Sulfure

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En chimie, un sulfure est un composé chimique où le soufre, avec un degré d'oxydation de −II, est combiné à un autre élément chimique ou un de ses radicaux. Certains composés covalents du soufre, tels le disulfure de carbone CS2 et le sulfure d'hydrogène H2S, sont également considérés comme des sulfures. Les thioéthers, des composés organiques de la forme R-S-R' où R et R' sont des groupes fonctionnels carbonés, sont également désignés comme des sulfures ou (si R et R' sont des alkyles) des dialkyl sulfures.

L'ion sulfure est S2−, un anion qui a une charge de −2. En solution aqueuse, ce n'est qu'à un pH alcalin (pH élevé) que les ions sulfure sont présents en grande concentration, car à pH bas l'ion H+ se combine avec les ions sulfure pour former HS ou H2S. HS est l'ion hydrogénosulfure ou hydrosulfure comme dans l'hydrogénosulfure de sodium, NaSH. H2S est le sulfure d'hydrogène, un gaz soluble dans l'eau qui est un diacide faible.

Les sulfures ioniques peuvent être considérés comme les sels de l'acide sulfhydrique H2S. Beaucoup de sulfures inorganiques sont peu voire très peu solubles dans l'eau. Quand un groupe fonctionnel −SH est lié de façon covalente à un autre atome ou à un groupe, notamment à un radical organique R dans un thiol, on le qualifie de groupe sulfhydrile. Les groupes sulfhydrile peuvent être légèrement acides et se séparer d'un ion H+ pour former un « ion sulfure substitué ». L'hydrosulfure d'éthyle C2H5SH, par exemple, peut se séparer d'un ion H+ pour former l'ion sulfure d'éthyle C2H5S.

Le soufre des sulfures est dans son état d'oxydation le plus bas, −II. Les sulfures peuvent donc être oxydés. Le sulfure de diméthyle CH3-S-CH3 par exemple, un thioéther, peut s'oxyder en diméthylsulfoxyde CH3-SO-CH3, qui à son tour peut s'oxyder en sulfone de diméthyle (en) CH3-SO2-CH3.

Les disulfures sont des composés similaires aux sulfures, sans lesquels deux atomes de soufre sont liés entre eux par une liaison covalente, et au reste de la molécule par une liaison covalente ou ionique.

Le sulfure d'hydrogène H2S est un gaz à l'odeur d’œuf pourri, extrêmement toxique. Il se forme biologiquement dans les sédiments des marais et dans les boues d'épuration par digestion anaérobie des protéines soufrées, ou à partir de sulfates par des bactéries réductrices. On le trouve aussi dans certains gaz naturels, dans les gaz volcaniques, et comme sous-produit de certains processus industriels.

Formation des sulfures et sulfates[modifier | modifier le code]

Article détaillé : sol sulfaté acide.

Il existe dans le monde de nombreux « sols acides à sulfates » qui peuvent avoir des sulfures comme origine (sulfures de fer : pyrite, marcassite, mackinawite (en), greigite, etc.). Ces sulfures s'accumulent via un phénomène de pyritisation. Dans les sédiments la pyritisation apparaît après le stade « monosulfure noir » en présence de soufre quand le taux de « fer réactif » disponible augmente (jusqu'à 80 % du fer peut alors être pyritisé en 10 ans[1]).

Exemples[modifier | modifier le code]

Utilisations[modifier | modifier le code]

Présence dans la nature[modifier | modifier le code]

De nombreux minerais métalliques sont des sulfures, notamment :

Sécurité[modifier | modifier le code]

Beaucoup de sulfures sont relativement toxiques par inhalation ou injection, en particulier si l'ion métallique est toxique. En outre, beaucoup de sulfures, s'ils sont en présence d'un acide minéral fort (ou des acides stomacaux !), émettent du sulfure d'hydrogène, qui est toxique.

De plus, beaucoup de sulfures, en particulier les sulfures organiques sont assez inflammables, et quelques-uns sont extrêmement inflammables. Quand un sulfure brûle, les fumées contiennent très souvent du dioxyde de soufre (SO2), qui est un gaz toxique.

Références[modifier | modifier le code]

  1. J. Vieillefon (1972), Compte rendu simplifié du symposium sur les sols acides à sulfates Wageningen (Pays-Bas) ; Cah.ORSTOM, série Pédol., vol.XI, n°2, 1973:193-198 ; août 1972 / IRD (PDF, 6 pages).

Voir aussi[modifier | modifier le code]