SO'*H2==S02-|-0 + H

Usages. — L'anhydride sulfurique sert exclusivement à préparer l'acide pyrosulfiirique.

HYDROGÈNE ET METALLOÏDES

Acide pyrosulfurique, S20"?H2 ou S205(OH)2.

115. Propriétés physiques. — L'acide pyrosulfurique, qu'on appelait autrefois acide sulfurique de Nordhausen ou de Saxe, ou encore acide sulfurique fumant, est un corps solide blanc, cristallisé, fusible à 35°, qui répand à l'air d'épaisses fumées blanches. Dans le commerce, on le voit souvent rester liquide à froid parce qu'il contient presque toujours un peu d'acide sulfurique ordinaire ; souvent aussi il est brun, à cause des poussières atmosphériques qui sont carbonisées par lui.

Sa densité, très considérable, est égale à 1,9.

116. Propriétés chimiques. — L'acide pyrosulfurique se décompose très facilement, par la moindre élévation de température, en anhydride et acide sulfuriques : aussi possède-t-il à la fois les propriétés de ces deux corps. Très avide d'eau et violemment corrosif, il décompose presque tous les corps oxygénés ; l'indigo, cependant, s'y dissout sans altération, pour donner la teinture d'indigo; le benzène s'y combine comme avec l'anhydride pur.

Avec l'eau, il donne l'acide sulfurique ordinaire S0^H2 ; la réaction est accompagnée d'un dégagement de chaleur considérable.

Avec les bases il donne des sels particuliers appelés pyrosuif ates : le mieux connu est le pyrosulfate de sodium S20'^Na2 ; ces sels se dédoublent par la chaleur, comme l'acide lui-même, en anhydride sulfurique qui se volatilise et sulfate neutre qui reste comme résidu.

117. Préparation. — On préparait autrefois l'acide de ' Nordhausen au moyen du sulfate ferreux SO*Fe. Ce sel, qui est vert comme tous les sels ferreux, était d'à-

ACIDE SL'LFURIQUE 137

bord abandonné à Tair, jusqu'à ce qu'il se soit changé en sous-sulfate ferrique jaune, puis distillé à sec dans des cornues de grés' : il s'en dégageait alors des vapeurs d'anhydride, que Ton recueillait dans de l'acide sulfurique ordinaire.

2S0'^Fe + 0 = Fe-'O %2S03.

Sulfate ferreux. Sous-sulfate ferrique.

Fe^0^2S03 = Fe^Os — 2S0\ SO-^ 4-SO^H2=:S^O"H2.

Le résidu de la distillation est du peroxyde de fer anhydre, que l'on utilise, sous le nom de colcothar, pour polir les métaux ou le verre.

Actuellement, on obtient l'acide pyrosulfurique en dissolvant de l'anhydride sulfurique, préparé comme on l'a vu plus haut, dans de l'acide sulfurique ordinaire. Il sufiit de faire réagir les deux corps eu proportions convenables pour avoir immédiatement un produit pur.

Usages. — L'acide pyrosulfurique sert en teinture, pour dissoudre l'indigo, et dans l'industrie chimique, pour préparer le phénol ordinaire et un grand nombre de composés aromatiques du même genre (naplitols, alizarine, etc.).

Acide sulfurique, SO^H^ ou SO^OH)^.

118. Propriétés physiques. — L'acide sulfurique, anciennement Juiile de vitriol, est un liquide incolore, inodore, légèrement sirupeux, de densité 1,84.2.

Cette densité diminue nécessairement par addition d'eau : on l'apprécie dans le commerce au moyen du

HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES

pèse-acides ou aréomètre de Baumé, qui marque 66° dans l'acide salfurique pur.

Lorsqu'il est très dilué, on le reconnaît à ce qu'il donne avec les sels barytiques solubles, et notamment le chlorure de baryum BaCP, un précipité blanc de sulfate de baryum insoluble dans tous les réactifs.

L'acide sulfurique pur se congèle à 10° et commence à bouillir Vers 290° ; il subit alors un commencement de dissociation, et la température monte peu à peu jusqu'à 338°. Sa vapeur est entièrement dissociée en eau et anhydride sulfurique.

. L'acide sulfurique ne dissout que très peu de gaz, surtout quand il est chaud ; aussi son ébullition estelle assez pénible, elle est accompagnée de soubresauts, qui peuvent déterminer la rupture des vases dans lesquels on le distille. On remédie à cet inconvénient en chauffant ces vases, cornues ou autres, par leur pourtour au lieu de les chauffer par le fond ; on se sert pour cela de grilles annulaires dont le centre est évidé (fig. 36).

Fi g. 30. — Distillation de l'acide sulfurique.

L'acide sulfurique n'est absolument pas volatil à froid.

L'acide sulfurique n'est pas vénéneux; il est seulement très corrosif, comme le sont tous les acides forts.

ACIDE SILFURIQUE 139

119. Propriétés chimiques. — L'acide sulfuiique est très stable à froid ; il se décompose au rouge en eau, anhydride sulfureux et oxygène. MM. Sainte-Claire- Deville et Débrayent essayé autrefois d'appliquer cette réaction àlapréparation industrielle de ce dernier gaz.

L'acide sulfurique est très avide d'eau; il s'y combine avec échauffement et forme ainsi deux hydrates S0^H2 + H20 et SO 'H2 + 2^0, dont le premier est remarquable par la facilité avec laquelle il cristallise. On s'en sert souvent pour dessécher les gaz et, d'une manière générale, comme agent de déshydratation.

L'acide sulfurique concentré e.«t à peu près sans action sur les métalloïdes, à la température ordinaire; à chaud il attaque le soufre, le sélénium, le phosphore, l'arsenic et le carbone en les oxydant; il est alors lui-même réduit à l'état d'anhydride sulfureux.

2SOiH2 + Se 2S02 + Se02 + 2H20.

Lorsqu'il est étendu il dissout à froid les métaux qui sont capables de décomposer l'eau, en dégageant de l'hydrogène.

S04H2 + Zn = SO^Zn +2H.

A l'état concentré et chaud il attaque tous les autres, à l'exception de l'or, du platine et de l'iridium, en donnant de l'anhydride sulfureux.

2SO^H2 + Hg =. SO^Hg + S02 + 2H20.

Les corps très réducteurs le décomposent en don-

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nant, suivant les cas, de l'acide sulfureux, du soufre ou de l'hydrogène sulfuré.

SO^H^ + 2HBr = SO2 + 2Br + 2H20. S04H2 + 3H2S = 4S + 4H20 .