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Le Sulfate de Fer

 
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Adama
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MessagePosté le: Jeu 24 Jan - 22:24 (2008)    Sujet du message: Le Sulfate de Fer Répondre en citant

 E    S U L F A T E    D E    F E R     (Thème de stage).
      Dans la nature, ce sulfate se crée à partir de l'oxydation à l'air humide de la pyrite de fer ou de la marcassite [images 1, 2 & 3]. On a FeS2 + O2, soit un sulfate dit d'altération.
      Ce produit naturel s'échappait jadis des mines, on le trouvait aussi sous forme de stalactites plus ou moins cristallisées ou en masses informes, (pierres atramentaires).
      Les Anciens se procuraient aussi du vitriol par évaporation des eaux sulfureuses coulant des volcans.
 
      Le sulfate de fer, (couperose verte, vitriol martial, vitriol romain) est un sulfate ferreux heptahydraté, sa formule est : FeSO4 + 7H2O. Son point de fusion est de 64° C, sa masse volumique est de 1,897 g par centimètre cube. Sa masse molaire est de 218,02 g/mol.
Ce Vitriol de Fer fera donc l'objet de cet article.
      Sa dissolution dans l'eau est fortement variable avec la température, ce qui permet sa cristallisation par refroidissement :
            Á  10° C   il faut  164 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
            Á  15° C   il faut  143 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
            Á  24° C   il faut    87 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
            Á  43° C   il faut    66 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
            Á  60° C   il faut    38 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
            Á  90° C   il faut    27 g d'eau pour dissoudre 100 g de sulfate.
      Le sulfate ferreux pur est d'une conservation délicate, car, à l'air il se suroxyde et donne des sulfates ferriques basiques. Dans l'air, il fait efflorescence et perd de ses molécules d'eau, s'oxyde lentement et se recouvre en surface de sulfate basique de fer III de couleur brunâtre Fe2 (SO4)3.
      A 56,6° C, il perd 3H2O et se transforme en tétrahydrate de formule FeSO4 + 4H2O.
      A 65,4° C, il forme du monohydrate FeSO4 + 1H2O.
      Il se décompose au-dessus de 400°.
      Il est pratiquement insoluble dans l'éthanol pur qui ne retient que 0,3 % de sulfate dans sa solution. L'eau présente dans l'alcool à 90° et celle qui mouille les cristaux gardent également une petite portion du sulfate en dissolution. Nous le conservons cependant à l'abri de l'air dans de l'alcool à 90°. Une autre solution est d'ajouter aux cristaux secs un morceau de camphre enveloppé dans du papier. Il faut également protéger le sulfate de la lumière vive.
      Le pH d'une solution de 50 g/litre dans l'eau à 20° C est compris entre 3 et 4.
      En le chauffant, le sulfate perd son eau de cristallisation et devient blanc. (il reprend sa teinte verdâtre en se réhydratant) sa température de fusion est de 64° C.
      On le prépare généralement par l'oxydation, à l'air, des pyrites de fer efflorescentes.
      Ce sulfate n'est jamais pur et contient plusieurs impuretés dont la principale (et la seule que l'on puisse facilement retirer) est le cuivre. On le retire en plongeant dans la solution une lame de fer décapée qui déplace le cuivre qui s'y dépose.
      Les Anciens récupéraient aussi un sulfate double fer et cuivre provenant des mines de chalcopyrite.
      Une de ses propriétés vous sera peut-être indispensable un jour, on l'utilise pour précipiter l'or de ses solutions.
      Aprés la simple récolte aux abords des mines, les Ancien pratiquèrent la fabrication de leur vitriol en le tirant des pyrites martiales décomposées par l'humidité. Cette pyrite qui n'a aucune saveur dans son état naturel se décompose lorsqu'elle est exposée longtemps à l'humidité de l'air, en une poudre saline de saveur styptique.
      On rencontre moins souvent des marcassites, de même formule chimique, mais cristallisant en aiguilles réparties depuis le centre de nodules de forme carractéristique. Le coût plus élevé des marcassites (sans présenter d'avantages) fait que leur usage en alchimie reste marginal.
      Le lessivage de cette poudre pyriteuse permet d'en retirer du vitriol par l'évaporation ou le refroidissement. Lorsqu'on désire en obtenir une grande quantité, on fait un tas de pyrites de bonne qualité que l'on laisse exposé aux intempéries pendant plusieurs années, on remue et retourne le tas plusieurs fois par an jusqu'à ce que les pyrites soient réduites en poudre.
      On arrose souvent le tas avec l'eau de la pluie qui a déja lessivé les pyrites. A la fin, cette eau (très acide) est mise en contact avec des ferrailles qui s'y dissolvent en partie du fait de l'excès d'acide. On fait ensuite évaporer cette eau pour obtenir le vitriol en cristaux.
       On peut aussi tirer le vitriol de pyrites plus impures au moyen du feu, on les mélange avec du charbon qu'on allume, il se produit dans la masse une combustion très lente. On lessive ensuite la matière qui reste, et pour augmenter la concentration de cette lessive, on la fait passer successivement sur d'autres résidus, après quoi on l'évapore. La matière n'a pas rendu tout son vitriol par cette seule opération, on l'étend à l'air, et au bout d'environ deux ans, elle fournit (par lessivage) de nouveau du vitriol.
      La pyrite de fer est très répandue dans la nature et ses usages industriels sont principalement l'obtention d'acide sulfurique et de soufre. Son nom qui dérive du grec signifie "pierre à feu", on l'appelait aussi "or des fous", car son éclat rappelle celui de l'or. Sa densité est de l'ordre de 5. Elle a la propriété (comme la marcassite) de devenir magnétique par chauffage.
      Vous ne voudrez pas tous attendre 3 ou 6 ans pour obtenir vos premiers cristaux à partir de pyrites (nous vous en proposons cependant à la rubrique "LES CESSIONS"), nous vous indiquons ci-dessous une recette plus courte.
      Le travail pour obtenir de la pyrite son oxydation naturelle à l'air, étant fort long, nous allons, pour simplifier ce travail, nous contenter d'attaquer de la poudre de fer ou mieux de la limaille, par de l'acide sulfurique étendu. Il faut faire bouillir (sans concentrer l'acide) la dissolution avec un excès de fer. Cette précaution pour que soit ramené, au minimum d'oxydation, le sulfate qui a pu être suroxydé.

OBTENTION :
      On utilise un montage [image 4] équipé d'un ou plusieurs vases d'expansion pour se mettre à l'abri des sursauts possibles lors de l'ébullition. Ces vases récupèrent une grande partie de la vapeur d'eau qui retourne ainsi au ballon. Si on ne dispose pas d'une puissante aspiration, il est indispensable d'évacuer vers l'extérieur les gaz générés par l'opération (voir tuyau latéral).
    1-) Faire une solution sulfurique en versant 80 g d'acide sulfurique pur dans 400 g d'eau pure. Si votre acide pour batteries (de grandes surfaces) n'est pas concentré, réduire la quantité d'eau.
    2-) Verser cette solution dans un ballon.
    3-) Ajouter lentement 50 g de fer en limaille ou en poudre.
    4-) Laisser se dégager totalement l'hydrogène à l'extérieur (inflammable).
    5-) Maintenir en ébullition lente quelques heures. Il doit rester du métal non attaqué au fond du ballon.
    6-) Filtrer rapidement en évitant le plus possible l'exposition à l'air. Il est souhaitable de couvrir l'entonnoir [image 5] d'une plaque de verre en laissant une légère entrée d'air pour ne pas contrarier la filtration.
    7-) Ajouter une solution de 10g d'acide sulfurique dans 25 g d'eau.
    8-) Concentrer rapidement à chaud, vers 1,29 au densimètre, (mesure à 20° C).
    9-) Laisser cristalliser au froid [image 6].
 
      On met au froid pour laisser cristalliser, on retire le liquide, on lave les cristaux à l'alcool à 90°, on concentre le liquide en réduisant son volume de 1/3, on le remet au froid et ainsi de suite jusqu'à ce qu'il ne cristallise plus rien.
      Laver les cristaux à l'alcool à 90° et les enfermer dans un flacon.
      On redissout les cristaux triés et on met leur solution au froid, on fait cristalliser en ne récupérant que les premiers formés [images 7 à 9] que l'on redissout. Ils deviendront de plus en plus gros et beaux puis seront stockés à l'abri de l'air et de la lumière [images 10 & 11]
.       Les autres cristaux sont regroupés, dissous, cristallisés, les premiers mis à part, cela le nombre de fois qu'il faut avec la patience bien connue des alchimistes.
 
PRECAUTIONS :
      Comme tout travail avec des acides, les gants et les lunettes sont indispensables. Personne ne peut se croire à l'abri d'une fausse manœuvre ou d'un bris de matériel.
      En cas de contact accidentel avec les yeux, rincer abondamment en maintenant les paupières écartées.
      Ne pas oublier d'étiqueter le produit et le tenir hors de portée des enfants, ne pas oublier que sa vente en cristaux est interdite, justement parce qu'ils peuvent être confondus avec des bonbons (par l'aspect uniquement). En cas d'ingestion, faire boire beaucoup d'eau ou d'œufs crus mélangés avec du lait, faire vomir et consulter un médecin.
      L'acide sulfurique concentré passive le fer au lieu de l'attaquer, ce qui permet de le transporter dans des récipients en fer. Cette protection cesse si on touche le fer avec un autre métal.
 
Les Amis de l'Alchimie. 

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MessagePosté le: Jeu 24 Jan - 22:24 (2008)    Sujet du message: Publicité

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MessagePosté le: Ven 25 Jan - 16:33 (2008)    Sujet du message: Le Sulfate de Fer Répondre en citant

Bonjours,
etant gamin, une synchronicité m'a offert ce petit truc, qui m'a était prétendu a l'époque comme pierre d'étoiles, cela dit, en lisant cette article sur l'alchimie du sulfate de fer, il me semble avoir reconnu ce qui semble etre ma pierre d'étoile.

quand elle me fut offert, elle faisai parti d'une sphere imparfaite plus grosse, d'un diametre de 6 -8cm, je n'es qu'une echarde de celle ci.








amicalement et merci pour ce topic,
si mon observation est bonne il sagirai la d'un échantillons de MARCASSITE

voici une photo prise par mes soins


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MessagePosté le: Aujourd’hui à 08:56 (2016)    Sujet du message: Le Sulfate de Fer

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