OXYDE DE POTASSIUM
(dérivé primaire).
5 528. On l'appelle communément potasse caustique, hydrate île perlasse, potasse.
Propriétés. — L'oxyde (le potassium est un corps solide qui cristallise en plaques blanches, translucides; sa densité est de 1,706. Il se fond vers (00°, et il se volatilise sans altération à la chaleur blanche. Il possède une saveur âcre, brûlante, il est très-caustique et il attaque vivement les tissus animaux, c'est cette propriété qui le fait employer en médecine comme pierre à cautère.
Lorsqu'on chauffe l’oxyde de potassium hydraté dans un courant d’oxvgènc sec. il se transforme en trioxyde et il se produit de l'eau :
*°{ff + 0,0 - o[Jg + Ojij.
Le soufre décompose l’oxyde de potassium hydraté, en donnant des produits différents suivant la température: si elle n’excède pas 200°, on obtient un polysulfure et un oxy-sulfure de sulfuryle et de potassium. A une température plus élevée on obtient un polysulfure et de l'oxyde de sulfuryle et de potassium (§ 510).
Si l’on fait passer un courant de chlore sur de la potasse chauffée légèrement, il se produit du chlorure de potassium, de l'eau et un dégagement d'oxygène (§ 508). La potasseen solution dissout le cyanogène, la liqueur sc colore d'abord en jaune, puis en brun et renferme alors ; du cyanure de poiassium, du cyanate de potasse, un sel brun (azulmate do potasse) et probablement aussi de l'oxalate de potasse.
Le phosphore le décompose aussi en donnant lieu à de l'oxyde de phosphorosum et de potassium et à un dégagement de phospbure d'hydrogène (§ 513).
L’hydrogène et l’azote n’ont pas d’action sur lui. Mais le carbone le décompose à l'aide de la chaleur, il se dégage du carbonyle et il reste du potassium (§ 512).
Un assez grand nombre de métaux positifs réduisent l'oxyde de potassium, tel est le fer; on obtient du potassium et un oxyde du métal réducteur.
L’oxyde de potassium hydraté possède une grande affinité pour l'eau, il est très-déliquescent et absorbe l'humidité de l’air. Il se combine à l’eau avec dégagement de chaleur pour former deux nouveaux oxydes hydratés qui ont pour formules :
0=(u« et °*{îls
Ces composés perdent leur eau par la chaleur, pour redevenir oxyde 0$ , ce dernier ne peut perdre la dernière molécule d’eau pour se transformer en anhydride, à aucune température.
La potasse est soluble dans l'alcool.
L'oxyde de potassium fait la double décomposition, on pourrait presque dire avec tous les oxydes négatifs, pour former des oxydes intermédiaires.
L'oxyde de potassium agit sur un grand nombre de métaux positifs et notamment sur ceux qui, en se combinant avec l’oxygène, peuvent former un oxyde négatif, celui-ci fait la double décomposition avec l'oxyde de potassium pour former un oxyde intermédiaire. Cette oxydation se fait aux dépens de l'oxygène de l'eau et il se dégage de l'hydrogène. Ainsi:
L'oxyde de potassium dissout le zinc et le cadmium à l aide de la chaleur; par une première double décomposition, on obtient de l'oxyde de zinc et de potassium et de l'hydrure de zinc :
ojJî + Zn.Zn = o[*n + H.Zn
Mais l'hydrure de zinc, en présence d’un autre molécule d’oxyde de potassium, forme une seconde molécule d'oxyde de zinc et de potassium et une molécule d'hydrogène :
H,Zn + ojj ojZ" + H, H.
La potasse agit aussi sur l'étain, et produit, par deux doubles décompositions analogues, un dégagement d’hydrogène et un sel de métastannyle soluble. Le tantale n'esl pas attaqué par la potasse en solution, mais par la fusion, il est oxydé lentement et il se forme aussi un sel de tantalyle avec dégagement d'hydrogène.
Le tungstène et le molybdène sont transformés par la potasse en sel de tungstyle et en sel de molybdyle, avec le molydène l’action est lente et il faut la fusion pour la produire. Avec ces deux métaux, il faut opérer au contact de l’air, ou faire usage d'un corps oxydant contenant de la potasse ; alors la réaction est représentée par l'équation :
40jS
20*(TÇ’
STg.Tg
Potasse,
Tungstène.
Oxyde de tungstyle
plut oxygène.
et de potassium,
plut eau.
Les alcalis n’ont pas d’action sur le vadadium même à chaud.
L’oxyde de potassium hydraté n’attaque pas l’argent, c’est pourquoi on se sert de vase d'argent pour le fondre et évaporer sa solution. Il n'at-
laque pas non plus l'or, cependant lorsqu’on le chauffe à l'air avec de l’or, ce dernier s'oxyde et on obtient un sel d’or et de potassium.
Le platine est fortement attaqué par l’oxyde de potassium. 11 l'est aussi fortement par un mélange de nilre et de potasse, ainsi que par l’oxyde de sulfuryle et.de potassium. Il se produit un sel de potassium à radical négatif de platinicum.
L’osmium, l'iridium et le palladium sont oxydés, à l'aide de la chaleur, par la potasse, par le nitre et par l’oxyde de sulfuryle et de potassium.
L’oxyde de potassium oxyde aussi le rhodium ; l'oxyde de sulfuryle et de potassium acide le transforme en oxyde de sulfuryle, de potassium et de rhodium.
La potasse se dissout dans les oxydes négatifs sans effervescence. Elle se combine à la silice, c'est pourquoi on ne doit pas évaporer sa dissolution concentrée dans des vases de verre qui seraient attaqués par elle. Elle s’y combine même à froid, c’est au point que si l’on conserve sa dissolution dans un flacon bouché à l'émeri, pour peu qu'il s’en trouve sur le goulot, le verre ne tarde pas à être attaqué et le bouchon se soude fortement au flacon. Les parois du vase sont préservées par le poli du verre. Pour éviter cet inconvénient, il faut enduire le bouchon d’un peu d'huile ou de suif.
§ 529. Préparation. — Pour préparer I’oxvde de potassium hydraté, on dissout 1 partie d’oxyde de carbonyle et de potassium dans 7 parties d’eau pure; on laisse reposer la liqueur et on la décante. On fait bouillir cette dissolution dans un vase en fer ou en argent; puis on y ajoute do la chaux éteinte délayée dans l'eau, par petites portions à la fois pour no pas arrêter l’ébullition. Il se produit de l'oxyde de carbonyle et de calcium qui se précipite et la potasse reste en solution :
Oxyde
Oxyde
Oxyde
de carhocyle
de calcium.
de carbonyle
eide potassium.
et de calcium.
Pour s'assurer si l'on a ajouté assez de chaux, on prend une petite portion de la liqueur filtrée et on y verse un peu de chlorure d’hydrogène; si la chaux est en quantité suffisante il ne doit pas se produire d’effervescence. Alors on filtre la liqueur, on l’évapore dans un vase en cuivre ou mieux en argent, et on obtient ce que l'on appelle la potasse à la chaux; elle sert comme pierre à cautère.
Pour la purifier on la reprend par l'alcool qui ne dissout que l’oxyde de potassium et laisse indissoutes les matières étrangères, on filtre la
solution et on l'évapore à siccité. La potasse ainsi obtenue est nommée potasse à l'alcool.
Etat naturel. — On rencontre la potasse dans la nature ; aussi bien dans le règne minéral que dans le règne végétal. On la trouve dans certaines roches et notamment dans le mica et dans le feldspath ; les végétaux en renferment une assez grande quantité qui se retrouve dans leurs cendres desquelles on retire la potasse du commerce.
3». — eaOCPE S0D1QCE.
§ 530. Ce groupe comprend deux oxydes positifs correspondant aux oxydes du groupe potassique, ce sont :
L'oxyde de sodosum
Oxyde de sodium
Dérivé secondaire
Dérivé primaire
Na*
Na’
Na
Na
Na
OXYDE DE SODOSUM, = oj^®j
$ 531 . On l'obtient en chauffant du sodium dans la quantité d'oxygène strictement nécessaire pour la combinaison. On l'appelle encore sousoxyde de sodium.
ANHYDRIDE DE SODIUM = oj^*
(dérivé secondaire).
§ 532. Il ressemble à l'oxyde de potassium par ses propriétés, seulement il est moins fusible et moins volatil. On le prépare de la même manière.
(Na
jl
§ 533. On l'appelle encore soude caustique, protoxyde de sodium hydraté, hydrate de soude.
Il ressemble par ses propriétés à l’oxyde de potassium hydraté. C'est
on corps solide, blanc, fusible à la chaleur rouge, volatil au rouge blanc ; il est très-caustique. Sa densité est de 1 ,336. Il est soluble dans l'eau et dans l'alcool. On ne peut lui enlever son eau par la chaleur. Il diffère de l'oxyde de potassium hydraté en ce que, par l’absorption de l’oxyde de carbonyle de l'air, l'oxyde do sodium passe à l’état d'oxyde de carbonylc et de sodium efflorescent et qui tombe en poussière ; tandis que l'oxyde de potassium, dans les mômes circonstances, donne de l'oxyde de carbonyle et de potassium très-déliquescent.
On le prépare comme l'oxyde de potassium hydraté en décomposant l’oxyde de carbonyle et de sodium par la chaux ; on obtient ainsi la soude à la chaux. En purifiant celle-ci par l'alcool, on obtient la soude à l'alcool.
4». — 6R0CP8 LITBiqüK.
§ 531. Ce groupe ne contient qu’un oxyde, c’est :
! Dérivé primaire .
Dérivé secondaire.
OXYDE DE LITHIUM = ojjj1
§ 535. Synonymie. — Lithine.
On la trouve dans la nature, dans la tourmaline, le pétaiite et la triphane. On la rencontre aussi dans la lépidolithe de laquelle on l’extrait, d’après M. Troost, en fondant dans un fourneau à vent un mélange de:
Lépidolithe pulvérisée 10 parties.
Oxyde de carbonyle et de baryum 10 id.
Oxyde de sulfuryle et de baryum 5 id.
Oxyde de sulfuryle et de potassium 3 id.
Le mélange se fond, et on obtient ainsi de l’oxyde de sulfuryle et de lithium duquel on retire l'oxyde de lithium en le décomposant par l'oxyde de baryum.
11 a une saveur caustique, une réaction très-alcaline, il n’attire pas l’humidité de l’air ; il est très-peu soluble dans l’eau. La lithine attaque très-facilement le platine; lorsqu'on la chauffe sur une plaque de ce métal, elle l’oxyde et lui communique une teinte brune foncée, aussi sa fusion doit-elle se faire dans un creuset en argent.
ANHYDRIDE DE LITHIUM = 0|y
§ 536. On peut obtenir l'anhydride de lithium en chauffant le métal dans un courant d’oxygène sec, ou bien en maintenant pendant longtemps à la chaleur rouge, dans un creuset d'argent, de l'oxyde de nitryle et de lithium.
L'anhydride de lithium est blanc et possède une cassure cristalline. Il se dissout dans l’eau avec un faible dégagement de chaleur, et la dissolution est très-caustique. Contrairement à l'oxyde hydraté, il n’attaque pas le platine, même à la température voisine de sa fusion.
B°. — GRIH’PB SIBIDI41E.
§ 537. Ce groupe comprend un oxyde analogue à l'oxyde de potassium c’est :
L'oxyde de rubidium hydraté = ojjj*3
Ce composé se prépare par la décomposition do l’oxyde de sulfuryle et de rubidium par l’eau de baryte ; on opère à chaud, afin de ne pas laisser intervenir l'action de l'air et d'apercevoir plus aisément le poiot de saturation. La dissolution d’oxyde de rubidium, évaporée rapidement dans un vase en argent, laisse une masse poreuse, d'un blanc un peu grisâtre, qui entre en fusion tranquille à une température un peu en dessous du rouge, sans perdre son eau d'hydratation. Par le refroidissement, on obtient une masse cassante, un peu grenue, mais non cristalline. Cet oxyde hydraté est facilement volatil ; il donne avec l’eau une solution fortement alcaline, qui corrode la peau.
Exposé à l’air, il est déliquescent et se transforme en sel de carbonyle acide de rubidium.
Cet oxyde ne peut être fondu dans des vases en platine; il se comporte, sous ce rapport, comme la potasse et la soude, et ne reste nullement en arrière pour tout ce qui concerne l'alcalanité. 0Kr,72 de cet oxyde donnent 0^,9285 de sel de sulfuryle, ce qui conduit à la composilion :
Rubidium 91,21
Oxygène 8,79
6». — ciorpi rssiQCE.
§ 538. Ce groupe contient encore un oxyde hydraté analogue au pré* cèdent, c’est:
. (fs
L oxyde de cæsium hydraté = O ^ •
On le prépare de la môme manière que l'oxyde de rubidium ; il ne peut perdre son eau par la chaleur.
Cet oxyde est très-déliquescent , se dissout dans l’eau avec un fort dégagement de chaleur, et est au moins aussi caustique que les oxydes de potassium et de rubidium : il est soluble dans l'alcool et est complètement volatil au chalumeau.
7». — GKOIPK illOUQlü.
§ 539. Ce groupe comprend un seul oxyde connu généralement sous le nom à'ammoniuque, et que nous appellerons oxyde d ammonium.
(Azll*
§ 540. Comjwsition. — Pour déterminer la composition de l'ammoniaque, on introduit un certain volume de ce gaz bien desséché dans l’eudiomètre avec une quantité d'oxygène supérieure à celle qui est nécessaire pour former de l'eau avec l’hydrogène de l'ammoniaque ; puis on fait passer une étincelle électrique dans le mélange.
Supposons que l'on ait introduit dans l'eudiomètre 50 volumes d'ammoniaque et 50 volumes d’oxygène. Après la décomposition, on trouve qu’il reste un volume de gaz égal à 37,5, c’est de l’azote mélangé à l’excès d’oxygène. On introduit dans ce mélange un morceau de phosphore pour absorber l'oxygène ; et après l'absorption on trouve qu'il reste 25 volumes d’azote. Ce dernier était donc mélangé à un volume d'oxygène égal à 37,5 — 95 — I 2, 5.
La quantité d’oxygène qui s'est combinée à l'hydrogène pour former de l'eau a donc été 50 — 12,5 = 37,5. Comme l’eau est composée de f volume d'oxygène pour deux volumes d’hydrogène, la quantité de ce dernier absorbée par l’oxygène est donc 2 • 37,5 *=*= 75.
On en déduit que 50 volumes d’ammoniaque sont formés par 75 volumes d’hydrogène et 25 volumes d'azote. Ou bien f volume d’azote se combine à 3 volumes d’hydrogène pour former 2 volumes d'ammoniaque. Or ;
1 volume d'azote pèse 0,9720
3 volumes d’hydrogène pèsent . . . 0,2076
Pour avoir la composition en centième on posera les proportions :
Donc <00 parties d'ammoniaque contiennent :
Azote 82,41
Hydrogène 17,59
Cela correspond à 1 atome d'azote et 3 atomes d’hydrogène ; sa formule sera donc :
Azll> ou Az II UI
L’ammoniaque ainsi représenté est le gaz anhydre ou azolure d’hydrogène, ce n’est pas lui qui fait la double décomposition avec les oxydes négatifs pour former des oxydes intermédiaires.
L’ammoniaque est une véritable base qui se comporte tout à fait comme les oxydes de potassium et de sodium, elle est très-caustique et possède une réaction alcaline très-prononcée.
On en a déduit que l'ammoniaque, susceptible de faire la double décomposition avec les oxydes négatifs pour former des sels, n'était pas l'azoture d'hydrogène, mais un oxyde d’un radical tout particulier, non isolé jusqu’à ce jour.
Il nous sera bien aisé de déterminer la composition de ce radical. On sait que, par l'action du chlore sur un métal positif, on obtient un chlorure ; et que par l’action du chlorure d’hydrogène sur un oxyde positif, il se forme un chlorure et de l’eau :
2 Cl, II -f 0(« — 2CI.M -f- ojjj
Lorsqu’on fait réagir le chlorure d'hydrogène sur de l’ammoniaque, il se produit aussi du chlorure d’ammoniaque, mais 6ans formation d'eau, l’hydrogène du chlorure d’hydrogène s'est donc ajouté à l'hydrogène de l'ammoniaque et le composé obtenu aurait pour formule brute :
AzH*,CIH
Mais ce chlorure se comporte tout-à-fait comme les chlorures de potassium et de sodium, et si on les compare à ces derniers, qui ont pour formules CI.KetCl.Naj on .doit représenter le chlorure d’ammoniaque par la formule ;
Cl.AzH*
Le radical de l'ammoniaque serait donc représenté par AzH‘ et on lui
a donné le nom d'ammonium. L'ammoniaque qui, comme les oxydes de potassium et de sodium, fait la double décomposition avec les oxydes
( Azll*
négatifs, serait donc de l’oxyde d’ammonium O ! j| .
Un autre fait vient encore à l'appui de cette théorie. Lorsqu’on sature une dissolution d'ammoniaque par de l'oxyde de sulfuryle, on obtient,
[J, et
(gO*
on ne peut éliminer la molécule d'eau contenue dans ce sel sans le décomposer. Tous les sels ammoniacaux renferment une molécule d'eau nécessaire à leur constitution.
En comparant le sel formé par l'action de l'oxyde de sulfuryle sur l'ammoniaque, avec l'oxyde de sulfuryle et de potassium qui lui est isomorphe, on l'écrira par une formule analogue :
SO*Az*H*
c'est-à-dire que nous le considérons encore comme de l’oxyde de sulfuryle et du radical ammonium.
Le gaz ammoniaque se combine cependant aux oxydes négatifs anhydres, mais les composés qui en résultent ne se comportent pas comme de véritables sels, ce sont des composés organiques auxquels on a donné le nom à'amides . Ils diffèrent des sels ammoniacaux par une ou plusieurs molécules d’eau; et on peut, en les hydratant, les transformer en sels ammoniacaux correspondant.
§ 541. Circonstances dans lesquelles se forme l’ammoniaque. *= L'azote et l'hydrogène ne se combinent pas directement, cependant lorsqu'on fait passer une série d’étincelles électriques dans un mélange des deux gaz, on obtient des petites quantités d'ammoniaque. Mais chaque . fois, que l'azote et l'hydrogène se rencontreront au sortir d'une combinaison, ils se combineront. L'ammoniaque se produit:
1* Chaque fois qu'une matière organique azotée, comme les fruits, la chaire musculaire, etc. est en putréfaction, ou lorsqu'on chauffe une telle substance avec de la potasse ou de la soude.
2» Par l'action de l'air humide sur le fer.
Nous avons vu que, dans celle circonstance, l'eau est décomposée en oxygène qui se porte sur le fer, et en hydrogène. Ce dernier, sortant d'une combinaison, se combine avec l'azote de l’air pour former de l'ammoniaque (§ 166).
3» Par l'action de l'oxyde de nitryle étendu d'eau sur certains métaux positifs et surtout le zinc, l'étain et le fer. (Voir § 348).
4“ Les urines dégagent de l’ammoniaque.
§ 542. Propriétés physiques. — L'ammoniaque est un gaz incolore qui n’est pas permanent, par le froid et la pression il se liquéfie en un liquide incolore, très-volatil, d'une densité d'environ 0,76, qui bout à une température inférieure à 0°; un froid de — 40° à la pression ordinaire ou une pression de 6 i/* atmosphères à la température de 10° produit ce résultat.
On peut préparer facilement l'ammoniaque liquide en faisant absorber le gaz par du chlorure d'argent sec, qui peut en prendre 320 fois son volume à la température ordinaire et qui l'abandonne complètement audessous de 40°. Si donc on introduit ce chlorure dans un tube (fig. 8i) qu'on ferme à la lampe, et si on chaude la branchea qui contient le chlorure, le gaz ammoniaque, se trouvant emprisonné, va se liquéfier dans l'autre branche ôque l'on a soin de refroidir avec de la glace.
Faraday est même parvenu à solidifier l'ammoniaque en l'exposant au froid produit par l'évaporation dans le vide d’uo mélange d'oxyde de carbonyle solide et d’éther. 11 a obtenu ainsi des cristaux limpides, blancs, d’une odeur faible, fusibles à — 75°; et dont la vapeur possède une tension très-faible.
Le tableau suivant, dressé par Faraday, indique les tensions de la vapeur d’ammoniaque entre — 17,8 et -f- 29, 5 degrés.
Tea péri (ires en degrés cent if ride*.
Alncipkèrrs.
Trapératores rn degré»
centigrade*.
Alanspkèret.
Teapératnres en degré»
centigrade*.
Atm»>phèr<s.
BS1
Kü
■Yfl
WÆfflï
mm
L’ammoniaque n'entretient ni la respiration ni la combustion ; une bougieallumée s’y éteint, après avoir cependant jeté une grande flamme jaunâtre due à la décomposition d’une petite quantité d’ammoniaque qui brûle avec elle.
Sa densité est de 0,591 , 1 litre de ce gaz pèse 0,768 grammes.
L’ammûniaque est très-soluble dans l’eau, celle-ci en dissout 670 fois son volume ; la densité de cette solution est inférieure à celle de l'eau, au minimum elle est de 0,87 ; la dissolution perd le gaz petit à petit et à 60° elle le perd complètement. L’absorption de l'ammoniaque par l’eau a lieu instantanément; ainsi, si l'on recueille une cloche de gaz ammoniaque sur la cuve à mercure et si on la transporte sur la cuve à eau, le gaz est absorbé immédiatement, l'eau remplit la cloche et vient en frapper le haut avec une telle violence que souvent la cloche se brise. Un morceau de glace se fond dans l'ammoniaque, il absorbe le gaz en produisant du froid. Nous avons vu (§ 135) que le charbon de bois absorbe aussi l'ammoniaque. Si l’on refroidit lentement une dissolution aqueuse d'ammoniaque, il se forme des aiguilles brillantes, cristallines, qui sont probablement des cristaux d’oxyde d'ammonium hydrate corres-
f AzH*
pondant aux autres alcalis fixes, et dont la formule serait O j ^ • Une
dissolution d’ammoniaque, d'une densité de 0,91, bout à AS", mais la température d’ébullition augmente à mesure que l’eau perd du gaz.
L'ammoniaque est décomposé par la chaleur rouge vif, si Ion fait passer le gaz à travers un tube de porcelaine chauffé au rouge, il se dédoublo en azote et hydrogène. L'étincelle électrique le décompose aussi, mais il faut pour cela une série d'étincelles électriques.
Propriétés organoleptiques. — L’ammoniaque possède une odeur particulière, très-forte, pénétrante, qui excite le larmoiement.
§ 543. Propriétés chimiques. — L’oxygène et l’air décomposent l'ammoniaque mais à une température élevée et il se produit de l’eau et de l’azote. Si l’on fait arriver un jet de gaz ammoniaque par un lube effilé, dans de l’oxygène, il s’enflamme à l’approche d'un corps en combustion et il continue à brûler avec une flamme jaune; il se produit de l’eau et de l’azote. 11 en est de même si l'on fait passer une série d'étincelles électriques dans un mélange d'ammoniaque et d'oxygène. L'ammoniaque est d’abord décomposé par la chaleur ou l'électricité en azote et hydrogène ; ce dernier se combine ensuite à l'oxygène pour former de l'eau. Sous l'influence de la mousse de platine chauffée légèrement, un mélange d'ammoniaque et d'oxygène donne lieu à de l’oxyde de nitryle :
*'(jj + SO.O O)-" + o["
Le soufre le décompose aussi à une haute température, en donnant du sulfure d’ammonium et de l'azote :
10Az|jj + 3 S, S = 6s|Ajj1* -f 2Az,Az
Ammoniaque. Soufre. Sulfure Azote.
d'ammonium
hydraté.
Le chlore agit d'une manière très-énergique sur l’ammoniaque gazeux. Chaque bulle de chlore produit, dans le gaz ammoniaque, un phénomène lumineux ; il se forme du chlorure d’ammonium et de l'azote (voir § 14f, préparation de l’azote).
Le chlore décompose aussi l'ammoniaque en dissolution, mais l'action n’est pas aussi vive, et ne donne pas lieu au dégagement de lumière.
Le brômeagit de la même manière que le chlore.
A l’aide de la chaleur, l’iode décompose l'ammoniaque, en donnant de l’azote et de l'iodure d'hydrogène. Dans une première double décomposition, on obtient :
(H (lo
31o,Io -j- At II = 31o,H + Az lo VH Vio
Iode. Ammoniaque, lodure Azoture
d hydrogène. d’iode.
Mais l'azoturc d'iode, en présence d'une autre molécule d’ammoniaque, donne lieu à la seconde double décomposition suivante :
(Io (H
Az lo + Az H = 3Io,H + Az,Az Mo VH
D'après M. Colin, si l'on fait passer un courant d'ammoniaque sur de l'iode, on obtient de l'iodure d’ammonium et do l’azoture d’iode :
(H (lo
3 lo,Io + 4 Az] II = 3Io,AzH‘ 4- Az lo VII (lo
lodure Azoture
d'ammonium. d'iode.
Si l'on fait passer un courant de cyanogène dans de l'ammoniaque liquide, on obtient une matière brune et les substances qui se produisent par la dissolution aqueuse du cyanogène (§ 115).
A la température rouge, l’ammoniaque est décomposé par le carbone et il se produit de l'hydrogène et du cyanure d'ammonium. L’ammoniaque est d’abord décomposé en ses éléments azote et hydrogène. L'azote à l’état naissant donne, avec le carbone, du cyanogène qui forme, avec l'hydrogène, du cyanure d hydrogène. Ce dernier se combine à l’ammoniaque pour donner du cyanure d'ammonium CAz,AzH*; il ee
dégage eu même temps un peu d'azote. Ces quatre réactions successives sont exprimées par les équations suivantes :
Az H + Az H — Az,Az + 3H,H VH VH
Ammoniaque. Azote. U)drog4ne
Az,Az 4 C,C =-
CAz.CAz
Azote.
Carbone.
Cyanogène.
CAz.CAz
= 2 CAz.H
Cyanogène.
Hydrogène.
Cyanure
d’hydrogène.
SCAz.II 4
2 Az] H =
2CAz,AzH‘
VH
Cyanure
Ammoniaque.
Cyanure
d'hydrogène.
d'ammonium.
L’ammoniaque est aussi décomposé par un certain nombre de métaux positifs.
D’après Guay-Lussac et Thénard, en chauffant dans une cloche courbe du gaz ammoniaque sec avec du potassium ou du sodium chauffé légèrement, il se produit des composés de ces métaux nommés amidures qui (K (Na
ont pour formule AzlH et AzjHeti! se dégage de l’hydrogène. Par VH Vu
une première double décomposition, il se produit un azoture et un hydrure :
Al H -f- K, K = Az H + H, K Vil VH
En présence d’un autre molécule d’ammoniaque, l’hydrure donne, dans une seconde double décomposition, une seconde molécule d’azoture et de l’hydrogène ;
H, K + Az II = Az H + H,H VH Vij
Sous l’inffuence d’une plus forte chaleur, l’amidure so dédouble en azoture et ammoniaque :
3Az H 4 3Az] H » 2Àz K 4 4Az H
VH Vh Vk Vh
Azoture.
Enfin à une température encore plus élevée, l'azoture se dédouble encore en métal et azote:
Az K -f Az K — 3K,K -f- Az.Az \K VK
La même réaction se produit avec le fer et le cuivre, si l’on opère au rouge naissant; mais, à une température plus élevée, les azotures de ces métaux sont décomposés en métal etazote.Cegazestaussi décomposé par l’argent, l’or et le platine, et on obtient toujours le métal et de l'azote.
L’ammoniaque liquide réagit aussi sur certains oxydes positifs comme la potasse et la soude. Il dissout le zinc et le cadmium à l'aide de la chaleur en donnant lieu à de l'oxyde de zinc et d'ammonium O [ azH* *
L'ammoniaque dissout le cuivre sous l’influence de l’air, il produit do l'oxyde de cupricumquisedissoutdans l'ammoniaque et le colore en bleu.
Un mélange do i parties d'ammoniaque et de S parties de binitryle gazeux peut être enflammé par l'étincelle électrique, et brûle avec détonation (§ 269).
Lorsqu'on mêle de l'ammoniaque avec de l'oxyde de carbonyle, ces deux gaz se condensent en un précipité blanc d'oxyde de carbonyle et d'ammonium.
L’ammoniaque dissout aussi plusieurs oxydes positifs, tels que les oxydes de cuivre, de zinc, etc.
Lorsqu’on approche d'un flacon d'ammoniaque une baguette trempée dans du chlorure d'hydrogène, il se produit de3 vapeurs blanches abondantes de chlorure d'ammonium.
§ 544 . Préparation. — Pour préparer le gaz ammoniaque, on chauffe dans une cornue en grès, à une température de 100° à 120°, un mélange à poids égaux de chlorure d’ammonium (sel ammoniac) et de chaux vive pulvérisée. On recueille le gaz sur la cuve à mercure :
2CI,AzH* + Oj g - 8Cl,Ca +
Chlorure Oxyde Chlorure
d'ammonium. de calcium. de calcium.
Si l'on veut obtenir l’ammoniaque en dissolution dans l’eau, on remplace la chaux vive par de la chaux éteinte et on se sert de l’appareil de Woolf (voir § 104). On prend un poids d'eau égal à celui du chlorure d’ammonium et on fait plonger le tube de dégagement jusqu’au fond du liquide, parce que la dissolution d’ammoniaque est plus légère que l'eau pure et la solution est plus concentrée à la partie supérieure qu’au fond du flacon.
B. — BÉRIE BARYTIQUE
§ 545. Nous subdivisons cette série en quatre groupes, savoir:
1* Le groupe barytique.
2“ Le groupe stronlique.
3* Le groupe calcique.
4J Le groupe magnésique.
Les oxydes de cette série sont aussi appelés terres alcalines, et les raé* taux positifs qui y correspondent métaux alcalins terreux. Ils possèdent aussi une réaction alcaline sur la teinture de tournesol.
i« — tiaitE Mitnitti.
§ 546. Le groupe barytique ne renferme qu'un oxyde positif qui est :
(Dérivé secondaire ^Ba
Dérivé primaire oj®*
ANHYDRIDE DE BARYUM = ()j®®
§ 547. On l'appelle communément baryte.
Composition. — L’oxydation du baryum a donné pour la composition de son anhydride :
Baryum 89,57
Oxygène 10,43
ou 1 atome d’oxygène et 2 atomes de baryum.
Propriétés. — L'anhydride de baryum est un corps spongieux, blanc grisâtre, d’une densité égale à 4. La barite est infusible aux feux de nos forges, mais elle se ramollit au chalumeau à gaz oxygène et hydrogène. C’est un poison violent, elle est très-caustique. L’anhydride de baryum possède une grande affinité pour l’eau, il s’y combine avec un dégagement de chaleur telle qu’une partie de l’eau se vaporise ; lorsqu'on le mélange avec i/o d’eau, il y a même incandescence. L’oxydo hydraté ne peut plus perdre son eau par la chaleur. L’eau en dissout 1/10 de son poids à 100°, à la température ordinaire elle n’en dissout plus que i<’». L’anhydride de baryum absorbe l'humidité de l'air, puis l’oxyde decarbonyle pour former de l'oxyde de carbonyle et de baryum.
Le chlore décompose l’anhydride de baryum comme la polasse, il se forme du chlorure de baryum et il se dégage de l'oxygène.
Le soufre le décompose aussi à l'aide de la chaleur, et suivant la température on obtient un sel de sulfuryle ou un sel d'oxy-sulfure de sulfuryle et du sulfure de baryum vert.
Si l’on fait passer de la vapeur de phosphore sur de la baryte chauffée au rouge, il se produit de l’oxyde de phosphoryle et de baryum et du phosphure de baryum.
Le baryte est décomposée par le potassium et le sodium à l’aide de la chaleur. On a mis à profit cette propriété pour préparer le baryum ; on met, dans un tube en fer ouvert aux deux bouts, deux petites nacelles de platine, l'une contenant delà baryte et l'autre du sodium. Lorsque le tube est chauffé au rouge, on y fait passer un courant de gaz inerte, tel quo de l’hydrogène, pour entraîner la vapeur de sodium. Ce dernier prend l’oxygène et met le baryum en liberté. Comme le baryum est toujours mélangé avec de la baryte non décomposée, on traite le résidu de la nacelle par le mercure pour produire un amalgame ; on en sépare le mercure par la distillation dans un courant de ga* hydrogène.
L’oxyde de sulfuryle possède une grande affinité pour la baryte, il s’y combine avec dégagement de chaleur, et même de lumière.
Préparation. — On peut préparer l'anhydride de baryum par plusieurs procédés :
4° En calcinant aux feux de nos forges l’oxyde de carbonyle et de baryum naturel ; mais comme le creuset est toujours plus ou moins attaqué, la baryte ainsi préparée n’est pas pure. On facilite cette décomposition en mélangeant un peu de charbon au sel do carbonyle.
2» On mélange l'oxyde de sulfuryle et de baryum avec î/io de son poids de charbon de bois en poudre fine, on y ajoute de l'huile pour en faire une pâte que l'on chauffe dans un creuset de terre à une température intense. On reprend la masse par l'eau bouillante qui dissout le sulfure de baryum formé. On filtre la liqueur, puis on y ajoute par petites portions de l’oxyde de nitryle qui décompose le sulfure de baryum, il se dégage du sulfure d'hydrogène et il se produit de l’oxyde de nitryle et de baryum soluble. On évapore et on calcine au rouge le sel de nitryle obtenu, dans un creuset de porcelaine; il reste dans le creuset de l’anhydride de baryum.
3° On peut encore préparer l’oxyde de nitryle et de baryum en dissolvant l’oxyde de carbonyle et de baryum dans l'oxvde de nitryle et évaporant la liqueur.
OXYDK DE BARYUM, = Ü !
