L’élément chimique « soufre » est connu sous le symbole S et porte le numéro atomique 16. Membre du groupe des chalcogènes, il constitue un non-métal multivalent, insipide, abondant et insoluble dans l’eau. On le rencontre souvent sous forme de cristaux jaunes dans divers minéraux comme les sulfates et les sulfures. Il est aussi connu sous forme native, notamment dans les régions volcaniques. Toutefois, la plupart du soufre exploité est d’origine sédimentaire.
Le soufre est un élément essentiel pour l’ensemble des êtres vivants. Il joue un rôle important dans la formule de la cystéine et de la méthionine (deux acides aminés naturels) et, par conséquent, dans plusieurs protéines. À 90 %, le soufre est transformé en acide sulfurique, produit de base de l’industrie chimique. Presque 60 % de la production de cet élément sont sous forme d’engrais (sulfates) et de phytosanitaire fongicide. Environ 34 % servent à des applications non agricoles comme l’élaboration des tripolyphosphates pour les détergents et le dioxyde de titane. On peut aussi citer l’alimentation humaine et animale, ou encore le processus de lixiviation en exploitation minière. On retrouve également la fabrication de la pâte à papier, de l’acide fluorhydrique, de la poudre à canon, des laxatifs, des insecticides, des allumettes, etc.
Le soufre est un non-métal multivalent, insipide, inodore et insoluble dans l’eau. L’odeur communément associée à cet élément chimique n’est pas causée par le soufre élémentaire, mais à d’autres composés soufrés qui se sont formés. Le soufre est un élément allotropique et peut donc exister aussi bien à l’état liquide, solide que gazeux.
Le soufre est un corps simple non métallique qui est de couleur jaune pâle. Ce solide brûle avec une flamme bleue en émettant du dioxyde de soufre SO2, une odeur particulièrement suffocante. Il n’est pas soluble dans l’eau ni dans la plupart des solvants polaires. En revanche, il l’est dans les solvants apolaires ainsi que dans le disulfure de carbone (CS2). Dans la nature, il est présent sous forme de gisement.
Le soufre se combine avec tous les autres éléments chimiques, sauf les gaz nobles. Ses états d’oxydation les plus communs sont -2 (sulfures), 0 (corps simple), +4 (dioxyde et dérivés) et +6 (trioxyde et dérivés). Parmi les composés qu’il forme avec l’hydrogène, on retrouve la plus simple : le sulfure d’hydrogène H2S. Ce dernier est un gaz toxique ayant une odeur d’œuf pourri. Le soufre peut également se combiner avec l’oxygène dans plusieurs oxydes, et former entre autres du dioxyde de soufre SO2 et du trioxyde de soufre SO3. On en retrouve aussi dans de nombreux oxoacides et dans les oxoanions correspondants. On observe aussi du soufre combiné à du carbone dans certains acides aminés, le pétrole et les gisements de gaz naturel. Enfin, cet élément chimique de symbole S se combine avec la plupart des métaux pour constituer des sulfates et des sulfures.
La masse atomique standard du soufre est de 32,065(5) u. Jusqu’à ce jour, cet élément chimique est connu pour avoir 25 isotopes et un isomère nucléaire, de nombre de masse compris entre 26 et 49. Les isotopes les plus stables sont :
Seul le noyau de l’isotope 33S a un spin nucléaire non nul d’une valeur de 3/2. La spectroscopie RMN du soufre est peu développée en raison de la faible teneur de cet isotope et du fait que le spin ne soit pas ½. La spectroscopie est une technique exploitant les propriétés magnétiques de certains noyaux atomiques qui est basée sur le phénomène de résonance magnétique nucléaire (RMN).
On entend par allotropie la faculté de certains corps simples à exister sous des formes moléculaires ou cristallines différentes. Les formes allotropiques du soufre sont très nombreuses, qu’elles soient à l’état solide, gazeux ou liquide. La plus stable à l’état solide est le soufre alpha Sα (de formule S8) qui correspond au cyclo-octasoufre, et ce, selon les conditions normales de température. L’introduction de la notation 1/8 S8 est ainsi d’usage pour une écriture correcte des équations chimiques impliquant le soufre. L’existence de cette structure fut prouvée par rayons X par J.T. Burwell et B.E. Warren en 1935, puis montrée par cryoscopie dans l’iode fondu par E. Beckmann.
Le système de variétés allotropiques du soufre figure parmi les plus complexes qui soient. Cela est dû à la facilité de caténation de cet élément ainsi qu’aux innombrables formules d’assemblage dans lesquelles chaque type de molécule peut cristalliser. Les liaisons S-S sont très souples comme le prouvent les trois critères ci-après. D’abord, les longueurs de liaison observées mesurent entre 180 pm et 260 pm. Ensuite, les angles S-S-S sont de 90° à 180°. Enfin, l’énergie des liaisons S-S peut aller de 265 à 430 kJ/mol.
Le soufre est capable de former une grande variété de molécules de formule Sn par synthèse. À titre d’exemple, A. Kotuglu et M. Schmidt ont préparé et caractérisé les molécules S18 et S20 en 1973. L’ordre de stabilité des molécules Sn sous forme liquide et solide est le suivant : S8 > S12 > S18 > S20 > S9 > S6 > S10. Il a été vu que la variété allotropique du soufre la plus stable est le S8. Elle est cristallisée dans le système orthorhombique. On en trouve dans le lait de soufre colloïdal, la fleur de soufre (obtenue par sublimation) et le canon de soufre (obtenu par fusion). Par ailleurs, les autres variétés allotropiques du soufre se transforment apparemment en Sα à température ambiante. En ce qui concerne la molécule S8, elle a une chaîne en forme de zigzag. Celle-ci est composée de quatre atomes dans un plan et de quatre autres dans un plan parallèle. La longueur de liaison est de 206 pm et les angles mesurent 108°. Un changement de phase s’opère à 95,3 °C et ces molécules S8 se cristallisent dans un réseau monoclinique. La densité du soufre passe donc de 2,07 à 2,01.
Le soufre amorphe ou plastique de soufre est une forme inhabituelle formée de longues chaînes de formule Sn avec un n supérieur à 20 000. Pour l’obtenir, il convient de chauffer le soufre à 160 °C pour qu’il devienne liquide, puis de le verser brusquement dans de l’eau froide. Il en sortira une matière élastique brune qui peut durer plusieurs jours et qu’il est possible d’étirer comme du caoutchouc. Une fois étendue et analysée aux rayons X, celle-ci montrera un motif en vagues ou en paliers qui est formé de quatre blocs de deux atomes de soufre, répété des milliers de fois.
Le soufre a des cristaux de différentes sortes selon la température. Ses formes cristallines les plus courantes sont celles qui sont monocliniques et rhombiques. Les paramètres de ces octacèdres orthorhombiques sont a = 1,046 nm, b = 1,286 6 nm et c = 2,448 6 nm. Au-dessus de 96 °C, la forme monoclinique est stable. En dessous de cette température, la forme stable est celle qui est rhombique.
En phase vapeur, le soufre peut se trouver sous forme de molécules Sn (n = 2 – 10) en proportion selon la température et la pression. Située entre 600 °C et 620 °C, la vapeur de soufre est de couleur jaune. Sa forme la plus stable est S8. Entre 621 °C et 720 °C, la vapeur de soufre est constituée d’un mélange de S6, de S7 et de S8. Au-delà de 720 °C, la forme S2 dotée d’une double liaison est prédominante. De couleur bleue, elle est dans un état triplet de spin qui est analogue à l’O2.
Le soufre liquide mérite d’être soulevé, car, à 159,4 °C, il affiche une transition avec la formation d’un polymère auquel on donne la formule S∞. On peut observer une discontinuité de ses propriétés, dans le sens où certains facteurs changent extraordinairement d’un facteur 104 tel que la viscosité. Le soufre atteint sa viscosité maximale à 190 °C avant de rechuter avec la température.
La caténation ou la concaténation est la propriété d’auto liaison d’un élément chimique. En effet, il s’agit de sa capacité à former de très longues chaînes moléculaires par le biais de liaisons covalentes. Le soufre fait partie des éléments capables de se caténer, car l’énergie de la liaison S-S est assez élevée, ce qui la rend stable. Elle est en moyenne de 260 kJ/mol, mais peut atteindre 400 kJ/mol dépendant de la forme du soufre. Par caténation, il est possible d’obtenir des macromolécules de type Sn à partir de 160 °C, avec un n pouvant atteindre le million. Il s’agit de fibre de soufre qui forme des hélices dans une structure hexagonale. Dénommée S∞, cette forme de soufre est jaune foncé, mais cette couleur peut varier avec la présence d’autres composés soufrés ou de diverses impuretés. Plusieurs conformations sont susceptibles d’être adoptées lors de la caténation du soufre, et ce, en fonction de l’orientation de la liaison S-S formée.
À titre de rappel, les cations et les anions sont deux ions ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons de valence. Ce phénomène donne alors à l’ion une charge nette positive (cation) ou négative (anion).
Depuis 1804, il a été observé que le soufre se transforme dans les oléums (des mélanges anciennement appelés acides sulfuriques fumants). Il donne les couleurs jaune, bleu ou rouge selon les conditions. Désormais, on sait qu’il s’agit du phénomène d’oxydation en divers cations Sn2+. Tout comme le tellure et le sélénium, le soufre a ainsi des propriétés chimiques incluant des états d’oxydation.
Les cations de ce genre peuvent également être obtenus de manière plus contrôlée en laboratoire. Il convient d’oxyder le soufre élémentaire (S8) par du pentafluorure d’arsenic : S8 + 2 AsF5 → (S8)2+(AsF6)2− + AsF3.
Le soufre donne surtout naissance à des anions en conditions naturelles. On retrouve les anions polysulfures Sn2- ainsi que l’anion sulfure S2- (base conjuguée de H2S). Par exemple, les anions disulfures S22- se trouvent à l’état naturel dans la marcassite et la pyrite. Il s’agit de la forme basique de H-S-S-H, l’analogue du peroxyde d’hydrogène H2O2. L’anion S3–, quant à lui, possède des propriétés similaires à l’ozone O3, dont sa structure cyclique triangulaire. Cet ion bleu intense est soluble dans le réseau cristallin des silicates. Il est présent dans la roche métamorphique lapis-lazuli et le minéral lazurite, dont le pigment bleu azur provient d’ailleurs. L’ion S3– est également présent dans le laitier de hauts-fourneaux qui est riche en sulfures, auquel il confère son aspect bleu pâle. La teinte bleutée des bétons non oxydés à base de ciment sidérurgique provient également de l’espèce S3– qui les composent. Les autres ions polysulfures à chaîne ramifiée ou plus longue sont le simple résultat de la caténation plus poussée de l’ion disulfure.
Les composés chimiques contenant du soufre sont nombreux et proviennent d’autant de phénomènes naturels (volcanisme, érosion…) que d’activité humaine (essentiellement par utilisation de combustibles fossiles). Les principaux composés du soufre présents dans l’atmosphère sont le dioxyde de soufre, le trioxyde de soufre, les sulfates et le sulfure d’hydrogène.
On relève plus de 30 oxydes de soufre SnOm, dont les deux ayant une importance industrielle sont le dioxyde de soufre et le trioxyde de soufre. Les formules de ces composés chimiques sont respectivement SO2 et SO3. Le monoxyde de soufre SO a été identifié par son spectre ultraviolet, mais son instabilité au niveau thermodynamique ne permet pas son isolement. La liaison S-O a une longueur de 148 pm.
Concernant le dioxyde de soufre, ce gaz est incolore, dense et toxique dans les conditions normales de température et de pression. Ce composé chimique se forme par combustion de combustibles fossiles contenant du soufre tels que les produits pétroliers ou le charbon. Il est très soluble dans l’eau pure et forme peu d’acide sulfurique. En revanche, dans l’eau, le dioxyde de soufre donne l’acide sulfureux (SO2 + H2O → H2SO3). Ce dernier est la forme acide de l’ion hydrogénosulfite HSO–3 qui, lui-même, est la forme acide de l’ion sulfite SO2-3. Le dioxyde de soufre est l’additif chimique le plus employé dans l’élaboration et la stabilisation du vin. Il agit comme un antioxydant qui ralentit la vitesse des réactions d’oxydation. Ce composé du soufre est aussi utilisé en blanchiment de papier et de fruits secs.
L’acide sulfurique (H2SO4) constitue le plus fort des acides simples. Il est incolore et inodore. La synthèse de ce composé chimique comporte trois étapes. La première consiste à oxyder le gaz à l’air à haute température (450 °C) pour produire le dioxyde de soufre. La deuxième est l’oxydation ultérieure qui, en présence d’un catalyseur comme V2O5, conduit au trioxyde de soufre. La troisième étape est l’hydratation permettant de produire de l’acide sulfurique :
S + O2 → SO2,
SO2 + ½ O2 → SO3,
SO3 + H2O → H2SO4.
Comme le trioxyde de soufre se dissout lentement dans l’eau, il est introduit dans l’acide sulfurique dilué pour donner de l’acide sulfurique concentré. Le rapport de mélange SO3 / H2O est inférieur ou égal à 1. L’ion hydrogénosulfate HSO4- ainsi que l’ion sulfate SO42- sont les formes basiques de l’acide sulfurique.
Également appelé sel d’Epsom ou epsomite, le sulfate de magnésium MgSO4 est utilisé en tant que laxatif. Il peut aussi être employé comme exfoliant, additif de bain ou encore source de magnésium pour la croissance des plantes. Dans le domaine de l’industrie, l’acide sulfurique est le produit chimique le plus utilisé. Il est nécessaire dans la fabrication d’engrais, d’explosifs, de pigments…
De formule H2S, le sulfure d’hydrogène est également appelé hydrogène sulfuré ou sulfane. Ce gaz incolore et toxique est reconnaissable à son odeur d’œuf pourri. En effet, celle-ci est détectable dès 0,02 pm dans l’air et anesthésie le nerf olfactif vers 150 pm. À ce stade, les effets du sulfane sur la santé sont irréversibles en dix minutes, car sa toxicité est similaire à celle du cyanure d’hydrogène.
Le sulfure d’hydrogène est naturellement émis par les bactéries, les volcans ainsi que les émanations des sources d’eau chaude. Ce composé chimique est présent dans le gaz naturel et le pétrole brut. Par ailleurs, le sulfure d’hydrogène s’obtient par dégradation anaérobie par les microorganismes, notamment dans les stations d’épuration ou lors de la décomposition des algues.
SnCl2 + 2 H2S → 2 HCl + H2Sn+2
Les formes acides des ions polysulfure Sn2- sont les polysulfanes H2Sn avec n compris entre 2 et 8. Il est possible de préparer ceux-ci par chauffage du sulfure de sodium Na2S ou par réaction de SnCl2 avec H2S, puis de les purifier par distillation. On assiste à leur dismutation en H2S et S8 en milieu basique.
Le thiosulfate est un ion ayant pour formule S2O32-. Il forme des cristaux déliquescents qui se dissolvent dans l’éthanol. Cet ion est employé comme réducteur dans le processus de fabrication des colorants synthétiques. En chimie analytique, il est surtout utilisé dans la réaction avec le diiode I2. Le thiosulfate se transforme en ion tétrathionate S4O62- selon l’équation de base de l’iodométrie : 2 S2O32− + I2 → S4O62− + 2 I−.
Le thiosulfate d’ammonium (NH4)2S2O3 ou de sodium Na2S2O3 était utilisé comme agent fixateur en photographie argentique. Une fois l’image latente révélée, on trempait la photo dans une solution de thiosulfate de sodium. Ce dernier dissout le bromure d’argent composant la surface de la photo, et ce, après complexation des ions argent Ag+ par les ions thiosulfate. Le complexe Ag(S2O3)– se forme et est suffisamment stable pour déplacer l’équilibre de précipitation du bromure d’argent. Une fois dissous, ce dernier ne noircit plus à la lumière et cela fixe la photo.
W. Gregory fut le premier à préparer du nitrure de soufre en 1834. La stœchiométrie de ce composé chimique a été établie en 1851, et sa nature tétramérique en 1896.
Par ailleurs, les polythiazyles ont également des propriétés optiques indéniables.
Le soufre constitue un bon ligand pontant, en l’occurrence le S22-. En chimie, un ligand est un atome, un ion ou une molécule qui porte des groupes fonctionnels et permet à plusieurs atomes ou ions centraux de se lier. S est notamment capable de jouer le rôle de donneur de type R2S dans un ligand de classe b. Ici, S est différent de O qui, quant à lui, constitue un ligand de type a. S peut également être un donneur de deux e– et former deux liaisons dans ce qu’on appelle un ligand de type μ2. Ce dernier peut aussi être de type μ3 ouμ4 lorsque S donne respectivement quatre e– et six e–. Cela engendre la formation de trois et de quatre liaisons. Jusqu’à ce jour, aucun complexe de soufre possédant six ou huit atomes métalliques n’a été identifié.
Avec des métaux, le S2 (disulfure) forme plusieurs complexes : soit chaque S se lie à un atome M, soit un atome M forme une liaison avec chaque S et crée ainsi un pont. La distance interatomique S-S moyenne dans ce genre de complexe est située entre 201 et 209 pm.
Les oxohalogénures de soufre se distinguent en deux grandes familles : les dihalogénures de sulfuryle (O2SX2) ainsi que les dihalogénures de thionyle (OSX2).
Ces composés du soufre, volatils ou gazeux, sont incolores. Ils sont tétraédriques. Le dihalogénure de sulfuryle le plus important dans le domaine de la chimie organique est O2SCl2, un composé formé à partir de SO2 catalysé par FeCl3. En effet, il permet entre autres d’insérer un groupe Cl ou O2SCl à la place d’un OH.
Ils sont également soit des gaz soit des composés très volatils. Parmi les dihalogénures de thionyle, on retrouve l’OSF2 et l’OSCl2 qui sont incolores et l’OSBr2 qui est de couleur orange. Leur point de fusion remonte quand on descend la colonne des halogènes. Il est notamment de −110,5 °C pour OSF2, de −104,5 °C pour OSCl2 et de −52 °C pour OSBr2.
La distance interatomique O-S de ces composés du soufre est assez constante alors que celle de S-X varie. Elle est de 158,5 pm pour OSF2 et de 227 pm pour OSBr2. En revanche, l’OSCl2 est instable et se décompose au-dessus de 30 °C en S et I2. Pourtant, il est l’halogénure de thionyle le plus important, car il est essentiellement employé pour déshydrater certains composés inorganiques halogénés. Il est préparé suivant les réactions ci-après :
SO2 + PCl5 → OSCl2 + OPCl3
SO3 + SCl2 → OSCl2 + SO2
Quelques enzymes communes à toutes les cellules vivantes, telles que le coenzyme A contiennent du soufre. Tel est également le cas des acides aminés cystéine, taurine et homocystéine.
Les liaisons disulfures entre polypeptides interviennent dans l’assemblage et la structure des protéines.
À la place de l’eau, certaines bactéries utilisent le sulfure d’hydrogène comme donneur d’électron dans un processus similaire à une photosynthèse primitive.
Les plantes absorbent du soufre contenu dans le sol sous forme d’ion sulfate.
Les centres fer-soufre des métalloprotéines contiennent du soufre inorganique. Par ailleurs, cet élément chimique de symbole S constitue le ligand du site CuAi de l’oxydase du cytochrome c.
« Soufre » provient de la francisation du mot espagnol « Azufre » qui, lui-même, tire son nom du latin « sulfur ». Ce mot trouve aussi son origine de l’arabe « As-Sofr » signifiant littéralement « jauneté ». Soufre diffère du mot « sulfure » qui provient du sanskrit « çulbâri » signifiant ennemi du cuivre. Les Arabes andalous ont développé des connaissances chimiques médiévales et introduit ces termes en Europe occidentale. Toutefois, la plupart des étymologistes se mettent d’accord pour tirer le « soufre » du latin « sulfur ».
Le soufre constitue l’un des éléments les plus anciens de l’histoire de l’humanité, dans le sens où la date exacte de sa découverte est incertaine. Par conséquent, il est impossible de savoir laquelle des civilisations antiques l’utilisa réellement pour la première fois.
Dans la Bible, le soufre accompagne le feu infernal et les enfers. Cet élément chimique y est mentionné à plusieurs reprises, notamment dans :
Il est possible que la supposée odeur de soufre de l’enfer soit liée aux éruptions volcaniques. Son découvreur a sûrement rencontré des mines de soufre comme des terres poussiéreuses ou encore des cristaux jaunes à côté d’un volcan.
Vers 150 av. J.-C., l’homme politique romain Caton l’Ancien inclut le soufre dans une recette d’insecticide contre la pyrale de la vigne. Au IXe siècle av. J.-C. et en -424, cet élément composa avec le goudron et le charbon un mélange permettant de brûler les murs d’une ville. Le soufre apparaît également dans le livre XXII de l’Odyssée, notamment dans le massacre des prétendants. Ulysse le brûle afin de purifier sa maison. Par ailleurs, le médecin, pharmacologue et botaniste Dioscoride décrit le soufre comme un corps jaune qui brûle avec une petite flamme bleue accompagnée d’une fumée irritante. Celui-ci fut une des premières armes chimiques, car il fut employé par les militaires en vue de faire fuir l’ennemi.
Les Égyptiens utilisaient le soufre pour traiter l’inflammation des paupières et soulager la gale et l’acné, application que l’on retrouve encore dans les articles dermatologiques. Les Romains l’employaient dans leurs rituels comme agent de blanchiment et fumigant et illuminaient ainsi les cirques avec. Le soufre qui brûle libère du SO2, gaz procurant un milieu antibactérien et capable d’annihiler les insectes. Quant aux Grecs, ils utilisaient cet élément pour créer des armes incendiaires. Les Chinois, pour leur part, découvrirent que le mélange soufre-salpêtre (KNO3) donnait lieu à un matériau noir pouvant servir de poudre à canon. Cette découverte a marqué un revirement historique et a suscité une grande demande pour la pierre soufre.
Après l’émergence de la poudre à canon, la convoitise pour le soufre (surtout de l’acide sulfurique) n’a fait que croître.
En 1777, le chimiste Antoine Lavoisier proposa à la communauté scientifique de considérer le soufre comme un élément et non un composé. Toutefois, Humphry Davy continuait de croire le contraire à la suite d’expériences avec du soufre impur. En 1809, les chimistes Joseph Louis Gay-Lussac et Louis Jacques Thenard ont confirmé la thèse de Lavoisier. En effet, le « foie de soufre » employé pour solubiliser les métaux comme l’or était la « combinaison de l’alcali fixe avec le soufre ».
Au XVe siècle, on utilisait le soufre comme désinfectant de locaux au temps de la peste noire.
En 1781, le pharmacien et chimiste français Nicolas Deyeux détecta le soufre dans certaines plantes. En 1813, H.A. Vogel le décela dans la bile et le sang d’animaux. En effet, cet élément chimique existe dans deux des 20 aminoacides naturels. Ensuite, ses propriétés fongicides sont identifiées par le botaniste William Forsyth en 1802. En 1831, W.C. Zeise prépara le premier thiol C2H5SH qui fut appelé mercaptan à l’époque. La même année, le procédé de contact en vue de préparer du SO3 avec l’oxyde de vanadium V2O5 comme catalyseur est breveté. Par ailleurs, à partir du S2CL2 et du NH3, M. Gregory a préparé pour la première fois du cluster S4N4.
En 1839, la compagnie américaine Goodyear utilisa du soufre dans le procédé de vulcanisation du latex.
En 1845, l’oïdium de la vigne fut une maladie émergente de l’Angleterre et ravagea le vignoble français, puis européen. Grison, Hardy et Duchartre ont alors démontré l’efficacité du soufre contre cette maladie. Gonthier invente ensuite un soufflet permettant de pulvériser de la fleur de soufre sur les feuilles de vigne mouillées. En 1853, l’horticulteur Rose Charmeux teste le poudrage à sec qui s’avère efficace. Celui-ci sera employé dans toute l’Europe afin de redresser la production viticole à partir de 1858. En 1880, trois poudrages annuels sont alors recommandés. Cela nécessite 120 à 150 kg/ha de soufre trituré ou 80 à 90 kg/ha de fleur de soufre, et ce, par an. En 1885, le fongicide de synthèse bouillie bordelaise s’y ajoute afin de traiter le mildiou de la vigne.
En 1926, le physicien et chimiste anglais Francis William Aston a identifié par spectrométrie de masse les isotopes 33 et 34. En 1920, il n’avait détecté que le 32S, l’isotope le plus abondant.
Depuis le XIXe siècle, on assiste à une consommation croissante du soufre en raison de la chimie et du blanchiment de la soie et de la laine. La production d’acide sulfurique, d’allumettes et de poudre à canon y contribue également. À partir de la seconde moitié du XIXe siècle, cette forte demande touchera aussi le domaine de l’agriculture, car les propriétés fongicides et désinfectantes du soufre seront très appréciées. À la fin du XIXe siècle, le vignoble à lui seul consomme 100 000 à 150 000 t/an. Les sulfates de potassium, d’ammonium et de magnésium sont aussi très demandés pour fabriquer divers engrais. Cela conduit alors à la construction de sublimeries et de tritureries de soufre. Des dizaines de ces usines se trouvent autour des villes comme Bordeaux, Marseille, Sète, Frontignan, Montpellier et Narbonne afin de répondre aux besoins des vignerons. Pendant que la demande industrielle et agricole augmentait, une grosse production de soufre était réalisée par la désacidification de certains gaz naturels. La production de carburants désoufrés a également marqué cette période. Ce type de carburant était imposé par un nombre croissant de législations visant à diminuer les pluies acides et la pollution de l’air.
Actuellement, le soufre trituré ventilé ou micronisé est encore utilisé en agriculture biologique et chez les particuliers en tant que répulsif, acaricide et fongicide. Cependant, son utilisation devrait être modérée sur certaines cultures. Bien qu’il soit peu actif sous 18 °C et optimal à 23-25 °C, il peut devenir phytotoxique au-delà de 35 °C dépendant de la nature des formulations. De plus, ce produit donne un goût soufré au jus de raisin ou au vin.
Comme le soufre n’est pas soluble dans l’eau, il est généralement utilisé sous forme de poudre dispersable par poudrage ou en solution en agriculture. Selon ces critères, ci-dessous les formes les plus rencontrées :
Dans le domaine de l’agriculture, le soufre constitue l’un des éléments les plus largement employés, quelle que soit sa forme.
Comme le carbone, le phosphore, l’azote, l’eau et l’oxygène, le soufre est un élément essentiel à la vie et possède son propre cycle de vie. On appelle ce dernier le cycle mondial du soufre. La brûlure du pétrole, du charbon et du gaz modifie ce cycle en acidifiant l’air, la mer, les sols, les pluies ainsi que les écosystèmes. Cela s’effectue par émission de dioxyde de soufre et de soufre réactif.
En 2020, une importante quantité de soufre est introduite dans le sol par le biais des pesticides et des engrais. Leurs effets écologiques « majeurs » se révèlent en cascade sur le long terme, mais sont pourtant sous-étudiés. Selon Eve-Lyn et al. (2020), l’analyse du cycle du soufre implique également l’étude des rôles intégrés du climat, de l’hydrologie et d’autres cycles d’éléments dans le changement des processus et des flux du soufre. Cela concerne l’intérieur et l’entourage des zones de sources agricoles. Les agriculteurs, les scientifiques, les autorités de régulation et les gestionnaires des terres engagés dans la transition vers l’agroécologie sont impliqués dans cette étude.
De nos jours, les carburants sont plus ou moins désoufrés, mais la modification anthropique du cycle du soufre n’est pas encore terminée. Une fois les hydrocarbures facilement accessibles épuisés, l’industrie d’extraction des ressources fossiles se tournera vers les hydrocarbures non conventionnels. Ces derniers sont souvent plus riches en soufre et en d’autres contaminants que les hydrocarbures conventionnels. En parallèle, la réglementation devrait imposer à la marine marchande d’employer des carburants nettement moins soufrés. Il est à noter que celle-ci est actuellement responsable de 75 % des émissions d’oxyde de soufre. Ainsi, le soufre ne figure pas sur la liste des éléments qui risquent de manquer. Au contraire, il sera excessivement présent dans les sols agricoles.
Le soufre est un non-métal naturellement abondant et se trouve dans divers minéraux sous forme de sulfures comme la pyrite, la galène et le cinabre. Il compose aussi d’autres éléments sous forme de sulfates tels que les vitriols, la barytine et le gypse. Cet élément chimique de symbole S se trouve également au niveau des sources chaudes et des fumerolles ainsi que dans les gaz volcaniques.
Le soufre est aussi présent en petites quantités dans le pétrole et le charbon. Ces derniers produisent de l’anhydride sulfureux, une fois brûlés. Celui-ci se combine ensuite avec l’eau présente dans l’atmosphère pour produire les pluies acides. C’est pourquoi les normes sur les carburants exigent davantage que le soufre soit extrait des combustibles fossiles. Ce minéral extrait est alors raffiné et représente une majeure partie de production de soufre.
On rencontre une extraction du soufre le long de la côte du golfe du Mexique selon le procédé Frasch. Ce dernier consiste à chauffer de l’eau liquide à 160 °C et de l’injecter dans le gisement de soufre, ce qui le fait fondre. Ensuite, de l’air comprimé est injecté dans le puits afin de remonter le soufre fondu à la surface. Des navires spécialisés dénommés soufriers sont utilisés si le soufre transporté est en grande quantité.
Dans le calendrier républicain français, le mois de nivôse correspond à la période du 21 décembre au 19 janvier du calendrier grégorien. Le quatrième jour de ce mois porte le nom de Soufre.
✍️ Contenu rédigé par Kévin Papot , expert en lithothérapie et co-fondateur de France Minéraux.
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