atome dâoxygĂšne (thialcool, thioĂ©ther). Il en va de mĂȘme avec les oxydes dâazote. On a alors affaire Ă des nitrures de soufre comme le dinitrure de disoufre S2N2.
Halogénures de soufre
Il existe Ă©galement des halogĂ©nures de soufre comme le dichlorure de disoufre S2Cl2 ou lâhexafluorure de soufre SF6 aux trĂšs nombreuses applications.
RĂŽle en chimie du vivant
Les acides aminĂ©s comme la cystĂ©ine ou la mĂ©thionine et certains enzymes contiennent du soufre. Le soufre est dâailleurs le 8Ăšme Ă©lĂ©ment en termes de masse dans le corps humain. Certaines protĂ©ines sont assemblĂ©es par des liaisons disulfure.
Certaines bactĂ©ries primitives utilisaient le sulfure dâhydrogĂšne Ă la place de lâeau dans leur processus mĂ©tabolique.
Les sulfates sont utilisĂ©s de maniĂšre intensive comme engrais. Dans la haute atmosphĂšre les sulfates contribuent Ă lâeffet de serre. A plus basse atmosphĂšre, ils sont une composante importante du smog.
Le dioxyde de soufre et le trioxyde de soufre sont Ă lâorigine de pluies acides.
Pour en savoir plus :
post dâintroduction Ă la chimie du vivant
post sur les éléments chimiques élémentaires
post sur la classification périodique des éléments
post sur les acides et les bases
post sur les sels
post sur les métaux alcalins
glossaire de chimie générale
glossaire de chimie organique
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