CHAPITRE XI

SOVFRE.

Son état naturel. — Son extraction , ses pro)

Ses combinaisons avec Voxigène , f hydrogène , le carbone, le chlore, fiode, le brome, le phosphore eUie cyanogène.

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Ce corps combustible anciennement connu se rencontre dans la nature sous plusieurs états. A l'état de liberté, on le trouve tantôt cristallisé et tantôt en masse compacte -, il est alors presque pur et désigné sous le nom de soufre natif. Il existe ainsi en abondance à la solfatare, aux environs du Vésuve, en Islande et près de l'Etna} en général les pays yolcanisés en offrent de grandes quantités. Dans les montagnes secondaires on en a trouvé associé avec du sulfate de chaux, ou en croûtes, enveloppant des substances d'ail uvion. m

C est surtout dans les montagnes primitives qu'on rencontre en grande quantité le soufre à l'état de combinaison avec différens métaux, tels que le fer, le cuivre, l'antimoine , le plomb , le mercure. Il forme alors des composés désignés sous le nom de pyrites ou sulfures naturels. C'est d'après sa présence dans la plupart des minéraux que les anciens avaient donné au soufre le no ni de grand minéralisateur. Enfin , combiné à l'oxigène , le soufre forme un acide ( acide sulfurique ) qui existe uni à certains oxides métalliques et constitue des sulfates très-répandus. C'est sous cet état qu'il existe dans le plâtre, le gypse, etc.

Certaines eaux minérales connues sous le nom iïeaujc

db chimie. a3y

sulfureuses , telles que celles d'Enghien, de Barège , tiennent en dissolution une combinaison de soufre et d'hydrogène qui est la cause de leur odeur particulière et àe leurs propriétés.

Dans le règne organique , le soufre se trouve parfois au nombre des élémens de certaines substances : c est ainsi que dans quelques graines de la famille des crucifères , la présence de ce corps est rendue manifeste par plusieurs phénomènes particuliers. Plusieurs matières animales en contiennent aussi , et le laissent dégager à l'état de combinaison , mêlé avec les autres produits de leur putréfaction.

Extraction. Le soufre peut s'extraire par des procédés diflerens , suivant qu'on le retire des terres où il existe à l'état natif, ou de certains sulfures métalliques , et principalement de ceux de fer et de cuivre.

Dans les pays volcanisés on l'extrait des terres avec lesquelles il est mêlé par la distillation dans des pots de terre cuite. Après les avoir remplis de morceaux de mine de la grosseur du poing , on les recouvre d'un couvercle en terre qu'on lute exactement. Ces pots, rangés les uns à côté des autres dans un long fourneau appelé galère, communiquent par une ouverture supérieure et latérale qui sort du fourneau avec d'autres pots oblongs, à peu près de même forme, et qui font l'office de récipient. Ces pots sont percés intérieurement d'un trou qui donne passage au soufre liquide qui s'est condensé. Ce dernier vient se rendre dans une tinette contenant de l'eau froide où il ne tarde pas à se figer en morceaux irréguliers.

Le soufre qu'on obtient ainsi est impur; il renferme depuis 10 jusqu'à i5 de matière terreuse qu'il a entraînée en se boursouflant.

Autrefois on le purifiait en le faisant fondre dans une chaudière de fonte , et lorsque les matières terreuses

&aient déposées , on le coulait dans des moules en sa-

pin un peu humectés pour lui donner la forme cylindrique qu'il affecte dans le commerce.

Cette purification se pratique aujourd'hui d'une manière plus exacte et en même temps plus économique par le produit qu'on en retire. On redistille le soufre brut , en le chauffant dans une chaudière de fonte surmontée d'un chapiteau voûté comme une cornue, et qui communique par un trou avec l'intérieur d'une vaste chambre munie de soupapes qui s'ouvrent de dedans en dehors. Le soufre vaporisé arrive dans la chambre et se condense ou à l'état solide sur les parois de la chambre , ou se liquéfie et vient alors se rendre dans la partie la plus basse, d'où l'on peut le retirer au dehors par une ouverture qu'on débouche.

A l'aide de ce procédé , on obtient à volonté du soufre à l'état pulvérulent ou à l'état liquide, suivant la capacité des chambres et la quantité de soufre qu'on distille dans un temps donné.

Le soufre sublimé, connu vulgairement sous le nom de Jleurs de soufre^ a besoin d'être lavé pour le débarrasser d'une petite quantité d'acide , qui se forme dans l'intérieur des chambres par la combustion d'une petite partie de soufre. C'est sous cet état qu'on doit l'employer dans les laboratoires et pour les besoins de la médecine et de la pharmacie.

Quant au soufre en canon , il ne subit pas d'autre préparation que le moulage.

Propriétés. Ce corps combustible à l'état de pureté est solide, d'une belle couleur jaune citron, inodore, insipide , très-cassant ; le plus petit choc suffit pour le bri- • ser ou le réduire en poudre ; i\ est mauvais conducteur du calorique et de l'électricité. Serré dans la main , il fait entendre un petit bruit dû à la séparation des parties qui ont été échauffées. Par le frottement , il développe une légère odeur etse trouve constitué à l'état d'é^

ni chimie. a3g

lectricité négative. Sa densité est de 1,990. Exposé à une température de 4" ïo7%*l devient fluide. Si, lorsqu'il commence à se solidifier à sa surface, on perce la croûte qui s'est formée, et qu'on décante les parties qui sont encore fluides dans l'intérieur , on aperçoit une foule d'aiguilles jaunes , disposées les unes à côté des autres.

Soumis à une température plus élevée que celle de sa fusion et qu'on maintient pendant quelque temps, le soufre liquéfié sepaîssifl^lcvient rouge jaunâtre, et conserve une certaine mollesse en le refroidissant dans l'eau froide. Dans cet état, il se laisse pétrir comme de la cire molle et peut servir à prendre des empreintes de médailles, de monnaies ou de cachets.

On ignore encore quels sont les changemens qui sur* viennent dans le soufre qui reste ainsi quelque temps mou après son refroidissement. Mais ce qui rend cette propriété fort utile pôur les arts , c'est que l'empreinte qui a été formée , en reprenant au bout de quelques jours de la dureté, peut elle-même servir de moule.

Le soufre, exposé à une chaleur convenable, se volatilise entièrement. On peut le prouver en en distillant une petite quantité dans une cornue de verre dont le beg se rend dans un ballon contenant de l'eau.

L'air sec ou humide , à la température ordinaire , ne fait éprouver aucune espèce d'altération au soufre $ il en est de même del'eau dans laquelle ce corps est tout-à-fait insoluble.

L'oxigène ne peut s'unir au soufre qu'à une température élevée. 11 résulte de cette combinaison, qui se produit toujours avec dégagement de chaleur et d'une lumière bleuâtre , un composé gazeux acide. Si l'oxigène est en excès tout le soufre est brûlé sans résidu. L'air se comporte de la même manière par l'oxigène qu'il contient: seulement la combustion est moins vive. *

On connaît quatre composés d'oxigène et de soufre ,

a4o abrég* ÉLÉMEirrmE

qui sont autant d'acides particuliers, et doivent être rangés ainsi , d'après leur quantité d'oxigène :

i° Acide sulfurique ;

a0 Acide hyposulfurique 5

3° Acide sulfureux $

4° Acide hyposulfureux.

Le premier de ces composés se trouve dans la nature à l'état de combinaison avec ungrand nombre d'oxides métalliques, mais jamais àlétaWe liberté. Les autres se forment dans plusieurs circonstances que nous connaîtrons par la suite.

Nous allons d'abord exposer les propriétés de l'acide sulfureux , qui est le seul qu'on puisse obtenir par la combustion directe du soufre dans l'oxigène, et parce que les autres ne peuvent être obtenus que par les réactions de celui-ci.

Lorsqu'on fait brûler du soufre dans une quantité déterminée d'oxigène , le résultat de cette combustion est du gaz acide sulfureux. On trouve que le volume de ce gaz est un* peu plus petit que le volume du gaz oxigène , ce qu'il est facile de constater en brûlant de petits morceaux de soufre dans une cloche courbe sous le mercure contenant 100 parties de gaz oxigène. L'acide sulfureux produit forme au moins les 97 à 98 centièmes du volume du gaz oxigène. On admet généralement que cette petite diminution est due à une petite quantité d'hydrogène que renferme le soufre , et qui a dû former de l'eau par la combustion. En faisant abstraction de cette cause, l'on admet qu'un volume d'oxigène doit fournir un volume de gaz acide sulfureux/

Le gaz acide sulfureux peut s'obtenir par d'autres moyeu s , en enlevant à l'acide sulfurique une certaine quantité d'oxigène ; mais nous y reviendrons quand nous traiterons de l'action de l'acide sulfurique sur certains corps simples avides d'oxigène.

SB CHIMIE. *4i

Propriétés. L'acide sulfureux est un gaz incolore, d'une odeur forte désagréable, qui suffoque et excite la toux ; elle ressemble en un mot à celle du soufre qui brûle. Il est impropre à la combustion et à la respiration , rougit la teinture de tournesol et ensuite la décolore peu à peu. Sa densité est de 2,234. Il est indécomposable par la chaleur seule. Soumis à un froid de — 20% il se liquéfie , suivant les observations de M. Bussy. Dans cet état , c'est un liquide incolore, d'une densité de 1 ,45 , si volatil, qu'il peut, en s évaporant à l'air, faire descendre le thermomètre à — 570. Si on favorise son évaporation, en le plaçant dans le vide sous la machine pneumatique, il produit un abaissement de — 68°. On détermine aisément la congélation d'une petite quantité de mercure renfermée dans une boule de verre, en la plongeant dans cet acide liquéfié , qu'on fait promptement vaporiser sous le récipient de la machine pneumatique.

L'eau , à la température de -J-i5*, et à la pression or* dinaire , peut; dissoudre trente-trois fois son volume de gaz acide sulfureux , et acquiert ainsi une odeur piquante très-forte et une saveur acide très-prononcée.

Le gaz acide sulfureux n?a aucune action à froid sur les corps combustibles que nous avons examinés-, le chlore , l'iode et le brôme n'en ont pas même à aucune température si ce gaz est parfaitement sec. Mais à une température plus ou moins élevée, plusieurs autres le décomposent en s'emparant de son oxigène et mettant le soufre en liberté, ou s'y combinant en partie. Cest ainsi qu'agissent l'hydrogène , le carbone \ le premier donné naissance à de l'eau, à un dépôt de soufre et à une certaine quantité d'hydrogène sulfuré , si l'hydrogène est en excès ; l'autre produit du gaz oxide de carbone ou gaz acide carbonique, suivant le rapport du gaz acide sulfureux au charbon ; dans tous les cas il y a séparation d'une

s 4* Abrégé élémentaire

portion de soufre et combinaison de l'autre avec le carbone. Tous ces résultais peuvent être vérifiés en faisant passer le gaz acide sulfureux dans un tube de porcelaine contenant des fragmens de charbon , et porté à une température rouge.

Plusieurs des composés binaires oxigénés, dont nous avons déjà parlé, peuvent être décomposés par l'acide sulfureux gazeux ou dissous dans l'eau. Ce dernier leur enlève tout ou une partie de leur oxigène et passe à l'état d'acide sulfurique.

L'acide iodique est de ce nombre , son oxigène se combine avec l'acide sulfureux pour produire de l'acide sulfnrîque, et l'iode est mis en liberté. La vapeur nitreuse mise en contact avec le gaz acide sulfureux est décomposée j elle cède une partie de son oxigène à l'acide sulfureux pour le faire passer à l'état d'acide sulfurique, et revient elle-même à celui de deutoxide d'azote.

On constate ce* résultats en faisant passer du deutoxide 5'azote dans un ballon à moitié rempli de gaz oxigène et de gaz acîde sulfureux. Aussitôt que le deufoxide d'azote arrive dans le ballon, il se produit des vapeurs rougeâ- , très ni t reuses qui disparaissent bientôt et sont remplacées par des vapeurs blanches qui , si les gaz sont humi-? dés , se précipitent sur les parois du ballon et s'y attachent sous forme d'aiguilles cristallines. Ces cristaux sont le résultat de la combinaison de l'acide sulfurique produit avec une certaine quantité d'acide nitreux. Lorsqu'on les met en contact avec l'eau, l'acide sulfurique est dissout et l'acide nitreux est décomposé en deutoxide d'azote qui se dégage, et en acide nitrique qui se dissout dans

eau.

La composition du gaz acide sujfureux peut être déduite rigoureusement de sa densité, en considérant qu'il, est formé d'un volume d'oxigène égal au sien. Par conséquent, en retranchant i, 1026, densité du gaz oxigène , do

d,234o , densité du gaz acide sulfureux, on a i,i3i4 pour le poids du soufre , d'où il suit que cet acide est formé en poids pour cent de :

Soufre 5o,i4

Oxigène. . . . 49?86

L'acide sulfureux à l'état de gaz a reçu plusieurs applications utiles. Dans les arts on remploie pour le blanchtment des laines , des tissus de soie , de paille ; il agit alors par son affinité pour l'oxigènc qu'il enlève principalement aux matières colorantes que contiennent ces substances. En médecine on Fa proposé pour le traitement de la gale et de quelques autres maladies cutanées. Ce traitement simple et peu coûteux se pratique en ex»posant le corps des malades à la vapeur du soufre qui brûle, et en évitant, par une disposition sage et raisonnée , que le gaz acide sulfureux ne soit respiré par les individus qu'on traite. (Voy. pl. IV, fîg. ao, la . coupe d'un de ces appareils employés à l'hôpital St.- Louis). Ces boites fumigatoires imaginées par M. Gales, pharmacien de Paris, ont été perfectionnées par M. D'Arcet, qui en a rendu l'usage plus facile et plus commode. C'est d'après les idées et les principes de ce savant chimiste qu'ont été construites celles qui existent soit dans les hôpitaux, soit dans plusieurs maisons de santé de Paris : elles ont l'avantage de pouvoir servir aussi à l'administration des fumigations de vapeurs d'eau ou de plantes aromatiques, comme à celle d'autres gaz ou vapeurs. Suivant les dimensions données à ces appareils , ils peuvent être employés au traitement d'un ou de plusieurs malades en même temps.

D'après les rapports qui ont été fournis, dix fumigations suffisent dans le traitement d'une gale simple , et le prix de ces fumigation^ ne s'élève pas au-delà de 5o cen-