OXIGÈNE ET HYDROGÈNE. I. EAU

L’hydrogène et l’oxigène sont gazeux; le corps résultant de leur combinaison est au contraire de l’eau liquide, dont le volume est moindre que le 1/2000 de celui qu’oc-

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cupaient les deux gaz avant leur combinaison. Si donc, dans un vase renversé sur le mercure, on mêle les deux gaz dans les proportions nécessaires pour former de l’eau , et qu’on enflamme le mélange , les gaz disparaîtront, et le mercure remplira toute la capacité du tube, sauf le petit espace qu’occupe l’eau formée.

Pour déterminer ces proportions , on se sert d’un tube de verre épais a {fig. 22 ) dont on divise la capacité en parties égales. Cette division se fait à l’aide d’une mesure [fig. 21.), pour laquelle on peut prendre un petit tube de verre scellé à l’une de ses extrémités, et usé à l’autre. On remplit cette mesure de mercure et l’on emporte ce que l’on en a ajouté de trop avec un obturateur usé de même ; cette mesure sert d’unité. Si cette unité doit être un pouce cube ou un centimètre cube on taille le tube de verre de manière qu’il soit rempli par une quantité de mercure correspondant au poids d’un pouce cube ou d’un centimètre cube de ce métal. A l’aide de cette mesure on remplit alors le tube de verre épais de mercure, et chaque fois qu’on a versé une mesure on marque à l’aide d’une lime ou d’un diamant l’endroit où s’élève le mercure.

Il faut alors introduire le mélange gazeux dans le

tube de verre a renversé sur le mercure j pour l’inflammation on peut employer ou bien l’éponge de platine, ou bien , et c’est là la meilleure méthode, l’étincelle électrique. Veut-on se servir de l’étincelle électrique, on perce au sommet du tube de verre et vis-à-vis l’un de l’autre deux trous , dans lesquels on lute solidement deux fils de platine ou de fer Z», c [Jig. 22); les pointes de ces fils doivent s’arrêtera une petite distance l’une l’autre dans l’intérieur du tube de verre. Si l’on fixe

HYDROGÈNE. 25

à l’un des fils è une chaîne ou tout autre conducteur métallique pour le mettre en communication avec le sol, et qu’on touche l’extrémité extérieure de l’autre fil avec le couvercle d’un électrophore chargé, l’étincelle électrique jaillit de la pointe de l’un des fils sur celle de l’autre.

Une bouteille de Leyde chargée remplit tout aussi bien le même but; si on fait communiquer l’armature extérieure de la bouteille avec l’un des fils et qu’on touche l’autre fil avec le bouton de la bouteille, l’étincelle éclate de même entre les pointes dans l’intérieur du tube de verre.

Pour faire cette expérience avec exactiuide, on remplit d’abord de mercure le tube de verre gradué, et on le renverse sur un bain de même métal , puis on y laisse arriver du gaz oxigène extrait du chlorate de potasse, et l’on en détermine exactement le volume, en enfonçant le tube assez profondément dans le mercure pour que ee métal soit au même niveau dans le bain et dans le tube de verre; ensuite on le relève, et on y laisse arriver du gaz hydrogène pur dont on détermine la quantité comme on a évalué celle du gaz oxigène. Si dans une expérience on prend un peu plus d’une mesure de gaz oxigène contre deux mesures de gaz hydrogène , on trouvera qu’il reste un peu de ce gaz après la détonation par la bluette électrique, et qu’il en reste tout juste autant qu’on en avait employé de trop; si l’on prend un peu plus de gaz hydrogène, l’excès qu’on en avait employé sur deux mesures, se retrouve après la combustion.

Cette expérience qu’il est possible de faire avec la plus grande exactitude , fait voir que le gaz hydrogène et le

2G HYDROGÈNE. '

gaz oxigène s’unissent rigoureusement dans les proportions de deux volumes du premier contre un volume du second pour former de l’eau. Tous les corps gazeux s’unissent les uns aux autres sous des volumes qui sont entre eux dans des rapports simples pareils. On se procure du gaz hydrogène parfaitement pur pour cette expérience ainsi que pour d’autres essais semblables, en le faisant passer à travers une dissolution de potasse dans l’eau à l’aide du flacon ordinaire. Le tube de verre 23), par lequel le gaz hydrogène s’échappe, communique avec un second tube qui descend à travers un bouchon jusqu’au fond d’un second flacon contenant la dissolution de potasse. Le gaz qui se développe doit traverser lentement la dissolution , il s’échappe alors à travers un tube de décharge ordinaire passant pareillement par le bouchon. Ce bouchon doit fermer hermétiquement. La dissolution de potasse s’empare des corps étrangers que contient le gaz hydrogène. Le zinc dont on se sert pour cette expérience doit avoir été purifié par la distillation. Le gaz hydrogène obtenu de cette manière est presque entièrement inodore et brûle avec une flamme sans couleur.

Au lieu de l’étincelle électrique on peut se servir aussi de l’éponge de platine pour opérer la combinaison d’un mélange de gaz hydrogène et de gaz oxigène dans un tube de verre renversé sur le mercure. On prend une partie d’éponge de platine et quatre parties d’argile, et l’on en forme un globule que l’on fait rougir au feu avant de s’en servir. Ce globule introduit dans le mélange détermine peu à peu la combinaison des gaz oxigène et hydrogène. Si l’on a pétri un fil de platine dans la boule, on peut y fixer un fil de fer fin et recuit

[fig. 24)} et retirer la boule du tube de verre après la combinaison.

On a déterminé avec la plus grande exactitude la pesanteur spécifique du gaz hydrogène, comme nous le verrons à propos de l’air atmosphérique. On entend par pesanteur spécifique d’un gaz le poids de ce gaz comparé avec celui de l’air atmosphérique , le gaz et l’air atmosphérique étant pris sous le même volume et le poids de l’air atmosphérique servant d’unité. On détermine la pesanteur spécifique d’un gaz, ainsi que nous le verrons plus amplement par la suite, en pesant successivement le même ballon de verre d’abord plein d’air sec, puis vide et enfin rempli du gaz dont il s’agit.

Celle du gaz hydrogène est 0^0688 , celle du gaz oxigène 1,1026. Or, deux volumes de gaz hydrogène s’unissent à un volume de gaz oxigène pour former de l’eau. Ainsi en poids 2 X 0,0688 == 0,1 3^6 d’hydrogène se combinent avec 1,1026 d’oxigène et forment 1,2402 d’eau; ioo parties d’eau contiennent donc :

88,91 d’oxigène,

11,09 d’hydrogène;

Car 1,2402 : 1,1026 : ; 100 : 88,91.

On a trouvé que la pesanteur spécifique de la vapeur d’eau s’élève à 0,6201. Il suit de cette détermination qu une mesure de gaz aqueux résulte d’une mesure (= 0,0688) de gaz hydrogène etde 1/2 mesure(=o,55i3) de gaz oxigène. On obtient de la manière suivante la pesanteur spécifique des vapeurs , c’est-à-dire des substances gazeuses , qui sont solides ou liquides à la température ordinaire, et gazeuses àunetempérature élevée.

On introduit dans un tube de verre une assez grande quantité du corps solide ou liquide pour qu’étant réduit

en gaz ce corps en occupe environ 3o fois la capacité.

On cliauffe alors uniformément le tube soit dans l’eau soit dans tout autre liquide pour en chasser tout l’air et l’excès de la substance ajoutée , et on le scelle à la lampe dès qu’il ne renferme plus que la vapeur. Je montrerai plus tard amplement comment on trouve la pesanteur spécifique de la vapeur après qu’on a déterminé la température à laquelle on scelle le tube, le poids du | tube scellé contenant la substance, la capacité du tube, et le poids du tube rempli d’air sec.

Une méthode tout-à-fait différente donne exactement le même rapport. En effet plusieurs oxides métalliques, . , tels que les oxides de fer, de cobalt , de cuivre , etc., sont : décomposés par l’hydrogène , quand on les chauffe un i peu 5 et la perte de poids qu’éprouve l’oxide et le poids i de l’eau formée sufhsent pour déterminer la composition i de l’eau. On développe lentement du gaz hydrogène : dans un flacon a d’après la méthode connue aS). Deux boules cc soufflées au second tube servent à re- m cueillir l’eau que le gaz entraîne ordinairement à l’état ^ de vapeur. Celle qui ne se condense pas dans cet endroit se dépose complètement dans le tube d contenant du i chlorure de calcium qui a une grande affinité 'pour l’eau, ,

de sorte que le gaz hydrogène est tout-à-fait sec quand I il arrive dans la boule e. Cette boule contient un oxide ? métallique, par exemple, de l’oxide de cuivre; pour peu que l’on chauffe cet oxide avec une lampe à esprit de vin, l’appareil étant plein de gaz hydrogène, il devient incandescent par suite de la combinaison de son oxigène avec de l’hydrogène et de la haute température qui en i résulte. L’eau formée entre dans la boule g à travers le tiil)e étiré en pointe. Et pour que le gaz hydrogène qui

hydrogène.

ne cesse pas de se développer n’entraîne pas avec lui des vapeurs d’eau , on a adapté à cette boule un tube contenant du chlorure de calcium destiné à retenir l’eau qui pourrait être mêlée avec le gaz hydrogène. Le surplus du gaz hydrogène s’échappe par le tube de verre i. Avant l’opération on a pesé la boule e, d’abord vide et ensuite avec l’oxide de cuivre, pour avoir ainsi le poids de l’oxide de cuivre 5 on a de même pesé la boule et le tube à contenant le chlorure de calcium. Après l’opération on pèse de nouveau la boule e, la perte donne le poids de l’oxigène cédé par l’oxide de cuivre. Ce que la boule ^ et le tube A ont gagné en poids représente la quantité d’eau formée. L’excès du poids de l’eau formée sur celui de l’oxigène cédé par l’oxide de cuivre, est la quantité d’hydrogène dont la combinaison avec cet oxigène a donné l’eau.

Cette expérience ne sert pas seulement à déterminer rigoureusement la composition de l’eau, mais elle offre encore la meilleure méthode pour trouver la composition des oxides métalliques susceptibles d’être désoxidés par l’hydrogène.

Une autre méthode pour trouver la composition de l’eau qui ne donne aucun résultat exact, mais qui fournit un exemple intéressant d’une décomposition, est la décomposition del’eaupar le fer. On introduit de la tournure de fer dans un canon de fusil ci^fig. 26), particulièrement dans la partie qu’on peut chauffer au rouge. A l’une des extrémités s’adapte exactement à l’aide d’un bouchon une cornue <2 contenant de l’eau qu’on peut faire bouillir au moyen d’une lampe à esprit de vin. A l’autre extrémité s’adapte de même à l’aide d’un bouchon un tube de verre, qu’un tube de caoutchouc réunit avec

HYDROGENE.

un second tube de verre / communiquant avec le gazomètre. La vapeur d’eau en contact avec la tournure de fer rouge se décompose en oxigène, qui se porte sur le fer et donne de l’oxide de fer, et en hydrogène, qui se dégage et qu’on recueille dans le gazomètre. Le poids dont s’est accru le fer donne à peu près la quantité d’oxigène qui était unie avec l’hydrogène recueilli. On peut calculer le poids du gaz hydrogène en déterminant le poids de l’eau déplacée qu’on recueillie à mesure qu’elle s’écoule du gazomètre par suite du développement de ce gaz. On a en effet déterminé exactement, ainsi que nous le rapporterons quand nous nous occuperons de l’air atmosphérique, le rapport du poids d’un volume donné d’eau et de celui d’un égal volume d’hydrogène. Le fer, qu’on emploie, n’étant jamais pur, cette expérience ne donne pas de résultat exact, et il ne vaut pas la peine de la faire avec plus de soin que nous n’y en avons mis.

Il est facile de préparer assez d’eau avec les gaz hydrogène et oxigène pour pouvoir examiner les propriétés de ce produit artificiel. On se sert à cet effet d’un vase en verre a {fig. 27), dont l’ouverture supérieure peut être fermée avec un bouchon et dans le fond duquel se trouve pratiqué un trou assez grand pour livrer passage au bouchon c. Le bouchon est traversé par deux tubes de verre c ex. b qui se terminent en pointes, et se recourbent à angle droit au-dessous du bouchon. L’autre extrémité de ces tubes est munie d’un tube de caoutchouc à l’aide duquel ils communiquent avec le robinet / de deux gazomètres, dont l’un contient du gaz oxigène et l’autre du gaz hydrogène. La bouteille repose sur un disque en bois muni de trois pieds et percé à son centre

HYDIIOGÈNE. 3 1

d’un trou assez grand pour livrer un passage commode au bouchon avec les tubes. Après avoir laissé entrer du gaz oxigène dans la bouteille par le tube c, on la retire, on porte le feu au gaz hydrogène qu’on fait arriver par le tube on remet le flacon en place et on le ferme avec le bouchon c. Le gaz hydrogène ne doit donner qu’une petite flamme, et le gaz oxigène doit seulement arriver en quantité telle, que sur deux mesures de gaz hydrogène il y en ait une mesure, ce que peut faire voir le tube de verre du gazomètre. Les parois I de la bouteille commencent bientôt à se ternir, et après I quelque temps des gouttelettes ruissellent au fond et se ’ rassemblent en A. L’eau obtenue de cette manière se comj porte absolument comme de l’eau distillée.

C’est avec l’histoire de l’air atmosphérique qu’il con- ' vient d’étudier les propriétés générales des corps gazeux,

< et avec celle de l’eau les phénomènes généraux que pré- ‘ sentent les corps susceptibles d’affecter les trois états ! solide, liquide et gazeux. Comme il est impossible, en ( commençant l’étude de la chimie, d’attacher à ces phé- I nomènes généraux tout l’intérêt qu’ils méritent, attendu I qu’on n’en apprécie pas encore l’importance , ce n’est I qu’un peu plus tard, que je pourrai traiter de l’eau et I de r air atmosphérique.

IL SUROXIDE d’hydrogène.

Cette combinaison résulte d’un volume de gaz hydrogène et d’un volume de gaz oxigène. 'C’est un liquide incolore, sirupeux, d’une densité de i,453 et par conséquent à peu près deux fois aussi pesant que l’eau. Soluble en toute proportion dans l’eau , elle est douée d’une

AZOTE

saveur et d’une odeur particulières et dégoûtantes. Mais ce qui distingue particulièrement cette combinaison, c’est, qu’elle cède facilement à d’autres substances la moitié de son oxigène en les oxidantet qu’elle développe déjà du gaz oxigène par le simple contact avec quelques corps. Ces phénomènes sont d’un intérêt particulier pour la théorie de l’affinité chimique à propos de laquelle j’y insisterai particulièrement. Je parlerai de la préparation du suroxide d’hydrogène en traitant du suroxide de barium.

AZOTE

Il résulte déjà des expériences que nous avons faites à l’occasion de l’histoire du gaz oxigène, que l’air atmosphérique contient de l’oxigène et en outre encore un autre gaz incapable d’entretenir la combustion et de se combiner directement avec les corps combustibles. Il est donc facile de se procurer ce gaz en permettant à quelque corps combustible de se combiner avec le gaz oxigène d’une certaine quantité d’air renfermée en vase clos. A cet effet on place une petite capsule de porcelaine (Jig. 28) sur un bouchon c nageant sur l’eau de la cuve pneumatique. On verse dans cette capsule un peu d’alcohol, qu’on enflamme, ou bien l’on y met un petit fragment de phosphore, qu’on enflamme de même, et on larecouvi’e de la cloche a de manière que celle-ci descende un peu dans l’eau; le corps combustible s’éteint alors très promptement et l’eau s’élève dans la cloche. Le phosphore donne de l’azote plus pur que l’alcobol ,*

AZOTE

les vapeurs blanches que produit le phosphore brûlant et qui sont de l’acide phosphorique, se dissolvent promptement dans l’eau. Le gaz préparé par la combustion de l’alcohol contient encore un peu de gaz oxigène, parce que ce corps s’éteint avant d’avoir absorbé la totalité du gaz oxigène, et de l’acide carbonique, qui se forme pendant la combustion de l’alcohol. On se sert d’une dissolution d’ammoniaque dans l’eau pour obtenir de l’azote parfaitement pur. L’ammoniaque est formée d’azote et d’hydrogène. Si l’on met cette combinaison en contact avec du chlore, corps simple gazeux, celui-ci akinit avec l’hydrogène de l’ammoniaque et forme de l’acide hydrochlorique, qui se porte sur une autre portion d’ammoniaque pour donner un sel, l’hydrochlorate d’ammoniaque, ou, d’après le langage vulgaire, le sel ammoniac. L’azote de l’ammoniaque prend au contraire l’état gazeux, et se dégage avec effervescence. Versez de l’acide hydrochlorique sur du peroxide de manganèse contenu dans la cornue a {üg. ap ) ; en traitant du chlore je montrerai de quelle manière on met ainsi ce corps à nu. Le chlore gazeux qui se développe passe à travers un tube de verre dans la dissolution d’ammoniaque contenue dans le flacon b et la décompose; le gaz azote s’échappe alors à travers un tube de décharge, le bouchon du a® flacon qu’il ferme hermétiquement se trouvant percé de deux trous. Si le liquide est concentré, c’est-à-dire, s’il contient beaucoup d’ammoniaque , le chlore agit violemment, et la décomposition est accompagnée de petites explosions et de phénomènes d’ignition ; un peu d’eau ajoutée au liquide empêche cet effet d’avoir lieu. Ces explosions sont néanmoins sans danger, mais il faut toujours employer un excès d’ammoniaque, parce que si le

AZOTE

liquide ne contenait plus que du sel ammoniac, il se formerait une des combinaisons chimiques les plus dangereuses et dont il sera question quand nous traiterons du chlore.

Le gaz azote ne jouit pas de propriétés bien distinguées; il est un peu plus léger que l’air atmosphérique, incolore, inodore et insipide comme on peut déjà en conclure des propriétés de l’air atmosphérique. Les corps en combustion s’y éteignent subitement, parce qu’il ne peut pas s’y combiner directement. Les animaux y expirent comthe dans le gaz hydrogène, non pas que ces gaz soient nuisibles , mais parce que de l’air renfermant de l’oxigène est indispensable pour la vie des animaux.

Un mélange de gaz azote et de gaz oxigène ne se combine pas par simple inflammation ou par des moyens semblables à ceux dont on se sert pour un mélange de gaz hydrogène et de gaz oxigène, quoique l’azote et l’oxigène aient sans doute de l’affinité l’un pour l’autre, car il existe même quatre combinaisons différentes de ces deux substances. On peut obtenir en petite quantité l’une de ces combinaisons, l’acide nitrique, qui contient la plus grande quantité d’oxigène, en faisant passer quelques centaines de fois l’étincelle électrique à travers un mélange de 4 parties de gaz azote humide et d’une partie de gaz oxigène. Au point de décharge il se forme chaque fois un peu d’acide nitrique. Par la même raison on peut former de l’acide nitrique en faisant brûler dans du gaz oxigène un mélange d’une mesure de gaz azote et de i3 à i4 mesures de gaz hydrogène, dans un appareil semblable à celui qu’on emploie pour la fabrication artificielle de l’eau. C’est encore par la même raison qu’on obtient de l’eau acidulée en ]>réparant l’eau factice, si

AZOTE

on n’a pas fait entrer préalablement del’oxigène dans le flacon. En parlant de l’oxlgène nous avons vu que le fer, par exemple, exige une haute température pour se combiner avec ce gaz ; le fer étant une fois allumé en un point, la combustion elle-même transmet peu à peu, à mesure quelle avance, aux autres parties de ce métal la température nécessaire pour qu’elles puissent brûler à leur tour. L’azote exige également une haute température pour pouvoir s’unir avec l’oxigène, mais la combinaison elle-même ne développe que peu de chaleur, de sorte que les parties de l’azote qui se trouvent très près du point en combustion ne sont pas assez chaudes, pour que la combinaison avec l’oxigène puisse se propager plus loin Lorsqu’il est mêlé avec de l’hydrogène la combustion de ce gaz produit la température requise pour la combinaison de l’azote avec l’oxigènej en outre l’eau, avec laquelle l’acide nitrique peut se combiner, concourt à l’action.

L’azote se combine en quatre proportions différentes avec l’oxigène et donne l’oxidule d’azote, l’oxide d’azote, l’acide nitreux et l’acide nitrique. Nous étudierons ces combinaisons avec les acides.

En se combinant avec l’hydrogène, l’a/iote forme l’ammoniaque, base puissante, et en outre une substance métallique problématique que l’on ne peut pas obtenir isolée. Je ferai mention de ces substances en parlant des alcalis.

Uni avec le carbone, l’azote forme un corps très important, le cyanogène; nous connaissons encore une combinaison d’azote avec le chlore, une avec l’iode et une avec un métal, le potassium. L’azote se trouve en

SOÜFKK.

outre dans la plupart des substances animales et dans quelques substances végétales.

SOUFRE

Nous ne connaissons l’oxigène, l’hydrogène et l’azote qu’à l’état gazeux, et tels que les expériences nous les ont fournis; d’autres corps, le carbone, par exemple, ne sont connus qu’à l’état solide; d’autres, comme le fer, sont solides et liquides; d’autres enfin prennent les trois états, tels sont le soufre et le phosphore. Or, à la température la plus basse ces corps sont solides, à une température plus élevée, liquides, et à une température plus élevée encore, gazeux. Le soufre est solide et cassant à la température ordinaire, il se fond au-dessus de m°. Le soufre fondu est par rapport au soufre solide ce que l’eau est par rapport à la glace; cependant il y a une différence dans le passage des deux corps à l’état liquide : la glace surnage l’eau, le soufre solide va au fond du soufre liquide; l’eau se dilate donc, en se solidifiant, le soufre au contraire se contracte. Presque tous les autres corps ressemblent en cela au soufre, de sorte que sous ce rapport l’eau doit être considérée comme une exception.

Le soufre ou l’eau en se solidifiant (en se congelant) passent l’un et l’autre brusquement de l’état liquide à l’état solide ; la plupart des corps présentent ce phénomène, cependant il y a des exceptions. Le verre, le fer et beaucoup d’autres minéraux commencent par devenir visqueux et mous avant de prendre l’état liquide, et

SOUFRE

quelques-uns restent ainsi, quand bien même on fait varier de plus de ioo° la température. C’est avec les propriétés du verre qu’il y a le plus d’avantage à étudier ces phénomènes,' au contraire, le passage subit des corps à l’état liquide doit être examiné dans l’histoire de l’eau et mieux dans celle du soufre. Si on laisse refroidir dans un vase du soufre en fusion, on observe qu’à partir de la température de iii° les parties du soufre liquide qui se solidifient traversent la masse fluide comme des rayons émanant de simples points du vase, et que de ces rayons il en part de nouveau d’autres. En effet, les parties delà masse fluide qui deviennent solides se juxtaposent dans des directions déterminées tt forment des cristaux. Pour pouvoir examiner ces cristaux, il faut les isoler. A cet effet, on n’a qu’à laisser refroidir lentement du soufre fondu; après un certain temps la surface du liquide se recouvre d’une croûte, l’intérieur contenant encore du soufre liquide traversé par des cristaux. Le soufre liquide en se solidifiant peu à peu à son tour se contracte, attendu qu’à l’état solide il occupe un volume moindre qu’à l’état liquide. 11 en résulte des vides traversés par les cristaux qui s’étaient formés. Pour obtenir les plus beaux cristaux on laisse refroidir la masse fluide contenue dans un grand vase, on perce la croûte dont se recouvre la surface, après un certain temps on verse le soufre liquide en retournant le vase; la figure 3o fait voir la coupe d’une masse de soufre traitée de cette manière. Par cette méthode on peut faire cristalliser un grand nombre de substances et déterminer la forme des cristaux obtenus. Une autre méthode pour obtenir les corps à l’état cristallin consiste à dissoudre le corps. solide dans un menstrue. Le sucre, le sel de cuisine sont

SOUFRE

des corps solides; arrosés d’eau , ils se dissolvent en formant un liquide parfait; si l’eau s’évapore ils s’en séparent de nouveau sous une forme déterminée, en cristaux. De même que l’eau dissout ces substances et beaucoup d’autres, de même d’autres corps liquides dissolvent le soufre, d’autres, par exemple, le mercure, différens métaux. Le sulfure de carbone qui, comme le nom l’indique déjà, est formé de soufre et de carbone, dissout le soufre; c’est un corps très volatil qui, exposé dans un vase ouvert, s’évapore très promptement. Une dissolution de soufre dans le sulfure de carbone en s’évaporant laisse déposer incessamment des cristaux de soufre. •

La liquéfaction des substances solides, soit par la chaleur, soit par unmenstrue quelconque n’est pas le seul moyen pour obtenir des cristaux, on peut atteindre le même but en faisant passer brusquement un corps gazeux à l’état solide. L’air étant refroidi au-dessous de o”, si de la vapeur d’eau vient à s’en séparer, ce n’est pas à l’état liquide sous forme de pluie qu’elle se dépose, mais bien à l’état solide' sous celle de neige; il est reconnu que la neige jouit d’une forme déterminée. 11 en est de même du soufre, si du soufre gazeux obtenu par l’évaporation du soufre, porté à une température élevée, se mêle avec l’air et se refroidit au-dessous de i n° avant d’abandonner l’état gazeux, il ne se forme pas de corps liquide, mais bien un corps solide. Les cristaux de soufre se forment ainsi dans les environs des volcans où le soufre gazeux sort par les fentes de la terre.

Le soufre obtenu par ces trois métliodesest d’un aspect bien différent. Le soufre fondu perd après quelque temps sa transparence et devient d’une cassure matte.

SOUFRE

Le soufre volcanique, comme en général le soufre qui se rencontre clans la nature et le soufre cristallisé par l’évaporation d’une dissolution, est jaunâtre, transparent et d’une cassure conchoïde, clivable dans certaines directions. La forme dti soufre naturel et de celui que fournissent les dissolutions est déterminée par les huit faces P {fig> 3i), selon lesquelles les cristaux sont en même temps clivables; c’est pour cette raison que ces faces se nomment faces primitives. La face r est également Inclinée vers les faces adjacentes P 5 la face n est également inclinée vers les faces P de devant et de derrière, et les arêtes qu’elles forment avec ces faces sont parallèles entre elles. 11 en résulte que si on connaît l’inclinaison des faces P les unes vers les autres 3a) il est possible de calculer l’inclinaison des faces n et r vers les autres. faces 5 les faces s se rattachent de même d’après une loi déterminée aux faces P. On nomme faces secondaires ces faces «, r et ^ dont les inclinaisons peuvent être calculées d’après celles des faces P. A la faveur d’une évaporation lente, les cristaux isolés se réunissent très souvent ensemble par leurs pointes, de manière à former des groupes qui ressemblent à des fils {^fig. 33).

En mesurant l’angle de ces cristaux avec le goniomètre à réflexion, instrument qui donne un haut degré d’exactitude, ôn trouve que dans les bons cristaux les inclinaisons des faces les unes vers les autres sont les mêmes de quelque endroit ou de quelque dissolution qu’on ait pris le soufre.

Les cristaux de soufre obtenus par voie de fusion sont d’abord jaunâtres, transparens et clairs, et ne prennent qu’après un certain temps cette opacité qui caractérise le soqfre du commerce. P et M i^fig. 34) sont les face

SOUFUE.

primitives de cette forme, n et d en sont les faces secondaires. Le nombre, la symétrie et l’inclinaison des faces distingue essentiellement ces cristaux des autres.

Ces expériences prouvent, que lorsqu’un corps fluide se solidifie, les molécules de ce corps se juxtaposent d’une manière déterminée et forment un cristal. Nous nommons cristal un corps terminé par des faces planes et formé par une force inhérente à la matière.

Ces expériences montrent de plus, que l’arrangement des molécules d’un corps peut différer suivant la température à laquelle la solidification a eu lieu. C’est ainsi que le soufre, en se cristallisant vers iii“, prend une forme différente de celle des cristaux produits à une température plus basse.

La promptitude avec laquelle les cristaux du soufre fondu perdent leur transparence provient de ce que même à l’état solide les molécules se groupent ensemble pour produire la forme due à leur température. Voilà pourquoi le soufre naturel devient opaque quand on porte sa température à près de 1 1 1° en le chauffant dans une dissolution de sel qui bout vers iii°.

Le soufre chauffé au-dessus de iii° présente un phénomène qu’on ne connaît qu’à lui; un peu au-dessus de in° il est liquide, clair et jaune comme du succin; à partir de i6o“ il commence à s’épaissir et à prendre une couleur hrune, et chauffé un peu au-delà de 200“ il est tellement épais qu’on peut retourner le vase où il se trouve sans qu’il en sorte. La masse ne se contracte pas en même temps, car lesoufre se dilate sans interruption depuis son point de fusion jusqu’à celui de l’ébullition. Si on verse dans de l’eau froide le soufre devenu

SOUFRE

épais, on n’obtient pas une masse jaune cassante et cristalline, mais bien un corps brun, mou et visqueux, qui ne se solidifie et ne redevient semblable au soufre en bâtons ordinaire qu’au bout de quelques jours.

Comme le soufre brun visqueux ne diffère chimiquement en rien du soufre cassant , il résulte de cette expérience que la même substance traitée différemment peut avoir des propriétés toutes différentes.

Le soufre chauffé jusqu’à 420° entre en ébullition et se comporte ainsi sous ce rapport comme l’eau à 100° qui à cette température passe de l’état liquide à l’état gazeux. La pesanteur spécifique du soufre est de 6,65 1. Je montreiai plus tard comment on la détermine, et comment on en conclut que le soufre en passant à l’état gazeux occupe un volume environ 5oo fois plus grand. Un petit fragment de soufre suffit donc pour remplir un vase de vapeur de soufre. Si l’on chauffe donc du soufre dans une cornue a {fig. 35) avec une lampe à esprit de vin, par exemple, et qu’on en porte la température jusqu’au point de l’ébullition, une petite quantité de celui qu’on a introduit dans la cornue et que l’on ti’ansforme en gaz suffit pour remplir celle-ci de gaz sulfureux; si on continue la caléfaction il se forme une plus grande quantité de ce gaz. Le gaz qui remplissait la cornue est refoulé dans le col c; celui-ci jouit d’une température plus basse, non-seulement parce qu’il n’est pas exposé à la lampe, mais encore parce que l’air ambiant le maintient froid. Le gaz sulfureux en arrivant dans le col de la cornue s’y refroidit donc, et se dépose là où la température est encore au-dessous de 111“ sous la forme d’une poussière dont l’air atmosphérique entraîne aussi une grande quantité dans le récipient; niais dès que les

SOÜFRE.

vapeurs chaudes qui continuent d’arriver ont élevé la température du col de la cornue jusqu’à iii“, elles s’y condensent en soufre liquide qui ruissèle au fond du récipient h. Or, on peut continuer l’ébullition jusqu’à ce que la totalité du soufre employé se soit peu à peu convertie en gaz; le soufre gazeux se refroidit continuellement dans le col de la cornue, s’y liquéfie et s’écoule dans le récipient b. Si le soufre était mêlé avec de l’argile, du sable ou d’autres corps qui ne peuvent pas , comme lui , se gazéifier par une élévation de température, ces substances resteraient dans la cornue. Cette expérience montre bien clairement de quelle manière beaucoup de substances qu’une haute température peut rendre gazeuses et qui, étant refroidies, perdent cet état, sont susceptibles d’être séparées de celles qui ne se volatilisent à aucune température, ou bien qui ne prennent l’état de gaz qu’à une température beaucoup plus élevée ; cette opération se nomme distillation.

Les gaz oxigène, hydrogène et azote sont incolores; le gaz sulfureux a au contraire une couleur déterminée. Si la distillation se fait de manière que le soufre liquide ne puisse pas rentrer dans la cornue , on voit que celle-ci se remplit d’un gaz brun.

L’eau exposée à l’air libre et sec s’évapore très promptement en s’y mêlant à l’état de gaz. Si cet air vient à se refroidir jusqu’à un certain point, par exemple, à une température supérieure de quelques degrés au point de congélation, la vapeur d’eau s’en sépare à l’état liquide sous forme de pluie; mais s’il se refroidit au-dessous de o”, elle s’en sépare à l’état solide, non pas en grandes masses sous forme de glace, mais en petits cristaux sous forme de neige, par la raison que la \apeur d’eau est mêlée

SOUFRE

d’air et qu’elle occupe d’ailleurs un volume beaucoup plus grand que l’eau solide. Les fleurs de soufre sont, par rapport au soufre ordinaire, ce que la neige est par rapport à la glace. *

Le soufre s’évapore déjà quand il commence à se fondre et se mêle à l’état de gaz avec l’air atmosphérique chaud qui l’entoure. Aussitôt que cet air vient à se refroidir le soufre gazeux reprend l’état solide et on l’obtient sous forme d’une poudre légère, et consistant en cristaux très petits. Celte poudre s’appelle fleurs de soufre. On les prépare de la manière suivante dans les fabriques (^g. 36) ; on chauffe le soufre dans une chaudière en fer c, placée au-dessus d’une grille o sur laquelle on fait brûler de la houille , et entourée de maçonnerie de telle sorte que la chambre voûtée A ne puisse presque pas participer à la chaleur du foyer auquel appartient la cheminée g. La porte n qui se ferme hermétiquement sert à remplir la chaudière de soufre. Le soufre chauffé continuellement prend alors peu à peu la forme gazeuse et se mêle avec l’air atmosphérique qui se trouve en d au-dessus de la chaudière. Cet air chaud étant beaucoup plus léger que celui de la chambre A entre dans celle-ci par la grande ouverture b et fait place à de l’air froid. 11 en résulte un courant continuel qui remplace, par de l’air atmosphérique froid, l'air chaud, situé au-dessus de la chaudière et contenant des vapeurs de soufre. Cet air froid s’échauffe à son tour et ainsi de suite. L’air chaud en se rendant avec les vapeurs de soufre dans la chambre, s’y mêle avec de l’air froid et se refroidit; la vapeur de soufre se condense alors en une poudre fine et cristalline qui tombe au fond de la chambre. Après avoir converti par ce procédé une

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grande quantité de soufre en fleurs, on retire celles-ci de la chambre par la porte p. Le feu doit être conduit avec soin et la chambre doit avoir une capacité de plus de 2000 pieds cubes, afin que l’air de la chambre n’atteigne jamais une température capable de faire fondre le soufre. 11 y a des circonstances dans lesquelles le mélange d’air et de vapeurs de soufre peut s’enflammer. Alors la soupape e s’ouvre et prévient tout danger résultant d’une détonation.

On peut obtenir le soufre plus divisé encore en dissolvant dans l’eau une combinaison d’une partie de potassium et de 5 parties de soufre; on se procure cette combinaison en faisant fondre un excès de soufre avec du carbonate de potasse, ou en dissolvant du soufre dans une dissolution concentrée de potasse. Si l’on ajoute à cette dissolution de l’acide sulfurique très étendu, le potassium se combine avec l’oxigène de l’eau, et la potasse formée s’unit avec l’acide sulfurique. Il en résulte du sulfate de potasse. Quant à l'hydrogène de l’eau il s’unit avec une partie du soufre et forme du gaz hydrogène sulfuré qui se dégage. Les quatre autres parties du soufre se séparent à l’état de poudre tellement ténue qu’elle reste suspendue dans l’eau. L’extrême ténuité de cette poudre provient de ce que dans la dissolution l’eau interposée tient à une grande distance les unes des autres les molécules du sulfure de potassium etdece que ce même liquide écarte les unes des autres les molécules du soufre qui se sépare et qui est complètement insoluble dans l’eau.

La température du soufre peut être portée dans l’air atmosphérique jusqu’au point d’ébullition sans qu’il s’enflamme; si on le chauffe plus fortement, si, par

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exemple, on le touche avec un corps chaud ou bien si, comme il arrive facilement, on laisse prendre une haute température aux vases dans lesquels il se fond, il se combine avec l’oxigène et forme un corps gazeux, savoir l’acide sulfureux. Outre cette combinaison il y en a encore trois autres qui sont pareillement des acides. Je présenterai dans une division à part l’histoire détaillée de ces combinaisons avec celle des autres acides.

Le soufre ne se combine pas directement avec l’hydrogène; on obtient les deux combinaisons qu’il forme avec ce gaz en décomposant des substances contenant du soufre. Elles sont toutes les deux acides, et seront aussi décrites avec les acides.

Le soufre se combine avec tous les corps simples hormis l’azote; avec quelques-uns il se combine même comme avec l’oxigène dans des proportions différentes mais également déterminées.

La combinaison du soufre avec beaucoup de métaux est accompagnée d’un dégagement de calorique et de lumière. Lorsqu'après avoir fait bouillir du soufre dans un raatras {fig. 3y) de manière à remplir toute sa capacité de vapeurs sulfureuses on y introduit une bande très mince de cuivre, ce métal se combine avec le soufre; la combinaison formée devient fortement incandescente, se fond et forme une substance cristalline, cassante, qui est le sulfure de cuivre. Il résulte de cette expérience que les combinaisons de l’oxigène avec les corps simples ne sont pas les seules qui produisent du calorique et de la lumière; mais que ces phénomènes peuvent aussi avoir lieu lors des combinaisons chimiques d autres substances les unes avec les autres; nous verrons par la suite que toute combinaison chimique engendre

SOUFUE.

du calorique, voire, si la quantité de celui-ci est suffisante, de la lumière.

Le soufre se combine à l’instar de l’oxigène avec d’autres corps simples et forme des bases et des acides qui se combinent entre eux et donnent des sels. L’arsenic, par exemple, et l’oxigène produisent de l’acide arsenique, le sodium et l’oxigène forment de la soude,- l’acide et la base, en se réunissant, donnent un sel, l’arséniate de soude. De même l’arsenic et le soufre produisent un acide, le sulfide arsenique, le sodium et le soufre, une base salifiable, le sulfure de sodium; l’acide et la base se combinent et fournissent un sel soluble dans l’eau et cristallisable, nommé sulfarséniate de sulfure de sodium.

Les différens degrés de combinaison du soufre établissent aussi un rapprochement entre ce corps et l’oxigène; de même que quelques corps à des degrés supérieurs d’oxigénation , par exemple , le peroxide de manganèse, abandonnent de l’oxigène quand on les chauffe, de même la pyrite de fer, combinaison du soufre avec le fer, abandonne du soufre par la calcination, et se transforme en une combinaison de fer et d’une moindre quantité de soufre. On utilise cette combinaison dans certaines localités pour obtenir ainsi du soufre. Néanmoins la quantité de soufre obtenue de cette manière en Europe est insignifiante en comparaison de celle qu’on retire de la Sicile et de la Pologne; dans les deux pays il se rencontre dans les terrains tertiaires à l’état de soufre réduit, c’est-à-dire à l’état de liberté de toute combinaison chimique, mais mélangé avec diverses substances dont on le sépare par voie de distillation. On fait fondre le soufre ainsi purifié, et on le verse à une température voisine du point de fusion dans des formes