ACIDE PHOSPHORIQUE

de l’oxigèiie sec, on obtient de l’acide phosphorique anhydre Cet acide dissous dans l’eau s’hydrate immédia-

tement et forme un composé contenant un atome d’eau -h IP O. Cet acide possède la propriété de précipiter l’albumine en si petite quantité qu’il devient un excellent réactif pour déceler la présence de ce corps. Si l’on abandonne la dissolution, au bout de quelque temps l’acide a absorbé trois atomes d’eau et est devenu Ps 0^ +

C’est là l’acide phosphorique ordinaire , qui , au lieu de précipiter l’albumine, la dissout quand elle est coagulée. Cet acide, ou ses sels, précipitent le nitrate d’argent on jaune. Enfin , M. Grabam a découvert un autre acide qui ne précipite pas l’albumine, mais qui précipite le nitrate d’argent en blanc et qui est représenté par P’ O'"’ -j-

Maintenant, quand l’on chauffe au rouge l’acide P' 0^-f- 0^, il perd un atome d’eau et devient P" Si

on le chauffe avec deux atomes de base, l’eau se dégage. Quand au lieu de deux atomes de base on ne le chauffe qu’avec un atome de base, il perd encore toute son eau, se combine avec la base et constitue alors l’acide P'-* O^-f- H^O.

On voit, d’après ce que nous venons de dire, qu’il existe quatre modifications de l’acide phosphorique qui diffèrent les unes des autres par les proportions d’eau qu’elles contiennent.

Préparation. Pour obtenir l’acide phosphorique anhydre qui a été employé dans ces derniers temps pour enlever l’eau aux matières organiques, voici une méthode très convenable indiquée par 31. 31archand. On place un creuset de porcelaine au fond d’une grande capsule en porcelaine; sur ce creuset, comme pied, on pose une petite capsule de porcelaine ou seulement le couvercle du creuset , avec quelques morceaux de phosphore pur et sec. Cela posé, on recouvre le creuset d’une grande cloche de verre tubulée dont le bouchon donne passage à deux tubes ouverts ; l’un

CHIMIE

d’eux est d’un grantl calibre , et l’autre d’un calibre moindre. On allume le phosphore au moyen d’uu fil de fer rouge qu’on introduit dans le tube droit ei qu’on retire aussitôt après. Quand le phosphore a fini de brûler, on fait arriver de nouveaux morceaux de phosphore par le tube droit ; ils s’enflamment immédiatement d’eux-mêmes, Si la cloche s’échauffe par trop , il faut attendre qu’elle soit refroidie avant d’introduire du phosphore , car elle pourrait facile-^ ment se casser sans cette précaution. De cette manière on peut, dans un temps très court, brûler 125 grammes de phosphore, et eu retirer 250 grammes d’acide phosphorh que anhydre, Après l’opération, on détache l’acide de la cloche au moyen d’une cuillère, ou le tasse et on l’introduit rapidement dans un vase qui peut se fermer hermétiquement. Cette expérience est tout-à-fait convenable à être montrée dans des cours,

Si l’on met quelque temps l’acide phosphorique anhydre en contact avec de l’eau , il se transforme en acide phos-phorique triliydraté.

Le plus souvent on obtient cet acide en traitant le phosphore par l’acide nitrique; l’oxigène de l’acide acidifie le phosphore pendant qu’il se dégage de l’azote et du bi-oxide d’azote. M, Schoubein a vu qu’il se formait d’abord de l’acide phosphoreux et qu’il se dégageait de l’hydrogène phosphoré. On peut encore décomposer du phosphate d’ammo=- Iliaque par le feu : dans ce cas c’est l’acide phosphorique anhydre qu’on obtient ; mais l’eau le transforme bientôt en acide phosphorique ordinaire. Enfin, on peut le préparer en décomposant le phosphate de baryte par l’acide sulfurique.

Cet acide est peu employé , quelquefois seulement dans l’analyse des pierres gemmes , et en médecine pour faire des limonades,

DES COMBINAISONS DU SOUFRE AVEC L’OXI- GÈNE,— Les combinaisons du soufre et de l’oxigène sont au nombre de quatre , ce sont : les acides hypo-sulfureux, sulfureux , hypo-sulfurique et sulfurique.

ACIDE SÜtEtiREUX.

ACIDE îIYpO-stJEEüEEtJX. — Il n’existe qu’en combinaison avec les bases; aussitôt que l’on cberclie h l’obtenir^ il SC décompose en soufre et en acide sulfiiCeux.

Il est formé d’un atome de soufre et d’un atome d’oxigène nzSO.

Acide sülecreux. — Historiqïte. — Cet acide a dû être un des premiers connus, puisqu’il se forme toutes les fois que le soufre brûle à l’air et qu’alors il affecte assez vivenicnt nos organes ; cependant , ce n’est que vers le milieu du Yvti® siècle qu’il fut distingué pdr Stalh , comme un composé à part; mais ce fut Lavoisier qui, en 1777, en brûlant du soufre dans du gaz oxigène, nous fit connaître exactement sa nature.

Propriétés. — C’est un gaz invisible , d’une saveur forte et désagréable, d’une odeur piquante sui gvneris , qui excite la toux, resserre la poitrine et suffoque les animaux qui le respirent. Il rougit d’abord la teititure de tournesol, puis la jaunit. Sa pesanteur spécifique = 2, 2 3 A. La plus forte chaleur ne le décompose pas, le froid le liquéfie facilement ; il suffit , pour Cela , du froid que produit un mélange de deux parties de glace et d’une de sel commun ; alors il est incolore, transparent, très volatil et bouillant à — 10®. £n se volatilisant il produit un froid tel qu’il peut solidifier le mercui'e, liquéfier le chlore, l’ammoniaque, le cyanogène; celui-ci meme finit par se solidifier. L’oxigène ii’a aucune action sur lui , soit 5 froid , soit à chaud.

L’hydrogène et le carbone décomposent cet acide h une température élevée ; dans le premier cas il en résulte de l’eau et du soufre, et de plus de l’hydrogène sulfuré, si l’hydrogène est en excès; dans le second^ il y a dépôt de soufre et formation d’acide carbonique ou d’oxide de carbone, et peut-être un peu de sulfure de carbone; le chlore liquide le transforme en acide sulfurique parce que , s’emparant de l’hydrogène de l’eau, l’oxigène de celle-ci se combine à l’acide sulfureux.

CHIMIE

L’eau dissout 37 fois son volume de gaz sulfureux à la température de 20° et à la pression de 0‘",76. De plus, M. Larive a observé que l’eau pouvait former un hydrate cristallin dans lequel l’eau entrait pour A fois le poids de l’acide sulfureux. La dissolution constitue ce que l’on nomme acide sulfureux liquide. L’acide sulfureux décompose tout-à-coup l’acide sulfhydrique , et il en résulte de l’eau et du soufre qui se dépose.

Le potassium et le sodium décomposent ce gaz à froid; l’action est lente , mais par une légère élévation de température la décomposition se fait beaucoup plus vite; quelques autres métaux sans aucun doute doivent aussi, à chaud, en opérer la décomposition.

L’acide sulfureux est formé de 1 atome de soufre et de 2 atomes d’oxigène , donc =: S 0^.

Etat naturel. Préparation. — Cet acide ne se trouve qu’aux environs des volcans. Pour l’obtenir on traite à chaud l’acide sulfurique par du mercure ; l’acide est décomposé en oxigène qui forme avec le mercure un oxide qui se combine avec de l’acide sulfurique et forme du sulfate de mercure , et en acide sulfureux qui se dégage. C’est cet acide qui se produit quand on brûle le soufre à l’air. On l’emploie pour décolorer les tissus, blanchir la soie , la laine , etc. ; et en médecine , en fumigation , pour les maladies de la peau.

Cadet de Vaux a montré que le gaz sulfureux était très utile pour arrêter les incendies de cheminées, lorsqu’on l’emploie au début et que le feu n’est pas très violent. Mais pour obtenir de ce moyen tout l’effet désirable , il est nécessaire de projeter dans Pâtre de cheminée et sur des charbons enflammés une assez grande quantité de fleur de soufre; ensuite, de boucher le plus hermétiquemeut possible toutes les issues à travers lesquelles Pair pourrait se frayer un passage; pour (*ela on se sert de draps mouillés. Le soufre n’agit avec efficacité qu’autant qu’il produit en

ACIDE SULFURIQUE

brûlant des torrents d’acide sulfureux , gaz tout-à-fait impropre à entretenir la combustion. On doit donc chercher à concentrer le plus possible ce gaz dans le foyer meme de l’incendie, afin qu’il l’éteigne instantanément ; sans quoi , le gaz se perdant par les ouvertures , n’agira nullement sur les matières en (laminées.

Acide iiypo-sulfurique. — Découvert par xlLM. Gay- Lussac et AVelter. Il est liquide, incolore, inodore, susceptible de se décomposer, par la chaleur, en acides sulfureux et sulfurique. Il ne peut exister sans eau, car si on le concentre trop dans le vide, il se décompose également comme par la chaleur.

Il est composé de 2 atomes de soufre et de 5 atomes d’oxigène=: 0^.

On l’obtient en faisant passer un courant d’acide sulfureux à travers du peroxide de manganèse , tenu en suspension dans l’eau. L’acide sulfureux s’empare d’une portion d’oxigène de l’oxide et forme de l’acide sulfurique et hyposulfurique qui se combinent à l’oxide ramené au premier degré d’oxidation ; ou décompose le sel dissous par la baryte , qui précipite l’acide sulfurique et l’oxide de manganèse et forme de l’hyposulfate de baryte soluble. Si la baryte était en excès , on l’enlèverait par un courant d’acide carbonique. Enfin on décompose l’hyposulfate' de baryte par l’acide sulfurique qui s’empare de la baryte et met à nu l’acide hyposulfurique.

Acide sulfurique [Huile de vitriol). Acide yitrioli- QUE. — C’est le plus important des acides; sa découverte remonte à Basile Valentin , alchimiste d’Erfurt et moine de l’ordre des Bénédictins , né en 139A. C’est Lavoisier qui nous a fait connaître sa nature. Jusqu’à l’époque où ce grand chimiste s’occupa de son histoire, on le regardait comme préexistant dans le soufre, qui, d’après cette opinion , était formé d’huile de vitriol et de phlogistique. Lavoisier démontra parfaitement que Vacide vitriolique était

ÛftlMlB.

composé, comtne l’acidc sulfureux, de soufre et d’oxigèue, Uiais dans des proportions différentes. L’acide sulfurique est celui de tous les acides connus qui présente le plus d’intérêt au savant et è l’industriel. Son énergie, son bas prix , l’ont rendu un agent indispensable à un grand nombre d’arts ; son histoire se lie d’une manière intime à celle de la scieuce et de l’industrie, et l’on peut dire avec M. Dumas que si l’on possédait im tableau exact des quantités d’acide sulfurique consommées annuellement dans divers pays , il n’est pas douteux que ce tableau présenterait la mesure précise du développement de l’industrie générale dans ces pays.

Préparation. -^Ow le prépare de deux manières, et suivant qu’on emploie l’ime ou l’autre méthode on obtient deux modifications particulières qui sont connues dans le commerce sous le nom d’acide de Nordhausen , 2° d’acide de France ou d’Angleterre ou acide sulfurique hydraté.

L’acide de Nordhamen se prépare en chauffant du sulfate de fer jusqu’à ce qu’il ait peitlu une partie de son eau de cristallisation et qu’il soit passé à l’état de sulfate ferricfueî on l’introduit ensuite dans des cornues en grès, et on chauffe jusqu’au rouge blanc. A cette température l’acide abandonne l’oxide ferrique ; on le reçoit dans un récipient en verre adapté à la cornUe. Cet acide contient deux modifications ; l’une l’acide sulfurique anhydre , et l’autre hydraté.

Acide anhydre. On l’obtient en chauffant doucement celui de Nordhausen dans une cornue garnie d’un récipient propre et bien sec. Il coule d’aboixî de l’acide aqueux, puis un produit qui, étant reftXiidi au-dessous de -f- 18, se prend en une masse de petits cristaux incolores , semblables à de l’abeste. ExjDosé à l’air, il répand une fumée épaisse; à -b 18 il est liquide; à q- 20 sa densité est de 1,97. Il se volatilise à quelques degrés aii-dessus de son point de fusion. Il a tant d’affinité pour l’eâu que, lors-

ACIDE SULFURIQUE

qu’on Je verse en petite quantité dans ce liquide, il fait entendre un pétillement semldable à celui que produit rinimersion d’un fer rouge. L’acide de Nordhausen a un emploi particulier pour lequel l’acide ordinaire ne présente pas le meme avantage; c’est pour dissoudre l’indigo employé à la préparation de la teinture sur laine, connue sous le nom de bleue de Saxe.

L’acide sulfurique anhydre est composé d’un atome de soufre et de trois atomes d’oxigèner^S OL

Acide sulfurique aqueux ou hydraté [Huile de vitriol). — Propriétés. — Cet acide est toujours liquide, blanc, inodore, d’une consistance oléagineuse, rougissant le tournesol très fortement, et d’une densité de 1 ,842. C’est un des plus violents caustiques ; il désorganise sur-le-champ les matières animales et végétales que l’on met en contact avec lui : aussi est-il un poison des plus énergi(jues.

Soumis à un froid de 10 à 12% il se congèle et cristallise , à moins qu’il soit étendu d’eau , car alors sa congélation peut avoir lieu à 0®. Quand on le chauffe peu à peu il se dilate , bout et se vaporise sans décomposition. Cependant si l’on fait passer sa vapeur à travers un tube incandescent, il se décompose comme l’acide sulfurique sec.

L’oxigène et l’air ne l’altèrent pas ; seulement il s’empare de riiumidité qu’ils peuvent contenir. Il est vrai que l’air le noircit à la longue , mais te n’est que parce que l’air contient des matières organiques; celles-ci se trouvent décomposées en eau qui se combine à l’acide et en carbone qui le colore.

L’hydrogène , le bore , le carbone , le soufre , le phosphore , ne le décomposent qu’à une température plus ou moins élevée; il en résulte toujours dans les deux derniers cas de l’acide sulfureux et de l’oxigène qui s’unit au métalloïde ; c’est ce qui arrive encore dans les autres cas si le métalloïde n’est pas en assez grande quantité ; dans le cas contraire , l’acide sulfureux peut lui-mème être décomposé en

CHIMIE

oxigène qui se combine au métalloïde , et en soufre qui souvent peut contracter combinaison avec le corps décomposant.

L’acide sulfurique hydraté se combine à l’eau avec dégagement de beaucoup de chaleur et diminution de volume. La chaleur produite est telle qu’un thermomètre plongé dans un mélange de h parties d’acide et de i partie d’eau , s’élève à 105 ; si au lieu d’eau on se sert de neige ou de glace dans les mêmes proportions, le thermomètre s’élèvera encore; mais si le mélange est fait avec les proportions inverses, le thermomètre descendra à — 17°. Quand l’acide est étendu d’eau , en le chauffant il abandonne un excès d’eau jusqu’à ce qu’il soit arrivé à n’en plus contenir qu’un atome ; alors il se volatilise.

Les métaux le décomposent assez facilement, les uns à la température ordinaire, les autres à l’aide de la chaleur; il en résulte des sulfates et de l’acide sulfureux qui se dégage. Le potassium, le sodium, le zinc, le manganèse, sont les seuls qui le décomposent h froid.

On peut préparer l’acide sulfurique ac[ueux dans les laboratoires de la manière suivante. On prend un ballon B rempli d’air (fig. 28) et fermé par un bouchon percé de trois trous, c[ui donnent passage à deux tubes recourbés et à

Fig. 28.

un tube droit ; celui - ci sert à introduire de l’air à volonté ; les deux autres communiquent avec deux fioles FF ;

ACIDE SULFURIQUE

de l’une se dégage du deutoxide d’azote , de l’autre du gaz acide sulfureux. Aussitôt que ces deux gaz humides arrivent dans le ballon, l’air cède son oxigène au deutoxide d’azote et le fait passer à l’état d’acide liypo-nitrique. Une partie de cet acide est décomposée par l’acide sulfureux qui se convertit en acide sulfurique , et qui alors s’unit avec une certaine quantité d’acide nitreux et d’eau, pour former des cristaux blancs qui s’attachent sur les parois du ballon , et qui à leur tour sont décomposés par un excès d’eau ; l’acide sulfurique se dissout, et il se dégage du deutoxide d’azote et de l’acide bypo-nitrique, sur lesquels l’air et l’acide sulfureux réagissent de nouveau. Voici la formule des cristaux: 5 S O" -f- 2 iN" O’ + A O. Ils contiennent moins d’eau que l’acide sulfurique hydraté.

On voit que le soufre ne peut se combiner directement à l’qxigène qu’en proportion telle qu’il se forme de l’acide sulfureux; mais sous l’influence de l’eau, cet acide peut enlever assez d’oxigènc à l’acide bypo-nitrique pour le convertir en acide sulfurique ; il se dégage de l’azote résultant de la décomposition de l’acide bypo-nitrique.

Dans les arts on remplace le ballon par une chambre de plomb, on y fait arriver l’acide sulfureux et l’oxide d’azote qui proviennent de la combustion de 8 parties de soufre et de 1 de nitre ; la plus grande partie du soufre devient acide sulfureux aux dépens de l’oxigène de l’air, tandis que l’autre partie, se combinant à l’oxigène de l’acide nitrique qui devient bi-oxide d’azote, passe à l’état d’acide sulfurique qui s’unit à la potasse du nitre. Le bi-oxide d’azote et l’acide sulfureux, trouvant dans la chambre de l'air et de l’humidité, réagissent l’im sur l’autre de la meme manière que dans le ballon, et forment des cristaux qui se dissolvent dans l’eau que contient le sol de la chambre, sol qui est légèrement incliné pour l’écoulement de l’acide sulfurique.

Par ces moyens on obtient un liquide d’une densité de AO à A5° à l’aréomètre de Baumé ; quand il a atteint ce de-

CHIMIE

gré on le retire. Cet acide n’est pas pur ; il contient de l’eau , de l’acide sulfureux , de l’acide nitreux , du sulfate de fer, de plomb , de potasse , de chaux. On verse ce liquide dans une chaudière de plomb ; on chauffe ; les acides nitreux , sulfureux et une certaine portion d’eau sont d’abord chassés; quand il marque 50° on le chauffe dans des cornues en grès jusqu’à 66°. Cette concentration se fait avec beaucoup plus d’avantages dans une chaudière de platine. L’acide qu’on obtient est clair , d’une consistance oléagineuse ; c’est dans cet état qu’on l’emploie dans les arts ; mais pour les recherches chimiques on le sépare des sulfates qu’il contient encore en procédant à sa distillation. On met l’acide sulfurique dans une cornue de verre, avec du fil de platine (qui empêche les soubresauts) ; on adapte à la cornue un ballon à long col , sans bouchon ni lut ; on distille avec ménagement. L’acide sulfurique hydraté est composé d’un atome d’acide sulfurique anhydre et d’*un atome d’eau S O^ -f- H~ O.

Usages.-^Les chimistes s’en servent chaque jour comme réactif. Il sert pour faire presque tous les acides. On l’emploie dans la fabrication de la soude artificielle , de l’alun , dans l’affinage de l’argent , la saccharification de la fécule , et pour tout dire en un mot , presque toutes les opérations des laboratoires ou des manufactures réclament directement ou indirectement son secours, Quelques gouttes d’acide sulfurique et un litre d’eau constituent la limonade minérale qui est employée en médecine.

COMBINAISONS DU SÉLÉNIUM AVEC L’OXIGÈNE, Sion remplit de mercure une cloche courbe, si on y introduit du gaz oxigène et du sélénium qu’on chauffe avec une lampe à esprit de vin , ce corps brûle avec une faible lumière ; il restera un gaz ayant une odeur de choux pourris, incolore, sans action sur la teinture de tournesol , peu soluble dans l’eau , mais lui communiquant son odeur ; c'est i’oœide de sélénium ; puis des cristaux blancs , sans odeur, ayant une

ACIDE lODIQÜE. 127

saveur acide, volatils, attirant l’ humidité de l’air, très solubles dans l’eau ; c’est Vacille sélenûux qui correspond à l’acide sulfureux.

Acide sélémque. — L’acide sélénique ressemble beaucoup à l’acide sulfurique; comme lui, liquide, inodore, incolore et d’une consistance cléagineiise ; sa densité est de 2,6. Chauffé à 28'’ il se décompose en oxigène et en acide sélénieux; il attire l’humidité de l’air et relient toujours de l’eau.

COMBINAISONS DE L’IODE AVEC L’OXIGÈNE.— L’iode en se combinant avec l’oxigène forme des composés sur le nombre desquels on n’est pas entièrement d’accord. ]M. Sementini admet un oxide d’iode et un acide iodeux ; ce dernier acide est également admis par M. Mitscherlich. Quant à l’acide hyperiodique , il a été découvert récemment par M. Magnus. L’acide indique a été beaucoup mieux étudié.

Acide iodique. — La découverte de cet acide est due à M. Gay-Lussac; il est solide, blanc, inodore, d’une saveur aigre et astringente, rougissant le tournesol, qu’il détruit ensuite, plus pesant que l’acide sulfurique. La chaleur le décompose assez facilement en oxigène et en iode. Il brûle avec détonation la plupart des métalloïdes. Les acides peu oxigénés le décomposent en passant à un degré plus avancé d’oxigénation ; à l’air humide il tombe en déliquescence , il est donc très soluble dans l’eau. Il est formé de 2 atomes d’iode et de 5 atomes d’oxigène— P ON

On peut l’obtenir en traitant l’iode par un mélange d’acide azotique et d’acide hypo-azotique; ces acides sont décomposés, leur oxigènese combine à l’iode, et du deutoxide d’azote se dégage ; pendant la réaction on aperçoit l’acide iodique se déposer peu à peu. On le recueille, on le dissout dans l’eau pure, puis on y ajoute de l’acide nitrique concentré qui, s’emparant de l’eau ,• précipite l’acide à l’état de pureté.

Acide hyperiodique. — Correspondant à l’acide per-

CHIMIE

chlorique ; il est formé comme lui de 2 atomes d’iode et de 7 atomes d’oxigène — I"

Cet acide ne prend naissance ([ue de la manière suivante : on dissout de l’iodate de potasse , on y ajoute de la potasse caustique et on y fait arriver un courant de chlore ; celuici, pour former du chlorure de potassium, chasse l’oxigène de la potasse , lequel se combine avec l’iodate et constitue l’hyperiodate de potasse qui se précipite en petits cristaux.

Mais pour obtenir cet acide il faut transformer cet hyperiodate en hyperiodate neutre d’argent. Pour cela on mêle une dissolusion d’hyperiodate de potasse avec une dissolution de nitrate d’argent, et aussitôt il se fait un précipité d’hyperiodate d’argent avec excès d’arge;:t; en versant sur le précipité de l’acide nitrique faible , celui-ci dissout l’excès d’oxide et laisse à l’état neutre l’hypcriodate d’argent.

Enfin 011 n’a plus qu’à traiter ce sel d’argent par l’eau t|ui le décompose en acide hyperiodique libre et en hyperiodate basique insoluble que l’on sépare. On évapore la dissolution d’acide , et , par le refroidissement , les cristaux se déposent.

Cet acide n’est pas déliquescent, la chaleur le décompose en oxigène et en iode ; l’acide chlorhydrique le décompose en ne le faisant passer qu’à l’état d’acide indique.

ACIDE BROMIQUE. — Cet acide est encore trop peu étudié et trop peu employé pour que nous nous y arrêtions.

COMBINAISONS DU CHLORE AVEC L’OXIGÈNE.— L’oxigène et le chlore, par leur combinaison, donnent lieu à quatre composés connus ; ce sont l’acide hypochloreux, le deutoïKidc de chlore , l’acide chlorique et l’acide hypcrchlorique. Il n’y a pas long-temps que l’on admettait un protoxide de chlore , mais les réactions qu’il offrait avec l’eau, avec le protochlorure de mercure, et surtout la contraction de ses éléments , firent élever des doutes sur son existence réelle. Depuis un travail de M. Balard sur Tacide hypo-

ACIDE HYPOCHLOREUX.

chloreux, dans lequel il prouve que cet acide possède la meme composition que celle qu’on attribuait à ce prétendu protoxide de chlore , les chimistes n’admettent plus son existence.

Acide hyfo-chloreux. — On a cru long-temps que l’acide qui se formait lorsque l’on fait passer un courant de chlore dans une dissolution de potasse ou de soude, était le deutoxide de chlore ; M. Balard a démontré que l’acide qu’il a pu isoler correspondait à l’acide hyposulfureux, et qu’il était formé de 2 atomes de chlore et de 1 atome d’oxigène^ 01' O.

L’acide hypochloreux est un gaz d’un jaune un peu plus foncé que le chlore, d’une odeur vive et pénétrante , analogue à celle de ce dernier corps; exposé à la lumière solaire il se décompose sans détonation; une lumière dilfuse ne l’altère pas. Soumis à une chaleur un peu élevée, il détone fortement en produisant une vive lumière. Presque tous les métalloïdes le décomposent, l’hydrogène à chaud, le caibone à froid et avec détonation; il en est de même du soufre, du phosphore, de l’arsenic; seulement le chlore se CG^nnine avec le métalloïde pour former un chlorure , pendant que cela n’a pas lieu avec le carbone. L’iode et le brome le décomposent aussi, mais lentement. Presque tous les métaux le décomposent, les uns avec détonation , les autres sans détonation ; mais toujours il se forme un chlorure et un oxide.

L’eau dissout abondamment cet acide. Cette dissolution concentrée ne peut que difficilement se conserver.

C’est run des oxigénants les plus énergiques que l’on connaisse; voilà pourquoi il agit si vivement sur les couleurs végétales ; en effet son oxigène enlève l’hydrogène à la matière colorante , ce qui produit la décoloration.

Pour l’obtenir on met dans un flacon du bi-oxide de mercure délayé dans de l’eau , avec du chlore gazeux. On agite , le gaz est absorbé , et donne lieu à du br-oxido-chlo-

CHIMIE

rure de mercure insoluble et à de l’acide chloreux qui reste en dissolution. On n’a plus qu’à distiller dans le vide. Pour l’obtenir à l’état de gaz on le met en contact avec de l’azotate de chaux sec. Ce sel s’empare de l’eau et met le gaz à nu ; il n’est employé qu’à l’état d’hypochlorite.

Deutoxide de chlore. — Cet oxide , qui est gazeux , a été découvert par Davy, puis étudié par M. Frédéric Stadion. On a cru long-temps que c’était lui qui se trouvait combiné aux bases dans les chlorures d’oxides , de là est venu le nom à' acide chloreux.

Ce gaz est jaune , son odeur est aromatique et différente de celle du chlore; il détruit la teinture de tournesol sans la rougir ; sa densité = 2,3155, Il peut être liquéfié comme plusieurs autres gaz. Exposé à la chaleur de l’eau bouillante, il détone et se transforme en chlore et en oxigène ; l’eau le dissout facilement. Il ne peut se combiner aux gaz sans décomposition ; avec la potasse il en résulte toujours un liypochlorite, un chlorate et un chlorure; il est composé d’un atome de chlore et de deux atomes d’oxigène== Cl 0^ On peut l’obtenir en traitant du chlorate de potasse fondu , par de l’acide sulfurique étendu ; on chauffe légèrement et le gaz se dégage ; l’acide sulfurique met l’acide chlorique à nu , qui se décompose en deutoxide de chlore et en oxigène ; celui-ci se combine avec une partie de l’acide chlorique et de la potasse pour former de l’hyperchlorate de potasse. Cette expérience est souvent accompagnée de détonations, Il est sans usages.

Acide chlorique. — C’est Berthollet qui a découvert cet acide , mais en combinaison avec les bases , et c’est M, Gay-Lussac qui l’a isolé le premier.

Cet acide est liquide, incolore, inodore, d’une saveur très acide ; il rougit d’abord le tournesol , puis finit par le décolorer. Il peut être concentré sans décomposition; mais , si on essayait de le distiller, il se transformerait en chlore et en acide hyperchlorique. Il s’unit très bien aux

AaDE HtPHRCHLORIQÜE. ISl

bases , et forme des sels dont les propriétés sont bien re*inarqnables*

Si on le concentre suffisamment pour qu’il prenne une teinte jaunâtre , il possède alors la propriété de décomposer l’alcool , en lui enlevant de l’hydrogène et le transformant en acide acétique ; il agit de la même manière sur l’éther ; versé sur du papier brouillard sec, il l’enflamme aussitôt.

Il est formé de 2 atomes de chlore et de 5 atomes d’oxigène = Cl" 0\ On l’obtient ordinairement en dissolvant le chlorate de baryte dans l’eau et le décomposant par l’acide sulfurique ; celui-ci s’empare de la baryte et met à nu l’acide que l’on sépare du précipité et que l’on concentre par une douce chaleur.

Acide hyPEECHEORTQUE {Acide chloriqne oxigéné). — (l’est au comte Stadion qu’est due la découverte de cet acide; il est liquide, incolore, inodore, rougissant le tournesol sans le détruire. Exposé à une douce chaleur, il perd l’excès d’eau ([u’il peut contenir et se volatilise , sans décomposition , à lôO"; il n’est décomposé ni par l’a- Cide chlorhydrique, ni par l’acide sulfureux, ce qui le distingue de l’acide chlorique ; il ne trouble point la dissolution d’azotate d’argent et se combine très bien aux bases. Cet acide est un excellent réactif pour distinguer la potasse de la soude ; avec la première il forme un sel très peu soluble , le contraire a lieu avec la seconde. Il contient 7 atomes d’oxigène pour 2 atomes de chlore, donc : Cl.^ 0^. On l’obtient en chauffant, dans une cornue, l’hyperchlorate de potasse avec de l’acide sulfurique. Cet acide s’empare de la pt)tasse , forme du sulfate de potasse fixe , et met à nu l’acide hyperchlorique qui se volatilise et vietit se rendre dans un récipient.

En concentrant cet acide jusqu’à ce qu’il répande des Vapeurs blanches, puis le distillant avec quatre à cinq fois son volume d’acide sulfurique concentré, on peut l’obtenir sous forme de longs cristaux qui fondent à et attirent

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fortement i’humidité de l’air en répandant d’épaisses vapeurs; lorsqu’on le verse dans l’eau , après l’avoir fondu, il produit, en tombant, un bruit semblable à celui qui résulte de l’immersion d’un fer rouge.

COMBINAISONS DE L’AZOTE ET DE L’OXIGÉNE. — Quoique l’azote ait fort peu d’affinité pour l’oxigène, on connaît cependant cinq combinaisons de ces deux corps, savoir : le protoxide d’azote , le bi-oxide d’azote , l’acide azoteux , l’acide hypo-azotique et l’acide azotique. Parmi ces composés le bi-oxide d’azote , l’acide hypo-azotique et l’acide azotique méritent plus particulièrement de fixer notre attention.

Protoxide d’azote [Oxide d'azote, oxide nUrenx, gaz nitreux déphlogistiqué , oxidule d'azote, gaz hilariant). — Découvert par Priestley, ce gaz est incolore, inodore, d’une saveur un peu sucrée, d’une densité — 1,5269. Comprimé et en même temps refroidi, il se liquéfie. Ce gaz entretient très bien la combustion, et allume les bougies qui présentent quelques points en ignition.

Exposé à une très haute température , il se transforme en azote et en acide hypo-azotique. L’oxigène et l’air ne lui font rien éprouver. Presque tous les métalloïdes le décomposent en lui enlevant son oxigène. Il est un peu soluble dans l’eau, celle-ci en dissout la moitié de son volume. Certaines personnes qui ont respiré ce gaz ont éprouvé un sentiment de gaieté extraordinaire et un rire insolite; de là son nom de gaz hilariant; mais d’autres, au contraire , n’ont éprouvé que de l’ivresse , des céphalalgies , des syncopes , suivies même d’asphyxie. Ce gaz est composé de 2 atomes d’azote et de 1 atome d’oxigène — A Z'-' O.

C’est en chauffant doucement l’azotate d’ammoniaque que l’on se procure ce gaz ; en effet, l’hydrogène de l’ammoniaque se combine à une grande partie de l’oxigène de l’acide, pendant que l’azote de l’ammoniaque, ainsi que

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celui de l’acide combiné à une certaine quantité d’oxigène, constitue le gaz protoxide d’azote ; il n’est pas employé.

Bi-OXIDE d’azote ( Gaz nitrevx , oxide nitrique , oxide d'azote). — Ce gaz a été découvert par Haies, et étudié par Priestley, Davy et M. Gay-Lussac ; il est incolore, sans action sur le tournesol ; son odeur et sa saveur ne peuvent nous être connus , car aussitôt qu’il a le contact de l’air, il passe à l’état d’acide hypo-azo tique et répand alors des vapeurs rouges. Tl éteint les corps en combustion et asphyxie les animaux qui le respirent. Sa pesanteur spécifique — 1,390. Exposé dans un tube, à l’action du feu, il se décompose comme le protoxide d’azote. Il est décomposé par la plupart des métalloïdes. L’eau en dissout la vingtième partie de son volume ; il est composé de 2 atomes d’azote et de 2 atomes d’oxigène Az^ OC 11 ne se trouve point dans la nature. On l’obtient en mettant en contact la tournure du cuivre ou du mercure, avec de l’acide azotique ; celui-ci , en perdant de son oxigène qui oxide les métaux , devient bi-oxide d’azote qui se dégage pendant que l’oxide formé se combine à une partie d’acide azotique.

Acide azoteux. — Selon M. Gay-Lussac , en mettant en contact une dissolution de potasse , avec du bi-oxide d’azote et un peu d’oxigène , il se forme un acide composé de 2 atomes d’azote et de 3 atomes d’oxigène : c’est l’acide azoteux. Get acide ne peut être isolé , car sa propriété est de se décomposer en bi-oxide d’azote et en acide hypoazotique , ou azotique , quand on cherche à le séparer de ses combinaisons.

Cependant il parait, selon l’opinion admise par MM. Berzéliuset Mitscherlich, qu’en faisant agir du bi-oxide d’azote sur de l’acide hypo-azotique , l’un et l’autre de ces corps se transforment en acide azoteux d’après l’équation suivante : Az O'^+Az O" =2 Az‘^ OL Ce liquide est d’un vert bleuâtre, d’une grande volatilité.

Acide hypo-azotique (Gaz acide nitreux. Acide

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nitroso-nitriqm. Vapturs nitreims).' — Cet acide , d’après M. Peîigot (.4/m. Chim.^ mai, 1841), cristallise en prismes incolores c{ui fondent à —9". A la température ordinaire il constitue un liquide orangé qui bout à 22°; s’il contient une très petite quantité d’eau , il possède les propriétés suivantes qui avaient été reconnues par Dulong : il est liquide , d’une couleur qui varie avec la température ; ainsi il est jaune orangé de 15 à 28°, jaune fauve à 0°, presque incolore à— 10° et incolore à — 20°; il se prend en masse blanche au-dessous de — 40°. Il possède une saveur caustique , une odeur très forte , caractéristique , et une densité “à 1,451. Il rougit fortement le tournesol, tache la peau en jaune , et la désorganise.

Soumis à la température de 28°, il bout et forme ce que l’on connaît sous le nom de ga^ rutilant. Ce gaz se produit même à la température ordinaire : c’est cet acide qui se forme aussitôt que l’on met en contact de l’oxigène avec du bi-oxide d’azote. 11 est irrespirable et fait éprouver à la poitrine un sentiment pénible de constriction.

L’oxigène et l’air ne lui font éprouver aucune altération, à moins qu’ils ne soient humides : alors il se produit un peu d’acide azotique. Presque tous les corps combustibles le décomposent en s’emparant d’une plus ou moins forte proportion de son oxigène.

L’eau et cet acide, par leur contact, présentent des phénomènes remarquables. Si on l’agite dans une grande quantité d’eau , il se transforme presque entièrement en bi-oxide d’azote qui se dégage et en acide azotique qui reste dissous dans la liqueur, uni à un peu d’acide hypoazotique non décomposé. Si la quantité d’eau est faible, il se dégage peu de gaz , et la liqueur devient vert foncé. Enfin , si l’on n’ajoute que successivement à l’eau diverses quantités d’acide , on voit que le dégagement du bi-oxide d’azote , produit par le meme poids d’acide , décroît jusqu’à ce qu’il n’ait plus lieu , et cependant le liquide con-