SOUFRE

I Le soufre n'est pas employé directement dans la céramique proprement dite; mais à l'état de combinaison, il fait partie d'un rand nombre de substances qu'il importe de connaître. En comanaison avec l'oxygène , il constitue l'acide sulfurique d'un usage i fréquent dans les laboratoires pour transformer les métaux en xydes précipités; il entre dans la composition de l'hydrogène iilfuré, gaz d'une si grande utilité, dont on a tant besoin dans

i analyse minérale. Nous verrons enfin le soufre en nature employé our donner des huiles sulfurées , seules capables , dans nos conaissances actuelles, d'abandonner l'or sous forme métallique et rillante. Ces considérations nous engagent à présenter ici les

loG TROISIÈME LEÇON.

principaux caractères du soufre et de ses combinaisons les plus

importantes. I

Le soufre est solide, jaune-citron, insipide, inodore, très- 1 friable, à cassure luisante, mauvais conducteur du calorique et' de l'électricité. Lorsqu'on le frotte , il dégage de l'électricité négative. Lorsqu'on l'échauffé, ou qu'on le serre dans la main, il craque et souvent se rompt. Sa pesanteur spécifique est à peu près égale à 2. Le soufre manifeste sous l'influence de la chaleur des phénomènes remarquables. Vers 112 degrés, il fond en donnant un liquide limpide coulant avec la fluidité d'une huile grasse; vers 160 degrés, il commence à s'épaissir, et vers i5o degrés, il est tellement épais, qu'on ne peut le couler; à des températures plus élevées, il devient fluide et d'un rouge brun; vers 44^ degrés, il bout et se volatilise. Les vapeurs refroidies constituent la fleur de soufre. Le soufre fluide coulant, refroidi subitement, devient I friable et cassant; il se présente avec tous les caractères que nous! lui connaissons. Si la même expérience se fait avec le soufre vis- \ queux, ce corps se refroidit et se transforme en une substance brune élastique qu'on peut étirer comme le verre; avec le temps, ; il reprend ses caractères primitifs et devient jaune et cassant. La] densité de la vapeur de soufre est très-considérable; l'expérience; a démontré qu'elle était égale à 6,6.

Si, lorsqu'on fait fondre du soufre, on l'abandonne à lui-même; pour qu'il refroidisse lentement, puis qu'on crève la croûte qui s'est: formée pour en faire sortir les parties encore liquides, on trouve le fond du vase tapissé d'une foule d'aiguilles jaunâtres dont la forme est celle de prismes obliques à base rhombe. Le soufre,: que la nature présente à l'état cristallisé, afl'ecte la forme d'oc-| taèdres à base rhombe, incompatible avec celle des prismes. Le soufre est donc dimorphe , c'est-à-dire qu'il peut donner des cris-] taux appartenant à deux systèmes diff'érents. '

C'est encore sous forme d'octaèdres à base rhombe que cristallise le soufre qui se dépose graduellement par une évaporationi spontanée d'une dissolution de soufre dans le sulfure de carbone: ou tout autre dissolvant.

Insoluble dans l'eau, le soufre se dissout en très-faible pro-| portion dans l'alcool ; l'éther bouillant en dissout un peu plus , les| liuiles volatiles le dissolvent mieux encore. Nous verrons com-

CHIMIE CÉRAMIQUE. 107 ment, dans la décoration, on tire parti de cette solubilité. A froid, l'oxygène n'exerce aucune action sur le soufre ; mais si l'on plonge un morceau de soufre présentant un point en ignition dans un \ nse plein d'oxygène, celui-ci s'y combine aussitôt avec une llamme l)leuâtre pour former de l'acide sulfureux, seule combinaison que ces deux corps puissent directement produire. Cette réaction est même celle qui caractérise le mieux le soufre en raison de l'odeur particulière de l'acide sulfureux; elle se produit également dans lair atmosphérique.

Le soufre s'unit aussi directement à l'hydrogène, mais la combinaison se fait avec difticulté. De là, nécessité d'employer des voies détournées , toutes les fois qu'on veut produire l'hydrogène , sulfuré. Le charbon, chauffé dans la vapeur de soufre, disparaît et se transforme en sulfure de carbone. Le soufre s'unit directement au chlore, au brome ^ à l'iode ; il se combine avec le phosphore, et, suivant les proportions respectives des corps en présence, on obtient trois composés sulfurés correspondant aux acides hypophosphoreux , phosphoreux et phosphorique. L'équivalent du soufre est égal à 16, en supposant égal à l'unité l'équivalent de l'hydrogène.

Le soufre est très-répandu dans la nature , tantôt libre et tantôt combiné; libre, il existe aux environs des volcans : une sublimation suffit pour le purifier. En combinaison , il forme les sulfures, les sulfates , plusieurs substances végétales et animales ; on s'en I sert pour faire les allumettes, la poudre à canon, l'acide sulfurique, l'acide sulfureux, les sulfures et sulfates métalliques. Nous avons dit, en commençant, les usages particuHers que le potier peut en faire dans les diverses pratiques qui lui sont familières.

Combinaisons du soufre avec l'oxygène. — Peu de substances donnent avec l'oxygène autant d'acides que le soufre. On en connaît sept aujourd'hui; ce sont les suivants :

S^O- équivalent =

Acide hyposulfurique trisulfuré

Acide hyposulfurique bisulfuré

Acide hyposulfurique monosulfuré. .

Acide hyposulfurique

io8 TROISIÈME LEÇON.

Nous n'aurons à nous occuper que des acides sulfureux et sul- | furique. i \

Acide sulfureux. — Nous avons dit que le soufre brûlant à l'air se transforme en acide sulfureux ; c'est un corps gazeux, incolore, d'une odeur piquante et suffocante bien connue, provoquant Is toux. Acide, il fait passer au rouge la teinture de tournesol et la ; décolore ensuite. Sa densité est égale à 2,234. Un litre de gaz pèse ' 2^'',885 ; son équivalent est égal à 32(16 -h 16), celui de l'hydro-, gène étant pris pour unité.

Sous la pression ordinaire de l'atmosphère, le gaz sulfureux se liquéfie par un froid de — 10 à — 12 degrés, il forme alors un liquide! incolore, très-mobile, d'une densité égale à 1,42; très- volatil , il détermine, en reprenant l'état gazeux, un froid capable de pro- ' duire dans le vide, en présence de matières alcalines pouvant absorber l'acide sulfureux, un abaissement de température de — 68 degrés. A — 76 degrés, l'acide sulfureux se solidifie. |

L'eau dissout environ cinquante fois son volume d'acide sulfu- J reux; mais la dissolution ne peut être conservée sans altération, ilfl se forme de l'acide sulfurique. j

Une chaleur très-intense ne décompose pas l'acide sulfureux. J L'oxygène et l'air, soit à chaud, soit à froid, n'exercent aucuneil action sur cet acide, lorsqu'ils sont secs; mais s'ils sont humides, ^ il y a formation d'acide sulfurique. Les deux gaz secs se combinent encore en présence de la mousse de platine pour former de l'acide sulfurique anhydre.

L'hydrogène n'agit pas à froid sur l'acide sulfureux, au rouge il y a dépôt de soufre et formation d'eau.

Le carbone au rouge forme du sulfure de carbone et de l'oxyde de carbone ou de l'acide carbonique , suivant la température de l'expérience.

Le chlore et l'acide sulfureux n'agissent point l'un sur l'autre, soit dans l'obscurité, soit à la lumière diffuse: sous l'influence de la lumière solaire, les deux gaz se combinent et se transforment en un liquide acide d'une odeur suffocante ; c'est l'acide chlorosulfuriqucqui correspond àlacide sulfurique, dont i équivalent d'oxy- 1 gène aurait été remplacé par i équivalent de chlore. L'eau décom- ^ pose ce corps en acides chlorhydrique et sulfurique :

SO^ Cl -h 2 ( HO ) = S0\ HO + Cl H. |

Le chlore donne immédiatement ce résultat en agissant sur la dissolution d'acide sulfureux:

SO^ -f - ^ ( HO ) -h Cl = S0\ HO + Cl H .

Les métaux, à la température ordinaire, détruisent l'acide sulfureux dans les mêmes conditions; c'est ce qui arrive avec le potassium et le sodium. D'autres, facilement oxydables, ne le décomposent qu'à chaud : tels sont le fer, le zinc, etc. Il y a, dans tous les cas, formation d'oxydes et de sulfures. Nous terminerons en indiquant la préparation de l'acide sulfureux, qu'on peut avoir besoin de préparer dans quelques circonstances.

Par son contact avec l'oxygène de l'air, le soufre se transforme en gaz acide sulfureux. Ce procédé, qu'on emploie dans l'industrie, lorsqu'il s'agit de dégager des quantités considérables d'acide sulfureux, n'est pas celui dont on se sert dans les laboratoires.

Si l'on chauffe un mélange de i partie de soufre et de 5 parties de peroxyde de manganèse , l'oxygène mis en liberté se combine avec le soufre pour le brûler :

Si dans un flacon d'oxygène on place un fragment de soufre qu'on

la vapeur de soufre.

Au lieu d'oxyder le soufre, il est plus convenable de désoxygéner l'acide sulfurique. Sous l'influence de la chaleur, ce composé se dédouble en acide sulfureux d'une part, et oxygène de l'autre. Certains métaux agissent comme la chaleur ; avec le mercure et

2S4-MnO^= SO'^-hMnS.

Fi?: is

enflamme avec un miroir ardent, il disparaît complètement, et il n'y a pas de changement de volume. La fi^, 18 représente comment l'expérience est disposée. On conclut de là que l'acide sulfureux renferme un volume d'oxygène égal au sien. La condensation est donc exactement égale au volume de

no THOlSlEMi: LEÇON.

le cuivre , on a

'1 ( S0^ HO ) + Hg S0% lig 0 + 2 ( HO) + S0^ '1 ( S0% HO) + Cil - S0\ Cu 0 + 2 ( HO) 4- SO'-'. Si Ton disposel'appareil comme l'indique Vàfg, 19, il faut laver

Fi g. 19.

le gaz; sans cela, le produit serait souillé d'acide sulfurique entraîné mécaniquement. Il faut éviter l'emploi des métaux qui décomposent l'eau sous l'influence d'un acide, il se produirait de l'hydrogène, qui rendrait impur le gaz acide sulfureux. Le soufre et le charbon peuvent remplacer les métaux dans leur action sur l'acide sulfurique , ainsi qu'il résulte des formules suivantes :

i[^0\ HO)-hC-= 2(S0^)-^-2(H0)-hC0^ 2(S0^ HO) + S:= 2(S0'-")-+-^(H0)-f-S0^

La présence de l'acide carbonique n'a pas d'inconvénient pour la préparation des sulfites, car l'acide sulfureux, beaucoup plus soluble que lui, le chasse de la dissolution et décompose les carbonates qui tendraiîient à se former.

Acide sulfurique. — La dernière combinaison du soufre et de l'oxygène dont nous ayons à nous occuper, est l'acide sulfurique que nous connaissons déjà par quelques-unes de ses propriétés. L'acide sulfurique peut se présenter sous deux états bien différents ; dans l'un il est solide et anhydre , dans l'autre il est liquide

CHIMIE CÉRAiMIQUE. i,i et hydraté. C'est l'acide hydraté qu'il importe surtout de connaître; l'acide fumant ou de Nordhausen est un simple mélange de ces deux acides.

L'acide sulfurique anhydre est solide à la température ordinaire, îl est fusible à i5 degrés et bout entre 3o et 35 degrés; sa densité est égale à i ,97. Son avidité pour l'eau fait qu'il répand dans l'air humide d'épaisses fumées incolores, La densité de la vapeur est égale à 2,763. On l'obtient en chauffant doucement Tacide sulfurique de Nordhausen , ou mieux en chauffant convenablement le bisulfate anhydre de soude 1 ( SO^ ) Na 0. A la chaleur incandescente, , il se dédouble en oxygène et acide sulfureux , d'après l'équation

Son équivalent pèse 40 (16 -h 24). L'acide sulfurique anhydre se combine avec l'eau dans des proportions très-variées qui ont des points de congélation définis; mais de toutes ces combinaisons la plus importante est celle qui résulte de l'union d'un équivalent d'acide anhydre et d'un équivalent d'eau. C'est celle qu'on désigne sous le nom d'acide sulfurique monohydrnté , Liquide, d'une con- 'sistance huileuse il était connu dans le commerce sous le nom Aliuile de vitriol , parce qu'en môme temps qu'il était huileux, il s'obtenait par la distillation des sulfates qui portaient le nom générique de vitriols. A i5 degrés, sa densité est égale à i ,85; sous la pression de 0^,76, il bout à 325 degrés; à la température ordinaire, même dans le vide, la tension de sa vapeur est nulle; il devient solide à — 35 degrés. En raison de la haute température À laquelle il entre en vapeurs , il chasse de leurs combinaisons salines les acides plus volatils que lui; mais il est déplacé par l'acide phosphorique. C'est l'un des acides les plus énergiques que l'on connaisse ; il rougit fortement la teinture de tournesol même étendu de 1000 à 1200 fois son propre volume d'eau. L'acide sulîurique monohydraté est très-avide d'eau. La combinaison de ces leux corps s'opère avec un très-grand dégagement de chaleur ; iiissi convient-il de ne les mélanger qu'avec la plus grande pruience, en versant l'acide par petites parties au milieu du vase ^empli d'eau , en agitant vivement et en laissant refroidir quand a température s'élève. Lorsqu'on abandonne à l'air l'acide monolydraté, il absorbe une certaine quantité d'eau qui se trahit par

une augmentation de poids. Lorsqu'on a besoin d'acide sulfurique normal pour préparer les liqueurs titrées destinées à déterminer la richesse réelle des alcalis, on ramène, par une nouvelle distillation , l'acide dont le degré de concentration se trouve altéré. On opère à l'aide de l'appareil représenté fig. 20. On évite par

cette disposition les soubresauts qui rendent dangereuse la distillation de l'acide sulfurique ; on rejette les premières portions en mettant encore de côté les dernières parties qui passent dans le ballon.

Nous croyons inutile de présenter ici la fabrication de l'acide sulfurique et la théorie de cette préparation ; elle s'exerce sur une très-grande échelle et livre directement au commerce l'acide dont il peut avoir besoin. L'acide sulfurique monohydraté est formé de I équivalent de soufre , de i équivalent d'hydrogène et de 4 équivalents d'oxygène. Son équivalent est donc égal à 49(164-24 + 9)- L'oxygène et l'air ne l'altèrent pas.

L'hydrogène, le phosphore, le soufre, le carbone, le décomposent à l'aide d'une chaleur plus ou moins élevée; il en résulte de l'oxygène, qui s'unit au métalloïde, et de l'acide sulfureux; si le métalloïde est en excès, il peut y avoir décomposition de l'acide sulfureux et formation de sulfures.

Les métaux décomposent assez facilement l'acide sulfurique monohydraté , les uns à la température ordinaire , les autres à l'aide de la chaleur: il en résulte des sulfates, dans certains cas de l'acide sulfureux, qui se dégage, dans d'autres de l'hydrogène. Le potassmm , le sodium , le zinc , le fer, le manganèse , sont les seuls qui le décomposent à froid.

CHIMIE CÉRAMIQUE. ii3 Combinaison du soufre avec l'hydrogène. — Nous terminerons cette étude des composés du soufre par l'examen des propriétés principales de la combinaison qu'il forme avec l'hydrogène , c'està-dire l'acide sulfhydrique ou l'hydrogène sulfuré.

Acide sulfhydrique. — Le soufre et l'hydrogènône se combinent pas directement, mais il est facile d'obtenir une combinaison définie de ces deux corps correspondant à l'eau , c'est-à-dire au protoxyde d'hydrogène, en traitant certains sulfures métalliques par l'acide sulfurique étendu. En prenant du sulfure de fer, l'hydrogène remplace le fer dans la combinaison, comme l'indique la formule suivante :

FeS-f-SO\ H0-= S0^ FeO + HS.

La réaction s'opère à froid. On peut faire usage de l'appareil fig^ \ il est préférable de se servir de sulfure d'antimoine qu'on rencontre en grande abondance dans la nature ; on remplace l'acide sulfurique par l'acide chlorhydrique. L'acide sulfurique étendu n'attaquerait pas à froid le sulfure d'antimoine; il décomposerait à chaud l'acide sulfhydrique. La formule suivante permet d'expliquer ce qui se passe :

SbS^+3(ClH) SbCP-l-3(SH).

On dispose l'opération dans l'appareil représenté fig. ii. On la

Fig. 21.

conduit avec la plus grande lenteur; en lavant le gaz, on le débar-

ii4 TROISIÈME LEÇON.

rasse d'une plus ou moins grande quantité d'acide clilorhydrique : qu'il pourrait entraîner. Les sulfures terreux, qu'on se procure fa- j cilement en calcinant les sulfates de chaux ou de baryte avec du I charbon, peuvent remplacer le sulfure d'antimoine dans cette préparation.

L'acide sulfhydrique est un gaz fétide, incolore, présentant la saveur et l'odeur des œufs pourris. Sa densité est égale à 1,1912. Un litre de ce gaz pèse, par conséquent, i^',64o. Le poids de son équivalent est égal à 17(1+16), celui de l'hydrogène étant I. A la température ordinaire, sous la pression de 17 , à 18 atmosphères, il se liquéfie. Il se transforme alors en un liquide incolore, très-mobile, d'une densité égale à 10,9; un abaissement de température égal à — 80 degrés solidifie le gaz acide sulfhydrique : c'est alors un corps incolore , qui cristallise sous forme de prismes transparents.

La lumière est sans action sur l'acide sulfhydrique, la chaleur ^ rouge le décompose; il en est de même de l'étincelle électrique. ' 11 est impropre à la respiration et très-délétère.

L'oxygène le décompose avec détonation ; sous l'influence de la chaleur, il se forme de l'acide sulfureux et de l'eau. Si la combustion ne se fait pas en présence d'oxygène en excès, il y a dépôt de soufre. A la température ordinaire , lorsque les gaz sont secs , il n'y a pas d'action ; mais si les gaz sont humides , il y a dépôt de soufre. Dans d'autres circonstances, en présence de matières poreuses, avec l'intervention de l'oxygène ou de l'air qui se comporte dans le même sens, évidemment avec moins d'énergie, il se forme de l'acide sulfurique et de l'eau.

Le chlore, le brome, l'iode décomposent instantanément l'acide sulfhydrique; il se fait, si l'acide est en excès, des acides chlorhydrique , bromhydrique , iodhydrique , avec dépôt de soufre ; dans le cas contraire, on obtient des chlorure, bromure, iodure de soufre.

Le charbon absorbe à froid l'acide sulfhydrique et le décompose à chaud.

Les métaux décomposent l'acide sulfhydrique, se combinent avec le soufre et mettent l'hydrogène en liberté. Le mercure et l'argent en opèrent à froid la décomposition. C'est à cause de cette i raison que les métaux précieux sont les seuls dont on fasse usage

CHIMIE CftHAMIQUE. ii5

dans la décoration des poteries; car il existe dans l'air des quantités appréciables d'hydrogène sulfuré.

; L'eau dissout environ trois fois son volume d'acide sulfhydrique. Cette dissolution est très-employée dans les laboratoires pour l'analyse minérale, en raison des précipités colorés et caractéris-

I tiques qu'elle fait naître au sein des principales dissolutions métalliques.

L'acide sulfureux et l'acide sulfhydrique ne réagissent pas l'un I sur l'autre, lorsqu'ils sont absolument secs; mais ils se trans- ! forment en soufre et protoxyde d'hydrogène, quand ils sont humides, en vertu de la formule