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Fer du Creusot.
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Fer de Champagne.
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Fer obtenu avec la vieille ferraille de Paria.
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1 Fer du lîerri.
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1 Fer>csasant de la Moselle.
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de* traces.
cherches de MM. Gay-Lussac et Wilson , montrent que les fers, même les plus purs, contiennent toujours une petite quantité de carbone que l'affinage ne peut détruire et qui peut être influe sur les propriétés physiques de ce métal , car le fer qu'on obtient par la réduction de l'oxidc par l'hydrogène pur, et qui, par conséquent, est dépourvu de carbone, ne peut ni se souder ni se forger ( expérience de l'auteur ).
Le fer, à la température ordinaire, n'a point d'action sur l'air, ni sur le gaz oxigène secs ; mais , s'ils sont humides , il s'oxide peu à peu et se recouvre bientôt d'une poussière jaune d'ocre, connue sous le nom dérouille. Cette altération du fer à l'air humide est due tout à la fois à l'oxigène de l'air et à celui de l'eau qui se décompose.
Ce métal , à une température voisine du roug e cerise f
agit avec rapidité sur l'air et surtout sur l'oxigène pur. Il absorbe rapidement ce gaz et brûle avec dégagement de lumière , en se convertissant en oxide de fer. On est journellement témoin de cette combustion du fer % dans les Ateliers , en mettant en contact avec l'air une barre de fer chauffée au blanc et la martelant sur l'enclume $ il en jaillit de toutes parts des étincelles brillantes.
Dans les laboratoires on réalise d'une manière plus curieuse cette combustion, en plongeant dans du gan dxigène Un fil de fer très-fin , tourné en hélice et portant à son extrémité un petit morceau d'amadou enflammé. Dès que l'extrémité du fil est rouge , il s enflamme et continue de brûler avec scintillation d'une manière si vive que l'œil en est ébloui.
L'eau pure, privée d'air, n'a point d'action sur lefei? bien net 5 mais si elle contient de lair en solution , c<> métal s'oxide peu à peu aux dépens de l'oxigène de l'air et de l'eau. H se forme de l'oxide d'un brun rouge qui conserve sa couleur , s'il est isolé du fer , et devient d'un brun verdâtre , s'il reste adhérent à la surface de ce métal. Dans ce dernier cas, la décomposition de l'eau est favorisée par le contact du fer et de l'oxide formés. Ces deux corps hétérogènes doivent être alors considérés comme un élément galvanique qui détermine la séparation des principes de l'eau, de manière à ce que l'oxigène se portesur lefer, et l'hydrogène sur l'oxide déjà produit. M. Guibourt (Annales de chimie , tome xi , p. zfo ), qui a examiné celte action du fer pur sur l'eau , pense que 1 hydrogène qui se dégage pendant cette oxidation raihèné a un degré inférieur l'oxide rouge formé par l'action de l'air.
^ Le fer à une température rouge décompose rapidement l'eau en ^appropriant l'oxigène et mettant en liberté 1 hydrogène. Il en résulte un oxide de fer noir, bleuâtre
et magnétique. A la même température , comme Ta remarqué M. Gay-Lussac, Poxide qui a été formé pa» la décomposition de l'eau est réduit par un courant de gaz hydrogène. On ne peut expliquer cette différence d'action que par la prédominance de la vapeur d'eau ou de l'hydrogène dans l'un et l'autre cas. L'oxidalion a lieu lorsque la quantité de vapeur l'emporte sur Fhydrogène ; c'est le contraire quand ce dernier l'emporte sur la première.
Fer et oxieène.
Le fer s'unit en trois proportions avec l'oxigène èt forme deux oxides distincts et un oxide intermédiaire* Ce dernier a été regardé commeparticulier et connu sous nom de deutoxide de fer, mais il paraît être plutôt une combinaison définie de protoxide et de per oxide.
Le protoxide de fer ne se trouve dans la nature qu'uni à l'acide carbonique ; on ne peut l'obtenir isolé, car il s'oxide avec la plus grande facilité à l'air, passé à l'état d'oxide intermédiaire et ensuite se convertit en peroxide. Il se produit toutes les fois que le fer métallique est dissous dans l'acide sulfurique faible 5 il en résulte un protosul* fate de fer soluble , d'où l'on précipite aisément le protoxide par une solution de potasse caustique. Ce protoxide , ainsi isolé , se précipite en flocons blancs qui deviennent promptement verdatres et ensuite jaunes au contact de l'air , aussi ne peut-on les conserver que sous l'eau non aérée , dans un flacon bouché. On ignore quelle est sa couleur lorsqu'il est sec 5 car tel qu'on l'obtient il est à l'état d'hydrate. "
La composition de ce protoxide peut être facilement déduite du volume d'hydrogène dégagé en dissolvant un pouls déterminé de fer pur dans l'acide sulfurique faible, puisque l'oxigène correspondant à celui-ci a dû se por* ter sur le métal pour le convertir en protoxide.
D'après les analyses de MM. Gay-Lussac et Berzélius , )e protoxide de fer est composé de :
Fer. ... ioo Oxigène. . 29,5
Oxide intermédiaire ou deutoxide de fer.
Cet oxide existe en grande quantité dans la nature ej sous la forme de cristaux volumineux ; on le rencontre en, Suède, en Allemagne, en Italie, en Corse, etc. La mine d'aimant n'est autre chose qu'une variété de cet oxide , qui a acquis la vertu magnétique dans l'intérieur du globe.
On le forme en décomposant à une température rouge Veau par le fer. Cent parties de ce métal donnent i38 de cet oxide.
Ainsi obtenu , il est noir, cassant , fusible et indécomposable par la chaleur; il estattirable au barreau aimanté, mais son action est moins forte que le fer pur.
Plusieurs chimistes regardent cet oxide comme un composé d'une proportion de protoxide et de deux proportions de prroxide, et leur opinion est principalement basée sur ce que l'oxigène, dans cet oxide, n'est pas dans un rapport simple avec l'oxigène que contient le protoxide.
C'est decetoxidenaturel qu'on extrait une partie du fer qu'on trouve dans Je commerce : l'oxide artificiel n'a d'autres usages qu'en médecine. On le connaît depuis long-temps, à cause de sa couleur, sous le nom à'éthiops martial ( oxide noir de fer )/
Cet oxide se prépare dans les pharmacies en humectant de la limaille de fer bien nette avec de leau, et la tassant au fond d'une terrine pour en faire égoutter lfau qui est en excès. On abandonne ce mélange à lui-même en le remuant de temps en temps avec une spatule dç
DE CHIMItf. 445
fer, et en ajoutant aussi parfois un peu d'eau pour remplacer celle qui s'évapore par suite de la température qui s'élève. Au bout de quatre à cinq jours, on délaye la masse dans huit à dix fois son volume d'eau 3 on sépare la limaille qui n'a pas été oxidée, et qui peut resservir pour une nouvelle opération. L'oxide noir de fer qui est en suspension dans l'eau de lavage , se précipite peu à peu et peut être recueilli sur un filtre. Après lavoir laissé égoutter, on le sèche en le portant à l'étuve.
Il est évident que , dans la formation de cet oxide , le fer s'oxide aux dépens de l'air et de l'eau, car il se dégage une certaine quantité d'hydrogène.
On a aussi proposé de former cet oxide en calcinant au rouge, dans une cornue de grès, un mélange de trois parties de peroxide de fer et d'une partie de limaille très-fine ; mais ce procédé est moins sûr que le premier.
Peroxide de fer.
Cette combinaison du fer avec Toxigène , la plus oxigénée des trois, est désignée sous le nom de tritoxide, en admettant l'oxide précédent comme un deutoxide de fer.
Cet oxide se forme spontanément sur le fer par l'action de lair humide; mais il est alors à l'état d'hydrate d'une couleur jaune dorée. La rouille n'est autre chose que cet hydrate de peroxide de fer. La cal ci nation de ce métal à l'air libre le fait aussi passer à ce degré d oxi dation. H se produit, pendant l'exposition à l'air, du fer chauffé au rouge ; mais alors il n'est point pur, c'est un mélange de peroxide et de deutoxide. Les battitures de fer offrent une composition analogue -, en les chauffant ultérieurement au rouge , elles se convertissent en peroxide de fer d'une couleur rouge brune.
Le peroxide de fer peut encore s'obtenir dans les laboratoires en dissolvant le fer dans l'acide nitrique con-
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centré» et décomposant le tritonitrate de fer par la chaleur. Ce moyen permet d'estimer la quantité d'oxigène qu'il renferme en dissolvant un poids eonnu de fer .Dans les arts, il se prépare en grand pour l'usage du commerce, en calcinant à une chaleur rouge dans des cornues de grès le protosulfate de fer, et lavant le résidu pour le débarrasser d'une portion de sulfate non décomposée. Dans cette calcination, le protoxide se suroxide aux dépens d'une portion d'oxigène de l'acide sulfurique, qui passe à l'état d'acide sulfureux, tandis que l'autre portion d'acide sulfurique se vaporise ou se décompose en oxigène et en acide sulfureux.
Le peroxide de fer est d'une couleur rouge plus ou moins foncée-, il n'a point d'action sur l'aiguille aimantée. Exposé à une haute température , il abandonne une partie de son oxigène et passe à l'état d'oxide intermédiaire. Il n'exerce aucune action sur l'air ni à froid ni à chaud.
Sa composition , d'après M. Berzélius , est de :
Fer 100
Oxigène . . . 44>25.
Il renferme , d'après ce résultat, une fois et demie au« tant d'oxigène que le protoxide.
Cet oxide se rencontre dans le sein de la terre en masses considérables, soit en filons, soit en couches ; il forme la variété de mines de fer la plus abondante; tantôt il est pur et cristallisé en prismes rhomboïdaux, comme la mine de fer de l'ile d'Elbe ; il est alors connu des minéralogistes sous le nom de fer oligiste, à cause de sa légèreté. D'autres fois, il est en masses irrégulières, jaune plus ou moins foncé, dur ou pulvérulent. Il est alors à l'état d'hydrate et souvent mêlé avec de la silice, de l'alumine et du carbonate de chaux; quelquefois même, . comme dans certaines mines de fer limoneuses , il est
