OXIDES DE CHROME

n h° Le procédé inventé par MM. Flandin et Danger pour convertir en acide arsénieux l’arsenic éliminé par l’appareil de xMarsh , est bon et ingénieux ; mais la commission lui préfère le dernier procédé de M. Orfda, et surtout celui proposé par l’Institnt;

» 5“ 31. Orfila a le premier démontré chimiquement la présence de l’arsenic dans l’ensemble des organes des animaux empoisonnés , et les travaux communiqués par lui à l’Académie sur ce sujet ont été reconnus exacts par la commission. »

Si le procédé de 3Iarsh était toujours appliqué par des savants habiles et expérimentés , j’admettrais parfaitement l’emploi de ce moyen; mais considérant 1° que des hommes très exercés ont trouvé par ce procédé de l’arsenic où on n’en trouve pas; 2® que les réactifs employés peuvent contenir de l’arsenic, et qu’on peut introduire dans l’expertise le corps du délit , résultat à jamais déplorable , je conclus que cet appareil ne doit être employé ({u’avec la plus grande réserve par des commissions d’experts bien sûrs d’eux-mêm('s, et que le plus souvent il vaut mieux recourir aux moyens anciennement usités.

Combinaisons du chrome avec l’oxigène. — Ces combinaisons ont été découvertes par Vauquelin , célèbre chimiste français , né , en 1763, de pauvres cultivateurs du département du Calvados, et qui mourut en 1829. Peu d’hommes eurent une vie aussi dévouée à la science. Parvenu de la plus humble condition aux postes scientifiques les ])lus éminents, il ne cessa point jus([u’à son dernier jour de s’occuper de recherches. Il composa un grand nombre de mémoires. Ses découvertes ont eu de brillantes applications dans les arts ; elles ont rendu des services signalés à la médecine et à l’économie domestique.

Le chrome peut former avec l’oxigène trois combinaisons, deux oxides et un acide.

V oxide chromiqne ou protoxide de chrome est d’un

CHIMIE

beau vert d’herbe , d’une nuance d’autant plus claire qu’il a été plus fortement calciné. On le prépare de différentes nuances ; nous nous contenterons de dire ici qu’on l’obtient facilement en calcinant à la chaleur rouge le bichromate de mercure. L’hydrate de protoxide de chrome est d’un vert grisâtre ; il pert son eau par la calcination et devient un moment incandescent ; il est alors inattaquable par les acides , excepté le sulfurique bouillant. Il se convertit en chromate par les alcalis par la voie sèche. Le protoxide de chrome fournit la couleur verte la plus solide et une des plus brillantes; il est employé pour colorer les porcelaines et les émaux.

Le deutoxide de chrome, oxide suschromique, s’obtient en faisant digérer de l’acide chromique sur de l’oxide de chrome ; mais l’eau chaude décompose l’oxide qui en résulte en acide chromique et en protoxide de chrome. Il est d’un brun foncé.

Acide chromique. — Il s’obtient en décomposant le bichromate d’argent par l’acide chlorhydrique. iM. Fritzche le prépare en traitant à chaud une dissolution concentrée de bichromate de potasse par l’acide sulfurique concentré tant qu’il se forme un précipité ; on fait évaporer le liquide dans le vide au-dessus de l’acide sulfurique , l’acide chromique cristallise; il est d’un beau rouge rubis, très sosuble dans l’eau ; évaporé dans le vide, il se prenden croûtes brunâtres. La chaleur le décompose en oxigène et en protoxide ; il perd son oxigène avec la plus grande facilité. Une solution alcoolique , d’abord rouge , devient bientôt verte. C’est le plus puissant des acides métalliques ; il se combine avec toutes les bases, et forme des chromâtes à différents degrés de saturation. Selon M. Feligot , l’acide chromique se combine avec plusieurs chlorures pour former des sels particuliers.

Chromâtes. — Les chromâtes alcalins neutres ne cristallisent pas; les sous-chromates sont jaunes; les chromâtes

OXIDES d’antimoine.

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acides sont d’un rouge orangé. Les premiers forment des précipites jaunes dans les sels de bismuth et de plomb, rouges dans les sels de mercure, rouges foncés dans les sels d’argent; dans les chromâtes neutres , la quantité d’oxigène de la base est à celui de l’acide comme 1 à 3.

Oxides d’antimoine. — L’antimoine se combine à l’oxigène en quatre proportions , et il forme un sous-oxide , l’oxide antimonique , l’acide antimonieux et l’acide antimonique.

Les oxides d’antimoine sont réduits par l’hydrogène , par le charbon, par le soufre et par plusieurs métaux. Au chalumeau ils se dissolvent dans le borax; avec le sel de phosphore ils donnent des verres incolores; ils sont changés en chlorures volatils à la chaleur sombre parle sel ammoniac.

Som-oxide. — Il se produit par l’action de la pile ou en exposant l’antimoine à l’air humide; il est d’un gris noir, sans éclat; sous l’inlluence de l’acide chlorhydrique il se transforme en métal et en oxide.

Oxide antimonique (Protoxide d’antimoine). — On l’obtient en oxidant l’antimoine par le contact de l’air; il est d’un blanc pur. Yœhler a observé qu’il cristallisait, de meme que l’acide arsénieux qui lui est isomorphe , sous deux formes incompatibles , l’octaèdre régulier et le système prismatique. Sa densité est de 5,56. Il fond à la chaleur rouge ; il est très volatil ; par le grillage il se transforme en partie en acide antimonieux ; il est insoluble dans l’eau. L’hydrate est un peu soluble dans quelques acides végétaux; il se combine aussi avec les alcalis. Formule: Sb^ OL

Acide antimonieux. — On le prépare en traitant l’antimoine par l’acide nitrique concentré et calcinant au rouge la poudre blanche qui se produit. L’hydrate s’obtient en saturant d’acide une dissolution d’antimonite de potasse. Il est d’un beau blanc, inaltérable par la chaleur, infusible et üxe. Son hydrate est blanc et rougit les couleurs bleues

CHIMIE

végétales; insoluble dans l’eau et dans l’acide nitrique; il se dissout un peu dans l’acide sulfurique bouillant , mieux dans l’acide chlorhydrique; l’eau le précipite de ses dissolutions acides. Formule: Sb^ Oh

Acide antimonique. — On l’obtient à l’état d’hydrate en décomposant l’antimoniate de potasse par l’acide nitrique ; à l’état anhydre en calcinant l’hydrate à une chaleur faible. Il est d’une couleur blanche légèrement jaune; l’hydrate est blanc. A la chaleur rouge il abandonne une partie de son oxigène et se transforme en acide antimonieux ; il est insoluble dans l’eau et dans les acides , excepté l’acide chlorhydrique concentré et bouillant employé en grande quantité ; c’est un acide assez puissant.

Sels de protoœide d'' antimoine. — Ils ont une faible saveur métallique ; leurs dissolutions se troublent quand on les étend d’eau , mais elles ne sont pas troublées quand l’acide est végétal. Le gaz sulfhydrique et les sulfhydrates les précipitent en orangé. Le fer, le zinc, l’étain, précipitent l’antimoine en poudre fine. Toutes les préparations d’antimoine solubles sont plus ou moins vénéneuses; elles provoquent les vomissements avec une grande énergie et produisent quelquefois un effet purgatif; le tannin les précipite ; le quinquina et la noix de galle sont leur contrepoison.

Oxides de cuivre. — On connaît au cuivre trois degrés d’oxidation. Ces oxides sont facilement réductibles par l’hydrogène , le carbone , le soufre , les substances organiques et par plusieurs métaux , entre autres le fer et le zinc. Ils forment des combinaisons fusibles avec la litharge.

Protoxide. — On le prépare en chauffant jusqu’à la fusion du deutoxide de cuivre avec un petit excès de cuivre métallique. L’hydrate s’obtient en précipitant un sel cuivreux par un alcali fixe. Il est de couleur orange. M. Malagutti prépare l’oxide anhydre pour les arts en fondant à une douce chaleur 100 de sulfate de cuivre et 57 de car-

OXIDES DE CEIVRE.

ns

bonate de soude , pulvérisant le mélange et y ajoutant 25 de limaille de cuivre, chaulTant le mélange au rouge blanc pendant vingt minutes ; on pulvérise la masse refroidie et on lave. Il est d’un rouge de f)ie ; il se fond à la chaleur blanche. Chauffé avec le contact de l’air, il absorbe de l’oxigène et se convertit en deuto' e. Il a une grande tendance à se décomposer en enivre métallique et en deutoxide. C’est ce qui arrive quand on le traite par l’acide acétique ou par l’acide sulfurique affaibli. L’acide chlorhydrique le dissout sans le décomposer ; l’ammoniaque le dissout également et la dissolution est incolore. Formule =iGu^ O.

Deutoxide. — Il se prépare en calcinant le nitrate de cuivre jusqu’à ce qu’il ne se dégage plus de gaz. Il est noir; il supporte une chaleur blanche sans se fondre ni se décomposer, mais il est facilement réductible par les corps combustibles; c’est pour cela qu’on l’emploie dans les analyses végétales. Il se dissout dans la plupart des acides; c’est une base forte. Il est soluble dans l’ammoniaque. Formule — Cu O. Son hydrate est d’un bleu clair; il s’obtient en précipitant une dissolution d’un sel de cuivre par la potasse.

Suroxide. — Il se prépare au moyen de l’eau oxigénée CuOC

Sels cuivreux ou de protoxide de cuivre. — Ils sont pour la plupart insolubles dans l’eau ; à l’état humide ils absorbent l’oxigène de l’air et se transforment en sous-sels cuivriques. L’ammoniaque les dissout sans se colorer, mais les dissolutions bleuissent à l’air.

Sels cuicriques ou de deutoxide de cuivre. — Ils ont une belle couleur bleue ou verte ; leur saveur est très désagréable. Ils forment avec l’ammoniaque de belles dissolutions bleues. Le cyanure ferroso-potassiqiie les précipite en brun rougeâtre, le gaz sulfîiydrique et les sulfhydrates en noir. Avec les sels ammoniacaux ils forment presque tous des sels doubles, solubles dans un excès d’ammoniaque,

CHIMIE

Oxides de plomb. — Il existe quatre combinaisons du plomb avec l’oxigène : le sons-oxide, le protoxide, le suroxide ou oxide puce, et le minium ou oxide intermédiaire. Tous ces oxides sont réductibles par l’hydrogène , le charbon , le soufre , les corps combustibles et les métaux très oxidables.

Sous-oxide, — Se forme par l’oxidation du plomb à l’air, ou par la calcination de l’oxalate en vase clos ; c’est une poudre d’un gris noir.

Protoxide. — S’obtient à l’état à' hydrate blanc en précipitant un sel de plomb par un alcali dissous; par l’oxidation du plomb à l’aide de la chaleur. Quand il n’est pas fondu , il prend le nom de massicot. Il est pulvérulent et d’un jaune pâle fusible ; lorsqu’il est fondu , on le nomme lüharge ; il se présente alors sous forme de lames micacées d’un jaune rougeâtre.

Le protoxide de plomb est une base énergique qui se combine facilement avec tous les acides par la voie sèche et par la voie humide; avec la silice et l’acide borique il forme des verres pesants. Formule = Pb O. Cet oxide, sous forme de litharge et de massicot, est très employé dans les arts et en médecine.

Sur oxide ou oxide jnice. — On l’obtient en traitant le minium par l’acide nitrique ; il est de couleur puce foncée. Quand on le ciiaulîe, il se convertit en protoxide si la température est suffisante. C’est un oxidant énergique. Les acides le dissolvent avec dégagement d’oxigène et formation de protosels. Formule = Pb O^.

Minium. — On le prépare en chauflaiit au contact de l’air, à une chaleur modérée , le massicot ou le carbonate de plomb réduit en poudre. ïl est d’un rouge orange brillant ; il peut supporter sans décomposition une chaleur de 250°; chauffé au rouge cerise, il laisse dégager de l’oxigène et se transforme en massicot. Ainsi nous voyons cet oxide absorber de l’oxigène à l’aide de la chaleui', et le perdie à

OXIDES DE MERCUEE.

une température plus élevée. Il est ramené à l’état de protoxide par les corps ({ui produisent cet effet sur l’oxide puce. I.’acide nitrique à froid le transforme en protoxide qui se dissout et en oxide puce qui reste. Il est comjwsé de protoxide de plomb et d’oxide puce; les miniums fournis |)ar le commerce ont des compositions très variables.

Sels de 'plomb, — Le protoxide seul en se combinant avec les acides forme des sels. Tous les sels de plomb sont vénéneux , meme à petite dose; ils occasionnent des coliques connues sous le nom de coliques des peintres. Ceux qui se dissolvent dans l’eau sont incolores; ils ont une saveur sucrée et astringente. Les sulfates précipitent leurs dissolutions en blanc; le gaz sulfhydrique et le sulfhydrate d’ammoniaque les précipitent en noir. Le chromate de potasse les précipite en jaune; l’iodure de |X)tassium les précipite également en jaune. Une lame de zinc ou d’étain donne un précipité de plomb métallique.

OXIDES DES MÉTAUX DE LA SECTION. — Les seuls oxides de mercure dans cette section doivent nous arrêter.

Oxides de mercure. — Il en existe deux qui sont complètement réduits par la chaleur rouge.

i.e protoxide (oxide noir de mercure) se prépare en réduisant du chlorure mercureux en poudre très fine et en le traitant par un excès de potasse caustique liquide. C’est une poudre noire que la chaleur ou la lumière transforme en mercure et en oxide mercurique.

Oxide mercurique (deutoxide de mercure). On l’obtient, soit en exposant le mercure, chauffé au point d’ébullition, à l’action de l’air, il se nomme alors précipité perse ; soit en décomposant le nitrate par une chaleur bien ménagée , on le nomme précipité rouge. Quand on le précipite par un excès de potasse d’un sel mercurique , il est à l’état d’hydrate, d’une couleur jaune. L’oxide meix urique anhydre est d’une couleur qui vaçie du jaune orangé au rouge

CHIMIE

foncé. II est légèrement soluble dans l’eau et a une saveur très désagréable ; c’est une base puissante. Formule = Hg O.

Sels de mercure. — Il existe deux séries de sel de mercure , correspondant aux deux oxides. Voici les propriétés qui leur sont communes. Les sels solubles ont une saveur particulière très désagréable. Lorsqu’on les chauffe avec du carbonate potassique, on a. un sublimé de mercure métallique. Si on fait digérer un sel de mercure avec de l’acide phosphoreux ou hypo-phosphoreux , le mercure se sépare. En mêlant ce sel avec de l’acide chlorydrique concentrée et du chlorure stanneux, et chauffant légèrement, on obtient également du mercure. Une lame de cuivre précipite aussi le mercure métallique.

On distingue les sels mercureux des sels mercuriques en ce que les premiers donnent un précipité noir par la potasse ; les seconds , au contraire , donnent un précipité rouge.

Comme plusieurs combinaisons de mercure sont très vénéneuses, il est souvent nécessaire de constater la présence d’une petite quantité de mercure. Smilhson met un petit grain de la substance à essayer sur une feuille d’or avec de l’étain , dans une goutte d’acide chlorhydriqne; quand il y a du mercure, il se forme aussitôt un amalgame d’or sur la feuille d’or, et en lavant celle-ci , la place qu’occupait la matière présente une tache blanche qui disparaît en chauffant l’or.

OXIDES DES MÉTAUX DE LA 6^ SECTION. — Nous allons étudier les oxides d’argent et d’or.

Oxide argentique {Deutoxide d'argent). — On le prépare en précipitant le nitrate d’argent par un alcali fixe, et desséchant le précipité au-dessous de la chaleur rouge. Il est d’un brun olivâtre, d’une densité de 7,l/i5 , un peu soluble dans Teau , et la solution a la réaction alcaline. Son hydrate est d’un brun clair ; il est très fusible avec le

OXIDES d’argent, d’or. 7U9

borax ou les silicates. La chaleur le réduit. C’est une base énergique qui ressemble beaucoup à l’oxide ploinbique par ses propriétés cliiiniques. Formule : Ag O.

Oxide argenteux. {Protoxide d\irgent). — Ce degré inférieur de l’oxidation de l’argent a été découvert par Vœh- 1er en chauffant ou du citrate ou du mellate d’argeut dans un courant de gaz hydrogéné à une température de 100“. En dissolvant par l’eau on obtient une dissolution colorée , d’où on peut précipiter, au moyen de la potasse , le protoxide d’argent sous forme d’une ponde noire. Formule : Ag^ O.

Sels de deutoxide d'argent. — Ils sont en général incolores ; leurs dissolutions forment avec l’acide chlorhydrique ou les chlorures , un précipité blanc de chlorure d’argent léger, insoluble dans l’eau , qui, traité au chalumeau sur du charbon , donne un bouton d’argent métallic^ue. Tous les métaux plus électro-positifs précipitent l’argent métallique. Les sels ferreux et stanneux en précipitent aussi l’argent métallique, et, par une propriété paradoxale , l’argent , lorsqu’on le fait bouillir avec un sel ferrique, s’y dissout eu le réduisant à l’état de sel ferreux: mais il se précipite par le refroidissement , et le sel ferreux redevient ferrique. La plupart des sels d’argent sont colorés en noir par la lumière.

Protoxide d’or. — Il s’obtient en précipitant à froid le protochlorure par un alcali fixe eu dissolution étendue ; il est d’uii vert foncé, et se décompose spontanément en peroxide et en or métallique. Formule : Au^ O.

Peroxide d’or. — Le meilleur moyen de le préparer est , d’après Pelletier , de chauffer de la magnésie en excès avec le perchlorure d’or, et à laver le dépôt avec l’acide nitrique. Quand on emploie l’acide étendu , on a Vhydrate ; quand il est concentré, on a le peroxide. Le peroxide est noir; l’hydrate est d’un jaune rougeâtre ; la chaleur et les combustibles le réduisent avec la plus grande facilité,

CHIMIE

Parmi les acides oxigénés , il n’est attaqué que par le nitrique ; les hydracides le dissolvent très bien lorsqu’il est à l’état d’hydrate; avec l’ammoniaque, il forme un composé fülminant Formule : AiV Ol

On nomme aitrates les combinaisons de cet oxide avec les bases; les dissolutions sont incolores et jaunissent par l’addition d’un acide.

Sels d’or. — On ne connaît que les sels haloïdes et les sulfosels d’or. Ils ont une belle couleur jaune ou orangée ; ils se distinguent par la propriété qu’a le sulfate ferreux de précipiter l’or métallique sous forme d’une poudre brune qui prend l’éclat métallique sous le brunissoir.

A3IMONIAQUE , AZOTÜRE d’hYDROGÈNE. (Alcali VOlatUy alcali fluor., esprit de sel ammoniac). — Après que Davy eut reconnu que la potasse et la soude étaient des oxides métalliques , il pensa que l’ammoniaque , qui jouait le même rôle que la potasse , devait être aussi l’oxide d’un métal particulier, auquel il proposa de donner le nom à' ammonium ; mais toutes les recherches possibles n’ont pu le faire découvrir. M. Berzélius , qui adopta d’abord cette opinion , proposa ensuite le nom à’ ammonium à une combinaison d’azote et d’hydrogène , qui , dans beaucoup de circonstances , en effet, joue le rôle d’un métal. Cette combinaison = Az H^.

Propriétés physiques. — L’ammoniaque est un gaz incolore , transparent, d’une saveur âcre et caustique , d’une odeur piquante , caractéristique , qui provoque les larmes; sa pesanteur spécifique rr: 0,591 ; elle verdit fortement le sirop de violettes.

L’ammoniaque résiste à la plus forte chaleur ; au contraire , un grand nombre d’étincelles électriques la décompose. Exposée à — 48“, elle se fige et devient opaque.

Propriétés chimiques. — L’oxigène et l’air ne la décomposent qu’à une température élevée : d’où résultent de l’eau , un peu d’acide nitrique et de l’azote libre.