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Découvert par Fordos et Gélis {Annales de chimie et de physique (5), tome VI, page 484).

Ces chimistes avaient essayé Faction du chlore sur l’hyposulfite de soude, dans le but de doser à l’état d’acide sulfurique tout le soufre contenu dans ce composé ; ils avaient reconnu que le chlore donne dans les dissolutions d’hyposulfite un précipité de soufre tellement ténu qu’on ne peut le receuillir sur le filtre; c’est alors qu’ils tentèrent l’action de l’iode. Ils reconnurent qu’avec les hyposulfites, la réaction est bien différente de celle qui prend naissance avec les sulfites ; en effet, lorsqu’on ajoute de l’iode à de l’hyposulfite de baryte délayé dans l’eau, une grande quantité de ce réactif est absorbée ; mais au lieu d’un dépôt de sulfate de baryte, on obtient une liqueur transparente.

L’iode est absorbé de la même fiiçon par l’hyposulfite de soude en dissolution, sans y produire ni dépôt, ni coloration ; le point de saturation est facile à saisir, car le moindre excès d’iode fait prendre à la liqueur une teinte jaune ; après la réaction, celle-ci no précipite pas par la baryte ; elle ne contient aucun acide libre.

Dans cette expérience, l’iode enlève à l’hyposulfite la moitié du sodium qu’il contient, l’oxygène mis en liberté s’ajoute au reste des éléments pour former un nouvel acide d’après l’équation:

2 (Na0,SW)-Hl=:NaH-Na0,S‘0^

Pour mettre en liberté ce nouvel acide, il convient d’abord de préparer son sel de baryte ; pour cela on décompose l’hyposulfite de soude par l’acétate de baryte, en ayant soin de faire la précipitation avec des liqueurs concentrées et de laver le précipité à l’alcool, car il est peu soluble dans l’eau.

On mêle l’byposulfite de baryte ainsi obtenu avec de l’eau, de manière à en faire une bouillie claire ; on y ajoute peu à peu des fragments d’iode jusqu’à ce que le mélange commence à se colorer. A mesure que l’iode est absorbé, on voit l’hyposulfate disparaître, parce qu’il se forme de l’iodure de baryum et du tétrathionate de baryte tous deux solubles. Bientôt ce dernier sel, ne trouvant plus assez d’eau pour se dissoudre, se précipite en flocons qui finissent par faire prendre en masse toute la liqueur. En traitant cette bouillie épaisse par de l’alcool concentré, on dissout l’iode en excès et l’iodure; le tétrothianate de baryte reste sous forme d’une poudre blanche cristalline ; on l’obtient en beaux cristaux, en le dissolvant dans une petite quantité d’eau qu’on abandonne ensuite à l’évaporation spontanée.

Le sel ainsi obtenu a pour formule BaO^ S^0^ 2H0 ; en décomposant sa dissolu-

Ii4 ENCYCLOPÉDIE CHIMIQUE.

lion par les sulfates de fer, de zinc, de cuivre et de potasse, on obtient les hyposulfates de ces mêmes bases.

Pour isoler l’acide tétrathionique, on décompose son sel de baryte par la quantité d'acide sulfurique strictement nécessaire pour précipiter toute la base ; pour 100 gr. du sel on emploie 24 gr. 67 d’acide sulfurique à 66, degrés qu’on étend de 4 fois son poids d’eau pour éviter une trop grande élévation de température qui décomposerait l’acide.

Le tétrathionate de baryte, préparé comme il vient d’être dit, contient toujours du tritbionate; pour éviter la présence de l’acide trithionique dans l’acide tétrathionique, il est plus avantageux de décoriiposer comme ci-dessus le tetrathionate de plomb. — Ce sel se prépare en traitant par l’iode l’hyposulfite de plomb humide obtenu en mélangeant des solutions tièdes d’acétate de plomb et d’hyposulfite de solide. On peut aussi obtenir cet acide en ajoutant peu à peu de l’acide sulfurique à un mélange d’hyposulfiîe de plomb et de bioxyde de plomb mis en suspension dans l’eau

2(Pb0,S*0^) + PbO^ + 2(SO\HO) = PbO,SW + 2(Pb0,S0=) + 2HO

une réaction semblable a lieu axec l’iiyposulfite de baryte et le bioxyde de baryum ; en général avec un hyposulfite quelconque et un bioxyde.

L’acide tétrathionique peut atteindre un degré de concentration assez avancé sans se décomposer ; il est incolore, inodore et transparent ; il a une saveur acide trèsprononcée, et rougit fortement la teinture de tournesol. Ses solutions étendues peuvent supporter l’ébullition sans s’altérer, mais lorsqu’elles sont concentrées, elles se décomposent en acide sulfurique, acide sulfureux et soufre. Le monosulfure de potassium donne, avec les tétrathionates, un dépôt de soufre avec formation d’hyposul6te. La potasse n’y détermine pas de précipité de soufre. L’acide libre est sans action sur le bioxyde de plomb.

Par l’ébullition avec du sulfate de cuivre, il ne se forme pas de sulfure de cuivre.