FER. 3Î

moins vingt-quatre heures à une température voisine de l'ébullition, et avec une proportion assez forte d,' acide azotique concentré : la peroxydation du fer fait -alors perdre une portion notable du métal toutes les fois que les liqueurs renferment de Tacide chlorhydrique.

Oft arrive sûrement à la peroxydation du fer dans des liqueurs chlorhydriques étendues, en employant le chlore au lieu de l'acide azotique : on laisse le chlore en excès agir à froid pendant quelques heures, puis on chauffe à 30 ou 35 degrés, jusqu'à ce que l'odeur du chlore ait disparu. On n'a pas à craindre, à une température aussi basse, l'entraînement du chlorure de fer par les vapeurs, et, par conséquent, le chlore est bien préférable à l'acide azotique; on doit l'employer toutes les fois qu'il s'agit de liqueurs étendues, dans lesquelles la présence du chlore n'introduit aucune difficulté pour les opérations ultérieures.

Le protoxyde de fer forme un assez grand nombre de sels solubles dans l'eau : les dissolutions sont vertes ; elles donnent, par évaporation, des cristaux généralement hydratés et colorés en vert plus ou moins foncé. Le sulfate est insoluble dans l'acide sulfurique concentré, et devient blanc en perdant son eau de cristallisation au contact de cet acide ; le sulfate anhydre, traité par l'eau, devient vert et se dissout très-rapidement.

Les sels cristallisés ou dissous s'altèrent assez promptement au contact de l'air; une partie du protoxyde passe à l'état de peroxyde: pour les cristaux et pour les dissolutions neutres, l'altération se traduit par des taches ocréUses ou par un dépôt jaunâtre^ de sous-sels de peroxyde. Pour les liqueurs acides, la peroxydation au contact de l'air est encore plus rapide ; il ne se forme pas de dépôt ocreux, maison peut suivre les progrès de l'altération du protoxyde par le changement de couleur de la dissolution. : elle devient, à partir de la surface, brune ou jaune, suivant l'excès d'acide.

Le protoxyde de fer forme des sels insolubles dans l'eau avec les acides carbonique, oxalique, phosphorique, arsénique.

Carbonates, — Le carbonate neutre n'a pas encore été préparé artificiellement à l'état de pureté ; il existe en grande abondance dans la nature, en filons^ en couches, en rognons. Lorsqu'on traite une dissolution de protoxyde par un carbonate alcalin, on obtient un hydrocarbonate, blanc au moment de sa précipitation.

mais devenant presque immédiatement gris, et ensuite noir ou ocreux au contact de Tair. Cet hydrocarbonate est assez soluble dans le carbonate d'ammonia(|ue et dans les bicarbonates alcalins; les dissolutions sont peu stables ; exposées à l'air, elles laissent promptement déposer la totalité du fej:,à l'état de peroxyde hydraté. •

Oxalate. — L'oxalate est jaune quand il a été séché ; il est presque blanc au moment où il est précipité ; il ne s'altère que trëslentement au contact de Tair. Il est iûsoluble dans l'eau, mais il se dissout facilement dans l'acide ohlorhydrique étendu, plus difficilement dans l'acide oxalique ; la dissolution dans ce dernier acide donne des cristaux verts par évaporation lente. L'oxalate de protoxyde de fer est dissous rapidement par lUcide azotique; lorsqu'on chauffe un peu la liqueur, il se dégage des vapeurs rutilantes, et le fer passe entièrement à l'état de peroxyde.

Phosphate. — Le phosphate à trois équivalents de protoxyde s'obtient par double décomposition ; il est blanc, gélatineux, très-volumineux, à peu près nettement insoluble dans l'eau ; il se dissout rapidement dans tous les acides étendus, même dans l'acide acétique faible. Exposé au contact de l'air, lorsqu'il est encore humide, il s'altère assez promptement et devient d'abord gris, ensuite d'un bleu verdMre, et enfin d'un jaune ocreux. L'oxydation du protoxyde est plus rapide quand on chauffe à 40 ou 50 degrés ; elle a lieu tout aussi facilement dans l'eau aérée qu'au contact de l'air.

Le phosphate desséché, et <Aiauffé un peu fortement, à l'abri du contact de l'air, est insoluble dans l'acide acétique, il se dissout lentement dans l'acide chlorhydrique un peu concentré.

Le phosphate encore humide est entièrement soluble dans l'ammoniaque et dans le carbonate d'ammoniaque ; il se dissout en partie dans les bicarbonates alcalins, mais la réaction est assez complexe, le phosphate étant partiellement décomposé par ces agents alcalins ; la partie insoluble contient de l'acide phosphoriquc et de l'oxyde de fer, qui passe bientôt à l'état de peroxyde ; dans la dissolution se trouvent de l'acide phosphorique et du protoxyde de fer.

Les alcalis fixes et les carbonates neutres, en dissolutions concentrées et à la température de l'ébuUition, enlèvent seulement une partie de l'acide phosphorique au protoxyde de fer;

la matière indissoutc contient une quantité fort notable d'acido phosphorique, et la totalité du fer, en gvande partie à Tétat de peroxyde. Par voie sèche, les alcalis et les carbonates alca« lins ne décomposent pas complètement le phosphate ; pendant la fusion, le protoxyde passe presque en entier à Tétat de peroxyde ; en traitant par l'eau la matière fondue, on dissout la majeure partie, mais non pas la totalité de l'acide phosphorique, la liqueur ne contient pas de fer.

Arséniate. — L'arséniate, contenant trois équivalents de protoxyde de fer pour un équivalent d'acide arsénique, est obtenu par double décomposition; il présente la plus grande analogie avec le phosphate; il est blanc, gélatineux, facilement altérable à l'air, très«soluble dans les acides faibles, dans l'ammoniaque, et dans le carbonate d'ammoniaque.

Il est partiellement décomposé par les alcalis et par les carbonates alcalins^ par voie humide et par voie sèche. Lorsqu'on le chauffe fortement dans un creuset fermé, il perd une certaine quantité d'arsenic, qui se volatilise à l'état d'acide arsénieux; la matière qui reste dans le creuset contient le fer à l'état de sousarséniate de peroxyde.

L'arséniate et le phosphate non desséchés sont décomposés complètement par le sulfhydrate d'ammoniaque ; après une digestion de quelques heures, le fer se trouve en totalité à l'état de sulfure ; la liqueur contient la totaUté du phosphore et de l'arsenic à l'état de phosphate et de sulfoarséniate.

Cakactères génékaux. — Nous citerons, comme exemples des caractères principaux des sels de protoxyde de fer, les actions des réactifs le plus ordinairement employés sur la dissolution de protochlorure de fer; nous supposons que la Uqueurn'a pas été exposée au contact de l'air, et qu'elle ne renferme pas de perchlorure.

Les alcalis iixes précipitent à peu près complètement le fer à l'état de protoxyde hydraté, blanc au moment de sa précipitation, mais devenant presque immédiatement d'un gris verdâtre, à peu près nettement insoluble dans un excès de réactifs.

L'ammoniaque produit un précipité blanc d'hydrate dans la liqueur neutre ; il ne donne aucun précipité lorsque la liqueur contient du sel ammoniac ou de l'acide chlorhydrique en excès.

L'hydrate se dissout entièrement dans une quantité suffisante d'ammoniaque, lorsqu'on fait agir ce réactif avant que le précipité soit altéré. La dissolution ammoniacale est peu stable au contact de l'air, ainsi que nous l'avons exposé précédemment. Lorsqu'on la traite à froid par les alcalis caustiques, il ne se produit pas d'abord de précipité ; après quelques heures, le protoxyde se sépare, en partie seulement, de la liqueur alcaline; il faut faire chauffer à l'ébullition et employer une quantité d'alcali fixe suffisante pour décomposer entièrement les sels ammoniacaux, pour obtenir promptement la précipitation totale du fer.

Le carbonate d'ammoniaque se comporte à très-peu près comme l'ammoniaque ; il n'y a quelque différence que dans la composition du précipité blanc, qu'une petite quantité de réactif produit dans la dissolution neutre ; il contient beaucoup d'acide carbonique. Il est, du reste^ à peu près aussi facilement altérable à l'air que l'hydrate précipité par l'ammoniaque ; il se dissout avec la même facilité dans un faible excès de carbonate d'ammoniaque. La dissolution est incolore, très-peu stable au contact de l'air.

Les carbonates neutres alcaUns produisent des précipités blancs d'hydrocarbonate de protoxyde, un peu soluble dans un excès des réactifs, très-gélatineux et, par suite, très-difficile à laver. Le précipité s'altère à l'air, tantôt presque immédiatement, tantôt assez lentement, suivant le degré de concentration des liqueurs employées. Cette variation de l'altérabilité permet de penser que la composition du précipité n'est pas constante ; il est impossible de vérifier le fait; le précipité est, en tout cas, trop altérable et trop gélatineux pour qu'on puisse le recueillir sur un filtre, le laver et le sécher.

Les bicarbonates alcalins, employés en petite quantité, donnent d'abord des précipités blancs, peu altérables à l'air à froid ; leur composition paraît se rapprocher un peu de celle du carbonate neutre ; il est, du reste, impossible d'en faire l'analyse exacte, l'opinion que nous venons d'émettre est fondée seulement sur leur altérabilité à l'air, comparée à celle des précipités donnés par les carbonates neutres. Un excès de bicarbonates redissout assez facilement les précipités, alors même qu'ils ont déjà subi une altération appréciable au contact de l'air. En faisant chauffer longtemps les liqueurs à l'ébullition, on détermine la précipitation de la majeure partie, mais jamais de la totalité du

fer. Le précipité est formé principalement de peroxyde de fer ; la liqueur alcaline filtrée noircit toujours au contact du sulfhydrate d'ammoniaque ; elle retient par conséquent un peu de fer, soit à l'état de peroxyde, soit & l'état de carbonate de protoxyde.

L'acide oxalique et les oxalates, agissant sur la dissolution neutre de protoclilorure de fer, donnent des précipités d'un jaune pâle ou d'un jaune serin, suivant le degré de concentration des liqueurs. La précipitation est totale lorsqu'on a employé les oxalates^ elle est partieUe lorsqu'on s'est servi de l'acide oxalique. Le précipité disparaît rapidement par addition d'acide chlorhydrique, il ne se forme pas dans la dissolution acide de protochlomre de fer.

Les phosphates et les arséniates solubles produisent des précipités blancs dans la dissolution neutre ; ils sont volumineux , très-gélatineux, et retiennent, après des lavages prolongés, une proportion appréciable des réactifs employés. Le phosphate ctl'arséniate de protoxyde de fer s'altèrentlentement à l'air, et deviennent bleus. Ils se dissolvent assez facilement dans les acides faibles, dans l'ammoniaque, et dans le carbonate d'ammoniaque.

L'hydrogène sulfuré ne produit aucun précipité, même dans la liqueur neutre ; la dissolution devient louche quand elle est exposée pendant quelque temps au contact de l'air ; le trouble est produit par le soufre, qui est mis en liberté par l'action de Toxygène de l'air sur Thydrogène sulfuré. Les dissolutions de protoxyde de fer qui renferment seulement des acides organiques faibles, tels que les acides acétique et citrique, traitées par l'hydrogène sulfuré, laissent déposer une partie du fer à l'état de sulfure. Le précipité est plus abondant dans les liqueurs étendues, contenant très-peu d'acide libre ; mais dans aucun cas le fer n'est entièrement précipité. De plus, le précipité de sulfure, lavé avec de l'eau pure et à l'abri du contact de l'air, se dissout facilement dans les acides acétique et citrique, à l'aide d'une douce chaleur, qui expulse l'hydrogène sulfuré à mesure qu'il est produit par l'action de l'acide organique sur le sulfure.

Le sulfhydrate d'ammoniaque donne un précipité noir de protosulfure de fer, insoluble dans un excès de réactif, un peu gélatineux, se rassemblant assez promptement pour la plus grande partie ; la liqueur reste souvent colorée très- longtemps, un jour ou même davantage, en vert plus ou moins foncé ; la colorci-

lion est due à une petite quantité de sulfure de fer en suspension. Ainsi que nous l'avons déjà dit, on ne doit pas chercher à recevoir le précipité sur un filtre avant que cette coloration verte ait entièrement disparu. Le précipité s* altère promptement au courtact de l'air et de l'eau aérée; il se dissout promptement dans tous les acides non oxydants, avec dégagement d'hydrogène sulfuré, et sans dépôt de soufre. Les acides faibles oxydants dissolvent au contraire le métal, en laissant une partie du soufre à l'état libre. Le sulfhydrate d'ammoniaque noircit immédiatement tous les composés du protoxyde de fer, humides ou secs, à l'exception cependant des silicates, qui résistent très-longtemps à l'action du réactif.

Le prussiate jaune produit un précipité blanc, qui devient lentement bleu au contact de l'air; il est insoluble dans l'acide chlorhydrique très-étendu. Le prussiate rouge donne un précipité d'un bleu très-foncé, également insoluble dans l'acide chlorhydrique faible. Ces réactions perdent beaucoup de leur netteté lorsqu'on ajoute aux liqueurs de l'acide azotique, de l'acide sulfurique concentré, des alcalis fixes, des carbonates alcalins, etc. D est quelquefois utile, dans les analyses, de se servir des prussiates pour reconnaître l'état d'oxydation du fer ; il est indispensable d'opérer seulement en présence de l'acide chlorhydrique faible.

Les matières organiques s'opposent, en général, à la précipitation complète du protoxyde de fer par les alcalis fixes, par les phosphates, par les arséniates et par les carbonates alcalins ; elles n'empêchent pas la sulfuration totale par le sulfhydrate, mais souvent elles rendent encore plus lent le dépôt du sulfure de fer.

OXTDE MAGirÊTIQUE. FaH)^.

L'oxyde naturel est noir, inaltérable à l'air, non-seulement à la température ordinaire, mais encore au rouge sombre; lorsqu'il est porphyrisé et soumis pendant longtemps à l'action de l'air au rouge vif, sous le moufle, il passe en partie à l'état de peroxyde.

Il n'est pas attaqué par l'acide chlorhydrique étendu, par l'acide sulfurique faible; les mêmes acides, très-concentrés, agissent sur lui avec lenteur, même à une température voisine de 100 degrés. L'acide azotique étendu est à peu près sans action ; l'eau régale et l'acide azotique concentrés n'exercent sur cet oxyde qu'une

action oxydante assez faible. Les réactifs oxydants de la voie sèche le font passer facilement à l'état de peroxyde.

L'oxyde magnétique anhydre, préparé par l'action de la vapeur d'eau sur le fer métallique, est un peu plus oxydable, un peu plus facilement attaqué par les acides que l'oxyde naturel ; il faut cependant qu'il soit parfaitement porph)Tisé pour être dissous en tot<ilité par l'acide chlorhydrique concentré, pour être complètement peroxyde par l'acide azotique, ou par grillage prolongé sous le moufle.

La dissolution chlorhydrique ne s'altère pas au contact de l'air ; lorsqu'on la traite par l'ammoniaque, on obtient un précipité noir d'hydrate , insoluble dans l'ammoniaque. On peut sécher l'hydrate au contact de Fair, le chauffer même jusqu'à 100 degrés, sans qu'il absorbe de l'oxygène ; il est magnétique, mais à un degré moins élevé que l'oxyde anhydre ; chauffé jusqu'au rouge dans un creuset fermé, il perd son eau; la composition de l'oxyde calciné se rapporte encore à la formule Fe*0*.

Cet oxyde est donc très-stable et parfaitement caractérisé. On n'admet pas qu'il puisse former des sels particuliers ; on considère généralement les dissolutions de cet oxyde dans les acides chlorhydrique et sulfurique comme des mélanges de sels de protoxyde et de sels de peroxyde.

L'oxyde magnétique contient :

Fer 71,78

Oxygène 38,22

. 100,00 PEAOZTDE D£ FER. Fa^O^.

Le peroxyde de fer anhydre se trouve dans la nature sous divers aspects, en cristaux, en masses cristallines ou compactes, d'une couleur presque noire, d'un éclat presque métallique, ou présentant des irisations très-belles ; en lamelles micacées, en masses d'un beau rouge ou d'une couleur violacée. La couleur de sa poussière est toujours plus ou moins rougeàtre, mais variable depuis le rouge vif jusqu'au brun violacé.

L'oxyde artificiel présente des variations analogues : il est d'un brun violacé ou d'un rouge plus ou moins vif, lorsqu'il est obtenu par la calcination de l'azotate ou du sulfate; préparé par

ealcination de l'hydrate desséché et non pulvérisé, il est presque noir à la surface. Sa poussière est brune plutôt que rouge.

Les minerais hydratés, séparés mécaniquement des gangues terreuses, et calcinés fortement dans les mêmes conditions, donnent des oxydes anhydres de couleurs très-différentes. Cette diversité n'a pas encore été convenablement expliquée ; peut-être se rattache-t-elle à des différences d'état moléculaire, qui persistent jusqu'à un certain point dans les produits métalUques donnés par le traitement métallurgique des minerais.

Le peroxyde anhydre est généralement attaqué avec difficulté par l'acide azotique, et même par l'acide chlorhydrique concentré. Là encore, on remarque une grande diversité dans l'action des acides sur les divers oxydes naturels et artificiels, amenés par la porphyrisation au même degré de finesse. Certains oxydes naturels résistent pendant plusieurs jours à l'acide chlorhydrique, à une température voisine de l'ébuUition ; pour dissoudre complètement le fer de ces minerais, on est obligé de réduire d'abord l'oxyde par l'hydrogène, au rouge. Dans tous les cas, l'acide azotique dissout le peroxyde de fer moins facilement que l'acide chlorhydrique.

Le peroxyde de fer forme avec l'eau plusieurs hydrates dont la composition n'est pas rigoureusement déterminée.

Les hématites brunes bien pures contiennent 14,70 pour 100 d'eau; cette proportion correspond à la formule 2Fe'0'+3HO. On obtient artificiellement le même hydrate en laissant pendant longtemps le fer métallique très-divisé exposé au contact de l'eau aérée ; lorsque l'oxydation du fer est complète, on dessèche le composé hydraté, on en pèse une partie, et on calcine au rouge pour expulser l'eau combinée : la perte de poids subie par ealcination est ordinairement comprise entre 14 et 15 pour 100.

Dans les analyses, on précipite le peroxyde de fer hydraté en versant de l'ammoniaque ou, plus rarement, des carbonates alcalins dans des liqueurs acides, étendues ou concentrées, froides ou portées à une température voisine de 100 degrés.

Le précipité produit par les carbonates alcalins est d'un brun rougeâtre, assez pâle ; il est un peu soluble dans un excès de réactif; il est très-volumineux, principalement lorsqu'il a été produit dans des liqueurs froides et très-étendues ; on ne parvient jamais à lui enlever la totalité des alcalis par des lavages pro-

longés, et même en répétant les lavages à Teau bouillante après dessiccation et pulvérisation. Il est^ par conséquent, impossible de déterminer exactement la proportion d*eau que renferme l'hydrate ainsi obtenu. Lavé aussi parfaitement que possible, et séché sous la cloche de la machine pneumatique, il perd ordinairement plus de 20 pour 100 de son poids par calcination au rouge ; on considère, d'après cela, comme très-probable^ T existence d'un hydrate contenant plus d'eau que les hématites ; sa composition se rapporte peut-être à la formule Fe*0*+3B[0, qui exige environ 2S pour 100 d'eau.

Les précipités produits par l'ammoniaque dans les liqueurs acides un pou étendues sont d'un brun rougeàtre plus ou moins foncé, très-gélatineux, très-difficiles à laver ; on réussit à leur enlever les sels ammoniacaux, dont ils sont imprégnés, en divisant les lavages en deux périodes, c'est-à-dire en lavant d'abord à l'eau pure, en faisant sécber, et en recommençant les lavages sur l'hydrate desséché et pulvérisé. Après ces opérations, l'hydrate retient encore un peu d'ammoniaque, en sorte que la perte de poids par forte calcination ne donne pas très-exactement l'eau combinée. La perte de poids est ordinairement de 16 à 18 pour 100; la composition de l'hydrate peut être rapportée soit à la formule Fe*0'+2H0, soit à la formule de l'hématite 2Fe*0*-l-3HO : la première exigeant J8,70 pour 100 d'eau.

Dans les liqueurs chaudes et concentrées, l'ammoniaque produit quelquefois un précipité rouge, gi'enu, très-lourd, et relativement facile à laver, perdant par calcination au rouge, après avoir été séché dans le vide, seulement de 10 à 11 pour 100 de son poids ; il doit, par conséquent, se rapporter à la formule Fe'O'-l-HO.

On obtient quelquefois des précipités d'un brun rougeàtre, un peu gélatineux, en versant de l'ammoniaque en excès dans des liqueurs acides, moyennement concentrées, chauffées jusqu'à 100 degrés : on doit les considérer comme des mélanges de plusieurs hydrates différents, car ils perdent de 11 à 14 pour 100 de leur poids quand on les calcine au rouge, après les avoir séchés dans le vide ou dans l'air sec, à la température ordinaire.

En outre, quand on traite de la même manière, et dans des conditions à peu près identiques, divers minerais de fer, des fontes, des fers, des aciers, soit par l'acide chlorhydrique seul, soit par l'eau régale, quand il est nécessaire de faire intervenir

un agent oxydant pour amener la totalité du fer à l'état de peroxyde ; lorsqu' ensuite on verse de l'ammoniaque en excès dans ces liqueurs acides également étendues, en opérant à froid ou à une température voisine de 100 degrés, mais de la même manière pour toutes les liqueurs, on constate de grandes différences dans la couleur et dans l'aspect des précipités. Ds contiennent tous la même proportion d'eau. Lorsqu'ils ont été bien lavés à l'eau bouillante, et séchés ensuite à 100 degrés, ils perdent tous, par calcination, à peu près la même proportion de leur poids, de 5 à 6 pour 100. Cette perte paraît indiquer l'existence de l'hydrate 2FcW+H0, qui contient 5,44 pour 100 d'eau.

Là différence d'aspect et de couleur ne provient pas d'une différence dans la composition chimique ; on ne peut l'attribuer qu'à la disposition moléculaire, qui est variable dans les divers minerais et dans les produits métallurgiques, et qui se manifeste encore après dissolution dans les acides, jusque dans les précipités de peroxyde hydraté. C'est là un fait analogue à celui que nous avons déjà signalé pour le peroxyde anhydre.

Les différents hydrates de peroxyde de fer n'ont pas tous les mêmes propriétés : l'hydrate grenu, rouge (Fe*0' + HO), devient brun après avoir été desséché; dans la calcination, il perd l'eau peu à peu, à mesure que la température s'élève, il ne se produit pas de décrépitations ; il ne parait avoir que très-peu de tendance à se combiner avec les bases.

Lorsqu en faisant agir l'ammoniaque sur une liqueur acide qui contient du peroxyde de fer et différents protoxydes, alcalis fixes, chaux, magnésie, oxyde de zinc, etc., on obtient cet hydrate rouge et grenu, on peut lui enlever, par des lavages prolongés, la totalité des sels dont il est imprégné au moment de sa précipitation ; l'oxyde de fer calciné ne renferme que des traces négligeables d'alcalis, de terres alcalines et d'oxydes métalliques. 11 est malheureusement impossible d'obtenir à volonté cethydrato rouge dans les analyses, car la facilité avec laquelle on parvient à le laver simplifierait beaucoup les opérations. p L'hydrate brun, que produit presque toujours l'ammoniaque dans les dissolutions acides un peu étendues, est gélatineux, volumineux ; lavé longtemps à Teau bouillante, par décantations et sur le filtre, il retient encore une proportion appréciable d'ammoniaque et de tous les sels solubles que renferme la liqueur am-

moniacale. Il se contracte beaucoup par dessiccation, et se réunit en petites masses irrégulières, d'une couleur brune très-foncée et d'une grande dureté ; elles décrépitent assez vivement lorsqu'on les chauffe sans précaution jusqu'au rouge.

Cet hydrate gélatineux a de plus une affinité très^prononcée pour la plupart des protoxydes, notamment pour les alcalis, pour la magnésie, la chaux, la baryte, la strontiane, pour le protoxyde de manganèse, l'oxyde de zinc, l'oxyde de cuivre, etc.. Lorsqu'on précipite par l'ammoniaque le peroxyde de fer contenu dans une liqueur acide qui renferme en même temps différents sels de protoxydes non précipitables par l'ammoniaque , l'hydrate brun de peroxyde de fer entraine en combinaison une proportion très-notable de ces protoxydes. La proportion de protoxydes que retient le peroxyde est variable avec un grand nombre de circonstances ; elle dépend du degré de concentration et d'acidité des liqueujTi^, de la quantité d'amrapni^que employée, de la température à laquelle est faite la précipitation, de la nature des protoxydes, de la proportion relative des protoxydes et du peroxyde de fer dans la liqueur acide.

Ainsi , dans une dissolution, concentrée contenant des sels de chaux et de peroxyde de fer, on obtient, en versant peu à peu rammoniaque, un précipité presque bl^nc, dans lequel l'oxyde de fer et la chaux sont en proportions définies, que représente assez bien la formule ; Fe^O^ + iCaO. Dans la même liqueur trèsétendup, J'anmionjaque en excès donne np. précipité brun, qui est du peroxyde de fer hydraté, retenant à peine quelques centièmes de chaux, après des lavages un peu prolongés. L'oxyde de zinc, l'oxyde de cuivre ont pouf Je pcfoxyde ^q fcf hydraté une affinité telle qu'on ne réussit pas à séparer ces oxydes par l'ammoniaque, même en redissolvant le précipité d'abord produit par l'ammoniaque, et en recommençant la précipitation. Au contraire, les oxydes de nickel et de cobalt sont aéparés bien plus aisément du peroxyde de fer par l'ammoniaque.

En général, il est difjîcîje ,dc ^eco^naitre à l'aspect du peroxyde hydraté brun, précipité d'une dissolution contenant des sels de protoxydes, s'il contient une quantité notable de ces protoxydes ; il faut toujours le );raiter comme si çn était certnin de leur présence.

Tous les hydrates de peroxyde do fer sont facilement dissous

dans les acides étendus, à froid ou à Taîde d'une douce chaleur; ils sont rapidement transformés en sulfates par Tacide sulfurique ; lorsque Tacide est un peu étendu, la dissolution se fait immédiatement; lorsque Tacide est très-concentré, on voit l'hydrate hnm se transformer, en peu de temps ou avec lenteur, suivant qu'il est humide ou desséché, en une matière pulvérulente blanche, inso* lubie dans un excès d'acide ; le sulfate de peroxyde ainsi produit est anhydre ; il a tout à fait le même aspect que le sel de protoxyde obtenu dans les mêmes conditions. On distingue aisément les deux sels en les traitant par l'eau, ils se dissolvent tous les deux avec rapidité ; la liqueur est verte pour le sulfate de protoxyde ; elle est brune ou d'un jaune légèrement brun, pour le sel de peroxyde.

Le peroxyde de fer contient :

Fer 69,34

Oxygène. 30,66

Les hydrates * représentés par les formules : 2Fe*0* + 3H0 ; Fé^ + 2H0 ; Fe^ + HO ; 2Fe?H3* + HO renferment :

Peroxyde de fer 85,33 81^ 89,68 94,55

Eaa 14,67 18,70 10,32 5,45

1 Nous donnons la composition des divers hjdrates dont il est permis de soupçonner l'existence; mais nous devons faire observer qu'ils sont tous assez peu stables, et que jamais dans les analyses on ne parvient à obtenir un composé nettement défini du peroxyde de fer et de l'eau. Citons un exemple : on dissout une certaine quantité de fer dans Tean régale, on étend d'eau et on traite la liqueur acide par Tammoniaque en grand excès. Le précipité est généralement brun et trës- volumineux. On fait chauffer à rébulUlion pen dant quelques heures; la couleur du précipité devient plus rouge, il est lui-même moins volumineux et moins floconneux. On le lave par décantations avec de Veau ammoniacale, en faisant chaque fois chauffer à rébullition. La couleur et l'état du précipité changent assez rapidement, et toujours dans le même sens; la couleur devient plus rouge, le précipité est de plus en plus divisé.

On reçoit sur un filtre pesé d'avance; on lave avec de l'eau bouillante, mais avec de grandes précautions, parce que le précipité a beaucoup de tendance à passer à travers le filtre et k grimper par-dessus les bords du papier. On sèche à 100 degrés, et on pëse. On pèse ensuite l'oxyde fortement calciné. L'eau d'hydratation, déterminée par la perte de poids, varie entre des limites trës-étendues : elle est de 3 à 4 pour lUO seulement^ lorsqu'après avoir prolongé les lavages ài l'eau bouillante on a desséché Toxyde an peu au-dessus de 100 degrés ; la perte est comprise entre 5 et 6 pour 100 quand les lavages par décantations ont été moins nombreux, lorsqu'on n'a pas bit chauffer toat