S02 + 2H20 + 2C1 S04H2 + 2HC
3S02 | 2Cr03 — Cr2 (SO'O^.
Sulfate do chrome.
En conséquence, l'acide sulfureux humide est un réducteur énergique ; on l'emploie fréquemment pour transformer les sels ferriques en sels ferreux, l'acide arsenique en acide arsenieux, pour précipiter le sélénium de l'acide sélénieux, etc.
Fe2 (S04)3 + S02 + 2H20 = 2S04Fe + 2SO^H2.
Sulfate ferrique. Sulfate ferreux.
As20"^ -f- 2S02 + 2H20 ==: As203 + 2S04H2. Se02 + 2S02 + 2H20 = Se + 2S04H2.
130 HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
Il détruit la plupart des matières colorantes d'origine végétale en les désoxydant.
Avec les peroxydes métalliques, il donne des sulfates ou des hyposulfates.
Mn02 -f S02 = SO^Mn (à chaud).
Mn02 + 2S02 z= S206Mn (à froid).
L'hydrogène sulfuré le décompose en donnant de l'acide pentathionique et du soufre ; enfin, l'hydrogène naissant le réduit à l'état d'acide hydrosulfureux ou d'acide sulfhydrique.
L'acide sulfureux est un acide assez énergique, qui attaque les métaux vulgaires et déplace l'acide carbonique de ses sels ; il est bibasique et donne avec les oxydes alcalins des sulfites neutres, de la forme S0-^^M2, et des sulfites acides, vulgairement bisulfites, de la forme S03HM. Les bisulfites se changent en hydrosulfites sous l'action de l'hydrogène naissant.
S03HNa + 2R = WO + S02HNa. '
103. Composition. — L'anhydride sulfureux est formé par la combinaison de un volume de vapeur de soufre avec deux volumes d'oxygène, condensés en deux ; pour le démontrer on fait brûler du soufre dans un ballon à long col, rempli d'oxygène sur la cuve à mercure (fig. 33), et on constate que le volume du gaz sulfureux produit est, après refroidissement, égal au volume de l'oxygène primitif. Le calcul des densités donne ensuite le volume de la vapeur de soufre.
ANHYDRIDE SULFURETX
109. Préparation. — Dans riiiiUistrie, on prépare l'acide sulfureux en brûlant du soufre ou de la pyrite à Tair : il est alors mélangé avec une grande quantité d'azote.
Dans les laboratoires, on le prépare en chauffant de l'acide sulfurique, dans un ballon ou une bouteille en
Fig. 33. — SyLtiiiS- ae Tacvde suiiurciix.
fer, avec un métal qui ne décompose pas l'eau, comme le cuivre ou le mercure, ou encore avec un métalloïde facilement oxydable, comme le soufre ou le charbon ; avec ce dernier l'acide sulfureux est mélange d'acide carbonique ihg. 34) :
2S0^H--^ + Cu SO^Cu — SO-^ -f 2RK). 2SO^H2 — S = 3S02 +2H20.
Etat naturel . — L'acide sulfureux se rencontre quelquefois dans l'atmosphère en proportion sensible
HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
il provient ordinairement de la combustion de matières sulfurées, par exemple de la houille pyriteuse.
Fig. 3i. — PréparatioQ de l'acide SLilfureux.
Les volcans en éruption en dégagent des quantités considérables.
Usages. — L'acide sulfureux sert surtout à la fabrication de l'acide sulfurique; on l'emploie aussi pour préparer les sulfites, liyposulfîtes et hydrosulfites, pour blanchir la laine et la soie, sur lesquelles le chlore n'a que peu d'action. A l'état liquide il sert comme réfrigérant, pour fabriquer la glace artificielle, enfin, il peut rendre des services comme antiseptique.
Acide hyposulfureux, S^O^H^.
110. Propriétés. — L'acide hyposulfureux est inconnu à l'état libre ; en effet, il se décompose, dès qu'on
ACIDE HYPOSULFURELX
le sépare de ses sels, en acide sulfureux et soufre, qui se précipite à Tétat amorphe.
SWH^z^SO^-f H20+S.
Ses sels cristallisent bien et se conservent sans altération à Tair : les plus communs sont Thyposulfîte de sodium S^O^Xa^ et l'iiyposultlte de calcium, S-O^Ca. Les oxydants énergiques les changent en sulfates ; Fiode les métamorphose en tétrathionates:
2S203Xa^ — 21 = S'^O^XV - 2XaI.
111. Préparation. — On prépare l'hyposulfite de sodium en faisant bouillir une dissolution de sulfite neutre de sodium avec de la fleur de soufre :
SO-^Xa2 + S=iS203Xa2,
ou bien en faisant passer un courant d'anhydride sulfureux dans une solution de sulfure de sodium :
2Na2S -f 3S02 = 2S'-0^:S'à'- + S.
L'hyposulfite de calcium se forme par oxydation à l'air des eharrées de soude (sulfure de calcium résidu de la fabrication du carbonate de soude par le procédé Leblanc) ; on peut l'en retirer par un simple lavage à l'eau.
Usages. — Les hyposulfites servent dans l'industrie comme antichlores, c'est-à-dire pour enlever aux étoffes blanchies au chlore l'odeur désagréable qu'elles conservent; on se sert aussi beaucoup de l'hyposulfite de sodium en photographie ^onv fixer les épreuves, c'est-à-dire pour dissoudre les sels haloïdes d'argent, •qui n'ont pas été impressionnés par la lumière.
CHIMIE g
HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
Anhydride^ sulfurique, SO^.
112. Propriétés physiques. — L'anhydride sulfurique est un corps solide blanc, cristallisé en aiguilles très fines, longues et soyeuses ; il répand à l'air d'épaisses fumées blanches, d'odeur suffocante.
Quand il est fraîchement préparé, l'anhydride sulfurique fond à 18^ et bout à 47^ ; à la longue, son point de fusion s'élève et peut monter jusque vers 100^ (de Marignac).
113. Propriétés chimiques. — L'anhydride sulfurique se décompose par la chaleur rouge en anhydride sulfureux et oxygène ; tous les corps oxydables le réduisent à l'état d'anhydride sulfureux, le phosphore même brûle avec flamme dans sa vapeur :
L'anhydride sulfurique est très avide d'eau ; il s'y combine avec violence, en faisant entendre un bruissement semblable à celui d'un fer rouge, pour donner l'acide sulfurique ordinaire SO'^H^ : aussi est-ce un déshydratant énergique, qui décompose et charbonne un grand nombre de matières organiques oxygénées.
Avec les hydrocarbures, il donne lieu quelquefois à des combinaisons régulières ; il s'unit notamment au benzène C^H^, pour former l'acide phéntjlsulfureux ou phènesulfoniqae C6H5(S03H), que les alcalis transforment en phénol C^H5(0H).
L'anhydride sulfurique ne rougit pas le tournesol sec, mais il se combine aux oxydes métalliques pour donner des sulfates. ' -
114. Préparation. — Dans les laboratoires, on prépare l'anhydride sulfurique en distillant l'acide pyrosulfu-
