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remarquer cependant que les résultats de M. Bizio s'accordent à peu près avec les formules C15H22O pour le carbure d'hydrogène, et C15H22O6H2O pour l'huile de camomille, comme on le voit par le tableau suivant Sans vouloir attribuer une trop grande valeur à ces formules, je rappellerai cependant que, d'après M. Bizio, l'huile essentielle de camomille ne donne pas de combinaison avec l'acide cyanhydrinque, tandis que, comme on sait, les autres corps du groupe C6H6 forment de semblables combinaisons. CHIMIE MINÉRALE. Faits pour servir à l'histoire de l'exgène, par M. C. F. SfnttE~BEtX. Action de l'oxygène ozonique sur l'ammoniaque sous l'influence du sels calciumdes. À la température ordinaire, l'oxygène inactif se comporte vis-à-vis de l'ammoniaque comme un corps tout à fait indifférent; l'oxygène ozonisé, au contraire, oxyde non seulement l'hydrogène de l'ammoniaque, mais aussi l'azote, de manière à donner naissance à de l'acide azotique. D'après d'anciennes expériences de M. Schönbein, la présence de la mousse de platine ou du cuivre métallique très-divisé communique à l'oxygène inactif la propriété de brûler l'ammoniaque et de la transformer en acide azoteux. Ce ne sont pas seulement la mousse de platine et le cuivre métallique qui exercent cette influence. Le protoxyde et la bioxyde de cuivre, et le carbonate du même métal, mis en contact avec une solution d'ammoniaque caustique dans un vase rempli d'oxygène, donnent lieu à la production d'une quantité notable d'azotate d'ammoniaque. C'est même à cette production qu'on doit attribuer la dissolution du bioxyde de cuivre, qui est insoluble dans l'ammoniaque caustique en l'absence de l'air. On reconnaît la production de l'azotate d'ammoniaque soit au moyen de l'amidou ioduré, additionné d'acide sulfurique étendu, qui constitue un réactif extrêmement sensible pour les azotates, soit au moyen de l'acide permanganique ou du permanganate de potasse, qui, en présence de l'acide sulfurique, sont immédiatement réduits par les azotates. On peut ainsi, lorsqu'on a opéré sur des quantités suffisantes, par exemple sur quelques grammes de protoxyde de cuivre introduits avec 30 ou 40 grammes d'ammoniaque caustique dans un flacon d'un litre rempli d'oxygène, et qu'on a laissé les matières en contact pendant plusieurs jours, traiter la
cuivre, et le carbonate du même métal, mis en contact avec une solution d'ammoniaque caustique dans un vase rempli d'oxygène, donnent lieu à la production d'une quantité notable d'azotate d'ammoniaque. C'est même à cette production qu'on doit attribuer la dissolution du bioxyde de cuivre, qui est insoluble dans l'ammoniaque caustique en l'absence de l'air. On reconnaît la production de l'azotate d'ammoniaque soit au moyen de l'amidou ioduré, additionné d'acide sulfurique étendu, qui constitue un réactif extrêmement sensible pour les azotates, soit au moyen de l'acide permanganique ou du permanganate de potasse, qui, en présence de l'acide sulfurique, sont immédiatement réduits par les azotates. On peut ainsi, lorsqu'on a opéré sur des quantités suffisantes, par exemple sur quelques grammes de protoxyde de cuivre introduits avec 30 ou 40 grammes d'ammoniaque caustique dans un flacon d'un litre rempli d'oxygène, et qu'on a laissé les matières en contact pendant plusieurs jours, traiter la liqueur bleue par la potasse à chaud, de manière à chasser l'ammoniaque, filtrer et évaporer. Le résidu permet de constater facilement toutes les réactions des azotates. La production de l'azotate d'ammoniaque est beaucoup plus lente avec le bioxyde de cuivre qu'avec le protoxyde et même avec le carbonate. Préparation du protoxyde d'azote par la voie humide, par M. M. StANTf. Diverses substances, telles que le sulfure d'ammoniaque, le sulfure de potassium, le fer très-divisé et humide, sont capables de transformer le bioxyde d'azote en protoxyde. L'hydrogène à l'état naissant possède un pouvoir analogue; on sait que l'acide azotique très-étendu dégage du protoxyde d'azote lorsqu'on le met en présence du zinc ou du fer métallique. L'acide azotique moyennement concentré fournit au contraire du bioxyde d'azote; mais si l'on ajoute au mélange de l'acide sulfurique étendu, le gaz dégagé est au bout de peu de temps du protoxyde d'azote exempt de bioxyde. L'addition d'acide sulfurique, au lieu d'exalter, comme elle le fait le plus souvent, l'action de l'acide azotique, l'a affaiblie, ce qui ne peut guère s'expliquer que par une réaction de l'hydrogène naissant sur le bioxyde d'azote. Le mélange de 3 parties en volume d'acide sulfurique concentré avec 1 partie d'acide
protoxyde d'azote par la voie humide, par M. M. StANTf. Diverses substances, telles que le sulfure d'ammoniaque, le sulfure de potassium, le fer très-divisé et humide, sont capables de transformer le bioxyde d'azote en protoxyde. L'hydrogène à l'état naissant possède un pouvoir analogue; on sait que l'acide azotique très-étendu dégage du protoxyde d'azote lorsqu'on le met en présence du zinc ou du fer métallique. L'acide azotique moyennement concentré fournit au contraire du bioxyde d'azote; mais si l'on ajoute au mélange de l'acide sulfurique étendu, le gaz dégagé est au bout de peu de temps du protoxyde d'azote exempt de bioxyde. L'addition d'acide sulfurique, au lieu d'exalter, comme elle le fait le plus souvent, l'action de l'acide azotique, l'a affaiblie, ce qui ne peut guère s'expliquer que par une réaction de l'hydrogène naissant sur le bioxyde d'azote. Le mélange de 3 parties en volume d'acide sulfurique concentré avec 1 partie d'acide azotique concentré et 9 à 10 parties d'eau, peut servir très bien à la préparation du protoxyde d'azote dans un état de pureté assez grande pour les besoins ordinaires. Il est bon de faire passer le gaz à travers un tube rempli de pierre ponce imbibée de sulfate ferrure, pour empêcher qu'il ne reste mélangé avec une petite quantité de bioxyde d'azote. Facette pour extraire de l'acide hyposulfurique, par M. M, KEKAtEr d. En faisant cristalliser une solution qui renferme équivalents égaux d'hyposulfate de soude et d'hyposulfate de baryte, on obtient, après le dépôt d'une certaine quantité de chacun des deux sels, de gros cristaux limpides, arrondis, renfermant BaS2O6,Na2S2O6 + 4H2O. Ce sel se conserve bien à l'air. Les hyposulfates d'argent et de soude sont aussi susceptibles de se combiner et donnent facilement de beaux cristaux paraissant isomorphes avec les sels primitifs, et renfermant On n'est pas parvenu à obtenir des hyposulfates doubles avec les sels de soude d'un côté, et ceux de plomb, de protoxyde de fer, de potasse, de l'autre, ni avec ceux de cuivre et de baryte ou de chaux. Par contre, on a constaté l'existence, signalée par M. Schiff, d'un sel double de baryte et de
empêcher qu'il ne reste mélangé avec une petite quantité de bioxyde d'azote. Facette pour extraire de l'acide hyposulfurique, par M. M, KEKAtEr d. En faisant cristalliser une solution qui renferme équivalents égaux d'hyposulfate de soude et d'hyposulfate de baryte, on obtient, après le dépôt d'une certaine quantité de chacun des deux sels, de gros cristaux limpides, arrondis, renfermant BaS2O6,Na2S2O6 + 4H2O. Ce sel se conserve bien à l'air. Les hyposulfates d'argent et de soude sont aussi susceptibles de se combiner et donnent facilement de beaux cristaux paraissant isomorphes avec les sels primitifs, et renfermant On n'est pas parvenu à obtenir des hyposulfates doubles avec les sels de soude d'un côté, et ceux de plomb, de protoxyde de fer, de potasse, de l'autre, ni avec ceux de cuivre et de baryte ou de chaux. Par contre, on a constaté l'existence, signalée par M. Schiff, d'un sel double de baryte et de magnésie. On n'a pas réussi non plus à préparer des hyposulfates acides. Une solution d'hyposulfate de soude, acidulée avec l'acide sulfurique, ayant été abandonnée à l'évaporation à la température de 80°, a laissé déposer de gros cristaux qui se sont transformés, lorsqu'on les a déposés sur du papier, en une foule de petits cristaux d'hyposulfate à 2 molécules d'eau. Les gros cristaux paraissent renfermer 6 molécules d'eau de cristallisation. L'hyposulfate manganeux a été décrit par M. Marignac comme se présentant sous forme d'un prisme oblique dissymétrique, et comme renfermant 6 molécules d'eau. Par évaporation spontanée, l'auteur a obtenu à plusieurs reprises un sel dont la composition est exprimée par la formule MnO2S2O4 + 3H2O, et dont la forme cristalline appartient au type du prisme rhomboidal droit. Les axes de la forme primitive sont entre eux dans le rapport de 1,7978 : 0,8825. La forme dominante est un octaèdre hautboïdal dont les arêtes culminantes présentent des angles de 90° 32' et 139° 36'. L'oxychlorure de phosphore n'agit pas sur les hyposulfates secs. Le perchlorure de phosphore, au contraire, les attaque et donne à la distillation un liquide limpide qui se décompose en présence de l'eau en acide sulfurique, acide chlorhydrique et
foule de petits cristaux d'hyposulfate à 2 molécules d'eau. Les gros cristaux paraissent renfermer 6 molécules d'eau de cristallisation. L'hyposulfate manganeux a été décrit par M. Marignac comme se présentant sous forme d'un prisme oblique dissymétrique, et comme renfermant 6 molécules d'eau. Par évaporation spontanée, l'auteur a obtenu à plusieurs reprises un sel dont la composition est exprimée par la formule MnO2S2O4 + 3H2O, et dont la forme cristalline appartient au type du prisme rhomboidal droit. Les axes de la forme primitive sont entre eux dans le rapport de 1,7978 : 0,8825. La forme dominante est un octaèdre hautboïdal dont les arêtes culminantes présentent des angles de 90° 32' et 139° 36'. L'oxychlorure de phosphore n'agit pas sur les hyposulfates secs. Le perchlorure de phosphore, au contraire, les attaque et donne à la distillation un liquide limpide qui se décompose en présence de l'eau en acide sulfurique, acide chlorhydrique et acide phosphorique. C'est donc un mélange de chlorure de thionyle et d'oxychlorure de phosphore. La réaction est exprimée par l'équation Les phosphates de Fieitmann et Henneberg, par M. M. LEMAUX (1). D'après Gerhardt (2), les phosphates de Fieitmann et Henneberg seraient des pyrophosphates d'une espèce particulière; le sel 6Na2O,4PO5, par exemple, ne serait autre chose que le résidu de la calcination d'un pyrophosphate acide 6Na2O,2H2O,4P0. Les expériences de M. Lelisbonne ne viennent pas à l'appui de l'hypothèse de Gerhardt. Ayant 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 alcaline qu'elle ne perd pas par une exposition de plusieurs jours à la température du bain-marie. Une ébullition d'une demi-heure
exemple, ne serait autre chose que le résidu de la calcination d'un pyrophosphate acide 6Na2O,2H2O,4P0. Les expériences de M. Lelisbonne ne viennent pas à l'appui de l'hypothèse de Gerhardt. Ayant 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 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 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 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
fait passer du sulfure de carbone sur de la baryte 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 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. 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 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
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 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 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 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
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 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 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 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) (3) (4) Alumine 28,82 29,32 25,88 26,79 Silice 38,89 37,64
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 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) (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 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 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
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 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 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 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 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)