AGRÉGÉ ÉLÉMENTAIRE

limes pour chaque malade , y compris , terme moyen , ïo centimes pour le soufre, et 4o centimes pour le combustible en charbon de bois.

Ce moyen curatif joint à une grande économie, l'avantage de ne pas salir le corps par des pommades ou préparations plus ou moins dégoûtantes.

La médecine vétérinaire trouverait peut-être un puissant moyen , dans l'application de ce procédé, pour le traitement de la gale des animaux domestiques. On construirait à peu de frais, sur le même principe, des boites où le corps de ces animaux se trouverait seul exposé à l'action du gaz acide sulfureux. Il appartient à messieurs les vétérinaires praticiens de tenter ces essais, qui ne seraient peut-être pas infructueux.

Acide suljurique.

Cet acide, connu depuis long-temps, et d'abord dans un état d'impureté, a étéobtenu par la distillation du proto-sulfate de fer desséché qu'on désignait alors sous lcnomdex>i- Iriol. Delà l'origine du nom acide vitrioliquequa. reçu cet acide, ainsi que celui plus impropre d'huile de vitriol, à cause de son aspect oléagineux. Ce procédé est encore suivi en Allemagne, où on le fabrique pour certaines branches d'industrie. Celui qu'on suit en France et dans la plupart des autres parties de l'Europe est différent} il est fondé sur l'action réciproque du gaz acide sulfureux et du gaz acide nitreux en contact avec l'eau, comme nous l'avons dit dans le précédent article.

On peut démontrer, d'une manière expérimentale, la théorie de la fabrication de l'acide sulfuriquc, d'après M. Clément Desormes, en faisant arriver dans un vaste ballon rempli d'air et contenant une petite couche d'eau, d'un côté du gaz acide sulfureux, et de l'autre du deutoxide d'azote. {Voyez pl. IV, fig. 21.)

Dès que le deutoxide d'azote est parvenu dans le ballon.

il se transforme par l'oxigène de l'air en acide nitreux, qui apparaît sous forme de vapeurs rutilantes ; maislegaz acide sulfureux qu'il rencontre le décompose aussitôt en s'emparant de l'oxigène qu'il a pris à l'air, et le faisant repasser à Y état de deutoxide , il se transforme lui-môme en acide sulfurique.

Comme ces réactions se produisent au milieu de gaz humides, cet acide absorbe, suivant M. Clément, une certaine quantité de deutoxide d'azote , et forme des cristaux blancs aiguillés, qui s'attachent aux parois du ballon. Ceux-ci ne tardent pas à être décomposés par l'eau qui les mouille ou qui se trouve au fond du ballon. L'acide sulfurique se dissout et le deutoxide d'azote reprend son état gazeux. Mais comme il se trouve alors en contact avec une nouvelle quantité d'air , il passe à l'état de gaz . nitreux, pour être ensuite décomposé par le gaz acide sulfureux , qu'il convertit en acide sulfurique, comme dans le premier cas. Les mêmes phénomènes se manifestent tant que l'oxigène de l'air n'est pas absorbé , et l'on conçoit, d'après cette théorie due à M. Clément, qu'il est possible , avec une petite quantité de deutoxide d'azote et un renouvellement d'air suffisant , de transformer une grande quantité d'acide sulfureux en acide sulfurique. Toutefois, cette explication de la formation de l'acide sulfurique ne serait pas aussi simple, depuis les nouvelles expériences de M. Gay-Lussac. Ce chimiste a constaté directement que les cristaux qui se forment dans cette opération ne sont pas une combinaison d'acide sulfurique et de deutoxide d'azote, mais bien d'acide sulfurique et d'acide nitreux. Par conséquent , l'action de l'eau doit être différente. Ce liquide en les décomposant doit transformer, comme nous l'avons déjà dit, l'acide nitreux en acide nitrique et en deutoxide d'azote qui se dégage , et l'acide sulfurique obtenu doit contenir par conséquent un peu d'acide nitrique, ce qui est conforme à l'obser

246 Abrégé élémÈstAire

vation. Or, d'après les expériences de M. Gay-Lussac , il faut en conclure que l'oxigénalion de l'acide sulfureux n,'a point lieu par la décomposition de l'acide nitreux qui s'est formé directement, mais qu'il passe à l'état d'acide sulfurîque par l'oxigène libre. Si cette théorie est plus d'accord avec les faits exacts qui ont été observés, pn ne se rend plus aussi bien compte du rôle que doit jouer le deutoxide d'azote dans cette opération , à moins d'admettre que l'affinité de l'acide nitreux pour l'acide sulfkrique, détermine simplement la formation de ce dernier aux dépens de l'oxigène de l'air 5 mais dans çe cas il de* vraitse former une assez grande quantité d'acide nitrique au moment où l'acide sulfurique se dissout dans l'eau. Il faut avouer qu'il y a encore quelque chose de caché dans l'explication de ces phénomènes.

La formation de l'acide sulfurique dans les arts repose «sur les principes développés ci- dessus. Lorsqu'on expose à l'action de la chaleur un mélange de huit parties de soufre et une partie de nitrate de potasse , il y a combustion vive. L'acide nitrique cède une partie de son oxigène au soufre , et le change en acide sulfurique qui s'unit à la potasse pour former du sulfate de potasse fixe. Le deutoxide d'azote qui en résulte passe à l'état de gaz acide nitreux par le contact de l'air $ la quantité de soufre employée étant beaucoup plus grande que celle du nitrate de potasse, elle brûle à l'air libre et se transforme ainsi en gaz acide sulfureux. Or, toutes les conditions nécessaires à la formation de l'acide sulfurique se trouvent réunies si ces produits gazeux sont en contact avec une certaine quantité d'eau.

Pendant long-temps on a préparé l'acide sulfurique par ce moyen, en faisant brûlerie soufre et le nitre dans de grands ballons dont les parois' étaient humides. Mais on ne pouvait en obtenir que de petites quantités par ce moyen. Aujourd'hui, que l'usage de cet acide est plus ré-

pandu et qu'il est devenu la source d'un comnier.ce cqu-. sidérable , on pratique cette combustion en brûlant de grandes quantités de soufre et de nitre dans une yastc chambre quadrangulaire doublée intérieurement delamcs de plomb. Cette cLambrc peut avoir au moins vingt-cinq à trente pieds de longcur sur quinze à dix-huit pieds de largeur et trente pieds de hauteur. Elle est composée do lames de plomb soudées entre elles et attachées à une charpente extérieure qui l'isole, comme une cage, à quatre pieds du sol, et à peu près à la même distance des parois de la muraille, de manière à pouvoir la visiter sur toutes ses faces et s'assurer des trous qui pourraient s'y former. Le plancher de cette chambre est légèrement incliné, afin de pouvoir en retirer l'acide à l'aide de robinets en plomb, ou d'un syphon qui y est adapté.

On place le mélange de soufre et de nitre sur une plaque de fonte munie d'un rebord et située à une petite distance du fond de la chambre. Cette plaque repose sur un fourneau établi dessous. On peut communiquer facilement avec cette plaque par une trappe qui fait partie d'une des parois latérales. C'est par cette ouverture qu'on peut introduire le mélange et retirer le résidu de la combustion. Une soupape adaptée à la paroi opposée , permet de renouveler l'air de la chambre -, enfin , on juge de l'état de la combustion par une petite fenêtre vitrée qui existe à la trappe. A l'aide de ces dispositions , on peut brûler de nouveaux mélanges jusqu'à ce que l'eau soit assez chargée d'acide pour être concentrée. Quant on est arrivé à ce point , c'est-à-dire que l'acide sulfurique qui s'est condensé dans l'eau de la chambre marque 4o° environ au pèse-acide , on le soutire par le robinet ou le syphon en plomb.

Cet acide est loin d'être pur ; il contient une grande quantité d'eau , un peu d'acide sulfureux et d'acide nitrique , enfin un peu de sulfate de plomb qui s'est formé

li4B ABRÉGÉ ÉLÉMENTAIRE

pendant l'opération. On le concentre en le faisant évaporer dans des chaudières de plomb jusqu'à ce qu'il marque environ 55°. Par cette concentration on dégage beau- > coup d'eau , et tout l'acide sulfureux. Alors on l'introduit, soit dans des cornues de verre, ou, ce qui est préférable , à cause de la fragilité de ces vases , dans un alambic de platine dont le chapiteau en même métal communique avec un récipient en plomb. Ce récipient a pour but de condenser les vapeurs qui entraînent toujours une certaine quantité d'acide sulfurique. Dans ce dernier appareil, l'acide est concentré jusqu'à 66° } alors, si on continuait de le chauffer, il passerait à la distillation, c'est-àdire qu'on ne pourraitplus enlever l'eau qui lui est combinée. On le retire encore chaud de la cucurbite au moyen . d'unsyphon enplatine, qu'on refroidit en entretenant dans un double tuyau qui l'enveloppe un courant d'eau froide, et on le fait rendre dans de grosses bouteilles de grès pour le livrer au commerce.

L'acide sulfurique ainsi obtenu est encore impur; cependant il peut servir en cet état à un grand nombre d'opérations manufacturières et pharmaceutiques : mais pour les expériences des laboratoires de chimie et principalement pour les recherches analytiques , il faut le priver de la petite quantité de sulfate de plomb qu'il contient et des sels que renferme naturellement l'eau qui a servi à sa préparation. C'est par la distillation qu'on le purifie. Cette opération , qui demande quelques précautions à observer, se fait en plaçant dans une cornue de verre recouverte d'une couche de lut terreux , une certaine quantité d'acide sulfurique du commerce. On introduit dans la panse quelques fragmens de verre, ou des petits morceaux de fil de platine contournés sur eux-mêmes, afin d'empêcher les soubresauts qui se produisent pendant rébullition de l'acide et qui pourraient faire briser la cornue. Après avoir rempli ces conditions , on la dis-

pose snr un triangle de fer, dans un fourneau à réverbère, et on fait rendre son col directement dans un ballon tubule $ il n'est point nécessaire de joindre les deux vases avec des bouchons et du lut qui ne tarderaient pas à être charbonnésparles vapeurs de cet acide. La juxta-position suffit , et la facilité avec laquelle les vapeurs se condensent dispense de refroidir le ballon. On doit rejeter les premières portions distillées qui peuvent contenir quelques traces d'acide nitrique. Cette opération exige beaucoup de soin dans la manière de régler le feu.

Plusieurs fabricans préparent aujourd'hui cet acide en utilisant le gaz deutoxide d'azote qui se dégage de certaines opérations qu'ils pratiquent, et le font rendre dans la chambre de plomb où ils brûlent le soufre seul. De cette manière ils obtiennent en même temps deux produits.

Propriétés. L'acide sulfuri que préparé et purifié par les procédés que nous avons décrits, contient toujours de l'eau dont la quantité s'élève à environ 18*, et dont on ne peut le priver parla chaleur. Il peut donc être regardé comme un acide hydraté à proportions définies. A l'état de pureté, c'est un liquide incolore , inodore , visqueux , qui jouit d'une grande densité qui est égale à 1,870 : il présente la viscosité de l'huile , possède une acidité si prononcée qu'une goutte suffit pour donner une saveur acide à une grande masse d'eau. Son action sur les tissus organiques est très-grande ; il les désorganise sur-le-champ , soit en les carbonisant ou en les transformant en d'autres composés. Aussi cet acide, administré même à très-petites doses, agit-il comme un poison caustique des plus violens, en déterminant la mort au milieu d'horribles angoisses.

Exposé à l'action de la chaleur , l'acide sulfurique peut entrer en ébullition à 3io°, et se réduire en vapeurs blanches , épaisses , qu'il serait très-dangereux de respirer. C'est sur cette propriété qu'est fondée sa purification.

2$0 ASAÉ&É ÉLÉMENTAIRE

Soumis à un froid de — 10 à 12, il se congèle et cristallise.

Mis en contact avec l'air atmosphérique , il absorbe promptement l'humidité qu'il contient et augmente de poids. On profite de cette propriété pour dessécher l'air ou les gaz et même concentrer les liquides dans le vide > en les plaçant à côté d'un vase contenant de l'acide sulfurique concentré. Ce dernier absorbe les vapeurs au fur et à mesure qu'elles se forment.

L'eau et l'acide sulfurique ont tellement d'affinité l'un pour l'autre , qu'au moment où on les mêle , il se dégage une grande quantité de calorique. Si l'on verse lentement l'acide dans l'eau , il tombe au fond comme un sirop et ne peut s'y combiner que^ par l'agitation. La quantité de calorique développée par ce mélange dépend du rapport de l'acide à l'eau. Une partie en poids d'acide et une partie d'eau produisent une élévation de température de -|- 8o°$ avec une partie d'eau et quatre d'acide, le mélange s'élève à -f- io4°. Une très-forte chaleur décompose l'acide sulfurique et le transforme en gaz acide sulfureux et en gaz oxigène dans le rapport de 2 : 1. On peut prouver cette décomposition en disposant un tube de porcelaine très-étroit dans un fourneau à réverbère et l'inclinant un peu : on fait communiquer la partie la plus élevée avec une petite cornue contenant de l'acide sulfurique concentré et l'autre extrémité avec un tube recourbé qui va s'engager sous le mercure $ si après avoir porté le tube au rouge blanc, on y fait passer l'acide sulfurique en vapeurs , on recueille à l'autre extrémité , sous des cloches remplies de mercure, un gaz composé, sur cent parties , de 66,6 d'acide sulfureux et 33,5 d'oxigène. On détermine aisément ce rapport en mettant le produit en contact avec un peu d'eau qui dissout tout le gaz acide sulfureux et laisse libre le gaz oxigène.

L'acide sulfurique en général n'a d'action sur les corps

DiQitized by G

DE CHIMIE. a5j

combustibles qu'à une température élevée , ou à un degré de chaleur voisin de son ébullition , tantôt il cède tout ou une partie de son oxigène , et il donne naissance à des produits variables, suivant les quantités d'acide et des corps mis en contact. Aune température intermédiaire entre -f- ioo° et -f- ^20°, l'acide suif uri que réagit sur la plupart des corps combustibles solides ; il leur cède une partie de son oxigène et passe à l'état d'acide sulfureux. C'est ainsi qu'il agit sur le carbone , le phosphore et le soufre. Avec les deux premiers on obtient du gaz acide carbonique et du gaz acide sulfureux, et de l'acide phosphorique et du gaz acide sulfureux. Le soufre, à l'aide de la chaleur, enlève à l'acide sulfuriquc une partie de son oxigène et le fait passer à l'état de gaz acide sulfureux en y passant lui-même ; l'on voit donc que, dans ce dernier cas, on doit obtenir moitié plus de gaz acide sulfureux qu'avec les deux premiers, qui , pour s'acidifier, enlèvent précisément cette quantité d'oxigène à l'acide suif uri que.

Le chlore, l'iode, le brome, n'ont aucune action sur l'acide sulfurique -, à une température rouge, ils décomposeraient l'eau combinée à cet acide, et passeraient à l'état d'acide hydrochlorique 9 etc.

Plusieurs métaux agissent sur l'acide sulfurique comme le carbone et le phosphore , et le convertissent en acide sulfureux en absorbant une certaine quantité d'oxigène. Le mercure , l'argent , le cuivre , etc. , sont de ce nombre. C'est sur cette réaction qu'est fondé le procédé pour obtenir le gaz acide sulfureux pur. (V oyez pl. IV, fig. 22.) Si l'on fait chauffer dans un ballon une partie de mercure avec 5 à 6 parties d'acide sulfurique concentré , une portion de cet acide est décomposée par le mercure. Celui-ci s'oxide aux dépens d'une partie de l'oxigène de l'acide et la fait passer à l'état de gaz acide sulfureux qu'on peut recueillir sous le mercure. L'oxide de mercure qui s'est

202 kVtLttâ ÉLÉMENTAIRE

formé se combine avec la portion d'acide sulfurique non décomposée pour produire du proto-sulfate qu deutosulfate de mercure qui reste dans le ballon sous la forme d'une masse blanche cristalline. Ce procédé est particulièrement employé dans les laboratoires.

Lorsqu'il s'agit de dissoudre le gaz acide sulfureux dan s l'eau, on fait passer, jusqu'à saturation, ce gaz dans une certaine quantité d'eau placée dans l'appareil de Woulf. On dégage alors d'une manière plus économique le gaz acide sulfureux d'un mélange d'acide sulfurique et de charbon pulvérisé ou de sciure de bois. (foy. pl. V, fig. i, l'appareil qu'on doit employer pour préparer cette solution.) On place dans le ballon une partie de charbon pulvérisé et trois parties d'acide sulfurique concentré. Ce ballon communique au moyen d'un tube recourbé avec trois flacons de Woulf; le premier ne contient qu'une petite quantité d'eau qui est destinée à laver les gaz qui se dégagent et qui pourraient entraîner de l'acide sulfurique*, les autres sont remplis à moitié d'eau distillée. C'est dans ceux-ci que viennent se dissoudre les gaz acides sulfureux et carbonique qui se produisent dans cette opération. Mais ce dernier ne gêne nullement, car à mesure que de nouvelles portions d'acide sulfureux arrivent, elles chassent l'acide carbonique qui s'était préalablement dissout dans l'eau.

Indépendamment de l'acide sulfurique dont nous venons d'exposer la préparation et les principales propriêV tés, on le trouve encore sous deux autres formes qui tendraient à le faire regarder comme différent du premier.

En commençant la description des propriétés de l'acide sulfurique , nous avons dit que cet acide préparé par le procédé des arts que nous avons indiqué, était combiné avec une certaine quantité d'eau dont il était impossible de le priver. C'est sous cet état de liquidité , tel qu'il se trouve

DE CHIMIE. <fc53

dans le commerce, que nous lavons étudié. On le connaît sous deux autres états : i* solide et cristallisé; il est alors sans eau, pur, et présente des propriétés distinctes; a* sous la forme d'un liquide très-volatil, fumant à l'air, tel qu'on l'obtient de la distillation du protosulfate de fer; c'est alors un mélange d'acide pur et d'acide sulfurique ordinaire et d'une petite quantité d acide sulfureux.

Pendant long-temps on a ignoré la véritable composition de cet acide retiré de la distillation du sulfate de fer ; on le connaissait seulement dans le commerce sous le nom d'acide sulfurique glacial, ou acide fumant de Nordhamen , parce que c'est de cette ville , où on le fabriquait en grande quantité, qu'on l'exportait pour les besoins des arts.

On a d'abord regardé cet acide comme de l'acide sulfurique ordinaire chargé d'acide sulfureux et dans un plus grand état de concentration, ensuite comme une combinaison d acide sulfureux et d'acide sulfurique, enfin comme un acide particulier tenant le milieu entre ces deux acides. M. Bussy vient, par des expériences directes, de prouver que les propriétés particulières de cet acide fumant étaient dues à de l'acide sulfurique sec , anhydre , mélangé avec de l'acide sulfurique hydraté ordinaire. Oh peut obtenir cet acide sulfurique sec en. chauffant doucement l'acide fumant de Nordhausen, et faisant passer la vapeur qui s'en exhale daus un long tube refroidi , il se précipite sous forme de cristaux blancs. Cet acide sulfurique anhydre est solide à la température ordinaire > il se fond à -|- a 5° et se vaporise aussitôt. On peut le faire cristalliser en abaissant la température ; alors il se présente en aiguilles blanches soyeuses; exposé à lair, il produit d'abondantes vapeurs en absorbant l'humidité, et se convertit en acide sulfurique aqueux. Lorsqu'il a été liquéfié par une légère élévation 4e température, sa denr

si té = 1,970 *, mis en contact avec l'eau, il s'y combine tout à coup avec rapidité en dégageant beaucoup de calorique et produisant un bruit semblable à celui d'un fer rouge qu'on refroidit subitement. M. Bussy a constaté qu'il était décomposé par une forte cbaleur en gaz acide sulfureux et en gaz oxigène j qu'il pouvait dissoudre l'iode, le soufre, en se colorant en bleu ou en vert , et que l'eau versée dans ces dissolutions s'emparait de l'acide et précipitait les corps qui étaient dissous , sans qu'ils eussent subi d'abtération. Le même cbimiste a démontré qu'en faisant passer une certaine quantité de cet acide en vapeurs sur de la barite échauffée., on obtenait un sel qui représentait assez exactement le poids de l'acide et de la barite employée, ce qui tend à prouver l'absence de l'eau dans cet acide. Cette expérience vient à l'appui d'une opinion émise par M. Dulong , bien avant le travail de M. Bussy , et qui tendait à faire regarder ces cristaux comme composés d'acide sulfurique uni à une très-petite quantité d'eau.

L'acide sulfurique anbydre n'a encore pu être retiré que de l'acide sulfurique fumant de Nordbausen, ou de la distillation de quelques autres sulfates métalliques. Il existe dans ces produits en proportions variables, mêlé à de l'acide sulfurique ordinaire et à une portion d'acide sulfureux. Cet acide mixte est principalement' employé en teinture pour dissoudre l'indigo; C'est presque le seul usage auquel il est destiné-, dans toutes les autres circonstances, on emploie l'acide sulfurique préparé dans les chambres de plomb.

La composition de l'acide sulfurique sec peut être -dé^ chiite des volumes de gaz acide sulfureux «t d'oxygène , qu'on obtient en le décomposant par la chaleur ,' ou , comme l'a pratiqué M. Berzelîus, en convertissant certains sulfures métalliques en sulfates1 par l'action de l'atâde nitrique bouillant. ^ : i J - :

Cet acide est composé de :

Soufre . . 4°>I4 Oxigène. . 59,86

L'acide sulfurique ordinaire a des usages multipliés dans les arts. Il ser,t à obtenir la plupart des autres acides , en les séparant des oxides avec lesquels ils sont combinés. Il produit, en s'unissant aux oxides eux-mêmes, un genre de sels jjont plusieurs espèces sont l'objet d'un commerce considérable.

En pharmacie, l'acide sulfurique a des usages trèsétendus ; c'est par sa réaction sur les élémens de l'alcool qu'on obtient l'éther sulfurique. Il entre dans plusieurs médicamens composés, soit à l'état de liberté, soit à l'état de combinaison. Son action sur les tissus organiques le fait employer à l'extérieur comme un puissant caustique ; étendu dans une grande quantité d'eau, il constitue une boisson acidulé, rafraîchissante , qui convient dans beaucoup de cas.

Acide hyposulfurique.

Cet acide a été découvert en 18 18 par MM. Gay- X-ussac et Welter. Il est un des résultats de l'action de l'acide sulfureux sur le peroxide de manganèse. On l'obtient en faisant passer un courant de gaz acide sulfureux à travers de l'eau tenant en suspension du peroxide de manganèse pulvérisé. Ce dernier cède une partie de son oxigène à l'acide sulfureux , et le fait passer à l'état d'acide sulfurique et d'acide hyposulfurique , qui se combinent au protoxide de manganèse. Le produit de cette réaction est donc du sulfate et de Thyposulfate de manganèse , qui restent en solution dans l'eau. On verse dans cette solutionne Teau de barite en excès, qui précipite le protoxide de manganèse en s'unissant aux acides sul-

furique et hyposulfurique; mais comme le sulfate de barite est insoluble , il se sépare mélangé avec le protoxide de manganèse. L'hyposulfate. de barite se trouve donc seul en solution avec l'excès de barite ; on l'isole du précipité par la filtration , et on fait passer dans la liqueur filtrée un courant de gaz acide carbonique qui sépare l'excès de barite à l'état de sous-carbonate insoluble , et laisse Fhyposulfate de barite en solution à l'état de pureté. En versant dans celle-ci peu à peu de l'acide sulfuri que, et en quantité suffisante, on précipite toute la barite à l'état de sulfate insoluble , qu'oa recueille sur un filtre ou par décantation ; le nouveau liquide clair qui en est obtenu ne consiste plus qu'en une solution d'acide hyposulfurique dans l'eau. On peut la concentrer en la plaçant sous le récipient de la machine pneumatique, à côté d'un vase rempli d'acide sulfurique, en limitant tou* tefois cette opération jusqu'à ce que la densité de l'acide soit de 1,347; au-delà de ce terme, il se décomposerait.

Propriétés. L'acide byposulfurique ainsi préparé est un liquide incolore , inodore , d'une saveur acide franche; il rougit fortement le tournesol. Sa solution dans l'eau ne précipite point celles de barite, de chaux ni de strontiane. Exposé à l'action de la chaleur, il se décompose en acide sulfureux qui se dégage et en acide sulfurique qui reste combiné à l'eau ; c'est cette propriété qui empêche de l'évaporer directement. Dans le vide, sous le récipient de la machine pneumatique, il éprouve la même altération lorsque sa densité dépasse i,347-

Le chlore, l'acide nitrique concentré ne l'altèrent point à froid; à chaud, ils le transforment en acide sulfurique.

L'acide hyposulfurique jouit d'une propriété remarquable qui le fait distinguer des autres acides du soufre , et particulièrement des acides sulfurique et sulfureux : c'est la solubilité des sels qu'il forme avec les oxides de barium, de strontium, de plomb, et en général avec tous

t db chimie.

ceux qnî produisent des composés insolubles avec l'acide sulfurique et sulfureux.

La composition de cet acide a été déterminée par MM. Gay-Lussac et Welter, de l'analyse de l'hyposulfate de barite anhydre et de la quantité de sulfate que ce sel peut produire. D'après leur expérience , l'acide hyposulfurique est formé de :

Soufre .... 44^9 Oxigène. . . . 55,4 1

Cet acide est sans usage. Il paraît que dans la plupart des réactions de l'acide sulfurique concentré sur les matières végétales ou animales , cet acide éprouve une décomposition partielle qui le fait passer à l'état d'acide hyposulfurique, ou du moins d'un acide modifié, qui s'en rapproche par les sels solubles qu'il produit et par sa capacité de saturation pour les bases.

Acide hyposulfureux.

Cet acide, qu'il n'est pas possible d'obtenir isolé, se forme dans plusieurs circonstances : i° lorsqu'on fait bouillir une solution de sulfite dépotasse ou de soude avec de la fleur de soufre ; 2° lorsqu'on laisse les hydrosulfates exposés à l'air. Dans le premier cas, une portion de soufre est dissoute et entre en combinaison avec les élémens de l'acide sulfureux en le convertissant en acide hyposulfureux qui reste combiné à la potasse où à la soude et constitue un hyposulfite. Dans le second cas, l'air, par son oxigène, se porte peu à peu sur l'hydrogène des hydrosulfates et ensuite sur une certaine quantité de soufre pour produire de l'acide hyposulfureux , qui s'unit à l'oxide préalablement combiné à l'acidehydrosulfuriquc. L'acide hyposulfureux ne peut exister qu'en combinai-

a58 iBiuéaÉ êlémehtaihe

6on avec les bases , car toutes les fois qu'on essaie de le séparer des oxides avec lesquels il est uni, il se résout en acide sulfureux et en soufre qui se précipite sous forme de poudre jaunâtre.

D'après les observations de M. Gay-Lussac , on peut cependant l'obtenir isoîé et dissous dans l'eau 5 mais son existence est si éphémère qu'il se décompose en moins de quelques instans. C'est à ce chimiste et à M. Herschcll qu'on doit plusieurs expériences sur la composition des sels qu'il forme, d'après laquelle on a pu établir celle de l'acide liypo sulfureux.

Cet acide est composé de :

Soufre . . . . 65, 80 Oxigène . . . *34>2°

Soufre et hydrogène (acide hydro-6ulfurique et hydrure

de soufre).

Le soufre et l'hydrogène ne peuvent contracter d'union à la température ordinaire , mais si on les expose à une température rouge , en les faisant passer dans un tube de porcelaine, ils peuvent en partie se combiner et produire un composé gazeux , désigné sous le nom de gaz hydrosulfuriquc.

Ce composé gazeux se forme toutes les fois que le soufre est en contact avec du g;iz hydrogène naissant. Dans beaucoup de réactions et décompositions chimiques, ces circonstances se trouvent réunies.

Dans les laboratoires on obtient ce gaz par plusieurs procédés: i° en traitant le sulfure d'antimoine par Tacide hydrochloriquc concentré 5 2° en faisant agir sur le protosulfure de fer artificiel un mélange d'eau et d'acide sulfurique.

Par le premier procédé, le gaz est pur et se prépare

eu poudre avec cinq à six fois son poids d'acide hydrochlorique , et recueillant le gaz qui se dégage sous des cloches remplies de mercure ( voyez pl. IV, fig. 22)* Les réactions sont faciles à concevoir; l'acide hydrocalorique formé d'hydrogène et de chlore est décomposé par le sulfure d'antimoine qui contient du soufre et de l'antimoine. L'hydrogène de l'acide hydrbchlorique se combine avec le soufre pour former le gaz hydrosulfurique qui se dégage , tandis que de leur côté , le chlore et l'antimoine s'unissent pour produire du chlorure d'antimoine qui est plus fixe et constitue le résidu du ballon.

Dans le second procédé , le gaz hydrosulfurique est mêlé d'une certaine quantité d'hydrogène libre. Du reste , la production de ce gaz est simple ; on met dans le ballon le sulfure de fer en petits morceaux de la grosseur d'un pois, avec quatre parties d'acide sulfurique étendu de moitié d'eau , ou bien on y verse de l'eau et peu à peu de l'acide sulfurique pour ,'produire une vive effervescence. Le protosulfure de fer qui ne peut décomposer seul l'eau, la décompose en présence de l'acide sulfurique , qui tend , par son affinité , à s'unir avec l'oxide de fer qui doit se produire. Ainsi les deux élémens de l'eau se séparent ; l'oxigène se porte sur le fer et l'hydrogène sur le soufre. Le protoxide de fer s'unit à l'acide sulfurique et produit du protosulfate de fer qu'on trouve en solution dans le ballon.

L'hydrogène libre, qui accompagne le gaz hydrosulfurique préparé par ce dernier moyen , provient ou de quelques particules de fer non combinées au soufre , ou ce qui est plus probable d'une portion de gaz décomposée pendant l'opération , ou enfin de ce qu'une partie de protosulfure aura été tranformée en persulfure en enlevant une

portion du soufre à une autre quantité de protosulfure.

Propriétés, Le gaz hydrosulfuriquc est incolore comme l'air, d'une odeur forte et désagréable qui rappelle celle des œufs pourris. Sa densité est de 1,1912. Il est impropre à la combustion et cause la mort, même à petites doses, aux animaux qui le respirent. Il est si délétère qu'il n'en faut que dans l'air pour tuer un oiseau, pour faire périr un chien de moyenne taille, et pour donner la mort à un cheval. Ses effets peuvent se produire indépendamment du contact de ce gaz avec la surface des vaisseaux aériens et du poumon ; car, d après les observations de MM. Chaussier et Nysten , il suffit qu'il soit en contact avec la surface cutanée pour faire périr les animaux en moins de i5 à 20 minutes , si surtout leur corps est plongé dans une atmosphère de ce gaz pur. Soumis à une haute température , il est en partie décomposé et donne du soufre et de Thydrogène libère. Exposé à un froid considérable et à une pression forte il peut se liquéfier. (Faraday.)

L'air n'a aucune action sur ce gaz sec à la température ordinaire, ainsi que l'oxigène ; mais à une température élevée, ce gaz est décomposé avec violence, et donne des produits variables , suivant les quantités mélangées. Dans tous les cas, lorsque l'oxigène est en excès, l'hydrogène et le soufre sont entièrement brûlés et convertis en eau et en acide sulfureux -r cette décomposition , qui se fait toujours rapidement, est accompagnée d'une forte détonation lorsqu'elle a lieu dans l'air. On peut la répéter toujours sans accident, en faisant un mélange de ces deux gaz dans un petit flacon , qu'on a le soin d'envelopper d'une serviette , et qu'on approche ensuite d'une bougie allumée.

Lorsque le gaz hydrosulfuriquc est en contact à l'air avec un corps enflammé , il brûle couche par couche en

DE CHIMIE. a6ï

émettant une flamme d'un bleu pâle et laissant déposer une légère couche de soufre sur les vases où s'opère cette combustion. Ces produits sont de l'eau , de l'acide sulfureux gazeux , plus une portion de soufre qui échappe et se précipite. Ce phénomène se présente surtout en brûlant ce gaz à l'air dans une cloche un peu étroite.

L'eau, à la température de -J- i5°et à la pression moyenne, peut dissoudre un peu plus de deux fois et demie sonvolumedegazhydrosulfurique.Ccttesolutional'odeur du gaz et jouit de la plupart de ses propriétés chimiques* On peut la préparer au moyen de l'appareil de Woulf, en faisant passer ce gaz à travers l'eau, jusqu'à ce qu'elle en soit saturée.

Cette solution d'acide hydrosulfurique mise en contact avec l'air, s'altère proraptement ; une grande partie du gaz se dégage et l'autre se décompose en laissant précipiter du soufre. Aussi doit-on la conserver à fabri de l'air et dans des flacons entièrement remplis , car l'air qui est en contact avec cette solution décompose peu à peu l'acide hydrosulfurique en brûlant l'hydrogène.

LaWution d'acide hydrosulfurique est fréquemment usitée comme réactif pour découvrir la présence de quelques oxides métalliques en dissolution et les séparer *es uns des autres.

Les vertus médicinales des eaux sulfureuses sontducsii cet acide qui s'y trouve naturellement à l'état de liberté ou à l'état de combinaison avec des bases.

Le chlore, l'iode, le brôme décomposent instantanément le gaz hydrosulfurique en lui enlevant tout son hydrogène et mettant le soufre à nu, ou en s'y combinant en partie. Ces corps réagissent de la même manière sur sa solution aqueuse. C'est principalement d'après ces actions qu'on a proposé avec raison le chlore gazeux pour désinfecter l'air chargé de gaz hydrosulfurique. Il suffit, pour parvenir à ce but, de faire «dégager du chlore clans

ÀBRÉGH ÉLÊMEDîTÀIRE

l'air qui eu contient , ou de répandre sur le sol une certaine7 quantité de solution aqueuse de chlore , pour que, l'effet se produise sur-le-champ.

La plupart des métaux décomposent le gazhyôjosulfurique , surtout à l'aide de la chaleur, en absorbant tout le Boufre et laissant pour résidu le gaz hydrogène pur* L'argent, le cuivre, à la température ordinaire, noircissent par le contact de ce gaz et le décomposent en partie } rétain agit de la même manière, mais c'est à chaud que la décomposition est complète. On peut l'effectuer en chauffant une certaine quantité de ce. métal dan* uno cloche courbe, contenant un volume mesuré de gaz hj-» drosulfurique. Après une calci nation prolongée , tout le* gaz est décomposé , Tétain est combiné au soufre et l'hydrogène reste libre. On trouve aussi qu'un volume de gaz hy drosulfurique fournit exactement un volume de gaz hydrogène. Cette expérience permet de connaître exactement la proportion de soufre renfermée dans ce gaz » qu'on trouve en retranchant de sa densité celle du gaz hydrogène pur» c'est-à-dire en soustrayant de 1,1912» densité du gaz hydrosulfurique , 0,0688 , densité du gaz hydrogène, op obtient n,i*a4 par le poids du soufre* contenu dans le gaz hydrosulfurique.

Beaucoup de composés oxigènes exercent sur le gaz hydrosulfurique une action plus ou moins prompte , et le décomposent. C'est ainsi qu'agissent les acides nitrique concentré et nitreux sur sa solution aqueuse; ils absorbent l'hydrogène par une portion de leur oxigène , et mettent à nu le soufre qui, par sa précipitation lente, rend la solution trouble et laiteuse. L'acide nitreux jouit de cette propriété à un si haut degré , que de trèspetites quantités de gaz hydrosulfurique dissoutes dans J'eau , sont rendues manifestes par le trouble laiteux qu'il y occasione*

Les acides sujtfureux et hydrosul&irique secs n'ont

» CHIMIE. a<B

qu'un action faible et lente l'un sur l'autre ) mais s'il» sont humides , ou en présence de l'eau* ils se décompo*» sent réciproquement sur-le-champ , et il en résulte de l'eau et du soufre. L'on voit que l'oxigène de l'un se combine avec l'hydrogène de l'autre pour former de l'eau , et que le soufre des deux se précipite.

La théorie et l'expérience prouvent que deux volumes de gaz hydrosulfurique sont décomposés entre eux par un volume de giz acide sulfureux. Cela est évident, d'après la composition même des deux gaz. Il y a dans les deux volumes de gaz hydrosulfurique précisément la quantité d'hydrogène capable de former de l'ean avec l'oxigène contenu dans le volume de gaz acide sulfureux.

Le gaz hydrosulfurique est aussi décomposé à froid par les acides chlorique, iodique et bromique, Leur oxigène se porte sur l'hydrogène^ d'où résulte du chlore f de l'iode , du brème n* du soufre.

Le cyanogène peut s'unir directement avec un volume et demi de gaz hydrosulfurique sans le décomposer. On obtient une substance jaune , cristallisée en aiguilles déliées , soluble dans l'eau , et qui présente des propriétés différentes des deux composans. C'est donc véritablement une combinaison. Elle a été observée par M. Gay-Lussac, mais peu étudiée.

D'après les résultats que nous avons exposés plus haut, le gaz hydrosulfurique est composé en poids de :

Soufre. . . . 94, 17 Hydrogène. . 5,83

La solution de ce gaz est non-seulement employée dans les laboratoires comme réactif, mais encore en médecîne; elle forme la base des eaux minérales sulfureuses d'Enghien et de Barèges pour boisson, qtte l'on peutimUer artificieliemem , et qui sont par ti<rtdièreafcitt

administrées dans les maladies cutanées. Il fait anssi partie des eaux de Barèges pour bains ; mais il est alors en combinaison ou à l'état d'hydrosulfate. Ces eaux sont du nombre des médicamens antipsoriques.

* Le gaz hydrosulfuriquc se trouve non-seulement tout formé dans certaines eaux minérales , mais il se produit par la putréfaction de beaucoup de matières animales qui contiennent du soufre au nombre de leurs élémens. C'est à la présence de ce gaz dans les fosses des latrines qu'on doit attribuer les effets funestes qu'éprouvent malheureusement les ouvriers qui y descendent pour les nettoyer. On doit alors, avant de les y laisser pénétrer, décomposer ce gaz si délétère, soit par des fumigations de chlore, soit par des aspersions, dans différens sens, avec une solution de chlorure de chaux , ou même renouveler lair renfermé dans la fosse par un courant d air établi à l'aide d'un tuyau qui descend au fond de la fosse, et qui , à sa partie supérieure , porte un fourneau rempli de charbon allumé.

te gaz hydrosulfuriquc a été découvert par Scheele, et désigné d'abord sous le nom de gaz hépatique , hydrogène sulfuré.

Hydrure de soufre.

■ On donne ce nom à un composé d'hydrogène et de soufre formé dans d'autres proportions que l'acide hydrosulfuriquc Cet hydrure s'obtient en décomposant les hydrosulfates sulfurés par les acides. Si Ton verse peu à peu dans une éprouvette contenant de l'acide hydrochlorique liquide un peu affaibli , une solution saturée d'hydrosulfate sulfuré de potasse et qu'on agite, ce sel est £ l'instant décomposé; la potasse se porte sur l'acide hy- 4rôchlorique, et l'acide hydrosulfurique , qui est dégagé, se combine avec le soufre et produit un liquide huileux jgui se précipite au fond du vase, si surtout on a le soin de

DB CHIMIE. l65

laisser dans le mélange un excès d'acide bydrochlorique.

On ne pourrait point obtenir ce composé, si Pon versait l'acide dans la solution d'hydrosulfate sulfuré, par la raison que l'hydrurc de soufre qui se formerait serait à l'instant décomposé par ce sel en acide hydrosulfurique, qui se dégagerait à l'état de gaz, et en soufre qui se précipiterait sous forme d'une poudre blanche jaunâtre.

Propriétés. L'hydrurede soufre est un liquide de consistance oléagineuse , d'une odeur fétide d'œufs pourris 5 il est insoluble dans l'eau, plus dense que celle-ci. Ses élémens sont si peu stables , qu'il se décompose à l'air en • gaz hydrosulfurique qui se dégage, et en soufre qui se présente sous forme de flocons gris jaunâtres. Aussi ne peuton le conserver qu'à l'abri de l'air et dans un flacon qui en est rempli. Il brûle avec facilité en présence d'un corps enflammé, et donne pour résultat de l'eau et une grande quantité d'acide sulfureux.

Ce composé a été peu étudié 5 on n'a pu encore déterminer sa composition; il a été découvert par Scheele. II est du reste sans usage.

Soufre et carbone. ( Sulfure de carbone. )

Ce composé remarquable ne peut s'obtenir qu'en mettant le soufre en contact avec le carbone à une tempérarature rouge. Si , après les avoir mêlés , on les chauffait graduellement , il n'y aurait pas de combinaison, le sou-, fre se volatiliserait entièrement et abandonnerait le carbone.

Mais on parvient à produirece composé en faisant passer le soufre en vapeur sur le charbon porté à une température rouge. Pour réaliser cette expérience, on remplit presque entièrement un tube de porcelaine de petits morceaux de charbon calciné et on l'incline légèrement dans un fourneau à réverbère, de manière que sa partie la plus éle-

266 ABRÉGÔ ÉtÉHESTÀIRE

vée sorte d'une plus grande quantité que l'autre. On adapte à l'extrémité la plus basse une alonge de verre, qui va se rendre dans un petit ballon tubulé à moitié rempli d'eau, et muni d'un tube propre à conduire le gaz dans un flacon. L'extrémité du tube la plus élevée est fermée avec un fort bouchon de liège (voyez planche V, fig. a). Lorsque l'appareil est ainsi disposé, on élève peu à peu la température du tu! •> de porcelaine jusqu'à la, chaleur rouge, etonintroduit de temps en temps de petits morceaux de soufre qu'on pousse avec une tige de fer. Le soufre en contact avec le tube rouge ne tarde pas à fondre et à se volatiliser ; sa vapeur traversant le charbon se trouve dans les conditions propres à s'y combiner et donne naissance à un produit qui va se conàenser dans le ballon. Ce produit d'abord nage comme une huile à la surface de l'eau, et ensuite se précipite au fond en conservant sa liquidité. Dans' cette opération, il se forme en outre une grande quantité de gaz qui sont un mélange de gaz hydrosulfurique, de gaz oxide de carbone, et de sulfure de carbone en vapeur ; une portion de soufre échappe à l'action du carbone et se condense presque tout entière dans l'alonge.

Lorsque cette expérience a été conduite avec soin pendant cinq à six heures, on trouve au fond du récipient , sous l'eau, un liquide jaunâtre, oléagineux, trouble, qui est le sulfure du carbone impur, contenant un grand excès de soufre*

On en opère la purification en le distillant à une douce chaleur , d'abord seul dans une petite cornue pour le séparer du soufre en excès, et ensuite avec des fragmens de chlorure de calcium, pour enlever l'eau qu'il peut contenir.

Gecomposépeut s'obtenir aussi en calcinant fortement, dans une cornue de grès lutée , un mélange d'une partie jje. persulfuje de fer (pyrite martiale) et d'une demi-par-

DB CHIMIE. atrç

tie de charbon calciné , tous les deux mis en poudre fine. On adapte à la cornue une alonge en verre et un ballon, comme dans l'expérience ci-dessus. A une haute température, une partie du soufre du persulfure est séparée et se combine avec le carbone pour former du sulfure de carbone , qui se condense dans le ballon .

Propriétés, Le sulfure de carbone à l'état de pureté est un liquide transparent, incolore , d'une odeur fétide % qui a quelqu'analogie avec celle du chou pourri j d'une saveur acre et piquante.

Sa densité est de 1 ,s63 ; il bout à -f- 45° , et n'a pu encore être solidifié en l'exposant à un froid considérable. Sa volatilité peut être démontrée, ainsi que la tension de sa vapeur, en en faisant passer dans un tube barométrique, à l'instant où il a pénétré dans le vide , il fait baisser d'une grande quantité la colonne de mercure.

Le sulfure de carbone, comme les liquides très-volatils» produit un grand degré de froid en s'évaporant spontanément.

Il est t indécomposable par la chaleur seule \ l'air ni Toxigène n'ont aucune action sur lui à la température ordinaire ; mais à une température élevéé, ils le décomposent avec détonation en brûlant le carbone et le soufre , et produisant de l'acide "carbonique et de l'acide sulfureux.

Sa volatilité est si grande qu'on peut l'enflammer à rapproche d'une bougie allumée -, alors il brûle tranquillement avec une flamme bleue pâle , en répandant l'odeur de l'acide sulfureux, et il ne laisse qu'une trace de soufre.

Le sulfure de carbone est à peine soluble dans l'eau , néanmoins celle-ci en contracte l'odeur bien prononcée ; il se dissout plus facilement dans l'alcool , d'où l'eau le précipite comme une huile volatile ; l'éther peut en prendre jusqu'à trois fois son volume (Thomson).

On n'a pas encore étudié d'une manière exacte Faction

*68 ABR&ié ÉLÉMENTAIRE

des corps combustibles non métalliques sur ce composé. On sait cependant, d'après les observations récentes de M. Gannal , que le phosphore peut en opérér lentement la décomposition ens'emparantdu soufre et mettant le carbone à nu. Celui-ci s'en sépare , non pas avec sa couleur noire ordinaire, mais sous la forme d'une poudre blanche, cristalline, très-brillante, jouissant d'une grande dureté, et présentant plusieurs des caractères du diamant qui, comme on le sait bien aujourd'hui, n'est que du carbone pur cristallisé. Ainsi cette expérience de M. Gannal offre cela d'intéressant, quelle fournit un moyen d'obtenir le^carbone sous un état que la nature seule avait encore présenté.

La plupart des métaux qui ont beaucoup d'affinité pour le soufre, décomposent à l'aide de la chaleur le sulfure de carbone en se combinant au soufre et isolant le carbone ; c'est par ce moyen que MM. Vauquelin et Tbénard parvinrent à reconnaître sa composition, en faisant passer sa vapeur sur des copeaux de cuivre portés au rouge dans un tube de porcelaine.

Il résulte de leur analyse que le sulfure de carbone est formé de :

Soufre 84,83

Carbone 1^,17

Ce composé a été découvert par Lampadius en 1796, • et étudié dépuis par MM. Clément Desormes, Vauquelin , Thénard , Cluzel , etc.

Soufre et Chlore. (Chlorure de soufre.)

Le soufre s'unit directement avec le chlore, même à la température ordinaire *, il résulte de cette combinaison un dégagement de calorique et la formation d'un liquide rouge orangé.

Pour préparer le chlorure de soufre , ou emploie le même appareil que celui que nous avons décrit pour la préparation des chlorures de phosphore, c'est-à-dire que Ton place dans une éprouvette sèche , ou un flacon de la fleur de soufre, et on fait arriver dessus un courant de gaz chlore sec la combinaison s'effectue aussitôt-, le soufre paraît d abord humide, peu à peu il s'affaise, et Ton aperçoit des gouttelettes d'un liquide jaune orangé , qui le recouvre et qui augmente insensiblement. Enfin, au bout d'un certain temps, tout le soufre est liquéfié et converti en un liquide orangé, qui, par de nouvelles quantités de chlore, devienfrouge orangé foncé. Les changemens de couleur qu'on remarque sont dus probablement à des composés diflerens de chlore et de soufre, qui se forment avant que le soufre soit saturé complètement de chlore.

Propriétés, Le chlorure de soufre est un liquide d'une couleur rouge orangé par réflexion 5 son odeur forte a quelque ressemblance avec celle du chlore et de certaines plantes'marines , elle est ensuite piquante et excite le larmoiement. Lorsqu'il a été préparé avec du soufre et du chlore bien secs , il n'a aucune action sur le papier de tournesol , mais pour peu qu'il contienne d'humidité , il le rougit fortement. Sa densité est de 1,700 à 1,680 5 il est très-volatil et répand d'abondantes vapeurs blanches et acides au contact de l'air, en absorbant l'humidité qu'il contient. Son point d'ébulli lion n'a pas été déterminé.

Le chlorure de soufre versé dans l'eau se précipite d'abord au fond de celle-ci, mais par l'agitation il s'y dissout en la décomposant et en donnant naissance à de l'acide hydrochlorique , de l'acide sulfuriquc et sulfureux qui restent en dissolution , et à un dépôt blanc jaunâtre de soufre qui la trouble pendant quelque temps.

presque tous les métaux le décomposent même à froid, en s 'emparant de ses élcmens pour produire des sulfures

270 ÀBKto* ÉLÉMENTAIRE

et des chlorures. Cette action est si vive qu'elle a souvent lieu avec explosion par la chaleur dégagée et la volatilisation subite d'une partie du chlorure de soufre : c'est ainsi qu'agit souvent le potassium qu'on projette avec précaution dans une petite portion de ce composé. Le chlorure de soufre est composé de :

Soufre 3i?4

Chlore. .... 68,6

Il a été découvert en 1804 par M. Thomson , et examiné ensuite par MM. Berthollet, Bucholz et Dumas. Il est sans usage.

Iode et soufre. ( Iodure de soufre. )

Le soufre et l'iode mélangés ensemble et exposés à une douce chaleur se combinent et donnent naissance à un composé solide. On peut aisément l'obtenir en chauffant dans un tube de verre 2 parties de soufre et i5 parties d'iode. Aussitôt que les substances sont fondues, la combinaison a eu lieu.

L'iodure de soufre est solide , d'un noir grisâtre , il est cristallisé en aiguilles comme le sulfure d'antimoine ; ses deux élémens ont si peu d'affinité qu'une portion d'iode s'en dégage avec le temps , même lorsqu'on le conserve dans des flacons mal bouchés. En le fondant même à l'abri de l'air, une partie de l'iode s'en sépare sous forme de vapeur violette. Le même effet se produit lorsqu'on le chauffe avec de l'eau ; la vapeur en se produisant entraine tout l'iode, et laisse le soufre presque à l'état, de pureté.

Soufre et brôme. ( Bromure de soufre. )

Ce composé qui jouit de certains caractères physiques qui appartiennent au chlorure de soufre, s'obtient comme

fe

lui en mettant le soufre en contact avec le brome. Par conséquent sa préparation est facile ; elle consise à verser du brème sur de la fleur de soufre. Il se produit à l'instant du bromure de soufre.

Propriétés. Le brômure de soufre est liquide , d'une odeur analogue à celle du chlorure de soufre ; comme lui il est rougeâtre et répand des vapeurs blanches au contact de l'air ; sa consistance est huileuse ; il rougit faiblement le tournesol , mais plus fortement par l'addition de l'eau.

Mis en contact avec celle-ci , il réagit lentement sur ses élémens à la température ordinaire 5 mais au degré d'ébullition de l'eau , il la décompose avec violence et explosion. Les résultats de cette décomposition sont de l'acide hydrobrômique 5 de Facide Sulfuriqueet de l'acide liydrosulfurique. Ce composé 'semble donc différer en cela du chlorure de soufre.

Soufre et phosphore. ( Sulfure de phosphore. )

Ces deux corps peuvent se combiner dire«tement dans plusieurs rapports , et offrir des composés différons par leur fusibilité. On peut les obtenir en les chauffant tous les deux à une douce chaleur, ou, ce qui vaut mieux, en les mettant sous l'eau dont on élève la température jusqu'à 6o°, en ayant soin de ne pas l'augmenter , afin d'éviter l'explosion qui arriverait par suite de la décomposition réciproque de l'eau et du nouveau composé.

Dans le premier cas , on ne doit opérer que sur de petites quantités ; fondre d'abord le phosphore dans un tube de verre bouché, et ajouter peu à peu le soufre en petits morceaux, qui ne tardent pas à s'y unir, sur*tout si on agite légèrement avec un tube. Chaque fois qu'on projette un fragment de soufre, il se produit un petit bruit dû au dégagement d'une, petite quantité de gaz hydrosulfurique , formé aux dépens de l'hydrogène

i^a Abrégé élémentaire

qu'on suppose exister dans le soufre, ou d'une petite quantité d'eau qui se décompose.

On peut ainsi combiner dans différentes proportions le soufre et le phosphore. Suivant leur rapport, le composé se solidifie à une température plus ou moins élevée : ainsi , d'après les expériences de M. Pelletier , une partie de soufre et huit parties de phosphore forment un composé liquide qui se solidifie à -}~ 25° ; huit parties de phosphore et quatre de soufre deviennent solides à -|- i5®, le composé à parties égales reste liquide jusqu'à -f- 5° ; celui à douze parties de phosphore contre une de soufre se congèle à -f- io\

Tous ces composés sont insolubles dans l'eau ; ils ont une couleur blanche légèrement jaunâtre , une odeur alliacée 5 ils s'enflamment plus aisément que le phosphore au contact de l'air, ils peuvent être distillés sans altération. Mis en contact avec l'eau à la température ordinaire , ils n'ont point d'action sensible sur elle 5 cependant , au bout d'un certain temps , l'eau a une odeur alliacée et sulfureuse, tylais lorsqu'on élève sa température jusqu'à -|~ 8o° à -f- 100® , tout à coup la réaction est des plus vives , elle est décomposée avec explosion et il se produit de l'acide phosphorique ou phosphoreux et du gaz hydrosuif urique. Ce phénomène indique quelles précautions on doit prendre , lorsqu'on cherche à combiner sous l'eau ces deux co rps.

Cyanogène et soufre. (Cyanure de soufre.) Acide hydro-

sulfocyanique.

Le cyanogène n'exerce aucune action sur le soufre, ni à froid ni à chaud, ainsi que l'acide hydrocyanique. Cependant M. Porrett, chimiste anglais, a signalé, en 1808 , un composé de soufre d'hydrogène et de cyanogène qu'il a obtenu par la réaction du soufre sur les hydrocyanates a une température rouge. Ce composé qu'il

a isolé et dont il a examiné les propriétés est un acide particulier auquel il a donné le nom d'acide chyazique sulfuré ou hydrosuîfocyanique , et qui, suivant ce chimiste, est formé d'hydrogène, de soufre et de cyanogène dans des proportions définies.

On peut préparer cet acide en suivant le procédé de M. Porrett , modifié par MM. von Grotthus et Vogel , qui consiste à exposer , pendant plusieurs heures , à une douce chaleur, dans un malras , un mélange de parties égales de fleur de soufre et d hydrofcrrocyauate de polasse ( prussiate de potasse du commerce). Après avoir réduit en poudre le mélange fondu, on le fait digérer dans l'eau distillée. La liqueur étant filtrée , on y verse peu à peu une solution de potasse jusqu'à ce qu'il ne s'y forme plus de précipité d'oxide de fer. Dans cet état la liqueur consiste en hydrosulfocyanate de potasse , d'où l'on sépare l'acide par la distillation , après l'avoir mêlée avec une certaine quantité d'acide sulfurique.

Propriétés. L'acide hydrosuîfocyanique est un liquide incolore, d'une odeur piquante, qui a quelque analogie avec celle de l'acide acétique. Sa densité est de 1,022. Il rougit fortement le tournesol. Son point d'ébullition est à -f~ ioa,5. Soumis à des distillations réitérées , il abandonne une certaine quantité de soufre , et finit par se décomposer. Sa vapeur , exposée à une chaleur rouge est transformée en partie en acide hydrocyanique, en ammoniaque et en soufre qui est mis à nu. Suivant M. Vogel , l'acide hydrosuîfocyanique cristallise en prismes hexaèdres à une température de -j-i2°,5.

Le chlore, l'iode, par l'intermède de l'eau, en opèrent subitement la décomposition , en convertissant le soufre en acide sulfurique.

Cet acide forme , avec les oxides de potassium , de sodium, de calcium, de barium et de protoxide de fer, sels incolores solubles -, avec le peroxidc de fer, un

sel qvLÎ a une couleur rouge de sang. Cette coloration se manisfeste toutes les fois qu'un sel de peroxide de fer est mis en contact avec l'acide hydrosulfocyanique ou ses combinaisons.

Cet acide est formé en volume de :

Soufre. ... a volumes.

Carbone. . . i id* Azote. ... 1 id.

Hydrogène. . 1 id.

En faisant réagir dans un ballon fermé à une température de -f- ao à 25° le chlorure de soufre avec son poids de cyanure de mercure desséché , on remarque au bout 4e plusieurs jours, et à la partie supérieure du ballon, un sublimé blanc transparent ou un peu jaunâtre , cristallisé en lames rhomboïdales. La matière qui constitue le résidu est d'un jaune orangé foncé 5 elle est alors formée de deutochlorure de mercure qu'on peut enlever par l'eau, et d'une substance jaune orangé, insoluble dans l'eau, formée de mercure , de cyanogène et de soufre.

Les cristaux qui se sont sublimés à la voûte du ballon, qont formés de cyanogène et de soufre, et constituent un yçritajhle cyanure de soufre à proportions définies , comme nous l'avons constaté. On peut les purifier et les obtenir très-blancs par une nouvelle sublimation à une très-douce chaleur, après les avoir mélangés avec un peu de sous- carbonate de chaux.

Propriétés. Le cyanure de soufre est blanc ét cristallisé en belles lames rhomboïdales; son odeur, forte et piquante, excite sur-le-champ le larmoiement. Il est très-volatil, sublime dans les vases qu£ le con-

tiennent,. Sa saveur est des plus piquantes \ un atome mis sur le bout de la langue fait éprouve» une vive sensation, semblable à celle que produirait l'introduction d'une pointe très-aiguë.

Ce composé , exposé à la lumière diffuse , jaunit dans

DE CHIMIE. 2j5

l'espace de quelques semaines , et devient ensuite orangé tout en conservant ses principales propriétés.

Sa solution dans l'eau rougit fortement le tournesol l et a l'odeur et la saveur du composé. Les alcalis , en 9'y combinant, font disparaître ces propriétés, en donnant des composés solubles qui sont décomposés instantanément par le chlore liquide qui transforme le soufre en acide sulfurique.

Le potassium mis en contact avec le cyanure de soufre réagit immédiatement sur lui en produisant beaucoup de chaleur et quelquefois de la lumière ; il se forme alors du cyanure de potassium et du sulfure du même métal. • Sa composition , d'après l'analyse qui en a été faite {Annales de chimie et de physique, tome xxxrx, p. 2o3), paraît être de :

Cyanogène. . . . 75,80 Soufre 24,20

nombres qui correspondent sensiblement à deux volumes de cyanogène pour un volume de vapeurs de soufre. Par conséquent, ce composé serait un bi-cyanure de soufre.