Soufre
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Soufre
PhosphoreSoufreChlore
O
  Structure cristalline orthorhombique

16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
S
Se
Table complèteTable étendue
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
Phrases R : 11,
Phrases S : 16, 26,
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.

Sommaire

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, mais est fortement soluble 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 (sauf 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[9], gaz toxique qui présente une odeur caractéristique d'œufs putréfiés.
  • L'élément chimique soufre existe combiné avec l'élément chimique oxygène dans plusieurs oxydes, dont SO2 et SO3, de nombreux oxoacides et dans les oxoanions correspondants.
  • Ses combinaisons avec l'élément chimique carbone se trouvent dans le pétrole, les gisements de gaz naturels et dans certains acides aminés.
  • Ses combinaison avec les métaux sont essentiellement sous formes de sulfures et de sulfates.

Isotopes

Le soufre possède de nombreux isotopes dont quatre sont stables : 32S, 33S, 34S et 36S. Leur abondance dans la nature est donnée dans le tableau ci-contre. 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 RMN du soufre souffre de pas être une technique courante.

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 le soufre alpha, Sα de formule : S8, appelé cyclo-octasoufre. 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, s’étale 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 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

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. Les autres ions polysulfure ne sont que des caténations plus longue de l’ion disulfure.

Composés du soufre

Les oxydes de soufre[10]

Il existe plus de 30 oxydes de soufre (neutres) SnOm parmi lesquels deux ont une importance industrielle, SO2 et SO3. L’oxyde le plus simple 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 148 ppm.

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

  • SO2 + H2O → H2SO3

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

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 à SO3. La troisième est une étape d'hydratation conduisant à l'acide sulfurique.

  • 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 HSO3- et l'ion sulfate SO42-.

Les sels d'Epsom, le sulfate de magnésium, 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 10 min. 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

L'ion thiosulfate a comme formule S2O32-. Son usage en chimie analytique est fréquent dans la réaction avec le diiode. Il se transforme en ion tétrathionate suivant l'équation de base de l'iodométrie :

  • S2O32- + I2 → S4O62- +2 I-

Le thiosulfate de sodium ou d'ammonium 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 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 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[11]. La structure du tétramère 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.

Les polymères de nitrure de soufre ou 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[12]. Ces structures ont également des propriétés optiques remarquables.

Rôle biologique

Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communs 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

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

Homère mentionna le soufre 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 massacres puis pend 12 jeunes filles qui avaient vécues 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 occurrences :

  • 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.

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. La première méthode de préparation semble dater de l'an 1044[13]. 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

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[14].

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.

Les xanthates (en) sont 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.

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.

Le soufre et les alchimistes

Le « foie de soufre » utilisé pour solubiliser des métaux, dont l'or était la « combinaison de l'alkali fixe avec le soufre »

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 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[15] : 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

  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 », dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
  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. 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. Greenwood N.N. & Eanrshaw A (2003) Chemistry of the elements. 2nd Ed. Elsevier p.722.
  12. (en) M. M. Labes, P. Love et L. F. Nichols, « Polysulfur nitride - a metallic, superconducting polymer », dans Chemical Reviews, vol. 79, no 1, 1979, p. 1-15 [lien DOI] 
  13. Butler A.R. (1988). Chem. in Britain, 1119-1121.
  14. Etablir 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).
  15. Ce procédé a été développé entre 1891 et 1894 par H. Frasch.

Voir aussi

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Articles connexes

Liens externes



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1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


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  • SOUFRE — n. m. Corps simple, métalloïde, sec, friable, de couleur jaune, qui brûle avec une flamme bleue et qui exhale, en brûlant, une odeur forte et suffocante. Fleur de soufre. Soufre en canon. Vapeur de soufre. être suffoqué par l’odeur de soufre.… …   Dictionnaire de l'Academie Francaise, 8eme edition (1935)

  • soufre — siera statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. sulphur vok. Schwefel, m rus. сера, f pranc. soufre, m …   Fizikos terminų žodynas

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