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SOUFRE
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SOUFRE [ See also:symbole S, See also:poids atomique 32•o7 (0=16)1, un élément chimique non métallique, connu See also:des périodes très à distance et considéré par See also:les alchimistes, à cause de son nature inflammable, comme See also:le principe de la See also:combustion; on le connaît également comme See also:brimstone (q.v.). L'élément se produit largement et abondamment distribué en nature dans l'état See also:libre et en See also:association. Le soufre libre ou indigène, connu également en tant que "soufre See also:vierge," se produit en liaison avec des volcans et dans certaines roches stratifiées en plusieurs modes, à savoir comme cristaux, et comme stalactitic, encrusting, formes de reniform, massives, terreuses et de See also: Des dépôts du soufre sont fréquemment constitués par la décomposition du sulfure d'hydrogène, au See also:contact de l'atmosphère: les See also:eaux sulphureous par conséquent normales, particulièrement ressorts chauds, aisément soufre de dépôt. La réduction de sulfates aux sulfures au See also:moyen de matière organique, probablement par l'agence des soufre-bactéries, peut également indirectement fournir le soufre, et par conséquent on le trouve fréquemment dans les dépôts du See also:gypse. Le soufre libre peut également résulter de la décomposition des pyrites, comme en See also:schistes et lignites pyriteux, ou du changement de galène: ainsi les cristaux du soufre se produisent, avec l'anglesite, en cavités en galène chez Monteponi près d'See also:Iglesias en Sardaigne; tandis que les pyrites de Rio Tinto en Espagne rapportent parfois le soufre sur le weathering. Il convient noter que l'oxydation du soufre elle-même par See also:influence atmosphérique peut provoquer l'See also: Une See also:zone importante des roches miocènes de soufre-roulement se produit du côté est de l'Apennines, constituant une grande See also:partie de la See also:province de Forli et une partie de See also:Pesaro. See also:Cesena et Perticara sont des localités bien connues dans cette zone, le dernier rapportant des cristaux enduits de l'See also:asphalte. Du soufre est de temps en temps trouvé cristallisé en See also:marbre de See also:Carrare; et le See also:minerai se produit également en Calabre. Les cristaux fins se produisent chez Conil près de See also:Cadix; tandis que dans la province de See also:Teruel dans See also:Aragon, le soufre See also:sous une See also:forme compacte remplace les coquilles d'See also:eau See also:douce et usine-See also:reste, suggérant son origine des soufre-ressorts. Les formes nodulaires de soufre se produisent dans les marls miocènes près de Radoboj dans Croatia, et le Swoszowic proche, sud de See also:Cracovie. La Russie possède de grands dépôts de soufre dans See also:Daghestan dans See also:Transcaucasia, et dans les See also:steppes de Transcaspian. Des dépôts importants du soufre sont travaillés à plusieurs localités au Japon, particulièrement à la mine de Kosaka dans la province de Rikuchiu, et chez Yatsukoda-yama, dans la province de See also:Mutsu. Du soufre est travaillé au Chili et au Pérou. Une See also:liste complète de localités pour le soufre inclurait toutes les régions volcaniques du monde. Aux Etats-Unis, le soufre se produit dans les états suivants, dans beaucoup desquels le minerai a été travaillé: La Louisiane (q.v.), l'Utah, le Colorado, la Californie, le Nevada, l'Alaska, l'Idaho, le Texas et le Wyoming. Les soufre-mines de trou de See also:lapin sont au Nevada, et un See also:grand dépôt en Utah se produit à la See also:crique de crique, comté de See also:castor. Dans les îles britanniques le soufre indigène est seulement un rarity minéralogique, mais il se produit dans la pierre à chaux carbonifère d'Oughterard dans Cie. See also:Galway, Irlande.' En association l'élément se produit principalement en tant que les sulfures et sulfates métalliques. Les anciens sont de grande importance commerciale, étant, dans la plupart des cas, les minerais valables, par exemple pyrites de See also:cuivre (cuivre), galène (See also:fil), See also:blende (zinc), See also:cinabre (See also:mercure), &See also:amp;c. des sulfates que nous notons le gypse et l'See also:ahydrite (See also:calcium), See also:barytine (See also:baryum) et kieserite (magnésium). Les composés gazeux, par exemple anhydride sulfureux et sulphuretted l'hydrogène, sont présents dans des exhalations volcaniques (voir le VOLCAN) et dans beaucoup d'eaux minérales. L'élément se produit également dans les royaumes animaux et végétaux. Il est présent dans les See also:cheveux et les laines, et les See also:corps albumineux de,in; et est également un constituant de certaines See also:huiles végétales, telles que les huiles de l'See also:ail et de la See also:moutarde. Il y a, en outre, des séries de bactéries qui décomposent les composés sulphureous et utilisent l'élément libéré ainsi dans leur See also:protoplasme (voir la BACTÉRIOLOGIE). Du soufre libre See also:extrait ou extrait d'Extraction.As est toujours souillé avec de la pierre à chaux, gypse, l'See also:argile, &c.; le principe sous-tendant son extraction à partir de See also:ces impuretés est un de liquation See also:simple, c.-à-d. l'élément est fondu, par la chaleur de sa propre combustion ou d'autres moyens, et coule du résidu terreux. Dans la méthode la plus simple et la plus See also:brute, comme pratiquée en Sicile, une masse du minerai est placée dans un trou dans la See also:terre et See also:mise le See also:feu; après un moment la chaleur fond une partie du soufre hors du lequel les courses vers le See also:bas au fond du trou et est ladled alors. Ce See also:processus particulièrement inutile, dans lequel seulement un tiers du soufre est récupéré, a été amélioré en See also:conduisant la See also:fusion dans une sorte de See also:four. Un See also: Cette sortie fermé par de petits See also:pierres et sulfate de See also:ciment de See also:chaux, le puits est remplie du minerai de soufre, qui est heaped vers le haut considérablement au delà du See also:bord du puits et couvert de See also:couche de minerai brûlé-dehors. En accumulant le tas un See also:certain nombre de passages verticaux étroits sont laissés pour avoir les moyens une ébauche pour le feu. Le minerai est allumé de ci-dessus et du feu ainsi réglé (en faisant ou unmaking des See also:air-trous dans la bâche) See also:cela, par la chaleur produite 1 See also:article très plein de References.A ("Zolfo") par See also: Un calcarone d'une capacité de 28.256 cub. pi brûle pour environ deux See also:mois, et rendements environ 200 tonnes de soufre. Le See also:rendement est environ 50%. Les immenses volumes d'acide sulphureux évolués provoquent beaucoup de plaintes; tous les puits mineurs suspendent le travail pendant l'été pour éviter la destruction des récoltes. Un calcarone qui doit être employé toute l'année ronde doit être au moins 220 yds. de n'importe quel See also:endroit habité et de t_o de I yds. de n'importe quel See also: L'See also:appareil suivant (inventé à l'origine par See also:Michel de See also:Marseille et amélioré plus See also:tard par d'autres) permet au fabricant de produire l'une ou l'autre de deux formes de soufre "de raffinage" que le commerce exige. Il se compose d'une grande See also: De l'air comprimé est maintenant entraîné une réduction la pipe et des bulles d'I-in. dans le soufre et l'eau fondus; la densité dont est considérablement diminué, de sorte qu'il See also:monte sur la See also:surface par les pipes externes; il est coulent alors aux bassins de décantation. Le soufre ainsi obtenu est 98% pur. Dans quelques endroits du soufre est extrait à partir des pyrites de fer par un de deux méthodes. Les pyrites est soumises à la distillation sèche de hors des cornues tubulaires de fer ou d'argile réfractaire à une chaleur rouge lumineuse. Un tiers du soufre est volatilized3FeSs = Fe3S4 + 2Sand obtenu comme distillat. La deuxième méthode est analogue à la méthode de calcarone de liquation: le minerai est placé dans un four de limekiln-Iike au-dessus d'une masse de carburant allumé pour commencer une combustion partielle du minerai, et le processus est ainsi réglé que, par la chaleur produite, la partie non brûlée est décomposée avec l'élimination du soufre, qui se rassemble en état fondu sur une plante du pied toit-formée inversée au-dessous du four et est de là conduit dans un réservoir. Un tel soufre de pyrites est habituellement souillé avec de l'See also:arsenic, et est par conséquent de moins de valeur que le soufre sicilien, qui est caractéristiquement exempt de cette impureté. De grandes quantités sont également récupérées de la See also:perte d'See also:alcali (voir A1, la FABRICATION de See also:kali): une autre source est l'See also:oxyde épuisé de la fabrication de gaz (voir le GAZ). La substance connue sous le nom de "See also:lait de soufre" (des sulphuris de See also:laque) est soufre très finement divisé produit par un de processus suivant, ou certain analogue, chimique. Une See also:part de chaux vive est éteinte avec 6 parts de l'eau, et la pâte produite diluée avec 24 parts de l'eau: 2,3 parts de fleurs de soufre sont ajoutées; et le tout est bouilli pendant environ une See also:heure ou plus See also:long, quand le soufre se dissout. La See also:solution mélangée des poivsulphides et du thiosulfate du calcium produits ainsi est clarifiée, en grande partie diluée, et alors mélangée à assez d'acide chlorhydrique dilué pur pour produire un mélange feebly alkalin quand du soufre est précipité. L'addition de plus d'acide produirait un See also:approvisionnement additionnel en soufre (par l'See also:action du H2SÒ3 sur le H2S dissous); mais ce soufre de thiosulfate est jaune et compact, alors que la pièce de polysulfure a les qualités désirées, formant extrêmement un See also:fin, presque See also:blanc, See also:poudre. Le précipité est lavé, rassemblé, et séché à une chaleur très modérée. Properties.Sulphur existe dans plusieurs modifications allotropic, mais avant de nous considérer ces derniers systématiquement traiterons les propriétés du soufre See also:ordinaire (ou rhombique). Le soufre commercial forme les cristaux jaunes qui fondent à 113° et bouillent à 444.53° C. sous la pression ordinaire (H. L. Callendar, Chem. See also:Nouvelles, 1891, 63, p. 1); juste au-dessus du point d'ébullition la vapeur est jaune-orange, mais sur continué de la chauffer obscurcit, étant rouge-foncé au öo°; à températures élevées elle éclaire, devenant See also:paille-jaune à 6ö°. Ces changements de couleur sont reliés à une See also:dissociation des molécules. À 524° See also:Dumas a déduit la structure solides solubles des déterminations de vapeur-densité, tandis que pour la See also:gamme 8õ° à 1040°; Sainte-Claire Deville et Troost a déduit la See also:formule S2. Biltz (soyez "., 1888, 21, p. 2013; 1901, 34, p. 2490) a prouvé que la densité de vapeur a diminué avec la température, et a également dépendu de la pression. G. Preuner et W. Schupp (Zeit. phys. chim., 1909, 69, p. 157), dans une étude des isothermes 300°-8ö° fini de dissociation, a détecté les molécules de S8, solides solubles et S2, tandis que S, semble exister au-dessous des pressions de 30 millimètres. Les déterminations d'ébullition et de geler-point du poids moléculaire en solution indiquent la formule S8. La densité du soufre plein est de 2,062 à 2,070, et la chaleur spécifique 0,1712; c'est un mauvais See also:conducteur de l'électricité et devient electrified négativement sur le See also:frottement. Il met à feu en air à 363° et dans l'oxygène à 275-280° (H. See also:Moissan, Compt. rend., 1903, 137, p. 547), brûlant avec une See also:flamme bleue caractéristique et formant beaucoup d'anhydride sulfureux, identifié par sa See also:odeur piquante. En même temps un peu de trioxyde est formé, et, selon Hempel (See also:jujube, 1890, 23, p. 1455), la moitié du soufre est convertie en cet oxyde si la combustion soit effectuée dans l'oxygène à une pression de soufre de • des 40 à 50 atmosphères combine également directement avec la plupart des éléments pour former des sulfures. Le poids atomique a été déterminé par See also:Berzelius, See also:Erdmann et Marchand, Dumas et See also:Stas. See also:Thomsen (Zeit. phys. chim., 1894, 13, p. 726) a obtenu la valeur 32,0606. Modifications.Sulphur allotropic assume les formes phous et (probablement) colloïdales cristallines, d'amor-. Historiquement les plus importants sont les formes (PS) rhombiques (S°) et monocliniques, discutées par E. See also:Mitscherlich en 1822 (voir l'See also:annonce chim. phys., 1823, 24, p. 264). Les transformations de ces deux formes sont discutées dans la See also:CHIMIE: See also:Physique. Du soufre rhombique peut être obtenu artificiellement en cristallisant lentement une solution de soufre en bisulfide de carbone, ou, meilleur, en exposant la See also:pyridine saturée avec sulphuretted l'hydrogène à l'oxydation atmosphérique (See also:Ahrens, jujube, 1890, 23, p. 2708). Elle est insoluble dans l'eau, 'mais aisément soluble en bisulfide de carbone, See also:chlorure de soufre et pétrole de térébenthine. La variété monoclinique See also:commune est obtenue en permettant à une croûte de former le soufre fondu fini en le refroidissant partiellement, et alors en cassant la croûte et en versant outre de la partie liquide encore, sur quoi l'intérieur du See also:navire sera trouvé enduit avec de longues aiguilles de cette variété. Comme le S. elle est soluble en bisulfide de carbone. Trois autres formes monocliniques ont été décrites. Par l'action sur une solution de l'hyposulfite de See also:sodium avec du bisulfate de See also:potassium, Gernez (Compt. rend.; 1884, 98, p. 144) a obtenu une forme qu'il a nommée soufre de nacre (ou nacré); la même modification a été obtenue par See also:Sabatier (ibid., 1885, 100, p. 1346) sur le persulphide de secousse d'hydrogène avec de l'See also:alcool ou l'éther. Elle est aisément transformée en soufre rhombique. Une autre forme, mélangée avec la variété juste décrite, est obtenue en ajoutant 3 à 4 volumes d'alcool à une solution de sulfure d'ammonium saturée avec du soufre et en exposant le mélange à l'air à environ 5°. La forme monoclinique d'See also:Engel (Compt. rend., 1891, 112, p. 866) est obtenue en mélangeant une solution de l'hyposulfite de sodium au See also:double son See also:volume d'acide chlorhydrique, filtrant et extrayant au moyen du See also:chloroforme; l'extrait rapportant la variété sur l'évaporation. Une forme triclinique est prétendue être obtenue par See also:Friedel (soc. de See also:bull. chim., 1879, 32, p. 14) sur le soufre d'ordinaire de sublimation. 'il est dans des habitudes courants des See also:gardes des See also:chiens de placer un morceau de soufre de roulement dans l'eau de l'See also:animal mais ceci n'atteint aucun See also:objectif utile dû à cette propriété. Le soufre amorphe ou See also:Sy existe sous deux formes, un soluble en bisulfide de carbone, l'autre insoluble. Le lait du soufre (voir ci-dessus), obtenu en décomposant un polysulfure avec de l'acide, contient les deux formes. La variété insoluble peut également être obtenue en décomposant le chlorure de soufre avec de l'eau et par d'autres réactions. Elle se transforme graduellement en soufre rhombique. Le soufre colloïdal, solides solubles, décrits par Debus comme produit de l'interaction de sulphuretted l'hydrogène et l'anhydride sulfureux dans le soluté, est considéré avant le printemps Spring (See also:plateau de Rec. chim., 1906, 25, p. 253) comme un See also:hydrate de la formule S8•HÒ. "le soufre See also:bleu," a décrit par Orloff, a été étudié par See also:Paterno et Mazzucchelli (Abs. Journ. Chem. Soc., 1907, ii. 451). Des phénomènes intéressants fondus de Sulphur.Several sont étés témoin quand du soufre est chauffé au-dessus de son point de fusion. Le solide fond à un liquide jaune pâle qui sur la See also:chauffage continuée graduellement obscurcit et devient plus See also:visqueux, la viscosité maximum se produisant à 180°, le produit étant rouge foncé en See also:couleurs. Ce changement est associé à un changement du spectre (N. See also:Lockyer). Sur continuer le chauffage, la viscosité diminue tandis que la couleur demeure la même. Si la variété visqueuse soit rapidement refroidie, ou la masse plus de chauffage soit versée dans l'eau plus fortement, une substance élastique est obtenue, nommé soufre en plastique. Cette substance, cependant, sur la position devient fragile. Le caractère du soufre fondu a été principalement élucidé par See also:recherche de A. See also: Erdmann (annonce, 1928, 362, p. 133), mais il considère Sµ comme le polymère S3, analogue à l'ozone 03; Smith, cependant, considère des solides solubles comme S8. Composés. De l'hydrogène de Sulphuretted, H2S, un composé d'abord examiné par C. See also:Scheele, peut être obtenu en chauffant le soufre dans un See also:courant d'hydrogène, See also:combinaison ayant lieu entre 200° C. et 358° C., et étant complète à la dernière température, dissociation ayant lieu au-dessus de cette température (M. Bodenstein, Zeit. phys. chim., 1899, 29, p. 315); en chauffant quelques sulfures métalliques dans un courant d'hydrogène; par l'action des acides sur de See also:divers sulfures métalliques (suiphide ferreux et acide sulfurique dilué le plus généralement étant utilisé); par l'action du soufre sur le solide ou la See also:VASELINE de See also:paraffine de chauffage, ou en chauffant une solution de sulphydrate de magnésium. Il est également produit pendant la putréfaction des substances organiques contenant le soufre et est trouvé parmi les produits obtenus en distillation destructive de See also:charbon. Obtenir pur sulphuretted l'hydrogène que la méthode généralement adoptée consiste en décomposant le sulfure précipité d'See also:antimoine avec de l'acide chlorhydrique concentré. Pendant qu'une alternative, H. Moissan (See also:compartiment rend., 1903, 137, p. 363) condense le gaz au moyen d'air liquide et fractionne le produit. L'hydrogène de Sulphuretted est un gaz sans couleur possédant une odeur extrêmement blessante. Il agit en tant que poison fort. Il brûle avec une flamme bleu-clair, formant l'anhydride sulfureux et l'eau. Il est modérément soluble dans l'eau, la solution possédant une réaction faiblement acide. Cette solution n'est pas très stable, puisqu'au contact de l'air elle lentement s'oxyde et devient trouble dû à la précipitation progressive du soufre. Le gaz est beaucoup plus soluble en alcool. Il forme un hydrate de See also:composition H2S•7H, 0. (De Forcrand, élém. '. rend., 1888, 106, p. 1357. } Le gaz peut être liquéfié par une pression des environ 17 atmosphères, le liquide ainsi ébullition obtenue à -61.8° C.; et par autre le refroidissement de lui rapporte un solide, le point de fusion dont est indiqué par de divers observateurs comme -82° à -86° C. (voir Ladenburg, See also:pari, 1900, 33, le p. 637). Il est décomposé par les halogènes, avec la libération du soufre. L'acide sulfurique concentré le décompose également: H2SO4+h2s=2h20+so2+s. Il combine avec beaucoup de métaux pour former des sulfures, et décompose également beaucoup de sels métalliques avec la See also:production conséquente des sulfures, une propriété qui rend itextremely utile dans l'See also:analyse chimique. Il est fréquemment employé comme See also:agent réducteur: dans les solutions acides il ramène ferrique aux sels ferreux, arséniates aux arsenites, permanganates aux sels manganeux, &c., tandis que dans la solution alkaline il convertit beaucoup de composés nitro organiques en dérivés aminés correspondants. Les oxydants attaquent rapidement sulphuretted l'hydrogène, les produits de See also:base de la réaction étant l'eau et soufre. Par l'action de l'acide chlorhydrique dilué sur les polysulfures métalliques, on obtient un produit huileux que C. L. Berthollet considéré comme H3S6. L. See also:Thenard, d'autre part, a favorisé à la formule H2S2. Il a été également examiné par W. See also:Ramsay (Journ. Chem. Soc., 1874, 12, p. 857). See also:Hofmann, qui l'a obtenu en saturant une solution alcoolique de sulfure d'ammonium avec du soufre et en mélangeant le produit à une solution alcoolique de See also:strychnine, a considéré comme étant le produit résultant H2S3; tandis que P. Sabatier en fractionnant le produit brut obtenait sous vide une See also:huile qui a bouilli entre 60° et 85° C. et a possédé la composition H4S5. Plusieurs composés d'halogène de soufre sont connus, le plus See also:stable de ce qui est le fluorure de soufre, SF6, qui a été préparé la première fois par H. Moissan et See also:Lebeau (comète rend., 1900, 130, p. 865) en distillant infimement le produit a formé dans l'action directe du See also:fluor sur le soufre. C'est un gaz insipide, sans couleur et inodore, qui est excessivement stable et inerte. Il peut être condensé et rapporte un solide que les fontes à l'hydrogène de -55° C. Sulphuretted le décompose avec la formation de l'acide fluorhydrique et de la libération du soufre. Soufrez le chlorure, S2C12, êtes obtenu comme sous-produit dans la fabrication du tétrachlorure de carbone du bisulfide et du See also:chlore de carbone, et pouvez également être préparé sur la petite échelle en distillant le soufre dans un gaz de chlore, ou par l'action du soufre sur le chlorure sulfurylique en présence du chlorure d'See also:aluminium (0. 
See also:Ruff). C'est un liquide See also:ambre-coloré et fuming possédant une odeur irritante très désagréable. Il des ébullitions à 139° C. et est plein à -8o° C. It est soluble en bisulfide de carbone et en benzène. Il est graduellement décomposé par l'eau: 2S2C12 + 3HÒ = 4HC1 - le I 2S + H2SÒ3, l'acide thiosulphuric a produit dans la réaction primaire se décomposant graduellement en eau, soufre et anhydride sulfureux. Le chlorure de soufre dissout le soufre avec la grande promptitude et est par conséquent employé en grande partie pour le caoutchouc de vulcanisation; il dissout également le chlore. Le chlorure SC1, selon les investigations sur 0. Ruff et See also:Fischer (abeille, 1903, 36, p. 418) n'ont pas semblé exister, mais E. See also:Beckmann (Zeit. phys. chim., 1909, 42, p. 1839) l'ont obtenu en distillant le produit de l'interaction du chlore et du S2C12 à de basses pressions. Le tétrachlorure, SCl4, est constitué en saturant S2Cl2 avec du chlore à -22° C. (See also:Michaelis, annonce, 1873, 170, p. I). C'est un liquide See also: Le bioxyde a été connu puisque les temps les plus courts et est trouvé comme produit naturel dans les exhalations gazeux des volcans et en solution en quelques ressorts volcaniques. Il a été rassemblé la première fois en état pur par J. See also:Priestley en 1775 et sa composition a déterminé légèrement plus tard par A. L. See also:Lavoisier. Elle est formée quand du soufre est brûlé en air ou dans l'oxygène, ou quand beaucoup de sulfures métalliques sont rôtis. Elle peut également être obtenue en chauffant le carbone, le soufre et beaucoup de métaux avec de l'acide sulfurique concentré: See also:CO2 +2hò de C + de 2H2SO4 = de 2SO2 •1-; S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2HÒ; Cu + 2H2SO4 = SO2 + CuSO4 + 2HÒ; et en décomposant un sulfite, un thiosulfate ou un acide thionic avec de l'acide minéral dilué. C'est un gaz sans couleur qui possède une odeur suffoquante caractéristique. Il ne brûle pas, ni l'un ni l'autre il soutient la combustion. Il est aisément soluble en alcool et dans l'eau, la solution dans l'eau possédant une réaction fortement acide. Il est facilement liquéfié, le liquide bouillant à -8° C., et il devient cristallin à -72.7° C. (See also:Walden, Zeit. phys. chim., 1902, 43, p. 432). Walden (ibid.) a prouvé que certains sels se dissolvent en anhydride sulfureux liquide formant les composés additifs, dont deux ont été préparés dans le cas de l'iodure de potassium: un solide cristallin jaune de composition, de KI•I4•SO2, et d'un solide rouge de composition, KI.4so2. Il est décomposé par l'influence de la lumière forte ou une fois fortement de chauffage. Il combine directement avec du chlore pour former le chlorure sulfurylique et également avec des beaucoup de peroxydes métalliques, les convertissant en sulfates. En présence de l'eau il agit fréquemment en tant qu'agent de See also:blanchissement, le procédé de blanchiment dans ce cas-ci étant un de réduction. Il est fréquemment employé comme "antichlor," puisque dans la présence du rater il a la See also:puissance du chlore convertissant dans l'acide chlorhydrique: SO2 + C12 + 2H20 = 2HCI + H2SO4. Dans beaucoup de cas il agit en tant qu'agent réducteur (une fois utilisé en présence des acides); ainsi, des permanganates sont réduits aux sels manganeux, iodates sont réduits avec la libération de l'iode, &c., 2KMnO.+5SO2 + 2HÒ=K2SOi + 2MnSO4 + 2H2SO4; 2KIO3+ 5SO2 + 4HÒ = I2 + 2KHSO4 + 3H2SO4. Il est préparé sur l'échelle industrielle pour la fabrication de l'acide sulfurique, pour la préparation du sulfate de sodium par le processus de Hargreaves, et pour l'See also:usage en tant qu'agent dedésinfection et comme préservatif. Si comprimé il n'est en grande partie également employé en tant qu'agent de See also:frigorification, et dans la vertu de sa propriété ni de la combustion de brûlure ni de See also:support il est également employé comme extinctor du feu. La solution FLB dedans de l'eau est employée sous le nom de l'acide sulphureux. L'acide libre n'a pas été isolé, puisque sur l'évaporation la solution perd graduellement l'anhydride sulfureux. Cette solution possède réduire des propriétés, et s'oxyde graduellement à l'acide sulfurique sur l'See also:exposition. Une fois de chauffage dans un See also:tube scellé à 18o° C. elle est transformée en acide sulfurique, avec la libération du soufre. Des sels nombreux, nommés des sulfites, sont connus. Puisque l'acide libre serait dibasique, deux séries de sels existent, à savoir, les sels neutres et acides. Les sels alkalins neutres sont solubles dans l'eau et montrent une réaction alkaline, les autres sels de neutre étant insolubles ou difficilement soluble dans l'eau. Les sels acides ont un neutre ou une réaction légèrement acide. Les sulfites sont préparés par l'action de l'anhydride sulfureux sur les oxydes, les hydroxydes ou les See also:carbonates des métaux, ou par des processus de précipitation. L'acide sulphureux peut avoir des constitutions OH O OH 0:S/ou)S ", ou soit un mélange d'équilibre de ces substances de l'See also:cOh O H deux. Bien que la formule correcte pour l'acide ne soit pas connue, des sulfites sont connus des deux types. Le sulfite de sodium est presque certainement du deuxième et unsymmetrical type. Deux sulfites éthyliques sont connus, la première ou symétrique forme étant dérivée du chlorure et de l'alcool sulfuryliques, et la deuxième et unsymmetrical du sulfite de sodium et de l'iodure d'éthyle; la jonction d'un See also:groupe éthylique avec un See also:atome de soufre dans le deuxième See also:sel suit parce qu'elle rapporte l'acide sulfonique éthylique, aussi disponible au mercaptan éthylique, des sulfites isomériques de potassium de sodium de C2H0SH. deux sont connus, et peuvent être obtenus en neutralisant le sulfite acide de sodium avec du carbonate de potassium, et le sulfite acide de potassium avec du carbonate de sodium; leurs formules sont: O2SK(ONa) et O2SNa(OK). Il y a de divers dérivés haloïdes d'acide sulphureux. Le fluorure de Thionyl, SOF2, a été obtenu comme un gaz fuming en décomposant le fluorure arsenical avec du chlorure de thionyl (Moissan et Lebeau, Compt. rend., 1900, 130, p. 1436). Il est décomposé par l'eau en acides fluorhydriques et sulphureux. Le chlorure de Thionyl, SOC12, peut être obtenu par l'action du pentachlorure de See also:phosphore sur le sulfite de sodium; par l'action du trioxyde de soufre sur le dichlorure de soufre à 7 -8o° C. (Journ. Chem. Soc., 1903, p. 420); et par l'action de l'oxyde de chlore sur le soufre à la See also:basse température. C'est un liquide sans couleur et refracting fortement, bouillant à 78°; il vapeurs au contact d'air moite. L'eau le décompose en acides chlorhydriques et sulphureux. Sur le traitement avec du bromure de potassium elle rapporte le bromure de thionyl, SOBr2, un liquide jaune-orange qui See also:bout à 68° C. (40 millimètres.) (Hartoz et See also:Sims, Chem. Nouvelles, 1893, 67, p. 82). Soufrez le trioxyde, SO3, mentionné par Basil See also:Valentine en siècle 15tn, a été obtenu par N. See also:Lemery en 1675 en distillant le See also:vitriol See also:vert. Il peut être préparé en distillant l'acide sulfurique fuming, ou l'acide sulfurique concentré au-dessus du pentoxyde de phosphore, ou par l'See also:union directe de l'anhydride sulfureux avec l'oxygène en présence d'un catalyseur, tel que l'See also:amiante platiné (voir l'cAcide SULFURIQUE). Cet oxyde existe sous deux formes. Une forme est aisément See also:fusible et les fontes à 14.8° C. It correspond au SO3 moléculaire simple de complexe. La variété de r est infusible, mais sur chauffer au ö° le C. est transformé en une forme. Il correspond au complexe moléculaire (SO3)2. When sèchent parfaitement cet oxyde n'a aucune propriété See also:caustique; il combine rapidement, cependant, avec de l'eau pour former l'acide sulfurique, avec le développement de beaucoup de chaleur. Il combine directement avec de l'acide sulfurique concentré pour former l'acide pyrosulphuric, H2SÒ7. Il réagit le plus énergétiquement avec beaucoup de composés organiques, See also:enlevant les éléments de l'eau dans beaucoup de cas et partant d'une masse carbonisée. Il combine directement avec beaucoup d'éléments et composés et agit fréquemment en tant qu'oxydant énergique. Il trouve l'application considérable dans l'industrie de couleur. Fluorure sulfurylique, SO2F2, constitué par l'action du fluor sur l'anhydride sulfureux (H. Moissan, rend de Compt.. 132, p. 374), est un gaz sans couleur excessivement stable aux températures ordinaires, devenant pleines à environ le chlorure d'Ito° C. Sulphuryl, SO2C12, d'abord obtenu en 1838 par See also:Regnault (annonce chim. phys., 1838, (2), 69, p. 170), par l'action du chlore sur un mélange d'éthylène et l'anhydride sulfureux, peut également être obtenu par l'union directe de l'anhydride sulfureux et du chlore (particulièrement en présence d'un peu de camphre); et en chauffant l'acide chlorsulphonic en présence d'un catalyseur, tel que le sulfate mercurique (Pawlewski, jujube, 1897, 30, p. 765): H2SO4 de 2s02c1-0h = de S02C12+. C'est un liquide fuming sans couleur qui bout à 69° C. et qui est aisément décomposé par l'eau en acides sulfuriques et chlorhydriques. L'acide de Fllorsulphonic, SO2F•OH, est un liquide mobile obtenu par l'action d'un excès d'acide fluorhydrique sur le trioxyde bien-refroidi de soufre. Il des ébullitions à 162.6° et est décomposé violemment par l'eau. Acide de Chlorsulphonic, SO2CI.oh, d'abord préparé par A. Williamson (Soc. de Prot. See also:Roy., 1856, 7, p. II) par l'union directe du trioxyde de soufre avec le gaz d'acide chlorhydrique, peut également être obtenu en distillant l'acide sulfurique concentré avec de l'oxychlorure de phosphore: 2H2SO4±POC13=2ö2c1.oh+hci+hpo3. C'est un liquide fuming sans couleur qui bout à la dépression de chauffage When de 152153° C. qu'il se décompose, formant l'acide sulfurique, le chlorure sulfurylique, &c. (Ruff, jujubes, 1901, 34, p. 3509). Il est décomposé par l'eau avec la violence explosive. Le chlorure de Disulphuryl, S205C12, correspondant à l'acide pyrosulphuric, est obtenu par l'action du trioxyde de soufre sur le dichlorure de soufre, l'oxychlorure de phosphore, le chlorure sulfurylique ou le chlorure de sodium sec: 6S03+2poc13 = PÒ5+3sò5c12; S2C12 + 5503 = SÒ5C12 + 5502; SO3 + SO2C12 = SÒ3C12; 2NaCl + 3SO3 = SÒ3Cl2+Na2SO4. Il peut également être obtenu en distillant l'acide chlorsulphonic avec du pentachlorure de phosphore: 2SO2CI.oh+pc15 = S205C12 + POCI3 + 2HCI. C'est un liquide sans couleur, huileux, fuming qui est décomposé par l'eau en acides sulfuriques et chlorhydriques. Un oxychlorure de composition SÒ3C14 a été décrit. Soufrez le sesquioxide, SÒ3, est constitué en ajoutant les fleurs bien-sèches du soufre au soufre fondu, le trioxyde à environ soufre de 1215° C. The se dissout sous forme de baisses bleues qui descendent dans le liquide et solidifie finalement en croûtes cristallines bleu-vert. Il est instable aux températures ordinaires et se décompose rapidement en ses générateurs au réchauffage. Il est aisément décomposé par l'eau avec la formation des acides sulphureux, sulfuriques et thiosulphuric, avec la libération simultanée du soufre. L'acide hyposulphureux, H2S204, était premier vraiment obtenu par Berthollet en 1789 où il a prouvé que le fer est parti en contact avec un soluté de l'anhydride sulfureux dissous sans n'importe quelle évolution du gaz, tandis que C. F. See also:Schonbein montrait plus tard la solution possédée réduisant des propriétés. P. See also:Schutzenberger (Compt. rend., 1869, 69, p. 169) a obtenu le sel de sodium par l'action du zinc sur une solution concentrée de bisulfite de sodium: Le Zn + le 4NaHSO3 = le Na2SÒ4 + le ZnSO3 + le Na2SO3 + le 2HÒ, le sel étant séparé des sulfites ont formé par la précipitation partielle. Une solution de l'acide libre peut être préparée en ajoutant l'acide oxalique à la solution du sel de sodium. Cette solution est jaune en couleurs, et est décomposition très instable à la température ordinaire dans le soufre et l'anhydride sulfureux. Un sel pur de zinc a été préparé par Nabl (Monats., 1899, 20, p. 679) par l'action avec le zinc sur une solution de l'anhydride sulfureux en alcool See also:absolu, tandis que H. Moissan (Compt. rend., 1902, 135, p. 647) a également obtenu des sels par l'action de l'anhydride sulfureux sec sur de divers hydrures métalliques. La polémique considérable a surgi quant à la constitution des sels de cet acide, la formule du sel de sodium, par exemple, étant écrit comme NaHSO2 et Na2SÒ4; mais les investigations sur C. Bernthsen (annonce, 1881, 208, p. 142; 1882, 211, p. 285; Les jujubes, 1900, 33, p. 126) semblent décider certainement en faveur du dernier (voir également le T S. Price, Journ. Chem. Soc.; également Bucherer et Schwalbe, angew de Zeit.. Chem 1904, 17, p. 1447). Bien que cet acide semble être dérivé d'un oxyde S203, il n'est pas certain que le sesquioxide connu soit son anhydride. L'anhydride persulfurique, SÒ7, est un liquide visqueux épais obtenu par l'action de la décharge silencieuse sur un mélange de trioxyde et d'oxygène de soufre. Il solidifie à environ 0° C. à une masse de longues aiguilles, et est très volatil. Il est décomposé aisément en trioxyde et oxygène de soufre une fois de chauffage. L'eau le décompose avec la formation de l'acide sulfurique et de l'oxygène: 2S207 + 4HÒ = 4H2SO4 + 02. L'acide persulfurique, HSO4, l'acide correspondant à SÒ7, n'a pas été obtenu en état libre, mais ses sels ont été préparés la première fois en 1891 par H. Marshall (Journ. Chem. Soc., 1891, p. 771) par electrolysing des solutions des bisulfates alkalins. Le sel de potassium, après recristallisation de l'eau chaude, sépare dans de grands cristaux tabulaires. Son soluté se décompose graduellement avec l'évolution de l'oxygène, se comporte comme oxydant fort, et libère l'iode de l'iodure de potassium. Solutions des persulfates dans l'élasticité froide aucun précipité avec du chlorure de baryum, mais quand du sulfate chauffé de baryum est précipité avec la libération simultanée du chlore: K2SÒ3 + BaCl2 = BaSO4 + K2SO4 + C12. Les See also:mesures de conductivité du point de G. Bredig au sel possédant la double formule. L'acide de Thiosulphuric, autrefois appelé l'acide hyposulphureux, H2S203, ne peut pas être préservé dans l'état libre, puisqu'il se décompose graduellement avec l'évolution de l'anhydride sulfureux et de la libération du soufre: H2S203 = S+so2+h20. Les sels de l'acide, cependant, sont stables, le sel de sodium en See also:particulier étant des buts photographiques en grande partie utilisés de See also:massif de roche sous le nom du "hypo." Ce sel peut être préparé en digérant des fleurs de soufre avec la solution de sulfite de sodium ou en bouillant le soufre avec le lait de chaux. Dans cette dernière réaction la solution jaune-foncé obtenue est exposée à l'air quand le polysulfure de calcium formé est graduellement converti en thiosulfate par oxydation, et le sel de calcium formé ainsi est converti en sel de sodium par le carbonate ou le sulfate de sodium. Les thiosulfates sont aisément décomposés par les acides minéraux avec la libération de l'anhydride sulfureux et de la précipitation du soufre: Na2SÒ3 + 2HCI = 2NaCl + S + ± HÒ de SO2. Ils forment beaucoup de doubles sels et donnent une coloration violette foncée avec la solution ferrique de chlorure, cette couleur, cependant, disparaissant graduellement sur se tenir, soufre étant précipité. L'acide est considéré comme posséder la structure 02S(See also:sh) (OH), puisque le thiosulfate de sodium réagit avec du bromure éthylique au thiosulfate éthylique de sodium d'élasticité, qui sur le traitement avec du chlorure de baryum donne vraisemblablement le thiosulfate d'éthyle de baryum. Ce sel, sur se tenir, se décompose en dithionate de baryum, BaSÒ3, et bisulfure diéthylique, (C2H5)2s2, qui se dirige à la présence du groupe SH dans la molécule. Les acides thionic sont un groupe d'acides sulfurés de la formule générale H2S"06, où n=2, 3, 4, 5 et probablement 6. L'acide de Dithionic, H2S206, a préparé par J. Gay-Lussac en 1819, est habituellement obtenu sous forme de son sel de baryum en suspendant le bioxyde hydraté fraîchement précipité de manganèse dans l'eau et en passant l'anhydride sulfureux dans le mélange jusqu'à ce que tout soit dissous; le sel de baryum est alors précipité par l'addition soigneuse de l'hydroxyde de baryum. Beaucoup de sulfate de manganèse est formé pendant la réaction, et le H. C. Carpenter (Soc. de Journ.-Chem., 1902, 81, p. t) a prouvé que ceci peut être presque entièrement évité en remplaçant l'oxyde de manganèse par l'oxyde ferrique hydraté, la réaction procédant selon l'équation: 2Fe(OH)3 + 3S02 = FeSÒs + FeSO3 + 3H20. Il précise que l'oxygène disponible dans les oxydes peut réagir comme SO2 + HÒ + O = H2SO4 ou en tant qu'c2so2 + HÒ + 0 = H2S206; et cela dans le cas de l'oxyde ferrique 96% du rendement théorique du dithionate est obtenu, tandis que l'oxyde de manganèse donne seulement environ 75%. Une solution de l'acide libre peut être obtenue en décomposant le sel de baryum avec de l'acide sulfurique dilué et en concentrant la solution sous vide jusqu'à ce qu'elle atteigne une densité environ de 1,35 (approximativement), davantage de concentration See also:menant à sa décomposition dans l'anhydride sulfureux et acide sulfurique. Les dithionates sont tous solubles dans l'eau et une fois bouillis avec de l'acide chlorhydrique se décomposent avec l'évolution de l'anhydride sulfureux et de la formation d'un sulfate. L'acide de Trithionic, H2S306, est obtenu sous forme de son sel de potassium par l'action de l'anhydride sulfureux sur une solution de thiosulfate de potassium: 2K2S203 + 3SO2 = 2K2S306 + S; ou salut chauffant une solution du thiosulfate d'See also:argent de potassium: KAgSÒ3 = Ag2S + K2S306; tandis que le sel de sodium peut être préparé en ajoutant l'iode à un mélange de thiosulfate et de sulfite de sodium: Na2SO3 + Na2SÒ3 + I2 = Na2S, See also:OS + 2NaI. Les sels sont instables; et une solution de l'acide libre (obtenu par l'addition de l'acide hydrofluosilicic au sel de potassium) sur la concentration se décompose sous vide rapidement: H2SÓ6 = H2SO4 + S + SO2. L'acide de Tetrathionic, H2S406, est obtenu sous forme de son sel de baryum en digérant le thiosulfate de baryum avec de l'iode: 2Ba2SÒ3 + I2 = BaSÔ6 + 2BaI, l'iodure de baryum ont formé l'enlèvement par l'alcool; ou sous forme de sel de sodium par l'action de l'iode sur le thiosulfate de sodium. L'acide libre est obtenu (dans le soluté dilué) par l'addition de l'acide sulfurique dilué à un soluté du sel de baryum. Il est seulement stable dans le soluté dilué, parce que sur la concentration l'acide se décompose avec la formation de l'acide sulfurique, de l'anhydride sulfureux et du soufre. la solution des \Vackenroder (Debus, Journ. Chem. Soc., 1888, 53, P. 278) est préparé par le dépassement sulphuretted le gaz d'hydrogène dans un soluté presque saturé de l'anhydride sulfureux à environ o° C. The que la solution est alors permise de se tenir pour 48 See also:heures et le processus répété beaucoup de fois jusqu'à ce que l'anhydride sulfureux soit tout décomposé. Avoir lieu de réactions sont compliqué, et la solution contient des gouttes finalement See also:petites de soufre en See also:suspension, d'un soufre colloïdal (que le See also:ressort (plateau de Rec. chim., 1906, 25, p. 253) considère comme un hydrate de soufre de composition S.h20), d'acide sulfurique, de traces d'acide trithionic, tétra-et d'acides pentathionic et d'acide probablement hexathionic. La solution obtenue peut être évaporée sous vide jusqu'à ce qu'elle atteigne une densité de 1,46 quand, si partiellement saturé avec de l'hydroxyde de potassium et filtré, elle rapporte des cristaux de pentathionate de potassium, K2SÖ5•3HÒ. La formation de l'acide pentathionic peut être représentée le plus simplement comme suit: 5SO2 + 5H2S = H2S506 + 5S + 4 HÒ. Le soluté de l'acide est See also:assez stable aux températures ordinaires. Les pentathionates donnent une couleur See also:brune sur l'addition des solutions ammoniacales du nitrate d'argent et finalement d'un précipité noir. L'acide de Hexathionic, H2S306, est probablement présent il les See also:liqueurs mère à partir dont le pentathionate de potassium est préparé. La solution sur l'addition du nitrate d'argent ammoniacal se comporte pareillement à celle du pentathionate de potassium, mais diffère de lui en donnant un précipité immédiat de soufre avec de l'ammoniaque, tandis que la solution du pentathionate devient seulement graduellement trouble sur se tenir. Les péracides du soufre ont été obtenus la première fois en 1898 par See also:Caro (angsw de Zeit.. Chim., 1898, p. 845) qui a préparé l'acide monopersulphuric par l'action de l'acide sulfurique sur un persulfate. Cet acide peut également être préparé par l'électrolyse de l'acide sulfurique concentré, et il est distinguable de l'acide persulfurique par le fait qu'il libère immédiatement l'iode de l'iodure de potassium. Il se comporte pendant qu'un oxydant fort et dans le soluté est lentement hydrolysé. Il correspond le plus probablement à la formule H2SOs. Voir le H. E. See also:Armstrong et Lowry, Chem. News (1902), 85, p. 193; Lowry et occidental, Journ. Chem. Soc. (1900), 77, P. 9ö; H. E. Armstrong et See also:Robertson, Prot. Roy. Soc., ö, p. 105; T. S. Price, jujube, 1902, 35, p. 291; Journ. Chem. Soc. (1906), p. 53; A. v. See also:Baeyer et V. Villiger, jujube, passim. Les See also:sources de Pharmacology.The de toutes les préparations de soufre utilisées dans la médecine (excepté le sulphurata de calx) sont soufre vierge indigène et les sulfures des métaux. Ceux contenus dans la pharmacopée britannique sont les suivants: (t) Soufrez le sublimatum, fleurs du soufre (U.s.p.), qui est insoluble dans l'eau. À partir de lui sont faits (a) à des sulphuris de confectio; (b) sulphuris d'unguentum; (c) praecipitatum de soufre, lait du soufre (U.s.p.) ce qui a des sulphuris d'un trochiscus de secondaire-préparation chaque See also:pastille contenir 5 grs. du soufre précipité et de t See also:gr. de tartrate d'acide de potassium; (d) sulphurata de potassa (See also:foie de soufre), un mélange des sels desquels le See also:chef sont des sulfures du potassium; (e) iodidum de sulphuris (U.s.p.), qui a un iodidi de sulphuris d'unguentum de préparation, force i dans 25. L'information et commentaires additionnelsIl n'y a aucun commentaire pourtant pour cet article.
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