II. — Diamant

Le carbone le plus pur que l’on puisse se procurer est le diamaçt. Jusqu’à présent, on ne l’a rencontré que dans la nature; on n’a jamais pu, par aucun procédé, le reproduire artificiellement. On ne possède aucune indication sur son mode de formation.

Les diamants se rencontrent dans plusieurs contrées : dans les provinces de Golconde et de Visapour, dans l’Inde; dans l’île de Ilornéo. Les plus grandes quantités qui sont récoltées de nos jours sont originaires du Brésil.

Enfin, depuis quelques années, on en exporte des environs du cap de Bonne-Espérance de grandes quantités, et principalement de gros diamants un peu jaunes.

Ce n’est qu’à la fin du siècle dernier qne l’on a reconnu la véritable nature chimique du diamant. Précédemment, au xvu" siècle, Anselme de Boot, dans un ouvrage sur les pierres précieuses, émit l’opinion que le diamant pouvait être combustible. Quelque temps après. Newton émit la même opinion en s’appuyant sur la grandeur du pouvoir réfringent de ce corps. En 1694, l’.^cadémie de Florence, à l’instigation du grand-duc Cosme III, exposa au foyer d’un grand miroir des diamants qui s’y consumèrent peu à peu. L’expérience ayant été répétée, soit dans des vaisseaux clos, soit à feu nu, on trouva que le diamant était réellement détruit par la combustion. Lavoisier reconnut que le produit de la combustion du diamant dans l’oxygène était de l’acide carbonique, et Guyton de Morveau affirma que le diamant était du carbone. En 1814, Humphry Davy mesura la quantité d’acide carbonique produite, et arriva à la même conclusion, c’est-à-dire (jue le diamant est du carbone pur. Les expériences mémo-

râbles faites de nos jours, par MM. Dumas et Stas(l), ne permettent plus d’en douter.

Le diamant est le corps le plus dur que l’on connaisse ; il raye tous les corps connus, et n’est pas entamé par l’acier le mieux trempé. Il cristallise dans le système cubique, tantôt sous la forme d’octaèdres, le plus souvent sous la forme de solides à 24 ou 48 faces. Les faces sont triangultÿres, le plus souvent arrondies, et les arêtes de séparation sont courbes. Les clivages sont très-nombreux et sont utilisés pour la taille du diamant. Après qu’on les a débarrassés de leur croûte naturelle, ils sont d’une transparence parfaite. Ils sont le plus souvent incolores, quelquefois colorés en jaum* ou en noir, plus rarement en rose ou en bleu.

L’indice de réfraction du diamant est plus considérable que celui de tout autre corps transparent : il est de 2,439 à 2,755. Le diamant, exposé à la lumière vive, devient phosphorescent. Cette propriété est surtout sensible dans les diamants colorés en rose. La pesanteur spécifique du diamant est comprise entre 3,50 et 3,55. Il ne conduit pas l’électricité; au contraire, il devient électrique par le frottement.

La chaleur spécifique du diamant a été trouvée égale à 0,1192 (Delarive et Marcet) pour une température de 4 à 14 degrés ; à 0,14687 pour une température comprise entre*. 9 et 98 degrés (2). Cette chaleur spécifique augmente plus que pour tout autre corps. M. Weber (3), après des observations faites à 12 températures différentes, à des intervalles à peu prés égaux, compris entre 0 et 200 degrés, a déduit la formule empirique suivante pour déterminer la valeur de la chaleur spécifique C pour une température donnée :

(1) Dumas et Stas, Ann. chim. et phys,, 3' série, t. I, p. 5.

(2) Régnault, Ann. de chim. et phys., 2* série, t. LXXllI, p. 54.

(3) F. Weber, Deutsche chemische Gesellschaft, t. V, p. 303.

Le diamant est, eomme tout carbone, parfaitement fixe et n’éprouve aucun changement sous l’influence des plus fortes chaleurs lorsqu’on le calcine dans des vases clos bien garnis de charbon pulvérisé, ou dans des gaz qui ne contiennent pas d’oxygène. Lorsqu’on l’expose à la température développée par. une batterie de cent éléments Bunsen, il se fond et se change en une matière ressemblant à du coke. Sa pesanteur spécifique passe alors de 3,336 à 2,678 (1).

Chauffé à l’air, le diamant commence à brûler à la température de fusion de l’argent, mais il ne produit pas assez de chaleur pour entretenir la combustion. Porté incandescent dans une atmosphère d’oxygène, il continue à brûler en flonnant de l’acide carbonique. Le nitrate de potasse fondu l’attaque facilement.

Le diamant laisse en brûlant une petite quantité de cendres, i millième environ de son poids. Ces cendres sont formées de silice et d’ûïi peu d’oxyde de fer ; elles présentent quelquefois l’aspect cristallisé.

1 gramme de diamant produit, par sa combustion dans l’oxygène, de 7,770 calories à 7,879 (2), en se transformant en acide carbonique.

Ce nombre est sensiblement plus élevé que celui indiqué par Dulong ; cela tient à ce que la combustion n’est jamais totale, et qu’il y a toujours formation, dans le calorimètre, d’une certaine proportion d’oxyde de carbone qui échappe à l’action de l’oxygène, même employé en grand excès.

Le diamant n’est en aucune façon attaqué, au-dessous de 100 degrés, par un mélange d’acide nitrique fumant et de chlorate de potasse. Ce caractère suffirait à lui seul pour distinguer ce corps de toutes les autres variétés de carbone qui résistent comme lui à tous les autres agents d’oxydation ou de réduction.

(1) Jacquelain, Ann. chim, et phys,, t. XX, p. d.

(2) Favre et Silbermann, Ann. chim. et phys., 3® série, t. XXXIV, p. 424,

IIl. — Graphite.

On a assimilé aux graphites plusieurs variétés de carbone amorphe, telles que la plombagine naturelle et divers carbones artificiels. Ainsi Berzelius (t) identifie avec les graphites les charbons métalliques, le coke obtenu par la calcination de là houille, enfin le charbon de bois et le noir de fumée après qu’ils ont été exposés à une température rouge intense. Despretz (2) appliquait également le nom de graphite au charbon de cornue, à celui de sucre, après qu’ils ont été chauffés quelque temps, soit à la lampe d’émailleur, soit au feu'électrique. M. Régnault et M. Caron (3) ont désigné sous ce même nom certains charbons de cornue à gaz, conformément d’ailleurs à l’opinion de Berzelius.

On voit que la définition attribuée au graphite, toutes les fois que cette substance ne cristallise pas, manque de rigueur et peut donner lieu à bien'des équivoques. La propriété de tacher le papier, par exemple, qui a été invoquée souvent comme caractérisant le graphite, n’appartient ni aux charbons métalliques, ni à certains carbones que M. Berthelet (4) range parmi les graphites véritables, tandis qu’elle existe dans le noir de fumée et dans le charbon de cornue, et même dans certaines substances minérales qui ont été confondues avec le graphite, quoique ne renfermant pas trace de carbone.

C’est en se fondant sur la curieuse combinaison que M. Brodie a découverte, que M. Berthelot a pu définir rigoureusement les graphites.

« On doit désigner sous le nom de graphite toute matière » charbonneuse amorphe ou cristallisée capable d’être oxydée

(Ij ISerzelius, Traité de chimie, l. !,■ p. ‘260, tratlucüon française. (2; Despretz, Comptes rendus, t. XXX, p. 369.

|3) (iaron, Comptes rendus, t. LIX, p. 819.

(i) Berthelot, Ann.chim. etphys., 4' série, t. XIX, p. 400.

» sous l’influence d’agents très-énergiques, à basse tempéra- « ture, et en formant un composé particulier désigné sous le » nom d’oxyde graphitique. »

Le graphite ainsi défini se rencontre dans la nature à l’état cristallisé sous forme de lames hexagonales ou sous forme amorphe; tels sont les graphites du Cumberland, des mines de plombagine de Passau en Bavière, de Batougoul en Sibérie, etc. Il se rencontre également dans certaines météorites. On peut reproduire le graphite en faisant cristalliser du carbone dans la fonte, en faisant passer des vapeurs de chlorure de carbone sur la fonte tenue en fusion (1), en décomposant par la chaleur rouge le sulfure et le chlorure de carbone, en produi.sant du charbon par une combustion incomplète des matières organiques, en soumettant toutes les variétés de carbone amorphe à l’action électrique ; enfin le graphite se trouve souvent en petite quantité dans certains charbons amorphes.

Ce sont principalement les propriétés du graphite naturel cristallisé et de la plombagine qui ont été étudiées ; et ce n’est que dans ces derniers temps que l’on a pu séparer ces différents composés en trois groupes principaux, d’après leurs réactions.

Le graphite naturel des plus purs renferme une certaine quantité de cendres, de 4 à 6 pour 100. On a cru longtemps que c’était une combinaison de charbon avec environ 5 pour 100 de fer; mais des recherches faites depuis, principalement par Karsten, ont mis hors de doute qu’il constitue tout simplement une forme particulière de carbone, et que les substances étrangères dont on le trouve accompagné n’y sont que par accident. La plombagine renferme une petite quantité d’hydrogène que l’on peut enlever facilement par le chlore à une haute température.

(1) H. Sainte-Claire Deville, Comptes rendus.

Le graphite cristallise sous forme de lamelles hexagonales qui paraissent appartenir au type rhomhoédrique. M. Nordenskiold, d’après ses mesures, les rapporte au type clinorhombique : le clivage parallèle à la base est parfait.

Le graphite naturel est opaque, d’un gris d’acier; il a l’éclat métallique, il est tendre, gras au toucher, il tache les doigts et le papier, il est bon conducteur de l’électricité, sa densité est comprise entre 2,1 Zi et 2,27 ; sa chaleur spécifique est de 0,201 pour une température comprise entre 12 et 98 degrés (Régnault),

Il est peu combustible et brûle dans un courant d’oxygène plus difficilement que le diamant. 1 gramme de graphite produit en brûlant de 7,797 calories à 7,762 (Favre et Silbermann).

Le graphite soumis à l’action oxydante d’un mélange de chlorate ou de bichromate de potasse et d’acide sulfurique ou nitrique, fournit un composé oxygéné, l’oxyde graphitique (1 ). Les différents graphites donnent des oxydes graphitiques distincts, ce qui permet de subdiviser ces composés en trois groupes principaux (2), à savoir ;

1 “ Le graphite de la plombagine ;

2“ Le graphite de la fonte, ou graphite cristallisé naturel ;

3" Le graphite électrique.

Pour parvenir à ces résultats on opère de la manière suivante :

On réduit le carbone en poudre impalpable, on le mélange à l’aide d’une carte avec cinq fois son poids de chlorate de potasse pulvérisé à part ; puis on incori:ore la masse peu à peu à de l’acide nitrique fumant, de manière à former une sorte de pâte. Ces opérations doivent être faites avec prudence pour éviter les explosions ; il est bon de ne pas opérer sur plus de 5 grammes de charbon à la fois. On abandonne le

(l) lirodie, loc. cit.

(2j liertlielot, toc. cit.; Ann. chim. etphys., 4“ série, t. XXX, 419.

tout pendant quelques heures, dans une fiole ouverte, puis on chauffe pendant vingt-quatre heures à une température comprise entre 50 à 60 degrés au plus. Au bout de ce temps, ou étend la masse d’eau et on la lave plusieurs fois par décantation avec de l’eau tiède. Finalement on dessèche la matière non dissoute. En général il est nécessaire de répéter la même série d’opérations quatre, cinq, six fois et même da- .vantage pour arriver à la transformation totale.

1» Plombagine {variété observée par M. Brodie).

L’oxyde graphitique qui en dérive se présente, à l’état humide. sous la forme de paillettes micacées, d’un jaune pâle, insolubles dans tous les dissolvants, neutres, acides ou alcalins, et que les réactions oxydantes réitérées n’altèrent plus guère; il ne renferme ni chlore, ni azote; sa composition correspond à la formule

cî-tmoif.

M. Brodie, comparant ce composé à celui formé par le silicium graphitoïde et dont la formule, d’après Wœlher et Buff, est

Si<H^0‘»,

suppose que le graphite fonctionne avec le poids atomique Gr = 33, et il pose Gr* = ; la formule de l’oxyde gra¬

phitique devient

Gr'HiO<».

L’oxyde graphitique ne forme pas de sels, contrairement à l’opinion de M. Brodie. Lorsqu’on dessèche cet oxyde graphitique, même à la température ordinaire, il s’agglomère en plaques brunes, amorphes, tenaces, dans lesquelles la structure primitive a disparu. L’oxyde agglutiné reprend son aspect pailleté lorsqu’on le chauffe avec un mélange d’acide

nitrique et de chlorate de potasse; mais il s’agglomère de nouveau et redevient brun et amorphe par la dessiccation. Ces propriétés se manifestent aussi dans l’oxyde préparé au moyen de laplombàgine, purifiée par le chlore au rouge blanc, des traces d’hydrogène qu’elle contenait encore. Cela établit que l’hydrogène contenu dans l’oxyde graphitique ne provient pas de l’hydrogène préexistant dans la plombagine. Par suite, celle-ci ne peut être, au même titre que les charbons d’origine organique, une sorte de carbure d’hydrogène fortement condensé. Lorsqu’on chauffe l’oxyde graphitique de la plombagine vers 'üOO degrés, le produit déflagre avec production de lumière et en augmentant beaucoup de volume; il est bon de n’opérer que sur peu de matière à la fois et en ayant soin qu’aucune parcelle n’échappe à l’action de la chaleur. La substance qui prend naissance, et que M. lîrodie représente par la formule

ou Gr8ll208,

est l’oxyde pyrographitique. C’est une poudre légère, noire, floconneuse, qui se rapproche des matières charbonneuses ordinaires. Traité par le mélange oxydant, l’oxyde pyrographitique se dissout presque entièrement à la façon des carbones amorphes; il ne reproduit que des traces d’oxyde graphitique, d’ailleurs identique avec le produit primitif.

L’hydrogénation modifie profondément les propriétés de l’oxyde graphitique. On traite l’oxyde graphitique à 200 degrés pendant plusieurs heures avec 80 parties d’acide iodhydrique de densité égale à 2,0. On obtient ainsi (l) un composé brun, amorphe, cohérent, insoluble dans les dissolvants. Ce composé, oxyde hydrographitique, se distingue trèsnettement de l’oxyde graphitique, parce qu’il a perdu la propriété de se décomposer avec déflagration et boursoufle-

(1) Bcrtholot, loc, cit.

ment sous rinflueiice de la chaleur. Traité par le mélange oxydant primitif, il régénère l’oxyde graphitique identique avec le corps générateur.

Ainsi l’acide graphitique, traité par l’acide iodhydrique, se comporte tout autrement que les matières charbonneuses et ulmiqucs auxquelles on serait tenté de le comparer; au lieu de fournir des corps saturés dans les mômes conditions d’hydrogénation, il se transforme en un hydrurc. aussi

spécial que l’oxyde lui-môme et capable de le régénérer. Telles sont les propriétés de l’oxyde graphitique de la plombagine; les autres graphites forment des séries parallèles, mais non identiques.

2° Graphite de la foule (forges de Niederbronn).

L’oxyde graphitique de la fonte se présente sous la forme d'écailles jaune verdâtre, mieux développées que celles de l’oxyde de la plombagine, et qui ne s’agglomèrent pas par la dessiccation ; elles subsistent avec une teinte jaune verdâtre toute spéciale. L’oxyde graphitique de la fonte se détruit par la chaleur avec une déflagration plus vive et un boursouflement plus considérable que celui de la plombagine. L’oxyde pyrographitique correspondant .se dissout d’une manière bien plus complète dans un mélange d’acide nitrique et de chlorate de potasse. Cependant il reproduit encore quelques écailles d’oxyde graphitique identique avec le générateur. L’oxyde graphitique de ta fonte, traité à 280 degrés par l’acide iodhydrique, se transforme en une matière brune; mais cette matière conserve la propriété de se détruire avec boursouflement sous l’influence de la chaleur, propriété qui la distingue de l’oxyde hydrographitique de la plombagine. Celui de la fonte dégage en môme temps une quantité considérable d’iode, et qui semble indiquer la présence d’un composé iodé. L’oxyde hydrographiticpio réoxydé reproduit l’oxyde primitif avec tous ses caractères.

3“ Graphite électrique.

L’oxyde graphitique correspondant offre l’aspect d’une poudre marron, ne s’oxydant pas sensiblement pendant la dessiccation. L’oxyde pyrographitique électrique se décompose avec déflagration, mais il laisse une poussière pesante, non floconneuse, laquelle se rassemble dans un petit espace, contrairement à ce qui arrive pour les oxydes de la plombagine et de la fonte ; oxydé de nouveau, il disparaît presque totalement, sauf quelques grains d’oxyde pyrographitique. L’oxyde pyrographitique ne se décompose pas avec boursouflement par la chaleur, pas plus que celui de la plombagine, et contrairement à l’oxyde du graphite de la fonte. Oxydé de nouveau, il reproduit un oxyde graphitique identique avec l’oxyde primitif.

Voilà les distinctions qui ont été observées par M. Berthelet entre les divers graphites : quelque délicates qu’elles soient, elles paraissent spécifiques.

L’emploi du réactif oxydant a permis de grouper différents échantillons de graphite. C’est ainsi que le graphite amorphe du Groenland, celui de Nertschinck (monts Ourals); le graphite feuilleté des environs de la rivière Nischeïna-Tongunta (Sibérie) ; le graphite Alibert, de Batougoul (Sibérie) ; celui du Morvan, ville Arnoud, près Bussière (Yonne) ; un graphite donné comme provenant d’une transformation de la houille au contact du trapp, àKarsch, près Omenah (Groenland) ; un graphite d’apparence hexagonale de Laponie, appartiennent à la variété de la plombagine.

Au contraire, les autres espèces de graphite naturel cristallisé, du (üumbcrland, de Manduharjee (Finlande), de Ceylan, do Passau (Bavière), d’Espagne, des monts Ourals, appartiennent à la variété du graphite de la fonte.

Le carbone amorphe contenu dans la météorite de Cranbourne (Australie) est idcnitique avec le graphite de la fonte.

La même réaction permet de constater la présence du graphite dans différentes matières. C’est ainsi que l’on a pu constater que le carbone du bore adamantin, ou carbure de bore, obtenu artificiellement par M, Develle, était du graphite ne contenant pas de diamant ; que les charbons provenant de la décomposition du sulfure et du perchlorure de carbone au rouge vif, que le charbon en ignition vivement refroidi, que le noir de fumée, contenaient des proportions variables de graphite. Au contraire, les carbones métalliques préparés en décomposant au rouge la vapeur des carbures d’hydrogène, les divers charbons de cornue qui tachent le papier comme le graphite, etc., ne contiennent pas trace de graphite et par suite doivent être absolument rangés dans la classe des carbones amorphes, que nous allons étudier maintenant.