LIV. 1. CMAP. VIL ACIDE SULFURIQUE. Ifig

On préparera facilement ce bisulfate en chauffant jusqu’à fusion du mélange 3 parties en poids de sulfate de soude et 2 parties d’acide sulfurique du commerce. L’eau de l’acide est éliminée, et l’acide anhydre se combine au sulfate de soude :

Na0,S03 -L S03,H0 = Na0,2S03 + HO.

222. Propriétés. — G’est un corps solide formé de longs cristaux déliés, soyeux et brillants comme ceux de l’amiante. Il fond à 18% se volatilise entre 30 et 35". Sa densité à l’état solide est 1,97 ; à l’état de vapeur, elle est de 2,763. Il se transforme peu à peu en un produit isomérique qui est solide jusque vers 100". Il suffit de le fondre pour lui rendre ses propriétés primitives. Il répand à l’air une fumée très-intense, produite par la condensation de l’acide sulfurique hydraté qui prend naissance au contact de la vapeur d’acide anhydre et de la vapeur d’eau. L’acide anhydre a en effet une tension très-forte à la température ordinaire, mais, dans l’air absolument sec, sa vapeur serait invisible. En s’unissant à l’eau contenue dans l’air, il donne un produit dont la tension de vapeur est à peu près nulle à la température ordinaire. Ce produit doit se condensera l’état liquide, en donnant lieu à un épais brouillard L

Si l’on projette une petite quantité d’acide anhydre dans de l’eau, il s’y dissout en faisant entendre le bruit qui se manifeste toutes les fois qu’on plonge un fer rouge dans l’eau. Au contact du fer rouge, l’eau se transforme subitement en vapeurs que le liquide environnant condense aussitôt en faisant entendre un bruit sec causé par le choc des molécules. Avec l’acide sulfurique, le phénomène est le môme, seulement la vapeur se forme au contact de l’eau et de l’acide, qui s’unissent en dégageant une très-grande quantité de chaleur. Aussi, quand on ajoute à une petite quantité d’acide sulfurique anhydre l’eau exactement nécessaire pour le transformer en acide ordinaire, la combinaison a lieu avec dégagement de lumière. L’acide est instantanément converti en vapeur, et le vase qui le contient est brisé avec explosion.

Acide de Nordhausen.

223. Préparation. — Cet acide s’obtient en distillant du sulfate de fer desséché. Le sulfate de fer du commerce (couperose verte) a pour for-

^ ‘ L acide sulfurique ordinaire ne donne pas de fumée, malgré son avidité pour la vapeur d eau ; cela tient à ce que sa tension, extrêmement faible à la température ordinaire, augmente à mesure qu’il renferme plus d’eau. Sa vapeur, en arrivant au contact de l’air humide, y devient, si l’on peut s’exprimer ainsi, plus volatile; elle reste donc invisible. Par conséquent, un corps ne donne de fumée dans l’air que si le produit résultant de son union avec l’eau est encore moins volatil que le moins volatil du corps considéré ou de i’eau.

106 CHIMII-: inorgamquü:.

mule FeO,SO^-|-7HO,iine chaleur modérée lui enlève son eau. Le sulfate sec FeO,SO®, chaulle dans une cornue, se décompose en dégageant d’abord de l’acide sulfureux, puis de l’acide sulfurique anhydre ; il reste du sesquioxyde de fer dans la cornue. Cet oxyde constitue la poudre rouge connue sous le nom de colcotciv. La formule suivante rend compte de la production de ces divers corps :

2(Fe0,S03) = S03 + SO^ + Fe^O^.

L’action de la chaleur sur le sulfate de fer a d’abord pour effet de le transformer en sel de sesquioxyde, le protoxyde s’emparant d’une portion de l’oxygène de l’acide sulfurique, comme l’indique la formule

2(Fe0,S03) = SQ2 + Fe203,S0'3.

C’est ce qui explique le dégagement d’acide sulfureux qui se manifeste au commencement de l’opération. On a donc intérêt à peroxyder 1 oxyde de fer avant d’opérer la distillation ; on le fait en Bohême, où l’on dessèche le sulfate de fer à l’aide d’une flamme oxydante ; on obtient dans< ce cas un rendement plus considérable en acide sulfurique.

Il semble, d’après ce qui vient d’être dit, que l’on doive obtenir de l’a-eide anhydre dans cette préparation, mais comme il est impossible d’ar-river en grand à une dessiccation complète de sulfate de fer, le produit! ainsi obtenu contiendra une très-notable quantité d’acide ordinaire.

On opère la distillation du sulfate de fer dans de petites cornues en terre. Deux cents de ces cornues, contenant 250 kilogrammes de matière,, sont chauffées dans un môme fourneau à l’aide du môme foyer. Chacune d’elles peut communiquer avec un récipient en terre de même capacité. 11 se dégage d’abord de la vapeur d’eau qu’on laisse perdre, puis de l’a-cide sulfureux, et enfin de l’acide anhydre et de l’acide hydraté que l’on recueille. L’opération dure environ quarante-huit heures, et l’on obtientl 100 kilogrammes d’acide fumant que l’on utilise dans l’industrie pour dissoudre l’indigo L C’est la seule application importante de ce produit.

L’acide de Nordhausen renferme en moyenne deux parties d’acide ordinaire pour une partie d’acide anhydre.

Acide sulfurique ordinaire.

Par ses nombreuses applications, l’acide sulfurique est le plus impor-iant de tous les acides connus. Il paraît avoir été découvert dans le quin-

1 On pourrait se servir d’acide ordinaire pour opérer cette dissolution, mais il en faudra! l)eaucoup plus, et l’excès d’acide est nuisilde dans la plupart des opérations de teinture On s’explique ainsi la raison qui fait employer cet acide, malgré son prix élevé : 1 fr. 40 c le kilogramme^ et quoique le prix de l’acide concentré du commerce ne dépasse pas 20 c

MV. I. CllAP. VII. ACIDl^ SULFURIQUE.

zième siècle par Basile Valentin, qui l’oblint, plus ou moins élenclu cUcaii, en distillant du sulfale de fer, connu des anciens chimistes sous le nom de vitriol vert; de là le nom à' huile de vitriol que porte encore ce produit.

22i. Préparation. — Oïl prépare Uacide sulfurique par un procédé très-remarquable, conduisant, quand on l’emploie sur une vaste échelle, à des résultats tellement voisins de ceux qu’indique la théorie, qu’il paraît bien difficile qu’on puisse en approcher davantage. Il repose d’ailleurs sur quelques réactions bien simples.

On ne peut évidemment songer à oxyder directement l’acide sulfureux ;

I à la vérité, l’oxygène de l’air transforme la dissolution d’acide sulfureux

I en acide sulfurique, mais l’oxydation marche avec trop de lenteur pour

< qu’on puisse l’utiliser dans la pratique. On se sert, pour obtenir rapidement’ce résultat, du bioxyde d’azote; il prend facilement à l’air son

< oxygène, en donnant naissance à de l’acide hypoazotique, que l’acide sulfureux, au contact d’une grande quantité d’eau et à une température convenable, ramène à l’état de bioxyde d’azote en s’emparant de la moitié

I de son oxygène; de sorte que, si nous ne considérons-que le commencement de l’opération et le résultat final, les phénomènes pourront se représenter par les formules.

Az02 + 02= AzOS

AzO^ H- nWO + SQ2 = AzQ2 + 2(S03,H0) -h (n — 2)H0.

Remarquons en outre que, le bioxyde d’azote ne prenant à l’air son oxygène que pour le céder à l’acide sulfureux, une quantité limitée de ce gaz peut servir théoriquement à l’oxydation d’une quantité illimitée d’acide sulfurique, avec le concours de l’air atmosphérique.

Si l’acide sulfurique désoxyde l’acide hypoazotique en présence de l’eau, cela tient évidemment à l’instabilité de l’acide hypoazotique en présence de ce liquide. On sait en effet (121) que, dans ces circonstances, l’acide hypoazotique se transforme en bioxyde d’azote et en acide azotique que l’acide sulfureux décompose à son tour en produisant de Uacide sulfurique et du bioxyde d’azote. Mais si l’on opérait en présence d’une petite quantité d’eau, l’acide hypoazoticjue ne serait plus décomposé, il s unirait à de l’acide sulfureux pour former ces cristaux des chambres de plomb tS*AzO^), que nous avons déjà produits en faisant réagir l’acide sulfureux liquéfié sur l’acide hypoazotique (216). Nous rappellerons la réaction qui leur donne naissance :

2S02 + 2AzO^ = S2AzQ9 -h AzO^,

et la propriété que possède l’eau de les décomposer avec la plus grande facilité.

Ces diverses réactions peuvent être mises en évidence au moyen de

CHIMIIî: INOllGANKJül':.

l’appareil suivant(^^. 71). On prend un grand ballon dans lefond duquel on met un peu d’eau, son col est fermé par un large bouchon qui laisse

passer quatre tubes, dont trois descendent jusqu’en son milieu. Deux de' ces tubes sont mis en communication, l’un avec un appareil à acide sulfureux, l’autre avec un flacon où l’on produit du bioxyde d azote , deS' deux autres tubes, le plus long permet d’insuffler de l’air, s’il est besoin,, dans l’appareil; le plus court laisse dégager au dehors les gaz expulsés^ par l’insufflation. Au commencement de l’expérience, le bioxyde d’azote,, arrivant dans le ballon, s’empare de l’oxygène et y produit des \apeurs' rutilantes qui disparaissent bientôt au contact de l’acide. sulfureux, surtout si l’on a soin de chauiTer l’eau du ballon pour produire de la vapeurr d’eau ; on arrive ainsi à une décoloration complète, l’acide bypoazotique’ étant ramené à l’état de bioxyde d’azote, et l’opération s’ari èterait si l oui n’insufflait de nouveau de l’air, pour introduire une certaine quantité' d’oxygène. Il se produit alors de nouvelles vapeurs rutilantes qui dispa-raissent à leur tour, et ainsi de suite. On peut constater facilement qu ill s’est produit de l’acide sulfurique pendant la réaction, car un sel de baryte; versé dans l’eau du ballon y détermine un abondant précipité de sultate; de baryte.

Si l’on ne chauffe pas l’eau, les parois du ballon se tapissent de cristauxx assez semblables aux cristaux de glace qui recouvrent nos vitres pendantles froids de l’hiver; ce sont les cristaux des chambres de plomb ; on peut les détruire en les mettant au contact de l’eau; ils dégagent alors dm bioxyde d’azote qui se transforme ù l’air en vapeurs rutilantes. Il est bien évident que la production de ces cristaux doit être évitée dans une labri-cation normale, puisqu’ils auraient pour eflet de retenir une grande quan-