Soufre

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Soufre
PhosphoreSoufreChlore
O
  Structure cristalline orthorhombique
 
16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
S
Se
Tableau completTableau étendu
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 °C)[1]
Dureté 2
Couleur jaune
No CAS 7704-34-9 [2]
No EINECS 231-722-6
Propriétés atomiques
Masse atomique 32,065 ± 0,005 u[1]
Rayon atomique (calc) 100 pm (88 pm)
Rayon de covalence 1,05 ± 0,03 Å [3]
Rayon de van der Waals 180
Configuration électronique [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 °C [1]
Point d’ébullition 444,61 °C [1]
Énergie de fusion 1,7175 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 45 kJ·mol-1 (1 atm, 444,61 °C)[1]
Température critique 1 041 °C [1]
Volume molaire 17,02×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 2,65×10-20 Pa [réf. nécessaire]
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,58
Chaleur massique 710 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 0,5 fS·m-1
Conductivité 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 Période 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 β- 0,167 35Cl
36S 0,02 % stable avec 20 neutrons
Précautions
Directive 67/548/EEC[6]
Facilement inflammable
F



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 chalcogènes, de symbole S et de numéro atomique 16.

C'est un non-métal 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 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, les allumettes, des insecticides, etc.

Caractéristiques notables[modifier | modifier le code]

Généralités : le corps simple et l'élément chimique[modifier | modifier le code]

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.

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).

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

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du soufre.

Le soufre possède 25 isotopes et un isomère nucléaire connus, de nombre de masse allant de 26 à 49, dont quatre sont stables : 32S (95,02 %), 33S (0,75 %), 34S (4,21 %) et 36S (0,02 %), pour une masse atomique standard de 32,065(5) u. De ces isotopes, seul le noyau de 33S 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[modifier | modifier le code]

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 1/8 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-1.

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 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 » 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 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. Au-delà de 720 °C, la forme prédominante est S2, avec une double liaison, dans un état triplet de spin, analogue à O2.

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 104 comme la viscosité. La raison en est la formation d’un polymère S.

Les ions du soufre[modifier | modifier le code]

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 Sn2+. Le sélénium et le tellure se comportent de la même façon. Cette réaction peut être réalisée plus proprement selon :

S8 + 2 AsF5 → [S8]2+[AsF6]2– + AsF3.

Le soufre donne également des anions : l’anion sulfure S2–, base conjuguée de H2S et les anions polysulfure Sn2–. Les anions disulfure S22– 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[modifier | modifier le code]

Les oxydes de soufre[10][modifier | modifier le code]

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 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[modifier | modifier le code]

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 + H2OH2SO3.

L'acide sulfureux est la forme acide de l'ion hydrogénosulfite HSO3-, lui-même 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[modifier | modifier le code]

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 + O2SO2,
SO2 + 1/2 O2SO3,
SO3 + H2OH2SO4.

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 SO42-.

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[modifier | modifier le code]

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 Sn2–. 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.

SnCl2 + 2 H2S → 2 HCl + H2Sn+2

L'ion thiosulfate[modifier | modifier le code]

L'io thiosulfate a pour formule S2O32-. 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[11]. Son usage en chimie analytique est fréquent dans la réaction avec le diiode I2. Il se transforme en ion tétrathionate S4O62– suivant l'équation de base de l'iodométrie :

2 S2O32- + I2S4O62- + 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[modifier | modifier le code]

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[12]. 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[13]. Ces structures ont également des propriétés optiques remarquables.

Rôle biologique[modifier | modifier le code]

Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communes 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[modifier | modifier le code]

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[14]. Homère le cite ensuite 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 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 :

  • Yahvé fit pleuvoir sur Sodome et sur Gomorrhe du soufre et du feu (Genèse, 19, 24) ;
  • La Lilith [la première femme] s’y installe à demeure et l’on répand du soufre sur son bercail (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 XIe 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[15]. 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 no 4, le soufre

Alchimie : Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique qui était un triangle au-dessus d'une croix (no 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 suite à des expériences avec du soufre impur. Au même moment, Gay Lussac et Thenard confirmait la thèse de Lavoisier[16]. 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 XVe 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 USA.

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[14]. Duchartre, Hardy et Grison montrent ou valident l'efficacité du soufre contre cette maladie[14]. 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 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[14]. 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[14].

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 32S.

Depuis le XIXe 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[14]. À partir de la seconde moitié du XIXe siècle, l'agriculture va également en absorber de grandes quantités, pour ses propriétés désinfectantes et fongicides (à la fin du XIXe 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[14]. Il faut alors construire en urgence (à partir de 1856) des sublimeries et tritureries de soufre, usines où les incendies sont redoutés[14]. 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[14].

Ces besoins ont été cause d'une demande croissante en soufre qui a nourri une industrie spécifique[14]. Mais alors que les demandes industrielles et agricoles augmentaient, une très grande quantité de soufre était produite par la désacidification de certains gaz naturelLacq 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[14], 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[17]. 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[18]. Le soufre ne semble donc pas faire partie des minéraux qui risquent de manquer.

Sources de soufre[modifier | modifier le code]

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 barite, 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[19] : 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.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d, e et f (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  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 éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202
  6. a et b SIGMA-ALDRICH
  7. Entrée de « Sulfur » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 14 février 2010 (JavaScript nécessaire)
  8. « Soufre » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  9. . Le soufre ne réagit pas directement avec le dihydrogène solvant apolaire H2. Le sulfure d'hydrogène s'obtient par réaction d'un sulfure métallique, par exemple FeS, avec un acide. Le sulfure d'hydrogène n'est par produit industriellement, il est présent dans la nature, essentiellement dans le gaz naturel (méthane)
  10. Greenwood N.N. & Earnshaw (2003). Chemistry of the Elements, 2nde Ed. Elsevier, chapitre 15.
  11. Douanes suisses, Produits chimiques inorganiques; composés inorganiques ou organiques de métaux précieux, d'éléments radioactifs, de métaux des terres rares ou d'isotopes, chap 28
  12. Greenwood N.N. & Eanrshaw A (2003) Chemistry of the elements. 2nd Ed. Elsevier p.722.
  13. (en) M. M. Labes, P. Love et L. F. Nichols, « Polysulfur nitride - a metallic, superconducting polymer », Chemical Reviews, vol. 79, no 1,‎ 1979, p. 1-15 (DOI 10.1021/cr60317a002)
  14. a, b, c, d, e, f, g, h, i, j et k Académie d’Agriculture de France (2007), Guide des intrants utilisables en agriculture biologique en France, Source : e-phy, version mise à jour : 22 juin 2011, consultée 2012-02-07
  15. Butler A.R. (1988). Chem. in Britain, 1119-1121.
  16. Établir qu'une substance est un élément chimique était essentiel à l'avancée de la science puisque les éléments chimiques sont les constituants de la matière (d'un point de vue chimique).
  17. Le soufre en Agriculture. Séance du 13 juin 2007]
  18. Sophie Fabrégat, Transport maritime : la Commission proposera un dispositif de mesure des émissions de GES début 2013 Actu-Environnement, 2012-10-03
  19. Ce procédé a été développé entre 1891 et 1894 par H. Frasch.

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