L'acide sulfurique est des des produits chimiques industriels les plus important : acide fort peu volatil, agent de sulfonation. Sa synthèse est opérée à partir du soufre sous toutes ses formes.

1. Le soufre

1.1. Existence et préparation.

Le soufre existe sous plusieurs formes dans la nature :

- à l'état natif dans les terrains volcaniques et certaines terres sédimentaires (Louisiane, Texas).

- On l'extrait aussi des sulfures : H2S (15% du gaz de Lacq) , FeS2 (pyrites) , ZnS (blende) , PbS (galène) et des sulfates (anhydrite ou gypse CaSO4).

Pour extraire le soufre natif (Calcacaroni en Sicile), on fait des meules de soufre de 4 m de haut, on y met le feu, le soufre fond et coule. Il est alors récupéré en lingots.

Procédé Frash au Texas :

On récupère aussi le soufre à partir du gaz naturel : 4000 tonnes par jour à Lacq (le soufre solide est plus facile à transporter). Une partie de H2S est brûlé en SO2 , puis SO2 réagit avec H2S pour donner du soufre : SO2 + H2S 3 S + H2 O

1.2. Propriétés physiques et variétés allotropiques

Le soufre est un très mauvais conducteur de la chaleur et de l'électricité, d'où le ”cri du soufre” lorsque l'on plonge un canon de soufre dans de l'eau bouillante. Il s'électrise par frottement : c'est un diélectrique.

Il existe plusieurs variétés allotropiques de soufre :

Le soufre : octaèdrique, rhomboèdrique ; sa masse volumique vaut 2060 kg.m-3 .

Le soufre : clinorhombique, en aiguilles ; sa masse volumique vaut 1960 kg.m-3 .

L'équilibre entre le Sa et le Sb est pratiquement athermique ; son enthalpie vaut 0,38 kJ/mol. C'est un équilibre monovariant. Comme l'enthalpie est positive, la forme est stable à température élevée. Du soufre, dissous dans le sulfure de carbone CS2 , après évaporation de celui-ci, cristallise en octaèdres jaunes : Sa ; mais du soufre fondu et refroidi lentement cristallise tout d'abord sous forme d'aiguilles brunes.

Par chauffage lent, la