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A. MAILHE. — REVUE DE CHIMIE MINERALE 



Si on élève la température du mélange jusqu'à 

 180°, la chloruralion est poussée jusqu'au [)enla- 

 chlorure qui se fait en petite quantité ; mais il 

 se forme en même temps du chlorosulfure de 

 phosphore PSCT'. 



Un procédé de fabrication d'acide sulfurique 

 pur, privé d'arsenic et de sélénium, consiste à 

 faire agir sur du sulfate de chaux naturelle car- 

 bonate d'ammonium. A chaud, il se produit une 

 double. décomposition : 



SO^Ca + C03(NHi)- = C03Ca -|-SO''(NH ■■)■■;. 



Le sulfate d'ammonium ainsi obtenu est 

 décomposé à l'aide d'acide phosphorique, ce qui 

 libère l'acide sulfurique. On chauffe ensuite le 

 phosphate .d'ammonium à une température 

 élevée pour le détruire en ammoniaque et acide 

 phosphorique, qui rentrent tous les deux dans 

 la fabrication. 11 résulte de là que les matières 

 premières nécessaires pour la production d'acide 

 sulfurique par Ce procédé seront le sulfate de 

 chaux et l'anhydride carbonique. 



Une seconde réaction, pouvant avoir une 

 application industrielle, repose sur l'action de 

 l'hydrogène sulfuré sur le sulfate de cuivre ; il 

 se forme du sulfure de cuivre insoluble et de 

 l'acide sulfuriqueentre en dissolution, d'où on le 

 retire par évaporalion après séparation du sul- 

 fure métallique. Celui-ci, soumis à une action 

 oxydante dans des tambours rotatifs, chauffés à 

 .'îOO", est transformé en sulfate de cuivre qui ser- 

 vira à la fixation d'une nouvelle quantité d'hy- 

 drogène sulfuré. Cette réaction tout à fait simple 

 nes'ell'ectue cependant d'une manière complète 

 qu'à la condition d'ajouter au sulfure à oxyder 

 deux à trois fois son poids d'oxyde de cuivre. 

 Comme application immédiate, l'auteur envi- 

 sage l'enlèvement de l'hydrogène sulfuré du gaz 

 d'éclaiiage, et l'acide sulfurique formé pourrait 

 servir à la fabrication du sulfate d'ammoniaque. 



Une méthode récente pour enlever les com- 

 posés sulfurés du gaz d'éclairage, due à Clowes, 

 consiste encore à faire passer le gaz, à 230<*, sur 

 des briques réfractaires imprégnées de nickel 

 réduit. A son contact, le suH'ure de carbone et 

 l'hydrogène se transfoiiueuL en charbon et 

 hydrogène sulfuré. Ce dernier, dirigé sur de 

 l'oxyde de fer,- est enlevé, le charbon déposé 

 sur les briques est oxydé et la surface du nickel 

 se trouve disponible pour une autre purification. 

 Grâce à cette méthode, ([ui a été adoj)tée dans 

 certaines usines municipales anglaises, la teneur 

 en soufre serait réduite à V-. gramme par lOO 

 ])ieds cubes de gaz. 



I'',n ce qui concerne l'étude des peroxydes, 

 nous trouvons une préparation d'eau oxygénée 



très stable et concentrée, parla méthode classi- 

 que de décomposition du bioxydede baryum par 

 l'acide phosphorique sirupeux. Les meilleures 

 conditions pour l'obtenir consistent à mélanger 

 30 litres d'acide de densité 1,7 avec 60 litres 

 d'eau, et à ajouter peu à peu, en remuant, 75 kg 

 de bioxyde de baryum à 87 "/» en ne dépassant 

 pas une température de .")0-70°. Le phosphate de 

 baryum cristallise; il est séparé par filtration de 

 l'eau oxygénée, qui titre 10 °l„ de II-O-. 



On sait l'action oxydante qu'exercent l'eau oxy- 

 génée ou ses sels les pei-oxydes. Le bioxyde de 

 sodium permet d'arriver à une oxydation aisée 

 de certaii^s gaz; Zenghelis a trouvé que leur 

 action sur Na-Q- est généralement beaucoup plus 

 vive qu'on ne l'avait constaté jusqu'ici. 



L'oxyde de carbone attaque vivement le per- 

 oxyde de sodium ; la température de la réaction 

 s'élève peu à peu, et il se forme du carbonate de 

 sodium : 



Na202 + CO = C03Na-' . 



Ij'anhydride carbonique agit très fortement; 

 la tempéralure s'élève considérablement et il y 

 a dégagement d'oxygène : 



Na202 + C02 = CO'Na^ + (). 



Cet oxygène brûle vivement les substances 

 oxydables mêlées avec le peroxyde alcalin : fer, 

 aluminium, magnésium, corps organiques. Or, 

 si l'on compaie les effets thermiques des deux 

 réactions précédentes, on constate que le pre- 

 mier, (jui dégage 123.330 calories, est grande- 

 ment supérieui' au second, qui n'en dégage que 

 55.225. ( )n aurait dû avoir dans ce second cas une 

 réaction moins vive, tandi-s que c'est le contraire 

 qui arrive. 11 est probable que la réaction dans 

 le second cas s'accomplit en deux phases simul- 

 tanées : il y aurait d'abord formation d'un per- 

 carbonate de soude, qui se décomposerait 

 ensuite dans la seconde phase : 



aC02 + Na^02 = CaOf'Naa ; 

 C2( )«Na2 — C03Na2 - 1 CO^ ■ 1- . 



L'ellel thermi(|ue reste le même, mais la forma- 

 tion de ce corps intermédiaire, endothermi(]ue, 

 ([ui se décompose aussitôt formé, entraîne une 

 réaction rapide et plus vive. 



Fj'hydi'ogènc sulfuré produit également une 

 réaction très vive au contact de Na-'O^. La tem- 

 péralure s'élève beaucoup et le peroxyde devient 

 incandescent et fond. Si la réaction est effectuée 

 dans un tube en porcelaine, celui-ci est forte- 

 ment eniiommagé. En présence d'air, l'hydro- 

 gène sulfuré s'allume; il se forme de l'eau qui 

 attaque à son tour le peroxyde et la réaction 

 devient très compliquée. 



