ACIDE CYANHYDRIQUE. 1Ù

on lute bien une des extrémités d’un tube de verre long de 1 mètre , dont l’autre extrémité est recourbée et lutéeà un flacon de verre. On remplit d’abord le tiers de la longueur du tube avec du marbre concassé , et les deux autres tiers avec du chlorure de calcium , bien sec et concassé. On introduit du cyanure de mercure pulvérisé dans la cornue , on verse dessus de l’acide chlorhydrique concentré. Il faut employer un excès de cyanure de mercure pour qu’il ne passe point trop d’acide chlorhydrique , qui d’ailleurs est absorbé par le marbre.

En chauffant doucement la cornue , l’acide cyanhydrique distille; il se condense d’abord autour du marbre, d’où on le dirige, à l’aide d’une légère chaleur, sur le chlorure de calcium et de là dans le récipient qui doit être entouré d’un mélange réfrigérant.

Une proportion de cyanure de mercure , en agissant sur une proportion d’acide chlorhydrique , forme une proportion d’acide cyanhydrique et une proportion de perchlorure de mercure.

Propriétés. — C’est un liquide incolore, d’une odeur forte , et analogue à celle des amandes amères ; sa densité est de 0,70 , il bout -f- 26“ ; à — 15 il se solidifie ; à -{- 26 il est gazeux. La densité de ce gaz est de 0,9ù76. Il rougit faiblement la couleur de tournesol. Du soufre chauffé dans le gaz cyanhydrique absorbe ce gaz et donne une combinai-

CHIMIE

son solide , cristalline * soluble dans l’eau , ne précipitant pas les sels de plomb, mais formant avec les oxides des sels particuliers. Le phosphore se sublime sans décomposer ce gaz. Chauffé avec du fer, il se dépose du charbon et il se dégage des volumes égaux d’hydrogène et d’azote. Chauffé avec le potassium, il se forme du cyanure potassique ; l’hydrogène est mis à nu. Le gaz cyanhydrique est décomposé à une haute température par la baryte et la potasse; il se dégage de l’hydrogène. Les oxides faciles à décomposer sont réduits à la chaleur rouge, et les métaux s’unissent au carbone avec formation d’eau , de gaz acide carbonique d’azote et de gaz oxide d’azote.

C’est un des poisons les plus dangereux qu’on connaisse. Si on verse une seule goutte d’acide cyanhydrique pur sur l’œil d’un chien vigoureux , il tombe comme foudroyé. Berzélius rapporte qu’un chimiste qui préparait cet acide , et qui en laissa tomber un peu sur son bras nu , dont la chaleur ne tarda pas à le faire évaporer, succomba dans l’espace de deux heures. Tous les animaux et les plantes même sont tués par l’acide cyanhydrique.

Le meilleur contrepoison de l’acide cyanhydrique est l’ammoniaque liquide étendue, à l’aide de laquelle on est parvenu à rétablir des animaux empoisonnés par cet acide, et qui paraissaient déjà être morts. On emploie aussi, comme contre-poison , le chlore gazeux.

L’acide cyanhydrique est transformé en acide formique et en ammoniaque par l’action des acides chlorhydrique et sulfurique, et, sans doute, par un grand nombre d’autres acides ; il suit de là que , dans la préparation de l’acide cyanhydrique , il faut bien se garder de mettre un excès d’acide chlorhydrique.

Un autre fait fort remarquable, et qui sert de preuve au précédent, c’est que le formiate d’ammoniaque soumis à l’action de la chaleur se transforme , vers 180°, en eau et en acide cyanhydrique.

ACIDE ÏT.UOBORIQUE. 451

L’acide cyanhydrique se décompose promptement; il laisse déposer des flocons noirs.

DES ACIDES MÉTALLOIDIQUES QUI NE CONTIEN- NENT NI HYDROGENE , NI OXYGÈNE. — Deux de ces acides méritent de nous arrêter un instant ; ce sont l’acide I luoborique et l’acide fluosilicique.

Acide fluoborique. ( Fluorure de bore , gaz fluoboré.)

— Découvert par MM. Gay-Lussac et Thénard; il est gazeux, incolore, d’une odeur piquante, analogue à celle de l’acide chlorhydrique; d’une saveur très acide. Sa pesanteur spécifiques 2,37 1. Il éteint les corps en combustion, et il est impropre à la respiration.

Le feu , l’air et l'oxigèn» ne l’altèrent pas.

L’eau en dissout 700 fois son volume; d’où résulte le gaz le plus soluble.

On l’a d’abord regardé comme formé d’acide borique et d’acide fluorhydrique ; aujourd’hui on est d’accord sur sa composition , et on le regarde comme formé par la combinaison du fluor avec le bore.

On peut l’obtenir en chauffant un mélange d’acide borique , de fluorure de calcium et d’acide sulfurique. Il se fait d’abord de l’acide fluorhydrique , lequel en contact avec l’acide borique se décompose en hydrogène, qui forme de l’eau avec l’oxigène de l’acide borique , et en fluor qui, se combinant avec le bore , constitue le gaz fluoborique. ’

Il n’existe pas dans la nature et est inusité.

Acide fluosilicique. — Il est gazeux, incolore , d’une odeur très piquante, assez semblable à celle du gaz chlorhydrique; d’une densité de 3,5755; rougissant fortement le tournesol.

Le feu et les métalloïdes sont sans action sur lui.

L’eau le décompose : son silicium s’unit à l’oxigène de l’eau, forme de l’acide silicique gélatineux, et son fluor s’empare de l’hydrogène pour former de l’acide fluorhydrique. « -

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II est formé de 6 atomes de fluor et de 1 atome de silicium = Si F®.

On l’obtient comme le précédent , seulement on remplace l’acide borique par du sable qui n’est que de l’acide silicique. La théorie est la même.

§ V. Dos métaux.

On a désigné sous le nom de métaux des corps simples, presque complètement opaques , très brillants , en masse ou même en poudre grossière , doués de la propriété de prendre un éclat très vif après qu’ils ont été polis. Ils sont bons conducteurs du calorique et de l’électricité, se combinent en plusieurs proportions avec l’oxigène , et forment des oxides dont la propriété essentielle est de pouvoir se combiner avec les acides. Remarquons pourtant qu’il en est qui ne forment que des acides et point de bases, que d’autres forment des bases et des acides.

Les métaux connus aujourd’hui sont au nombre de 39, et comme on les a divisés en 6 sections , nous ne les citerons que d’après l’ordre de leur classification.

Plusieurs classifications ont été proposées, mais celle qui est la plus suivie est due à M. Thénard.

1" section. — Métaux qui peuvent absorber l’oxigène à la température la plus élevée , et décomposer l’eau à la température ordinaire en s’emparant de son oxigène, et en dégageant son hydrogène avec effervescence.

Ce sont : le potassium, — sodium, — lithium , baryum, — strontium , calcium.

2e section. — Métaux qui peuvent absorber l’oxigène à la température la plus élevée, mais qui ne décomposent l’eau qu’à l’ébullition de 100 à 200". Ce sont : le magnésium , — glucynium , — ytrium , — aluminium.

3e section. — Métaux qui peuvent encore absorber l’oxigène à la température la plus élevée , mais qui ne décom-

posent l’eau qu’au degré de la chaleur rouge : manganèse ,

— zinc, — fer, — étain, — cadmium , — cobalt, — nickel.

4e section. — Métaux absorbant encore l’oxigène à la température la plus élevée, mais qui ne décomposent l’eau ni à froid , ni à chaud : arsenic, — molybdène, — chrome,

— vanadium , — tungstène , — columbium , — antimoine,

— titane , — tellure , — urane , — cérium , — bismuth , — cuivre , — plomb.

Les 8 premiers sont acidifiables , les 6 autres ne sont qu’oxidables.

5e section. — Métaux qui ne peuvent absorber l’oxigène qu’à un certain degré de chaleur, et qui ne peuvent point opérer la décomposition de l’eau.

Leurs oxides se réduisent à une température élevée. Mercure , — osmium , — rhodium , — iridium , — palladium.

6 e section. — Métaux qui ne peuvent absorber le gaz oxigène et décomposer l’eau à aucune température, et dont les oxides sont réductibles au-dessous de la chaleur rouge. Argent , — or, — platine.

D’après de nouvelles recherches expérimentales, M. Régnault a fait subir à cette classification les modifications suivantes :

1'* section. — Métaux qui absorbent l’oxigène à toutes les températures et décomposent l’eau depuis 0°, jusqu’à la température la plus élevée : potassium , — sodium , — baryum , — lithium , — strontium , — calcium , — magnésium.

2e section. — Métaux qui absorbent l’oxigène à une très haute température et ne décomposent l’eau avec effervescence qu’à environ -f 100“ où un peu au-dessus : aluminium, — glucynium, — zirconium, — thorium, — yttrium , — cérium , — manganèse.

3* section. — Métaux qui absorbent l’oxigène à la tem-

pérature la plus élevée , qui ne décomposent l'eau qu’au rouge quand ils agissent seuls , tandis qu’ils la décomposent à la température ordinaire sous l’influence des acides énergiques : fer , — nickel , — cobalt , — zinc, — cadmium , — chrome , — vanadium.

4° section. — Métaux qui absorbent l’oxigène à la température la plus élevée, qui ne décomposent l’eau qu’au rouge , mais qui n’ont aucune action sur elle à la température ordinaire en présence des acides; ils sont acidifiables par l’acide nitrique , l’eau régale et le nitrate de potasse : tungstène , — molybdène , — osmium , — columbium , — titane , — étain , — antimoine , — urane.

5’ section. — Métaux qui ne décomposent plus l’eau que très faiblement et à une température très élevée; leurs oxides sont basiques : cuivre , — • plomb , — bismuth , — argent.

6e section. — Métaux qui n’ont plus d’action sur l’eau , quelle que soit la température , et dont les oxides sont réductibles par la chaleur seule : mercure , — rhodium , — iridium , — palladium , — platine , — or.

M. Régnault opère en chauffant les métaux chimiquement purs, dans un courant de vapeur d’eau, dans des tubes de porcelaine. L’arsenic et le tellure n’ayant pas , d’après lui , d’action sur l’eau , ou au moins pour l’arsenic une action fort douteuse , se rapprochent encore par là des métalloïdes , avec lesquels ils ont la plus grande analogie.

Propriétés physiques. —Tous les métaux sont solides à la température ordinaire , excepté le mercure qui ne se solidifie même qu’entre — 39 et — 40°.

La couleur des métaux varie beaucoup; l’or est jaune, le cuivre et le titane sont rouges, les uns sont bleuâtres, les autres plus ou moins blancs. Plusieurs d’entre eux offrent une odeur et une saveur désagréables quand on vient à les frotter. Ils ont presque tous une pesanteur spécifique plus grande que celle de l’eau , et qui varie à l’infini depuis

0,86507, poids du potassium, et 0,972 celui du sodium, jusqu’à 20,98 celui du platine, le poids de l’eau étant toujours pris comme point de comparaison.

Eclat. — On donne le nom d’éclat métallique au brillant très vif particulier aux métaux même réduits en poussière, ce qui dépend de la propriété qu’ont ces corps de réfléchir la lumière.

Opacité. — Pendant long-temps on a regardé les métaux comme absolument opaques; mais une feuille d’or très mince laisse passer quelques rayons lumineux , et l’or est le plus dense des métaux après le platine; il est évident qu’ils ne sont pas entièrement opaques , à moins que l’on n’admette que le battage y ait fait naître des trous imperceptibles qui permettent à la lumière de passer.

Ductilité. — On donne ce nom à la propriété qu’ont les métaux de se réduire en fils plus ou moins minces ; on donne , au contraire, le nom de malléabilité à la propriété que certains ont de s’étendre en lames plus ou moins fines. Le fer, le cuivre , l’argent, sont ductiles ; le plomb, l’or, l’étain, sont malléables; l'argent est ductile et malléable, etc. ; enfin, on dit qu’ils sont cassants quand ils ne possèdent ni l’une ni l’autre de ces propriétés ; alors le simple choc les réduit en poudre : tels sont le bismuth , l’arsenic, l’antimoine, etc.

Ténacité. — On dit que les métaux ont de la ténacité quand, réduits en fils, Us peuvent supporter un poids plus ou moins considérable ; par exemple , un fil de fer de 2 millimètres de diamètre supporte sans se rompre un poids de 2fi9 kil. 659 gr. , aussi possède-t-il cette propriété au plus haut degré.

La dureté est la propriété qu’ils ont de rayer plus ou moins les autres corps , tel est le fer ; d’autres , au contraire, sont mous comme la cire, tels sont le potassium et le sodium.

JLes métaux offrent un tissu qui est peu variable , ainsi

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les uns sont lamelleux comme le bismuth , l’antimoine, le zinc; les autres sont fibreux comme le fer; enfin, d’autres sont grenus comme l’antimoine pur, et leur cristallisation est en général dérivée de la forme cubique.

Les métaux sont élastiques et sonores; propriétés qui sont en rapport avec leur dureté. Ils sont plus dilatables par la chaleur que les autres solides.

Le calorique les fond plus ou moins facilement. Le potassium, le sodium, le plomb, l’étain, le bismuth, n’exigent que la température d’un fourneau ordinaire. Le platine, le rhodium, l’iridium, ne fondent, au contraire , qu’à la chaleur que produisent en brûlant l’oxigène et l’hydrogène. Quelques uns sont volatils, tels sont : le mercure, l’arsenic, le zinc, le potassium , etc.

Ils conduisent fort bien le fluide électrique, aussi se sert-on de métaux pour la construction des machines électriques. Quand leur surface suffit pour l’écoulement du fluide , ils n’éprouvent aucune altération ; mais lorsqu’elle n’est pas suffisante , le fluide pénètre dans leur intérieur, les échauffe et finit même par les fondre et les volatiliser : voilà comment agit la décharge d’une forte batterie électrique. Si l’expérience se fait dans l’air ou l’oxigène, quelques métaux brûlent en produisant des flammes de couleur variée ; par exemple, le fer en donne une blanche ; le zinc, une blanche mêlée de bleu et de rouge; l’étain , une d’un blanc bleuâtre; l’argent, une verte, etc.

Quelques métaux possèdent la propriété d’ctre attirables à l’aimant : ce Sont le fer, le cobalt et le nickel ; mais c’est surtout le fer, ou le fer à l’état d’acier, qui la possède au plus haut degré. De plus , le fer peut acquérir la propriété de l’aimant , et alors d’attirer le fer, l’acier, etc. , comme le fait l’aimant.

Propriétés chimiques. — Le gaz oxig 'ene se combine avec tous les métaux sans exception , et forme des composés que nous étudierons sous le nom d’oxides métalliques.

Mais cette combinaison se fait de différentes manières, selon la section à laquelle les métaux appartiennent Nous en avons parlé au commencement de cet article; nous n’y reviendrons pas. Nous dirons seulement que ceux de la lrc section peuvent absorber l’oxigène à la température ordinaire ; que ceux de la 2' et de la 3' section l’absorbent sous l’influence de l’humidité; que plusieurs de ceux de la h° section s’oxident légèrement et se ternissent dans les mêmes circonstances. Plusieurs de ces combinaisons se font avec dégagement de calorique et de lumière.

L’air agit sur les métaux de la même manière que l’oxigène, si ce n’est pourtant que son action est plus lente , et qu’après être oxidés certains métaux passent à l’état de carbonates. Parmi les métalloïdes , il n’y a que le phosphore , le soufre , Je chlore, l’iode , le brome, et probablement le fluor, qui s’unissent avec tous les métaux. Quant aux autres , ils se combinent de préférence avec certains métaux qu’avec certains autres, tels sont : l’hydrogène, le bore , le carbone , le silicium et l’azote.

Le phosphore, en se combinant avec les métaux, donne lieu à des phosphores solides, inodores et cassants. La combinaison s’opère souvent avec dégagement de calorique et de lumière.

Le soufre se combine directement avec tous les métaux , souvent avec dégagement de calorique et de lumière , il en résulte des combinaisons possédant des propriétés électronégatives ou électro-positives, que l’on nomme sulfures, et qui peuvent se combiner ensemble pour former une série de sels qu’on appelle sulfo-sels.

Tous les métaux, à l’exception du chrome, du titane, du colombium, du rhodium et de l’iridium, se combinent avec le chlore, à la température ordinaire ou une température peu élevée , en donnant lieu très souvent à un dégagement de calorique et de lumière , . et à des composés que nous étudierons sous le nom de chlorures.

CHIMIE

L 'iode et le brome forment aussi des combinaisons avec tous los métaux , et donnent lieu aux mômes réactions que celles que présente le chlore ; seulement l’iode exige plus souvent une température élevée. Ces combinaisons constituent les iodures et les bromures.

Aucun métal n’est soluble dans l’eau s’il n’est oxidé , encore cette propriété n’appartient-elle qu’à quelques uns. Les métaux de la lrc section la décomposent à la température ordinaire ; les métaux de la 2e section opèrent la décomposition de l’eau à une température de 100 à 200°. Ceux de la 3' , à une température rouge ; ceux des autres sections ne la décomposent pas; la présence d’un oxacide puissant, en aidant la réaction , fait acquérir, aux métaux de la 2e et de la 3° section , la propriété de décomposer l’eau à la température ordinaire. Dans tous les cas, l’oxigène de l’eau se combine au métal , et l’hydrogène se dégage. Les principaux hydracides donnent également lieu h un dégagement d’hydrogène ; mais alors on admet que c’est l’hydrogène de l’acide qui devient libre pendant que son radical se combine au métal.

Les métaux autres que le chrome , le tungstène , le colombium , le titane , l’urane , le cérium , l’osmium , le palladium , le rhodium , le platine , l’or et l’iridium , décomposent l’acide sulfurique concentré à la température de 100 à 200°. Toutefois la décomposition se fait plus ou moins facilement, selon la cohésion du métal, ou son affinité pour l’oxigène. Quoi qu’il en soit , toujours il y a formation d’un sulfate et dégagement d’acide sulfureux. Si l’acide était étendu d’eau, alors il n’agirait plus que sur les métaux des trois premières sections, l’étain excepté; alors l’action est vive, l’eau est décomposée ; il se dégage de l’hydrogène et il se forme un sulfate. Remarquons qu’à l’acide sulfurique concentré, contenant toujours de l’eau, il doit y avoir aussi dégagement d'hydrogène.

L’acide azotique concentré attaque les mêmes métaux