II

pyrites concrètes, ont dû souvent se produire par voie humide; tous les cabinets de minéralogie en renferment des exemples nombreux et frappants. On les trouve souvent bien cristallisées dans les nodules de minerai de fer argileux ou dans les carbonates impurs du terrain houiller ; et, d après leur position géologique, elles ne peuvent certainement pas provenir de l'action ignée la plus faible. Il y a, d'ailleurs, des preuves de la formation du bisulfure dans les liquides : ainsi les restes d'une souris tombée accidentellement, et ayant séjourné depuis longtemps, dans une solution de sulfate de protoxyde de fer, s'étaient recouverts de petits cristaux de pyrite de fer; M. Bischof a cité plusieurs exemples récents de production de pyrite dans des circonstances semblables (1). Les solutions aqueuses des sulfates alcalins et terreux contenant un sel de fer se décomposent par l'action des matières organiques en putréfaction ; il se dépose du bisulfure de fer et il se dégage de l'hydrogène sulfuré.

Quand on soumet la pyrite de fer en vase clos à une chaleur rouge, le soufre se sublime, et le résidu, d'après Berzélius, consiste en pyrite magnétique (6FeS,FeS'); mais à une forte chaleur rouge elle se convertit en protosulfure; une température plus basse suffit dans un courant de gaz hydrogène pour produire ce résultat, quoique l'hydrogène sulfuré ne se forme alors qu'en très-petite quantité. Le soufre semble donc s'évaporer moins aisément dans sa propre vapeur que dans les autres gaz (2). Un courant de vapeur d'eau favorise, par la même raison, la mise en liberté de l'acide carbonique dans le carbonate de chaux chauffé en vase clos. On réduit la pyrite en protosulfure, quand on la chauffe jusqu'au rouge en mélange avec le carbone ; du bisulfure de carbone se dégage. Les acides azotique et chl oronitrique et l'acide sulfurique à chaud le dissolvent avec séparation de soufre; mais l'aoide

(1) Lehrbuch der Chem. u. Phys. Géologie, t. I, p. 917 et suIy.

(2) H. Rose, Pogg. Ann., t. V, p. 553.

chlorhydrique ou l'acide sulfurique dilué ne l'attaquent pas. Bisulfure de fer chauffé avec du ptvtoxyde de plomb. — On doit les résultats suivants à Berthier (1). 11 avait traité la pyrite de fer native par de la litharge :

Pyrite de fer . . . 10 10 10 10 10 40 Litharge 60 125 200 300 400 500

Ces mélanges se sont très-facilement fondus avec dégagement d'acide sulfureux extrêmement abondant.

N° 1. On retira comme produit un culot métallique sans scories et composé de deux parties : Tune, inférieure, la plus considérable, était du sous-sulfure de plomb; l'autre, semblable pour l'aspect à de la galène, mais magnétique, était essentiellement composée de sulfures de fer et de plomb, et contenait probablement aussi une petite quantité de ces métaux à Tétat d'oxyde.

NM 2 et 3. Scories vitreuses, opaques, noires, tachant les creusets en brun, avec plomb aigre à cassure grenue, d un gris foncé; dans le numéro 2, le plomb pesait 35 grammes, et 40 dans le numéro 3; ces plombs étaient imprégnés d'une petite quantité de scories et renfermaient de 0.8 à 1 .0 pour 100 de soufre, avec une petite quantité de fer.

N°* 4, 5 et 6. Les scories étaient vitreuses, transparentes, d'un beau rouge de résine, et les culots de plomb pesaient respectivement 45.4 gr., 54.8 gr. et 86 grammes.

Une plus forte proportion de litharge ne produisit pas plus de 86 grammes de plomb; ainsi, la désulfuration est complète quand la pyrite de fer est scorifiée avec cinquante fois son poids de litharge.

Pyrite magnétique. 6FeS,FeSf, ou SFeS^eV. — Elle est faiblement attirée par l'aimant, et souvent elle est elle-même magnétique : d'où lui vient son nom. Elle cristallise dans le

îl) Traité, 1. 1, p. 399.

système rhomboédrique. Elle est friable, d'un éclat métallique et de couleur bronzée. Sa pesanteur spécifique est de 4.6 ou 4.7. Dissoute dans les acides, elle abandonne un résidu de soufre. Elle est facilement fusible. On la rencontre en assez grande quantité à l'état naturel, quoique rarement cristallisée; elle est souvent imprégnée de nickel. D'après Berzélius, c'est ce composé qui, d'habitude, se produit artificiellement par la voie sèche. Ainsi, on peut le préparer en chauffant ensemble, à l'abri de l'air, un mélange intime de sesquioxyde de fer ou d'oxyde des battitures et de soufre, tant que l'acide sulfureux continue à s'échapper; ou bien, en chauffant du fer jusqu'à ce qu'il commence à jeter des étincelles, et en le touchant avec un canon de soufre ; alors le sulfure fondu coule de suite et peut se recueillir.

Oxysulfure supposé de fer. — Berzélius aannoncé que, lorsqu'on fond un mélange de sesquioxyde de fer et de soufre dans une cornue en verre, à une température au-dessous du rouge, suffisante néanmoins pour chasser le soufre en excès, l'acide sulfurique se dégage et il reste une poussière d'un brun-marron foncé. Cette poussière est très-attirable à l'aimant; elle s'enflamme quand elle est légèrement chauffée, brûle comme de l'amadou, et se dissout lentement dans les acides, en donnant naissance à un protosel de fer sans qu'il se dégage d'hydrogène sulfuré. Le même composé se forme en chauffant de la pyrite de fer (FeS1) en poudre grossière, dans des vases imparfaitement clos, de façon à en chasser le soufre; la masse grillée se combine, pendant le refroidissement, avec l'oxygène, et a très-peu de tendance à se dissoudre dans les acides, avec dégagement d'hydrogène sulfuré (1).

Sulfate de protoxyde de fer, couperose, ou vitriol vert. FeO,S03. — Ce sel, qu'on fabrique en grand, est sous plusieurs

(1) Traité, t. II, p. 689.

rapports très-intéressant pour le métallurgiste. Le sulfate de protr oxyde de fer cristallise avec plusieurs proportions d'eau. Le sel du commerce est en cristaux transparents, d'un vert pâle, qui appartiennent au système oblique prismatique ; ils ont pour formule FeO,S08+7HO. Il se fond, à une douce chaleur, dans son eau de cristallisation ; au-dessus de 280° C. il perd 6 équivalents d'eau, et devient anhydre à une température plus élevée, en formant, pourvu que l'air soit exclu, une poudre grenue, blanche, qui se dissout très-lentement dans l'eau. Chauffé plus fortement, il se décompose en dégageant de l'acide sulfureux et en donnant naissance à du sulfate de sesquioxyde, ainsi que l'indique l'équation suivante :

2(FeO,SO*) = FeK^SO'+SO1.

A une température encore plus élevée, tout l'acide sulfurique est expulsé de ce sulfate, en partie à l'état d'acide anhydre, et en partie, résolu en acide sulfureux et en oxygène ; il ne reste plus alors que du sesquioxyde de fer. Avant ce résultat final, il se formerait un sulfate basique de sesquioxyde de fer. On obtient l'acide sulfurique de Nordhausen en distillant ce sel dans des cornues en terre, après lui avoir préalablement enlevé environ 40 pour 100 de son eau de cristallisation ; les fumées qui s'échappent sont dues à l'acide sulfurique anhydre qu'il contient. On recueille cet acide dans des touries en poterie contenant de l'eau.

En Bohême, l'appareil distillatoire est construit exactement comme les anciens fourneaux de galère qui servent à la distillation du cinabre (1). Dans plusieurs fonderies d'Europe, la fabrication de l'acide sulfurique s'est faite pendant longtemps par ce procédé. Quand le vitriol vert est chauffé lentement à l'air, en agitant sans cesse, il se convertit en Fe*Os,2SO\ En chauffant doucement dans une cornue un mélange du sel

(1) Voir le Mémoire sur les fabriques d'acide sulfurique de Bohême, par M. L. Ville. Ann. dès Mines, 4» série, t XII, p. 569; 1847.

sec et de charbon de bois, il se dégage de l'acide sulfurique et de l'acide carbonique, dans la proportion de 78 volumes à 22, et le résidu est formé de sesquioxyde de fer exempt de sulfure (1). Le vitriol vert se dissout en 1.64 parties d'eau en poids, à 10* C; — en 1.43 à 15°; — en 0.87 à 24°; — en 0.66 à 33° ; — en 0.44 à 46°; — en 0.38 à 60°; — en 0.37 à 84° ; — en 0.27 à 90°; — et en 0.3 à 100° (2). La solution aqueuse est d'un vert pâle et rougit le papier de tournesol; l'acide sulfurique précipite le sel sous la forme d'une poudre cristalline blanche de la formule FeO,S08+ HO. Le fer métallique se réduit lentement quand on met dans un vase fermé renfermant dû zinc ou du calcium une solution aqueuse de ce sel ou de tout autre sel de protoxyde de fer (3). Dans une expérience de notre laboratoire, le fer réduit apparaissait à la surface d'une lame de zinc sous forme de petites masses rondes; on s'était servi, comme sel, du sulfate neutre de protoxyde de fer. M. Poumarède affirme que le zinc, à une température un peu supérieure, réduit partiellement les sels de protoxyde, en précipitant le fer avec sa couleur habituelle; la pesanteur spécifique est 7.84 (4). Quand on abandonne la solution à l'air libre, une pellicule jaune apparaît à la surface; l'oxygène est absorbé avec formation de sulfate soluble et de bisulfate jaune insoluble de sesquioxyde. Ce dernier, étant en suspension, rend la solution plus ou moins trouble et d'une couleur brun jaunâtre; mais par le repos, le sulfate basique se dépose , et la liqueur surnageant devient parfaitement transparente et d'une couleur rouge brun foncé. L'équation suivante explique la réaction :

iO(FeO,SO»)+05=2Fe,0,,SO+3(Fe10,,3SO»).

Par l'abandon à l'air, à la température ordinaire, les cris-

(1) Gay-Luuac, Gmelin, Handb., t. V, p. 238.

(2) Gmelin, Handb., t. V, p. 240.

(3) Fischer, Das Verhdltniss d. chemisch. Verwandschafl sur gatoanischm ElektriciUU. BêrliB, p. 441; 1880.

(4) Z, u. K.t Jahrpsb., p. 281; 1847.

taux s'effleurissent; blancs d'abord, ils acquièrent peu après une teinte brun de rouille à la surface, par suite de la formation d'un sulfate basique de sesquioxyde de fer; c'est le cas notamment quand ils se sont déposés dans une solution neutre, car la présence d'un excès d'acide paraît empêcher, ou du moins retarder l'oxydation. Une solution aqueuse de sulfate de protoxyde de fer absorbe l'oxyde nitrique (NO*), et fournit ,un liquide épais d'un brun verdfttre, où le gaz et l'acide sulfurique se trouvent dans le rapport de 1 à 4 équivalents. On obtient ce composé remarquable en petits cristaux bruns dont la formule est 4Fe0,S0*4-N0'. Tout l'oxydte nitrique se dégage dans le vide. On peut aussi le chasser à une forte chaleur, mais alors il éprouve une légère décomposition, et il se produit une proportion équivalente de sesquioxyde de fer. Si la solution saturée d'oxyde nitrique est exposée à l'action desséchante du chlorure de calcium solide, sous une cloche de verre pleine d'oxyde nitrique, il se forme un peu de sesquioxyde de fer aux dépens de l'oxygène de ce gaz.

On prépare facilement du vitriol vert en faisant dissoudre du fer métallique dans l'acide sulfurique dilué, en filtrant la solution bouillante, en évaporant et en faisant cristalliser; il convient que la solution soit acide. Dans quelques usines métallurgiques, on le fabrique en grand, comme produit accessoire, en faisant de l'hydrogène sulfuré au moyen de l'acide sulfurique dilué agissant sur du protosulfure de fer. Il résulte encore ou de l'oxydation spontanée d'un sulfure de fer à l'air humide, ou du grillage d'un sulfure à l'air libre, à une température relativement basse. 11 se rencontre quelquefois dans l'eau des anciennes mines de charbon, et l'on doit avoir soin de ne pas employer ces eaux dans les chaudières à vapeur, car elles corrodent le fer avec rapidité (i). On peut reconnaître immédiatement sa présence à sa saveur styptique. On consomme de grandes quantités de ce sel dans le commerce pour la

(1) Riley et autres observateurs.

teinture et pour la fabrication du colcothar. Il contient parfois des impuretés, telles que du manganèse, du zinc, du cuivre, de l'alumine, de la magnésie, de la chaux, etc., et il est souvent mélangé avec plus ou moins de sulfate de sesquioxyde de fer. On peut le séparer de ce dernier sel en faisant passer de l'hydrogène sulfuré dans la solution et en chauffant pour expulser ce gaz, puis en séparant le sulfure formé par la réduction du sesquioxyde, ou bien encore en le faisant bouillir simplement avec du fer métallique. Par l'addition d'une quantité suffisante d'alcool, le vitriol se dépose à l'état de poudre cristalline verdâtre, que l'on fait séchef rapidement après l'avoir lavée à l'alcool et que l'on peut ensuite garder intacte dans un flacon bien bouché; il contient 7 équivalents d'eau, et 20.143 pour 100 de fer. Nous avons continué à nous servir de ce sel ainsi préparé, pour faire les solutions normales avec lesquelles nous essayons les minerais de fer ; et nous avons constaté, après plusieurs années, que sa composition n'avait éprouvé aucun changement. On a encore affirmé que le vitriol vert était quelquefois imprégné d'acide arsénieux. L'arsenic et le cuivre sont complètement séparés par le fer métallique, et l'action s'accélère beaucoup par l'ébullition. Le sel du commerce a souvent une couleur verte herbacée, causée par la présence d'un sulfate de sesquioxyde.

Il n'y a pas moins de quatre hydrates, outre la variété commune ou heptahydratée , mais nous nous bornerons à examiner trois de ces variétés. On obtient un sel à un équivalent d'eau en chauffant dans le vide du vitriol vert à 140° C. Le deuxième, à trois équivalents d'eau, se forme par l'évaporation à 80° C. d'une solution de vitriol vert contenant un excès considérable d'acide sulfurique, jusqu'à ce qu'il apparaisse une croûte blanche, qui est l'hydrate en question. Le troisième, avec quatre équivalents d'eau, se produit en cristaux d'un vert de chrysoprase, en évaporant à 80° C. une solution de vitriol vert exempt de tout excès d'acide sulfurique.

Les doubles sels des formules KO,SOs+FeO,SOs + 6HO et NH40,S08 + FeO, S03+6HO ont déjà été décrits. Ils résultent de l'évaporation dune solution aqueuse de vitriol vert, et respectivement, de sulfate de potasse ou d ammoniaque; ils sont presque incolores, et ils ont la même forme cristalline que les composés analogues de magnésie, d'oxyde de zinc, et que les protoxydes de manganèse, de nickel et de cobalt.

Les sels des formules FeO,SO' (sulfite), FeO,S*08 (hyposulfate ou dithionate), FeOjS'O1 (hyposulfite ou dithionite) FeO, S408 (tetrathionate) ont été également décrits; les sulfite et dithionite sont formés à équivalents égaux par l'action de l'acide sulfureux dissous dans l'eau sur de la limaille de fer (1).

Tersulfate neutre, ou sulfate de sesquioxyde de FER.Fe'O8, 3SO*. — M. Ulrich a décrit le sel anhydre qu'il avait recueilli danrf les fabriques d'acide sulfurique d'Oker, du Harz, à l'état de fragments brillants déposés par le repos de l'acide, en vidant l'acide concentré des alambics de platine. Le dépôt consistait en menus cristaux d'une couleur pêche pâle, sous forme d'octaèdres rhomboïdaux tronqués ; les plus grands n'avaient pas plus de (T.OOl de diamètre. Le sel, presque insoluble dans l'eau, se dissolvait à peine dans l'acide chlorhydrique. L'ammoniaque le décomposait instantanément, avec séparation de sesquioxyde hydraté de fer; il se changeait avec le temps, après avoir absorbé l'eau atmosphérique, en une poussière jaune tendre (2). On le rencontre en couches près de Copiapo, dans le Coquimbo, dans des roches feldspathiques et près de Calama, en Bolivie. Il est massif ou cristallisé dans le système rhomboédrique; sa formule est Fe'O'^SO'+QHO. On le prépare en faisant bouillir 2 équivalents de sulfate de protoxyde de fer aveo 1 équivalent d'acide sulfurique, et en ajoutant de l'acide azotique en petites quantités, jusqu'à ce qu'il ne se dégage plus de

(1) Berzélios, Traité, t. III, p. 572.

(?) Berg. u. hiitUnm. Zeit, t. XVIII, p. 219; 1859.

gaz. On le prépare encore directement, en mêlant de l'acide sulfurique concentré et du sesquioxyde de fer et en les agitant bien ensemble ; il se développe beaucoup de chaleur, et en élevant davantage la température on chasse l'excès d'acide. Il se dissout dans l'eau et donne une solution rouge qui produit par 1 evaporation un résidu déliquescent d'un jaune pâle. A cet état, il contient presque toujours, d'après Berzélius, un excès d'acide provenant, en .premier lieu, de la saturation incomplète par l'oxyde de fer. En chauffant doucement le résidu jusque vers le rouge, l'acide libre est chassé, et le sel neutre reste à l'état de poussière blanche qui se dissout très-lentement dans l'eau. La solution rougit le tournesol; elle est couleur orange, et devient par 1 evaporation un sirop jaune rougeâtre, qui se dissout dans l'alcool. Une solution aqueuse diluée se trouble par l'ébullition; une solution concentrée ne se trouble pas. Plus elle est étendue d'eau, plus le trouble est considérable et plus basse est la température nécessaire à sa production; du sulfate tribasique se précipite. Le sel neutre est insoluble dans l'acide sulfurique concentré ; il se change par l'action de l'hydrogène sulfuré en sulfate de protoxyde, en mettant en liberté de l'acide sulfurique et du soufre qui se dépose. Il se dégage de l'hydrogène quand on fait digérertde la limaille de fer dans une solution saline et neutre et il se forme du sulfate de protoxyde de fer, en même temps qu'il se précipite un sulfate basique de sesquioxyde. 11 convient mieux qu'aucun autre sel à la fabrication de l'acide sulfurique anhydre par distillation sèche. Une solution de ce sel à froid ou à chaud dissout la plupart des métaux, surtout quand elle tient de l'acide libre, en leur fournissant de l'oxygène et en se réduisant en sulfate de protoxyde; il se forme, par suite, des sulfates de ces métaux. L'argent et tous les autres métaux qui ont plus d'affinité que lui pour l'oxygène, se dissolvent dans ce liquide (1).

(t) Bmélius, Traité, t. 111, p. 585.

Une solution de sulfate neutre de sesquioxyde de fer décompose le chlorure de sodium à 60° C, en mettant l'acide chlorhydrique en liberté ; d un mélange de ce sel sec avec du chlorure de sodium, suffisamment chauffé àl'air, il se dégage du chlore et il reste du sulfate de soude et du sesquioxyde de fer. Les sulfates de sesquioxyde de fer, dont les formules suivent, ont été décrits :

i. Fe*08,2SO', ou 2(Fe,08,3SOs)+Fe,Os. Bisulfate de sesquioxyde de fer (Gmelin).

2. 2Fe808,3S08,ouFe,08,3S08-fFe*08. Sesqui-sulfate de sesquioxyde de fer. On assigne cette formule, avec l'addition de 8HO, au minéral du Chili que M. Prideaux a nommé fibro- ferrite et analysé le premier (1 ) . Il consiste en fibres délicates, soyeuses, parallèles Tune à l'autre; il est d'une couleur pâle verdàtre ; c'est un très-joli minéral.

3. Fe*08,S08, ou Fe*O8,3S08+2FeK)8. Monosulfate de sesquioxyde de fer (Gmelin), et sulfate biferrique (Berzélius). 11 contient 3 équivalents d'eau. Suivant M. Soubeiran, il se dépose à l'état de poussière d'un rouge jaunâtre clair, en chauffant une solution aqueuse de sulfate neutre de sesquioxyde (Fe'O'^SO3) à laquelle on ajoute du carbonate de potasse, tant que le précipité se redissout.

4. 2Fe,03,S08, ou FéHP,3SO*+5FeW. Sesquioxyde de fer bibasique ou sous-sulfate de sesquioxyde de fer (Gmelin), et sulfate quintiferrique (Berzélius). Selon Berzélius, c'est le dépôt, couleur de rouille, qui se forme lorsqu'une solution aqueuse de vitriol vert a été abandonnée h l'air; mais M. Wittstein affirme que c'est une erreur et que le sel formé par l'action de l'air sur une solution de vitriol vert a la formule 2Fe*08,3S03-r- 8HO (2). Le vrai sel se dépose sous forme d'une substance rouge, floconneuse et tant soit peu gélatineuse, en précipitant incomplètement par l'ammoniaque une solution de sulfate neutre ou de sesquioxyde. Quand il est hydraté, il contient 6 équivalents d'eau.

5. 3Fe*08,S08, ou FeW^SC^-MFeK)8. Sesquioxyde de fer tribasique ou trisulfate de sesquioxyde de fer (Gmelin) et sulfate octaferrique (Berzélius). Il se dépose en faisant bouillir une solution aqueuse diluée de sulfate de sesquioxyde neutre (Fe*03,3S08). Il est de couleur rouge et ressemble au sesquioxyde de fer; mais il acquiert en séchant une couleur d'ocre jaune. Sa formule est, d'après M. Scheerer, 2(3Fe*08,S08)-+-9HO. .

6. 4Fe,03>S03, ou FeW^SOM-liFeH)8. Sulfate quadrobasique de sesquioxyde de fer (Gmelin). L'existence de ce sel, admise sur l'autorité d' Anthon, mérite d'être confirmée.

7. ÔFeK^SO8, ouFeî08,3S08-f-17Fe*08. Sulfate sexbasique de sesquioxyde de fer (Gmelin). Ce sel résulte de l'action du temps sur la pyrite de fer dans

(1) PhiL Mag., t. XVIII, p. 397; 1841.

(2) Gmelin, t. V, p. 242.

les schistes alunifôres ; on le représente comme étant d'un brun foncé, massif, d'un éclat graisseux, produisant une poussière d'un jaune brunâtre, insoluble dans l'eau, mais lentement soluble dans l'acide chlorhydriquo à chaud. M. Scheerer lui assigne la formule suivante: 2(7FetO',SO,H-UHO(l).

On remarquera que l'excès des équivalents de base, sur ceux nécessaires pour former Fe'O'^SO*, augmente depuis le n° 3 inclusivement, dans les rapports suivants : 2, 5, 8, 11, 17 ; le rapport exprimé par 14 manque.

Pour les sels des formules indiquées ci-dessous, le lecteur devra consulter Berzélius :

FeOjSOM-FeW^SO* se forme lorsque le vitriol vert est exposé à l'air, jusqu'à ce que le sulfate basique ocreux de sesquioxyde de fer cesse de se produire.

3FeO,S08+2(FeK)S3SO*)+4HO. Ce sel fut découvert par M. Abich : il cristallise dans le système cubique. Quoique ce composé n'ait pas de rapport immédiat avec la métallurgie du fer, il offre quelques points intéressants qui nous engagent à décrire son mode de préparation. On dissout dans l'eau 46 parties en poids de cristaux de vitriol vert, de manière à former une solution concentrée ; on la mélange à poids égal avec de l'acide sulfurique concentré et on chauffe jusqu'au point d'ébullition ; on y ajoute 1 partie d'acide azotique ordinaire, et une solution concentrée contenant 5 ou 6 parties d'alun, puis on évapore le tout au bain-marie, à une température qui ne dépasse pas 70° G. Il se dépose pendant l'évaporation une poussière cristalline d'un brun foncé qui, dès que l'eau mère a été bien égouttée, est dissoute dans de l'eau fortement acidulée par de l'acide sulfurique. On fait lentement évaporer cette solution, et des cristaux de couleur foncée se forment en partie au fond, en partie à la surface, puis s'agglomèrent en formant croûte et descendent peu à peu au fond. Ces cristaux appartiennent à un système mixte tenant du cube et de l'octaèdre. Afin de les débarrasser de leur eau, on les lave à l'alcool concentré et on les sèche rapidement. Ils ont une couleur gris foncé approchant du noir : leurs facettes ont presque l'éclat du diamant. On peut les conserver à l'air sec dans un flacon bien bouché. M. Abich assure que ce sel ne se produit qu'à la condition qu'une petite quantité de sesquioxyde de fer soit remplacée par de l'alumine. Si l'évaporation de la solution acide s'opère trop rapidement, le sel se sépare en lamelles cristallines avec une moindre proportion d'eau ; mais, ce qui est singulier, l'addition de sulfate de cuivre dans la proportion de i/10e du poids du vitriol vert employé, empoche cette séparation, quoiqu'il n'entre pas de cuivre dans les cristaux du sel. M. Barroswill a obtenu ce sel d'un bleu foncé par le procédé suivant : on divise une solution saturée de

(1) Gmelin, Handb , t. V, p 241.

FBR ET SOUFRE. 77

vitriol vert en volumes de 4/7 et 3/7. On fait bouillir la première quantité avec de l'acide sulfurique et de l'acide azotique, de manière à la changer en sulfate de sesquioxyde de fer, et on la mélange ensuite avec les 3/7 restants de la solution primitive. On ajoute à ce mélange de l'acide sulfurique concentré, par petites quantités, et à des intervalles suffisants pour que la température ne s'élève pas sensiblement, jusqu'à ce que tout le sel de fer ait été précipité. Le précipité a presque la couleur du bleu de Prusse ; on le prive de toute humidité sur une brique sèche. A cet état, il se dissout dans l'eau pure, en perdant sa couleur bleue (1).

FeO,SOM-6(FeK)s,3S08)-H OHO.

Fe*05, 3SOs. Suivant Berzélius, il se produit par la dissolution du sesquioxyde de fer hydraté dans l'acide sulfureux.

Berzélius a décrit encore un sel curieux de la formule 3FeO,2S08 + 3(Fel03,2SOs) + 36HO, rencontré sous la forme de grandes stalactites dans les mines de cuivre de Fahlun. Il est en petits cristaux rouges , transparents , mélangés de sulfate de magnésie ; il est soluble dans l'eau.

Il existe aussi divers sels doubles qui offrent beaucoup d'intérêt au point de vue scientifique. Nous nous sommes beaucoup étendu sur les sulfates de fer, parce qu'il est utile de les connaître afin de se rendre compte de certaines branches.spéciales de la métallurgie dont nous aurons à nous occuper plus loin.