CHAPITRE PREMIER

DES ÉTATS ALLOTROPIQUES DES CORPS SIMPLES ET DE LEURS COMPOSÉS MINÉRAUX.

Des étais allotropiques de l'oxygène.

C'est avec une grande difficulté qu'on est parvenu à se rendre compte des modifications que subit l'oxygène. Je vais essayer d'exposer le plus clairement possible , les travaux successifs qui nous les ont fait connaître.

En 1785 , Van Marum avait reconnu que l'oxygène devient odorant lorsqu'on le soumet à l'action répétée de l'étincelle électrique. Cette observation passa inaperçue tout d'abord. Vers 18/iO, M. Schœnbein appela l'attention des savants sur ce sujet. Il venait de découvrir que l'oxygène, qui se dégage au pôle positif d'une pile, est odorant ; que pour produire cette odeur, il faut que l'électrode positif ne soit ni en charbon, ni en un métal oxi-

dable; que cette odeur est plus forte, lorsqu'on opère sur ' de l'eau acidulée que sur de l'eau pure ; que certains sels, tels que les bromures et lesiodures, l'empêchent de se manifester; qu'enfin, on la détruit en agitant le gaz odorant, avec du mercure ou de la poussière de charbon. Tous ces détails étaient exacts, bien qu'en 18/i3 M. Moleyns ait essayé de les nier, partiellement du moins, en prétendant qu'on pouvait dégager l'ozone en se servant de métaux électropositifs pour former l'électrode positif.

En 18^5 (1), M. Schœnbein fît connaître le résultat de nouvelles expériences qu'il avait faites. 11 venait de reconnaître que Vélectrolyse de l'eau n'est point la seule source d'ozone, — (car tel est le nom qu'il avait donné au principe odorant dont je parle),' — et qu'on peut encore l'obtenir soit en chauffant de l'acide sulfurique hydraté avec du peroxide de plomb ou du peroxide de manganèse, soit en oxidant lentement le phosphore en présence de l'air. Pour préparer l'ozone par ce dernier procédé , M. Schœnbein plaçait des bâtons de phosphore avec un peu d'eau, dans un grand flacon bien bouché. Après un certain temps, il retirait le phosphore et lavait le gaz, en introduisant de l'eau dans le flacon et agitant fortement. Il avait encore obtenu de l'ozone en mélangeant de la vapeur d'éther et de l'air, et en faisant passer le mélange sur de l'éponge de platine. M. Schœnbein avait étudié, en même temps, les propriétés de l'ozone , et avait trouvé que ce corps décompose l'iodure de potassium , qu'il jaunit d'abord et décolore ensuite ;

(l) Archives de l'électricité, l. IV, p 333.

qu'il décolore les couleurs végétales ; et, qu'il transforme le ferrocyanure de potassium en ferricyanure.

Il essaya d'isoler l'ozone à l'état de pureté , en faisant agir l'air ozonisé sur de l'iodure de potassium. A cette époque il pensait avoir décomposé l'azote et avoir obtenu un radical analogue au chlore, radical, qui, uni à l'hydrogène constituerait l'azote, et il espérait obtenir ainsi un ozonure de potassium. L'expérience ne réussit point. M. Schœnbein n'obtint que de l'iodate de potasse.

Vers la fin de 1826 , les travaux sur l'ozone se multiplièrent. La discussion à ce sujet devint générale. Fischer, Marignac et de Larive, Williamson et Dulk y prirent part successiveme.nt. Le travail de MM. Marignac et de Larive fit impression. M. Schœnbein avait abandonné sa première hypothèse sur la nature de l'ozone. Il considérait ce corps comme un acide nitreux. Puis renonçant à cette supposition , il avait admis que ce corps était un tritoxide d'hydrogène auquel il attribuait la formule HO^ (1). Les expériences de MM. Marignac et de Larive renversèrent ces hypothèses, et introduisirent dans la science cette idée qui devait y rester, à savoir : que l'ozone est une modification allotropique de l'oxygène.

Voici les conclusions de ces chimistes (2) :

1° L'azote ne joue aucun rôle dans la production de l'ozone par la pile. Le gaz que l'on recueille dans le vide

(2) Comptes rendus de V Académie des sciences, t. XX.

— s/lest encore odorant après quatre jours, alors que l'azote a été complètement chassé.

2° En préparant l'ozone avec l'oxide de plomb et l'acide sulfurique, on obtient un gaz qui ne décolore pas le tournesol, mais qui le rougit. Ce gaz n'est pas de l'ozone, mais de l'acide hypoazotique.

2"" On amènê l'air à un degré d'ozonisation très-marqué en lui faisant traverser un long rube où ont été disposés des bâtons de phosphore.

ll° Si l'on prive l'air de son oxygène par du cuivre rougi avant de lui faire traverser ce tube, il ne se produit pas d'ozone ; mais l'ozone apparaît dès que le cuivre étant totalement oxidé, l'oxygène recommence à passer dans le tube.

5» Toutefois l'oxygène pur ne s'ozonise pas dans ces conditions^

6° L'azote pur, obtenu par l'ébullition de l'azotite d'ammoniaque, ne donne pas d'ozone, mais il s'en produit si l'on ajoute à ce gaz un quart de son volume d'oxygène.

7° La moindre trace d'acide hypoazotique empêche l'ozone de se former. Le papier blanc rougit alors, mais ne se décolore pas.

8» L'acide carbonique n'est apte à donner de l'ozone, que s'il contient trois ou quatre centièmes de son volume d'oxygène.

9° il en est de même de l'hydrogène.

10° L'ozone se détruit à 300 ou à 400°.

11° Ni l'eau, ni les acides, ni les alcalis ne paraissent l'absorber.

12" L'ozone décompose l'iodure de potassium. Après un mois, 2 grammes de ce sel ont été transformés en un mélange d'iodate et de carbonate de potasse.

13° L'argent absorbe l'ozone humide en noircissant. 11 acquiert ainsi la propriété de dégager de l'oxygène par la chaleur.

L'ozone ne pouvait donc être ni un radical dérivé de l'azote, ni un acide nitreux, mais ce pouvait être encore un tritoxide d'hydrogène, ou de l'oxygène modifié. Les mêmes auteurs levèrent les doutes par une nouvelle note où ils annoncèrent avoir produit l'ozone en faisant passer des étincelles électriques à travers l'oxygène pur et trèsbien desséché.

MM. Becquerel et Fremy ont répété, depuis, cette expérience. Ils placèrent le tube qui contenait l'oxygène sur du mercure : celui-ci se combinant à l'ozone, ils purent absorber facilement la totalité de l'oxygène.

En I8/1.7, M. Schœnbein annonça avoir découvert plusieurs propriétés nouvelles de l'ozone, telle que la faculté d'oxider l'iode. En 1840, M. Williarason publia un résumé des travaux précédents. Il mettait en doute les résultats de MM, Marignac et de Larive, et revenait à l'hypothèse du tritoxide d'hydrogène. Pour expliquer la formation de ce composé par le phosphore, il supposait que l'air entraînait un composé phosphoré gazeux et oxidable, et dont l'oxidation entraînerait celle de la vapeur d'eau.

Sans m' arrêter à plusieurs autres travaux qui n'ont qu'une importance secondaire, j'arrive à ceux de M. An-

drews, qui ont tranché définitivement la question (1). Voici en quoi consistaient ces expériences :

M. Andrews dégageait de l'oxygène par l'action de la pile sur de l'eau froide, placée dans un vase. Ce vase communiquait à un tube en verre plusieurs fois recourbé, où le gaz ozoné se desséchait sur du chlorurede calcium. Une fois sec le gaz se rendait dans un premier tube de Liebig, préalablement pesé, et contenant de l'iodure de potassium, dissous dans l'acide chlorhydrique étendu, pour arrêter l'ozone. Il passait, de là, dans un second tube de Liébig, également pesé et rempli d'acide sulfurique, et où il abandonnait l'humidité qu'il avait enlevée au premier. Puis il traversait un tube en U, rempli de chlorure de calcium et destiné à empêcher l'humidité de rétrograder : enfin, il se rendait sous une cloche graduée. Toutes les portions de l'appareil étaient d'ailleurs réunies entre elles par des pièces en verre rodées à l'émeri.

L'appareil étant monté, M. Andrews dégageait deux litres de gaz, par exemple, puis il déterminait l'augmentation de poids des deux tubes à boules. Il recherchait ensuite avec une dissolution titrée d'acide sulfureux quelle était la quantité d'iode mise en liberté. Ce chiffre connu, il calculait le poids de l'oxygène qui avait été nécessaire à l'expulsion de l'iode, et il comparait ce poids à celui qu'il avait obtenu en pesant les tubes à boules. Ces poids se sont trouvés les mêmes dans cinq expériences. Celui qui était calculé aurait dû être plus faible, si l'oxygène

(1) Andrews. Awalea de chimie et de physique, l. XLVIF, anntSe 1856.

avait élé fourni par un tritoxide d'hydrogène, puisqu'il se serait formé une certaine quantité d'eau qui se serait condensée dans l'appareil.

On peut conclure de ces expériences que l'ozone n'est que de l'oxygène modifié. Pour corroborer ces résultats, M. Andrews a cessé de placer de l'iodure de potassium dans le premier tube de Liebig, mais il l'a chauffé à 400". L'ozone, se décomposant déjà à 300°, — s'il eût été un oxide d'hydrogène, il se serait condensé de l'eau dans le second tube. Or, l'appareil n'a augmenté que d'un demimilligramme, lorsque le calcul indiquait 0*'"-,01/i. pour la formule HO^

Enfin, M. Andrews compléta ces expériences en démontrant rigoureusement que l'ozone a toujours les mêmes caractères par quelque moyen qu'on le prépare ; et que, par conséquent, il n'en existe qu'une seule espèce.

En 1858, MM. Andrews et P.-G. Tait cherchèrent à déterminer la densité de l'ozone, en mesurant Faugmentation de volume du gaz ozonisé contenu dans un tube. Ils déduisaient, d'ailleurs, le poids de l'ozone de celui contenu par deux autres tubes de même capacité remplis en même temps. Ils trouvèrent ainsi que, dans cet état allotropique, l'oxygène a une densité quatre fois plus forte que dans l'état ordinaire.

Après ces travaux, M. Schœnbein s'est rendu à l'évidence. Il a même cherché à expliquer les modifications subies par l'oxygène dans un mémoire dont voici le résumé (1).

(1) M. Adolphe Wurlz a rendu compte de ce mémoire dans le 55* volume des Annales de chimie et de physique, 3* série.

Le noir de platine, qui donne à l'oxygène la faculté de se fixer sur bien des corps, permet aussi à certains oxides faibles de se décomposer. Tels sont le permanganate de potasse qui donne naissance à de l'azotate de potasse en présence de l'ammoniaque, si l'on fait arriver ce mélange sur du noir de platine ; — l'acide chlorique et l'acide iodique, qui décolorent l'indigo sous son influence ; — l'acide azotique, qui se transforme à chaud par son action en vapeurs rutilantes.

L'eau oxygénée, qui est un oxidant, opère aussi des réductions. C'est ainsi qu'elle réduit les oxides d'or et de platine à l'état métallique, — les peroxides de plomb et de manganèse au premier degré d'oxidation en se réduisant elle-même à l'état d'eau.

L'ozone produit des résultats semblables. Lorsqu'on le fait agir sur l'eau oxygénée ou sur le peroxyde de barium, il réduit ces peroxides, qui dégagent la moitié de leur oxygène.

L'eau oxygénée se reconnaît à de nombreux caractères dont les plus importants sont la réduction du permanganate de potasse et celle des sels de peroxyde de plomb ou d'argent.

M. Schœnbein constate ensuite l'existence de deux cfesses de peroxides : ceux qui, analogues aux peroxides de plomb et de manganèse, dégagent du chlore et bleuissent le gaïac, et ceux qui, analogues au peroxide de barium, donnent de l'eau oxygénée en présence de l'acide chlorhydrique et ne bleuissent pas le gaïac. Il présente de ces divers phénomènes la théorie suivante :

Dans tous les peroxides, il y aurait une molécule

d'oxygène actif ; seulement, dans les peroxydes appartenant à la classe dont l'eau oxygénée fait partie, cette molécule d'oxygène serait électrisée positivement (+),, tandis que dans les autres elle serait électrisée négativement 0. L'ozone serait de l'oxygène libre négatif. Quant à l'oxygène libre positif qui ne serait pas isolable, on le nommerait antozone.

Partant de ce principe, M. Schœnbein désigne les peroxides analogues au peroxide de plomb sous le nom d'ozonides, et ceux qui se rattachent à l'eau oxygénée sous le nom d'antozonides.

A l'appui de ces idées, il cite quelques expériences.

Il a mélangé successivement du peroxide de baryum en présense de l'eau, avec des peroxides d'argent, de plomb et de manganèse ; de l'oxygène s'est dégagé, et ces peroxides se sont réduits. Dans l'hypothèse, les deux oxygènes actifs de signe contraire se sont neutralisés.

Un mélange de bioxide de baryum et de bioxide de manganèse, en présence de l'acide chlorydrique, ne dégage pas de chlore. Ce fait rentre dans le précédent.

Malheureusement, comme l'observe M. Wurtz, et comme l'avoue M. Schœnbein, dans un nouveau Mémoire publié en avril 1860, cette hypothèse ne peut expliquer le dégagement d'oxygène inactif dans la décomposition de l'eau oxygénée par le noir de platine. M. Schœnbein admet qu'il se passe là une action de contact qui transforme la moitié de l'oxygène actif négatif Q) en oxygène actif positif (+). Avec des explications de cette nature on peut légitimer toutes sortes de théories.

Dans son dernier mémoire , M. Schœnbein apporte

cependant quelques observations nouvelles. Elles tendent à prouver que, toutes les fois qu'il y a production d'ozone, l'oxygène ordinaire s'est polarisé de manière à donner naissance simultanément à de l'ozone et à de l'eau oxygénée. Il a constaté que l'eau oxygénée se forme dans l'oxidation lente du phosphore , du zinc , de i'éther, et dans l'électrolyse de l'eau. Je ne sais, cependant, comment il parvient à trouver une polarisation dans la production de l'ozone , au moyen des décharges électriques réitérées sur l'oxygène sec. Il semble que si, dans ce cas , il se forme de l'ozone et de l'antozone , ces deux portions d'oxygène doivent se neutraliser dès que le courant cesse d'agir. Or, on sait qu'il n'en est pas ainsi, puisque l'odeur d'ozone persiste longtemps après l'action de l'électricité.

M.Weltzien a combattu les idées de M. Schœnbein (1). D'après lui, il suffit d'attribuer aux peroxides des deux classes précédemment citées, des formules rationnelles différentes, pour expliquer la différence de leurs propriétés, sans que l'on soit obligé de recourir à l'hypothèse de l'ozone et de l'antozone. Le peroxide de

lïino^ i

manganèse aurait alors pour formule : 0^(2), ° ^ mn I ^ '

et ses réactions avec les bases et les acides s'expliqueraient

par les équations suivantes :

mn H \ K

mn

(1) Annales di chimie fi de physique, mai 1860.

(2) Je conserve les formules de l'auteur : H = 1, 0 = 8.

Ce dernier composé représente une espèce d'anhydride double, peu stable, qui perd facilement 2 équivalents d'oxygène.

Les oxides de la deuxième classe doivent s'écrire :

^îo* O* etc.... Leurs réactions s'expliquent

H ) Ba )

comme il suit :

*s!o»+îî|o'="^+"|œ+o'.

ag) H) ag H)

Je passe sous silence les autres équations que donne M. Wellzien pour expliquer d'autres réactions.

Ces diverses théories ne sont pas très-satisfaisantes. Celle deM. Schœnbein est en contradiction avec plusieurs faits. Avec les formules rationnelles de M. Weltzien on ne s'explique pas trop la raison des réactions qui se produisent, à moins qu'on n'invoque \in effet catalytique. Ce qui revient à avouer que nous ignorons ce qui se passe dans ce cas.

Quoi qu'il en soit, il ressort, d'une manière évidente, des travaux que je viens d'analyser, que l'oxygène existe au moins sous deux états allotropiques distincts : Toxygène ordinaire et l'ozone; que l'ozone s'obtient par une foule de méthodes , qui toutes se réduisent à une seule , le dégagement d'électricité ; que l'ozone se distingue de l'oxygène ordinaire par son odeur et par ses affinités plus énergiques.

L'ozone a été trouvé dans l'almosphère. On l'y décèle

k l'aide de. papiers iiumectés d'un mélange de colle d'amidon et d'iodure de potassium , qui bleuissent sous son influence. M. Schœnbein a fait avec ces papiers une échelle de teintes dont chaque degré correspond à des quantités différentes d'ozone ; et il mesure les quantités relatives d'ozone contenues dans l'atmosphère en comparant la teinte prise en vingt-quatre heures par le papier ozonométrique, avec celles de l'échelle ci-dessus mentionnée. Si la teinte obtenue se confond avec le troisième ton, il dit que Vozonomèlre marque trois degrés.

On a constaté que l'ozone possède au même degré que le chlore la propriété de détruire les substances organiques. Aussi lui fait-on jouer un rôle très-important dans la destruction des miasmes. Ces suppositions ont été confirmées par la disparition de l'ozone de l'atmosphère pendant la durée des maladies épidémiques, et dans les lieux où se dégagent constamment des miasmes, tels, par exemple, que les salles d'hôpitaux. On sait, en effet, que M. Scoutetten, qui a fait de nombreuses recherches à l'hôpital militaire de Metz, n'a jamais pu donner la moindre teinte au papier préparé qu'il plaçait dans les., salles de son hôpital, tandis qu'au dehors le même papier marquait un degré élevé de l'échelle ozonométique.

Ces observations ont conduit à penser que les maladies épidémiques pourraient tenir à la disparition de- l'ozone. Mais il est très-difficile de dire si les miasmes s'accumulent parce que l'ozone n'est plus là pour les détruire, ou si l'on ne trouve pas d'ozone parce que les miasmes sont en assez grand excès pour le consommer complètement.

Les recherches de M. Scoutetten, sans permettre de rien affirmer à ce sujet, tendraient à prouver, cependant, que la dernière hypothèse est la vraie.

A côté des épidémies dont la cause est liée, directement ou indirectement, à la disparition de l'ozone, on a pensé qu'il pourrait y en avoir qui seraient dues à son excès. Et comme l'ozone irrite les organes respiratoires, on a placé dans cette catégorie les épidémies de grippe et d'affections catarrhales en général.

L'intérêt qui s'attache à toutes ces questions est immense. Jusqu'à présent, les données expérimentales sont insuffisantes pour servir de base à une théorie quelconque. Il est nécessaire d'observer encore pendant longtemps.

Des états allotropiques du soufre.

De tous les corps simples qui offrent des états allotropiques, le soufre est un de ceux qui doivent le plus nous intéresser, tant, à cause de l'intérêt même qui s'attache à ses modifications, qu'à cause des nombreux travaux auxquels il a donné lieu.

M. Dumas avait constaté depuis longtemps que le soufre fond àllO" et bout à 160°, et que.si on le chauffe graduellement il subit une série de transformations. Entre UO" et 150% le soufre prend une coloration jaune foncé ; à 190% une teinte orangée en même temps qu'une consistance visqueuse ; à 260", sa couleur est brune et sa viscosité^ très-grande ; enfin il redevient fluide en se rappro-

chant de son point de volatilisation. Si on le refroidit brusquement lorsqu'il est fondu à une haute température, il reste mou et brun, transparent et élastique. Toutefois, il redevient dur, jaune et opaque au bout de quelques jours.

En 18/i.l, M. Regnault publia, dans les Annales, un mémoire sur le soufre. Il avait reconnu qu'on peut faire passer brusquement le soufre mou à l'état de soufre dur en l'exposant à une chaleur un peu inférieure à 100». Dans cette métamorphose, il se dégage toujours de la chaleur, puisque constamment le thermomètre placé dans le soufre mou marque un peu moins de 100° au moment où elle s'opère, et s'élève alors brusquement à 110». M. Regnault en conclut que le soufre mou diffère du soufre ordinaire par une certaine quantité de chaleur latente qu'il possède en plus.

La question fut reprise en 1856, par M. Sainte-Claire Deville (1). Voici l'analyse succincte de son mémoire :

1° Les faits observés par M. Regnault sont exacts.

2» Le soufre mou obtenu par la trempe est d'une couleur tirant d'autant plus sur le brun qu'on l'a trempé à une plus haute température. Du reste, la nuance ne devient jamais très-foncée par une seule trempe, quel que soit le temps pendant lequel on chauffe le soufre. Mais si après avoir refroidi brusquement du soufre chauffé à 300% on le ramène de nouveau à cette température pour le refroidir encore brusquement, et qu'on répète sept fois cette opération, on obtient une teinte rougeâtre qu'on ne peut

(1) Ânnalci do chimie el de physique, 3' âérie, l- XLVII.

dépasser par de nouvelles trempes. Le soufre mou qui possède cette couleur ne redevient pas jaune en reprenant sa dureté; il conserve toujours une nuance brun chocolat.

3° Quand on fait fondre ce soufre rougeâtre avec du soufre ordinaire, il en résulte une cristallisation en prismes ; si l'on a mélangé le tout , la nuance des cristaux est intermédiaire entre celle des deux corps mélangés ; si l'on n'a pas opéré le mélange , chacun d'eux cristallise séparément , si bien qu'il se forme des prismes rouges à une extrémité et jaunes à l'autre.

Dans une seconde partie de son travail , M. Deville examine l'action du sulfure de carbone sur le soufre et il reconnaît :

1" Que le soufre cristallisé en octaèdres se dissout, sans résidu, dans ce liquide ;

2" Que le soufre cristallisé en prismes y laisse un résidu à peine sensible ;

SvQue si les prismes sont rouges, le résidu devient de plus en plus abondant à mesure qu'on opère avec des prismes d'une nuance plus foncée ; qu'en même temps, le sulfure de carbone prend une teinte rougeâtre, et qu'abandonné à l'évaporation spontanée il dépose d'abord des octaèdres , puis une masse mamelonnée rougeâtre d'où l'on chasse difficilement les dernières portions du dissolvant.

Ainsi donc , M. Deville a constaté que le soufre peut se présenter sous quatre états distincts, celui de soufre octaédrique, celui de soufre mou , celui de soufre rouge

soluble dans le sulfure de carbone, celui de soufre insoluble.

Poursuivant ses investigations sur cette dernière variété, il reconnaît :

1" Qu'elle se dissout dans l'alcool et la benzine, et que ces liquides, en s'évaporant, l'abandonnent cristallisée en prismes;

2° Qu'une température de 110" à 120" transforme assez rapidement le soufre insoluble en soufre soluble dans le sulfure de carbone, qui le dépose ensuite à l'état d'octaèdres ;

3° Que l'influence de la vapeur d'eau opère la même métamorphose.

M. G. Magnus (1) , après avoir constaté les faits décrits par M. Deville, ajoute les observations suivantes :

1° Si l'on chauffe quelque temps à 100» le soufre insoluble qui reste comme résidu lorsqu'on épuise le soufre trempé par le sulfure de carbone, une partie de ce corps repasse à l'état soluble. Si on l'épuisé alors par ce liquide, on obtient un résidu plus foncé que celui sur lequel on a opéré dès l'abord ; on replace ce ré .du dans l'étuve ; on l'épuisé de nouveau par le sulfure de carbone, et après l'avoir ainsi chauffé et épuisé leur à tour plusieurs fois de suite, il reste du soufre noir, insoluble dans la plupart des dissolvants. 11 ne faudrait pas répéter inutilement ces opérations au delà du terme nécessaire, parce que le soufre noir lui-même finirait par

(i) Annales de chimie et de physique, 5' série, t. XLVII.

— dise transformer en soufre soluble. Ce soufre noir, fondu et trempé à une haute température, donne une masse cohérente noire qui , molle d'abord , prend ensuite peu à peu de la dureté.

2» En chauffant à 140° le soufre noir, et le traitant alors par le sulfure de carbone, on en dissout la plus grande partie. Le dissolvant se colore en rouge. On a donc métamorphosé le soufre noir en soufre rouge soluble. Si l'on soumet alors la liqueur à l'évaporation spontanée, il se dépose des octaèdres qu'on sépare mécaniquement. Quand ces cristaux ont cessé de se déposer, le liquide de plus en plus foncé se prend en masse. On coupe cette masse en morceaux, afin d'en faciliter la dessiccation, et enfin on la pulvérise. Ce produit est du soufre qui a conservé sa couleur rouge , mais qui est devenu insoluble.

On n'a plus qu'à débarrasser le soufre ainsi modifié, du soufre octaédrique auquel il est encore mêlé , en l'épuisant par le sulfure de carbone, pour l'avoir complètement pur.

S" Le soufre rouge insoluble exposé pendant longtemps à l'action d'une température de 100% se transforme en soufre jaune soluble. Refroidi brusquement après avoir été chauffé à 130% il donne une masse rouge, dont la texture semble cristalline, et qui se dissout en partie dans le sulfure de carbone. Chauffé à 300° et trempé, il passe à l'état de soufre noir. Enfin, le soufre rouge, comme le soufre noir, repasse à l'état de soufre ordinaire lorsqu'on le sublime.

M. Magnus conclut de son mémoire qu'il existe six modifications de soufre :

1* Soufre jaune prismatique ; 2° Soufre jaune octaédrique ; 3° Soufre jaune insoluble ; II' Soufre rouge insoluble ; 5° Soufre rouge soluble ; 6" Soufre noir.

Jusqu'ici la question du soufre n'était pas avancée. On confondait les modifications qui étaient sous la dépendance du polymorphisme avec celles qui dépendaient de l'allotropie, et l'on considérait comme également importantes celles sous l'influence desquelles le soufre devient prismatique ou insoluble.

II suffit cependant de jeter les yeux sur le tableau de M. Magnus pour reconnaître que parmi les variétés qui y figurent, il en est qui ont entre elles plus de ressem blance qu'elles n'en ont avec aucune autre. On peut de la sorte ranger ces variétés en deux classes :