PLATINE

a reconnu au noir de platine (platine en poudre) la propriété d’absorber les gaz à la manière du charbon.

Etal naturel, exfraclion. — On ne trouve le platine qu’en combinaison avec le fer, le plomb, le cuivre, et avec le rbodium, l’iridium, le palladium, l’osmium, etc. Pour l’isoler, on dissout ces combinaisons dans l’eau régale. On verse ensuite du chlorhydrate d’ammoniaque dans la dissolution ; il se fait aussitôt un précipité formé de chlorure de platine et de chlorhydrate d’ammonia(jue. On le recueille et on le calcine; j)ar cette opération , le chlorhydrate d’ammoîiiaque ainsi que le chlore du chlorure se dégagent, et laissent pour résidu le platine à l’état spongieux. Il est assez diOicile de le forger; cependant, en l’alliant à un peu d’arsenic ([ui le rend un peu plus fusible, on n’a plus qu’à le chauffer convenablement au contact de l’air pour faire passer l’arsenic à l’état d’acide arsénieux qui se volatilise, pendant que le platine qui reste a acquis la pro- })riété de se laisser forger.

Usages. — Le platine , en raison de son inaltérabilité et de son infusibilité, est précieux pour la préparation de différents instruments employés en chirurgie ou dans les laboratoires de chimie. On s’en sert pour faire la lumière des canons de fusils et pour revêtir le fond des bassinets.

§ \T. Des alliages.

Nous avons vu que les métaux pouvaient se combiner les uns avec les autres , et que les composés qui en résultaient portaient le nom d'alliages. Quand le mercure entre en combinaison avec un métal, on donne à ce produit le nom d'amalgame.

Les chimistes ne sont pas d’accord pour savoir si les métaux se combinent entre eux pour former des combinaisons définies, comme cela a lieu pour les oxides, les sels, etc.

CHIMIE

im

Les uns admettent qu’ils se combinent en proportions déterminées; les autres, au contraire, veulent que la combinaison se fasse en toutes proportions. Cependant on peut croire que les alliages cristallisés sont formés d’après la loi qui préside à la combinaison de tous les corps.

Propriétés physiques. — Les alliages offrent la plupart des propriétés physiques communes aux métaux ; tous sont solides , à l’exception de l’alliage de potassium et de sodium , et des amalgames avec excès de mercure ; ils sont brillants , à moins qu’ils ne soient en poussière trop fine ; ils ont une couleur qui leur est propre ; ils sont opaques et possèdent une densité qui participe de celle des métaux constituant l’alliage ; tous cristallisent plus ou moins bien. Quelques uns ont une odeur particulière ; d’autres sont très sonores et très élastiques. Gomme les métaux, ils conduisent très bien le calorique et le fluide électrioue.

Dureté des alliages. — Une propriété remarquable des alliages, c’est d’être plus durs, plus cassants, plus aigres et moins ductiles que ne le sont , terme moyen , les métaux qui les composent. On peut dire , en général , que les alliages formés par des métaux cassants le sont aussi sans exception ; que ceux qui sont formés par un métal ductile et un métal cassant sont cassants quand les deux métaux sont en proportions égales, et qu’ils ne participent au contraire des propriétés d’un métal ductile que quand celui-ci y est très prédominant. Les métaux ductiles donnent eux-mêmes, en se combinant, lieu à des alliages cassants, à moins que r un des deux métaux ne soit le plus souvent très prédominant. Il paraît que les métaux , en s’unissant , diminuent ou augmentent de volume , en sorte que leur densité est très variable.

Décamposilion des alliages par la chaleur. — Soumis à l’action du feu, les alliages s’échauffent rapidement, se dilatent et entrent en fusion. On remarque que l’alliage est

ALLIAGES

toujours plus fusible Cfue le métal le moins fusible qui le compose. Quand les métaux qui servent à le former sont fusibles à peu prés au meme degré , l’alliage est toujom s plus fusible que celui qui se fond le plus promptement. Les alliages qui contiennent des métaux volatils se décomposent toujoui's en tout ou en partie quand on les soumet à l’action d’une température élevée. Ainsi les amalgames perdent leur mercure totalement pendant que les alliages d’arsenic, de potassium , de tellure, de cadmium, de zinc ne se décomposent qu’en partie.

Ad ion de l'air. — L’oxigène et l’air agissent sur les alliages comme sur leurs métaux séparés, seulement l’action est moins vive. Si ruii des deux métaux est très oxidable ^ et que l’autre ne le soit pas, on peut très facilement les séparer en oxidant le premier; exemple, plomb et argent.

Plusieurs alliages se trouvent naturellement formés. On les prépare en fondant les métaux dans un creuset , et agitant le mélange après sa fusion. On coule ensuite l’alliage dans des moules ou dans une lingotière.

Quand le potassium ou le sodium entre dans la combinaison , on le place au fond d’un tube où doit se faire la combinaison , et on le recouvre des autres métaux ; on chauiïe ensuite graduellement le tube.

Beaucoup d’alliages sont usités dans les arts; nous détaillerons leurs usages , en parlant des plus employés.

AmalGxXME d’étain. — Il est liquide, un peu moins coulant que le mercure ; la chaleur le décompose. Il n’absdrbe que difficilement l’oxigène , et s’obtient en chauffant une partie d’étain et une de mercure.

Une partie d’étain et trois de mercure donnent un amalgame mou , facilement cristallisable. Parties égales donnent un amalgame solide.

On se sert de cet amalfjame povr faire les glaces; à cet effet, ou étend sur une table bien horizontale une feuille d’étain; puis on verse dessus une certaine quantité de

mercure. Ou glisse alors une glace de manière à couper la couche de mercure en deux, et enfin on la charge de poids. L’amalgame, en se formant, adhère fortement aux parois de la glace, et lui donne la propriété de réfléchir les objets.

Amalgame de bismuth. — En partie liquide et en partie cristallisé, fondant facilement , s’attachant aux corps qu’il touche, se décomposant par la chaleur, et s’obtenant comme ^ le précédent.

Il est employé à étamer les glolies de verre. On y parvient en fondant ensemble une partie de bismuth et quatre parties de mercure , le versant encore chaud dans les globes bien secs et encore chauds , et promenant l’amalgame sur toutes les parties du globe. Une portion se solidifie, et produit un bel étamage.

Étain et feb. — Ils s’allient directement , lorsqu’on chauffe leurs oxides avec le charbon ; une très petite quantité de fer suffit pour altérer la blancheur de l’étain et le rendre sensible à l’action du barreau aimanté.

Étain et antimoine. — Ils s’allient très bien ; les alliages sont aussi blancs que l’étain, mais beaucoup plus durs et moins ductiles. On fabrique des ustensiles d’étain avec l’alliage de 0,80 d’étain et 0,20 d’antimoine.

Alliages de zinc et d’étain. — Ils sont ductiles pourvu que le zinc soit exempt de fer ; à parties égales il est presque aussi tenace que le laiton.

Étain et plomb. — Ils s’allient avec dilatation ; ils sont plus durs et moins blancs que l’étain. Il y en a de plus fusibles que l’étain ; V alliage ou soudure des plombiers , comnosé d’un atome de l’un et de l’autre métal , est dans

ce cas; sa densité est de 9,5535. L’etain garantit le plomb de roxidation par les acides faibles. Vauquelin a vu que l’alliage c{ui ne contient que 0,17 de plomb n’est atta- (}ué ni par le vin ni par le vinaigre , et peut être employé à faire des ustensiles, mais il se ternit beaucoup plus

ALLIAGES. 197

promptement qu’un alliage qui ne contient que 0,08 à 0, 1 0 de plomb.

Cuivre étamé. — 11 n’est autre que du cuivre sur lequel on a appliqué une couche très mince d’étain. Pour y parvenir, on chauffe la pièce à étamer, et on la frotte avec une étoupe après l’avoir saupoudrée de sel ammoniac qui la décape; alors on chauffe de nouveau le cuivre , et ou étend dessus une couche d’étain fondu, que l’on peut recouvrir de résine , afin que l’étain ne s’oxide pas. On doit continuer de frotter jusqu’à ce que l’étain soit bien étendu.

Dans cet étamage, l’étain ne s’allie point au cuivre: il n’est tout simplement que superposé , de là vient qu’il ne dure pas très long-temps.

L’étain, uni à 1/8 de fer, forme im étaniage plus solide que l’étain pur.

Fer-blanc. — Ce n’est autre chose c{ue du fer réduit en feuilles , dont les deux surfaces sont recouvertes d’une couche d’étain. A cet effet, on désoxide la lame de fer ; on la plonge dans un bain de suif, puis dans un bain d’étain couvert de suif fondu ; on n’a pins alors qu’à faire quelques opérations , dont le but est de rendre plus égale la couche d’étain qu’il recouvre.

Lorsque l’on expose pendant quelque temps une feuille de fer-blanc à l’action d’une liqueur formée d’acide chlorhydrique 3 parties , d’acide azotique 2 parties , et d’eau 8 parties , puis qu’on la lave , on obtient un produit qui est connu sous le nom de moiré métallique. Dans cette opération , on ne fait que dissoudre la couche superficielle d’étain qui recouvrait les couches formées par une multitude de cristaux. Pour obtenir les moirés de diverses couleurs, il suffit de recouvrir les feuilles d’un vernis de la couleur de celle qu’on désire. On préserve en meme temps la feuille de toute oxidation.

Fer et zinc. {Fer galvanisé.) — On obtient reproduit , qui a été nouvellement introduit dans l’industrie, en

198 ChIMÎÈ.

plongeant des parties de fer bien décapées dans du zinc fondu , il se forme à la surface un alliage cpii préserve le fer de i’oxidation ; il paraît d’après de nouvelles recherches que le fer ainsi zincé possède comme l’acier, par rapport au magnétisme , des propriétés coercitives.

Alliage de cuivre et de nickel. — Deux atomes du premier, 1 atome du second. On obtient un alliage fusible , ductile , tenace , d’un beau gris de platine.

Alliages de cuivre, nickel et zinc. — Ces alliages, très usités en Chine ^ sont connus sous le nom àe^pahfung, toutonague ^ cuivre blanc. Ils sont presque aussi blancs que l’argent. Selon Gersdorfî les alliages composés comme il suit :

Cuivre, 0,50 — 0,55 — 0,60 — 0,57

]Nickel, 0,25 0,20 — 0,20 — 0,20

Zinc, 0,25 0,25 -- 0,20 — 0,20

Plomb, 0,03

sont propres : le premier à la fabrication des cuillères , fourchettes ; le second à faire des garnitures de couteaux , mouchettes , etc. ; le troisième à préparer les objets laminés; le dernier à fabriquer les objets qui doivent être soudés tels c{ue chaudières, éperons.

AIaillechort. — Cet alliage, fabriqué à Paris, est d’une très belle couleur blanche, imitant bien l’argent; il contient : cuivre , 0,652, — nickel, 0,168, — zinc, 0,130, — fer, 0,03A, — étain cobalt, 0,002.-- L’addition de fer rend les alliages beaucoup plus blancs, mais en même temps plus aigres.

Alliages de cuivre et d’étain. — Ils étaient très employés par les anciens qui s’en servaient pour faire leurs armes ou leurs instruments aratoires. On s’eil sert pour faire les alliages des cloches , des canons^ et pour faire les objets moulés. — Le bronze ou airain qui sert pour les canons contient 0,080 à 0,12 d’étain ; le bronze pour statues contient 0,20 d’étain. C’est aussi la compO-

ALLIAGES

sition du tam-tam ou goiiz des Chinois, dont la densité est de 8,933. M. d’Arcet a reconnu qu’il peu être forgé à une très basse température, qu’il acquiert par la trempe assez de ductilité j)our être travaillé au marteau; et que, si on le laisse refroidir lentement après l’avoir chauffé jusqu’à un certain degré, il devient dur, cassant et extrêmement sonore.

Alliages de zinc et de clivke. — Ils sont d’un grand usage et connus sous le nom de laiton , cuivre jaune , or de Manheim , métal du prince Robert, chrysocale. — Le zinc pâlit la couleur du cuivre; dans de certaines limites il donne un beau jaune d’or, en plus grande proportion il donne le jaune verdâtre ; et enfin, lorsqu’il entre pour moitié dans l’alliage, il est gris-bleuâtre. Voici la composition du meilleur laiton de Jemmapes : cuivre , 0,6A1 , zinc, 0,33(5, plomb, 0,020, étain, 0,003. Le chrysocale contient peu de zinc; cuivre, 0,81, zinc, 0,080, étain, 0,005. On fabrique en Angleterre un alliage triple recherché pour faire des couteaux, pour enlever la couleur des cylindres, poiir imprimer les étoffes; cuivre, 0,815, zinc, 0,105, étain, 0,080.

Alliage d’antimoine Et de plomb. ( Caractères d'imprimerie.)— Solide, malléable, beaucoup plus dur que le plomb , fusible au-dessous du rouge cerise , absorbe l’oxigène à une température élevée , en formant un onD'monffe de plomb. On l’obtient en fondant 20 parties d’antimoine et 80 de plomb; quelquefois on y ajoute quelques centièmes de cuivre. On s’en sert pour faire les caractères d’imprimerie.

Alliages d’ argent et de cuivre. — Les différents alliages de cuivre et d’argent employés sont blancs , moins ductiles et plus fusibles que l’argent, n’absorbant l’oxigène qu’à une température élevée, et alors le cuivre s’oxide, tandis que l’argent reste pur. Lour obtenir l’alliage le plus employé, on fond dans un creuset 9 parties d’argent et 1 de cuivre.

CHIMIE

C’est avec cet alliage qu’on fait en France toute la monnaie d’argent.

Si, au lieu des proportions précédentes, on emploie h parties de cuivre sur une d’argent, on obtient l’alliage des petites pièces de 10 centimes ou la monnaie de hillon. Celui que l’on emploie pour les ouvrages d’orfèvrerie est formé de 9 parties et demie d’argent et d’une demi-partie de cuivre, quand on doit en faire des couverts et de la vaisselle, au lieu que celui que l’on destine à la fabrication des bijoux, etc. , est formé de 8 parties d’argent et de 2 de cuivre.

Les différentes quantités d’argent qui composent l’alliage constituent son titre, qui est d’autant plus élevé que l’alliage est plus riche en argent. Ainsi on dit de l’argent de monnaie qu’il est au titre de 900/1000 ; celui de billon au titre de 200/1000, et celui qu’emploient les orfèvres, tantôt au titre de 950/1000 , tantôt à celui de 800/1000.

Essai des alliages de cuivre et d'argent. — Ces analyses sont souvent indispensables pour déterminer le titre de ces alliages employés pour les monnaies ou pour la bijouterie. Il est un procédé très anciennement connu sous le nom de coupellation, qui a pour but de séparer de l’or ou de l’argent les métaux étrangers, en chauffant fortement l’alliage dans un vase appelé coupelle, qui est composé de matière qui absorbe les oxides étrangers qui se forment et le métal noble reste seul et brillant. Pour que le départ des métaux étrangers puisse s’effectuer, il est indispensable d’allier la matière que l’on veut essayer avec une certaine proportion de plomb , dont l’oxide , en se formant , entraîne les oxides des métaux étrangers. Le bismuth peut être substitué au plomb. La coupellation exige , comme condition indispensable, que les scories aient la faculté de s’imbiber dans la coupelle. Ce mode d’analyse, remarquable par sa grande simplicité, ne donne point des résultats d’une exactitude suffisante.

Un nouveau procédé , dit par la voie humide , a été in-

ALLIAGES

troduit dans le laboratoire du bureau de garantie par M. Gay-Lussac. T.e nouveau procédé consiste à déterminer le titre des matières d’argent par la quantité d’une dissolution de sel marin titrée, nécessaire pour précipiter exactement l’argent contenu dans un poids donné d’alliage. Ce procédé est fondé sur les principes suivants. L’alliage , préalal)lement dissous dans l’acide nitrique, est mêlé avec une dissolution titrée de sel marin qui précipite l’argent à l’état de chlorure, composé tout-à-fait insoluble dans l’eau et même dans les acides. La quantité du chlorure d’argent précipité est déterminée par le volume de la dissolution titrée de sel marin nécessaire pour précipiter exactement l’argent dissous dans l’acide nitrique. On reconnaît facilement le terme de la précipitation complète de l’argent à la cessation de toute nébulosité; lorsqu’on verse graduellement la dissolution de sel marin dans la dissolution de nitrate d’argent, 1 mill. de métal est rendu très sensible dans un poids de liquide delüü gram.; on distingue même encore très bien 1/2 et jusqu’à 1/4 de mill. , pourvu qu’avant l’addition du sel marin la liqueur soit parfaitement limpide. En agitant vivement pendant une minute ou deux le liquide rendu laiteux , on le clarifie suffisamment pour qu’on puisse apprécier, après quelques instants de repos , le trouble que pourrait y produire l’addition de 1 mill. d’argent.

En supposant qu’on opère sur 1 gram. d’argent pur, la dissolution de sel marin doit être telle qu’il en faille lüü gram. si l’on mesure en poids, et 100 centilit. si l’on mesure en volume pour précipiter exactement tout l’argent. Cette quantité de dissolution est divisée en 1000 parties appelées millièmes Le titre d’un alliage est donné par le nombre de millièmes de dissolution de sel marin nécessaire pour précipiter l’argent contenu dans 1 gramme de cet alliage.

Alliage d’or et de cuivre. — D’un beau jaune d’or,

CHIMIE

moins ductile , plus dur et plus fusible que l’or^ n’absorbe l’oxigèné qu’à une haute chaleur > alors le cuivre s’oxide ët l’or s’épure. On l’obtient en fondant ensemble 9 parties d’or et 1 de cuivre. C’est le seul titre qui soit employé à la fâbricatioiî de la monnaie d’or. Quant aux vases et ornements d’or, les titres varient : ainsi les uns sont à celui de 920/1000, les autres de S/iO/lOOO , enfin d’autres à celui de 750 /lOOO ; d’où trois titres pour les ouvrages d’or, pendant que ceux d’argent li’en ont que deux.

Vermeil. — On donne le nom de vermeil à de l’argent que l’on a doré avec un amalgame d’or. On fait avec lui une foule de vases , de couverts , etc.

Alliage fusible dans l’eau bouillante. — Cet alliage est d’un gris de plomb ; fusible à 90° , par conséquent, dans l’eau bouillante ou la vapeur. Pour l’obtenir ^ il suffit d’unir par la fusion 3 parties d’étain , 8 de bismuth et 5 de plomb. On s’en sert pour clicher les médailles. En y ajoutant un peu de mercure , il devient beaucoup plus fusible , et peut servir à faire des injections anatomiques.

§ VU. Des oxides métalliques en général.

flistorique. — Les oxides métalliques sont des combinaisons binaires qui résultent, comme l’indique leur norti , de la combinaison de l’oxigène avec les métaux. Les anciens les connaissaient sous le nom de chuuæ métalHqnes , et les regardaient comme des métaux dépourvus de phlogistique que le charbon leur rendait par la calcination. Leur histoire , commencée par Lavoisiei'j a été complétée par plusieurs chimistes, parmi lesquels il faut citer MM. Davy et Berzélius.

Classification. — Les oxides sont généralement divisés en autant de sections que les métaux, et d’après le même ordre que les métaux qu’ils ont pour radical. Cependant on

peut encore les classer, d’après les propriétés qu’ils possèdent, en quatre classes bien distinctes.

1» Certains oxides jouissent de propriétés acides bien marquées, et se combinent très bien ayec les bases; on leur a dontté le nom d’acides métalliques , tels sont les acides arséni([ue , arsénieux , chromique, antimonique, antimonieux, lungstique , molybdique, etc.

2° D’autres oxides jouissent des propriétés basiques ; ce sont les oxides proprement dits , et ceux-ci se combinent très bien aux acides.

3^ Qqelques uns ne se combinent ni aux bases ni aux acides : ils sont neutres ou indifferents; de là, le nom (ïoæiiies indifférents qu’on leur a donné.

Enfin , il est des oxides qui ne se combinent aux acides qu’après avoir perdu une certaine quantité d’oxigène; on leur a donné le nom d'oxides singuliers , en raison de cette manière de se comporter avec les acides ; tels sont les bioxides de manganèse, de baryum, le peroxide de potassium , de sodium , etc.

Ces dillérentes dénominations étaient utiles à connaître parce (pi’on en fait souvent usage.

Propriétés physiques. — Les oxides sont solides , cassants, ternes, de couleur qui varie beaucoup; ils sont inodores et insipides , excepté ceux de la première section ou ceux qui sont solubles. Plus pesants que l’eau et moins que le métal qui les forme , à moins que ce ne soit le potassium ou le sodium. Aucun n’a d’action sur la teinture de tournesol ; quelques uns la ramènent au bleu , si elle a été roiigie par un acide. Les oxides de la première section et celui de magnésium verdissent le sirop de violette et rougissent la couleur jaune du curcuma.

Action de la chaleur. — La chaleur agit de différentes manières sur les oxides ; réduit ceux des deux dernières sections , elle n’altère pas ceux de la deuxième ; parmi les oxides de la première , troisième et quatrième section ,

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aucun ne peut être entièrement réduit par la chaleur; seulement quelques uns perdent une portion d’oxigène, et passent à un degré inférieur d’oxidation ; tels sont les bioxides de calcium , strontium , manganèse , plomb, sesqiiioxide de sodium , urane , cobalt , etc. ; seulement la température à laquelle se fait cette déperdition varie. Aucun oxide n’est volatil, si ce n’est 'quelques oxides qui jouent le rôle d’acides, tels que le peroxide d’osmium et l’acide arsénieux. Cependant le protoxide d’antimoine est volatil. Il en est quelques uns qui se fondent facilement.

Action de la lumière. — La lumière n’agit tout au plus que sur ceux de la sixième section , ce qui n’est pas bien démontré ; on prétend pourtant que telle est l’action qu’elle exerce sur l’oxide d’or.

Action de l'électricité. — Tous les oxides peuvent être décomposés par une pile de 100 paires ; dans ce cas , l’oxigène se dégage au pôle positif, et le métal réduit se rend au pôle négatif. Cependant les oxides de la deuxième section ne se réduisent qu’au moyen d’un appareil imaginé par M. Becquerel; encore n’obtient-on le métal qu’à l’état d’alliage.

A dion de l'aiguille aimantée. — Parmi les oxides il n’y a que le protoxide de fer et l’oxide de fer composé (FO, ) qui soient sensibles à l’action de l’aiguille aimantée.

Action de Voœigène. — Les piotoxides de cobalt , de fer, de manganèse et quelques autres peuvent absorber l’oxigène à la température ordinaire , et se suroxider, pourvu qu’ils soient hydratés; d’autres, tels que les protoxides de potassium , de baryum , etc. , n’absorbent î’oxigène qu’à une température élevée ; mais il faut que ce gaz soit bien sec. Beaucoup d’oxides , exposés au contact de l’air, absorbent de plus l’acide carbonique que ce fluide contient.

Action de V hydrogène. — L’hydrogène ne réduit les oxides qu’à une haute température, encore n’a-t-il pas

d’action sur les oxides terreux et sur les protoxides alcalins. Dans tous les cas il se forme de l’eau , et le métal est mis à nu.

Cette réaction est souvent mise à profit pour ramener plusieurs oxides à l’état mélallique : l’appareil dans lequel cette opération s’exécute consiste ( fig. 32) en un flacon bitubulé contenant du ziyc dans lequel on verse par un tube à entonnoir de l’acide sulfurique étendu d’eau ; le gaz hydrogène se dégage par le tube recourbé, puis il traverse un gros tube droit rempli de chlorure de calcium fondu , corps destiné à enlever l’eau que l’hydrogène entraîne avec lui. Ce gaz ainsi desséclié arrive dans une ampoule qui contient l’oxide métallique chauffé au rouge au moyen d’une lampe à alcool. Le métal ainsi réduit jouit quelquefois de propriétés particulières. Ainsi on peut obtenir du fer métallique spontanément inflammable avec le contact de l’air.

Fig. 32.

Action du carbone. — Le carbone, à une température élevée, décompose tous les oxides métalliques, excepté ceux de la 2" section, et les protoxides de baryum, de strontium, de calcium et de lithium. Le carbone, en s’unissant à l’oxigène , forme ou de l’oxide de carbone , ou de l’acide carbonique , et toujours le métal est réduit. C’est même à l’aide de ce métalloïde et du précédent qu’on réduit dans les arts une bonne partie des métaux usités.

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Actian (hi phosphore et du sotifre. — le phosphore et le soufre ont deux manières d’agir, selon qu’on opère par la voie sèche ou la voie humide. Dans le premier cas , le métalloïde réduit une portion de l’oxide , s’empare de son oxigène pour former l’acide le plus oxigéné qui se combine avec l’oxide non décomposé , à moins que celui-ci ne soit décomposahle à la température à laquelle on opère , pendant que le métal, réduit avec une portion de métalloïde, forme par cette union un phosphure ou un sulfure. Si l’on opère au contact de l’eau , la meme décomposition se fait ; mais au lieu des acides les plus oxigénés , il ne se fait avec le phosphore que peu d’acide phosphojique , et un hypophosphite ; dans ce cas , l’eau est en même temps décomposée , de là un dégagement de sesqui-phosphure d’hydrogène. Si l’on a employé le soufre , on obtient un hypo-sulfite et un sulfure sulfuré ou polysulfure.

Action de Viode. — Les oxides de potassium , de sodium, de bismuth et de plomb, sont décomposés h sec et à une température élevée par l’iode , l’oxigène se dégage et l’iode s’unit au métal.

Les protoxides d’étain et de cuivre passent à l’état de peroxide , taudis qu’une portion de métal se combine à l’iode. Il paraît s’unir aussi à la baryte , la strontiane et la chaux , et être sans action sur les autres oxides.

Par l’intermède de l’eau , il se forme toujours un iodate aux dépens de l’oxigène de l’acide , et un iodure par la combinaisson du métal réduit et d’une partie de l’iode.

Action du chlore. — Le chlore a sur les oxides une action qui mérite quelque attention. Si l’on fait passer un courant de chlr.re sur un oxide métallique , exposé dans un tube horizontal placé et porté au rouge , on remarque que l’oxigène est dégagé et que le chlore se substitue à sa place. Il ne paraît y avoir que les oxides de la 2* section qui soient exceptés de cette règle.

Si , au lieu d’agir ainsi , on fait passer un courant de

clilorr dans une ean tenant en dissolution on en suspension lin oxide, celui-ci sera en partie décomposé ; son métal mis à nu formera un chlorure avec une portion de chlore; et son oxigène , s’unissant à une partie du chlore ^ formera de l’acide hypo chloreiix qui s’unira à l’oxide non décomposée Si la dissolution est concentrée » ou si la chaleur s’élève pendant la réaction , alors une portion d’oxigène , au lieu de se combiner avec une nouvelle proportiun de chlore pour former un hypo-chlorite , s’unira à l’acide hy|)o-chloreux , déjà formé pour le faire passer à l’état d’acide chlorique ; de là la présence des chlorates dans les produits de ces sortes de réactions.

Avfwïi métmiæ. — L’action des métaux sur les oxides métalliques déjiend de leur affinité réciproque pour l’oxigène. Si donc le métal appartient aux premières sections , et l’oxide , au contraire , aux dernières , le métal pourra décomposer l’oxide ^ s’emparer de son oxigène et réduire l’autre métal : celui-ci, rendu libre» pourra, dans beaucoup de circonstances , se combiner au métal décomposant , si ce dernier s’y trouve en excès; il résulte de cela (|ue le potassium , le sodium et les autres de la 1“" section pourront décomposer tous les oxides, à l’exception de ceux de la 2® section. Quelquefois ces décompositions ne sont que partielles ; c’est quand le métal décomposant ayant une affinité pour l’oxigène à peu près égale à celle du métal de l’oxide , cet oxide se trouve porté au summwn d’oxidatioii; alors l’autre métal s’empare de l’excès d’oxigène. Cette décomposition partielle peut encore être sollicitée par une foule de causes que nous ne croyons pas devoir rapporter ici.

Actcon de Verni. — Parmi les oxides métalliques , il n’y a que ceux de la i‘‘‘- section qui se dissolvent dans l’eau ; les protoxides de fer, de manganèse et d’étain la décomposent en s’emparant de son oxigène. Quelques uns, au contraire, se décomposent en s’y dissolvant : ce sont les per-

CHIMIE

oxides de potassium et de sodium, et les bi-oxides de baryum, de strontium et de calcium.

Mais la plupart des oxides peuvent contracter des combinaisons avec l’eau et former des hydrates ^ sortes de sels dans lesquels l’eau joue le rôle d’acide , et formés dans de telles proportions, que l’oxigène de l’eau est en quantité égale à celle de l’oxigène que contient l’oxide. Ces combinaisons se font le plus souvent avec un dégagement de chaleur assez considérable, témoin la chaux que l’on éteint et qui développe , en se combinant à l’eau , une chaleur que l’on estime à plus de 300». L’eau, en se combinant avec un oxide, lui donne quelquefois une couleur bien différente, comme on en a des exemples dans l’hydrate de bi-oxide de cuivre , qui est bleu ; dans celui de protoxide de cobalt , qui est bleu-violet ; celui de protoxide de nickel qui est vert-pré , etc.

Action des acides. — Tous les oxides métalliques basiques se combinent avec les acides et forment des sels que nous étudierons plus tard. L’action des hydracides, qui est particulière, a été suffisamment exposée plus haut, à l’article Hydracide. Nous n’y reviendrons donc pas.

Composition. — Tous les oxides sont soumis, pour leur composition , à la loi des proportions multiples , comme nous l’avons démontré page 19. Supposant constante la quantité du métal, les quantités d’oxigène qui forment les différents oxides d’un même métal sont ordinairement entre elles comme les nombres 1, 1 1/2, 2, 3, k.

Etal naturel. — On ne trouve dans la nature qu’un petit nombre d’oxides à l’état libre, presque toujours on les trouve combinés à un acide ou à d’autres oxides.

Préparations. — Il existe plusieurs procédés pour obtenir les oxides :

1° En calcinant à l’air ou dans l’oxigène les métaux des quatre premières sections et le mercure ;

2“ En décomposant un sel dissous dans l’eau par la po-

tasse , la soude ou rammoniaque ; il faut pour cela que l’oxide soit insoluble ;

3"^ En cliaulîant fortement un carbonate. La plupart des oxides peuvent etre obtenus par ce moyen, exceptons-en ceux de potassium, de sodium et de baryum;

En décomposant un nitrate par la chaleur; dans ce cas, l’acide nitrique se décompose en bi-oxide d’azote ou acide hypo-azotique , et en oxigènc qui se dégage ou se fixe sur l’oxide qu’il fait passer à un degré d’oxidation supérieur ;

5" On peut encore oxider un métal par l’acide nitrique ; dans ce cas , on retombe dans les conditions du quatrième procédé ;

6'^ Enfin on peut obtenir quelques oxides suroxigénés en décomposant un sel soluble au milieu de l’eau oxigénée, ou bien en mettant en contact l’oxide à l’état d’hydrate avec le bi-oxide d’hydrogène.

§ YIII. Oxides métalliques. Étude particulière.

OXTDES DES MÉTAUX DE LA l’-* SECTION. — Ces oxides sont en général des bases puissantes et dont l’étude est très importante. Ce sont des corps blancs, solubles dans l’eau , d’une saveur caustique caractéristique; on peut diviser ces oxides en deux séries bien naturelles: U les alcalis comprenant la potasse, la soude, la lithine; S*’ les terres alcalines ou la baryte , la strontiane et la chaux. Ces bases peuvent en général absorber une nouvelle proportion d’oxigène et former ainsi des suroxides qui ne sont point employés mais dont l’histoire présente des particularités intéressantes. ,

Protoxide de potassium {Potasse, alcali véfjétal). — Il est connu depuis très long temps; mais ce n’élait que combiné à l’acide carbonique et d’autres sels. Berthollet,

CHIMIE

en 1786, parvint à le séparer des matières étrangères auxquelles il était uni , et ce fut Davy qui montra le premier que c’était l’oxide du métal que nous avons nommé potassium.

Cet oxide est blanc, extrêmement caustique, plus pesant que le potassium; il verdit fortement le sirop de violette; sa fusion a lieu à la chaleur rouge. Il attire puissamment l’humidité et l’acide carbonique de l’air. Cet oxide n’est employé dans les arts et la médecine qidà l’état d’hydrate.

Hydrate de protoxide de potassium [Hydrate de potasse, potasse à l'alcool , ^nerre à cautère). — Blanc, solide , fusible au-dessous de la chaleur rouge ; il est susceptible , dit-on , de se volatiliser. Sa densité est plus grande que celle de l’eau.

Exposé à l’air, il en attire l’humidité, l’acide carbonique, et se résout en liqueur. A une chaleur rouge, il peut absorber l’oxigène et se transformer en per oxide de potassium. Exposé à l’action de la pile, il est décomposé en potassium et en oxigène.

La potasse se rencontre dans les cendres des végétaux , combinée aux acides carbonique , sulfurique , chlorhydrique , etc. ; dans les matériaux salpêtrés , à l’état de nitrate, etc.

On prépare l’hydrate de potasse de la manière suivante : on prend du carbonate de potasse pur que l’on dissout dans l’eau , et on le traite par de la chaux vive réduite en poudre ; celle-ci s’empare de l’acide carbonique du carbonate de potasse : on sépare le carbonate de chaux qui se dépose , tandis que la potasse passe à l’état de dissolution. On n’a plus qu’à évaporer à siccité pour obtenir l’hydrate de potasse, qui constitue la pierre à cautère. Pour séparer l’hydrate des sels étrangers qu’il contient , il faut le traiter par l’alcool concentré; quand la liqueur est évaporée jusqu’en consistance de sirop, alors on agite. L’alcool dissout l’hydrate de potasse pendant que les sels étrangers se dé-

POTASSE. SOUDE. BARYTE.

posent. On sépare la couche siipérienre d’alcool qui est fortement colorée, et on l’évapore à siccité; on a alors la potasse à l’alcool.

Cet liydrale de potasse est formé de 1 atome de protoxide de potassium et 1 atome d’eau = K. O -[- H’ O*

On se sert très souvent de la potasse ; elle entre dans la composition du savon mou, de l’alun, du salpêtre, etc. ; k l’état d’hydrate, on s’en sert pour ouvrir des cautères. C’est un réactif dont on fait souvent usage en chimie.

Sels dépotasse. — ils ont pour caractères les suivants: tous sont solubles dans l’eau. Les carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque ne les précipitent pas. Traités par la cbaux , il n’y a point dégagement d’ammoniaque. Le chlorure de platine forme avec eux un précipité jauneserin. Le sulfate d’alumine donne lieu à un précipité d’alun. Lufm l’acide perchlorique y forme toujours un précipité blanc très peu solidde de perchlorate de potasse.

Protoxide de sodium [Sonde, alcali minéral). — Î1 ressemble au protoxide de sodium , tant par ses propriétés physiques que par ses propriétés chimiques ; il s’en distingue facilement en ce que , exposé à l’air, il passe k l’état de carbonate, (|ui, au lieu de tomber en déliquescence, s’effleurit et tombe en poussière.

Également il est employé seulement k l’état d’hydrate. Cet hydrate , possédant les mêmes propriétés que celui de potasse, et s’obtenant par le même procédé , il est inutile de nous y arrêter.

On trouve la soude dans la nature , mais toujours combinée aux acides carbonique, sulfurique, azotique, hydrochlorique , etc. Elle est employée k faire le savon solide , le verre, et k lessiver.

I.es sels de soude ressemblent beaucoup aux sels de potasse. On les distingue en ce que le sulfate d’alumine, le chlorure de platine et l’acide perchlorique ne les précipitent pas.

CHIMIE

Protoxide de (Baryte, terre pesante). — La

baryte est blanche , plus caustique que la strontiane , verdit fortement le sirop de violette, rougit la couleur de curcuma. Sa densité est de k. Elle n’entre en fusion qu’à la chaleur produite par le chalumeau d’hydrogène et d’oxigène.

Chauffée dans le gaz oxigène, elle absorbe ce gaz et passe à l’état de hi-oxide: si on la calcine à l’air, elle passe d’abord à l’état de bi-oxide , puis se décompose bientôt, en absorbant l’acide carbonique et formant un carbonate de protoxide. A la température ordinaire , elle absorbe l’humidité de l’air en même temps que son acide carbonique. De là , la nécessité de la tenir dans des vases bien fermés.

Versée goutte à goutte sur un fragment de baryte, l’eau est absorbée vivement avec dégagement de chaleur qui peut aller jusqu’à l’incandescence : il se forme alors un hydrate.

L’eau dissout à la température ordinaire un vingtième de baryte, et un dixième à la température de l’ébullition.

La baryte ne se trouve qu’en combinaison avec l’acide carbonique , l’acide sulfurique , etc. Pour l’obtenir , on décompose dans un creuset de platine du nitrate de baryte; bientôt il se dégage de l’oxigène , de l’azote et de l’acide hypo-azotique , tandis que la baryte reste pure. On l’enferme aussitôt dans un flacon à l’émeri.

Elle est composée de 1 atome de baryum et 1 atome d’oxide Ba O. La baryte n’est usitée que comme réactif.

Sels de baryte. — Ils sont blancs, à moins que l’acide ne soit coloré. Leurs dissolutions donnent , par les carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque , un précipité blanc de carbonate de baryte. Tous les sulfates ou l’acide sulfurique les précipitent instantanément ; le précipité est

STRONTIANE. CHAUX.

insoluble dans l’acide nitrique ; le sulfate de baryte insoluble, cbaulîé avec du charbon , donne lieu à un sulfure ayant une odeur d’œufs pourris qui devient plus sensible par l’addition d’un acide.

Oxide de strontium (strontiane). — Soupçonnée par Crawford , décrite par Klaprotli ; on la prépare comme la baryte ; elle jouit à peu près des mêmes propriétés chimiques et physiques. L’eau froide en dissout -^V, et l’eau chaude Vr ; elle donne lieu à un grand dégagement de chaleur lors de son contact avec l’eau.

Les sels de strontiane ressemblent beaucoup aux sels de baryte. Ils se distinguent par la belle flamme rouge que donne en brûlant une dissolution alcoolique d’un sel de strontiane. L’acide bydrotluosilicique précipite les sels de baryte, ne précipite point les sels de strontiane.

Protoxide de calcium {Chaux, chaux caustique). — La chaux est connue dès les temps les plus reculés. Elle est blanche, caustique; elle cristallise en hexaèdre, verdit fortement le sirop de violette, pesant 2,3. La plus forte chaleur ne l’altère pas; il en est de même de i’oxigène. Elle est décomposable par la pile. Exposée à l’air , elle en attire l’humidité, et l’acide carbonique augmente de volume, se dilate et passe à l’état de carbonate. Lorsqu’on verse de l’eau goutte à goutte sur cet oxide, elle est absorbée et solidifiée avec dégagement de calorique, et la chaux se délite entièrement.

En plus grande quantité, l’eau peut dissoudre la 700* partie de son poids de chaux. Cette dissolution constitue Veau de chaux médicinale. Ce que l’on nomme eau de chaux première ne diffère de l’eau de chaux seconde qu’en ce qu’elle tient en dissolution un peu de potasse provenant du bois qui a servi à calciner la chaux , ce qui rend cette eau plus caustique. L’acide sulfurique versé dans cette eau ne la trouble pas , parce que le sulfate qui se forme est plus soluble que la chaux. Une propriété remar-

CHIMIE

2ià

quable de la chaux, c’est qu’elle est moins soluble à chaud qu’à froid , aussi peut on l’obtenir cristallisée en chauffant la dissolution faite à froid.

L’eau de chaux a plusieurs applications dans les arts ; on s’en sert pour gonfler les peaux et dans la fabrication du sucre.

La chaux se trouve dans la nature toujours combinée aux acides carbonique , sulfurique, azotique, etc. On l’obtient en calcinant le carbonate de chaux ordinaire. Pour les usages de la médecine et de la chimie , on choisit de préférence le marbre blanc, qui est un carbonate de chaux plus pur.

Tout le monde connaît les usages de la chaux; elle sert à chauler le blé , à la préparation de l’ammoniaque ; mêlée avec le sable , elle forme les mortiers , etc. , etc.

La chaux hydratée ou hydrate de chaux sert à la préparation de l’hypo-chlorite de chaux , le chlore n’ayant pas d’action sur la chaux vive.

Elle est formée de 1 atome de calcium et de 1 atome d’oxigène— Ca O.

Sels de chaux. — Ils sont solubles dans l’eau ^ sont précipités en blanc par les carbonates de potasse , de soude et d’ammoniaque ; mais les meilleurs réactifs sont l’acide oxalique et l’oxalate d’ammoniaque qui forment un précipité blanc d’oxalate complètement insoluble.

OXIDES DES MÉTAUX DE LA SECTION. - Ces métaux en s’oxidant forment des composés qui étaient connus des anciens chimistes sous le nom de terres, d’où le nom d’oxides terreux. Ces oxides sont blancs et insolubles dans l’eau. On leur donne le nom de magnésie, de glucine^ d’yttria et d’alumine. La première et la dernière doivent seulement fixer notre attention.

Oxide de magnésium — [Magnésie , magnésie jmre , magnésie calcinée). — La magnésie est blanche, douce au toucher, verdissant le sirop de violettes , infusible , sans

MAGNÉSIE. ALEMINE.

action sur l’oxigène , forinant avec le chlore un chlorure , pourvu cpie la chaleur soit rouge, absorbant l’acide carbonique de l’air; sa pesanteur spécifique est de 2,3.

L’eau ne la dissout pas ; mais elle peut se combiner avec elle , et former un hydrate que la chaleur rouge décompose.

I.a magnésie est formée d’un atome de magnésium et d’un atome d’oxigène~Mg O.

On ne trouve la magnésie que combinée avec les diflerents acides ou à l’état d’hydrate. On se la procure en décomposant une dissolution de sulfate de magnésie par du carbonate de potasse ou de soude, recueillant le jirécipité, le séchant et le calcinant pour chasser l’acide carbonique.

On se sert de la magnésie pour dissiper les aigreurs d’estomac et contre les empoisonnements par les acides.

Sels de magnésie — Ils sont précipités en blanc par les carbonates de potasse et de soude , ils ne le sont point par les bicarbonates des mêmes bases , à moins qu’on ne les chauffe , parce qu’alors la chaleur dégage l’excès d’acide carbonique qui retenait le carbonate en dissolution ; il en est de meme du carbonate d’ammoniaque. Ces sels ne sont troublés ni par les sulfures alcalins, ni par l’oxalate d’ammoniaque ; l’ammoniaque les décompose à moitié en formant un sel double d’ammoniaque et de magnésie. ï.e meilleur réactif est le phosphate d’ammoniaque qui forme un précipité blanc de phosphate ammoniaco-magnésien. Enfin , la potasse ou la soude caustique les précipitent sans qu’un excès d’alcali redissolve le précipité.

Oxide d’aleminiem {Ahimine , terre aluminevse). — Blanc, doux au toucher, happant la langue, infusible, sans action sur l’oxigène, l’air et les corps combustibles : cet oxide est insoluble dans l’eau ; mais il en absorbe beaucoup en forinant pâte. 11 se combine non seulement aux acides , mais encore avec les bases ])uissantes, telles (pu la potasse et la soude caustique, etc. H œntracte la propriété de ne se

combiner que difficilement aux acides , quand on l’a fortement échauffé.

L’oxide d’aluminium se trouve rarement à l’état de pureté , il forme alors le saphir et le rubis ou corindon des minéralogistes. Le plus souvent , il se trouve à l’état de sel, eu combiné à d’autres oxides. Pour l’obtenir, on précipite par l’ammoniaque la dissolution d’un sel d’alumine, ordinairement l’alun. Il est formé de deux atomes d’aluminium et de trois atomes d’oxigène r=: AP OL

Sels d'alumine. — Ils ont une saxeur styptique et astringente. La potasse les précipite en blanc et le précipité se redissout dans un excès d’alcali. L’ammoniaque les précipite et un excès de réactif ne redissout pas le précipité. Les sulfates de potasse et d’ammoniaque en dissolution concentrée les précipitent à l’état d’alun : les proto-sulfures alcalins les précipitent en blanc avec dégagement d’acide sulfhydrique. Enfin chauffés au chalumeau avec l’azotate de cobalt , ils prennent une belle couleur bleue.

OXIDES DES MÉTAUX DE LA 3-® SECTION. — Ces oxides sont en général basiques , cependant les degrés supérieurs d’oxidation peuvent jouir dans quelques cas de propriétés acides.

Oxides de manganèse. — Le manganèse se combine en six proportions avec l’oxigène, pour former des oxides basiques indifférents ou acides. En chauffant les oxides de manganèse avec de l’hydrate de soude sur une feuille de platine, on a un bouton transparent d’un très beau vert.

Protoxide (oxide manganeux). — On le prépare en calcinant le carbonate en vase clos; il est d’un vert grisâtre; son hydrate est blanc ; c’est une base puissante. Formule : Mn O.

Deutoxide (oxide manganique). ~ On l’obtient en calcinant au rouge naissant, du nitrate de manganèse ou de peroxide. Il est noir, à une chaleur blanche il se convertit en oxide rouge. Formule : Mn^ O^.

OXIDES DE MAXGAXÈSE.

Peroæide. — Il existe en abondance dans la nature. On le prépare à l’état d’hydrate en précipitant un sel de manganèse par lin chlorite employé en excès; il contient 0,12 d’ean. Le peroxide anhydre est inaltérable à l’air; il perd déjà son oxigène à la chaleur sombre ; au rouge naissant il est changé en deutoxide. C’est en le chauffant c|u’on obtient l’oxigène en grand. Les acides nitrique et sulfurique le dissolvent en dégageant de l’oxigène. L’acide chlorhydrique l’attaque avec un grand dégagement de chlore. C’est Schéele qui nous a fait connaître sa nature chimique; il découvrit d’un seul coup le manganèse , la baryte et le chlore. Formule : Mn 0“^.

Oxide rouge. — Cet oxide s’obtient en calcinant à la chaleur blanche le deutoxide ou le suroxide. On peut le considérer comme formé par la combinaison des oxides précédents.

Acide manganique et acide hypermanganigue. — Ils existent dans le caméléon minéral. L’acide hypermanganique est un gaz d’un très beau rouge, qui se décompose spontanément en oxigène et en suroxide ; il est très soluble dans l’eau. Formule : MiC O".

Sels de protoxide de manganèse. — Ni la pile ni d’autres métaux ne précipitent le manganèse de ses dissolutions. Les alcalis caustiques les précipitent en blanc, et le précipité exposé à l’air devient jaunâtre , rouge brun et enfin noir; legaz sulfhydrique neles trouble pas; les sulfhydrate alcalins forment un précipité rouge brun ; les chlorites précipitent en noir. Les dissolutions sont insolubles; leur saveur est âcre et astringente.

Les sels de deutoxide de manganèse sont d’un rouge brun très intense; ils sont très éphémères ; ils se décomposent spontanément en sels de protoxide et en oxigène qui se dégage. Tous les corps susceptibles d’absorber l’oxigène produisent rapidement cet effet.

Manganates et hyprrmanganates. — Ces sels étaient

CHIMIE

connus autrefois sous le nom de caméléon. Lorsqu’on chauffe avec le contact de l’air un oxide de manganèse avec un alcali fixe ou son carbonate , on obtient une combinaison soluble dans l’eau, qui prend, selon les circonstances, une couleur qui varie du bleu au vert, au rouge pourpre ; de là le nom de caméléon.

Oxide de zinc {Oxide zincique). — On le désignait autrefois sous les noms de fleurs de zinc , jmmpholix , nihil album, lana philosophica. On l’obtient en chauffant le zinc à l’air; il est blanc, insipide : c’est une base forte.

Sels de zinc. — Tous les sels de zinc sont incolores, la plupart sont solubles dans l’eau ; les carbonates alcalins les précipitent avec dégagement de gaz acide carbonique ; les sulfhydrates avec dégagement de gaz sulfhydrique , et dans les deux cas les précipités sont blancs; ils précipitent en blanc par le prussiate de potasse. La teinture de noix de galle ne les précipite pas.

Protoxide de fer {Oxide ferreux). — Son hydrate se prépare en précipitant un sel ferreux par la potasse ; il absorbe l’oxigène avec tant de rapidité qu’on ne parvient point à le priver d’eau sans qu’il se suroxide. L’hydrate est blanc, et par le contact de l’air il devient rapidement Vert grisâtre. C’est une base puissante qui se combine facilement avec tous les acides métalliques. Formule de l’oxide ferreux : Fe O.

Oxide ferrique {Peroxide de fer, colcothar feroHgisie). — On le prépare en calcinant longuement et fortement le sulfate de fer ; il est d’un rouge violacé lorsqu’il est en masse , et d’un rouge assez vif lorsqu’il est très divisé; natif il se présente souvent sous un aspect métallique ; il cristallise en rhomlx>èdre. C’est une excellente mine de fer. Pur il n’cst point magnéticfue ; il est infusible et indécomposable par la chaleur; les combustibles le réduisent facilement. Formule : Fe^- Ol

V hydrate de peroxide de fer est d’un jaune brun, inal-