livre ; la valeur du franc, qui en est la 5' partie

est donc — de livre, ou 1 liv. ,0125.

Réciproquement la livre vaut les — du franc

ou 0 fr. ,9376543

le scu, qui en est la 20e partie,

vaut donc 0 fr. 0493827

et le denier, qui est la 12e partie

du sou, vaut 0 fr. 0041152

Soit par exemple à convertir 11 livres 17 sous 6 deniers en francs et centimes ;il faudra prendre 11 fois Ofr. 9876543, plus 17 fois 0 fr. 0493827, plus 6 fois 0 fr. 004l 152; en faisant le calcul, on trouve 11 fr. 728 ou environ 11 fr. 73.

Soit, au contraire, à convertir 13 fr. 50 en livres,

sous et deniers. On multipliera 1 liv., 0125 par 13,5,

ce qui donne 13 liv. ,66875. On multipliera la partie

décimale par 20, ce qui donne 13 sous, 37500. On

multipliera la nouvelle partie décimale par 12, ce

qui donne 4 deniers, 5. La somme proposée équi-

vaut donc à 13 livres, 13 sous et 4 deniers — •.

[H. Sonnet.] MÉTALLOÏDES. — Chimie, II, IV, VI-X. — La-

voisier divisait les corps simples en métaux, corps non métalliques et gaz. Cette classification était bonne au temps où l'on ne connaissait, outre les métaux usuels, que le carbone, le soufre et le phosphore, où les théories sur les gaz se ressentaient encore de l'influence de celle du phlogistique, même dans l'ouvrage de celui qui l'avait ruinée. On disait, et l'on répète encore aujourd'hui : les corps métalliques ont un éclat spécial, font miroir, réfléchissent la lumière, les images, sont bons conducteurs de l'électricité et de la chaleur, par suite froids au toucher ; leurs oxydes sont neutres ou basiques, ils sont sans action sur la teinture de tournesol et la ramènent au bleu lorsqu'elle a été rougie par un acide. Les corps non métalliques (et c'est strictement vrai pour le charbon, le soufre et le phosphore) n'ont pas l'éclat métallique, sont mauvais conducteurs de la chaleur et de l'électricité ; leurs combinaisons avec l'oxygène sont acides, rougissent la teinture bleue de tournesol. Plus tard l'incorporation des gaz et surtout de l'azote parmi les corps non métalliques raffermit encore cette distinction. L'étude de l'action de la pile sur les composés binaires conduisit à formuler cette loi incomplète : les corps métalliques vont au pôle négatif, ils sont électro-positifs, les corps non métalliques vont au pôle positif, ils sont électro-négatifs.

La découverte d'un grand nombre de corps simples nouveaux, pendant le premier tiers du siècle, tantôt fut en faveur de cette classification, — le sélénium, le tellure vinrent se placer tout naturellement à côté du soufre; le potassium, le sodium, etc., répondirent encore mieux au type métal que les métaux usuels, — tantôt elle lui fut contraire : plusieurs corps incontestablement considérés comme métaux se présentèrent sous la forme pulvérulente; l'iode, par contre, a l'éclat métallique. L'étude plus complète des corps déjà connus lui porta un coup fatal; l'aisenir, l'anti-

MÉTALLOÏDES

moine , parfaitement métalliques d'apparence, allèrentrcjoindre l'azote et le phosphore; le graphite, variété du carbone, surpasse certains métaux en éclat et en conductibilité ; plusieurs métaux, l'or, l'étain, le manganèse, etc., forment avec l'oxygène des acides bien définis. C'est vers 1825 que Berzelius donna aux corps non métalliques le nom malheureux de métalloïdes (semblables à des métaux) ; Ampère a adopté ce nom, et, dans sa Philosophie des sciences, a compté seize métalloïdes groupés en quatre classes, de quatre corps chacune :

lre classe: Oxygène, soufre, sélénium, tellure.

2e classe : Chlore, brome, iode, fluor.

3' classe : Azote, phosphore, arsenic, antimoine.

4e classe: Hydrogène, carbone, bore, silicium.

Les conceptions de cette sorte, fondées autant sur des idées à priori que sur des observations réelles, entravent un instant les progrès de la science par l'influence qu'exerce sur les chercheurs le grand nom de leur auteur.

De ces quatre classes, la seule naturelle est celle du chlore, que Lavoisier supposait l'acide le plus oxygéné d'un radical dont l'acide muriatique (aujourd'hui chlorhydrique) était la première combinaison avec le générateur des acides. Dans la première classe, l'oxygène est beaucoup plus séparé des trois autres corps que ceux-ci ne le sont entre eux. Dans la troisième classe, les différences ne sont guère moins tranchées que les similitudes, et l'antimoine va souvent rejoindre l'étain parmi les métaux. Dans la quatrième, l'hydrogène a été placé de force, par respect pour la classification quaternaire ; les chimistes qui tiennent encore à la division en métalloïdes et en métaux, le rangent souvent parmi ces derniers, tandis que les phénomènes de substitution étudiés en chimie organique lui assignent une proche parenté avec le chlore, le brome etl'iode. Entre le carbone et le silicium, oscille le bore, tantôt rapproché, tantôt éloigné de l'un ou de l'autre, suivant les considérations les plus en faveur.

La proportion des équivalents des corps d'une classe est souvent très remarquable. Par exemple ceux du fluor, du chlore, du brome, de l'iode sont à peu près dans les rapports de 1, 2, 4,5, 7 ; ceux de l'oxygène, du soufre, du tellure sont comme 1, 2 et 4 ; mais par exemple le sélénium se place plus difficilement par son équivalent dans cette série que le phosphore, qui s'en éloigne à tout autre égard. De sorte que, jusqu'à ce que de nouveaux points de vue soient présentés, il ne faut accorder que peu d'importance à ces curieuses coïncidences numériques.

Somme toute, la classification artificielle des corps simples en métalloïdes et métaux a fait son temps, et il faut souhaiter de voir le premier de ces mots tomber le plus tôt possible en désuétude. Nous l'avons suivie ici à cause de son intérêt historique et parce qu'elle n'a pas encore été remplacée par une meilleure.

Le Dictionnaire consacre des articles spéciaux à un certain nombre de métalloïdes, savoir: oxygène, hydrogène, carbone (V. Charbon), soufre, azote, phosphore, chlore, fluor, silicium (V. Silice). Les autres n'ayant pas d'articles spéciaux, nous allons donner à leur sujet quelques brèves indications.

V Arsenic est solide, à éclat métallique, cristallin, volatil au rouge sombre; densité 5,6; obtenu Dar la réduction de l'acide arsénieux; s'allie aux métaux en les rendant durs et cassants. — L'acide arsénieux, AsO3, est blanc, cristallisable, soluble dans 20 parties d'eau ; c'est le terrible poison connu sous le nom d'arsenic : il corrode et perce les membranes de l'estomac ; on combat ses effets à l'aide de l'hydrate d'oxyde de fer récent, de la magnésie calcinée, et en provoquant en même temps les vomissements. A petite dose, c'est un médicament précieux contre l'asthme, l'anémie. Il sert à chauler les blés; les semences trempées dans sa dissolu-

tion ne sont plus dévorées par les mulots et autres animaux nuisibles; il entre dans la composition de la mort aux ruts, et sert à la préparation du savon arsenical, indispensable aux empailleurs. Il forme des sels bien définis également très vénéneux. — L'acide arsénique, AsO5, est beaucoup plus soluble, encore plus vénéneux; mais il offre moins de danger, étant un solide déliquescent, tandis que l'acide arsénieux industriel se rencontre le plus souvent sous forme de poudre blanche à peu près sans odeur ni saveur, et peut se confondre avec beaucoup d'autres corps ; il forme aussi des sels dont plusieurs, entre autres l'arséniate de fer, sont employés comme médicaments. — L'hydrogène arsénié, gazeux, à odeur alliacée, très vénéneux, décomposable par la chaleur rouge, s'obtient quand on produit de l'hydrogène dans un liquide arsenical ; de là un moyen de recueillir les moindres traces d'arsenic contenues dans une dissolution, et un moyen de recherches dans les cas d'empoisonnement. Les substances suspectes sont carbonisées par l'acide sulfurique, le charbon est repris par de l'eau distillée, la dissolution est versée dans un appareil à hydrogène ordinaire. Le gaz produit brûle avec une fumée blanche odorante ; en interposant de la porcelaine dans la flamme, elle se recouvre de taches miroitantes; on peut obtenir des anneaux noirs dans le tube de dégagement en le chauffant avec une lampe à alcool; ces anneaux, ces taches sont de l'arsenic isolé dont on peut constater l'identité. Ce procédé de recherches est dû au chimiste Marsh qui lui a donné son nom. Quand il est employé dans une expertise médico-légale, il est indispensable de faire parallèlement l'expérience avec les mêmes réactifs, mais sans y ajouter les liquides suspects. Il existe un assez grand nombre d'arséniures naturels employés comme minerais. — L'arsenic en poudre s'enflamme dans le chlore et forme des chlorures d'arsenic, vapeurs asphyxiantes décomposables par l'eau.

L'Iode, découvert en 1811 par Courtois dans les eaux-mères des soudes de varechs, a été étudié en 181 3 par Gay-Lussac.Il s'obtient en traitant un iodure alcalin par l'acide sulfurique et le peroxyde de manganèse, réaction analogue à l'une de celles qui produit le chlore. C'est un corps solide, opaque, d'un gris métallique, cristallisable par solution dans l'acide iodhydrique et par sublimation. Il fonda 107, bout à /8o° en donnant une vapeur violette très dense (8,8), est peu soluble dans l'eau, très soluble dans l'alcool et le sulfure de carbone. On en reconnaît des traces à l'état libre par la coloration d'un bleu intense qu'il donne à l'amidon. L'iode existe en très petite quantité dans l'eau de mer, et se rencontre dans les plantes marines. Il se retrouve dans leurs cendres, autrefois principale source des sels de soude, et reste dans les eaux mères d'où on l'extrait; l'azotate de soude naturel contient jusqu'à 2 p. 100 d'iodure. Par ses composés, 1 iode est un corps très précieux pour la médecine et la photographie. — Il forme avec l'oxygène des composés, acides hypo-iodique, IOS indique, 105, 3t hyperiodique, IO7, sans importance prati jue. — Avec l'hydrogène il forme l'acide iodhydrique, analogue de l'acide chlorhydrique et ayant des propriétés comparables à celles de ce corps; il s'obtient par l'action de l'hydrogène sulfuré sur l'iode en présence de l'eau.

L'iode forme des iodures avec tous les métaux et plusieurs métalloïdes.

L iodure d'azote est une poudre noire explosive, comparable au chlorure d'azote. L'iodure de potassium, composé naturel existant dans les eaux mères, ou obtenu artificiellement par l'action de l'iode sur la potasse et la calcination du sel résultant pour décomposer la portion d'iodate formée, est un dépuratif énergique très employé en mé-

MÉTALLOÏDES

MÉTAUX

decine. Il sort aussi en photographie, mais moins que les iodures d'ammonium, de zinc, de cadmium, de fer. Ces trois derniers s'obtiennent par combinaison directe à froid en présence de l'eau; l'iodure d'ammonium par la combinaison directe de l'ammoniaque et de l'acide iodhydrique. L'iodure d'argent, contenant plus ou moins de bromure, forme la couche sensible des plaques photographiques ; il s'obtient par double décomposition. L'iodure de mercure est un type d'iodacide se combinant avec l'iodure de potassium.

Le Brome est un liquide très brun, d'une odeur très pénétrante provoquant la toux, densité 2, 6 ; il bout à 53°. Par ses propriétés chimiques, pharmaceutiques, industrielles, son état dans la nature, il se rapproche de l'iode de la façon la plus remarquable. Sa préparation est analogue à celle de l'iode. La dissolution de bromure de potassium est entre les mains des médecins un des meilleurs calmants du système nerveux.

Le Bore, qui a de grandes analogies avec le carbone, se présente comme lui sous trois états: amorphe, graplitoide, adamantin. Nous parlerons seulement de cette dernière forme. Elle s'obtient en fondant ensemble à une très haute température 100 grammes d'acide borique et 80 d'aluminium ; ce dernier décompose l'acide borique, une partie forme de l'alumine, l'autre dissout le bore, et quand la dissolution se concentre, le bore cristallise à l'état de diamant, des lavages à la soude caustique, aux acides chlorhydrique et fluorhydrique enlèvent l'aluminium, l'acide borique, le fer et le silicium ; reste le bore qui contient jusqu'à 4 p. 100 de carbone, et qui est après le diamant le C)rps le plus dur. Sa poussière polit le diamant; ce corps est probablement appelé à un certain avenir industriel. Les deux autres états du bore sont sans importance. L'acide borique est le seul composé oxygéné du bore; c'est un produit naturel qui se trouve dans certaines eaux thermales et spécialement dans les lagoni de Toscane. Il est soluble dans l'eau, et encore plus dans l'alcool dont la flamme est alors d'un vert caractéristique ; aucun métalloïde ne l'attaque seul; mélangé avec du charbon, i) est attaqué par le chlore et forme du chlorure de bore ; l'acide fluorhydrique forme avec lui du fluorure de bore gazeux et de l'eau. Il sert à fabriquer le borax ou borate de soude. Il fond à une haute température et dissout alors l'alumine; par le refroidissement celle-ci cristallise et forme le corindon artificiel et ses variétés, le rubis, le spinelle. Le borax sert à décaper les métaux que l'on veut braser, souder avec les soudures fortes de cuivre, d'argent ou d'or ; il forme alors un verre fusible dissolvant les oxydes métalliques et conserve chimiquement propres les surfaces métalliques à souder.

hvSèlénium est analogue au soufre dans presque toutes ses propriétés, et les séléniures se trouvent en fort petite quantité mélangés aux sulfures exploités dans la Thuiinge et le Harz. A l'état amorphe, c'est un solide noirâtre brillant. Il est inutile d'étudier les acides sélénieux et sélénique, l'hydrogène sélénié, les autres séléniures, qui ressemblent beaucoup aux composés sulfurés correspondants. Signalons seulement cette propriété si remarquable, spéciale au sélénium et découverte en 187G par M. Siemens. Le sélénium est comme le soufre un très mauvais conducteur de l'électricité. Or sa résistance diminue immédiatement quand il est exposé à la lumière. Si l'on interrompt un circuit électrique et qu'on le rétablisse à travers une petite goutte de sélénium fondu et pressé entre deux lames de verre, on possède un appareil qui est d'une excessive sensibilité aux impressions lumineuses et les traduit en un mouvement de l'aiguille du galvanomètre. Cette expérience est très intéressante au point de

vue théorique ; elle montre l'exemple le plus parfait delà transformation de lumière en mouvement. On se rappelle la découverte faite par Scheele du brunissement de chlorure d'argent et de sa décomposition par la lumière; en un demi-siècle cette expérience intéressante a enfanté la photographie; qui sait l'avenir réservé a la sensibilité élu sélénium? Déjà on s'en est servi pour fabriquer un oeil artificiel dont la paupière s'abaisse comme les nôtres en présence d'une impression lumineuse intense.

LeTellure, encore plus rare que le sélénium, se ^encontre combiné au plomb, à l'argent, et rarement natif. Il a l'apparence de l'étain et est cristallisable. Sa densité est 6,26; son équivalent 64, double de celui du sélénium. Il est en tous points analogue au soufre et au sélénium ; sa conductibilité électrique varie, comme celle du sélénium, selon la lumière à laquelle il est soumis; il se prête dont à l'expérience de Siemens.

[Paul Robin.]

MÉTAUX. — Chimie, II, XI, XVII-XX. — On indique comme premier caractère distinctif des métaux un éclat particulier, dit éclat métallique; en masse ils réfléchissent la lumière, conduisent bien la chaleur et l'électricité. Quand les métaux ont la forme pulvérulente sous laquelle ils se présentent souvent, ces caractères disparaissent. Leurs oxydes sont en général neutres ou basiques. Pas plus que le précédent, ce caractère ne les distingue des métalloïdes * d'une manière absolue.

Laissant de côté une définition qui ne saurait être irréprochable, comparons à divers points de vue les principaux métaux.

Propriétés physiques. — Les métaux sont tous, à l'exception du mercure et de l'hydrogène — si on range ce corps parmi les métaux, comme le font plusieurs chimistes — solides à la température ordinaire ; plusieurs, et spécialement le bismuth et l'antimoine, peuvent cristalliser.

Opaques dans les conditions ordinaires, ils sont translucides et même transparents en lames très minces; ainsi l'or battu, collé sur une lame de verre, se laisse traverser par la lumière verte, l'argent déposé par un procédé chimique sur les miroirs de télescopes en verre, par la lumière bleue.

Les couleurs des métaux sont en général masquées ou atténuées par la grande quantité de lumière blanche qu'ils réfléchissent. En faisant réfléchir le même rayon lumineux sur plusieurs surfaces successives d'un même métal, la lumière blanche diminue à chaque réflexion et la couleur propre du métal apparaît avec son intensité réelle ; l'or est jaune, le cuivre rouge, le strontium et l'argent jaunâtres, le fer gris, le zinc bleuâtre, etc.

Voici la densité de cmelques métaux en nombres ronds :

Platine, 21 à 23; or, 19; mercure, 13,6; plomb, 11,3 ; argent, 10,4; cuivre, 8, S; fer, 7,8; étain, 7,8; zinc, 6,9; aluminium, 2,6 (à peu près celle du verre et du silex) ; sodium, 0,97 ; potassium, 0,86 ; lithium, 0,50.

La fusibilité des métaux est également très variable. Voici une liste des principaux points de fusion :

Mercure, — 39° ; potassium, -f- 55° ; sodium, 90"; étain, 228°; bismuth, 264°; plomb, 335°; zinc, 410°; argent, I0o0°; cuivre, 110n°; or, 1250°; fonte de fer, 1250°; fer forgé, 1500°; platine, 20t0,°; iridium, 2500°; l'osmium n'a pu être fondu. Ces dernières températures ne sont qu'approchées ; des recherches compliquées sur l'énergie mécanique des diverses couleurs des spectres donnés par les métaux chauffés à des températures croissantes permettent en ce moment à M. Crova de réviser et de préciser ces nombres.

MÉTAUX

Quelques métaux sont volatils ; le mercure boute à 360°; le cadmium, le potassium, le sodium, le zinc, au rouge plus ou moins vif; on peut les distiller.

La quantité de chaleur qui dans le même temps traverse une même section des divers métaux peut être représentée par les nombres suivants :

Argent, lOUO; cuivre, 736; or, 532; zinc, 193; fer, H9; plomb, 85; plaline, 84; bismuth, 18.

La conductibilité électrique est l'inverse de la longueur des fils de même section qui, mis entre les pôles d'une même pile, produisent le même affaiblissement dans l'intensité du courant. Voici ces longueurs d'après M. E. Becquerel :

Argent, de 93 à 100; cuivre, de 89 à 91 ; or, 64 à 65; étain, 13,7; fer, 12,2; plomb, 8; platine, 8; mercure, 1,80.

La chaleur spécifique ou quantité de chaleur nécessaire pour élever d'un même nombre de degrés un même poids des divers corps est, en prenant pour unité celle de l'eau, pour les métaux suivants : potassium, 0,170; fer, 0,114 ; zinc, 0,096; cuivre, 0,095; argent, 0,057; mercure, 0,033; platine et or, 0,032; plomb, 0,031.

La facilité qu'ont les métaux de se travailler au marteau ou au laminoir constitue la malléabilité. L'ordre de malléabilité des métaux est le suivant, en allant du plus au moins malléable : or, argent, aluminium, cuivre, étain, platine, plomb, zinc, fer, nickel.

La ductilité est la propriété qu'ont les métaux de pouvoir s'étirer à la filière en fils plus ou moins fins. L'ordre dans lequel ils possèdent cette propriété est le suivant : or, argent, platine, aluminium, fer, cuivre, zinc, étain, plomb.

La ténacité d'un corps se représente par le nombre de kilogrammes capable de rompre par traction un fil d'un millimètre carré de section. Voici celle de quelques métaux : cobalt, 108 ; fer, 62 ; cuivre, 34. ; platine, 31 ; argent, 21 ; or, 16,5 ; zinc, 12,4; étain, 3,9; plomb, 2,4.

La dureté des corps se mesure d'après la faculté qu'ils ont de rayer ou de ne pas rayer certains corps, d'être ou de n'être pas rayés par eux. Les minéralogistes se servent de 10 types depuis le diamant jusqu'au talc ; prenons-en 3 qui diviseront les métaux en 4 séries de dureté : 1. Le manganèse, le chrome raient le verre. 2. Sont rayés par le verre et raient le marbre : le fer, l'antimoine, le zinc. 3. Sont rayés par le marbre : le platine, le cuivre, l'or, l'argent, le bismuth, l'étain. 4. Le plomb est rayé par l'ongle. Ajoutons-y le potassium et le sodium, qui se pétrissent comme de la cire sous l'huile de naphte à 15°; le mercure, qui est liquide.

La connaissance de ces propriétés est notre guide dans les applications industrielles des métaux, et nous les choisissons d'après les résistances qu'ils doivent offrir à l'action des forces, des agents de toute nature.

Propriétés chimiques. — Il serait long et peu profitable d'examiner séparément l'action des divers agents chimiques sur la série des métaux. Pour avoir des idées d'ensemble, il faut nécessairement établir des groupes, classer les corps étudiés. Or une classification en une seule série des métaux diaprés leurs propriétés chimiques reste toujours imparfaite, comme toutes les classifications en série unique. Tels corps rapprochés par un caractère s'éloignent si l'on en considère d'autres, et la classification dépend de l'importance accordée à telle ou telle propriété.

Classification des métaux. — Voici celle que l'on emploie généralement aujourd'hui ; elle a surtout pour base l'action sur les métaux de l'air et de l'eau aux diverses températures ; nous laissons de côté un certain nombre de corps fort rares, incomplètement connus et qui n'ont actuellement

2e Partie.

inté rèt que pour les chimistes ; cette classification comprend 3 classes et 8 sections :

1" classe. — Métaux s'oxydant directement à une température plus ou moins élevée ; leurs oxydes ne sont pas complètement réductibles par la chaleur seule.

lrc section. — Décomposent l'eau à la température ordinaire : potassium, sodium, lithium, baryum, strontium, calcium.

2e section. — Décomposent l'eau vers 100° : magnésium, manganèse.

3e section. — Décomposent l'eau vers le rouge, ou à la température ordinaire en présence des acides: fer, nickel, cobalt, chrome, zinc, cadmium.

4e section. — Décomposent l'eau au rouge, mais pas à froid en présence des acides ; forment avec l'oxygène des composé acides (sont métalloïdes à cet égard, le dernier corps est souvent rangé dans cette catégorie) : tungstène, molybdène, osmium, titane, étain, antimoine.

5e section. — Décomposent à peine l'eau aux hautes températures, et pas en présence des acides : cuivre, plomb, bismuth.

2e classe. — Ne s'oxydent à l'air h aucune température. Oxydes irréductibles par la chaleur, et même par l'hydrogène et le charbon seuls.

6e section. — Aluminium, glucinium, etc.

3e classe. — Oxydes facilement décomposés par la chaleur.

7e section. — Absorbent l'oxygène à une température peu élevée; se réduisent à une^température supérieure : mercure, palladium, etc.

8e section. — Inaltérables à toutes températures : argent, or, platine, iridium.

Les métaux des deux premières sections ne peuvent être employés au même titre que les autres, à cause de leurs affinités puissantes. Ce sont des réducteurs énergiques, dont l'un surtout, le sodium, a sous ce rapport une grande importance industrielle. Le magnésium donne par sa combustion une lumière des plus intenses, utilisable en photographie.

En outre la plupart des métaux ne sont pas ou sont peu employés purs, mais le sont surtout à l'état d'alliages.

Le Dictionnaire consacre un article spécial à un certain nombre de métaux usuels, fer, zinc, étain, plomb, cuivre, mercure, argent, or, platine ; il traite de quelques autres à propos de leurs oxydes, potasse, soude, chaux, terres métalliques comprenant les oxydes de baryum, strontium, magnésium, aluminium. Nous parlerons brièvement ici de quelques autres.

Le Manganèse métallique a peu d'intérêt; il s'obtient par la réduction de son oxyde à une très haute température. Il est le plus dur des métaux. — Laissons de côté son protoxyde, MnO, son sesquioxyde, tous deux peu stables et sans intérêt, son oxyde salin Mn30* ou MnO,Mn203 ; parlons seulement de son peroxyde MnO2. Ce corps se trouve assez abondamment dans la nature et est appelé pyrolusite par les minéralogistes ; il abandonne une portion de son oxygène par la chaleur seule, et une portion encore plus grande en présence de l'acide sulfurique. Son mélange avec ce corps agit comme source d'oxygène naissant, et sert à. extraire le chlore, le brome, l'iode, des chlorures, bromures et iodures. La richesse d'un manganèse s'estime par la quantité de chlore qu'il peut produire. Les verriers en jettent parfois dans le verre fondu pour diminuer la teinte verdâtre produite par le protoxyde de fer en le peroxydant et en y ajoutant la couleur propre du verre manganique. Si l'on ajoute un excès de ce savon des verriers, le verre a une teinte violacée. — Le peroxyde de manganèse, chauffé avec la potasse oa mieux l'azotate de potasse, donne un sel violet très colorant, le permanganate de potasse, K0,Mn-O .

MÉTAUX

Ce corps agit comme oxydant énergique sur les matières organiques en dissolution dans l'eau et se transforme eu manganate vert; cette propriété l'a fait autrefois appeler le caméléon minéral. Le permanganate de potasse sert à éprouver la pureté de l'eau potable; sa dissolution est employée en lotions oxydantes et antiseptiques ; sans présenter les inconvénients du chlore, elle possède plusieurs de ses avantages. L'usage ne peut que s'en répandre utilement. — Les sels de protoxyde et de sesquioxyde de manganèse, d'une couleur rosée, n'ont aucun intérêt pratique.

Le Chrome est la base d'un certain nombre de couleurs employées dans diverses industries, d'où son nom. Comme métal, il n'a pas d'intérêt. Son sesquioxyde, Cr203, est très réfractaire, il sert à la peinture sur porcelaine ; l'hydrate de cet oxyde donne un vert-émeraude inaltérable, non vénéneux, remplaçant avantageusement les verts arsenicaux pour l'impression des tissus et des papiers. — L'alun de chrome, isomère à l'alun proprement dit, est remarquable par son dimorphisme. - L'acide chromique est un oxydant des plus énergiques; tous ses sels sont fortement colorés. Les chromâtes de potasse sont employés dans la teinture. Le chromate de plomb ou jaune de chrome, obtenu par double décomposition à l'aide des précédents et d'acétate de plomb, a toutes les teintes du jaune à l'orangé suivant que la précipitation a été faite en présence d'un excès de l'un ou de l'autre réactif. Les chromâtes de potasse se forment par l'action à chaud du salpêtre et du carbonate de potasse sur le fer chromé naturel, FeO,Cr203, et servent à fabriquer tous les autres composés du chrome.

Le Nickel et le Cobalt ont de nombreuses analogies comme état naturel, préparation, composés ; tous deux s'obtiennent par l'action de l'hydrogène sur les oxydes. Le premier est très employé depuis quelques années. à cause de son inaltérabilité à l'air; on le dépose par la galvanoplastie sur les instruments de fer et d'acier employés dans l'industrie, la chirurgie, etc., de manière à les préserver de la rouille. Les monnaies divisionnaires de Belgique, de Suisse et des Etats-Unis sont de petites pièces élégantes et propres formées d'un alliage dans lequel domine le nickel. — Les sels de nickel sont verts ; la dissolution du sulfate est une des couleurs les plus pures, c'est-à-dire qu'un rayon de lumière qui a traversé ce liquide ne donne qu'une seule couleur quand on la reçoit dans un spectroscope ; ce vert est complémentaire du rouge également très pur fourni par la fuchsine. Quand on regarde à travers cette dissolution, on voit les objets comme les voient les personnes incapables de discerner les couleurs et que l'on appelle daltoniens. — Les sels de cobalt hydratés ou dissous ôont roses; secs, ils sont bleu violacé. Le verre bleu est coloré par l'oxyde de cobalt ou smalt. Ce métal est la base du bleu Thénard, ou bleu d'azur artificiel ; un précipité d'oxyde de zinc et de cobalt constitue une belle couleur, le vert do Rinman. Quand ou écrit avec une dissolution étendue d'un sel de cobalt, surtout le chlorure, les caractères sont invisibles sur le papier; ils paraissent en bleu quand on chauffe le papier; telle est l'encre sympathique connue depuis longtemps, et à qui l'introduction des cartes postales avait donné un certain renouveau. Du papier buvard, du linge imprégnés du chlorure de cobalt concentré changent de couleur suivant l'état hygrométrique de l'atmosphère. On a utilisé cette propriété pour faire un prétendu prophète du temps composé d'un disque de papier cobalté entouré de cinq couleurs de comparaison variant du rouge au bleu, et des fleurs artificielles aux couleurs changeantes. Cqs deux métaux donnent des produits utilisés i our la peinture sur ('mail et sur porcelaine.

Le Cadmium est un mctai voisin du zinr, fusible, distillablc, combustible comme lui. Ajoute par partics égales à l'alliage de Darcet, il f<»me un corps très fusible, dit alliage de Wood, restant un certain temps pâteux, à la température ordinaire et parfaitement bon pour le plombage des dents. Le sulfure de cadmium, le seul qui soit jaune, fournit une très belle couleur, dite jaune indien. Les autres sels sont sans importance.

Le Tungstène est un métal très rare, qui a cependant peut-être un avenir industriel dans la fabrication du noir d'aniline.

Le Molybdène n'a d'importance que comme base du molybdate d'ammoniaque, réactif spécial servant à reconnaître le phosphore.

L'Osmium est le seul corps simple qui ait résisté à toute tentative de fusion, et, chose étrange, ses composés oxygénés sont volatils.

Le Titane paraît augmenter la dureté du fer et de l'acier qui en contiennent une petite quantité. Ce métal et ses composés n'ont d'intérêt que pour les savants.

Les quatre métaux précédents sont de la famille de l'étain.

h' Antimoine est tantôt classé parmi les métalloïdes à côté de l'arsenic, tantôt parmi les métaux auprès de l'étain. Il a l'éclat métallique, est cristallin, fragile, facile à pulvériser. Sa densité est 6,7. Il fond vers 500°, est volatil au rouge vif, brûle à une haute température en répandant une fumée blanche d'oxyde d'antimoine. Il s'enflamme surtout en poudre dans le chlore à la température ordinaire. Il est attaqué par les acides concentrés et chauds.

L'antimoine isolé est sans usage. Allié à quatre parties de plomb, il forme le métal des caractères d'imprimerie. L'antimoine forme un certain nombre de composés qui sont ou ont été employés en pharmacie : l'oxyde d'antimoine, Sb203, base ou acide peu énergique, vomitif violent, généralement remplacé aujourd'hui par l'émétique, tartrate double de ce sesquioxyde et de potasse. L'acide antimonique, Sb205, forme avec la potasse le seul réactif de la soude. La dissolution récente d'antimoine de potasse précipite les sels de soude même assez étendus.

L'hydrogène, préparé avec une eau contenant do l'antimoine, contient de l'hydrogène antimonié qui offre à peu près les mêmes réactions que l'hydrogène arsénié dans l'appareil de Marsh. Les taches et les anneaux d'antimoine sont beaucoup moins volatils que ceux d'arsenic et d'une nuance de noir un peu roussâtre. Le protochlorure ou beurre d'antimoine sert pour cautériser les morsures ou piqûres d'animaux venimeux, pour bronzer le fer et le préserver de la rouille, en le recouvrant d'une couche d'antimoine moins altérable que lui. Le sulfure naturel a l'aspect métallique et est très fusible. Un oxysulfure rouge, le kermès, préparé à l'aide d'une réaction assez complexe avec le sulfure naturel et le carbonate de soude, est un médicament très ancien et encore très employé contre les affections pulmonaires.

Le Bismuth se trouve à l'état natif; il est blanc rougeàtre, cristallin et très fusible. Sa densité est est 9,8. Il fond à 26i° et, comme dans le cas de l'eau, le solide surnage au-dessus du liquide ; on obtient de magnifiques géodes de cristaux en laissant refroidir le bismuth fondu, perçant d'un fer rouge la couche supérieure qui vient de se solidifier, et faisant écouler l'excès de liquide. Sa faible conductibilité pour la chaleur et l'électricité le fait employer comme l'un des composants des piles thermo-électriques, l'autre étant du cuivre ou de l'antimoine. Il est le type des corps diamaguétiques : un barreau de bismuth librement suspendu entre les deux pôles d'un aimant est également repoussé par les deux et se met en croix avec la