SO'M

Mgtl'll' + yo*KJ

cristallisé dans la nature. L'hydrate amorphe absorbe peu à peu l'acide carbonique de l'air.

tLe même hydrate se précipite par l'addition de la tasse au sulfate de maj^nésium :

ua. magnésie calcinée est employée comme antiacide dans les dyspepsies, qui s'accompagnent de renvois acides. A la dose de 8 à 10 grammes, elle est purgative. C'est le contrepoison de l'acide arsénieux et des acides caustiques, avec lesquels elle donne des sels inoffensifs.

368. Chlorure de magaéBium MgCl' + 6H'0. — Ce sel se trouve en dissolution dans l'eau de nier; on peut le préparer en saturant du carbonate de magnésium par l'acide chlorhydrique et concentrant la solution. Il se sépare en cristaux, prismatiques renfermant 6 molécules d'eau qu'on ne peut lui enlever par la chaleur sans le décomposer. Quand on chauffe le chlorure hydraté, une partie de son eau de cristaîlisation réagit sur le sel et le dédouble en magnésie et en acide chlorhydrique :

MgCl^ +

MgO

Une décomposition partielle a déjà lieu par l'ébullition des solutions très concentrées de chlorure de' magnésium; elle explique l'acidité des eaux potable» obtenues par distillation de l'eau de mer. De plus, l'acide chlorhydrique dégagé agit sur les tuyaux en plomb du serpentin, et c'est à lui qu'il faut attribuer I;

présence de petites quantités de plomb dans l'eau de merdistUlcSe. On obvie à cet inconvénient eu ajoutant à l'eau de mer, avant de procéder â la distillation, un peu de chaux, éteinte qui fixe l'acide chJoriiydrique mis en liberté.

Pour obtenir le chlorure de magnésium anhydre, duquel on retire le magnésium, on ajoute du chlorure d'ammonium à la solution du chlorure de magnésium hydraté, et l'on évapore à siccité ; toute l'eau de cristallisation est éUminée, et il reste une combinaison de chlorure de magnésium et de chlorure d'ammonium. Cette combinaison portée au rouge se détruit; le chlorure d'ammonium se volatihse et laisse le chlorure de magnésium en belles lames blanches anhydres, renfermant MgCF-

369. Carbonates de magnésiom. — Le carbontUe neutre CO'Mg se trouve dans la nature à l'état anhydre, et cristalhsé en rhomboèdres comme le spath d'Islande; c'est la. giobertite des minéralogistes. Dissous dans une eau chargée d'acide carbonique, il s'en sépare par l'évaporation, dans un courant de ce gaz, en prismes rectangulaires comme ceux de l'aragonite. Ce carbonate présente donc le même dimorphisme que le carbonate de calcium.

Il est insoluble dans l'eau, et se transforme en sel basique lorsqu'on le met en suspension dans l'eau et qu'on porte celle-ci à l'ébuUition .

Une solution bouillante de sulfate de magnésium, additionnée de carbonate de sodium en excès, donne un précipité blanc, léger, volumineux, d'hydrocarbonate de magnésium ou carbonate basique, appelé aussi magnésie blanche, et qui est une combinaison de carbonate et d'hydrate de magnésium, avec trois molécules deau;il renferme SCO'Mg, MgO'H' + 3H'0.

Cette composition n'est pas constante :

blanche renferme une plus ou moins grande proportion d'hydrate de magnésium, suivant la durée de l'ébullittoo ,

En Angleterre et en Bohême, on prépare ce corps en précipitant, par le carbonate de sodium, les eaux mères des sources d'où l'on a déjà retiré la plus grande partie du sulfate de magnésium par cristallisation.

L' hydrocarbonate de magnésium se trouve dans le commerce sous la forme de grands pains rectangulaires blancs, légers et très friables. Il sert à préparer la magnésie calcinée; on l'emploie aussi comme antiacide.

370. Dolomie. — La dolomie est un carbonate double de magnésium et de calcium; il en existe en France et en Angleterre des gisements importants. On l'utihse pour obtenir les autres sels de magnésium ; par exemple, traitée par l'acide sulfurique, elle fournit du sulfate de magnésium soluble et du sulfate de calcium insoluble.

371. Sulfate de magnéBlum SO'Mg + 7IP0. — Ce :^el se trouve en dissolution dans l'eau de la mer, qui en contient de 2 ;i 7 grammes par litre, et dans certaines eaux minérales, qu'il rend amères et purgatives : telles sont les sources de Saint-Gervais, en Savoie, de Pullna et de Sedlitz, en Bohême, d'Epsom, en Angleterre. Ces deux dernières en renferment 30 à 32 grammes par litre. Aussi est-il appelé commune- ■ ment sel de Sedlitz, sel d'Epsom.

Le sulfate de magnésium fourni au commerce s'extrait de ces deux sources. On peut aussi l'obtenir en traitant la dolomie par l'acide sulfurique.

Cristallisé à la température ordinaire, il est en

aiguilles renfermant 7 molécules d'eau. Chauffé à 920", il est anhydre; au rouge vif, il subit la fusion ignée et ne se décompose qu'à une température très élevée. ■100 parties d'eau dissolvent 26 parties de sulfate anhydre à 0" et 72 parties à 100". Sa saveur est très amère.

Il est employé comme purgatif et sert h préparer la magnésie hlanche ou h y dro carbonate de magnésium.

372. Phosphates de magnésium. — Le pkosplutts neutre (PhO*)'Mg' se rencontre en petites quantités dans les os, ainsi que dans les cendres des graminées.

Si l'on ajoute du phosphate acide de sodium PhO'Na*H à une solution d'un sel de magnésium, en présence d'ammoniaque, il se forme un précipité cristallisé de phosphate double de magnésium et d'ammonium, appelé phosphate ammoniaco-magnésien PhO'Mg (AzH*) + 6H'0. Ce sel se rencontre dans l'urine et dans quelques calculs. Au microscope, il apparaît en grande prismes, isolés ou réunis en étoiles.

Un peu soluble dans l'eau pure, ce phosphate douldC' ■est tout à fait insoluble dans l'eau ammoniacale. Sa formation sert à reconnaître les sels de magnésium ou l'acide phosphorique.

373. Silicates de magnésium. — Un grand nombre de minéraux sont constitués par des silicates de magnésium. Le talc, talc de Venise ou craie de Briançmb est un silicate hydraté qui se trouve en écailles ou ai> lames transparentes; les tailleurs s'en servent pour la coupe des habits. H donne une poudre douce au toucher qui est employée comme fard et sert à laciliter l'introduction des mains dans les gants. L'amiante ou asbeste est un sdicate anhydre en filaments blancs et brillants. L'écume de mer ou magnésite, avec laquelle on fabrique des pipes, la serpentine, très dure, et dont

on fait des mortiers de pharmacie, des vases de cuisine infusibles et durcissant au feu, sont des silicates de magnésium hydratés.

374. Caractères des sels de magnésium. — Ils sont neutres aux papiers réactifs, incolores, d'une saveur amère très prononcée, quand ils sont solubles dans l'eau. L'hydrogène sulfuré, le sulfhydrale d'ammoniaque, sont sans action sur eux. La potasse et la soude y donnent un précipité blanc d'hydrate de magnésium; les carbonates alcalins en séparent de la magnésie blanche- Ces précipités ne se forment pas en présence des sels ammoniacaux, parce qu'il se produit des sels doubles, ammoniaco-magnésiens , qni sont solubles. Une réaction caractéristique des sels de magnésium est celle que produit l'addition du phosphate disodique en présence d'ammoniaque ou de sels ammoniacaux. Il se précipite du phosphate ammoniaco-magnésien sous forme d'une poudre cristallisée.

375. Relations du magnésium. ^ Il se rapproche du calcium par l'irréductibilité de son oxyde au moyen du charbon, l'insolubilité et la forme cristalline de son carbonate présentant le même dimorphisme que le carbonate de calcium.

11 s'éloigne des métaux alcalino-terreux et se rapproche du zinc par son inaltérabilité à l'air, son point de fusion élevé, et surtout par la solubilité de son sulfate et la forme cristalline de ses sels, isomorphes avec ceux de zinc. C'est avec ce dernier métal qu'il présente le plus d'analogies.

; 376. Les minerais de zinc sont le sulfure on Uende, {^.silicate et le carbonate, appelés l'un et l'autre cala-

UHIICAL-^. — CHIMIE INOHG. Vv

422 ^HIMIE INORGANIQUE ÉLÉMENTAIRE

mine; ces rainerais forment des couches et des amas dans la Haute-Silésie, en Angleterre, en Westphalie. en Belgique, en Espagne, eu Sardaigne, en Grèce.

On grille le minerai pour le convertir en oxyde, on le broie et on le chauffe avec du charbon dans des moufles en terre; l'oxyde de zinc cédant son oxygène au charbon, le métal se volatilise et se rend dans des récipients où il se condense. Le zinc commercial renferme toujours des substances étrangères, du fer, du plomb, de l'arsenic, etc. On le débarrasse de ce dernier en mélangeant A parties de poudre de zinc avec i partie d'azotate de potassium, l'introduisant dans un creuset, recouvrant le tout d'une couche de salpêtre et chauffant au rouge. L'arsenic passe à l'état d'arséniale de potassium, et le zinc fondu se réunit en un culot. On ne peut l'obtenir tout à fait pur qu'en réduisant, par le cliarbon, de l'oxyde préparé avec du sulfate de zinc pur.

Ce métal est blanc bleuâtre, d'une texture cristalline, présentant, après fusion, une densité de 6,862, Son poids atomique est 65, son symbole Zn.

Il est mou et graisse la lime. A la température ordinaire, il est difficile à laminer, mais devient malléable entre 130 et 150°. Aussi, pendant longtemps, n'a-t-on pas su le laminer. A 200-255°, il est tellement cassant, qu'on peut le pulvériser dans un mortier. Il fond vers 550" et distille à 1040°. Au contact de l'air humide ou abandonné sous l'eau, il se recouvre d'une couche d'oxyde et de carbonate hydraté, tous les deux insolubles : la première couche ainsi formée protège le métal contre une oxydation plus avancée. Chauffé au rouge blanc, le zinc brûle avec une belle flamme blanche ; le produit de la combustion est l'oxyde ZnO. Le chlore, le brome, l'iode, le phosphore se com-

binent directement avec le zinc; ii se dissout dans l'acide chlorhydrique et l'acide aulfurique étendus avec dégagement d'hydrogène.

Le zinc est très employé. On en fabrique des vases destinés à contenir de l'eau ; laminé en feuilles légères et minces, il sert principalement h couvrir les toits des habitations. On doit éviter de fixer les feuilles de zinc avec des clous en fer ou des soudures métalliques : les métaux étrangers formeraient avec le zinc un élément de pile, dans lequel le zinc, plus électro-positif, serait rapidement oxydé par l'oxygène provenant de la décomposition de l'eau.

En outre, comme il est le plus dilatable de tous les métaux, on doit agrafer les feuilles de zinc les unes aux autres en leur laissant assez de jeu pour ne pas gêner les mouvements d'expansion et de contraction qu'amènent les alternatives de température.

Le zinc, étant peu altérable a l'air et à l'humidité, sert à protéger le fer contre l'oxydation ; le fer z'mgné est appelé improprement fer galvanisé. Le fer est mieux préservé de l'oxydation par le zingage que par rétamage; quand même quelques points de sa surface sont à découvert, il ne s'oxyde pas ; le zinc seul est altéré, parce qu'il est plus électro-positif que le fer.

Pour zinguer le fer, il suffit de le plonger dans un bain de zinc fondu. On emploie beaucoup les objets en fer zingués : tels sont les flis de télégraphe, les tuyaux de poêle et de cheminée, les gouttières, les , conduites d'eau, etc. Cette industrie importante a été l créée en 1836 par M Sorel

Les vases en zinc o i en t le 7 nguée sont impropres

à la conservation des ahmenls et des boissons. L'eau,

Je vin, le lait, les huiles se chargent rapidement de sels

H|de zinc vénéneux. L 1 grand nombre, ô! eïi\'çisv'î«v.vi&-

meDts ont été occasionnés par l'ingestion d'aliments

conservés dans des vases en zinc.

377. Oxyde de zinc /nO. — L'oxyde de zinc produit par !a comljustioi e t en llocons blancs, légers, que les anciens chimiste de gna nt sous ie nom de nihil album, lana philosopl ca Cbtenu par la calcination du carbonate de ? ne 1 est lourd et pulvérulent. On en fabrique auj urd 1 u de grandes quantités par la combustion du z ne dans u courant d'air : i! est employé pour la peinture sous le nom de blanc de zinc, il la place de la céruse (carbonate de plomb), sur laquelle il présente l'avantage de ne pas noircir par l'hydrogène sulfuré, et de ne pas être vénéneux.

L'oxyde de zinc est blanc, infusible, sans saveur, insoluble dans l'eau. IL n'attire pas l'acide carbonique de l'air et ne s'unit pas à l'eau quand il a été fortement calciné. L'addition de potasse à un sel de zinc soluble donne un précipité d'hydrate ZnO'H', qui absorbe facilement le gaz carbonique. L'oxyde et l'hydrate de zinc sont des bases puissantes qui neutralisent les acides en donnant des sels isomorphes avec ceux du magnésium. Ils sont en outre solubles dans la potasse et dans la soude ; un excès d'alcali ajouté à un sel de zinc redissout le précipité formé au début de la réaction.

L'oxyde de zinc est prescrit comme antispasmodique; à la dose de lO à 12 grammes par jour, il a été vanté contre l'épilepsie.

L'industrie du blanc de zinc, créée par Leclaire, en fournit annuellement plus de 6 millions de kilogrammes.

378. Chlorure de zinc ZnCI'. — On dissout le zinc dans l'acide chlorhydrique, et l'on évapore la solution de manière à chasser tout l'acide chlorhydrique. On

^ben

iaulïe le résidu jusqu'à fusion du chlorure de zinc

iviron 250°), et on le coule sur des plaques de faïence où il se prend en masses blanches, déliquescentes. Par évaporation dans lo vide de sa solution aqueuse, il cristallise en octaèdres, renfermant une molécule d'eau

iCl'+H'O.

Le chlorure de zinc fondu est employé pour cauté-

ler les plaies cancéreuses.

En délayant de l'oxyde de zinc dans une solution de

lorure de zinc marquant 58" Baume et additionnée 'un peu de carhonate de sodium, on obtient une pâte

lur peinture blanche, qu'on applique sans huile sic-

ttive et qui sèche rapidement (Sorel).

Sans carbonate de sodium, la pâte durcit très vite; constitue alors une sorle de ciment qui devient dur et sert au moulage d'objets d'ornement.

379. Sulfate de zinc SO^Zn + 7H'0. — Il se produit s la préparation de l'hydrogène par l'action du zinc l'acide sulfurique. Les ateliers de dorure et de galranoplastie où l'on se sert de piles de Bunsen en four-

issent de grandes quantités au commerce. A Goslar, dans le Hanovre, oCi l'on exploite un minerai de plomb renfermant du sulfure de zinc et de fer, on obtient par grillage et lavage du rainerai une solution de sulfate de zinc et de fer. Cette solution étant évaporée à siecité, on introduit le résidu dans des cornues en grès, oii il est calciné. Le sulfate de fer se détruit en acide sulfurique fumant qui distille et en oxyde ferrique insoluble qui reste dans la cornue avec le aullate de décomposé. Il suffit de reprendre celui-ci par l'eau bouillante, de filtrer et de concentrer la liqueur,

Le sulfate de zinc, appelé aussi couperose blant vitriol blanc, est en cristaux transparents. e£florescent8j|

nfermant 7 mdécules d'eau comme ccuk àa soNSaMe.

'eau \

jntsT^H âSSa.\a f

(le magnésium, avec lesquels ils sont isomorphes. Sa saveur est acre et styptique. Il se dissout dans deux fois son poids d'eau à O et dans son poids d'eau bouillante.

n ne se décompose qu'au rouge en oxyde de zinc, acide sulfureux et oxv'gène.

H est employé dans l'industrie des indiennes. En médecine, on s'en sert comme astringent, en injections et en collyres : on le prescrit aussi quelquefois comme vomitif.

380, Caractèbes des sels de zinc. — I^ea sels de zinc sont incolores, d'une saveur désagréable. La potasse, la soude et l'ammoniaque y donnent un précipité blanc d'hydrate de zinc qui se redissout dans un excès d'alcali.

Les carbonates alcalins y donnent un précipité blanc dB carbonate de zinc, insoluble dans un excès de réactif, mais soluble dans l'ammoniaque.

Le sulfhydrate d'ammoniaque et les sulfures alcalins précipitent du sulfure de zinc blanc, insoluble dans l'eau. C'est le seul sulfure insoluble qui ne soit pas coloré. L'hydrogène sulfuré ne précipite que partiellement les sels de zinc et seulement dans les solutions neutres.

Le ferrocyanure de potassium donne un précipité blanc de ferrocyanure de zinc.

381. RELATIONS DU ZINC. — Par ses propriétés, son aspect, son point de fusion, la forme cristalline de ses sels isomorphes avec ceux du magnésium, il se rapproche de ce métal. Il en diffère, entre autres caractères, par la facile réductibilité de son oxyde au moyen du charbon et par l'insolubilité de son sulfure.

Le magnésium et le zinc forment un groupe naturel 'ans Ja famille des métaux diatomiques.

re. — Alliages de cuivre. — Osydes. — Chlorures, sulfures, I aulFate, araénile. carbunalvs de tuiivre. — CaractëreE des sels

(le cuivre. — Action îles sels de cuivre sur l'organisme.

Mercure. — Relalions du mercure avec tes autres métaux. —

Combinaisons mercureuses, oxyde, azotate, chlorure, iodure

mercureux. — Caractères des sels mercureux. — Combinaisons

^^lercuriques ; oxyde, sulfure, axotaie, sulfate, cliloruri!, iodure

- Action du

^^p 882. Le cuivre est connu dès la plus haute antiquité : son usage a précédé de plusieurs siècles celui du fer. Il se trouve à l'état natif ou à l'état d'oxyde et de carbonate d'une exploitation facile ; le minerai le plus abondant est la pyrite cuivreuse ou sulfure double de cuivre et de fer. Divers procédés sont usités pour son extraction ; nous nous contenterons de citer le procédé anglais.

La pyrite cuivreuse, accompagnée de sa gangue 1 siliceuse ou calcaire, est soumise au grillage ; le sul- * lure de fer, plus oxydable, se transforme en grande partie en oxyde ferrique et gax sulfureux. Après le grillage, le minerai additionné de silice si sa gangue est alcaire, ou de calcaire si elle est siliceuse, &¥,\.xî\^'iso\^fe j

^Wlcai

4S8 CHIMIE INORGANIQUE ÉLËMENTAltlE

avec de la houille et chauffé dans un four à réverbère. La silice et le calcaire donnent un silicate de calcium facilement fusible, dans lequel le fer vient se concentrer à l'état de silicate; en effet, l'oxyde ferrique est réduit par le charbon à l'état de protoxyde qui s'unit à la silice. La scorie est alors formée de silicate double de calcium et de fer fusible, au-dessous duquel se réunit le sulfure de cuivre, débarrassé de la plus grande partie du fer. Ainsi purifié, le sulfure de cuivre renferme 23 pour 100 de métal ; il porte le nom de matle bronzée.

Par grillage et fusion k l'air, la matte bronzée perd presque tout son soufre, qui s'oxyde, et le produit de ce grillage, appelé matte blanche, renferme alors 78 pour 100 de cuivre.

La matte blanche est ensuite additionnée de minerais de cuivre exempts de sulfure (oxyde et carbonate), grillée et fondue de nouveau ; l'oxygène de ces minerais oxyde presque tout ce qui reste de soufre; on obtient le cuivre brut. Pour le raffiner et lui enlever un peu de soufre et quelques métaux étrangers, on le chauffe dans un four à réverbère, de manière à oxyder une portion du métal. Cette portion oxydée réagit sur ce qui reste de sulfure et sur les métaux étrangers, qu'elle oxyde, et on a alors le cuivre rosette, mélangé d'oxyde cuivreux. On le débarrasse de ce dernier en le fondant sous une couclie de. charbon et brassant le bain avec une perche de bois vert, qui dégage pendant sa combustion des gaz carbonés au contact desquels les dernières traces d'oxyde cuivreux se réduisent.

Dans les laboratoires, on se procure du cuivre chimiquement pur, en précipitant le sulfate de cuivre par des lames de fer bien décapées.

Le cuivre a une couleur rouge, une odeur et une

saveur sensibles et désagréables; son poids atomique est de 63,5; on le représente par le symbole Cu. Il est très malléable et très ductile, tenace à un degré moindre que le fer : un fil de cuivre de 2 millimètres de diamètre ne se rompt que sous une charge de 140 kilogrammes. Après fusion, sa densité est de 8,85. Il fond vers H50' et cristallise ensuite par fusion. L'aîr sec ne l'aîtère pas h froid : en présence de l'bumidité et de lacide carbonique, il se recouvre d'une couche superficielle de carbonate de cuivre, appelé souvent vert-de-gris, et qui ne doit pas être confondu avec l'acétate basique de cuivre désigné sous le nom de vert-degris.

Le cuivre chauffé au contact de l'air brûle facilement en se transfoi-mant en protoxyde ou en bioxyde, suivant que l'oxygène est en quantité insuffisante ou en excès.

L'acide sulfurique attaque le cuivre à chaud en donnant du sulfate de cuivre et du gaz sulfureux (§ 97).

L'acide azotique le dissout avec formation d'azotate de cuivre et dégagement de bioxyde d'azote AzO (§ 150).

L'acide chlorhydrique l'attaque difficilement, même à, chaud.

Sous l'influence des acides faibles , le cuivre donne les sels correspondants : c'est ainsi qu'on prépare le sulfate ou l'acétate de cuivre en humectant des lames de ce métal avec de l'acide sulfurique étendu ou du vinaigre. Les acides gras amènent assez rapidement cette transformation du cuivre en sels.

Au contact de l'ammoniaque, le cuivre s'oxyde rapidement; l'oxyde formé se dissout dans l'ammoniaque avec une belle couleur bleue.

383. Les usages du cuivre sont connus; il sert à fabriuierdes vases de cuisine, des bassins d'évaporatioa.

CUIMIB tXORGANlQtlE ËLBUENTAÎAE'

des appareils distitlatoires, etc. Il entre dans uq grand □ombre d'îdliages de la plus haute importance.

On protège les vases de cuivre contre t'oxydatioD, en recouvrant leur surface eslérieore d'ooe couche mince d'étaîn.

Pour opérer Vélamage, on commence par décaper le mêlai en le chaufTant et le saupoudrant de chlorhydrate d'ammoniaque, qui transforme l'oxyde de cuivre en chlorure volatil; puis, sur la surface chaude et brillante, on étend de l'étain fondu au moyen d'un tampon d'étoupe.

Les alliages de cuivre sont nombreux. Les plus usités sont le laUon ou cuivre jaune, le bronze et le maillechort.

Le laiton est un alliage de cuivre et de zinc qui peut remplacer le cuivre dans presque tous ses emplois ; aussi malléable, aussi ductile que le cuivre pur, il est plus fusible, moins altérable et se prèle mieux au travail. Les proportions de zinc dans le laiton varient de 30 à 34 pour 100, suivant l'emploi auquel on destine le laiton : quand il doit être tourné, on y ajoute un peu de plomb et d'étaîn. Le laiton a une foule d'usages; on en fait des fils, des roues de montres, des ustensiles de ménage, des gai'uitures d'armes, des ornements, des boutons de portes, de serrures, etc. Le similor, le chrysocale sont des laitons renfermant de 83 à 90 de cuivre pour 100 avec lesquels on fabrique les faux bijoux. Le bronze est un alliage de cuivre et d'étain en proportions variables (80 à 90 de cuivre pour 100) qui, à l'inverse de l'acier, devient malléable par la trempe. On en fait des canons, des cloches, des cymbales, des statues, des médailles, etc.

Le jnaillechort ou argentan est un alliage de cuivre, de zinc et de nickel, d'une couleur blanche, peu alté-

rable et avec lequel oq fabrique des objets de sellerie, des instruineiiLs de physique et la monture de divers instruments de chirurgie.

384. Le cuivre, comme les métaux diatomiques jusqu'à présent étudiés, fournit un chlorure CuGP, un osyde CuO; mais, en outre, son atome possède la propriété de se doubler, de manière à former un groupement Cu' également diatomique. A ce groupement correspondent des composés dits cuivreux ou de cuprosum : tels sont le chlorure cuivreux {Cu')"Cl', l'oxyde cuivreux (Cu^'O. Aux sels qui renferment l'atome Cu diatomique on donne le nom de sels cuivriques ou de ùuprioiin.

Les composés cuivreux sont peu stables et se transforment facilement en composés cuivriques.

385. Oxydes de cuivre. — Oxyde CUIVREUX [protoxyiie de cuivre] {Cu')"0. — Appelé aussi oxyde rouge de cuivre, il existe à l'état natif, cristallisé en octaèdres rouges et transparents. On le prépare en calcinant fortement un mélange de 100 parties de sulfate de cuivre, 28 parties de carbonate de sodium et 25 parties de limaille de cuivre- Dans cette réaction, il se forme du sulfate de sodium,

de l'acide carbonique et de l'oxyde cuivrique CuO que l'excès de cuivre convertit en oxyde cuivreux Cu'O :

SOM^u + CO^Xai = SO»Nas -|. C0« -|- CuO

(ijObUent aussi de l'oxyde cuivreux cristallisé ea taèdres en faisant bouillir de l'acétate de cuivre aveo J

de la glucose, qui s'oxyde aux dépens du sel cuivrïque et le transforme en oxyde cuivreux. C'est sur cette réaction qu'est basée la recherche de la glucose dans les urines des diabétiques.

Chauffé au contact de l'air, l'oxyde cuivreux absorbe de l'oxygène et se transforme en oxyde cuivrique :

Cuio + 0 = acuo

Oiyde Oivgéno. Oiyde

Avec l'acide chlorhydrique, il donne du chlorure cuivreux (Cu')GI', mais avec les autres acides il ne fournit pas de sels correspondants. Ainsi, avec l'acide sulfurique, il donne du .sulfate cuivrique et du cuivre métallique :

SD'Hs -\- Cii=0 = SO'Cu + H'O + Cii

On voit que les combinaisons cuivreuses sont peu stables et n'ont pas grande importance.

L'oxyde rouge de cuivre, fondu avec le verre, Je colore en un beau rouge pourpre, en formant un silicate cuivreux; c'est pour cet usage qu'on le prépare dans les arts.

Comme il s'oxyde à l'air avec une grande facilité, on doit toujours l'additionner d'un peu d'étain ou de fer qui ramène l'oxyde cuivrique à l'état d'oxyde cuivreux et qui donnent eux-mêmes des silicates incolores.

386. Oxyde cuivbiquë (bioxyde de cuivre) CuO. — Par la calcination du cuivre au rouge dans un courant d'air, on obtient l'oxyde de cuivre CuO sous forme "une poudre noire et dense. Il se précipite un hydrate

! cuivre CuO^H', de couleur bleue, par l'addition de

la potasse à la solution d'un sel de cuivre ; cet hydrate perd facilemeat son eau d'hydratation ; mis en suspension dans l'eau en ébulUtion, il se convertit en oxyde cuivrique anhydre.

L'oxyde de cuivTe se dissout dans l'ammoniaque en donnant une liqueur d'un bleu intense, dons laquelle ]a cellulose est soluble.

Il est facilement réduit au rouge sombre par le charbon et l'hydrogène, qu'il convertit en acide carbonique et en eau : de la son emploi pour l'analyse des matières organiques.

C'est une base puissante qui fait la double décomposition avec les acides en donnant les sels cuivrlques ou sels de cuivre ordinaire.

387. Sulfure de cuivre. — Le sulfure cuivreux (Cu'^S est très répandu dans la nature, surtout associé au sulfure de fer et constituant le minerai appelé pyrite cuivreuse, ùuivre panaché; c'est le minerai le plus employé pour l'extraction du métal.

Le sulfure cuivrique CuS prend naissance par l'action de l'hydrogène sulfuré sur les solutions des sels de cuivre. C'est un précipité noir, très altéralile; abandonné à l'état humide, au contact de l'air, il absorbe de l'oxygène et se convertit en sulfate.

388. CUortires de cuivre. — Le chlorure cuivreux (Gu'y'Cl' se produit par l'action de l'acide chlorhydrique bouillant sur la tournure de cuivre, en présence d'un peu d'acide azotique. Il se forme d'abord du chlorure cuivrique CuCI", qui, par l'ébullition de sa solution chlorhydrique au contact d'un excès de cuivre, donne du chlorure cuivreux. Celui-ci est soluble dans l'acide chlorhydrique, mais cette solution étendue d'e. laisse déposer le chlorure cuivreux sous forme d'uoat j poudre blanche cristalline.

URIUAUX. — CHIMIE ]M)n(i. '

434 CHIMIE INORGANIQUE ÉLÉIIENTAIRB

Le chlorure cuivreux en solution chlorhydrique absorbe l'oxyde de carbone; il est employé, à cet effet, dans l'analyse des mélanges gazeux.

Il se dissout dans l'ammoniaque; la solution est incolore, mais bleuit rapidement à l'air; elle possède la propriété d'absorber le gaz acétylène C*H*.

Le chlorure cuivynque CuGl* + 2H^0 s'obtient par la dissolution de l'oxyde GuO dans l'acide chlorhydrique. H est soluble dans l'eau avec une couleur verte et cristallise en prismes rhomboïdaux d'un vert bleuâtre, renfermant 2 molécules d'eau.

Sous le nom de vert de Brunswick, on emploie une combinaison de chlorure et d'oxyde cuivriques (oxychlorure), que l'on prépare en abandonnant à l'air des feuilles de cuivre mouillées avec une solution de chlorhydrate d'ammoniaque.

dSS bis. Sulfate de cuivre SO*Cu + BH^O. — Ce sel se produit en grande quantité dans l'affinage des matières d'or et d'argent (voyez Or), et par le grillage à l'air des pyrites cuivreuses. On en obtient aussi en mouillant des lames de cuivre hors d'usage, les saupoudrant de fleur de soufre et les chauffant au rouge : il se forme du sulfure de cuivre, qui, abandonné au contact de l'air, se convertit en sulfate que l'on reprend par l'eau.

Le sulfate de cuivre {vitHol bleu, couperose bleue) cristallise en parallélépipèdes obliques, bleus, d'une saveur styptique et désagréable. Il renferme 5 molécules d'eau qu'il perd entièrement à 250^, en devenant blanc et pulvérulent; au contact de l'eau, le sel anhydre s'hydrate de nouveau et reprend sa couleur bleue. Chauffé au rouge blanc, il se détruit en oxygène, acide sulfureux et oxvde de cuivre.

Il est soluble dans 4 parties d'eau froide et 2 parties

d'eau bouillante. Sa solution, par l'addition d'ammo- 1 niaque, donne une liqueur appelée eau céleste, d'un beau bleu foncé et qui renferme du sulfate de cuivre ammoniacal.

Il est très employé dans la teinture sur laine et sur soie pour produire des noirs, des violets et des lilas : il sert en agriculture pour chauler les blés de semence et les préserver de l'action des parasites qui pourraient se développer sur le grain, au sein de la terre.

En médecine, on l'administre contre le croup comme éraétique, à la dose de 5 à 20 centigrammes; à l'extérieur, il est caustique et sert à cautériser les ulcères, les aphtes, les chancres atoniques.

Le sulfate de cuivre ammoniacal, qui entre dans la composition de quelques collyres, a été aussi vanté contre l'épilepsie; on le prépare en précipitant par l'alcool une solution de sulfate de cuivre dans l'ammoniaque.

389. Araénita ds cuÎTre (AsO=)Cu,GuO {vert de Scheele). — C'est un arsénite basique d'un vert clair, qui se précipite par l'addition d'une solution d'arsénite de potassium à une solution bouiUante de sulfate de cuivre. Le vert de Schiveinfai'th est une combinaison d'arsénite et d'acétate de cuivre.

390. Carbonatas de cuivre. — Le carbonate neutre GO'Gu n'est pas connu; par l'addition d'un carbonate alcalin à une solution de sulfate de cuivre, il se dégage de l'acide carbonique et il se sépare un précipité volumineux, bleuâtre, se contractant et verdissant par des i lavages à l'eau chaude, et l'orme par un carbonate ' basique CÛ'''Cu,GuO,H'^0. Ce carbonate est employé e peinture sous le nom de vert minéral. Il se trouve dansJ la nature en masses compactes et dures, constituant l|i T maluchite, dont on fait des objets d'ornement, des vases, .' des bijoux, des pendules, etc.

436 CIiniIE INORGANIQUE ÉLÉUENTAIRE

I! existe un autre carbonate naturel de cuivre, de la formule (CO'Cu)',CuO,H'0 : c'est VazurUe ou bleu de montagne, dont on se servait autrefois sous le nom de cendres Ueiias, dans la fabrication des papiers peints, mais qui est aujourd'hui remplacé par l'outremer artificiel, M. Debray a reproduit l'azurite en laissant en contact, dans des matras fermés, une dissolution d'azotate de cuivre avec des morceaux de craie,

391. Cahactères des sels de cuivre. — Les sels cuivreux, appelés aussi sels de cuivre au minimum, dans lesquels existe le groupement diatomique Cu% ne comprennent que le chlorure, le bromure, l'iodure, le sulfure et le séléniure. Ils sont très instables; la potasse en précipite de l'hydrate cuivreux jaune (CuO"0'H^, que l'ammoniaque dissout en donnant une solution incolore, bleuissant rapidement à l'air.

Les sels cuiofiques, dits sels au maximum, sont les sels de cuivre ordinaires, renfermant l'atome de cuivre Cu diatomique; leurs formules générales sont semblables à celles des métaux diatomiques précédemment étudiés.

Ils sont tous colorés en bleu ou en vert ; les sels neutres solubles dans l'eau ont une réaction acide au papier de tournesol.

La polasse y donne un précipité bleu clair d'hydrate de cuivre CuO^HS insoluble dans l'eau et noircissant par l'ébullition. Cet hydrate se dissout dans l'ammoniaque avec une belle couleur bleu foncé.

L'hydrogène sulfuré et le sulfhydrate d'ammoniaque précipitent les sels de cuivre en noir (sulfure cuivrique) insoluble dans un excès de sulfhydrate d'ammoniaque.

Le ferrocyanure de potassium y forme un précipité mari-on de ferrocyanure cuivrique; dans les solutions

e MERCURE ^^^^^^1

jniie une couleur jauue bi'un. Cett^^^H ^Dsible. ^^^m

Une lame de fer ploneèe dans la solution acidulée d'un '

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Une lame de fer plongée dans la solution acidulée d'un sel de cuivTe se recouwe d'un dépôt rouge de cuivre métallique; cette réaction est constante et sensible. ~^ La présence de certaines matières organiques mo- [fie quelques-uns des caractères précédents : ainsi, en présence de l'acide tartrique, la potasse ne précipite pas le sulfate de cuivre, mais il n'en est pas moins précipité par le ferrocyanure de potassium et coloré en bleu foncé par l'ammoniaque.

392. Action diîs sels de cuivre sur l'organisme. — Les sels de cuivre sont émétiques; ils amènent facilement le vomissement. Pendant longtemps on les a ^■^gardés comme très vénéneux et pouvant amener la ^^kort, mëmefifaiblesdoses; mais cetteopinion avait été Hp^lie sur des faits insuffisamment observés. M. Ga- ^lîppe en effet a fait voir qu'on peut faire absorber peiM dant plusieurs mois 50 centigrammes à 1 gramme d sels de cuivre par jour h. des chiens sans que leur s ^noit altérée; il a constaté de plus qu'on peut san^S ^^faconvénient notable consommer des aliments cuits^ HpUis des vases de cuivre. Il est douteux qu'fi dose» i ^fiîus élevées les sels decuivre puissent amener la mort, parce qu'ils provoquent le vomissement et sont rejetés par l'estomac. Quant aux coliques qu'on avait signa- 3 chez les ouvriei-s qui travaillent le cuivre, M. A. , tautier les attribue au plomb des étamages et dfflj s de cuivre maniés par les ouvriers.

} 3y;3. Le mercure se trouve à l'état de sulfure o« ', exploité en Europe à Idria, près d& T'îS.es.Va's

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h Alraaden, en Espagne, et en Californie, à New-Almaden. Le traitement du minerai est 1res simple : il consiste en une (listiliatioo dans un courant d'air; le soufre s'oxyde et se dégage à l'état de gaz sulfureux, tandis que le mercure est recueilli dans des chambres de condensation. La production annuelle du mercure est de trois millions cinq cent mille kilogrammes, sur lesquels la Californie en fournit à elle seule deux millions.

Le mercure est le seul métal lir|uide à la température ordinaire ; il est opaque et doué d'un grand éclat. Il se solidifie à — 40*, en cristallisant en octaèdres; solide, il présente la malléabilité du plomb. Sa densité est de 13,59. Il bout à 360*, mais émet des vapeurs à toutes les températures : on constate ce fait en maintenant au-dessus de la surface du mercure une lame d'or qui blanchit par la formation d'une mince couche d'amalgame, mais ce réactif n'est pas assez sensible pour constater la formation de vapeur mercurielle à de basses températures. M. Merget emploie comme réactif une feuille de papier imprégnée d'azotate d'argent ou d'azotate de palladium, que le mercure décompose en mettant en liberté de l'argent ou du palladium, qui colore le papier en noir. On peut ainsi démontrer que le mercure émet des vapeurs même quand il est solide.

Le mercure ne s'altère pas à la température ordinaire; chauffé à 350° dans l'air ou l'oxygène, il se recouvre d'une pellicule rouge d'oxyde mercurique. Le soufre, le chlore, le brome, l'iode s'y combinent à froid. L'acide azotique l'attaque facilement : il en est de môme de l'acide bromhydrique, de l'acide iodhydrique, de l'acide sulfurique concentré à chaud, qui donne en même temps du gaz sulfureux. L'acide chlorhydrique est sans action.

Agité longtemps à l'air, le mercure se tîîvise t donne une poudre sinise sans éclat, autrefois usité'J! en médecine. Trituré avec de la graisse, il se divise, s'éteint, comme on dit vulgairement, en colorant la masse en gris. Le mélange de parties égales de graisse et de mercure constitue la pommade mercurielle 0U| ongiienl napuUluin.

Le mercure métallique sert à l'extraction de l'ai gent et de l'or par amaigamation : c'est là s( cipal emploi. Il entre dans la confection des baromM très, des thermomètres : il est la matière première dd sels de mercm-e.

Ses alliages sont appelés amalgames. L'amalgam de sodium, employé dans les laboratoires, est cristal* lise; on le prépare en ajoutant peu à peu de petila morceaux de sodium k du mercure légèrement chaul (1 à 5 parties de sodium pour 100 de mercure).

L'amalgame d'étain constitue l'alliage usité poiH rétamage des glaces. On étend une feudle d'étaia mince sur un plan horizontal, on la recouvre de mei cure, puis on applique la glace de manière qu'il i reste entre les deux surlaces aucune trace d'à d'humidité : l'amalgame s'attache au verre et lui doniM la propriété de réfléchir les objets.

394. Le poids atomique du mercure déduit de s combinaisons volatiles et de sa chaleur spécifique * égal h 200, et l'atome est représenté par le symbole llg (du nom latin hydrargynim). Le poids molécifll laire déduit de la densité de vapeur du mercure i également '200, d'où il suit que la molécule du mercui ne renferme qu'un seul atome.

395. Relatiiws du mercure. — Le mercure et 1 cuivre forment un groupe naturel dans les métaufl

atomiques; ils sont liés par les plus étroites analo»'!

gies. En effet, le mercure, comme le cuivre, donne deux séries de combinaisons. Dans les unes, deux atomes Hg se soudent et donnent un groupement diatomique (Hg*)" ; tel il est dans le chlorure mercureux ou calomel (Hg^j^Gl*. Ces combinaisons, qui correspondent aux sels cuivreux, sont dites combinaisons de mercurosum, mercureuses ou au minimum.

Dans les autres, Tatome Hg est comparable aux autres métaux diatomiques; comme eux, il est diatomique, fixe deux atomes de chlore ou se substitue à deux atomes d'hydrogène des acides; tel il est dans le chlorure mercurique HgGl% l'azotate mercurique (AzO')*Hg. Ces combinaisons sont dites de mercurircumy mercuriques ou au maximum.

Les sels mercureux ont plus de stabilité et plus d'importance que les sels cuivreux. Nous étudierons séparément les dérivés mercureux et les dérivés mercuriques, car, en considérant leurs réactions caractéristiques, ils semblent appartenir à deux métaux différents, le mercurosum Hg* et le mercuricum Hg. Néanmoins les sels mercureux et mercuriques, sous l'influence de divers réactifs, se transforment plus ou moins facilement les uns dans les autres.

Combinaisons mercureuses.

396. Oxyde mercureux (Hg'/O. — Poudre noire qui se produit par la digestion du chlorure mercureux avec la potasse ou la soude; il est peu stable, et, par raction de la lumière ou d'une température de 400", il se dédouble en mercure et oxyde mercurique HgO. C'est cependant une combinaison définie, car, traité par l'acide chlorhydrique, il se convertit en chlorure mercureux (calomel) :