FER. 3H

fef par suite de la décomposîtion de Tcau ; le même acide concentré est à peu près sans action à froid ; il n'oxyde le fer qu'à l'aide de la chaleur, et en cédant au métal une partie de son oxygène ; il se dégage de Tacide sulfureux.

Les acides oxydants étendus d'eau attaquent assez rapidement le fer, même h froid ; les produits qui se forment sont variables avec la température, avec la nature et avec le degré de concentration des acides.

L'acide azotique étendu, à froid, dissout le fer avec lenteur ; la dissolution contient du protoxyde de fer et de l'ammoniaque, combinés à l'acide azotique ; elle est colorée en brun par du bioxyde d'azote. A l'aide [de la chaleur, le même acide étendu agit bien plus énergiquement, il fait passer la totalité du fer à l'état d'azotate de peroxyde ; il n'y a plus décomposition notable de l'eau; l'oxygène est cédé au métal par l'acide lui-même.

L'acide azotique concentré est d'abord presque sans action à froid ; il y a au bout de peu de temps décompositiun violente d'une partie de l'acide, et tout le fer est oxydé au maximum.

L'eau régale très-chlorhydriquc, étendue ot froide, dissout assez rapidement le fer ; la dissolution contient des sels de protoxyde et de peroxyde. Il faut faire chauffer longtemps; il faut, de plus, que l'acide azotique soit en assez grand excès relativement au fer, pour que la dissolution renferme seulement des sels de peroxyde. Dans une liqueur régale un peu concentrée, le fer se dissout aisément, et passe en entier à l'état de peroxyde.

Le fer ne paraît pas s'oxyder dans les dissolutions alcalines Pcr et alcalis, plus rapidement que dans l'eau pure; il est même généralement admis qu'il s'oxyde avec beaucoup moins de rapidité, soit à la température ordinaire, soit à l'ébuUition, pourvu que le contact de l'air soit complètement évité. A l'air, au contraire, le contact des liqueurs alcalines, des dissolutions salines (sur lesquelles le fer n'a pas d'action chimique), détermine l'oxydation beaucoup plus rapide du métal.

Par voie sèche, le fer s'oxyde très-rapidement lorsqu'on le chauffe avec des réactifs alcalins oxydants ; il peut même enlever l'oxygène aux métaux alcalins au rouge blanc ; au-dessus du rouge sombre , il décompose l'eau des hydrates alcalins.

Par voie humide et par voie sèche, il enlève l'oxygène, le

3i2 MÉTAUX PROPREMENT DO^S.

chlore, le soufre, à un grand nombre de métaux, au plomb, au cuivre, au bismuth, à l'argent, etc.

^^'J.^g Le fer a une très-grande affinité pour le soufre, et forme avec lui plusieurs composés bien définis ; les plus importants sont : le protosulfuro FeS, le sesquisulfure Fe*S% le persulfure FcS*. Les deux derniers se trouvent en abondance dans la nature et sont désignés sous le nom de pyrites de fer. Nous indiquerons, au paragraphe des minéraux et minerais du fer, la composition des diverses variétés de pyrites : plusieurs d'entre elles ne se rapportent pas exactement aux formules que nous venons d'écrire.

Le protosulfure est produit très-fréquemment dans le traitement métallurgique de certains minerais ; les mattes contiennent toutes le protosulfure de fer combiné avec d'autres sulfures métalliques. On peut le préparer à l'état de pureté par divers procédés bien connus.

Dans les opérations analytiques, on produit fréquemment, par voie humide, deux sulfures, dont les compositions doivent être rapportées aux formules FeS, Fe'S*.

Nous rappellerons brièvement les propriétés les plus saillantes de ces sulfures naturels ou artificiels, préparés par voie sèche ou par voie humide.

Sulfures naturels. — Les pyrites ne s'altèrent pas à l'air sec ; elles ne sont pas sensiblement attaquées par les acides non oxydants ; l'acide azotique, l'eau régale, et généralement tous les acides oxydants, dissolvent aisément la totalité du fer. Ils oxydent une portion du soufre variable avec la température, avec le degré de concentration et la nature des acides employés ; mais on ne parvient presque jamais à faire passer la totalité du soufre à l'état d'acide sulfurique, même en faisant agir l'acide azotique concentré ou l'eau régale bouillante sur les pyrites chauffées ellesmêmes jusqu'à 100 degrés.

La présence du soufre libre paraît s'opposer à la peroxy dation du fer ; les liqueurs acides, qu'on obtient en faisant chauffer seulement pendant quelques heures les pyrites dans des acides oxydants, renferment presque toujours une partie du fer à l'état de sels de protoxyde. On n'arrive sûrement à la peroxydation totale du fer qu'en faisant chauffer de nouveau à 100 degrés la dissolution, dont on a séparé lé soufre libre par décantation ou par filtration. Nous saisissons cette occasion pour rappeler qu'on ne

doit filtrer une liqueur renfermant des acides oxydants un peu concentrés qu'après l'avoir préalablement étendue de beaucoup d'eau.

Les pyrites de fer, chauffées fortement dans un creuset de terre, perdent une partie de leur soufre ; elles fondent en une masse très-fluide au rouge, devenant cristalline et possédant l'éclat métallique après refroidissement. Lorsqu'on chauffe pendant longtemps, les parois du creuset sont fortement attaquées, souvent même les creusets sont traversés par le sulfure.

La composition du sulfure obtenu dépend exclusivement de la chaleur à laquelle on a soumis le creuset ; le fer retient toujours un peu plus de soufre que le protosulfure. Les propriétés chimiques sont du reste peu différentes de celles du protosulfure. En opérant dans un creuset brasqué, et à une température très- élevée, on expulse une proportion un peu plus grande de soufre ; la composition du sulfure obtenu se rapproche beaucoup de celle que représente la formule FeS. On arrive plus sûrement à cette composition, et on utilise au moins une partie du soufre en excès, en calcinant les pyrites après les avoir intimement mélangées avec de la limaille de fer.

Protosulfure préparé par voie sèche. — Le protosulfure obtenu par voie sèche est d'un jaune un peu bronzé, à texture cristalline ; il est très-fragile ; on le pulvérise facilement ; il est magnétique. Les acides non oxydants l'attaquent assez rapidement, même lorsqu'ils sont étendus*, avec dégagement d'hydrogène sulfuré, sans dépôt de soufre ; les liqueurs acides contiennent des sels de protoxyde de fer. Les acides oxydants très-étendus d'eau, agissant à froid, donnent encore de l'hydrogène sulfuré ; ces acides un peu concentrés, et surtout à l'aide de la chaleur, cèdent eux-mêmes de l'oxygène au fer et au soufre ; mai» il est encore difficile d'arriver à faire passer tout le soufre à l'état d'acide sulfurique ; il se sépare assez souvent un peu de soufre libre, et dans ce cas, on ne peut pas être certain que les liqueurs contiennent le fer entièrement à l'état de peroxyde. Pour arriver à ce résultat, il faut, comme nous l'avons indiqué pour les pyrites, faire chauffer les liqueurs à l'ébuUition, après avoir

1 Cependant Fadde chlorhydriqae trës-faibte, étendu d*uD volume d'eau égal à cinquante ou soixante fois le volume de l'acide pur dont on se sert ordinairement pour les analfses, est presqne sans action sur lui à la tampératore ordinaire.

séparé le soufre non dissous. Les réactifs non oxydants de la voie sèche produisent très-aisément Tacidification totale du soufre et la peroxy dation du fer.

Chauffé très-fortement dans un creuset de terre, le protosulfure ne perd pas de soufre ; au contraire, dans un creuset brasqué, et à la température des essais de fer, il abandonne un peu de soufre. On trouve dans le creuset, après refroidissement, un culot à texture cristalline, qui a sensiblement le même aspect et les mêmes propriétés chimiques que le protosulfure, mais qui a une composition notablement différente.

On a cherché à produire des sulfures définis, contenant moins de soufre que le protosulfure, en chauffant au creuset brasqué, à la température de fusion de la fonte, des mélanges de fer métallique et de protosulfure ; on a toujours obtenu deux culots superposés^ souvent mal séparés, l'un de fonte contenant quelques centièmes de sulfure, l'autre de sulfure de fer renfermant un peu moins de soufre que le protosulfure. On peut tirer de ces expériences une conclusion très-importante pour la métallurgie : la fonte ne peut admettre en mélange intime qu'une proportion assez faible (deux ou trois centièmes) de sulfure de fer. Il est, de plus, probable que pour une quantité très-faible de sulfure la dissémination dans la fonte n'est pas régulière.

Le protosulfure et le protoxyde de fer ne réagissent pas l'un sur l'autre comme le sulfure de plomb et la Utharge ; au rouge blanc, ces deux composés fondent en une masse bien fluide, qui prend la texture cristalline par refroidissement lent.

Le protosulfure de fer a une grande affinité pour la plupart des sulfures métalliques ; il forme avec eux des mattes^ généralement très-fusibles, dont la composition ne se rapporte à aucune formule simple, et qui renferment très-probablement des sulfures combinés en proportions définies et des sulfures non combinés.

Il se dissout dans les silicates de protoxyde et de peroxyde de fer, dans les silicates complexes contenant des bases terreuses et certains oxydes métalliques ; cette solubilité par voie sèche donne lieu à des réactions très-complexes, utilisées dans la métallurgie du cuivi'e. Il ne paraît pas se dissoudre avec facilité dans lôs silicates qui renferment une forte proportion d'oxyde de plomb.

Par fusion avec les carbonates alcalins, lo protosulfure de fer est partiellement décomposé ; une partie du fer passe à l'état

d'oxyde; une quantité correspondante d'alcali est transfonnée en protosulfure. Peut-être y a-t-il combinaison entre les oxydes et les sulfures ; mais ce fait est difficile à démontrer ; l'expérience indique seulement qu'on obtient une matière bien fondue, paraissant homogène, lorsqu'on chauffe au rouge vif un mélange de t partie de protosulfure de fer et de 2 parties do carbonate alcalin; après refroidissement, la masse présente une texture cristalline assez prononcée. Traitée par l'eau, elle laisse se dissoudre le sulfure et le carbonate alcalins ; la partie insoluble contient du sulfure et de l'oxyde de fer. L'aspect de cette partie insoluble permet de constater que l'oxyde produit pendant la fusion s'est altéré pendant les lavages, en sorte qu'il est impossible de savoir à quel état d'oxydation le fer a passé pendant la fusion ; il est seulement permis de conjecturer qu'il ne se forme que du protoxyde de fer. La dissolution dans l'eau ne contient pas d'acide sulfurique.

Sulfures obtenus par voie humide, — Lorsqu'on verse du suifhydrate d'ammoniaque dans les dissolutions neutres de protoxyde ou de peroxyde de fer, on obtient des précipités d'un noir légèrement bleuâtre de sulfures de fer. Leurs compositions sont en rapport avec celtes des oxydes ; elles correspondent très-probablement aux formules FcS, F^'S*. Ces sulfures se produisent, dans d'autres circonstances analogues, par exemple, lorsqu'on fait digérer avec du sulfhydratc l'oxyde de fer hydraté récemment précipité par l'ammoniaque, lorsqu'on fait arriver un courant d'hydrogène sulfuré dans les dissolutions acides contenant du fer, et qu'on sature ensuite par l'ammoniaque les acides et l'hydrogène sulfuré, etc.

Au point do vue des analyses, il n'y a aucune distinction à faire entre les deux sulfures ; ils se comportent de la même manière avec les divers réactifs ; nous les désignerons tous les deux sous le nom de sulfure noir de fer.

Le sulfure noir est tout à fait insoluble dans les liqueurs qui contiennent du sulfhydrate d'ammoniaque ou des sulfures alcalins. Quelquefois il se rassemble rapidement et très-nettement ; quelques heures après la précipitation du fer à l'état de sulfure, la liqueur est jaune et ne contient pas la plus faible trace de fer. Mais le plus souvent, et notamment quand la dissolution de suifhydrate est concentrée, une partie du sulfure reste très-long-

temps en suspension, et colore la liqueur en vert plus ou moins foncé ; lorsqu'on cherche à filtrer cette liqueur verte ou verdâtre, une portion du sulfure passe à travers les pores du papier.

En général, on ne doit filtrer les dissolutions contenant des sulfures ou des sulfhydrates que lorsqu'elles ont acquis, par un repos plus ou moins prolongé, la coloration jaune bien franche, preuve certaine du dépôt complet du sulfure do fer. La présence de l'ammoniaque libre dans les liqueurs ne parait avoir aucune influence sur la lenteur avec laquelle le sulfure de fer se dépose. Dans les dissolutions très-chargées de sel ammoniac, la précipitation du sulfure est assez rapide ; les liqueurs prennent en quelques heures la coloration jaune; on peut ordinairement décanter ou filtrer peu de temps après avoir fait la précipitation.

Le sulfure de fer s'altère avec rapidité dans l'eau aérée, et surtout au contact de l'air ; pour le laver, soit par décantations, soit sur un filtre, il est indispensable de le maintenir constamment recouvert d'un liquide chargé de sulfhydrate d'ammoniaque. Lorsqu' après avoir reçu le sulfure sur un filtre, on le lave pendant quelques minutes avec de l'eau pure, on voit l'altération se produire à la surface dès que l'eau a entrdné la majeure partie du sulfhydrate dont le précipité était imprégné.

L'altération se manifeste de deux manières : à la surface, la couleur noire du sulfure se change en une coloration ocreuse ; l'eau de lavage passe trouble et noir&tre ; elle donne un précipité noir très-divisé, restant très-longtemps en suspension dans le liquide chargé de sulfhydrate qui a été séparé par la filtration. Le trouble de l'eau de lavage est dû à du soufre très-divisé provenant de l'altération du sulfure sur le filtre ; la coloration noirâtre provient de l'action des vapeurs du sulfhydrate qui remplissent la fiole sur le sel de fer dissous par l'eau de lavage.

On n'a pas encore pu déterminer la nature du sel de fer soluble dans l'eau qui se produit dans l'altération rapide du sulfiu:e ; il est probable que ce sel est de l'hyposulfite.

Lorsqu'on est parvenu à recueillir la totalité du sulfure de for sur un filtre, et à le laver avec du sulfhydrate très-étendu, le sulfure s'altère presque complètement pendant la dessiccation, et se transforme en une matière ocreuse dont la nature paraît assez complexe. En chauffant cette matière, mélangée intimement avec du soufre, dans un creuset de porcelaine, avec les précautions

nécessaires pour éviter le contact de Tair, on narrivo pas à faire passer la totalité du fer à un état de sUfuration défini. Il résulte de là qu'on ne peut pas doser, au moins par des opérations suffisammeut simples, le fer à Tétat de sulfure, procédé de dosage qui réussit parfaitement pour le cuivre^et pour un certain nombre d'autres métaux.

Le sulfure noir de fer est attaqué avec la plus grande facilité par les acides les plus étendus ; l'acide acétique lui-même peut dissoudre la totalité du métal ; mais, pour arriver à ce résultat, il faut prendre quelques précautions, et disposer l'expérience de telle manière que l'hydrogène sulfuré, produit par l'action de l'acide acétique, ne se dissolve pas dans la liqueur acide.

Les acides oxydants agissent diversement suivant leur concentration et suivant la température : à froid, l'acide azotique faible dégage seulement de l'hydrogène sulfuré ; le même acide concentré, préalablement chauffé jusqu'à l'ébullition, agit seulement comme oxydant, et fait passer la majeure partie du soufre à l'état d'acide sulfurique. Avec l'eau régale, avec l'acide azotique concentré, on évite difficilement le dégagement d'une petite quantité d'hydrogène sulfuré, lorsqu'on verse ces acides froids sur le sulfure noir de fer.

Le fer se combine directement avec le chlore, même à froid ; p^,. il forme avec lui deux composés principaux : le protochlo- ^ chlore, rare FeCl et le perchlorure Fe'C/'.

Protochlorure. — Le protochlorure est produit dans les analyses, quelquefois par voie sèche, plus ordinairement par voie humide, par l'action de l'acide chlorhydrique sur le fer métallique.

Le protochlorure préparé par voie sèche se présente en petites paillettes cristallines, incolores ou légèrement jaunâtres. Il est très-volatil, entièrement distillable au rouge. Chauffé, même au-dessous du rouge sombre, dans l'air parfaitement sec, 0 s'altère avec rapidité et se transforme en perchlorure et en peroxyde. Il s'altère dans l'air humide à la température ordinaire. La vapeur d'eau le décompose rapidement à l'aide de la chaleur, avec production d'acide chlorhydrique et d'oxyde magnétique; cette décomposition n'a pas lieu à un degré de chaleur inférieur au rouge sombre.

Il est déliquescent, très-soluble dans l'eau ; la dissolution est verte et donne des cristaux par évaporation ; le chlorure cristal-

Si8 MÉTAUX PROPREMENT DITS.

lise, ainsi obtenu, se dissout assez bien dans l'alcool. La dissolution dans l'eau attire asi^îz rapidement l'oxygène de l'air; elle laisse déposer, au bout de peu de temps, une matière ocreuse qui renferme du perchlorure et du peroxyde hydraté. Il ne se forme pas de dépôt, mais il y a toujours absorption rapide d'oxygène, lorsque la dissolution du protochlorure est acidifiée par l'acide chlorhydrique. La formation de perchlorure, d'abord très-rapide, devient progressivement très-lente ; la transformation en perchlorure n'est pas complète après plusieurs jours d'exposition à l'air. Elle a lieu, au contraire, très-rapidement pai* le chlore, surtout à l'aide d'une douce chaleui'.

L'acide azotique un peu concentré, versé à froid dans la dissolution de protochlorurc de fer, neutre ou chlorhydrique, agit presque immédiatement comme oxydant, et fait passer une partie du fer à l'état de peroxyde ; la liqueur se colore en brun par suite do la dissolution du bioxyde d'azote dans le sel de protoxyde. Il faut faire chauffer pendant plusieurs heures pour arriver à la transformation complète du protochlorure en sels de peroxyde.

La dissolution de protochlorurë de fer agit comme réductif assez énergique, principalement en présence d'un faible excès d'acide chlorhydrique, sur un certain nombre de sels métalliques, notamment sur le chlorure d*or ; son action est cependant moins forte que celle du protochlorure d'étain dissous dans l'acide chlorhydrique.

Perchlorure de fer. — Le perchlorure de fer préparé par voie sèche est d'un brun assez foncé ; il est très -volatil et distiUable au-dessous du rouge. Il est décomposé, au-dessus du rouge sombre, par la vapeur d'eau, avec dégagement d'acide chlorhydrique et formation de peroxyde de fer. Il est hygrométrique, très-soluble dans l'eau et dans l'alcool ; ses dissolutions sont colorées en brun rougeâtre ; la couleur passe immédiatement au jaune par addition d'un acide.

Dans la dissolution, neutre ou acidulée par l'acide chlorhydrique, le perchlorure de fer est ramené lentement et difficilement à l'état de protochlorure par le fer métaUique. L'acide sulfureux, l'acide phosphoreux, etc., agissent bien plus rapidement comme réductifs, et ramènent en peu de temps le fer à l'état de sels de protoxyde.

Lorsqu'on fait chauffer longtemps à l'ébullition une li-qucnr

chlorhydrique contenant du protochlonire ou du perchlorure de fer, les vapeurs d'eau et d'acide entraînent une proportion trèsnotable de ces chlorures : il en résulte souvent une perte sensible dans les analyses. La perte par entraînement est encore plus grande lorsqu'on évapore à siccîté.

Le résidu do l'évaporation, desséché à 100 degrés, contient toujours une certaine quantité de peroxyde de fer; en reprenant par l'eau, on ne dissout qu'une partie du fer ; le métal se trouve dans la liqueur à l'état de perchlorure, alors même que la dissolution primitive ne renfermait que du protochlorure. L'évaporation à sec est un moyen certain de peroxydation du fer; mais elle expose à des pertes très-appréciables.

Le peroxyde qui s'est produit par l'évaporation à sec et par la dessiccation du résidu , est assez facilement soluble dans l'acide chlorhydrique ; il se dissout bien plus difficilement dans l'acide azotique ; il no présente cependant pas à la dissolution par l'acide azotique la même résistance qu'oppose le peroxyde de fer obtenu par l'évaporation à siccité d'une liqueur azotique.

Le fer parait former avec le brome deux composés analogues Fer aux chlorures ; le perbromure Fe*Br* est le seul qu'on ait occasion de produire, dans les opérations analytiques, par l'action du brome sur les fontes et sur les aciers. Il est brun, très-soluble dans l'eau et dans l'alcool.

Les dissolutions sont d'un brun rougeàtre, un peu orangé. Les caractères du perbromure en dissolution sont analogues à ceux du perchlorure.

Le fer forme deux fluorures FeF/, Fe'F/'. Le protofluorure est Fer peu soluble dans l'eau, plus soluble dans l'aciderfluorhydrique. Le perfluorure est très-soluble dans l'eau ; la dissolution est incolore et donne par évaporation lente des cristaux colorés en rouge de chair. Le second composé est notablement plus stable que le premier ; on peut évaporer à sec sa dissolution sans qu'il y ait décomposition du fluorure : le résidu se dissout entièrement dans l'eau ; le protofluorure est au contraire décomposé en grande partie par l'évaporation à sec ; en traitant le résidu par l'eau, on dissout un peu de perfluorure ; la majeure partie du fer reste insoluble à l'état de peroxyde. Ces deux composés se présentent bien rarement dans les analvsos.

el brome.

et fluor.

Pçp Le phosphore a pour le fer uae très- grande affinité ; toutes les

et phosphore, fois que dans les opérations de la métallurgie ou des laboratoires le fer est amené à l'état métallique, par voie sèche, au contact de phosphates, il y a formation de phosphure de fer. On a réussi à préparer plusieurs combinaisons définies ; celle qui paraît avoir le plus de tendance à se produire à des températures très-élevées, et qui est indécomposable par la chaleur, contient environ 22 pour 100 de phosphore, et répond assez exactement à la formule F^'P. Ce phosphure est blanc, doué d'un éclat presque métallique ; sa texture est cristalline ; il se laisse aisément réduire en poudre très-fine. Il est beaucoup plus fusible que la fonte, et se dissout en toute proportion dans la fonte en fosion. La fonte phosphoreuse est très-cassante lorsqu'elle contient 2 à 3 centièmes de ce phosphure ; elle donne à l'affinage du fer également phosphoreux. Le fer qui renferme quelques millièmes de phosphore est cassant, surtout à froid ; il se laisse assez bien travailler à chaud. L'influence que le phosphore exerce sur la qualité du fer dépend beaucoup du mode d'élaboration du métal, et de la nature des corps étrangers que le fer renferme en même temps que le phosphore ; il est donc impossible d'assigner avec certitude la limite à laquelle l'influence du métalloïde commence à se manifester.

Le phosphure Fe'P est très-difficilement attaqué par l'acide chlorhydrique et par l'acide sulfurique étendus ; il se dissout très-rapidement dans l'acide azotique et dans l'eau régale. Lorsqu'on traite par l'acide chlorhydrique ou par l'acide sulfurique étendu les fontes et les fers qui contiennent du phospbore, le phosphure est complètement décomposé ; très-souvent on peut reconnaître l'odeur de l'hydrogène phosphore, bien que l'hydrogène qui se dégage entraîne de l'acide chlorhydrique, des combinaisons du carbone et de l'hydrogène, etc.

Per L'arsenic se comporte avec le fer tout à fait comme le phos-

et arsenic, phorc ; l'arséniure, stable à la température des essais de fer, contient 4i pour 100 d'arsenic, et répond à la formule Fe*A. Il est moins blanc que le phosphure, très-fragile, plus fusible que la fonte. 11 n'est pas notablement attaqué par les acides non oxydants étendus ; mais les fontes et les fers qui renferment de l'arsenic dégagent de l'hydrogène arsénié lorsqu'on les traite par les acides chlorhydrique et sulfurique faibles. L'arsenic rend les fers et les fontes cassants à froid.

Le silicium et le carbone ont certainement pour le fer une p^^, assez grande affinité ; ils peuvent se combiner directement avec *^*[^^ura lui sous l'influence de la chaleur ; des expériences anciennes, dont la précision ne peut être mise en doute, ont démontré que le fer absorbe une certaine proportion de carbone lorsqu'il est fortement chauffé dans les composés gazeux que le carbone forme avec l'hydrogène.

Tous les produits métalliques de la métallurgie du fer, fers, fontes, aciers, contiennent une proportion de carboj;^e et de silicium, quelquefois trop faible, souvent assez forte pour qu'on puisse l'évaluer approximativement.

On n'obtient qu'avec la plus grande difficulté des combinaisons définies de fer et de carbone, de fer et de silicium ; les procédés qui ont été publiés pour leur préparation conduisent presque tous à des résultats irréguliers. Dans la plupart des expériences, répétées avec l'attention la plus constante, on arrive à des mélanges de fer, de siliciure et de carbure de fer, ou bien de plombagine et de fonte, dans lesquels on ne constate aucun rapport défini entre le fer, le silicium et le carbone. Dans l'état actuel de la science, il n'est pas même permis d'attribuer au carbone seul, ni même au carbone ot au silicium, les différences de propriétés que présentent les fers, les fontes et les aciers \

Le fer se combine avec la plupart des métaux. Avec les mé- ^,j taux alcalins, il forme des alliages qui ne peuvent avoir aucune application industrielle, et qui, pour cette raison, n'ont pas été bien étudiés. Le fer a beaucoup d'affinité pour l'aluminium et probablement pour les autres métaux terreux ; il est presque impossible d'obtenir de l'aluminium tout à fait exempt de fer, et cependant on n'a pas préparé d'alliage contenant les deux métaux dans des proportions définies. U est vrai que les propriétés défectueuses de l'aluminium ferreux ont détourné l'attention des chimistes et des ingénieurs de la préparation de ces aUiages.

Les alliages du fer avec le manganèse, le chrome, le vanadium le tungstène, le molybdène, etc., ont été de même fort peu examinés : c'est seulement dans ces dernières années qu'on a cherché à se rendre compte de l'influence exercée par le manganèse con-

1 NoQS reyiendrons plas loin sur la présence da carbone et du silicium dans les fontes, les acien et les fers; nous chercherons à mettre en évidence les difficultés qu'on rencontre lorsqn'on cherche à étudier les propriétés des carbures et des siliciures de fer.

tenu dans les fontos sur la qualité des fers et des aciers. Des expériences toutes récentes ont été faites sur l'action du tungstène, lies résultats ne sont pas encore assez nets pour que nous insistions maintenant sur ces alliages.

Les affinités les plus marquées, ou les mieux constatées du fer, sont pour les métaux que nous n'avons pas encore étudiés : pour le cobalt, le nickel, le zinc, l'étain, l'argent, Tor et le platine. Nous indiquerons dans les chapitres consacrés à ces métaux les propriétés lg3 plus saillantes des alliages qu'ils forment avec le fer.

g 1 . — Comlitiiatsoits du fer aree Votfgène.

Nous insisterons principalement sur les caractères des sels formés par le protoxyde et par le sesqpioxyde de fer, car ces oxydes se présentent presque constamment dans les analyses des substances minérales. Nous n'aurons à rappeler qu'un petit nombre de propriétés importantes des deux oxydes qui se trouvent en abondance dans la nature, à l'état anhydre et à l'état d'hydrates, le sesquioxyde de fer et l'oxyde magnétique.

Tous les oxydes de fer, libres ou combinés avec les acides, sont réduits avec plus ou moins de difficulté par le charbon, par les matières organiques, par l'hydrogène, par les hydrogènes carbonés, par l'oxyde de carbone, etc. Lorsque les oxydes de fer sont libres et réduits en poudre fine, l'action des réductifs commence un peu au-dessous du rouge sombre, et tout le fer se trouve amené rapidement à l'état métallique.

Nous ne citerons qu'un seul exemple de réduction : lorsqu'on fait agir l'hydrogène pur et sec sur le peroxyde de fer préalablement calciné et pulvérisé, placé dans un tube de porcelaine, la réduction se fait bien au rouge sombre, pourvu que le courant d'hydrogène soit assez rapide pour entraîner la vapeur d'eau produite. Si le courant gazeux est très-lent, et si en même temps l'oxyde de fer occupe une certaine hauteur dans la nacelle, la réduction est très-difficilement complète ; une partie du fer, amené d'abord à l'état métallique à la surface de la matière, se réoxyde ultérieurem.ent au contact de la vapeur d'eau que produit la réduclion lento de l'oxyde à la partie inférieure.

On arrive eniïre plus difficilement à la réduction lorsque, le courant d'hydrogène étant assez lent, le gaz est incomplètement desséché. On n'ohtient que de Toxyde magnétique lorsqu'on fait arriver à la fois dans le tube de Thydrogfene et de la vapeur d*eau. Le fer obtenu par Faction de Thydrogène au rouge sombre seulement, refroidi dans Tatmosphëre d'hydrogène, est très-divisé et très-oxydable : il absorbe l'oxygène de l'air à la température ordinaire; quelquefois même il est pyrophoriquc. Il faut chauffer au rouge presque vif, pendant la réduction, pour obtenir du fer métalHque peu altérable à l'air.

Lorsqu'on fait agir les réductifs sur les oxydes do fer combinés avec les acides, la réduction est plus lente, elle exigj^uno températore plus élevée, et généralement l'acide lui-même est réduit. Ainsi, par exemple, les phosphates de fer, chaufTés dans un creuset bra^qué, au rouge vif, donnent du phosphnrc do fer. Dans le traitement des minerais' de fer dans les hauts fourneaux, la fonte contient beaucoup de silicium lorsque les minerais contiennent des silicates de fer, ou bien lorsque la réduction de l'oxyde de fer n'a pas été complète avant l'entrée en fusion des matières.

PBOTOXYDE DE FEB. FeO.

Le protoxydc anhydre n'est pas encore connu : on obtient le protoxyde hydraté en traitant par la potasse ou par la soude une dissolution de cet oxyde. L'hydrate est blanc, très-gélatineux, très-altérable à l'air et dans l'eau aérée ; il décompose même lentement l'eau à la température ordinaire. En raison de l'affmité du protoxyde pour l'oxygène, il est impossible de laver l'hydrate et même de le conserver pendant quelques minutes sous la liqueur dans laquelle il a été précipité. Il change presque immédiatement de couleur; il devient d'abord gris, et ensuite noir. Au contact de lair il se transforme assez rapidement en sesquioxyde hydraté. On ne connaît pas sa composition.

L'hydrate blanc est entièrement soluble dans l'ammoniaque : la dissolution est incolore ; elle se trouble bientôt au contact de l'air, et laisse déposer peu à peu la totalité du fer à l'état d'hydrate noir (c'est-à-dire à l'état d'oxyde .magnétique hydraté) qui s'attache aux parois des vases. Il est à peine soluble dans les dissolutions d'alcalis caustiques. Les liqueurs alcalines contenant un peu de

protoxyde de fer, exposées au contact de l'air, siHroublent rapidement : le fer s'en sépare en totalité, à l'état de sesquioxyde hydraté brun.

Le protoxyde doit contenir :

Fer 77,23

Oxygène 22,77