DES OXYDES DE EEÈ

pàf l'acide sülforiqiie, il ne s'agit que de décomposer le sulfate de protoxyde de fer par de la potasse, en vaisseaux dos , en employant des dissolutions non aérées. Jusqu’à présent il a été impossible de préparer du protoxyde de fer anhydre sans mélange de sesquioxyde; ce qui fait qu’on ne saurait affirmer qu’il soit noir, comme cela parait pourtant probable.

Sesquioxyde ou peroxyde (safran de Mars astringent , rouge d’Angleterre, colcothar), Fe2 03. — Il existe très-abondamment dans la nature, et se présente sous diverses formes. Il est rouge-violet, sans action sur l’aimant, à moins qu’il ne soit en grandes raasses^et beaucoup plus fusible que le fer; chauffé jusqu’au rouge blanc, il est décomposé et transformé en gaz oxygène et en oxyde magnétique, FeO, Fe*0®; le gaz oxygène et l’air ne lui font éprouver aucune altération ; le chlore, placé dans des circonstances particulières, peut s’unir avec cet oxyde et former un chlorure de sesquioxyde rouge ; on peut même obtenir ce composé directement, d’après Grouvelle, en traitant le protoxyde de fer par le chlore ; il est décomposé par l’hydrogène et donne du fer pur ; le soufre le décompose aussi à une température élevée ; il se forme, dans ce cas, du gaz acide sulfureux et du bisulfure de fer. Chauffé avec l’acide sulfurique concentré, il fournit un sulfate incolore plus ou moins acide, contenant peu d’eau. Il est formé de 70 de fer et de 30 d’oxygène. On l’emploie pour extraire le métal, pour polir, pour colorer les rouges-bruns, etc. Il constitue la rouille, le safran de Mars astringent, et fait la base du safran de Mars apéritif.

Préparation. On l’obtient, 1° en chauffant le fer jusqu’au rouge-cerise avec le contact de l’air ; 2° en décomposant les sels de sesquioxyde de fer par la potasse, et lavant le précipité; 3° en traitant le fer par l’acide azotique, et décomposant l’azotate par la chaleur; 4° en décomposant le sulfate de protoxyde de fer par le feu.

On l’emploie comme contre-poison de l’acide arsénieux , avec lequel il forme un arsénite insoluble dans les liqueurs neutres, mais cependant soluble dans des liqueurs acides. Celui que l’on destine à cet usage est hydraté et doit être préparé en oxydant le sulfate de protoxyde de fer pur, par une ébullition prolongée dans l’eau aiguisée d’acide azotique et en précipitant cette dissolution par l’ammoniaque; il se forme un abondant précipité rouge-brun gélatineux, que l’on jette sur un filtre, et qu’on lave à grande eau pour le débarrasser du sel ammoniacal qui s’est formé et de l’excès d’ammoniaque libre. On le conserve dans un flacon bouché, sous une couche d’eau distillée.

Il faut bien se garder, dans celle circonstance, de pi-écipiter cet oxyde

par la soude ou la potasse, car il relient, malgré le lavage, une certaine quantité de l’une ou de l’autre de ces bases qui formeraient avec l’acide arsénieux des arsénites solubles.

Il arrive assez fréquemment que le sesquioxyde de fer, préparé à l’aide du sulfate du commerce , contient lui-même de l’arsenic ; cela provient de ce que le sulfate a été obtenu par l’oxydation des pyrites, qui renferment toujours une assez forte proportion de sulfure d’arsenic. Ce sesquioxyde ne sera jamais arsenical, si avant de traiter par l’acide azotique le sulfate de protoxyde de fer, on a eu soin de faire passer à travers celui-ci un. courant de gaz acide sulfhydrique^ Jusqu’à ce que tout l’aisenic ait été précipité à l’état de sulfure jaune.

Les avantages du sesquioxyde de fer comme contre-poison de l’acide arsénieux ne sont ni plus ni moins réels que ceux de la magnésie (voy. p. 437).

M. Witstein a fait une observation importante : il a vu que le sesquioxyde récemment préparé est amorphe et contient 3 équivalents d’eau pour 1 d’oxyde; au bout d’un certain temps , quand il est gardé sous Veau, il devient cristallin, plus cohérent, moins soluble dans les acides, et ne renferme plus qu’un équivalent et demi d’eau. Il est évident, d’après cette remarque , qu’il est plus avantageux d’administrer comme contre-poison de l’acide arsénieux, le sesquioxyde de fer hydraté récem.-. ment préparé f que celui qui est ancien. Au reste, en dissolvant dans Far eide chlorhydrique l’oxyde cristallisé, et en précipitant la dissolution par l’ammoniaque, on obtient de nouveau l’oxyde à 3 équivalents d’eau {Journ. de pharm., février 1847).

Acide ferrique, FeO®. — Il n’est pas connu à l’état de liberté; on ne l’a obtenu, jusqu’à présent, qu’à l’état de ferrate. Lorsqu’on fait passer du chlor» dans de la potasse très-concentrée qui tient en suspension de l’hydrate de sesquioxyde de fer, il se forme du ferrate de potasse ; dans ce cas, la potasse cède son oxygène au sesquioxyde de fer pour le faire passer à l’état d’acide ferrique, et il se produit du chlorure de potassium; on n’obtient pas, comme on l’avait cru, du chlorate de potasse. On préjDage Paiement le ferrate de potasse par la voie sèche, en jetant sur 5 grammes de limaille de fer que l’on a préalablement fait, rougir, 10 gammes d’azotate de potasse desséché et réduit en poudre. A une tem^rature de 100° le ferrate de potasse se décompose en potasse , en sesquioxyde de fer et en oxygène qui se dégage ; toutes les substances^ organiques lui font éprouver une décomposition analogue ; ou peut rapprocher ces réactions de celles que présente le bioxyde d’hydrogène dans les mèmès circonstances. La composition de l’acide ferrique est re-