Préparation. — On prépare industriellement
— Fabrication de l'acide azotique.
l'acide azotique en distillant, dans de grandes cornues en fonte, un mélange d'azotate de sodium naturel et
HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
d'acide sulfurique (fig. 45) ; le résidu est du bisulfate de sodium.
AzO^Na + S0'*H2^^ SO^HNa -f AzO^H.
L'acide que l'on recueille est fumant si les produits employés à sa fabrication sont purs ; il ne l'est pas si ces produits renferment de l'eau, qui distille nécessairement en même temps que l'acide azotique.
L'acide azotique commercial renferme toujours un peu d'acide sulfurique et de chlore, quelquefois une trace d'iode provenant de l'azotate de sodium: on le purifie sans peine en le redistillant, après addition d'une petite quantité d'azotate de baryum et d'azotate d'argent, qui précipitent l'acide sulfurique et les halogènes.
Dans les laboratoires, on l'obtient immédiatement pur en distillant doucement, dans un appareil tout en verre, un mélange d'acide sulfurique concentré et d'azotate de potassium {salpêtre) sec.
Etat naturel. — L'acide azotique se forme en petite quantité, pendant les orages, par l'action de l'éclair sur les éléments de l'air atmosphérique : on le retrouve alors dans l'eau de pluie.
Il existe en grande quantité, sous forme d'azotate de sodium, sur les côtes du Pérou et du Chili. Ce sel a pour origines l'ammoniaque du guano, qui, sous l'influence de l'oxygène et du ferment nitrique, s'est peu à peu changée en acide azotique, et le sodium qui se trouve en abondance dans l'eau de mer, ainsi que dans le guano lui-même : il renferme souvent un peu d'iodate de sodium mélangé.
Dans nos pays, on voit la même réaction s'effectuer sous nos yeux dans tous les endroits humides où il se produit un dégagement lent d'ammoniaque, par
PHOSPHORE
exemple dans le sol et dans les murs des écuries ou des étables ; l'acide azotique se combine alors à la potasse, qui est plus commune que la soude à l'intérieur des continents, et donne lieu à ces efflorescences de salpêtre que tout le monde connaît.
Usages. — L'acide azotique sert à fabriquer l'acide sulfurique, des explosifs tels que la nitroglycérine, le fulminate de mercure ou l'acide picrique et un grand nombre de corps nitrés, directement utilisables en teinture ou susceptibles d'être transformés en matières tinctoriales. On l'emploie enfin pour décaper ou graver les métaux.
Phosphore.
147. Propriétés physiques. — Le phosphore se présente sous deux formes allotropiques distinctes, qu'on appelle vulgairement le phosphore blanc et le phosphore rouge. Le premier est un corps solide jaune clair, translucide, mou comme la cire, d'une odeur spéciale rappelant celle de l'ozone, qui répand des fumées à Tair et émet des lueurs à l'obscurité.
Sa densité est égale à 1,83 ; il est insoluble dans l'eau, mais se dissout très bien dans le sulfure de carbone, le trichlorure de phosphore et un grand nombre d'hydrocarbures.
On peut l'obtenir cristallisé par sublimation dans le vide.
Le phosphore blanc fond à 44 degrés et bout à 290 degrés. On doit le fondre dans l'eau chaude et le distiller dans une atmosphère d'hydrogène ou d'azote pour éviter son inflammation.
Le phosphore fondu reste longtemps en surfusion à la température ordinaire et même à 0 degré, quand on le maintient à l'abri de toute agitation mécanique.
HYDROGENE ET METALLOÏDES
Sa densité de vapeur 4,35 correspond au poids moléculaire 124, quadruple de son poids atomique ; il renferme donc, à l'état gazeux, quatre atomes par molécule.
Le phosphore rouge est une poudre brune, inodore et non phosphorescente, qui ne se dissout à froid dans aucun réactif; sa densité varie de 1,96 à 2,34, suivant la température à laquelle il a été porté pendant sa préparation. Le phosphore rouge est infusible et fixe : quand on le chauffe, dans l'espoir de le fondre ou de le volatiliser, il se transforme en phosphore blanc ordinaire.
Le phosphore rouge a pu être obtenu en petits cristaux bien définis, par dissolution dans le plomb fondu, au rouge sombre; c'est donc à tort qu'on l'appelle souvent phosphore amorphe.
Le phosphore blanc est très vénéneux ; il détermine^ quand on l'introduit en doses massives dans l'organisme, une désoxydation des tissus qui entraine rapidement la mort :, son meilleur antidote est l'essence de térébenthine, qui l'empêche de s'oxyder à la température ordinaire.
Le contact prolongé du phosphore blanc, ou même la respiration des vapeurs qu'il dégage, produit à la longue une désorganisation des os, et particulièrement des os maxillaires, qui est connue sous le nom de nécrose] cette maladie s'observe fréquemment chez les ouvriers qui manient le phosphore ordinaire.
Le phosphore rouge paraît être absolument inoffensif.
148. Propriétés chimiques. — Le phosphore blanc est un corps fortement électro-positif, remarquable surtout par son affinité pour l'oxygène. Il s'oxyde à froid, dans l'air ou dans l'oxygène raréfié, en émettant des lueurs et en répandant des fumées d'acide phos-
PHOSPHORE
plioreiix, mélangé cracide liypoplios[)liorique et d'acide phosphorique : il se produit en même temps un peu d'ozone, d'eau oxygénée et d'azotite d'ammoniaque.
Cette combustion lente n'a plus lieu dans l'oxygène pur, sous la pression ordinaire ; elle est également empêchée par la présence dans l'air de certains gaz ou vapeurs oxydables, tels que l'acide sulfureux, l'acide sulfliydrique, l'ammoniaque, l'hydrogène phosphoré, Téthylène, l'essence de térébenthine, etc.
A 60 degrés, le phosphore blanc prend feu dans l'air ou dans l'oxygène ; il brûle alors avec une belle flamme blanche, en donnant d'épaisses fumées d'anhydride phosphorique P^O^ Quand l'air ne se renouvelle que lentement, la tlamme devient beaucoup plus paie ; il se forme alors de l'anhydride phosphoreux P-O^.
Par suite de son affinité pour l'oxygène, le phosphore blanc est un réducteur énergique : tous les oxydants le changent en acide phosphorique, et l'action peut devenir violente, comme par exemple avec l'acide chlorique, l'acide iodique et même l'acide azotique.
Il décompose l'eau vers 250 degrés ; il réduit à froid les sels de cuivre, de mercure, d'argent, d'or et de platine ; il réagit sur les lessives alcalines chaudes en donnant un hypophosphite et de l'hydrogène phosphore.
4P + 3K0H + 3H20 SPO^H^K + PH3.
Le chlore, le brome et l'iode s'y combinent avec incandescence pour donner les chlorures, bromures et iodures de pliosphore PCP, PCP, etc. .
Le soufre donne avec lui une réaction explosive ; les métaux s'y combinent pour donner des phosphures cassants. Le bronze, cependant, conserve sa malléabilité et acquiert une force de résistance com-
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parable à celle du fer quand on l'additionne d'une petite quantité de phosphore : le bronze phosphoré sert à la construction des coussinets, des fléaux de balances, des conducteurs téléphoniques, etc.
Parmi les hydracides, l'acide iodhydrique seul réagit aisément sur le phosphore ordinaire : il donne avec lui de l'iodure de phosphore et de l'iodure de phosphonium.
