jeanflop/post-ocr-correction huggingface dataset:
fait fondre ensemble, à une bonne chaleur, 75,9 parties de métaphosphate de soude avec 100 parties de pyrophosphate de la même base, pulvérisé le produit après refroidissement et dissous la poudre dans l'eau bouillante, l'auteur a obtenu une solution concentrée qui s'est précipitée en une masse cristalline lorsqu'on l'a laissée refroidir sur de l'acide sulfurique. Les cristaux sont inaltérables à l'air; ils perdent à la calcination 40,58 d'eau; toute leur eau peut leur être enlevée lorsqu'ils restent exposés pendant un temps suffisant sur l'acide sulfurique. Leur formule est donc bien La solution aqueuse du sel de soude possède une réaction
La solution aqueuse du sel de soude possède une réaction alcaline qu'elle ne perd pas par une exposition de plusieurs jours à la température du bain-marie. Une ébullition d'une demi-heure a suffi pour lui donner une réaction acide. Le sel d'argent obtenu par l'action d'un excès d'azotate d'argent sur la solution aqueuse du sel de soude se décompose par le lavage. Sur les combinaisons du soufre avec les métaux des terres alcalines, par M. E. Strecker (3). D'après Berzelius, lorsqu'on fait passer du sulfure de carbone sur de la baryte chauffée au rouge, cette dernière se transforme avec ignition en
chauffée au rouge, cette dernière se transforme avec ignition en sulfure de barium et carbonate de baryte. En continuant l'opération et en élevant suffisamment la température, on parvient à décomposer aussi le carbonate de baryte produit, et on obtient finalement du monosulfure de barium avec dégagement d'oxyde de carbone et de vapeur de soufre. M. Schön, ayant tenté de réaliser cette expérience avec les carbonates de baryte, de strontium et de chaux, n'a pas remarqué de décomposition sensible de ces corps, lorsqu'il a fait agir sur eux, au rouge, la vapeur de sulfure de carbone pur. La décomposition a été
vapeur de sulfure de carbone pur. La décomposition a été au contraire facile lorsque le sulfure de carbone était accompagné d'acide carbonique, d'hydrogène, ou d'hydrogène sulfuré. Ce fait s'explique sans peine, puisque les gaz en question décomposent le sulfure de carbone en mettant du soufre en liberté ou bien en donnant naissance à de l'hydrogène sulfuré. Dans l'action de l'hydrogène sur le sulfure de carbone, au rouge, l'auteur a constaté la production d'un gaz doué (3) On peut regarder ce sel comme un polyphosphate H4P2O7 appartenant au type condensé H2O4. C. F. (3) Poggendorf's Annalen der Physik und Chemie, T.
C. F. (3) Poggendorf's Annalen der Physik und Chemie, T. cvi, p. 193. 1861. Pour transformer complètement le carbonate de baryte en sulfure de barium, il est nécessaire d'employer le sulfure de carbone en excès relativement à l'acide carbonique. Le sulfure de barium s'obtient à l'état de pureté lorsqu'on fond ensemble, à une température ne dépassant pas 360°, 2 parties de monosulfure et 1 partie de soufre. Ce corps se présente sous forme d'une masse fritée, d'un jaune verdâtre, fusible vers 400°, et perdant du soufre lorsqu'on le chauffe à une température plus élevée. Il est soluble dans l'eau. La
une température plus élevée. Il est soluble dans l'eau. La solution s'oxyde rapidement à l'air avec formation d'hyposulfite de baryum. Lorsqu'on la fait évaporer dans le vide, elle laisse déposer des cristaux qui constituent trois combinaisons différentes. La première est l'hydrate de monosulfure de barium décrit par M. H. Rose, et qui forme des prismes hexagonaux blancs, transparents, très-surbaissés, clivables parallèlement à la base. Cet hydrate renferme BaS•6H2O. Les cristaux d'une certaine dimension peuvent être conservés à l'air pendant quelque temps. Lorsqu'on soumet ce corps à la distillation sèche, on voit se dégager une partie de l'eau de cristallisation, pendant
voit se dégager une partie de l'eau de cristallisation, pendant qu'une autre partie réagit sur le sulfure et donne lieu à un dégagement d'hydrogène sulfuré et à la formation d'une certaine quantité de sulfate de baryte. La seconde combinaison se présente en gros cristaux d'un jaune orangé, appartenant au type du prisme rhomboidal oblique (Angles faces M sur M = 81°, T sur P = 90°), très altérables à l'air, donnant avec l'eau une solution limpide qui se trouble bientôt. L'acide chlorhydrique produit, dans la solution, un dépôt de soufre, en même temps qu'un dégagement d'hydrogène sulfuré. L'auteur attribue à
en même temps qu'un dégagement d'hydrogène sulfuré. L'auteur attribue à ces cristaux la formule Ils n'ont pas pris naissance, comme on pouvait l'attendre, lorsqu'on a dissous dans du monosulfure de barium environ 1 équivalent de soufre et qu'on a évaporé la liqueur. Dans ces conditions, il ne s'est produit que le monosulfure et le tétrasulfure. Le tétrasulfure de barium se dépose dans la solution du trisulfure sous forme de mamelons cristallins d'un rouge orange ressemblant à des fraises. Sa composition est exprimée par la formule BaS4O4. En le dissolvant et en évaporant la solution avec précaution dans le vide, on
en évaporant la solution avec précaution dans le vide, on peut l'obtenir en beaux cristaux appartenant au type du prisme rhomboïdal droit. (Angles faces M sur M = 77° 34', M sur b = 142° 30'.) Les mêmes cristaux prennent naissance lorsqu'on évapore une solution de monosulfure de barium saturée de soufre. L'alcool les précipite de leur dissolution aqueuse. La distillation sèche les décompose à l'état, ils abandonnent du soufre; vers 200° seulement, de l'hydrogène sulfuré et de l'eau. Pestale de barium. Une solution de monosulfure de barium saturée à chaud de soufre laisse déposer, par le refroidissement, du soufre
chaud de soufre laisse déposer, par le refroidissement, du soufre octaédrique. Lorsqu'on évapore la liqueur dans le vide, on obtient des cristaux de soufre et de tétrasulfure. La solution froide renferme exactement 5 équivalents de soufre pour 1 équivalent de barium; chaud, il se dissout une proportion de soufre un peu plus grande. L'auteur admet que la liqueur contient du pentasulfure de barium, corps très instable, ne pouvant exister qu'en dissolution et se scindant, par la simple évaporation, en soufre et tétrasulfure. Sur la composition de l'entremets M2S, par M. A. D. BAGGENHEIM (i) Analyse de quatre échantillons d'outremer (U)
A. D. BAGGENHEIM (i) Analyse de quatre échantillons d'outremer (U) (3) (4) Alumine 28,82 29,32 25,88 26,79 Silice 38,89 37,64 37,96 36,77 Sodium 16,09 14,14 18,74 17,66 Soude 3,11 3,83 4,37 3,20 Soufre (a) 2,08 2,00 2,38 2,22 Soufre (b) 7,58 8,21 10,00 9,07 Hébridumhydrochlorique 2,50 4,31 0,94 3,79 09,40 39,5 100,27 99,5 Le soufre (a) est celui qui se dégage en état d'hydrogène sulfuré lorsqu'on traite l'outremer par un acide. Les analyses précédentes s'accordent assez bien avec la formule proposée par M. Breunlin, qui garde l'outremer comme la combinaison d'un silicate voisin, par sa composition, de la néphéline avec
d'un silicate voisin, par sa composition, de la néphéline avec du pentasulfure de sodium [2Na2O·SiO2 + 2AP2O5·SiO2] + Na2S5. D'après les réactions de l'outremer et d'après son mode de production, on ne peut pas admettre avec M. Willkens qu'une partie du soufre s'y trouve contenu à l'état d'hyposulfite de soude. La transformation de l'outremer vert en outremer bleu, par l'action des oxydants et des chlorurants, conduit à la même conclusion. Lorsqu'on fait passer du chlore sur de l'outremer vert doucement chauffé, celui-ci se transforme en outremer bleu sans qu'il se forme du chlorure de soufre. Il se produit du chlorure
forme du chlorure de soufre. Il se produit du chlorure de sodium qui peut être enlevé par le lavage. Un excès de chlore ne détruit pas la couleur bleue. Par contre, un courant d'hydrogène passant à chaud sur de l'outremer bleu lui enlève sa couleur; il se dégage en même temps de l'hydrogène sulfuré. Sur quelques nouvelles compositions de cérium, par M. J. L. TIBBALS. MME (2). Les divers sels étudiés par l'auteur ont été préparés à l'aide de l'oxyde céroso-cérique, qu'il a obtenu en traitant la cérite de Suède par le procédé de M. Holzmanu, que nous avons décrit
par le procédé de M. Holzmanu, que nous avons décrit précédemment (3). L'oxyde céroso-cérique, sec et en poudre, lorsqu'on le projette dans une atmosphère de gaz hydrogène sulfuré, s'enflamme au point d'enflammer le gaz et se transforme en un mélange de protoxyde et de sulfure de cerium. Cette réaction est si énergique qu'un tube rempli d'oxyde céroso-cérique ne laisse passer un courant d'hydrogène sulfuré qu'après la décomposition complète de l'oxyde. La proportion de sulfure de cerium formée n'est toutefois pas constante. Le mélange de protoxyde et de sulfure de cerium, qui prend naissance par l'action de l'hydrogène sulfuré sur l'oxyde
qui prend naissance par l'action de l'hydrogène sulfuré sur l'oxyde céroso-cérique, éprouve une transformation inverse lorsqu'on le met en présence de l'oxygène. Si la matière est en poudre fine, il se produit une vive ignition, et dans tous les cas, il se forme de l'oxyde céroso-cérique, avec dégagement d'acide sulfurique. La réaction a lieu même en présence de l'eau. (1) Annalen der Chemie und Pharmacie, T. xcix, p. 21. 2) Journal /'Mfpc/tMc/(e Chemie, T. umm, p. 129. 1861. N° 3 et 4. (3) Répertoire Chimie p. T. i, p. 261. Lorsqu'on dissout dans l'acide sulfurique l'oxyde céroso-cérique, on obtient un
Lorsqu'on dissout dans l'acide sulfurique l'oxyde céroso-cérique, on obtient un liquide d'un jaune rougeâtre, possédant des propriétés oxydantes très énergiques et capable de transformer instantanément, même dans les solutions les plus étendues, le protoxyde de fer en peroxyde, le ferrocyanure de potassium en ferricyanure, et de mettre en liberté l'iode de l'iodure de potassium. Cette liqueur pourra trouver un emploi dans l'analyse volumétrique, d'autant plus qu'elle garde son titre mieux que les solutions de permanganate de potasse. Il faut seulement avoir soin d'empêcher, par l'addition d'une quantité suffisante d'acide, la formation d'un sel basique. Mure céreux. L'oxyde céroso-cérique desséché se
formation d'un sel basique. Mure céreux. L'oxyde céroso-cérique desséché se dissout facilement dans l'acide iodhydrique avec mise en liberté d'une certaine quantité d'iode. Si l'on transforme cet iode en acide iodhydrique au moyen d'un courant d'hydrogène sulfuré, et si l'on évapore la liqueur en présence d'un excès d'oxyde et en maintenant le courant de gaz, on obtient une solution d'iodure céreux parfaitement incolore, brunissant à l'air, mais donnant, sur l'acide sulfurique, des cristaux minces, incolores et transparents, qui attirent l'humidité de l'air et se transforment en un liquide brun. Ce sel a donné à l'analyse des nombres s'accordant avec la
sel a donné à l'analyse des nombres s'accordant avec la formule Cet + 6H2O. Chlorure céreux. En traitant l'oxyde céroso-cérique par un mélange d'acide chlorhydrique et d'acide ferrocyanhydrique, on a obtenu un sel incolore et d'une forme cristalline différente de celle du sel préparé par simple dissolution de l'oxyde salin dans l'acide chlorhydrique. La composition de ce chlorure est exprimée par la formule 2CeCl2 + 9H2O. Le sulfate donne, avec le ferrocyanure de potassium, un précipité blanc qui bleuit légèrement à l'air. Ce précipité devient pyrophorique lorsqu'on le dessèche, et brûle à l'air en laissant un résidu de peroxyde de
brûle à l'air en laissant un résidu de peroxyde de fer et d'oxyde céroso-cérique. Azotate céreux. Lorsqu'on dissout de l'oxyde céroso-cérique dans l'acide azotique, en présence de substances réductrices, comme l'alcool, on obtient après filtration une liqueur incolore qui, évaporée jusqu'à consistance sirupeuse, se prend, par le refroidissement, en une masse cristalline déliquescente, d'une légère couleur rosée. Séchée sur l'acide sulfurique et sur le chlorure de calcium, elle renferme CeO, AzN5 + 4H2O. (I) L'auteur a admis pour l'équivalent du cérium la valeur Ce = 46, H = 1. Azotate céreux-potassique. En concentrant une liqueur renfermant à la fois de
céreux-potassique. En concentrant une liqueur renfermant à la fois de l'azotate de potasse et de l'azotate céreux, on voit se former de petits cristaux brillants qui contiennent à la fois du cérium et du potassium, mais dont la composition n'est pas constante. Azotate ferrureux est équivalent. En dissolvant, en présence de l'alcool, équivalents égaux d'oxyde céroso-cérique et de magnésie dans de l'acide azotique, on obtient un sel double, d'une légère couleur rose, très soluble dans l'eau et dans l'alcool. Il se présente en gros cristaux perdant une partie de leur eau à 110° et le reste à 200°, et fondant
eau à 110° et le reste à 200°, et fondant alors en une masse vitreuse. Sa composition est exprimée par la formule Azotate céroso-magnésique CeO, AzN3(MnO, AzN3) + 8H2O. Ce sel peut être obtenu en très beaux cristaux d'un rose tendre. Les azotates doubles, formés avec le protoxyde de cobalt, le protoxyde de fer et l'oxyde de zinc, possèdent une composition analogue à celle des deux sels précédents, et cristallisent comme eux en tables hexagonales régulières; ils renferment la même quantité d'eau de cristallisation. Le premier ne peut être obtenu cristallisé que par évaporation sur l'acide sulfurique; ses cristaux sont
cristallisé que par évaporation sur l'acide sulfurique; ses cristaux sont bruns, ou rouge de rubis lorsqu'ils sont de petite dimension. Ils sont déliquescents à l'air, et efflorescents sur l'acide sulfurique. Les deux derniers azotates cristallisent au contraire facilement en beaux cristaux vert émeraude, pour le sel de nickel, et entièrement incolores pour le sel de zinc. Les solutions de ces azotates doubles présentent à un haut degré le phénomène de la sursaturation. L'auteur a préparé encore le platino-cyanure cérévulureux, pour lequel il a trouvé des résultats qui s'accordent avec ceux déjà publiés par M. Gudnowitz (1). L'acétate céreux CeO, +
déjà publiés par M. Gudnowitz (1). L'acétate céreux CeO, + HO, préparé avec l'acétate de baryte et le sulfate céreux, cristallise par évaporation en petites aiguilles rayonnées. Il est moins soluble dans l'eau à chaud qu'à froid; 100 centimètres cubes d'une solution saturée à 27°,6 renferment 2Cg,15 du sel hydraté, 100 centimètres cubes d'une solution saturée à 95° n'en renferment plus que 17~,86. Acétate céroso-cérétique. Le sulfate céroso-cérique, décomposé complètement par une solution d'acétate de baryte, fournit une liqueur jaune qui peut être évaporée jusqu'à un certain degré de concentration sans que l'acide acétique réduise l'oxyde céroso-cérique; une fois ce
sans que l'acide acétique réduise l'oxyde céroso-cérique; une fois ce degré dépassé, l'oxyde se réduit et la liqueur devient incolore. Sur l'oxyde éthéré magnétique, par M. A. Ceuther (2). M. Wöhler a publié, il y a quelque temps, des observations intéressantes sur un oxyde de chrome magnétique (3) qui prend naissance lorsqu'on fait passer des vapeurs d'acide chlorochromique dans un tube chauffé un peu au-dessous de la température rouge. Ce produit formait des croûtes amorphes, noires, brunes par transparence dans les parties minces. M. Ceuther est parvenu à l'obtenir en cristaux se distinguant par leur couleur violacée du sesquioxyde de
cristaux se distinguant par leur couleur violacée du sesquioxyde de chrome ordinaire. Il a suffi pour cela de bien ménager la température; dans les endroits trop fortement chauffés, il se forme aussi du sesquioxyde de chrome, et dans ceux où la température est restée trop basse, on trouve une masse noire ou brune renfermant une certaine quantité d'acide chromique. Les croûtes cristallines, qui possèdent un vif éclat et des reflets violacés, se distinguent par une forte action sur l'aiguille aimantée. En les séparant aussi bien que possible du sesquioxyde de chrome, soit par triage, soit par lévigation, soit au moyen
chrome, soit par triage, soit par lévigation, soit au moyen du barreau aimanté, on a obtenu des substances qui, chauffées fortement à l'air, ont éprouvé une perte s'élevant de 5 à 6,5 de leur poids, et se sont transformées en oxyde vert non magnétique. L'oxyde magnétique renferme donc plus d'oxygène que le sesquioxyde, et d'après les pertes de poids constatées, on pourrait lui attribuer la formule CrO. (1) Hepzete de Chimie p. T. i, p. 317. (2) Repertoir Chimie p. T. i, p. 261. Lorsqu'on a fait passer au rouge sombre de l'oxygène sur du sesquioxyde ou de l'hydrate de
sombre de l'oxygène sur du sesquioxyde ou de l'hydrate de sesquioxyde, on n'a obtenu qu'un résultat douteux, quoiqu'il semble y avoir eu fixation d'oxygène. En chauffant dans les mêmes conditions de l'acide chromique pur, on a produit une masse noire ayant une certaine action sur le barreau aimanté. L'oxyde magnétique cristallisé est un corps très-stable; en cristaux il est très-difficilement transformé complètement par la catéchisation en oxyde vert. Sa poudre est noire. Il est insoluble dans tous les acides, même dans un mélange d'acides fluorhydrique et azotique. Les alcalis caustiques neutralisent lentement le décomposent lentement en acide chromique et oxyde
neutralisent lentement le décomposent lentement en acide chromique et oxyde de chrome. Cette transformation est rapide avec les hydrates alcalins en fusion. La densité de l'oxyde magnétique est de 4,0; elle est intermédiaire entre celle de l'acide chromique et celle du sesquioxyde de chrome. On n'est pas parvenu à déterminer sa forme cristalline, qui paraît être un prisme à base trouvée. Dans le cours de ses recherches, l'auteur a observé les deux faits suivants: le chlorure de chrome violet, chauffé avec de l'acide chromique, réagit sur ce dernier en donnant naissance à du sesquioxyde de chrome et à de l'acide
naissance à du sesquioxyde de chrome et à de l'acide chlorochromique. Le chlorure de chrome violet, introduit dans du bichromate de potasse en fusion, s'y dissout tranquillement; il ne se dégage du chlore que lorsqu'on élève la température. Dans la masse refroidie, on trouve de l'oxyde vert de chrome, et la combinaison connue d'acide chlorochromique avec le chromate de potasse neutre (chromate de chlorure de potassium). Cette dernière cristallise après le dépôt de bichromate de potasse dans la liqueur, qu'on obtient en reprenant la masse par de l'eau acidulée avec de l'acide acétique. La réaction peut être représentée par l'équation
de l'acide acétique. La réaction peut être représentée par l'équation suivante: Soir! ca procède de préparation et de dosage de l'acide molybdique par M. A. DE WITM (1). L'auteur a étudié les divers procédés proposés pour la préparation de l'acide molybdique et pour son dosage. La méthode de préparation à laquelle il donne la préférence est celle indiquée par M. Elbers (2), et qui consiste à traiter le plomb molybdaté, en poudre fine, par 1,25 fois son poids d'acide sulfurique concentré, en chauffant le mélange jusque vers le point d'ébullition de l'acide. Lorsque la réaction est terminée, on mélange avec
de l'acide. Lorsque la réaction est terminée, on mélange avec précaution la masse encore chaude avec de l'eau; il se produit un dépôt de sulfate de plomb, qui doit être d'un blanc pur lorsque l'action de l'acide sulfurique sur le molybdate de plomb a été épuisée. La liqueur surnageante, d'une couleur bleue, renferme l'acide molybdique et un oxyde intermédiaire du molybdène. On l'évapore avec addition d'une certaine quantité d'acide azotique. L'acide molybdique qui se dépose en croutes, et qu'on lave avec de l'eau acidulée par l'acide azotique, n'est pas encore entièrement pur. On peut le purifier en le dissolvant dans
entièrement pur. On peut le purifier en le dissolvant dans du carbonate de soude, filtrant, évaporant à sec et calcinant le résidu avec la moitié de son poids de sel ammoniac. Il reste dans le creuset du sel marin, du molybdène renfermant de l'azote et de l'oxyde de molybdène. On lave ce mélange, et on transforme le résidu en acide molybdique par digestion avec l'acide azotique. En étudiant les procédés de dosage de l'acide molybdique à l'aide du sulfhydrate d'ammoniaque et de l'acide chlorhydrique ou de l'acide sulfhydrique, l'auteur a fait la remarque importante que la solution aqueuse de molybdate
fait la remarque importante que la solution aqueuse de molybdate d'ammoniaque n'est précipitée par ces réactifs que lorsqu'on la fait bouillir pendant quelque temps. On a obtenu d'assez bons résultats de quelques essais entrepris pour doser l'acide molybdique dans son état de molybdate de baryte, en précipitant une solution ammoniacale d'acide molybdique par le chlorure de barium, ou bien en fondant du molybdate de soude avec du chlorure de barium, et en reprenant par l'eau bouillante, ajoutant ensuite à la solution un égal volume d'alcool à 80° C., recueillant le précipité sur un filtre pesé et lavant avec de l'alcool
précipité sur un filtre pesé et lavant avec de l'alcool à 40° C. Pour les résultats numériques indiquant le degré de précision des diverses méthodes, nous renvoyons le lecteur au mémoire original. CHIMIE ANALYTIQUE. Moyens de reconnaître la présence de l'acide sulfureux gazeux en petite quantité, par M. H. MITCHELL (1) On peut reconnaître la présence de petites quantités d'acide sulfureux dans des masses considérables de gaz au moyen d'une solution d'acide iodique additionnée d'amidon. Quelquefois pourtant la coloration bleue produite d'abord disparaît ensuite par suite de l'action de l'acide sulfureux sur l'iode. Un autre réactif très-sensible de l'acide sulfureux
sulfureux sur l'iode. Un autre réactif très-sensible de l'acide sulfureux est une solution aqueuse d'azotate mercureux. L'acide sulfureux en sépare instantanément du mercure sous l'état métallique. Le moyen le plus commode de se servir de cette réaction consiste à mouiller une bande de papier avec une solution du sel, et à introduire la bande dans le gaz où l'on soupçonne la présence de l'acide sulfureux. Il est bon de s'assurer d'abord, au moyen d'un papier imbécile d'acétate de plomb, si le mélange gazeux ne renferme pas d'hydrogène sulfuré. Procédé de dosage de l'oxygène applicable particulièrement aux combinaisons oxigénées de l'azote,
dosage de l'oxygène applicable particulièrement aux combinaisons oxigénées de l'azote, par MM. PETTERSEN et DE MONTET (1) On décompose les combinaisons oxygénées de l'azote en amenant leurs vapeurs, dans une atmosphère d'acide carbonique, sur du cuivre réduit chauffé au rouge, ou simplement en les chauffant avec du cuivre réduit dans un courant d'acide carbonique (2). L'oxygène né sur le cuivre est dosé soit en remplaçant le courant d'acide carbonique par un courant d'hydrogène, et en recueillant l'eau produite dans un tube à chlorure de calcium, soit en introduisant, après refroidissement, le contenu du tube dans de l'acide chlorhydrique bouillant. Pour
le contenu du tube dans de l'acide chlorhydrique bouillant. Pour 1 molécule d'oxyde de cuivre mise en présence de l'acide, il se dissout 2 atomes de cuivre à l'état de protochlorure. On filtre, on lave à l'acide chlorhydrique; on transforme à l'aide de l'acide azotique le protochlorure de cuivre en bichlorure, et on dose le cuivre soit par la potasse, soit par les procédés volumétriques. CHIMIE ORGANIQUE. Production du sesquichlorure de carbone par l'action du chlore sur l'acide butyrique, par M. A. KALMAN (3). En faisant agir le chlore sur l'acide butyrique, sous l'influence d'un beau soleil, d'abord à froid,
l'acide butyrique, sous l'influence d'un beau soleil, d'abord à froid, puis plus tard à l'aide d'une douce chaleur, on a vu le col de la cornue se recouvrir d'un cristal pilulier. Le liquide visqueux restant dans la panse a laissé déposer des cristaux par refroidissement. Ces derniers, comme le sublimé, n'étaient autre chose que du sesquichlorure de carbone, qui a été obtenu pur après plusieurs cristallisations dans l'éther, Point de fusion 160° environ. Point d'ébullition 1820. Suite sur la phlorétine, par MM O. SCHONBART et O. HESSE (1). Si l'on met en suspension dans de l'éther de la phlorétine réduite