OXYDES MÉTALLIQUES

57G. État. — Les oxydes métalliques sont tous solides à la température ordinaire ; ils sont dépourvus de l’éclat métallique et conduisent assez mal la chaleur et l’électricité.

577. odeur. — Ils sont tous inodores, excepté l’acide osmique.

578. Densité. — Leur densité surpasse toujours celle de l’eau; les oxydes des métaux alcalins (potassium, sodium, lithium) sont donc plus lourds que le métal dont ils dérivent; mais ordinairement le contraire a lieu, et les oxydes des métaux lourds sont relativement légers.

579. < outrur. — La couleur des oxydes est variable ; elle change souvent avec les circonstances de leur préparation. Ainsi, l'oxyde de mercure HgO, préparé par voie humide, est jaune; il est rouge quand on l’obtient par la calcination ménagée de l’azotate. Les oxydes hydratés ont ordinairement une couleur différente de celle des oxydes anhydres. Ainsi, l’hydrate d’oxyde de cuivre est bleu; il devient noir en perdant son eau d’hydration. On le démontre en précipitant un sel de cuivre par la potasse; on obtient un précipité bleu, qui devient noir dans la liqueur où il s’est formé, si l’on porte celle-ci à l’ébullition.

580. Solubilité. — Les oxydes sont ordinairement insolubles dans l’eau ; les oxydes de plomb, d’argent, la magnésie s’y dissolvent en très-

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petite quantité et lui communiquent alors une réaction alcaline, que l’on pept facilement constater à l’aide du papier rouge de tournesol ; la chaux, la baryte, la strontiane et l’oxyde de thallium s’y dissolvent assez facilement; la potasse et la soude y * sont très solubles et contractent avec elles des combinaisons que la chaleur ne peut détruire.

581. Action de la chaleur. — Les oxydes des métaux précieux, or et argent, et de mi-précieux, mercure, palladium, sont complètement réduits par la chaleur; les autres sont, ou indécomposables, ou décomposâmes seulement en partie. Cette décomposition partielle se produit avec les oxydes très-oxygénés, et le résultat de l’opération est toujours l’oxyde inférieur, qui prend naissance quand on chauffe le métal au contact de l’air.

Exemples : 1° Le bioxyde de manganèse, chauffé au rouge, dégage le tiers de son oxygène et se transforme en oxyde rouge de manganèse d’après l’équation >

3Mn02 = Mn504-t- O2.

2° L’acide chromiquc CrO5 perd la moitié de son oxygène et se transforme en sesquioxyde de chrome :

2CrOs = Cr203-f- O3.

La chaleur fond la plupart des oxydes indécomposables; il faut toutefois en excepter la chaux, la baryte, la magnésie, l’oxyde de chrome et l’alumine, qui sont infusibles dans nos foyers ordinaires. La chaux et la magnésie résistent même à la flamme du chalumeau à hydrogène et oxygène. L’oxyde de chrome, et surtout l’alumine, y fondent assez facilement; la baryte y est rapidement liquéfiée.

Enfin, la chaleur peut volatiliser quelques oxydés; ce sont les oxydes d’antimoine, l’acide osmique et l’acide molybdique.

582. Action de l’électricité. — On peut décomposer tous les oxydes métalliques en métal et oxygène par une pile suffisamment énergique : il faut en excepter toutefois l’alumine et tous les oxydes terreux.

585. Caractères chimiques. — Action de l’oxygène. — Un métal chauffé directement à l’air donne un oxyde qui est en général le plus stable de la série des composés qu’il peut former avec l’oxygène; il est alors évident que tout oxyde inférieur à ce terme, chauffé à l’air, devra s’y transformer en absorbant de l’oxygène.

Exemples : Le fer, en brûlant dans l’oxygène, donne l’oxyde Fe3Ü4; si donc on chauffe suffisamment à l’air le protoxyde de fer FeO, il y brûlera avec vivacité et se transformera en Fe304.

Il on est de même des protoxydes de manganèse et d’étain, qui se transformeront, U un, en oxyde, ronge de manganèse Mn504; l’autre, , en acide stannique SnO2.

On peut, dans quelques cas, suroxyder, sous l’influence de l’oxygène ou de l’air, l’oxyde le plus stable d’une série, pourvu qu’on ne dépasse pas certaines limites de température. Nous en citerons deux exemples remarquables.

La baryte chauffée à l’air se transforme au rouge en bioxyde de baryum, qu’une température plus élevée peut décomposer; le protoxyde de plomb (massicot) PbO se transforme en minium 2Pb0,Pb02, quand on le chauffe à l’air, à une température peu élevée. Au rouge le minium est décomposé et ramené à l’état de protoxyde de plomb.

L’oxygène peut également agir à froid sur les oxydes hydratés. Il est impossible, en effet, d’obtenir l’hydrate de protoxyde de fer pur en précipitant un sel de fer au minimum par un alcali ; le précipité blanc de protoxyde de fer hydraté, qui apparaît d’abord, s’altère rapidement au contact de Pair. Il passe d’abord au noir, puis prend la teinte de rouille caractéristique du sesquioxyde de fer hydraté, dans lequel il se transforme.

584. Action du soufre. — 1° Par voie sèche. — Tous les oxydes mé" talliques sont décomposés à chaud par le soufre, excepté l’alumine et le sesquioxyde de chrome et les, oxydes terreux ; mais les produits varient avec la nature de l’oxyde.

Avec la potasse, la baryte et les oxydes analogues, il se produit un sulfure et un sulfate ; la formule suivante rend compte de la réaction :

✓ 4BaO-t-4S = 3BaS + BaO,SOr\

Avec les autres métaux communs, qui ne donnent pas de sulfates indécomposables par la chaleur, il se produit un sulfure et de l’acide sulfureux. (Exemple: oxyde de cuivre et soufre, 2CuO-l-3S — S02-t-2CuS.) Il n’y a qu’üne exception pour l’oxyde de plomb, parce que le sulfate de plomb est indécomposable par la chaleur.

Cette réaction suppose que le soufre est en excès; mais elle pourrait singulièrement se modifier si la proportion de l’oxyde était prédominante. Supposons, en effet, que l’on fasse agir 4 équivalents d’oxyde de plomb sur 1 équivalent de soufré, il se produira alors un sulfate de plomb et du plomb métallique :

S -f- 4 PbO = Pb0,S05-f 3Pb.

Avec deux équivalents d’oxyde de plomb et \ équivalent de soufre, on