Le soufre est l'élément chimique de numéro atomique 16, de symbole S. C'est un membre du groupe des chalcogènes.

C'est un non-métal multivalent abondant, insipide, et insoluble dans l'eau. 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. L'essentiel du soufre exploité est cependant d'origine sédimentaire.

C'est un élément essentiel pour tous les êtres vivants ; il intervient dans la formule de deux acides aminés naturels, la cystéine et la méthionine et, par conséquent, dans de nombreuses protéines. Le soufre sert à 90 % à préparer l'acide sulfurique, produit de base de l'industrie chimique. Il est notamment employé comme engrais (sulfates) (60 % de la production) et phytosanitaire fongicide (contre l'oïdium de la vigne). Environ 34 % sert à des applications non agricoles comme la fabrication du caprolactame-monomère qui intervient dans la préparation du Nylon-6, dans les processus de lixiviation en exploitation minière, à l'élaboration du dioxyde de titane, des tripolyphosphates pour les détergents, à l'alimentation animale et humaine, à la fabrication de la pâte à papier, à la fabrication de l'acide fluorhydrique. Il est aussi utilisé pour fabriquer la poudre à canon, les laxatifs, était utilisé dans les allumettes, des insecticides, etc.

Caractéristiques notables

Généralités : le corps simple et l'élément chimique

Le corps simple soufre est un non-métal d'aspect jaune pâle. Il brûle avec une flamme bleue qui émet une odeur particulièrement suffocante (le dioxyde de soufre SO2). Il est insoluble dans l'eau et dans la plupart des solvants polaires, mais est soluble dans les solvants apolaires et fortement dans le (bi-)sulfure de carbone (CS2). Il se trouve natif dans la nature, éventuellement dans des gisements d'où il peut être extrait.

Le soufre dans la nature

Cristaux de soufre naturels

Cristal de soufre

Dépôt volcanique de soufre

L'élément chimique soufre existe combiné avec la totalité des autres éléments chimiques, hormis 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'hydrogène est le sulfure d'hydrogène H2S, gaz toxique qui présente une odeur caractéristique d'œufs putréfiés.

Le soufre existe combiné avec l'oxygène dans plusieurs oxydes, dont le dioxyde de soufre SO2 et le trioxyde de soufre SO3, de nombreux oxoacides et dans les oxoanions correspondants.

Ses combinaisons avec le carbone se trouvent dans le pétrole, les gisements de gaz naturels et dans certains acides aminés.

Ses combinaisons avec les métaux sont essentiellement sous formes de sulfures et de sulfates.

Isotopes

Le soufre possède 25 isotopes et un isomère nucléaire connus, de nombre de masse allant de 26 à 49, dont quatre sont stables : S (95,02 %), S (0,75 %), S (4,21 %) et S (0,02 %), pour une masse atomique standard de 32,065(5) u. De ces isotopes, seul le noyau de S possède un spin nucléaire 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 résulte que la spectroscopie RMN du soufre est une technique peu développée.

Variétés allotropiques

Soufre S₈

Le soufre possède des formes allotropiques aussi bien à l'état solide que liquide ou gazeux. La forme la plus stable à l'état solide, dans les conditions normales de température, est le soufre alpha Sα, de formule S8 et correspondant au cyclooctasoufre. Pour une écriture propre des équations chimiques impliquant le soufre, il est en conséquence d'usage d'introduire la notation /8 S8. L’existence de cette structure fut établie par rayons X en 1935 par B.E. Warren et J.T. Burwell. Elle avait été montrée par E. Beckmann par cryoscopie dans l'iode fondu.

Le système de variétés allotropiques du soufre est parmi les plus complexes qui existent. La facilité de caténation du soufre n’est pas la seule raison et il faut compter également avec les variétés d’assemblage dans lesquelles chaque type de molécule peut cristalliser. Les liaisons S–S apparaissent d’une grande souplesse comme en témoigne l’amplitude des longueurs de liaison observées, 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, est comprise entre 265 et 430 kJ·mol.

Il existe une grande variété de molécules de soufre. Fait unique, il semble que l’on puisse créer par synthèse n’importe quelle molécule de soufre de formule Sn. Par exemple, les molécules S18 et S20 ont été préparées et caractérisées en 1973 par M. Schmidt et A. Kotuglu. La stabilité des molécules Sn suit l'ordre suivant (sous forme liquide et solide): S8 > S12 > S18 > S20 > S9 > S6 > S10. La variété allotropique la plus stable, notée S8, est cristallisée dans le système 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 colloïdal. De plus, toutes les autres variétés semblent se transformer en Sα à température ambiante. La molécule cyclo-S8 est constituée d’une chaîne en zigzag avec quatre atomes dans un plan et quatre dans un autre plan parallèle (voir figure). Les angles sont de 108° et les longueurs de liaison de 206 pm. À 95,3 °C, un changement de phase intervient et les mêmes molécules S8 cristallisent alors dans un réseau monoclinique. La densité du soufre passe alors de 2,07 à 2,01.

Du soufre amorphe ou plastique de soufre peut être produit par refroidissement rapide du soufre fondu. 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 (de paramètres a = 1,046 nm, b = 1,2866 nm et c = 2,4486 nm) étant la plus stable aux températures ordinaires.

En phase vapeur, le soufre se trouve sous forme de molécules Sn (n = 2 – 10) en proportions dépendant de la température et de la pression. De 600 °C à 620 °C, la forme la plus stable est S8 et la vapeur est de couleur jaune. De 620 °C à 720 °C, la vapeur se compose d'un mélange de S6, S7, S8. Au-delà de 720 °C, la forme prédominante est S2, avec une double liaison, dans un état triplet de spin, analogue à O2. La vapeur est alors de couleur bleue.

Le comportement du soufre liquide est également particulier puisqu’une transition intervient à 159,4 °C. Toutes les propriétés du soufre présentent une discontinuité, certaines changeant spectaculairement d’un facteur 10 comme la viscosité (son maximum est atteint à 190 °C avant de rechuter avec la température). La raison en est la formation d’un polymère S∞ due à un phénomène de caténation.

Caténation du soufre

Le phénomène de caténation est la capacité d'un élément chimique à former de très longue chaîne par le biais de liaisons covalentes. L'élément le plus connu pouvant se caténer est le carbone, mais le soufre est un autre de ces éléments. En effet l'énergie de la liaison S-S est assez élevée (en moyenne 260 kJ.mol, mais pouvant atteindre 400 kJ.mol selon la forme du soufre), ce qui rend la suffisamment stable. À partir de 160 °C, des macromolécules de type S_n peuvent donc être obtenues par caténation (avec n pouvant atteindre le million). On parle alors de fibre de soufre formant des hélices dans une structure hexagonale. Cette forme de soufre est noté S_∞ et a une couleur plutôt jaune foncé. Cette couleur peut varier avec la présence d'impuretés ou d'autres composés soufrés comme S₃. Lors de la caténation du soufre, plusieurs conformations peuvent être adoptées selon l'orientation de la liaison S-S formée.

Les ions du soufre

On a observé depuis 1804 que le soufre se transforme dans les oléums en donnant des couleurs jaune, bleu ou rouge suivant les conditions. On sait maintenant qu’il s’agit d’une oxydation en différents cations Sn. Le sélénium et le tellure se comportent de la même façon. Cette réaction peut être réalisée plus proprement selon :

S₈ + 2 AsF₅ → (S₈)(AsF₆) + AsF₃.

Le soufre donne également des anions : l’anion sulfure S, base conjuguée de H2S et les anions polysulfure Sn. Les anions disulfure S2 se trouvent à l’état naturel dans les pyrites FeS2. Ils correspondent à la forme basique de H–S–S–H, analogue du peroxyde d'hydrogène H2O2. Les autres ions polysulfure ne sont que des caténations plus longue de l’ion disulfure.

Composés du soufre

Les oxydes de soufre

Il existe plus de 30 oxydes de soufre (neutres) SnOm parmi lesquels deux ont une importance industrielle, le dioxyde de soufre SO2 et le trioxyde de soufre SO3. L’oxyde le plus simple, le monoxyde de soufre SO, homologue de O2 ou de S2, a été identifié par son spectre UV, mais il ne peut être isolé à cause de son instabilité ; sa longueur de liaison S–O est de 148 pm.

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 dans l'air. Ce gaz est très soluble dans l'eau (2 mol/L). Dans l'eau il donne l'acide sulfureux H2SO3 :

SO2 + H2O → H2SO3.

L'acide sulfureux est la forme acide de l'ion hydrogénosulfite HSO3 , lui-même forme acide de l'ion sulfite SO3.

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 première est une oxydation à l'air pour produire le dioxyde de soufre SO2. La deuxième est une oxydation ultérieure qui nécessite un catalyseur comme V2O5 et conduit au trioxyde de soufre SO3. La troisième est une étape d'hydratation conduisant à l'acide sulfurique H2SO4 :

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 HSO4 et l'ion sulfate SO4.

Les sels d'Epsom, le sulfate de magnésium MgSO4, peuvent être employés comme laxatif, comme additif de bain, comme exfoliant ou comme source de magnésium pour la croissance des plantes.

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

Le sulfure d’hydrogène

Le sulfure d'hydrogène H2S est un gaz dont le nom officiel est sulfane (comme méthane). Il est produit dans la nature par l’activité volcanique et par les bactéries. Son odeur putride est détectable dès 0,02 ppm dans l’air et il provoque une anesthésie olfactive vers 150 ppm. À cette concentration, les effets sur la santé sont irréversibles en dix minutes. C’est une toxicité comparable à celle du cyanure d'hydrogène HCN.

Les polysulfanes H2Sn (n = 2 à 8) sont les formes acides des ions polysulfure Sn. Ils peuvent être préparés par chauffage du sulfure de sodium Na2S, 9H2O ou par réaction de SnCl2 avec H2S et purifiés par distillation. Ils se dismutent en H2S et S8 en milieu basique.

S_nCl₂ + 2 H₂S → 2 HCl + H₂S_n+2

L'ion thiosulfate

L'ion thiosulfate a pour formule S2O3. Il forme des cristaux verts déliquescents, décomposés par l'eau, solubles dans l'éthanol. On l'utilise comme réducteur dans la fabrication des colorants synthétiques. Son usage en chimie analytique est fréquent dans la réaction avec le diiode I2. Il se transforme en ion tétrathionate S4O6 suivant l'équation de base de l'iodométrie :

2 S2O3 + I2 → S4O6 + 2 I.

Le thiosulfate de sodium Na2S2O3 ou d'ammonium (NH4)2S2O3 était employé comme agent fixateur en photographie argentique. Après révélation de l'image latente, la photo était trempée dans une solution de thiosulfate de sodium qui dissout le bromure d'argent AgBr constituant la surface de la photo. Une fois dissous, le bromure d'argent ne pouvait plus noircir à la lumière, ce qui fixe la photo. Cette dissolution du bromure d'argent résulte de la complexation des ions argent 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 été préparé en 1834 par W. Gregory. Sa stœchiométrie (un atome de soufre pour un atome d'azote) a été établie en 1851 et sa nature tétramérique (SN)4 l'a été en 1896. La structure du tétranitrure de tétrasoufre S4N4 est cyclique, avec une alternance de chaque élément, avec des angles NSN de 105°, des angles SNS de 113° et des liaisons de 162 pm. Il existe également un dinitrure de disoufre S2N2, de structure plane carrée, ainsi qu'un monosulfure de monoazote SN en phase gazeuse et dans le milieu interstellaire.

Les polythiazyles, de formule générique (SN)x, ont été découverts en 1975. Ils ont des propriétés métalliques bien qu'ils ne contiennent aucun atome de métal. Ainsi, leur conductivité augmente avec la température. Les polythiazyles sont notamment supraconducteurs à très basse température, en dessous de 0,26 K. Ces structures ont également des propriétés optiques remarquables.

Soufre comme ligand

S est un très bon ligand pontant et notamment S2. Les ligands dans lesquels S joue le rôle de donneur (de type R2S) sont de classe b (bases faibles de Lewis). S se distingue ici de O qui est un ligand de type a. S peut être vu comme un donneur de 2 e (dans S(AuPEt3)2 par exemple) formant 2 liaisons; on parle alors de ligand de type μ2. Il peut également être de type μ3 ou μ4 et donner respectivement 4 e (comme dans S(AuPPh3)3) et 6 e (comme dans SM4 avec un métal) formant respectivement 3 et 4 liaisons. Aucun complexe de soufre avec 6 ou 8 atomes métalliques n'est aujourd'hui connu. S2 forme avec des métaux de nombreux complexes: chaque S peut se lier à un atome M ou un atome M peut former une liaison avec chaque S (et former ainsi un pont). En moyenne dans ces complexes, la distance interatomique S-S est comprise entre 201 et 209 pm.

Oxohalogénures de soufre

On compte deux grandes familles d'oxohalogénures de soufre: les dihalogénures de thionyle (OSX₂) et les dihalogénures de sulfuryle (O₂SX₂).

→ Dihalogénures de thionyle:

Ce sont des liquides très volatils ou des gaz. OSF₂ et OSCl₂ sont incolores tandis qu'OSBr₂ est orange. La température de fusion des dihalogénures de thionyle diminue lorsque l'on descend la colonne des halogènes (110 °C pour OSF₂ et 50 °C pour l'équivalent bromé). La distance interatomique O-S de ces composés est relativement constante alors que celle de S-X varie (158.5 pm pour OSF₂ et 227 pm pour OSBr₂) Le composé OSI₂ est par contre très peu stable et se décompose au dessus de 30 °C en S et I₂. Le plus important des halogénures de thionyle est le OSCl₂. Il réagit très violemment avec l'eau et est principalement utilisé pour déshydrater certains composés inorganiques halogénés. Il est préparé selon les réactions suivantes:

SO₂ + PCl₅ → OSCl₂ + OPCl₃

SO₃ + SCl₂ → OSCl₂ + SO₂

→ Dihalogénures de sulfuryle:

Ce sont également des composés incolores très volatils ou gazeux. Ces composés sont tétrahédriques Le plus important est O₂SCl₂ et est très utile en chimie organique pour insérer un groupe Cl ou O₂SCl à la place d'un OH par exemple. Il est formé à partir de SO₂ catalysé par FeCl₃.

Rôle biologique

Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communes (par ex.: le coenzyme A) à toutes les cellules vivantes.

Les liaisons disulfure 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 ligand du site CuAi de l'oxydase du cytochrome c.

Histoire et utilisation

Soufre en attente de chargement, Freeport Sulphur Co., Hoskins Mound, Texas, États-Unis

Le soufre (çulbâri, signifiant ennemi du cuivre en sanskrit) ; sulphur, sulfur ou sulpur en latin) est connu depuis la haute Antiquité.

Vers 150 av. JC, Caton l'Ancien recommande le soufre contre la pyrale de la vigne avec une recette qui est l'une des premières recette d'insecticide connues en Occident. Homère le cite comme « éloignant la vermine ».

Au IX 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 ses murs.

Dans le livre XXII de l’Odyssée, Ulysse revient chez lui, trouve les prétendants, les massacre puis pend douze jeunes filles qui avaient vécu avec eux. Il allume alors un grand feu où il brûle du soufre pour purifier sa maison.

« Nourrice, apporte-moi du feu, du soufre salutaire, Que je soufre la salle ; puis va dire à Pénélope De venir… »

Le soufre est mentionné dans la Bible à de nombreuses reprises :

Yahweh fit pleuvoir sur Sodome et sur Gomorrhe du soufre et du feu (Genèse, 19, 24) ;

en parlant du méchant :" du soufre sera répandu sur son lieu de résidence " (Job, 18, 15) ;

Le souffle de Yahvé comme un torrent de soufre va l'embraser (Isaïe, 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 (ce qui en fait l'une des premières « armes chimiques »).

Aux environs du XI siècle, les Chinois inventèrent la poudre à canon en le mélangeant avec du salpêtre (nitrate de potassium, KNO3) et du charbon de bois. La première méthode de préparation semble dater de l'an 1044. En 1128 les militaires chinois aurait utilisé cette invention pour un bombardement. Quelques années après (1245), la poudre à canon est également découverte en Europe par Roger Bacon et Berthold Swartz.

Symboles alchimiques - en n 4, le soufre

Alchimie : Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique qui était un triangle au-dessus d'une croix (n 4 sur la figure). Par expérimentation, ils savaient que le mercure pouvait être combiné à lui. En 1777, Antoine Lavoisier proposa à la communauté scientifique de considérer que le soufre était un élément et non pas un composé. Cependant, en 1809, Humphry Davy continuait de penser le contraire, probablement à la suite d'expériences avec du soufre impur. Au même moment, Gay Lussac et Thenard confirmait la thèse de Lavoisier. Le « foie de soufre » utilisé pour solubiliser des métaux, dont l'or était la « combinaison de l'alkali fixe avec le soufre »

On l'utilise au XV siècle contre la peste noire (désinfection des locaux).

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. Puis ses propriétés fongicides sont signalées par William Forsyth en (1802) avant que les xanthates soient découverts (en 1822) par W.C. Zeise, qui prépare également le premier thiol, à l'époque appelé mercaptan, C2H5SH en 1831.

La même année, le procédé de contact pour la préparation de SO3, donc de l'acide sulfurique, est breveté, utilisant comme catalyseur l'oxyde de vanadium V2O5. Le cluster S4N4 est préparé pour la première 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 États-Unis.

En 1845 à partir de l'Angleterre, une maladie émergente, l’oïdium de la vigne colonise le vignoble français puis européen où les vendanges sont en 1852 5 fois inférieures à ce qu'elles étaient en 1847. Duchartre, Hardy et Grison montrent ou valident l'efficacité du soufre contre cette maladie. Gonthier invente un soufflet permettant de pulvériser de la fleur de soufre sur les feuilles de vignes mouillées puis en 1853 Rose Charmeux teste à Thomery le poudrage à sec qui se montre efficace. Il sera utilisé dans toute l'Europe permettant de redresser dès 1858 la production viticole. En 1880, on recommande 3 poudrages annuels, fastidieux et nécessitant 120 à 150 kg/ha/an de soufre trituré (ou 80 à 90 kg/ha/an de fleur de soufre). Cinq ans plus tard (1885), la bouillie bordelaise s'y ajoute pour traiter un nouvel envahisseur : le mildiou de la vigne.

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

Depuis le XIX siècle, le blanchiment de la laine et de la soie, la chimie, la production d'acide sulfurique, de poudre à canon, d’allumettes, etc. ont généré une consommation croissante de soufre. À partir de la seconde moitié du XIX siècle, l'agriculture va également en absorber de grandes quantités, pour ses propriétés désinfectantes et fongicides (à la fin du XIX siècle, le vignoble en consomme à lui seul de 100 000 à 150 000 t/an) ou sous forme de sulfates (sulfate de potassium, d'ammonium et de magnésium) dans certains engrais. Il faut alors construire en urgence (à partir de 1856) des sublimeries et tritureries de soufre, usines où les incendies sont redoutés. On en trouvera des dizaines autour de villes comme Marseille, Montpellier, Frontignan, Sète, Narbonne, Bordeaux pour répondre aux besoins des vignerons. Cette industrie dope aussi le machinisme agricole, car l'application manuelle à grande échelle était source d'allergies et de brûlures des yeux pour les applicateurs.

Ces besoins ont été cause d'une demande croissante en soufre qui a nourri une industrie spécifique. Mais alors que les demandes industrielles et agricoles augmentaient, une très grande quantité de soufre était produite par la désacidification de certains gaz naturel (à Lacq en France par exemple) puis par la production de carburants désoufrés (imposés par un nombre croissant de législation visant à faire diminuer la pollution de l'air et les pluies acides.

Le soufre, en tant que produit naturel (Soufre trituré ventilé ou micronisé) est encore l'une des substances traditionnellement autorisées et utilisées en agriculture biologique et dans les jardins comme fongicide, acaricide et répulsif, bien que devant être utilisé modérément et prudemment sur certaines cultures ; Il est peu actif comme anticryptogame sous 18 °C, optimal à 23-25 °C, mais peut devenir phytotoxique au-delà de 35 °C selon la nature des formulations. De plus, il donne par exemple un goût soufré au vin ou au jus de raisin.

Après avoir épuisé les hydrocarbures facilement accessible, l'industrie d'extraction des ressources fossiles se tourne vers les hydrocarbures non conventionnels qui sont souvent encore plus riches en soufre (et en autres contaminants) que les hydrocarbures conventionnels. Dans le même temps, la réglementation évolue et devrait imposer à la marine marchande (actuellement responsable de 75 % des émissions d'oxyde de soufre (SOX) d'utiliser des carburants beaucoup moins soufrés. Le soufre ne semble donc pas faire partie des minéraux qui risquent de manquer.

Sources de soufre

Des dépôts de soufre.

Le soufre se trouve naturellement en grande quantité, composé à d'autres éléments sous forme de sulfures (par exemple : la pyrite, le cinabre, la galène, la sphalérite et la stibine) et de sulfates (par exemple : le gypse, la barytine, les vitriols). On le trouve sous forme libre au niveau des sources chaudes, les fumerolles et plus généralement 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'atmosphère (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 également extrait le long de la côte du golfe du Mexique, suivant le procédé Frasch : de l'eau liquide surchauffée à 160 °C est injectée dans le gisement de soufre, ce qui le fait fondre. De l'air comprimé est ensuite injecté dans le puits pour faire remonter le soufre fondu à la surface.

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

硫是一种化学元素，在元素周期表中它的化学符号是S，原子序数是16。硫是一种非常常见的无味无嗅的非金属，纯的硫是黄色的晶体，又称做硫磺。硫有许多不同的化合价，常见的有-2, 0, +4, +6等。在自然界中它经常以硫化物或硫酸盐的形式出现，尤其在火山地区纯的硫也在自然界出现。对所有的生物来说，硫都是一种重要的必不可少的元素，它是多种氨基酸的组成部分，尤其是大多数蛋白质的组成部分。它主要被用在肥料中，也广泛地被用在火药、润滑剂、杀虫剂和抗真菌剂中。

主要特征

纯的硫呈浅黄色，质地柔软，轻。与氢结成有毒化合物硫化氢后有一股臭味（臭鸡蛋味）。硫燃烧时的火焰是蓝色的，并散发出一种特别的硫磺味（二氧化硫的气味）。硫不溶于水但溶于二硫化碳。硫最常见的化学价是-2、+2、+4和+6。在所有的物态中（固态、液态和气态），硫都有不同的同素异形体，这些同素异形体的相互关系还没有被完全理解。晶体的硫可以组成一个由八个原子组成的环：S8。 硫有两种晶体形式：斜方晶八面体和单斜棱晶体，前者在室温下比较稳定。

用途

硫在工业中很重要，比如作为电池中或溶液中的硫酸。硫被用来制造火药。在橡胶工业中做硫化剂。硫还被用来杀真菌，用做化肥。硫化物在造纸业中用来漂白。硫酸盐在烟火中也有用途。硫代硫酸钠和硫代硫酸氨在照相中做定影剂。硫酸镁可用做润滑剂，被加在肥皂中和轻柔磨砂膏中，也可以用做肥料。

生理作用

半胱氨酸、蛋氨酸、同型半胱氨酸和牛磺酸等氨基酸和一些常见的酶含硫，因此硫是所有细胞中必不可少的一种元素。在蛋白质中，多肽之间的二硫键是蛋白质构造中的重要组成部分。有些细菌在一些类似光合作用的过程中使用硫化氢作为电子提供物（一般植物使用水来做这个作用）。植物以硫酸盐的形式吸收硫。无机的硫是铁硫蛋白的一个组成部分。在细胞色素氧化酶中，硫是一个关键的组成部分。 工业和发电厂燃烧煤释放出来的大量二氧化硫在空气中与水和氧结合形成硫酸，它造成酸雨降低水和土壤的pH值，对许多地区的自然环境造成巨大破坏。

历史

在古代人类就已经认识硫了。中国人发明的火药是硝酸钾、碳和硫的混合物。1770年代安托万·拉瓦锡证明硫是一种元素。

来源

阳明山国家公园地热气井与硫磺 阳明山国家公园气井的硫磺 在自然界中硫主要以硫化物（如黄铁矿）和硫酸盐（如石膏）的形式出现，在热泉和火山地区也有纯的硫存在。除此以外一些矿物如辰砂、方铅矿、闪锌矿和辉锑矿等也都是硫化物的矿物。煤和石油中也含少量硫，这是为什幺在燃煤和石油时有二氧化硫被释放出来（酸雨）。今天许多国家要求燃烧煤和石油时被释放的二氧化硫要进行回收。这些被回收的硫是今天工业中使用的硫的一个重要来源。此过程通常通过一个叫做“克劳斯工艺”的过程来实现。另一个重要来源是硫矿。 在工业中，最重要的硫的化合物是硫酸。硫酸是所有工业过程中必不可少的一个原材料，因此硫酸的消耗量被看做是一个国家工业化程度的一个指标。在美国硫酸是所有生产得最多的化合物。 木卫一表面的黄色主要是它的火山释放的硫造成的。月球上阿利斯塔克环形山中比较暗的地区可能是硫形成的。在许多陨石中有硫。基于人类对外星资源的兴趣强烈提升，木卫一的硫磺也曾经是研究考虑开采的对象；然而成本惊人，除了构想以外，并未付诸实行。

化合物

连二亚硫酸钠：Na2S2O4，是一种强有力的还原剂

亚硫酸：H2SO3，是二氧化硫在水中的溶液。亚硫酸和亚硫酸盐是有力的还原剂。二氧化硫的其它产物包括焦亚硫酸离子（S2O5）

硫代硫酸物：S2O3，是氧化剂。硫代硫酸氨有可能可以代替氰化物来洗金

连二硫酸：H2S2O6，及其盐

连多硫酸：H2SnO6，n可以从3一直到80

硫酸盐：是硫酸的盐

硫化物：是硫与其它元素的化合物

过一硫酸是三氧化硫与浓的过氧化氢的反应物

硫氰酸盐是硫氰离子（SCN）的化合物

硫氰：(SCN)2

二硫化碳：一种良好的有机溶剂，通常用于纺织工业，工业上通过甲烷与硫磺反应来生产

同素异形体

斜方硫（菱形硫）： Dolomite Rhombic sulfur 化学式：S8 是硫由二硫化碳结晶而得之紧密的黄色晶体，熔点112.8度。

化学式：S8

是硫由二硫化碳结晶而得之紧密的黄色晶体，熔点112.8度。

单斜硫：Monoclinic sulfur 化学式：S8 熔化硫于部份凝固后，倒出多余液体，剩下无数之针形晶体即为单斜硫，熔点119.2度。

化学式：S8

熔化硫于部份凝固后，倒出多余液体，剩下无数之针形晶体即为单斜硫，熔点119.2度。

弹性硫： Plastic sulfur 化学式：S8 为沸腾之硫注入冷水所得之软黏体，有弹性。

化学式：S8

为沸腾之硫注入冷水所得之软黏体，有弹性。

同位素

硫有18种同位素，其中四种是稳定的：S-32（95.02%）、S-33（0.75%）、S-34（4.21%）和S-36（0.02%），除S外，其它放射性同位素的半衰期都很短。硫-35由宇宙射线射击空气中的氩-40而导致，其半衰期为87天。 硫化物沉淀时根据温度的不同S-34的含量少许不同。假如在一个矿物中硫化物和碳酸盐同时存在的话，那幺根据碳-13和硫-34的含量可以推算出矿物形成时矿水的pH值和氧的逸度。 在森林生态系统中，硫酸盐主要来自空气，少量来自矿物的风化。其中硫的同位素的不同含量可用来确定它们的来历。

注意

LCCN: sh85130365

GND: 4180380-2

BNF: cb11947003d（数据）

NDL: **

BNE: XX534797