SWK = 3SOfi<:-f-KS

Cette décomposition a lieu vers 70 degrés pour le sel de potasse; aussi est-ce à tort qu’on a cru qu’il se formait en quantité notable dans l’explosion de la poudre ; Noble et Abel en ont constaté la production dans les proportions de 2 à 20 centièmes, mais il provient de l’oxydation du sulfure (Berthelot).

A une température un peu plus haute, mais inférieure à la fusion du verre, le polysulfure est à son tour détruit, avec sublimation de soufre; le phénomène peut alors se représenter par l’équation :

4S203K = 3S0*K-f KS -f SL

(Berthelot.)

Le sel de soude s’altère déjà vers 400 degrés.

Les hyposulfites alcalino-terreux se comportent d’une façon analogue, mais le résidu contient d’ordinaire du sulfite. Les hyposulfites métalliques se trans-

forment eu sulfures, en dégageant de l’acide sulfureux et des vapeurs de soufre ; ils se décomposent d’ailleurs à la température ordinaire en sulfures et en sulfates :

S^O'AgO -f- 110 AgS -1- S04H.

Les dissolutions de certains sels métalliques, mêlées d’hyposulfite de soude et chauffées sous pression à des températures comprises entre 120 et 150 degrés, donnent, d’après Wolcolt Gibbs, des précipités de sulfures ; parmi les métaux dont les sels sont ainsi précipitables, on doit citer le fer, le nickel, le cobalt. Les dissolutions des sels d’alumine sont précipitées à l’ébullition, d’après M. Ghancel, par les hyposulfites alcalins; l’alumine qui se dépose est mêlée à du soufre :

SSO^AI^O^ + SS^O^NaO = Al’^O^ + -f 3 SO^ + SSO^MaO.

Avec les sels ferriques il se forme d’abord de l’hyposulfite ferrique, puis la liqueur devient laiteuse par suite de la séparation d’une partie du soufre; finalement, on obtient une dissolution de tétrathionate ferreux.

L’iode, ajouté aux dissolutions d’hyposulfites, les transforme en tétrathionales, avec formation d’iodure :

“2S20*BaO + 1 = S*0=Ba0 + Bal.

Cette formation de tétrathionate a encore lieu quand on verse de i’iodate de potasse dans la dissolution d’un hyposulfite et qu’on y ajoute un acide ; les premières portions d’acide sont neutralisées par une partie de la base qui devient libre.

Les acides décomposent à chaud les hyposulfites avec dégagement d’acide sulfureux et dépôt de soufre.

Les hyposulfites sont détruits par les agents oxydants. Le chlore et les hypochlorites les transforment en sulfates :

S'^OLNaO -f 4C1 4- 5HO = 4.HG1 -H SO^A’aO -f SOniO.

Cette propriété est utilisée dans l’industrie, où l’on emploie l’hyposulfite de soude, sous le nom à'antichlore, pour détruire les dernières traces de chlorure de chaux que peut retenir la pâte de papier au sortir des défileuses.

Les dissolutions des hyposulfites, versées dans un excès de permanganate de potasse additionné de carbonate alcalin, se transforment en sulfates en absorbant 4 équivalents d'oxygène (Péan de Saint-Gilles).

Préparation. — Les hyposulfites se forment dans un grand nombre de réactions dont voici les principales :

'1° Ébullition de la dissolution d’un sulfite alcalin en présence d’un excès de soufre :

Sü'NaO + S = S^O^NaO.

:2” Digestion d’un lait de chaux avec du soufre. Dans ce cas l’hyposulfite est accompagné d’un pentasulfure.

3“ Le pentasulfure formé dans la réaction précédente, par une exposition prolongée à l’air, finit par s’oxyder et se transformer en hyposulfite :

CaS5 + 03 = S^O^CaO + 3S.

Ce phénomène s’accomplit sur une vaste échelle dans le traitement des eaux j aunes provenant du lessivage des charrées de soude.

4° Action de l’acide sulfureux sur un sulfure alcalin :

“2NaS + 3S03 = 2 S^O^NaO + S.

5" Action d’un monosulfure sur les trithionates