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SULFUREUX — SULFURIQUE — 098 -

Formation. Le gaz sulfureux prend naissance quand on grille à l’air les sulfures, par exemple, le pyrite, la blende, le sulfure de cuivre ; c’est ainsi qu’on prépare le gaz sulfureux nécessaire à la préparation de l’acide sulfurique.

Dans les laboratoires, on prépare le gaz sulfureux en réduisant l’acide sulfurique par certains métaux, comme le cuivre, le mercure, l’argent, ou par quelques métalloïdes comme le soufre, le charbon :

2S0 3 H0 + Cu — S0 3 Cu() + SO 2 + 2HO. 2S0 3 H0-j-C — 2S0 2 -f C ’fJ 2 + 2H0 - 2S0 3 HO -f- S = 3S0 2 + 2H0.

Avec le charbon on obtient en même temps du gaz carbonique ; on utilise cette réaction surtout pour la préparation du gaz sulfureux dans l’eau, où sa grande solubilité vis-à-vis celle du gaz carbonique permet de retenir seulement de faibles quantités de celui-ci. La méthode du soufre est appliquée industriellement par Pictet pour obtenir le gaz sufureux employé comme agent de réfrigération pour préparer la glace. On fait couler un blet d’acide sulfurique sur du soufre fondu maintenu à une température un peu inférieure à sa température d’ébullition. On prépare habituellement dans les cours le gaz sulfureux par l’action du cuivre sur l’acide sulfurique.

Propriétés. C’est un gaz incolore, à odeur vive et piquante, de densité 2,2 ; il bout à — 10° sous la pression atmosphérique et peut par conséquent être facilement liquéfié dans un mélange de glace et de sel ; il est solide à — 75°. La facile liquéfaction de ce gaz est utilisée pour produire des abaissements de température par sa volatilisation, les machines à glace Pictet fonctionnent avec le gaz sulfureux. En activant la vaporisation du gaz liquéfié par un courant d’air, on peut facilement en abaisser la température à — 60° et par conséquent solidifier le mercure. L’opération se fait dans une éprouvette en verre fixée à l’aide d’un bouchon dans un flacon maintenu sec par un peu d’acide sulfurique ou de chlorure de calcium. On trouve dans le commerce des siphons d’acide sulfureux liquéfié, la tension maxima du liquide est seulement d’environ 3 atmosphères vers 20°.

Le gaz sulfureux n’entretient pas la combustion, de là son utilisation pour éteindre les feux de cheminée ; on projette dans le foyer du soufre qui se transforme en gaz sulfureux, lequel remplit la cheminée et éteint les combustions, si l’on empêche le renouvellement de l’air en fermant complètement celle-ci. Chauffé avec l’hydrogène, il est décomposé avec formation d’eau et mise en liberté de soufre :

SU 2 -+- H 2 = S + H 2 2 .

L’hydrogène naissant plus actif forme de l’acide sulfhvdrique, il suffit de mettre un peu d’une solution sulfureuse dans un appareil à hydrogène pour qu’il se dégage un mélange d’hydrogène et d’hydrogène sulfuré, on reconnaît ainsi des traces de gaz sulfureux et de sulfites. En présence d’un certain nombre de métaux, étain, arsenic, il agit à la fois comme oxydant et sulfurant en se décomposant en ses éléments. Mais les propriétés principales du gaz sulfureux reposent sur sa transformation en acide sulfurique en présence de l’eau, tçansformation qui se fait avec absorption d’oxygène :

SO 2 + + HO = S0 3 H0 ;

le gaz sulfureux est donc surtout un composé réducteur. Les solutions sulfureuses en présence de l’oxygène de l’air se transforment peu à peu en acide sulfurique à la température ordinaire. La même oxydation se produit avec l’oxygène seul en présence de la mousse de platine à une température d’environ 300°. Cette réaction est appliquée aujourd’hui en grand par la préparation de l’anhydride et des acides sulfuriques de haute concentration : SU 2 + = SO ! ,

Le gaz sulfureux réduit l’acide azotique en formant des vapeurs nitreuses, le permanganate et le bichromate de potasse ; il ramène les sels ferriques et mercuriques à l’état de sels ferreux et mercureux, le chlorure d’or à l’état métallique ; l’acide iodique perd son oxygène en sa présence et abandonne de l’iode ou de l’acide iodhydrique suivant les proportions relatives des deux réactifs. Les halogènes chlore, brome, iode transforment immédiatement le gaz sulfureux en acide sulfurique en présence de l’eau. Le chlore et le gaz sec se combinent directement sous l’influence des rayons solaires et donnent du chlorure du sulfuryle, S0 2 C1, décomposable lui-même par l’eau en acides sulfurique et chlorhydrique :

S0 2 C1 + 2HO = S0 :, H0 -f HC1.

Comme conséquence de ses propriétés réductrices, le gaz sulfureux agit sur les matières colorantes et les transforme souvent dans leur leucodérivé ; il constitue donc un agent de blanchiment, on l’utilise surtout pour blanchir la paille, la laine et, d’une fa( ;on générale, les fibres d’origine animale.

En résumé, toute l’histoire chimique du gaz sulfureux évolue autour de sa transformation en acide sulfurique sous l’influence des agents oxydants ; il faut ajouter cependant que ce gaz joue le rôle d’anhydride d’acide ; il s’unit en effet avec les bases pour former des sels nommés sulfites et dérivant d’un acide instable bibasique, S 2 4 H 2 2 ; avec la soude, la dissolution aqueuse de l’acide dégage 16 cal ,6 et 13 oal ,9 quand on l’additionne successivement de deux molécules de soude :

2S0 3 H + Na 2 H = S 2 6 NaH + HO + 16«»,6. cl i s s cl i s s diss

S 2 6 NaH + Na0 2 H = S 2 6 Na 2 + 2H0 -f 13 cal ,9. diss. diss. diss.

Cet acide est d’ailleurs assez faible, les acides chlorhydrique, sulfurique, azotique le chassent de ses solutions salines. Les sulfites alcalins et alcalino-terreux sont solubles, la plupart des autres sulfites sont insolubles, ils possèdent les propriétés réductrices de l’acide générateur. C. M.

SULFURIQUE (Acide). I. Chimie.

Equiv S 2 6 H 2 2 .

Atom S0 4 H 2 .

Form.

Historique. — L’acide sulfurique était préparé dès le xm e siècle par la distillation du sulfate de fer provenant du lavage des pyrites oxydées. En 1620, Lémery reconnut qu’on obtenait des quantités notables d’acide sulfurique dans la combustion, à l’air humide, du soufre préalablement additionné d’un peu de salpêtre. Se fondant sur cette réaction, Ward établit plus tard, à Richemond, près de Londres, une petite fabrique d’acide sulfurique, dans laquelle on faisait usage de cloches en verre d’une capacité de 300 litres. Le prix de l’acide sulfurique s’abaissa alors de 32 fr. à 6 fr. le kilogr. Les premières chambres de plomb furent installées à Birmingham et à Preston-Pans en Ecosse ; vers 1746, vingt ans après, une fabrique avec chambres de plomb fut construite à Rouen pour satisfaire aux besoins en acide des indienneurs normands. A partir de cette époque, l’industrie de l’acide sulfurique reçut en France ses principaux perfectionnements. On introduit en 1774, sur les conseils de La Foliée, un jet de vapeur d’eau dans les chambres ; la fabrication restée intermittente fut transformée en fabrication continue vers 1793, par Clément et Desormes, en même temps que la consommation de salpêtre se trouvait notablement diminuée. Gay-Lussac introduit à la suite des chambres de plomb, dont le nombre avait augmenté dans l’intervalle, la tour dénitrifiante, en 1827. Michel Perret, de Lyon, parvint à remplacer le soufre par les pyrites, en 1837, pour la fabrication du gaz sulfureux, en même temps que la découverte de la soudure autogène des lames de plomb par de Richemond simplifiait la fabrication des chambres. La