DES OXYDES

placés dans une enceinte fermée, et qu’il existe dans cette enceinte une s«ile molécule d’oxygène. Si l’oxyde est facile à réduire, on obtient de l’acide carbonique; si le charbon ne peut enlever l’oxygène à l’oxyde qu’à une température très-élevée, et s’il est en excès, il se produit du gaz oxyde de carbone.

Le chlore, le brome et l'iode, décomposent la plupart des oxydesàdes tenî^ pératures variables, en dégagent l’oxygène , et s’unissent au métal, qu’ils transforment en chlorure, en bromure ou en iodure. La potasse et la soude sont décomposées par le chlore à 100°, et transformées en chlorures de potassium et de sodium ; il se dégage de l’oxygène et de l’eau. Le chlore et le brome dissous dans l’eau peuvent se combiner avec les oxydes de la plupart des métaux qui ne sont pas réductibles par la chaleur; il en est d’autres sur lesquels ils n’exercent aucune action; enfin le chlore, dans une dissolution concentrée d’oxydes solubles, peut séparer l’oxygène d’une portion de ces oxydes , l’absorber et passer à l’état d’acide plus ou moins énergique, selon la concentration de la dissolution ; cet acide se combine ensuite avec la partie de l’oxyde non décomposée et constitue un chlorate ou un hypochlorile mêlé d’un chlorure. Quelques oxydes sont suroxydés par le chlore. et le brome, et perdent par là leur tendance à se combiner avec les acides (voy. les oxydes en particulier).

Le soufre, à\une température rouge, s’unit tantôt au métal pour former un sulfure, et à l’oxygène, avec lequel il produit du gaz acide sulfureux qui se dégage ; tantôt il donne de l’acide sulfurique, qui forme alors un sulfate : c’est ce qui a lieu avec les oxydes de la première classe.

Il existe un certain nombre d’oxydes qui cèdent leur oxygène au pÆosphore, et il se forme des phosphures métalliques et des phosphates d’oxyde.

L'eau dissout les six oxydes alcalins de la première classe ; le bioxyde de mercure et le protoxyde de plomb sont aussi très-légèrement solubles. Quelques protoxydes s’emparent de l’oxygène de l’eau ; certains peroxydes abandonnent de l’oxygène , lorsqu’ils sont mis dans ce liquide , et passent à l’état de protoxyde. On désigne sous le nom d'hydrate tout composé d’un oxyde et d’eau ; en effet, plusieurs oxydes peuvent absorber ce liquide , se combiner avec lui, et donner des composés secs et pulvérulents, dont la couleur diffère presque toujours de celle des oxydes ; ainsi l’hydrate de protoxyde de cobalt est rose , et l’oxyde anhydi'e est bleu ; celui de bioxyde de cuivre est bleu , tandis que le bioxyde sec est brun-noirâtre. La composition de certains de ces hydrates est telle, que la quantité d’oxygène de l’eau est égale à la quantité d^oxygène de l’oxyde avec lequel ce liquide est combiné: ainsi un protoxyde formé

d'un équivalent d'oxygène et de métal donnera un hydrate composé d’un équivalent de protoxyde et d’un équivalent d’eau; un hydrate de bioxyde contiendra deux équivalents d’eau, puisque le bioxyde renferme deux équivalents d’oxygène.

Les oxydes métalliques donnent avec le cyanogène divers produits, se- W». ia classe à laquelle ils appartiennent et selon la température : ainsi , avec une dissolution concentrée de protoxyde de potassium ou de sodium , le cyanogène se transforme en ammoniaque et en acide carbonique par l’ébullition , tandis qu’il forme des cyanures avec la plupart des métaux des autres oxydes en déplaçant l’oxygène comme le fait le chlore.

Le bioxyde d’hydrogène n’agit pas sensiblement sur les oxydes d’aluminium , de chrome , sur le bioxyde d’étain , sur le protoxyde et le bioxyde d’antimoine. Le bioxyde de manganèse, le peroxyde de cobalt, le protoxyde de plomb, le sesquioxyde de fer hydraté, l’oxyde de nickel noir, le bioxyde de cuivre bleu, l’oxyde de bismuth jaune, et les protoxydes de potassium et de sodium, dégagent plus ou moins rapidement tout l’oxygène de ce bioxyde, sans éprouver d’altération , à la température ordinaire. Les peroxydes de strontium , de calcium et de baryum , les oxydes d’urane, de titane, de zinc, l’oxyde de cérium en poudre, désoxydent à peine ce corps. Les protoxydes de baryum, de strontium et de calcium , dissous dans l’eau , l’hydrate de bioxyde de cuivre gélatineux, les hydrates de zinc et de nickel , et les hydrates de protoxydes de manganèse, de cobalt, de fer çt d’étain , lui enlèvent de l’oxygène et se suroxydent. L’oxyde d’argent, le bioxyde de plomb , l’hydrate de bi-. oxyde de mercure , l’oxyde d’or en poudre brune, et l’oxyde de platine , en dégagent de l’oxygène en même temps qu’ils se désoxydent.

Il existe un très-grand nombre d’oxydes qui se combinent avec les acides sans éprouver ni leur faire éprouver la moindre décomposition ; d’autres, trop oxydés, ne peuvent se combiner avec cette classe de corps sans perdre de l’oxygène ; enfin il en est qui , étant peu oxydés , absorbent de l’oxygène à l’acide ou à l’eau qu’il renferme, et passent à l’état d’oxydation convenable pour entrer en combinaison. En général , la tendance des oxydes pour s’unir avec les acides est d’autant plus grande qu’ils sont moins oxydés ; dans tous les cas , ces combinaisons portent , comme je l’ai déjà dit, le nom de sels.

Il existe un grand nombre d’acides qui peuvent être amenés à l’état anhydre f sans perdre leur propriété de se combiner aux bases (Frémy).

Parmi les acides précédemment étudiés, il en est quelques-uns dont l’action sur les oxydes est assez remarquable pour devoir être examinée