( ioi5 ) 

 M Cette action comprendrait la formation du sulfure de zinc à des tem- 

 pératures où il ne prend jamais naissance. Ne devons-nons donc pas sup- 

 poser que l'acide sulfurique SO', très-stable par lui-même et dont l'oxygène 

 seul est influencé par l'affinité du métal, ne cédera pas à cette influence et 

 restera intact. On aurait alors 



59 Zn + IoSO^HO = ioZnO,SO' -J-49Zn -+- 10 H. 



Consultons l'expérience : 2*^', GSy zinc distillé ont été introduits dans un 

 tube bouché avec iS^"^,'! d'acide pur et concentré. L'action qui se produit 

 vers 180 degrés donne un dégagement régulier d'hydrogène parfaitement pur 

 sans trace d'acide sulfureux. En outre, la formule indique pour Sg équiva- 

 lents de zinc 10 équivalents d'hydrogène. Les 2,65'] de zinc doivent produire 

 ainsi à très-peu près 70 centimètres cubes (à 4- i4°,8, température de 

 l'expérience, et 0^,759 de pression). J'ai obtenu 68'^'^,5, et il est resté un 

 petit fragment de métal. 



» Ce résultat, bien contraire aux idées reçues, se reproduit toujours en 

 prenant les précautions nécessaires pour éviter toute impureté. Je l'ai mis 

 hors de doute avec de grands soins, car il a des conséquences importantes. 



)) Puisque l'acide concentré ne peut être décomposé par le zinc d'une 

 manière complète, même à une température assez haute ; puisque son eau 

 seule est détruite, nous pouvons être certains que cette eau ne sera pas 

 décomposée à latempérature ordinaire, ce qui explique nettement l'inacti- 

 vité du métal à cette température. 



» Mais si l'on augmente le nombre des équivalents d'eau qui prennent 

 part à la réaction, la quantité du zinc inactif diminuera beaucoup. La for- 

 mule générale conduit au tableau suivant : 



59 Zn + ioSO',HO = loZnO.SO' 



» M. de La Rive a trouvé, par des expériences nombreuses et très-délicates, 

 que la densité de l'acide, qui donne avec le zinc pur un dégagement très- 



l32.. 



