DENSITÉS RÉELLES

au pèse-acide

pour 100 de gaz

de Baumé.

ammoniac.

Azotate d’argent.

Solubilité :

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

dans 100 parties d’eau.

! à l’ébullition.

Toutes proport.

dans 100 parties en poids!

d’alcool à 36 degrés.... 1

( à l’ébullition.

Azotate de zinc.

Soluble dans l’eau en toutes proportions.

Bromure de potassium.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau ....

Chlorhydrate d’ammoniaque

Solubilité :

dans ioo parties d’eau....

dans ioo parties en poids d’alcool à 36 degrés. . . .

Chlorure de barium.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau. . . .

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

à II0

à l’ébullition.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

à io4°,4

Girard.

Karsten.

Poggiale.

Girard.

Legrand.

Chlorure (bi-) de mercure.

Solubilité :

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

/ à i oo°

que dans l’eau.

^ Poggiale.

dans l’acide chlorhydrique : solubilité excessive.

Remarque . — La solubilité du bichlorure de mercure dans l’éther est telle, que celui-ci peut l’enlever à l’eau qui l’a dissous.

Chlorure de sodium.

Solubilité ;

N vco1 iz. q r.

Gay-Lussac.

Kopp.

Remarque . — Le sel marin n’est donc guère plus soluble à chaud qu’à froid.

Chlorure d’or.

Soluble dans l’eau en toutes proportions.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

Chromate (bi-) de potasse.

Solubilité :

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

dans 100 parties d’eau. . . .

dans l’alcool

Insol uble.

Cire.

Solubilité dans l’eau

Nulle.

la benzine. . . \ les essences. . f

, , > En toutes proportions,

les huiles L

les graisses.. . J

Remarque. — Lorsque l’on emploie l’alcool comme dissolvant de la cire, on ne la dissout pas intégralement, mais on en

VOCABULAIRE. 55 7

altère la nature, on la sépare en deux parties : i° l’une soluble, formée d’acide cérotique fusible à 78 degrés, très-soluble dans l'alcool, et de céroléine dont la cire renferme de 4 à 5 pour roo; 20 la seconde presque insoluble, la myricine, fusible â 72 degrés, exigeant 200 parties d’alcool pour se dissoudre.

Cyanoferrure de potassium.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

( a ioo°

Solubilité :

dans 100 parties d’eau.

Cyanure de potassium.

Solubilité dans l’eau. — En toutes proportions.

Poggiale.

QUANTITÉ

TEMPÉRATURE

dissoute.

Solubilité :

dans 100 parties en poids d’alcool à 4° degrés. . . .

Fluorure de potassium.

Soluble dans l’eau en toutes proportions. Très-peu soluble dans l’alcool.

Hyposulfite de soude {voir p. 629).

Solubilité :

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

dans 100 parties d’eau.

jFond dans son} ieau de cristall.)

Iode.

Solubilité :

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

dans 100 parties d’eau. . . .

à ij°

dans 100 parties en poids) d’alcool à 36 degrés . . . . }

lodure d’ammonium .

Soluble dans l'eau en toutes proportions.

Iodure d’argent.

Solubilité dans l’eau Nulle.

— l’alcool.... Td.

— l’éther .... Id.

Dans une solution aqueuse ou alcoolique d’iodurede potassium, l’iodure d’argent se dissout proportionnellement à la concentration de celle-ci. Il se précipite de cette dissolution, à mesure qu’on l’étend d’une plus grande quantité d’eau.

Iodure de cadmium.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau,

Iodure de potassium.

Solubilité :

dans i oo parties d’eau ....

Phosphate de soude.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau.

Protosulfate de fer.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau. . . .

Sucre de lait.

Solubilité :

dans ioo parties d’eau. . . .

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

( à ioo°

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

( à ioo°

TEMPÉRATURE

QUANTITÉ

dissoute.

( à ioo°

Girard.

Poggiale.

Berzélius.

Poggiale.

Brandes.

dans l’alcool, dans l’éther. .

Nulle.

VOCABULAIRE

Soude.

(NaOHO = 387, 17 par 0 ou 3i par H, oxyde de sodium.)

Produit de la combinaison de 1 équivalent de sodium avec 1 équivalent d’oxygène, unis à 1 équivalent d’eau. La soude caustique possède des propriétés analogues à celles de la potasse : elle est blanche, très-soluble dans l’eau, déliquescente, fortement alcaline; on la retire du carbonate de soude par la méthode employée pour extraire la potasse du carbonate de potasse. On dissout dans l’eau le carbonate de potasse et on y ajoute un lait de chaux; il se produit une réaction, l’acide carbonique s’unit à la chaux, et la soude passe à l’état caustique : il suffit, après une macération plus ou moins prolongée, de décanter le liquide clair, de l’évaporer rapidement et de couler la matière fondue en plaques ou en bâtons pour avoir la soude caustique à l’état solide. La potasse et la soude peuvent être remplacées l’une par l’autre dans la plupart des circonstances. Toutes deux se trouvent toutes préparées dans le commerce; elles sont assez impures, et contiennent, quoique solides, une proportion d’eau considérable. Nous avons dit de la potasse que, si on la voulait pure, il fallait la demander préparée à l’alcool; il en est de même de la soude.

Soufre.

( S = 200 par O ou 16 par H. )

Voir p. 22.

Strontiane.

{ Sr O = 548 par O ou 52 par H. )

Oxyde de strontium : corps analogue à la chaux. Inutile jusqu’ici en photographie.

Strontium.

(St = 548 par O ou 44 Par H.)

Métal dont l’oxyde est la strontiane.

Sucre.

Voir Chimie organique , § 37, Glucose, Sucre de canne et cle betterave, Sucre de lait , etc.

Le sucre candi, dont on a proposé l’emploi dans plusieurs formules, s'obtient en faisant une solution concentrée de sucre ordinaire qu’on laisse cristalliser lentement : les cristaux deviennent alors très-gros; on peut toujours en photographie remplacer le sucre candi par du beau sucre blanc ordinaire, souvent plus pur que le sucre candi parce que ses cristaux plus minces ont pu être mieux lavés.

Sulfate «le peroxyde «le fer.

Ce sel, composé, de i équivalent de peroxyde de fer et de 3 équivalents d’acide sulfurique, est le produit de l’oxydation du sulfate de protoxyde de fer. On peut le préparer en ajoutant, à une dissolution de sulfate de protoxyde de fer, de l’acide azotique, puis de l’acide sulfurique, et en évaporant la liqueur à sec jusqu’à ce qu’elle ne répande plus de vapeurs; le résidu blanc-jaunâtre qui résulte est le sulfate de peroxyde de fer; il se dissout difficilement dans l’eau, à laquelle il donne une teinte brune. On peut, dit-on, employer la dissolution de 2 grammes de ce sel dans un litre d’eau pour fixer les épreuves faites sur collodion; mais ce fixatif ne dissout nullement le corps sensible, il ne pourrait qu’en neutraliser la sensibilité, et nous lui préférons, soit l’hyposulfite de soude, soit le cyanure de potassium employé avec prudence, soit même le bromure de potassium.

( Fe O SO3 7 HO = 1 737 ,5o par O ou 1 39 par H. )

On le nomme aussi, dans le commerce, vitriol vert , couperose verte; il se présente en cristaux verdâtres, solubles dans le double de leur poids d’eau froide; c’est à lui que l’encre ordinaire doit sa saveur bien connue. C’est un agent réducteur très-employé en photographie; on se sert de sa dissolution étendue pour faire sortir les images sur collodion. Il absorbe l’oxygène de l’air avec rapidité; il se forme alors du sulfate de peroxyde de fer basique insoluble, et du sulfate de peroxyde de fer neutre qui reste en dissolution, et dont la présence ne semble pas nuire sensiblement à l’action réductrice du sulfate de protoxyde, puisque certains auteurs recommandent, au

VOCABULAIRE

contraire, de n’employer le sulfate de fer qu’après l’avoir laissé quelque temps exposé à l’air; il faut néanmoins avoir soin qu’il ne soit pas complètement peroxydé. On peut le préparer en traitant du fer par un mélange de i partie d’acide sulfurique étendue de 9 parties d’eau, et faisant cristalliser; mais il est beaucoup plus simple de l’acheter dans le commerce, où il est à bas prix, même pur et tel qu’il convient de l’employer en photographie. Ce sel sert aussi à préparer le rouge à polir, rouge d’Angleterre.

Sulfate «le fer et «raBBBBBioBiBaffiBe.

Fe O S 0% Az H3 HO S O3, 6 HO.

Ce sel a été proposé par M. Meynier, de Marseille, pour remplacer le sulfate de fer ordinaire dans le développement des épreuves au collodion humide. Il présente sur le sulfate de fer ordinaire l’avantage de se décomposer moins rapidement au contact de l’air. Son action sur les clichés est plus régulière.. La préparation de ce sel est très-simple, il suffit de dissoudre à chaud 2 parties de sulfate de fer ordinaire,

1 partie de sulfate d’ammoniaque dans 4^5 parties d’eau ; lorsque la solution est complète, on filtre et on laisse cristalliser. L’eau mère concentrée par la chaleur laisse déposer une nouvelle cristallisation.

( A z 1 1 1 1 S = 423 par 0 ou 34 par H.)

Composé de 1 équivalent d’ammoniaque uni à ï équivalent d’acide sulfhydrique. Nous employons toujours ce corps à l’état de dissolution qui, parfaitement pure, devrait être incolore, mais qui, au contact de l’air, ne tarde pas à prendre une coloration jaune. Le sulfhydrate d’ammoniaque a une odeur fétide et repoussante ; on s’en sert fréquemment en chimie pour précipiter divers métaux à l’état de sulfures; en photographie, il peut être indiqué pour extraire l’argent des dissolutions contenant, soit de l’hyposulfite de soude, soit du cyanure de potassium. (Voir Résidus d'argent, § 230.)

Nous avons quelquefois employé une dissolution très-faible 4® êd. 36

desulfbydrate d’ammoniaque versée d'un coup sur l’image pour ramener au noir des épreuves négatives auxquelles le fixage par le cyanure de potassium avait donné une teinte grise trop transparente. On doit en éviter l’emploi toutes les fois qu’il s’agit de faire virer les épreuves ; traitées ainsi, elles passeraient avec rapidité.

On prépare facilement le sulfhydrate d’ammoniaque de la manière suivante : On fait passer à saturation un courant d’acide sulfhydrique dans un volume déterminé, ioo centimètres cubes par exemple, d’une dissolution ammoniacale. Quand le gaz ne se dissout plus (l’ammoniaque en a alors absorbé précisément le double de la quantité nécessaire), on ajoute un volume d’ammoniaque égal au premier, et le réactif est prêt à servir.

§ulfI»jcSrlqise (Acide).

(HS = 2i2,5o par O ou 17 par H.)

C’est un gaz incolore, d’une odeur d’œufs pourris caractéristique, soluble dans l’eau qui en dissout environ trois fois son volume, et à laquelle il communique son odeur et ses propriétés. La dissolution d’acide sulfhydrique se trouble rapidement au contact de l’air : il se fait un dépôt de soufre. On prépare facilement ce gaz en chauffant dans un ballon le sul-

Fig. 70.

fure d’antimoine en présence d’un excès d’acide chlorhydrique ( fig . 70), et il se forme du chlorure d’antimoine et de

VOCABULAIRE

l’acide sulfhydriqueSb2S3 3HC1 = Sb2Cl3 + 3HS: l’acide suifhydrique se dégage par le tube courbé à angle droit qui passe dans le bouchon du ballon ; l’autre tube, dit de sûreté, empêche les absorptions. On peut encore le préparer en versant de l’acide chlorhydrique étendu de neuf fois son volume d’eau sur du sulfure de barium ou de strontium en morceaux; il se fait du chlorure de barium ou de strontium, et l’acide sulfhydrique se dégage. On se sert alors ( fi g . 71) d’un flacon à deux tubulures dans lequel on met le sulfure en morceaux et de l’eau; le bouchon de l’une des tubulures reçoit un tube à entonnoir par lequel on verse l’acide chlorhydrique d’une manière à peu près continue ; au bouchon de l’autre tubulure est adapté le tube de dégagement par lequel passe le gaz. On

peut également employer le sulfure de fer artificiel et l’acide sulfurique étendu d’eau.

L’acide sulfhydrique peut servir à extraire l’argent de tous les liquides qui en contiennent; il forme, dans tous les cas, même en présence de l’hyposulfîte de soude, du sulfure d’argent noir et insoluble qui se dépose.

Sulfite de soude.

(NaO,S02, 10 HO = 1912,17 par O ou i53 par H.)

Produit de la combinaison de 1 équivalent d’acide sulfureux avec 1 équivalent de soude. MM. Fordos et Gélis ont indiqué ce sel pour extraire l’or à l’état métallique dans le traitement des résidus.

Jusqu’ici il n’a pas été employé en photographie. On le prépare, dans l’industrie, en faisant arriver sur du carbonate de soude cristallisé étalé sur de larges surfaces un courant de gaz acide sulfureux, que l’on obtient facilement en brûlant du soufre au contact de l’air. L’application du sulfite de soude à la fabrication du papier pour neutraliser le chlore, qui aurait sur la pâte une action destructive, a été indiquée par M. Barreswil. On donne au sulfite de soude le nom $ antichlore; fhyposulfite de soude est employé pour le même but.

§uIfocyantire§ alcalins*

(CyS’M.)

Le sulfocyanure d’ammonium a été proposé parM.Meynier comme agent fixateur pour remplacer fhyposulfite de soude et le cyanure de potassium; celui de potassium peut également bien être employé. Ces sulfocyanures ont en effet la propriété de dissoudre certains sels d’argent sans présenter les inconvénients des fixateurs ordinaires, mais la nécessité de les employer en solution concentrée et leur prix de revient un peu trop élevé en a forcément limité l’emploi jusqu’ici.

On peut obtenir ces sels dans les produits de f épuration du gaz de l’éclairage, où l’on rencontre le sulfocyanure d’ammonium tout formé, ou dans la fabrication du prussiate de potasse de M. Gélis, en traitant le sulfure de carbone par le sulfhydrate d’ammoniaque et le sulfure de potassium; ou bien par le procédé indiqué primitivement, par M. de Liebig, et consistant à fondre ensemble 4 6 parties de cyanoferrure de potassium, 17 parties de carbonate de potasse et 16 parties de soufre : fla masse lessivée par l’alcool bouillant donne par le refroidissement de beaux cristaux de sulfocyanure de potassium.

Les sulfocyanures ont la propriété de colorer en rouge de sang les sels de peroxyde de fer.

Sulfure df argent.

(AgS= 1549,01 par O ou 124 par II.)

Sel composé de 1 équivalent de soufre uni à 1 équivalent d’argent ; on le trouve tout formé dans la nature : il est alors

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gris de plomb et constitue un minerai d'argent abondant. Le sulfure d’argent se produit toutes les fois que l’on met en contact, soit l’argent métallique, soit un sel d’argent avec l’acide sulfhydrique, ou un sulfure soluble, ou certains corps contenant du soufre et facilement décomposables : il prend alors une teinte noire.

Il est attaquable à chaud par les acides chlorhydrique et azotique, mais surtout par l’eau régale, qui le transforme en chlorure d’argent.

Sulfurique (Acide.)

(S03H0 = 61-2,50 par O ou 49 par H.)

L’acide sulfurique, connu dans le commerce sous le nom d’huile de vitriol , est composé de 1 équivalent de soufre uni à 3 équivalents d’oxygène et de 1 équivalent d’eau ; il est liquide, incolore, inodore, très-lourd, de consistance huileuse, pesant, quand il est concentré, 184 ,7 au densimètre, soit 66 degrés au pèse-acide Baumé. Soumis à l’action de la chaleur, il se volatilise et répand des fumées très-épaisses. C’est un acide très-énergique ; il attaque et détruit les tissus et la plupart des matières organiques. En contact avec la peau, il provoque, après un certain temps, un sentiment de brûlure ; lorsqu’on se trouve atteint par l’acide sulfurique, il faut avant tout essuyer rapidement, puis ensuite laver la partie mouillée, l’acide à 66 degrés, mélangé à l’eau, produisant un dégagement de chaleur très-intense. Une goutte dans un litre d’eau distillée donne un mélange qui rougit fortement la teinture de tournesol.

L’acide sulfurique est employé en quantité considérable dans l’industrie ; nous ne nous en servons en photographie que pour préparer le coton-poudre ; l’acide ordinaire à 66 degrés est excellent pour cet usage. Si pour d’autres opérations on voulait de l’acide à peu près pur, on reconnaîtrait sa pureté relative aux caractères suivants : chauffé sur la lame de platine, l’acide pur se volatilise complètement; l’azotate d’argent étendu n’y produit aucun trouble; si l’on verse dans un échantillon de cet acide une goutte d’une dissolution d’indigo dans l’acide sulfurique que l’on a préalablement étendu de beaucoup d’eau, la couleur bleue ne doit pas être décolorée.

Tableau approximatif des quantités d’acide sulfurique monohydraté et anhydre dans une dissolution aqueuse.