S4 05 = SQ2, S03, S

Les acides sulfurique et chlorhydrique étendus ne l’altèrent pas; l’acide azotique, au contraire, le détruit avec rapidité èt en précipite du soufre. Il ne trouble pas les dissolutions de fer, de zinc, de cuivre et de plomb.

11 est formé de 61,54 de soufre et de 38,46 d’oxygène.

Préparation. On met de l’hyposulfite de baryte en suspension dans l’eau, et on y ajoute peu à peu de l’iode, jusqu’à ce que le mélange commence à se colorer. L’iode et l’iiyposulfite disparaissent rapidement l’un et l’autre , et se transforment en iodure de baryum et en hyposulfate bisulfure de banjte ; cependant ce dernier sel , ne trouvant plus assez d’eau pour rester dissous, se dépose peu à peu, et la liqueur tout entière finit par se prendre en masse. Celle-ci est traitée par l’alcool, jusqu’à ce qu’elle ail été complètement dépouillée de l’excès d’iode libre et de l’iodure de baryum qu’elle renfermait. Le nouveau sel se présente sous forme d’une poudre blanche cristalline , qu’il ne s’agit plus que de dissoudre dans

DE l’acide sulfureux.

une petite quantité d’eau qu’on abandonne à une évaporation spontanée ; il s’en dépose de beaux cristaux d'iiyposulfate bisulfure de baryte. Ou les obtient plus facilement encore en ajoutant de l’alcool absolu à la dissolution aqueuse concentrée; du soir au lendemain, les cristaux se forment et se déposent. Pour en isoler l’acide, on les décompose par la quantité d’acide sulfurique strictement nécessaire pour précipiter toute la baryte , en prenant la précaution d’opérer sur des liqueurs étendues de beaucoup d’eau, afin d’éviter une élévation de température qui pourrait altérer l’acide.

DE li’AClDE PEMTATHIOmifîlJE. 8® Éf|ilivalcn( = 500.

Cet acide se distingue de l’acide hyposulfureux, avec lequel il est isomère, parce qu’il forme des sels beaucoup moins solùî}les dans l’eau que les hyposulfites, et en outre, parce que les pentathionates sont sans action sur l’iode. Il a été obtenu par MM. Fordos et Gélis, en faisant réagir l’eau sur les chlorures de soufre.

Il est formé de 66,67 de soufre et de 33,33 d’oxygène.

M. Wackenroder a décrit, sous le nom d’acide pentathionique, un acide qu’il obtient en sursaturant l’acide sulfureux par l’acide sulfhydrique et en mettant en digestion le liquide laiteux et filtré avec du cuivre métallique légèrement oxydé, ce qui permet d’obtenir un liquide limpide. On enlève l’excès de Cuivre par l’acide sulfhydrique, et l’on chasse l’excès de ce dernier à l’aide d’une douce chaleur. Cet acide pentathionique est incolore, inodore et d’une saveur à la fois très-acide et amère. Il ne s’altère pas à la longue. On peut le concentrer à une douce chaleur jusqu’à ce qu’il ait une densité de 1,37; mais il se décompose à une plus forte chaleur avec dégagement d’acide sulfhydrique, puis d’acide sulfureux. Il reste un composé d’acide sulfurique et de soufre. Il forme des sels solubles avec le baryte et le protoxyde de plomb. Le chlore et les acides sulfurique et azotique concentrés le décomposent. {Journal de pharmacie, juin 1847.)

Caractères distinctifs des acides de la série thionique. Lorsqu’on les soumet à l’action d’une douce chaleur, ils donnent, savoir : l’acide dithionique, de l’acide sulfureux et de l’acide sulfurique ; l’acide tritkioces mêmes acides et un équivalent de soufre; V'AoXdQtétrathionique, ces mêmes acides et deux équivalents de soufre.

DT L’ACIDE SCLFCREllX. Équivalent = 400.

Lorsque l’on combine directement l’oxygène et le soufre, on obtient un volume d’acide sulfureux qui représente sensiblement le volume d’oxygène employé.

Cet acide existe rarement dans la nature; on ne le trouve guère qu’aux environs des volcans, lA où le soufre brûle. Obtenu par l’art, il est j gazeux ou liquide.

Gaz acide sulfureux. — W est incolore, élastique, transparent, non permanent, doué d’une saveur forte, désagréable, d’une odeur suffocante qui le caractérise; en effet, elle est la même que celle du soufre enflammé; son poids spécifique est de 2,247; il fait passer d’abord au rouge, puis au jaune-paille, la couleur du tournesol; toutefois, d’après Berzelius, il ne rougirait le tournesol qu’aulant qu’il contiendrait un peu d’acide sulfurique.

11 est indécomposable par le calorique. Lorsque, après avoir été desséché, il est refroidi à — 15" c., il se liquéfie (voy. pag. 140), et fournit l’acide sulfureux liquide anhydre; à 100° c. au-dessous de zéro, il se solidifie (Faraday). Si le gaz acide sulfureux n’était pas bien desséché, et qu’on le soumit à l’action d’un mélange frigorifique, il se condenserait en cristaux blancs, SQ2, 9 HO , qui sont des prismes rhomboïdaux (Delarive). M. Pierre obtient facilement ces cristaux en entourant de glace pilée un vase contenant une dissolution concentrée d’acide sulfureux, dans laquelle on fait passer un courant de gaz sulfureux. M. Doepping est parvenu, de son côté, à avoir des cristaux cubiques monohydratés SO^, HO. (Voy. Journal de pharmacie, novembre 1848.)^

Le fluide électrique agit sur lui comme sur l’acide sulfurique.

Il n’éprouve aucune altération de la part du gaz oxygène sec, et si l’on parvient à le combiner avec lui et à en faire de l’acide sulfurique, c’est à l’aide de l’éponge de platine à une chaleur rouge ou par d’autres moyens plus compliqués dont je parlerai à la page 144.

Aucune des substances simples non métalliques n’agit sur lui à froid; cependant il en est un certain nombre qui le décomposent complètement à une température rouge. Le soufre, le sélénium hrom.e , Yiode et Vazote, n’agissent point sur lui s’il est sec. Quand il est humide, le chlore, le brome et l’iode, décomposent l’eau, et il se forme de l’acide sulfurique et des acides chlorhydrique, bromhydrique et iodhydrique. Le chlore et l’acide sulfureux gazeux, exposés à la lumière solaire, se combinent et donnent de l’acide chlorosulfurique (Régnault) = SO^ Cl; il suffit de traiter cet acide par l’eau pour le transformer en acide sulfurique SO^, et en acide chlorhydrique H Cl. Le bore n’a pas été mis en contact avec le gaz acide sulfureux ; il est probable qu’il peut aussi s’emparer de son oxygène. A une température rouge, le charbon le décompose, se combine avec son oxygène, et met le soufre à nu. On ne connaît pas l’action qu’exerce sur lui le phosphore.

DE l’acide sulfurique. 137

Le gaz hydrogène lui enlève son oxygène, forme de l’eau, el le soufre est mis à nu; lorsque ce gaz est en excès, et que la température n’est pas très-élevée, on obtient du gaz acide sulfhydrique (hydrogène et soufre).

11 n’est pas altéré par Vair parfaitement sec, et il n’y répand pas de vapeurs.

Veau à la température de 20°, et à la pression de 76 centimètres , peut dissoudre 50 fois son volume de gaz acide sulfureux; un fragment de glace introduit dans une cloche remplie de ce gaz, disposée sur la cuve à mercure , ne tarde pas à se liquéfier.

Dissolution du gaz acide sulfureux dans l’eau. Lorsqu’il est concentré, il a la môme saveur et la même odeur que le gaz; il s’affaiblit par l’action de la chaleur, qui en dégage presque tout l’acide. Viode le transforme en acide sulfurique, et passe à l’état d’acide iodhydriqiie; d’où l’on voit que l’eau de l’acide sulfureux est décomposée par le concours de deux forces , savoir, l’affinité de l’iode pour l’hydrogène , et celle de l’acide sulfureux pour l’oxygène. Il en est de môme du chlore; en effet, en vertu des mêmes forces, il se forme de l’acide sulfurique d’une part, et de l’acide chlorhydrique de l’autre. Mis en contact avec le gaz oxygène, il l’absorbe et passe à l’état d’acide sulfurique; il agit de même .sur Vair atmosphérique.

Stahl considéra le premier ce gaz comme un corps particulier.

Caractères distinctifs. 1° 11 est gazeux et incolore; 2° il a une odeur sui generis, celle du soufre qui briUe ; 3° il est assez soluble dans l’eau; 4° il forme avec l’acide sulfhydrique non desséché de l’eau, et le soufre appartenant aux deux acides se précipite.

Il est formé de 50 de soufre et de 50 d’oxygène.

Usages de l’acide sulfureux. On emploie le gaz acide sulfureux pour désinfecter les vêtements et l’air des espaces circonscrits non habités; quelques expériences tendent à prouver qu’il doit être préféré au chlore el au vinaigre pour désinfecter les lettres qui viennent des endroits pestiférés; il sert à blanchir la soie, la laine et la colle de poisson , substances qui seraient jaunies par le chlore. Il décolore la plupart des matières colorantes, .sans les détruire; il enlève les taches de fruit sur le linge. Le docteur J. Davy a proposé l’usage d’une faible dissolution a([ueuse d acide sulfureux pour conserver les préparations anatomiques {Journ. de chim. méd.., novembre 1829).

Action sur l’économie animale. Ce gaz doit être regardé comme un excitant énergique; il irrite les surfaces avec lesquelles il est mis en contact, et détermine l’élernument, le larmoiement, la toux, la suffo-

138 PRliMlÈRE PARTIE.

calion, etc., suivant qu’il est appliqué sur la membrane pituitaire, sur la conjonctive, ou qu’il pénètre dans les bronches. Son impression sur la peau est moins vive que sur les autres tissus. S’il est pur, il peut déterminer l’empoisonnement et la mort. Le gaz acide sulfureux mêlé à l’air constitue les fumigations sulfureuses, dont l’emploi devient si général dans les maladies cutanées chroniques : les gales les plus invétérées cèdent à ce traitement, qui n’exige du reste aucune sorte de régime; certaines affections pédiculaires, des dartres, même héréditaires, des pustules syphilitiques, le prurigo, la teigne, invétérés et regardés comme incurables, ont souvent été guéris par ces fumigations; des douleurs sciatiques , arthritiques et rhumatismales chroniques , des paralysies locales, des engorgements scrofuleux, ont été combattus avec le plus grand succès par ce médicament. On peut l’employer dans les amauroses commençantes, dans les défaillances, les syncopes et les asphyxies. A l’extérieur, on se sert de l’acide sulfureux dissous dans l’eau, en lotions, dans les maladies de la peau et les ulcères atoniques.

Préparation. On peut obtenir le gaz sulfureux en combinant le soufre ^ directement avec l’oxygène; mais comme ce moyen présente quelques difficultés pour obtenir le gaz dans un état de pureté parfaite, il est plus simple de désoxygéner l’acide sulfurique au moyen d’un corps avide d’oxygène: ainsi on introduit dans un ballon, auquel on adapte un tube recourbé, de l’acide sulfurique concentré et du cuivre; on met quelques charbons sous le ballon pour déterminer la réaction de l’acide sur le métal ; dès que celle-ci est établie, on enlève tous les charbons pour éviter un dégagement de gaz trop rapide; on recueille le gaz dans des cloches remplies de mercure, parce qu’il est assez soluble dans l’eau; il reste’ dans la fiole un sel bleu composé d’acide sulfurique et de bioxyde de cuivre; d’où il suit qu’une portion de l’acide a été décomposée et transformée en oxygène et en gaz acide sulfureux.

2 SQ3, 2 HO, Gu = Cu O, SO^, 2 HO, SO^.

A. sulfuriq. Sulfate de cuivre.

Il se produit aussi du sulfure de cuivre. (Voy. Cuivre, Action de l’acide sulfurique.)

On peut obtenir la dissolution du gaz dans l’eau avec le même appareil que celui dont on se sert pour préparer le chlore (voy. pl. 3, fig. 1' *’).

Si l’on employait de la paille ou du charbon, au lieu de cuivre, le gaz obtenu contiendrait de l’acide carbonique, de l’oxyde de carbone, et des traces de carburé d’hydrogène , par suite de la décomposition de l’acide sulfurique en oxygène et en acide sulfureux. Si l’on chauffait très-for-

DE l’acide sulfureux. 139

lenient le mélange d’acide sulfurique et de charbon, une partie de l’acide serait entièrement décomposée par le charbon , et il se sublimerait du soufre.

Acide sulfureux liquide anhydre (privé d’eau Acide entrevu et annoncé par M. Faraday, mais décrit pour la première fois par M. Bussy en 1824. II est incolore, transparent, d’une odeur très-forte; son poids spécifique est de 1,45. Il entre en ébullition à 10» — 0; cependant il est Facile de le conserver à la température ordinaire, môme pendant un ;emps assez long, parce que la portion qui se volatilise détermine un Toid assez considérable pour abaisser la température du reste au-des- ;ous du point d’ébullition. Il se congèle à — 100°, froid produit par le nélange d’éther et d’acide carbonique solide. Mis sur la main , il y protuit un froid des plus vifs et se volatilise complètement. Si on le verse )eu à peu dans l’eau, à la température ordinaire, il se volatilise en )artie, donne lieu à une espèce d’effervescence, et la surface de l’eau e couvre d’une croûte assez épaisse de glace; il est évident que dans ette expérience la portion d’acide volatilisé a enlevé, assez de calorique : l’eau pour la faire passer à l’état solide. Lorsqu’on met une petite piantité de mercure dans un verre de montre , avec de l’acide sulfureux nhydre, que l’on fait évaporer sous le récipient de la machine pneuaatique où l’on fait le vide, on voit le mercure se solidifier au bout de uatre ou cinq minutes , phénomène qui lient encore à la rapidité avec ^quelle l’acide sulfureux anhydre se volatilise dans le vide, et à ce qu’il bsorbe une grande quantité de calorique au mercure. L’alcool à 33 derés peut être congelé en le plaçant dans une petite boule entourée de oton , que l’on plonge dans l’acide sulfureux anhydre, et que l’on met nsuite sous le récipient de la machine pneumatique, où l’on fait le vide, i’alcool absolu et l’éther n’ont pas encore pu être congelés.

' S’il est projeté dans une capsule de platine chauffée au rouge, il prend i forme sphéroïdale, et ne se volatilise pas sensiblement ; il suffit d’a- )uter de l’eau pour congeler instantanément celle-ci. Celle expérience 'irieuse, à l’aide de laquelle on produit de la glace dans un vase incanescent, s’explique facilement par la rapidité avec laquelle l’acide sulireux refroidi par l’eau se vaporise, en enlevant le calorique à cette m. On peut aussi congeler le mercure dans des conditions analogues. Usages. Jusqu’à présent on n’a employé l’acide sulfureux anhydre que Hir liquéfier plusieurs fluides élastiques, tels que le chlore, le cya- )gène, le gaz ammoniac; il suffit pour cela de faire passer l’un ou lutre de ces gaz bien secs dans un tube portant à sa branche horizonle une boule de verre mince, et dont la branche verticale plonge dans

140 PREMIÈKE PARTIE.

une éprouveüe contenant du mercure ; la boule est entourée de coton sur lequel on verse quelques gouttes d’acide sulfureux. Le froid produit par la volatilisation de cet acide est tellement intense, que le gaz contenu dans la boule ne tarde pas â se liquéfier ; le cyanogène a pu même être solidifié.

Préparation de V acide sulfureux anhydre. On met dans un matras ou dans une cornue le cuivre et l’acide sulfurique nécessaires pour dégager du gaz acide sulfureux; on fait passer ce gaz dans une éprouvette entourée de glace fondante, pour condenser la majeure partie de l’eau qu’il pourrait entraîner; ensuite il passe dans un long tube rempli de fragments de chlorure de calcium fondu ; enfin il se rend dans un matras entouré d’un mélange réfrigérant, composé de deux parties de glace et d’une partie de sel marin : là, le gaz sulfureux se liquéfie à la simple pression de l’atmosphère.

DE li’AClDE SlILFllRIQUE. Équlvaleut = 500.

L’acide sulfurique existe sous deux états: 1® combiné avec l’eau, et alors il est liquide ; 2“ anhydre ou privé d’eau.

Acide sulfurique liquide hydraté. 11 peut être monoliydraté = SO^, HO ; bihydraté = SO^, 2 HO; trihydraté = SO®, 3 HO. Il a été trouvé dans plusieurs grottes, dans les environs de certains volcans, et dans quelques eaux minérales; mais le plus ordinairement il existe à l’état de sulfate uni à la chaux , à la potasse, à la soude, etc.

S’il est pur et monohydraté (1), il est incolore, inodore, d’une consistance oléagineuse et d’une saveur acide très-forte; son poids spécifique est plus grand que celui de l’eau : le plus concentré pèse 1,842 à et marque 66 degrés à l'aréomètre de Baumé. II noircit et désorganise la majeure partie des substances végétales et animales.

Soumis à l’action du calorique dans des vaisseaux fermés, il bout à 310® c., et peut être distillé (voy. p. 148, pour la manière de le distiller). Si on le fait passer à travers un tube de porcelaine incandescent , il se décompose, et se transforme en deux volumes de gaz acide sulfureux et en un volume d’oxygène. Si , au lieu de le chauffer, on le refroidit. Use

(1) Vàciàe bihydraté s’obtient en mêlant un équivalent d’eau à un équivalent d’acide monohydraté ; sa densité à 15° est de 1 ,78; à -f- 4° il donne de beaux cristaux volumineux et transparents; à 200° il perd un équivalent d’eau, et passa à l’état d’acide monohydraté.

L’acide trihydraté contient un équivalent d’acide monohydraté et deux équivalents d’eau. ■

DE l/AClDE SüI.FÜlUOUE. 1 îl

congèle et crislallise à — 34", propriété qu’il doit à l’eau qui entre dans sa composition : ce phénomène a même lieu à 4" au-dessus de zéro lorsque l’acide est étendu d’un équivalent d’eau. L’acide, qui , au lieu de marquer 66 degrés à l’aréomètre, en marque seulement 62 , cristallise à zéro, et reste solide pendant deux ou trois mois à quelques degrés au-dessus de zéro. La lumière ne lui fait éprouver aucune altération. Il est décomposé par la pile électrique; le soufre se rend au pôle négatif, et l’oxygène se combine avec un peu d’acide sulfurique et avec le fil de platine qui représente le pôle positif. Le gaz oxygène est sans action sur l’acide sulfurique.

, Le soufre n’agit pas sur lui à froid ; à 200° c. , il lui enlève assez id’oxygène pour le faire passer et pour passer lui-même à l’état de j ’5az acide sulfureux.