DU SODIUM

or SODirai. Na. ÉqulTalen*. = 287,2.

Le sodium n’existe pas dans la nature à l’état de pureté; il fait partie de quelques sels de soude que l’on trouve assez abondamment.

Il jouit des mêmes propriétés physiques que le potassium, excepté que sa couleur ressemble à celle du plomb , et que son poids spécifique est de 0,972. Il fond à la température de 90° et ne se volatilise qu’audessus du rouge naissant. Il a fort peu d’action sur le gaz oxygène à froid; mais si on élève la température, il fond, absorbe ce gaz avec dégagement de calorique et de lumière , et passe à l’état de sesquioxyde. Son action sur Vair est la même que celle qu’exerce le potassium , mais elle est moins vive; il faut, pour la constater, agiter le métal dans un tôt que l’on fait chauffer ; en outre, le prolocarbonate de sodium qui se produit est efflorescent, tandis que celui de potassium est déliquescent. Uhydrogène et le bore ne se combinent pas avec le sodium.

Sulfure de sodium. L’action du soufre sur le sodium est analogue à celle qu’il exerce sur le potassium : on peut donc obtenir plusieurs sulfures (voy.p. 343).

Le monosulfure de sodium, Na S, 9 HO, est sous forme de prismes droits à quatre pans, incolores, terminés par des sommets à quatre faces; sa saveur est âcre, sulfureuse et amère; il n’a aucune odeur sensible tant qu’il a été privé du contact de l’air; sa réaction est alcaline. Il est déliquescent et par conséquent très soluble dans l’eau; sa dissolution ne jaunit pas avec l’acide arsénieux, à moins qu’on n’y ajoute un acide; l’argent métallique ti'ès-divisé ne lui enlève point de soufre; le sulfate de manganèse pur donne un dépôt rose couleur de chair, qui est du sulfui’e de manganèse, et la liqueur ne retient que des traces de sulfate.

On l’obtient en recevant dans la soude (lessive des savonniers) marquant 36 degrés à l’aréomètre de Baumé un courant de gaz acide suifhydrique; il se produit d’abord un sulfhydi’ate de monosulfure hydraté; mais en évaporant la liqueur avec soin , on élimine l’excès d’acide suifhydrique, et il ne reste que le monosulfure cristallisé. Il est inutile de dire que, pendant l’action de l’acide sulfhydrique, l’hydrogène de celuici se combine avec l’oxygène de l’oxyde de sodium pour former dè l’eau , et que le soufre et le sodium s’unissent. On emploie le monosulfure de sodium pour préparer les eaux sulfureuses artificielles ; il remplace avantageusement en médecine le foie de soufre {vov.Eaux sulfureuses, p. 392;.

te phosphore agit sur le sodium comme sur le potassium (voy. p. 343).

Lorsqu’on élève la température du sodium, et qu’on le met en contact avec du chlore gazeux , il s’en empare, passe à l’état de chlorure, et il y a dégagement de calorique et de lumière. Ce chlorure (sel commun KaCl) existe abondamment dans les eaux de la mer, de certains lacs et d’un très-grand nombre de sources ; on en trouve des masses en Pologne, en Hongrie, en Russie, en Espagne, en Angleterre , én Allemagne , en France, etc.; dans ces cas, il est presque toujours coloré en jaune, en rouge, en brun , eri violet, etc.

Il cristallise en cubes anhydres, d’une saveur fraîche, salée; toutefois, si on l’avait fait cristalliser entre — 10 et — 15°, il serait en tables hexagonales symétriques qui contiendraient 4 équivalents d’eau d’après Mitscherlich , et 6 équivalents d’après Fuchs. Il est inaltérable à l’air lorsqu’il est pur et que l’air n’est pas très-humide; chauffé, il décrépite, fond un peu au-dessus de la chaleur rouge, et se volatilise sous forme de fumée sans subir d’altération. Cent parties d’eau à 15" en dissolvent 35,81 et seulement 40,38 à 109", 7 ; d’où il suit qu’il n’est guère plus soluble dans l’eàu bouillante. Gn l’emploie pour saler les viandes et les mets, pour préparer la soude artificielle, Facide chlorhydrique, le chlore, le sel ammoniac; on s’en sert comme engrais, pour produire le vernis de certaines poteries , etc. On l’administre en médecine comme fondant , à la dose de 2 à 4 grammes dans un litre d’eau ; il a été employé avec avantage dans les engorgements du foie , de la rate , du mésentère, et dans une foule d’affections scrofuleuses, dans les maladies cutanées, 'etc. Je l’ai vu quelquefois réussir, sous forme de lavement , dans les douleurs rhumatismales des lombes.

Préparation. On se procure ce chlorure, 1" en l’arrachant du sol lorsqu’il est en masses, et en le dissolvant dans l’eau pour le faire cristalliser s’il est impur ; 2“ en traitant convenablement les eaux salées. A. Dans lés pays chauds , on fait arriver les eaux de la mer (1) dans des marais sa-

(1) L’eau de la mer de l’Océan atlantique, est composée, d’après Bouillon-Lagrange et Vogel, pour 1 litre ; d’acide carbonique, 0,230 lit. ; de chlorure de sodium, 26,6 *6 grammes ; de chlorure de magnésium, 5,853 ; de sulfate de magnésie, 6, 465 ; de sulfate de chaux , 0,150; de carbonates de chaux et de magnésie, 0,200. Murray a encore trouvé, dans une de ses analyses, 0,78 de chlorure de calcium et 3,50 de sulfate de soude. L’eau de la mer contient aussi de l’iodure de potassium , des bromures, d’autres sels de xmtasse, et même des traces de potasse , d’après Laurens. MM. Malagutti , Durocher et Sarzeau, ont constaté tout récemment la présence de Yargeni dans l’eau de la mer de l’Océan , et celle du cuivre et du plomb dans des fucus qui puisent dans l’eau de mer les principes dont ils sont formés {Joum. de phann. , avril 18 jO'. — L’eau de la mer Morte, prise à l’ex-

Dü SODIUM. 375

lants , sorte de bassins très-larges , très-peu profonds , favorisant par conséquent l’évaporation , tapissés d’argile, et eommuniquant entre eux : à mesure que l’eau s’évapore, on en ajoute de nouvelle. Lorsque le sel est cristallisé, on le retire, et on le laisse égoutter pour le débarrasser, autant que possible, des sels déliquescents , et le dessécher. L’évaporation dure ordinairement depuis le mois d’avril Jusqu’au mois de septembre, et la dessiccation n’est complète qu’au bout de plusieurs mois. Le sel obtenu par ce procédé est diversement coloré, parce qu’il est intimement mêlé avec l’argile qui tapisse le fond des bassins. Dans le département de la Manche, on profite des hautes marées, des nouvelles et des pleines lunes, pour baigner une certaine quantité de sable que l’on a préalablement disposé sur les bords de la mer. Lorsque l’eau se retire, le sable se dessèche, et se trouve recouvert d’une plus ou moins grande quantité de sel ; on l’enlève et on le fait dissoudre dans de l’eau de mer, qui , par ce moyen , se trouve plus chargée ; on la fait évaporer dans des bassins de plomb placés sur le feu , et l’on obtient du sel blanc. B. Dans les pays froids, on tire parti de la propriété qu’a l’eau salée de ne se congeler que bien au-dessous de zéro : en effet , l’eau de la mer peut être considérée comme un mélange d’eau douce et d’eau fortement salée ; cellè-ci ne se congèle pas, tandis que l’autre se solidifie à cette température ; donc , on peut , en la soumettant à un froid de 1° ou de 2" — 0, en geler une grande portion , et avoir de l’eau liquide fortement salée, qu’il suffit de chauffer pour Obtenir le sel cristallisé. C. Dans les climats tempérés, on élève , à l’aide de pompes , les eaux qui ne sont pas trop chargées de sel, et on les verse sur des fagots pour que le liquide se divise, présente plus de surface, et s’évapore èn partie; alors on le fait chauffer pour en obtenir des cristaux. D. Si les eaux contiennent 14 ou 15 centièmes de sel , on les fait évaporer dans des chaudières de fer ; il se dépose du sulfate de chaux que l’on enlève, et le sel cristallise.

On exploite aujourd’hui l’eau de deux sources salées , celle de Schœnebeck en Prusse , qui est riche en chlorure de sodium , et celle de Moutiers en Savoie, qui est pauvre. Voici là cOmpo.sition de cent parties d’eaû de ces sources.

trémité septentrionale du lâc , non loin de l’embouchure du Jourdain , a fourni à M. Marchand, pour 1 litre ou bien pour 1,000 parties; chlorure de calcium, 2,89î grammes ; chlorure de magnésium , 10,543; chlorure de potassium, 1,398; chlorure de sodium, 6,578; chioriire d’aluminium, 0,018; bromure de magnésium, 0,2507 ; sulfate de chaux, 0,088; acide silicigue, 0,003 {Journal de pharmacie ^ septenabre 1849).

Chlorure de sodium. . . .

SCnOEXF.BECfi..

ÎUOUTIERS.

Sulfate de soude .

— de" magnésie. . .

— de chaux .

— de potasse. . . .

Chlorure de magnésium.

— de potassium. .

de fer. .

Carbonate de chaux. . .

— de fer .

Acide carbonique libre. .

Aucun de ces procédés ne fournit du chlorure de sodium pur; il contient quelquefois de l’iodure de potassium , et toujours d’autres sels déliquescents, ainsi que des sulfates de chaux, de magnésie, etc., comme on peut s’en convaincre en versant dans sa dissolution un cai*bonate alcalin soluble, qui en précipite du carbonate de chaux, de magnésie, et quelquefois aussi du carbonate de fer. Il faut, pour le purifier, le traiter par le carbonate de soude et le faire cristalliser de nouveau en évaporant la dissolution : alors on obtient une multitude de petits cubes qui se réunissent de manière à former des pyramides quadrangulaires creuses.

Le sel marin a été falsifié par les débitants en y ajoutant de l’eau, du sel des salpêtriers, le sel retiré de la soude de varech , du sulfate de soude, ou du sulfate de chaux, du chlorure de potassium, ou des matières terreuses. L’acide arsénieux a été trouvé dans quelques échantillons de sel, mais il n’y était qu’accidentellement et probablement par suite d’une mépris.e(l}.

(1) Profitant des observations déjà anciennes faites par Scheele, Grenn, Wollaslon, etc., M. Balard a eu l’heureuse pensée d’exploiter en grand les eaux mères des marais salants, et ses recherches ont amené les résultats les plus avantageux. Il suffit de concentrer dans des chauffoirs ces eaux mères, jusqu’à ce qu’elles marquent 33, 34 ou 35 degrés, pour obtenir une quantité considérable de sulfate de soude. Dans une seule saline dont la surface d’évaporation est de 200 hectares , et qui laisse cristalliser 20 millions de kilogrammes de sel marin , on obtient plus de 600 mille kilogrammes de sulfate de soude (M. Balard porte à 2,500,000 kilogrammes la quantité de ce sulfate qui s’y concentre). Voici la théorie de cette opération ; l’eau mère contient du sulfate de magnésie et du chlorure de sodium ; le premier de ces sels , beaucoup plus soluble à chaud qu’à froid, .se dépose surtout pendant la nuit ; le chlorure de sodium, presque aussi soluble à chaud qu’à froid, se dépo.se en petite quantité pendant le jour; maintenant, si l’on mêle ces deux sels, et que l’on ajoute une certaine quantité de chlorure de sodium , il suffira de les dissoudre , et d’abandonner la dissolution concentrée â l’action

Dü SODIUM. 377

Mis en contact avec l’eau froide, le sodium la décompose sans s’euflammer, lors même qu’il a le contact de l’air; tandis que j’ai dit que, dans ce dernier cas, le potassium dégageait une vive lumière. Ce phénomène doit paraître d’autant plus extraordinaire , que pendant la décomposition de l’eau par le sodium , la température s’élève davantage que lorsqu’on fait usage de potassium ; il dépend , suivant M. Balcells , de ce que l’hydrogène, pouvant dissoudre le potassium , est susceptible de s’enflammer à une température beaucoup plus basse que dans le cas où il est pur, comme lorsqu’on agit avec le sodium. Si, au lieu de mettre le sodium en contact avec l’eau froide, on le place sur de Veau à 40°, même dans des vaisseaux clos, il se dégage une vive lumière, et si l’expérience se fait à l’abri du contact de l’air, l’hydrogène résultant de la décomposition de l’eau ne subit aucune altération : l’élévation de température dépend uniquement de la combinaison de l’oxygène de l’eau avec le sodium (Balcells). On peut aussi faire brûler le sodium sur l’eau froide, en ne laissant pas le globule se mouvoir à la surface du liquide, pai’ce qu’alors il y a moins de déperdition de chaleur. Si, lorsqu’il s’agite sur l’eau, on le frappe fortement, il se comporte comme le potassium (voy. p. 350).

Il exerce sur les acides précédemment étudiés la même action que le potassium; il agit de même sûr les carbures et les phosphures d’hydrogène gazeux. Le gaz ammoniac se comporte avec lui comme avec le potassium, mais il est absorbé et décomposé en plus grande quantité.

Chauffé avec du potassium dans une capsule contenant de l’huile de naphte, il donne un alliage qui est toujours plus fusible que le sodium , et qui, suivant les proportions des métaux qui le exposent, peut être liquide à 0° et plus léger que l’huile de naphte. Cet alliage exposé à l’air

du froid pendant l’hiver dans les cristallisations ordinaires de la saline, pour qu’ils se décomposent de manière à donner du sulfate de soude qui se dépose, et du chlorure de magnésium qu’on fait écouler.

Pour retirer les sels de potasse des eaux mères des salants , on prend les eaux d )nt on a déjà extrait le chlorure de sodium et le sulfate de magnésie , et on les fait évaporer à l’aide des rayons solaires ; les cristaux que l’on obtient sont for més de sulfate de potasse et de magnésie. M. Balard a obtenu d’une saline de 200 hectares 200 mille kilogrammes de ce sel double, dans lequel le sulfate de potasse entrait pour 90,000 kilogrammes. Il suffit de mêler le sel double à du sulfate d’alumine pour former de Valun, ne contenant pas sensiblement de fer. On peut encore, en traitant ce sel double par du carbonate de chaux et du charbon, obtenir du carbonate de potasse (voy. Soude artificielle). On prévoit déjà les immenses avantages que l’industrie peut retirer du travail de M. Balard.

378 PREMIÈRE ÈARTIE.

en attiré Toxygène ; mais le potassium absorbe beaucoup plus rapidement ce gaz que le sodium ; en sorte que l’on peut mettre cetté propriété à profit pour débarrasser le sodium d’une petite quantité de potassium qu’il contient quelquefois.

Caractères distinctifs du sodium. 1° Ses propriétés physiques ; 2® son action sur l’eau froide et chaude , au contact de l’air et en vases clos; 3® son action sur l’air à la température ordinaire.

Le sodium a été découvert par Davy : il a les mêmes usages que le potassium.

Préparation. On chauffe jusqu’au rouge blanc pendant trois ou quatre heures dans une bouteille de fer forgé, laquelle est unie par un tube en fer à un récipient de cuivre contenant du pétrole , 500 grammes de carbonate dé soude provenant de la décomposition d’un kilogramme et demi d’acétate de soude cristallisé, réduit en poudre très-fine et intimement mêlé avec 125 grammes de charbon finement pulvérisé, puis encore mélangé avec 250 grammes de poudre de charbon plus grossière. On obtient 130 grammes de sodium. (Oiessen ; voy., pour plus de détails, le numéro de mai 1837 du Journ. de pharm. ) Si le sodium était un peu potassié, il suffirait de mettre cet alliage sous forme de plaques dans de l’huile de naphte, et de renouveler de temps en temps l’âir du vase: le potassium absorbe l’oxygène très-facileriient , et le sodium reste pur (Gay-Lussac et Thénard).

DEM OXlTDËM de MMDÏÎDM.

On connaît trois oxydes de sodium, Na* 0... Nà 0... Na* 0*. Le sousoxyde Na2 0 décompose l’eau en dégageant de l’hydrogène. On l’obtient comme le sous-oxyde de potassium (voy. p. 352).

Protoxyde de sodium sec, Na 0. — Il entre dans la composition de plusieurs sels que l’on trouve dans la nature , mais il n’y existe jamais pur. Ses propriétés physiques , son action sur les fluides impondérés et sur les corps simples non métalliques, ne diffèrent pas de celles du protoxyde de potassium sec. Exposé à l’air, il s’empare de l’humidité et de l’acide cai'bonique, et passe à l’état de carbonate de protoxyde de sodium, qui ne tarde pas à s’effleurir. Il absorbe l’eau avec dégagement de calorique, et se transforme en hydrate de sodium de protoxyde (soude). Il est formé de 74,17 de sodium et de 25,83 d’oxygène.

Préparation. La même que celle du protoxyde de potassium ( voyez p. 353).

Hydrate de protoxyde de sodium {soude). NaO, HO.— Les propriétés phy-

signes de la soude ne diffèrent pas de celles de la potasse : elle se comporte aussi de la même manière avec les agents pondérables et impondérés précédemment étudiés, excepté 1® que le carbonate de soude formé par l’exposition de la soude à l’air, après que celle-ci a attiré l’humidité et est tombée en deliquium, est efflorescent, tandis que celui de potasse est déliquescent; 2° qu’il est difficile, en préparant du foie de soufre avec du carbonate de soude , d’obtenir un produit exempt de sulfate de soude, attendu que ce carbonate n’est décomposé par le soufre qu’à 280®, température voisine du point où l’hyposulfite se décompose (Fordos et Gélis, voy. p. 343).

Lorsqu’on fait réagir le chlore sur une dissolution peu concentrée de soude, on obtient du chlorure de soude, que l’on peut préparer aussi pour l’usage médical , d’après M. Payen , en décomposant 500 grammes de chlorure de chaux à 98 degrés, par 690 grammes de carbonate de soude cristallisé et 9,000 grammes d’eau ; il se forme du carbonate de chaux insoluble et du chlorure de soude soluble.

Caractères distinctifs de la soude. 1“ Elle verdit le sirop de violettes ; 2° elle n’est troublée ni par l’acide carbonique ni par l’acide perchlorique ; 3° elle est précipitée en blanc par l’acide fluorhydrique silicé ; 4° le chlorure de platine ne la précipite pas , à moins qu’elle ne soit excessivement concentrée. Elle est formée de 77,49 de protoxyde et de 22,51 d’eau.

Extraction et usages. On agit sur le carbonate de soude du commerce comme sur celui de potasse (voy. p. 356).

On n’emploie la soude que dans les laboratoires comme réactif.

Sesquioxyde de sodium, Na^ 0®. — Son histoire ressemble beaucoup à celle du peroxyde de potassium, mais il est moins fusible. Il est décomposé par l’eau , qui le transforme en oxygène et en soude.

Na2 03 HO 2 Na 0, HO 0

Sesquioxyde de sodium. ’ Eau. Hydrate de protoxyde de sodium. Oxygène.

On le prépare comme le peroxyde de potassium (voy. p. 358).

Le sodium ne peut former des sels avec les acides qu’autant qu’il est à l’état de protoxyde; il doitqierdre de l’oxygène s’il est plus oxydé.

Tous les sels de soude sont solubles dans l’eau; l’acide fluorhydrique silicé y fait naître un précipité hydrophane, comme gélatineux, composé d’acide fluorhydidque silicé et de soude ; ils ne dégagent point d’ammo-

niaque lorsqu’on les triture avec les oxydes de la première classe; ils ne sont point précipités par les carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque, ni par le chlorure de platine ; ils ne se troublent point lorsqu’on agite leurs dissolutions concentrées avec du sulfate d’alumine , parce que l’alun de soude qui se forme est très-soluble dans l’eau ; ils ne sont pas précipités par l’acide perchloi'ique. Ces trois derniers caractères établissent une grande différence entre ces sels et ceux de potasse. Ils jouissent d’ailleurs, comme tous les autres sels de celte classe, des propriétés indiquées à la page 341. J’ajouterai que l’hyperiodate de potasse basique, en dissolution concentrée , donne avec ces sels un précipité blanc, peu soluble dans les sels de soude, et que Vantimoniate de potasse grenu , dissous dans l’eau froide, fournit, d’après Frémy, un précipité blanc cristallin qui n’est guère soluble que dans 300 p. d’eau.

Borate prismatique {borax) ^ NaO, 2 BoO^, 10 HO. — Ce sel se trouve dans la province de Potosi au Pérou, dans plusieurs lacs de l’Inde, dans nie de Ceylan, dans la Tartarie méridionale, en Transylvanie , en basse Saxe, etc. Lorsqu’il a été purifié, il se présente sous forme de prismes hexaèdres comprimés et terminés par des pyramides trièdres, incolores et translucides, verdissant le sirop de violettes (1), doués d’une saveur styptique, alcaline, légèrement efflorescents à l’air sec, et solubles dans l’eau. Cent parties d’eau à 0° dissolvent 1,49 de ce sel anhydre et 2,83 du même sel cristallisé, tandis qu’à 100° l’eau dissout 55,16 du premier et 201,43 du second. Chauffé dans un creuset, le borax éprouve d’abord la fusion aqueuse , puis se dessèche et fond de nouveau , si la température est de 300° (fusion ignée): alors il est sous forme d’un verre limpide qui devient opaque à l’air ; ce phénomène dépend de ce qu’il absorbe l’humidité. Mêlé au charbon et mis en contacté la chaleur rouge avec du chlore sec, il est décomposé ; le charbon s’empare de l’oxygène de l’acide borique, et le bore, mis à nu, se combine au chlore, avec lequel il forme du chlorure de bore. Il contient 47,2 pour 100 d’eau. On se sert du borax, l°dans l’analyse des oxydes métalliques : il se combine avec la plupart d’entre eux, en facilite la fusion , et se coloi’e souvent en bleu, en vert, en violet, etc., suivant la nature de l’oxyde, ce qui sert à les distinguer, comme je le dirai par la suite ; 2° pour souder les métaux : en effet, les deux bouts d’un métal ne sauraient être

(1) M. Meyrac a prouvé que lorsqu’on verse de l’eau dans une dissolution concentrée de borate de soude, de potasse ou d’ammoniaque avec réaction acide , et par conséquent rougissant Vinfusum de tournesol , on la transforme en borate , qui, loin de rougir le tournesol , verdit le sirop de violettes.

ÙÉS SELS Î)È SÔÜDt. S8i

soudés sUs élaient oxydés , ou si la soudure qui sert à les réunir, en facilitant leur fusion , l’était aussi ; or, le borax que l’on met en contact avec l’alliage fusible qui constitue la soudure s’oppose à l’oxydation des métaux en les enveloppant, et même s’empare des oxydes qui peuvent ternir leur surface ; 3“ pour rendre les tissus incombustibles (voy. Annales de chimie et de physique, t. XVIII); 4° pour préparer l’acide borique, les borates, et, suivant M. Doebereiner, le bore. Le borax, employé autrefois en médecine comme fondant, dans les engorgements de la matrice , dans la suppression des règles , etc. , n’est guère administré à l’intérieur; en Allemagne , on le donne cependant quelquefois pour réveiller les douleurs dans les accouchements laborieux. Il entre dans la composition des gargarismes détersifs dont on fait usage dans les cas de salivation excessive, accompagnée d’ulcérations de la langue, et qui sont composés de 30 grammes de sirop de mûres et de 4 gi’ammes de borax. On emploie aussi quelquefois sa dissolution pour toucher les ulcères rongeants, les verrues, les condylômes.;On peut s’en servir pour rendre la crème de tartre soluble.

Préparation. On trouve, dans le commerce, du borax appelé tinckal, qui vient de l’Inde, et qui paraît avoir été extrait du fond de certains lacs ; il est coloré en gris jaunâtre par une matière savonneuse , composée d’une substance grasse et d’une portion de soude du sel ; il contient en outre du sulfate de soude et du chlorure de sodium ; on le purifie en le lavant à plusieurs reprises avec de l’eau et avec ce même liquide, auquel on a ajouté une faible dissolution de soude, marquant 5 degrés à l’aréomètre; le tinckal, ainsi débarrassé d’une partie de la matière savonneuse, est dissous dans 2 parties Vj d’eau bouillante, puis mêlé avec 12 parties de carbonate de soude pour 100 de sel ; on filtre lorsque le dépôt est bien formé, on évapore et on fait cristalliser. MM. Payen et Cartier préparent aujourd’hui le borax du commerce en traitant le carbonate de soude par l’acide boiûque provenant des lacs de Toscane.

Il existe une autre variété de borate de soude qui cristallise en octaèdres, NaO, 2 Bo 0®, 5 HO. Il suffit, pour l’obtenir, de faire cristalliser au-dessus de 65° une dissolution de borax marquant 30 degrés à l’aréomètre de Baumé. Il ne contient que 30,8 pour 100 d’eau. Il est préféré à l’autre pour la soudure , parce qu’il se boursoufle moins avant de subir la fusion ignée.

Carbonate, NaO, CO^, 10 HO- — 37,31 de carbonate anhydre, et 62,69 d’eau. Tresque toutes les plantes qui croissent sur les bords de la mer, et particulièrement le salsola soda de L. , contiennent de l’oxalate de

soude, qui se transforme en carbonate par la calcination : aussi trouvet-on celui-ci dans leurs cendres. Il est solide, d’une couleur blanche; sa saveur est âcre, légèrement caustique ; il verdit le sirop de violettes. Convenablement évaporé , il fournit des cristaux qui sont des prismes rhomboïdaux, ou des pyramides quadrangulaires appliquées base à base et à sommets tronqués. Exposés à l’air, ces cristaux s’effleurissent ; chauffés dans un creuset , ils éprouvent successivement la fusion aqueuse et la fusion ignée sans se décomposer, à moins qu’on ne les naette en contact avec de la vapeur aqueuse. Cent parties d’eau à 0° dissolvent 7,08 de ce sel anhydre et 21,52 du même sel cristallisé, tandis qu’à 104° 6, l’eau dissout 48,50 du premier et 420,68 du second. A une température élevée, le phosphore le décompose, s’empare de l’oxygène de l’acide carbonique, passe successivement à l’état d’acide phosphorique et de phosphate de soude , et le charbon est mis à nu. Il est susceptible d’absorber une assez grande quantité de gaz acide carbonique qui sature la soude et lui fait perdre presque toute sa causticité. Il contient 62,9 p. 100 d’eau ; il n’en renferme que 18 p. 100 s’il s’est formé en petits cristaux grenus dans une dissolution concenti’ée chaude. On ne l’emploie que dans les laboratoires et en médecine; mais les diverses soudes d’Alicante, de Carthagène, de Malaga, de Narbonne (salicor), d’Aigues- Mortes (blanquette), de Normandie (varech), et celle que l’on prépare artificiellement, le contiennent en plus ou moins grande quantité et oqt des usages nombreux. On se sert de ces soudes dans la fabrication du savon dur, du verre, pour couler les lessives et pour diverses opérations de teinture. Le carbonate de soude est administré en médecine dans les paêmes circonstances que le carbonate de potasse; il est même employé de préférence, parce qu’il est moins caustique ; quelques praticiens en opt fait usage contre le goitre ; on le donne ordinairement à l’état solide avec des extraits à la dose de quelques décigrammes.

Préparation. On prépare ce sel avec la soude artificielle, qui est formée de soude caustique, de carbonate de soude, de sulfure de calcium , de sulfate de chaux et de charbon. Après l’avoir réduite en poudre ,;on la traite par l’eau froide, qui ne dissout que la soude et le carbonate de soude; on décante la liqueur, on l’évapore jusqu’à siccité, et on la laisse à l’air pendant dix, douze ou quinze Jours. La soude caustique se com-r bine avec l’acide carbonique, et s’effleurit; à cette époque, on fait redissoudre dans l’eau et on évapore la dissolution pour en obtenir des cristaux.

Préparation de la soude artifcielle. On introduit dans un four, dont la température est au-dessus du rouge-cerise, un mélange pulvérulent

fait avec 1,000 parties (ie sulfate de soude anhydre , 1,040 de carbonate de chaux, et 530 de charbon de bois ; quand ce mélange est dans le four, l’ouvrier pousse le feu aussi vivement que possible ; la masse entre en fusion, tandis qu’il se dégage des quantités considérables d’oxyde de carbone qui s’est formé par l’action du charbon sur le sulfate de soude ; ce sel se trouve donc réduit à du sulfure de sodium. On ne laisse arriver qu’un léger courant d’air, afin qu’en brûlant, le charbon ne passe qu’à l’état d’oxyde de carbone, qui devient ainsi une source abondante de chaleur. Le carbonate de chaux lui-même éprouve une décomposition; sous l’influence du charbon, il se change en chaux vive, et fournit à la combustion une nouvelle quantité d’oxyde de carbone. On reconnaît le terme de cette première réaction quand le gaz ne s’échappe plus d’une manière tumultueuse, et que la masse fondue ne développe plus que de rares bulles ; elle est alors un mélange de sulfure de sodium , de chaux vive et de charbon.

Dès que l’ouvrier a .saisi ce moment, il diminue l’intensité du feu et se met à brasser la masse avec son ringard. Quand la température s’est abaissée jusqu’à un certain point , la chaux vive et le sulfure de sodium se décomposent en soude caustique et en sous-sulfure de calcium insoluble. L’agitation de la masse favorise l’accès de l’air ; elle a aussi pour effet d’éviter l’élévation de la température dans certaines parties , et d’empêcher ainsi la recomposition du sulfure de sodium et de la chaux vive. L’air brûle ensuite le reste du charbon, qui suffit pour carbonafer la soude. On sait combien Leblanc, à qui l’on doit ce procédé, avait insisté sur la nécessité de remuer la masse jusqu’à la fin de l’opération.

On traite ensuite par l’eau, qui dissout le carbonate de soude et laisse le sous-sulfure de calcium. On purifie le carbonate de soude en le faisant cristalliser.

Extraction, de la soude des plantes marines. On fait brûler ces plantes, comme je l’ai dit en parlant de la potasse du commerce , et l’on obtient une masse saline, composée de carbonate et de sulfate de soude, de chlorure de sodium, d’alumine, d’acide silîcique, d’oxyde de fer, de chai'bon, et quelquefois de sulfate de potasse et de chlorure dè potassium*

Sesquicarbonate, 2 NaO, 3 CO^, 4 HO. -r— Confondu pendant longtemps avec le carbonate, il doit en être distingué par sa composition et par ses caractères. Il existe abondamment dans le natron, produit salin que l’on trouve dans quelques lacs d’Égypte, de Hongrie, etc., et qui contient, outre le sesquicarbonate , une certaine quantité de sel marin et de sul-

384 Memiérë paRtiê.

fale de soude, il constitue presque à lui seul Yurao, matière três-aboii» dante qui est dissoute dans les eaux d’un lac de l’Amérique du Sud (province de Maracaybo>; on le trouve effleuri sur les murs de plusieurs souterrains , enfin il existe dans quelques eaux minérales. Il cristallise en prismes rhomboïdaux terminés par des pyramides quadrangulaires. Il esl inaltérable à l’air; il verdit le sirop de violettes. Cent parties d’eau à 0° dissolvent 12,63 de ce sel anhydre et 16,60 de sel cristallisé ; à 100°, l’eau dissout 41,59 de sel anhydre et 59,48 de sel cristallisé. D’après M. Boussingault, le sesquicarbonate d’Afrique et d’Amérique ne précipiterait pas les sels de magnésie et ferait effervescence avec les sels de chaux.

Préparation. Suivant Hermann, lorsqu’on chauffe du bicai’bonate de soude sans que la température dépasse 200® c., on a une masse saline formée en majeure partie de sesquicarbonate de soude. Pour obtenir ce sel cristallisé , il suffit d’exposer cette masse pendant quelque temps à l’action de l’air humide, surtout dans des caves (Journ. depharm., année 1843).

Le natron s’obtient par l’évaporation spontanée des eaux qui le tiennent en dissolution.

Bicarbonate de soude, NaO, 2 CO^, HO. — Il existe dans les eaux alcalines gazeuses, naturelles et artificielles. Il est sous forme de prismes rectangulaires à quatre pans, terminés par une base rectangulaire oblique, d’une saveur faiblement alcaline. Cent parties d’eau à 0® dissolvent 7,92 de sel anhydre et 8,95 de sel crislaili.sé, tandis qu’à 70“ l’eau dissout 14,64 du premier et 16,69 du second. Si , après avoir dissous dans l’eau

I gr. 264 de bicarbonate sodique, on fait bouillir la dissolution jusqu’à ce que 720 grammes d’eau soient réduits à 10, le sel se trouve transformé en un corps intermédiaire entre le carbonate et le sesquicarbonate, puisqu’au lieu de contenir 26,10 d’acide carbonique, comme le carbonate, ou 39,15, comme le sesquicarbonate, il renferme 31,74 d’acide. Si on prolonge l’ébullition , surtout dans une capsule ouverte, on change tout à fait le bicarbonate en carbonate (Rose). Le bicarbonate de soude est inaltérable à l’air, à moins que celui-ci ne soit trèschargé d’humidité; car, dans ce cas, il devient carbonate neutre, qui contient 10 équivalents d’eau. H est employé en médecine dans tous les cas où le bicarbonate de potasse est indiqué, et il lui est même préféré.

II fait la base des pastilles de d’Arcet, que l’on administre quelquefois avec succès comme digestives , surtout chez les goutteux.

Préparation. On l’obtient en saturant de gaz acide carbonique le car-

bonate de soude ; mais alors il est toujours mêlé d’une portion de ce carbonate, dont on peut le débarrasser en le comprimant entre des papiers, puis le lavant avec une petite quantité d’eau , et comprimant de nouveau : le carbonate, étant beaucoup plus soluble que le bicarbonate, est enlevé par ce moyen.

Alcalimétrie. — On sait, par ce qui a été dit, que les carbonates de potasse et de soude du commerce contiennent des matières étrangères; il importe de savoir quelles sont les proportions de carbonates de potasse et de soude qu’elles renferment. On donne le nom A’ alcalimétrie à l’opération qui a pour but la solution de ce problème.

Méthode de Gay-Lussac pour le carbonate de potasse. On pèse 48gr. 0^ du carbonate à essayer, que l’on dissout dans une quantité d’eau telle que la dissolution occupe un demi-litre ou 500 centimètres cubes. On opère sur 50 centimètres cubes, c’est-à-dire sur le dixième ou sur 4gr. 807. D’un autre côté, on prépare une dissolution de 5gramraes d’acide sulfurique monohydraté , et d’une quantité d’eau telle que le mélange occupe, à une température de -j- 15°, un volume de 50 centimètres cubes ; c’est à cet acide dilué que l’on donne le nom d’acide sulfurique normal. L’expérience prouve que 4 gr. 807 de carbonate de potasse pur exigent pour être saturés, de manière à donner du sulfate de potasse neutre, ni plus ni moins que 5 gr. d’acide sulfurique monohydraté, SO^, HO. Partant de ce fait, il est évident que si pour saturer le carbonate dont on cherche à constater la valeur, il ne faut que 2 gr. , 50 d’acide sulfurique monohydraté, la potasse ne contient que 50 pour 100 de carbonate, tout comme il faudrait conclure qu’elle n’en renferme que 25 pour 100, s’il ne fallait, pour la saturer, que 1 gr., 25 d’acide sulfurique. On fait l’essai dans une burette graduée, qui porte le nom de burette alcalimétrique ; celle de Gay-Lussac est divisée en demi-centimètres cubes , 100 de ses divisions contiennent 5 grammes d’acide sulfuiique monohydraté : en sorte que si 4 gr. 807 de carbonate de potasse exigent 100 divisions d’acide normal, le carbonate est pur; si une même quantité de carbonate n’exige que 80 divisions, c’est que le sel ne renferme que 80 parties de Cai’bonate.

On procède de même pour le carbonate de soude, avec cette différence que pour saturer 5 grammes d’acide sulfurique monohydraté, il ne faut que 3 gr. 185 de ce carbonate. Si ce sel renfermait , comme cela arrive quelquefois, des sulfures, des hyposulfites ou des sulfites, il faudrait préalablement transformer ces sels étrangers en sulfates en calcinant le carbonate de soude avec quelques centièmes de chlorate de potasse; on 1. 25

conçoit qüe si l’on omellail de faire cette transformation , une partie des 5 grammes de l’acide sulfurique monohydraté décomposerait ces sels, en même temps qu’une autre partie saturerait une portion seulement du carbonate; ce résultat obtenu serait évidemment erroné.

Si l’on voulait déterminer la proportion de soude libre ou caustique qui existe assez souvent dans le carbonate de soude du commerce , on verserait du chlorure de baryum dans une quantité connue de carbonate du commerce; ce chlorure serait transformé en carbonate de baryte insoluble par le carbonate de soude, et en baryte soluble par la soude libre ; on verserait le tout sur un filtre et on laverait avec de l’eau distillée; le carbonate insoluble resterait sur le filtre, et l’eau de baryte ' filtrerait ; en faisant traverser celle-ci par un coui’ant de gaz aci^e carbonique, on produirait du carbonate de baryte dont le poids, après lavage et dessiccation , ferait connaître la proportion de soude caustique (Barreswil).

Phosphate tribasique (phosphate ordinaire), 2 NaO, HO, PhO^, 24 HO. — Ce sel se trouve dans l’urine, dans le sérum du sang et dans quelques autres matières animales. H cristallise en rhomboïdes obliques , ou en prismes rhomboïdaux , ou en petites lames brillantes et nacrées ; il est blanc, doué d’une faible saveur salée, nullement amère; il verdit le sirop de violettes ; il s’effleurit rapidement à l’air, et se dissout trèsbien dans 4 parties d’eau froide et dans 2 d’eau bouillante. Les acides sulfurique, azotique et chlorhydrique s’emparent d’une portion de la soude qu’il renferme, et le transforment en phosphate de soude. Chauffé à 100", il perd 24 équivalents d’eau ; à une température beaucoup plus ilevéé , il perd son dernier équivalent d’eau basique; et après avoir éprouvé successivement la fusion aqueuse et la fusion ignée, il donne un verre opaque et laiteux âe. pyrophosphate de soude; ainsi calciné, il précipite l’azotate d’argent en blanc et non en Jaune comme avant la calcination; lorsqu’il est dissous, il peut, au bout de quelque temps, reprendre l’eau qu’il a perdue el redevenir phosphate ordinaire : cetté action a lieu plus rapidement en le faisant bouillir. 11 est employé dans les laboratoires pour préparer les divers phosphates insolubles , et en médecine comme purgatif ; on l’administre ordinairement à la dose de 32 à 64 grammes dans un litre de bouillon aux herbes : celte boisson purge très-bien et n’est point désagréable.

Il existe encore un phosphate de soude tribasique, 3 NaO, PhO^, 24 HO, et un plmsphate acide tribasique, KaO, 2 HO, PhO^, 2 HO; d’où il suit que dans ces trois pliospbates il y a toujours trois équivalents de

base, savoir: dans le premier, 2 de soude et 1 d’eau; dans le second, 3 de soude, et dans le troisième. 1 de soude et 2 d’eau. Ils contiennent, en outre, 24 équivalents d’eau de cristallisation. Ils précipitent tous les trois l’azotate d’argent en jaune.

Préparation. On obtient le premier, 2 NaO, HO, PhO®, 24 HO, par le deuxième procédé (voy. p. 317), ou bien en décomposant le biphosphate de chaux par le carbonate de soude ; le second, 3 NaO, PhO^, 24 HO, en ajoutant un excès de carbonate de soude à une dissolution du précédent ; et le troisième, NaO, 2 HO, PhO^, 24 HO, en ajoutant un excès d’acide phosphorique au premier.

Pyrophosphate (phosphate bi basique), 2 NaO, PhO®, 10 HO. — Il n’est pas efflorescent. Si l’on ajoute un excès d’acide phosphorique , on obtient un sel acide cristallisable NaO, HO, PhO^. Ces deux sels précipitent l’azotate d’argent en blanc.

Métaphosphate (phosphate monobasique), NaO, PhO^. — Il ne contient pas d’eau. Il est incristallisable, déliquescent et précipite en blanc l’azotate d’argent et l’albumine ; cette dernière substance n’est précipitée ni par les phosphates ni par les pyrophosphates.

Sulfate (sel de Glauber, sel admirable, soude vitriolée, alcali minéral vitriolé), NaO, SO^, 10 HO. — On trouve ce sel anhydre en Espagne; hydraté, il existe dans certaines eaux de source, par exemple, à Dieuze, à Château-Salins, etc., dans les cendres des plantes marines, enfin combiné avec le sulfate de chaux. Il est sous forme de prismes à six pans cannelés, terminés par un sommet dièdre, transparents, excessivement diaphanes, doués d’une saveur amère , fraîche, salée, efflorescenls, pouvant perdre dans ce cas les 10 équivalents d’eau qu’il renferme, et très-solubles dans l’eau. Le sulfate de soude anhydre est également efflorescent; mais alors il a absorbé de l’eau à l’atmosphère, et a formé un sulfate moins liydraté que celui qui contient dix équivalents d’eau , non efflorescent. Le charbon le transforme en sulfure de sodium (voy. p. 322). Le sulfate de soude a un maximum de solubilité à environ 33"; 100 parties d’eau à 0® n’en dissolvent que 5 parties; à 33°, au contraire, elles en dissolvent 322; à partir de ce terme, la solubilité va continuellement en diminuant à mesure que la température s’élève jusqu’à 100° : toutefois une dissolution de ce sel, faite dans l’eau bouillante, contient beaucoup plus de sel que lorsqu’elle a été préparée à 8" oü 10°-l-0, et doit -cristalliser par le refroidissement de la liqueur; mais ces cristaux sont anhydres; pour avoir le sulfate hydraté â 10 équivalents d’eau, il faut ^ue la cristallisation ait lieu à une température inférieure à-f-20°. Si

îa dissolnlion de sulfate de soude saturée et bouillante est enfermée dans un tube de verre d’où l’on ait chassé l’air, elle ne cristallise plus , lors même qu’elle est agitée; mais il suffit d’y faire entrer une bulle d’air ou d’un gaz quelconque , pour que la cristallisation ait lieu : on ignore quelle peut être la cause de ce phénomène. Chauffé dans un creuset, le sulfate de soude éprouve successivement la fusion aqueuse et la fusion ignée; si on le refroidit après l’avoir fondu , il a l’aspect d’un émaij^ On l’emploie pour préparer la soude artificielle ; on s’en sert maintenant avec avantage dans la fabrication du verre. On l’administre en médecine comme purgatif, à la dose de 32 à 50 grammes dans trois verres de bouillon aux herbes ou d’une autre tisane ; il est usité dans tous les cas où il est nécessaire de procurer des évacuations alvines, sans produire d’excitation générale, dans les maladies cutanées, dans les jaunisses de longue durée , etc- ; il est donné aussi comme apéritif et fondant. M. Courdemanche s’en est servi pour composer le mélange frigorifique de Walker, dont il a fait une heureuse application à la congélation de l’eau; en effet, lorsqu’on mêle 2 kilogrammes de sulfate de soude pulvérisé, et 2 kilogrammes d’acide sulfurique à 36 degrés, ou 2 kilogr. 750 gramnies du même sel, et 2 kilogr. 128 grammes de résidu d’éther sulfuiique , ramené à une densité de 33 degrés , et qu’on plonge dans ce mélange des cylindres de fer-blanc contenant de l’eau , celle-ci ne tarde pas à être congelée. Les précautions à employer dans cette opération sont de refroidir les deux substances dans des vases peu conducteurs du calorique avant de les mêler, de ne pas employer du sel effleuri , de faire usage de l’eau qui a bouilli , d’agiter le mélange pour que l’action réciproque du sel et de l’acide soit plus prompte et plus complète, enfin de renouveler ces mélanges deux ou trois fois, si le refroidissement obtenu d’abord n’était pas suffisant. On peut aussi obtenir de la glace à peu de frais en mêlant 1500 gi'ammes de sulfate de soude avec 1200 gi-ammes d’acide chlorhydrique; l’abaissement de la température est de 25® à30“ — 0®.

Il est formé de 44,09 de sulfate anhydre et de 55,91 d’eau. Le sel anhydre contient 43,82 de soude et 56,18 d’acide.

Préparation. On prépare le sulfate de soude en décomposant le chlorure de sodium (sel commun) par l’acide sulfurique; mais comme le sulfate qui en résulte contient souvent du sulfate de fer et du sulfate de manganèse, on le fait rougir dans un creuset pour décomposer ces deux sels; on traite la masse pai' l’eau, qui ne dissout que le sulfate de soude pur. On le prépare aussi, mais' en petite quantité, en faisant éva-

porer les eaux de source qui le renferment ; on traite la masse solide par l’eau bouillante, et le sultate de soude cristallise par refroidissement.

J’ai dit, en parlant du sel commun, comment M. Balard est parvenu à retirer ce sel en grand et à peu de frais (voy. p. 376).

Bisulfate, NaO, 2 SO^, 3H0. — Il est cristallisé. Chauffé, il fond et perd 2 équivalents d’eau; il finit par devenir anhydre, si on continue l’action de la chaleur ; dans cet état, il abandonne la moitié de son acide, si on le soumet à une température plus élevée. On l’obtient en ajoutant à une dissolution de sulfate de soude une quantité d’acide sulfurique égale à celle que ce sel renferme déjà.

Hyposulfite, NaO, O^, 5 HO. — Il est le produit He l’art, et sous forme de prismes rhomboïdaux , terminés aux deux bouts par une face oblique, incolores, transparents, très-solubles dans l’eau et insolubles dans l’alcool. Chauffé, il éprouve la fusion aqueuse, puis se décompose en pentasulfure de sodium et en sulfate de soude. Il dissout l’oxyde de mercure et le chlorure d’argent. On l’emploie dans la préparation des images daguerriennes (voy. lodures d’argent). Il forme avec le pi'otoxyde d’or un sel double qui sert à fixer ces images , et qui est représenté par Au^ O , S* 0^ 3 NaO , 0^, 4 HO (Fordos et Gélis).

Préparation. On fait bouillir avec du soufre une dissolution de sulfite neutre. Walchner a indiqué le procédé suivant :

On chauffe peu à peu dans une capsule de porcelaine 500 grammes de carbonate de soude cristallisé et bien desséché , et 160 grammes de soufre sublimé; lorsque celui-ci est fondu, on divise, en entretenant une chaleur égale, la masse qui s’est alors agglutinée, et on la tourne pour mettre toutes ses parties en contact avec l’air et pour transformer le sulfure de sodium en sulfite de soude. On fait dissoudre ce sulfite dans l’eau; on filtre pour en séparer le fer dont il était mélangé; on fait aussitôt bouillir la liqueur avec du soufre sublimé , et la liqueur filtrée, presque incolore, fortement concentrée, donne l’hyposulfite de soude en cristaux très-purs et en grande quantité.

Sulfite neutre, NaO, SO^, 10 HO. — Il est le produit de l’art. Il cristallise en prismes obliques ; il ést soluble dans quatre parties d’eau froide et dans un peu moins de son poids d’eau bouillante; il réagit faiblement à la manière des alcalis, et a la saveur d’acide sulfureux. Chauffé, il fond dans son eau de cristallisation , puis il perd de l’acide sulfureux et de l’eau.

Il est employé sous le nom CüantKhlore pour enlever aux fils, aux tis-

390 PBEMIÊRE PARTIE.

SUS OU à la pâte de papier, l’odeur du chlore qu’ils eontraetent par le blanchiment. Il empêche les vins de brunir et la pulpe de betterave de se colorer à l’air et d’entrer en fermentation pendant un certain temps. Il conserve les cadavres pendant longtemps, en hiver surtout, et peut servir ti’ès-utilement aux dissections, comme l’a fait voir le D‘‘ Sucquet. Aujourd’hui tous les cadavres des pavillons de la Faculté sont injectés avec ce sel, dont on introduit 3 ou 4 litres dans l’aorte.

Le sulfite des injections est un liquide clair, ü’ansparent , rougissant le tournesol, et marquant 25 degrés à l’aréomètre de Baumé.

Préparation. On l’obtient en distillant dans des vases' clos une pâle faite avec de la sciure de bois et de l’acide sulfurique du commerce. L’appareil se compose d’une vaste cornue en fonte et d’un gros tuyau en plomb se rendant dans une cuve remplie d’une dissolution de carbonate de soude marquant de 18 à 21 degrés à l’aréomètre de Baumé; le tuyau porte un petit robinet de dégagement et de sûreté ayant pour but de surveiller l’opération. II se produit, pendant la décomposition de la sciure, une grande quantité de gaz acide sulfureux, de la vapeur d’eau, de l’acide carbonique, et une petite proportion d’acide acétique et d’acide sulfhydrique; ces substances, en arrivant dans la cuve, donnent naissance à du sulfite de soude, à un peu d’acétate de soude et de sulfui’e de sodium; il se dégage beaucoup d’acide carbonique. On pousse l’opération jusqu’à ce qu’il ne se produise plus de gaz acide sulfureux, ce que l’on reconnaît en ouvrant le robinet; alors on recommence en faisant une nouvelle pâte avec le charbon restant dans’la cornue .et de l’acide sulfurique. On cesse de faire arriver du gaz sulfureux lorsque la liqueur de la cuve à soude ne trouble plus une dissolution de sulfate de protoxyde de fer; en ce moment, on mêle cette liqueur avec une certaine quantité de carbonate de fer, qui décompose le sulfure de sodium ; 'on décante dès que le sulfure de fer est déposé. La présence du sulfure de sodium dans la liqueur amènerait nécessairement l’altération des scalpels et des autres instruments de dissection. Il y a avantage à ce que le sulfite des injections soit légèrement acide ; en effet, s’il était neutre , il cristalliserait lorsqu’il marquerait 18 degrés à l’aréomètre , et ne pourrait par conséquent pas être amené à 25 degrés : on sait, d’un autre côté, que les instruments ne sont pas attaqués quand on dissèque des cadavres injectés avec de l’acide sulfureux liquide.

Depuis plusieurs années que j’ai fait adopter la méthode à injecter du D'^ Sucquet, soit dans les pavillons de la Faculté , soit à Clamart , on n’a point observé chez les élèves ni chez les garçons d’amphithéâtre ces

abcès et ces accidents graves qui auparavant étaient si souvent la suite de piqûres, et qui se terminaient quelquefois par la mort.

On obtient le sulfite neutre de soude qui doit servir à la préparation de rhyposulfite, soit comme je Tai déjà dit (ïoy. Hyposulfite, p. 389), soit en divisant en deux parties bien, égales une dissolution de carbonate de soude , en sursaturant l’une de gaz acide sulfureux , et en neutralisant ensuite par la seconde portion de carbonate. On fait bouillir la liqueur dans un ballon pour chasser l’excès d’acide sulfureux.

Azotate, NaO, AzO^. — Il existe abondamment dans le district d’Atacama, près du port d’Yquique. Dans les laboratoires, on l’obtient cristallisé en prismes rhomboïdaux incolores, d’une saveur fraîche, piquante et amère, légèrement déliquescents; 100 parties d’eau à 0® dissolvent 79,75 de ce sel anhydre, et à 120", 225, 30 p. ; il est moins fusible que l’azotate de potasse ; on peut le substituer avec avantage à ce dernier pour préparer l’acide azotique , parce qu’il fournit plus de cet acide et qu’il esté plus bas prix.

D’après M. Lembert, l’azotate de soude naturel contient une très-petite quantité d’iodure de sodium et une proportion plus forte d’iodate de soude {Journ. de pharm. , ann. 1843).

Préparation (voy. p. 317, l®*" et 2® procédés).

Chlorure. — Ce sel est liquide, légèrement verdâtre, d’une odeur forte, savonneux au toucher, d’une saveur salée un peu caustique ; il décolore le tournesol et verdit le sirop de violettes : l’azotate d’argentj fait naître un précipité abondant de chlorure et d’oxyde d’argent ; le chlorure de platine et l’oxalate d’ammoniaque ne le troublent point quand il est pur. Les acides en séparent beaucoup de chlore, et s’unissent à la soude. Évaporé, il perd une grande quantité de chlore, et fournit une masse blanche gélatineuse. Il est employé, comme le chlorure de chaux, en qualité de désinfectant, et dans le traitement des brûlures, de certains ulcères, de quelques affections syphilitiques , de la pourriture d’hôpital , etc. M. Chomel l’a administré avec succès dans le traitement des fièvres typhoïdes.

On le prépare pour les.usag^ du commerce en saturant de chlore gazeux une solution peu concentrée de carbonate de soude ; le chlore chasse d’abord l’acide carbonique, puis s’empare de la soude et constitue le chlorure de soude. Cette liqueur porte dans le commerce le nom d’eau de Javelle ; elle est presque toujours colorée en rose par un peu de perchlorure de manganèse.

OES EAini aHAÉRAEES ISVEFCBEVSËS.

Les eaux minérales sulfureuses peuvent être rangées en trois classes, par rapport à la composition de leur principe sulfureux : 1“ celles qui ne renferment que de Vacide sulfhydrique libre , 2“ celles qui contiennent du monosulfure de sodium, et 3° celles dans lesquelles il existe à la fois de l’acide sulfhydrique libre et un monosulfure.

Eaux sulfhydriques. — On les trouve à Évaux, àCambo-Saint-Honoré, à Saint-Amand, à Allevard, à Barbotan, etc. Elles sont froides ou peu chaudes, limpides, d’une odeur d’œufs pourris. L’argent métallique les noircit, en donnant lieu à un précipité de sulfure d’argent ; après cette action, il ne reste plus de soufre en dissolution. L’acide arsénieux les colore en jaune en produisant du sulfure d’arsenic As S®, soluble dans l’ammoniaque.

Eaux monosulfurées. — Ces eaux, dites ordinairement eaux des Pyrénées, contiennent du monosulfure de sodium. Elles sont en général chaudes, limpides et inodores ou peu odorantes; quand elles ont del’odeur, c’est que déjà elles sont loin de la source, et que frappées par l’air, elles ont été décomposées de manière qu’il s’est formé une plus ou moins grande quantité de gaz acide sulfhydrique; on sait en effet que le monosulfure de sodium est inodore. L’argent métallique ne les noircit pas, et l’acide arsénieux ne les colore en jaune qu’autant que l’on ajoute un acide (voÿ. Monosulfure de sodium, p. 373). Elles contiennent toutes un iodure soluble et probablement aussi un bromure.

Les eaux à la fois sulfhydriques et monosulfurées, telles que les eaux d’Enghien, d’üriage, de Pierrefonds , etc., renferment de l’acide sulfhydrique et un monosulfure qui le plus souvent est du monosulfure de calcium; mais ces deux corps sont simplement mélangés et non pas à l’étal de suif hydrate de monosulfure , la. quantité d’acide sulfhydrique étant insuffisante pour constituer un sulfhydrate à proportions définies. Elles sont limpides et répandent Yodeur d’œufs pourris; leur température ne dépasse guère 22° c., et en général elles sont presque toutes froides. L’argent métallique les noircit, et l’acide arsénieux les jaunit , ce qui tient à la présence de l’acide sulfhydrique libre; mais si on vient à les filtrer lorsque l’argent a épuisé son action , qu’il ne se forme plus de sulfui-e, la liqueur filtrée ne renferme plus alors d’autre piincipe sulfureux que le monosulfure et se comporte avec les réactifs comme l’eau monosulfurée.

M. Fontan a divisé les eaux minérales sulfureuses en eaux naturelles

DES EAÜX MINÉRALES SüLFCRECSES. 893

et accidentelles. Les premières sont celles qui sont sulfureuses dans tout le cours de leur trajet; les autres, primitivement salines, sont devenues sulfiu-euses par la décomposition d’un sulfate calcaire ou magnésien qui s’est transformé en sulfure par l’action de la tourbe et des matières organiques à travers lesquelles l’eau a passé. Les eaux d'Enghien, d'Uriage, de Bourhonnedes-Bains , et toutes celles qui font partie de la troisième classe , sont dans ce cas ; elles contiennent des chlorures et des sulfates de chaux et de magnésie en grande quantité ; elles sourdent dans les terrains secondaires et tertiaires , tandis que les eaux naturelles sourdent dans les terrains primitifs, et à la limite de ces terrains on trouve des sources salines qui sont analogues , et dans lesquelles les sulfures sont remplacés par des sulfates. La décomposition du sulfate de chaux par les détritus des matières organiques est rapide et peut être facilement opérée dans les laboratoires.

Eaux monosulfurées des Pyrénées. Ces eaux sont les eaux Bonnes, les eaux Chaudes, les eaux de Cauterets, de Saint-Sauveur, de Bagnères de Luchon, de Barzun , etc.; eües contiennent, outre le monosulfure de sodium, du sulfate de soude, de l’acide silicique libre, suivant les uns, et combiné à la soude suivant les autres , des traces de majgnésie, de fer et d’alumine cai’bonatés, un peu de potasse à l’état de silicate, d’après M. Fontan , de la barégine dissoute, qui peut se déposer par le refroidissement ou par le repos de l’eau , à l’état de gelée amorphe, de la sulfuraire, découverte par M. Fontan, qui est blanche, filamenteuse, et qui peut prendre la forme d’une plume, d’une fleur radiée, d’une queue de cheval, de pluche, en se rangeant autour d’un fragment de barégine. La. sulfuraire est formée de tubes transparents remplis de granules, comme serait un tube de verre rempli de perles; une des extrémités des filaments adhère à la barégine, l’autre flotte au gré des courants d’eau ; on n’aperçoit la sulfuraire, au passage des eaux, que lorsque celles-ci ont le contact de l’air et que leur température ne dépasse pas 45° à 50° c. Les eaux sulfureuses renferment encore de l’azote, de l’acide carbonique et de l’oxygène. Leur onctuosité est due en partie au dépôt de la barégine, à la combinaison de l’alcali avec la matière silicée, et à la sulfuraire quand il en existe.

Pour juger de la minime proportion des substances contenues dans ces eaux, je donne ici la composition de l’eau de Saint-Sauveur, d’après Longchamp.

Les eaux Bonnes ont fourni à M. Henry, pour un litre d’eau, 0 Ut. 0064 d’acide carbonique.

Voyons maintenant si le soufre que renferment les eaux sulfureuses des Pyrénées y existe réellement à l’état de monosulfure de sodium, ainsi qu’il résulte des travaux de Bayen, d’Anglada, de Longchamp, des miens, et de ceux plus récents de M. Filhol. M. Fontan , dans son beau travail sur les eaux minérales des Pyrénées, publié en 1833, avait annoncé que le principe sulfureux des eaux minérales sulfureuses des Pyrénées était un sulfhydrate de monosulfure de sodium. On peut lire dans le Journal de pharmacie (années 1843 et 1847) deux mémoires de MM. Boullay et Henry, dont le dernier se termine par les conclusions suivantes : 1® on doit admettre que le sulfure de sodium ne se trouve pas dans ces eaux à l’état neutre, mais accompagné de proportions plus ou moins grandes d’acide sulfbydrique libre; 2° que l’opinion qui consiste à les considérer comme contenant un sulfhydrate de sulfure hydraté ne saurait être admise, parce que l’excès de l’acide sulfbydrique ne s’y trouve pas en proportion convenable pour donner lieu à ce composé.

M. Filhol, dans un travail encore inédit, après avoir étudié les eaux de Bagnères de Luchon pendant plusieurs mois,, combat l’existence d’un sulfhydrate dans ces eaux par les considérations suivantes :

1® Le sulfhydrate de sulfure de sodium est un sel très-instable; l’expérience démontre qu’il ne peut pas supporter une température supérieure à 50® ou 60® sans se décomposer en acide sulfbydrique qui se dégage, et en sulfure neutre de sodium; comment donc pourrait-il se maintenir dans des sources dont l’eau marque de 58° à 68®?

Si ces eaux renfermaient un sulfhydrate de sulfure, elles devi’aient verser des torrents d’acide sulfliydrique dans les galeries où elles s’écoulent avant d’arriver dans les réservoirs, et pourtant il n’en est pas ainsi,

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car j’ai pa s^oorner pendant plusieurs heures dans ces galeries, alors que l’eau y coulait en plein air, depuis les griffons jusqu’à la sortie des galeries, et que j’avais fait fermer toutes les portes; j’aurais été certainement empoisonné par l’acide sulfhydrique, si la quantité de ce gaz que laissent dégager les sources eût été considérable.

2" Si l’on fait bouillir l’eau minérale dans un appareil convenable, pendant quatre à cinq minutes, temps plus que suffisant pour décomposer quelques centigrammes de sulfhydrate de sulfure, et qu’on recueille les gaz qui se dégagent, on n’en retire pas la vingtième partie de l’acide sulfhydrique indiqué par la théorie; si, au contraire, on prolonge l’ébullition pendant plusieurs heures , on en obtient plus que n’en devrait fournir la quantité de sufhydrate de sulfure indiquée par l’analyse. Il est d’ailleurs facile de s’assurer que le sulfure neutre de sodium , traité de la même manière, fournit tout autant d’acide sufhydrique libre.

3° L’azote qui se dégage spontanément de la plupart de ces sources n’entraîne que des traces d’acide sulfhydrique tellement faibles , que c’est à peine si l’on peut en constater la présence ; ce fait, qui s’explique difficilement quand on admet le sulfhydrate de sulfure, se conçoit très-bien quand on admet le monosùlfure.

4“ Si l’on ajoute à l’eau de Luchon une quantité de sulfate de zinc un peu supérieure à celle qui est nécessaire pour en décomposer le sulfure, et qu’on filtre le mélange, la liqueur filtrée a perdu tout son titre sulfhydromélrique , tandis que la solution de sulfhydrate de sulfure traitée de la même manière en conserve une partie. Cette même liqueur filtrée est neutre quand on opère sur l’eau des sources de Bagnères de Luchon , elle est acide quand on opère sur la solution de sulfhydrate de sulfure : en effet, on a dans le prenaier cas,

NaS ZnO, S03 ZuS NaO, S03

Uonosalfaré. * Sulfate de zinc. Sulfure. ’ Sulfate de soude.

dans le deuxième,

NaS HS 2ZnO, S03 2ZnS NaO, S03 S03,HO

Suif, de sodium. ’ A. snlfbyd. ’ Suif, de zinc. Sulfure. ’ Suif, de soude. ’

L’acidité est faible quand on emploie le sulfate de zinc , qui n’agit que ü’ès-peu sur l’acide sulfhydrique; elle est au contraire bien tranchée quand on emploie l’acétate de zinc ou le sulfate de plomb , qui décomposent entièrement le sulfhydrate de sulfure.

6“ L’argent ou le cuivre se ternissent à peine dans l’eau de Luchon (à l’abri de l’air), et ils en abaissent très-peu le titre ; ces métaux indiquent cependant l’existence d’une trace d’acide sulfhydrique libre dans celte eau , mais ce n’est qu’une trace.

6® La composition des eaux de Bagnères de Luchon est telle , qu’il est très-facile d’expliquer le dégagement d’acide sulfhydrique qui a lieu quand on les fait bouillir, sans avoir recours à l’existence d’un sulfhydrate de sulfure , et de comprendre pourquoi , lorsque l’eau est décomposée par le sulfure de sodium, 4’aci de sulfhydrique provenant de cette réaction n’est pas retenu par la soude qui s’est produite en même temps. En effet, Bayen a observé le premier (elles chimistes qui l’ont suivi ont confirmé ce fait) que lorsque l’eau sulfureuse blanchit , le dépôt qui la trouble se compose de soufre , d’acide silicique et de matière organique; ces eaux contiennent donc de l’acide silicique dissous à la faveur du sulfure de sodium , et une partie de cet acide se dépose à mesure que le sulfure qui la tenait en dissolution se détruit. Or M. Aubergier a démontré que lorsqu’on faisait bouillir une dissolution de sulfure de sodium au contact de l’acide silicique , l’eau était décomposée, et qu’il se produisait du silicate de soude et de l’acide sulfhydrique libre. On voit donc pourquoi l’acide sulfhydrique n’est pas retenu par la soude ; on voit aussi pourquoi une eau qui traverse des roches granitiques, dans lesquelles on ne trouve que de l’orthose et pas ÔLalUte, contient cependant du silicate de soude.

NaS Si03 ^ HO = NaO, Si03 HS

Snlfure de sodium. A. siliciq[ae. Silicate de soude. A. sulfhydrique. -

7® Gette cause de dégagement de l’acide sulfhydrique n’agit pas toute seule ; en effet , les eaux de Bagnères de Luchon contiennent aussi en dissolution de l’oxygène qui peut bien venir en aide à la réaction précédente : ainsi

2 NaS HO, 03= 2 NaO, SO^ HS

Sulfure. ’ Sulfite de soude. Acide sulfhydrique.

Il se produirait un sulfite basique de soude avec dégagement d’acide sulfhydrique, ou plus probablement un mélange de silicate et de sulfite neutre de soude, toujours avec dégagement d’acide sulfhydrique. Mes expériences démontrent en effet que c’est du sulfite, et non pas de Vhyposulfite de soude, qui existe dans les eaux qui ont été altérées par l’air et qui n’ont pas blanchi.

DES EAUX KnŒRALES SULFUREUSES. 397

8* Enfin l’eau elle-même peut décomposer le sulfure de sodium, el je crois que celte troisième cause d’altération agit comme les précédentes. Il est vrai que dans ce dernier cas , on ne voit pas clairement pourquoi la soude qui se produit pendant la réaction ne relient pas l’acide sulfhydrique ; mais ce fait a ses analogues en chimie : ainsi , quand on concentre une dissolution d’acétate neutre de potasse, une bonne partie de l’acide acétique se volatilise vers la fin de l’opération , et l’acétate devient basique ; on sait d’ailleurs que, dans le cas de l’action de l’eau pure sur le sulfure de sodium , les choses se passent d’une manière moins simple. J’ai constaté en effet que l’oxygène de l’eau décomposée se porte en partie sur le sodium, en partie sur le soufre, et donne lieu à des produits dont l’étude est fort difficife; Je me propose de publier plus tard un travail sur ce sujet. Au reste, cette dernière cause de dégagement d’acide sulfhydrique n’agit que d’une manière accessoire dans le cas des eaux de Luchon; les deux premières sont les plus efficaces.

9° J’ai préparé des dissolutions de sulfhydrates de sulfure en leur donnant un degré de concentration tout pareil à celui des eaux de la Reine ou de Bayen ; je les ai examinées comparativement à l’eau naturelle, et indépendamment des caractères distinctifs que j’ai signalés plus haut, j’ai observé les suivants :

Si l’on agite l’eau naturelle avec une quantité de sulfate de zinc un peu supérieure à celle qui est nécessaire pour précipiter le soufre qu’elle renferme, elle perd complètement son odeur; les papiers imprégnés d’acétate de plomb ou d’acide arsénieux qu’on promène à la surface du liquide ne sont nullement altérés ; la solution de sulfhydrate de sulfiire conserve, au contraire, une odeur d’acide sulfhydrique, noircit le papier d’acétate de plomb, et jaunit celui d’acide arsénieux. Voici les proportions que j’ai employées dans mes essais.

Sulfhydrate de sulfure de sodium anhydre 0,070 gr.

Sulfate de zinc cristallisé . 0,300

Eau distillée privée d’air . . 1,000

Les considérations qui précèdent sont fortifiées par les résultats de l’analyse quantitative de l’eau de la Reine; en effet, le dosage exact du soufre et de la soude ne conduit pas à admettre un sulfhydrate de sulfure , mais bien un sulfure neutre.

On doit encore à M. Filhol quelques observations que je crois devoir faire connaître.

398 PREltîIÈRE PARTIE.

1° La composition chimique des sources varie non-seulement avec les saisons, mais aussi d’un jour à l’autre et même aux diverses heures de la même journée.

Il a établi ce premier résultat par quatre cents essaissulfhydrométriques faits sur les lieux, au giiffon même de chaque source, et avec des précautions minutieuses. Les variations de composition sont assez fortes pour que les médecins doivent sérieusement s’en préoccuper.

2° Deux cent onze observations , qui comprennent un intervalle de temps de six mois , et qui ont été faites moitié par lui , moitié par M. François , ingénieur des mines , établissent qu’en général les eaux sont plus sulfureuses quand le baromètre monte, et le deviennent moins quand il descend : cette loi s’est vérifiée cent soixante et dix fois sur deux cent onze , soit environ quatre-vingts fois sur cent.

3® Les eaux de Bagnères de Luchon contiennent peü de carbonate de «oude; mais elles en renfei'ment réellement, même quand on les analyse auprès de la source.

Les eaux minérales sulfureuses monosulfurées de Barèges ^ de Gauterêls, de Bagnères de Luchon, de Saint-Sauveur, d’Aixj de Molitz, d’Escaldas, les eaux Bonnes et les eaux dites Chaudes, ainsi que les eaux d’Enghien, sont utilement employées dans les cas de maladies chroniques de la peau, de scrofules, de rhumatismes chroniques, d’engorgements rhumatiques , de paralysies , d’anciens ulcères opiniâtres , d’hydropisies des articulations, de suppurations internes, et principalement de celles des organes du bas-ventre. N’a-t-on pas vu , dans quelques cas d’oppressions nerveuses de la poitrine, l’administration de ces eaux couronnée du plus grand succès ? Gn les fait prendre à l’intérieur, coupées avec du lait ou avec une décoction émolliente : on commence ordinairement par un veri’e de cette boisson , ou bien on les emploie sous forme de bains ou de douches; Les eaux sulfureuses artificielles , convenablement préparées, remplissent à peu près les mêmes indications.

Stt//%ÿdroî»ëtrie. — Dupasquier, mettant à profit l’action de l’iode sur l’acide sulfhydrique, a cherché à déterminer la proportion de soufre contenu dans les eaux sulfüreûseâ. Voici comment il opérait : on verse dans l’eau sulfuréuse, tenant en suspension de l’amidon, une dissolution alcoolique d’iode ; celui-ci décompose l’acide sulfhydrique pour former de l’acide îodhydrique ; l’amidon ne se colore pas en bleu, tant qu’il se produit de l’acide iodhydrique ; mais dès qu’il ne s’en forme plus., l’alcoolat d’iode colore l’amidon en bleu. Il est évident qu'en employant une dissolution alcoolique d’iode titrée^ c’est-à-dire -pouvant décomposer des proportions d’acide sulfhydrique connues à l’avance, d’après la

MJ CALCIUM. 399

dissolution d’iode employée, il sera facile de calculer la quantité d’acide sulfhydrique que renferme Teau sulfureuse.

M. Filhol propose de substituer à l’alcoolat d’iode une dissolution d’iodure ioduré de potassium ; cette dissolution , dont le coefficient de dilatation est trente fois moindre que celui de l’alcool , fournit des résultats infiniment plus comparables que l’alcoolat d’iode. Les erreurs que peut occasionner la présence du carbonate de soude , quand on soumet les eaux sulfureuses à l’action du sulfhydromètre , sont assez grandes pour qu’on ne doive pas les négliger. Le titre est toujours trop fort quand on n’a pas neutralisé ce carbonate. Dupasquier conseillait d’opérer celte neutralisation à l’aide d’un acide, ce qui donnait lieu à une perte d’acide sulfhydrique. M. Filhol se sert, avec raison, de chlorure de baryum, qui produit du carbonate de baryte, dont le litre est nul au sulfhydromètre.

nu CAliClVK. Ga. ÉqulvalenS =; 250.

Le calcium ne se trouve jamais dans la nature qu’à l’état de fluorure, de chlorure, etc. , ou à l’état d’oxyde combiné avec divers acides, c’està-dire à l’état de sel. Ge métal n’a été obtenu qu’en très-petite quantité, en sorte qu’il a été impossible d’étudier toutes ses propriétés : on sait qu’il est blanc, très-brillant, argentin, fort difficile à fondre, et qu’il absorbe l’oxygène avec beaucoup de rapidité, pour passer à l’état d’oxyde ; il est susceptible de former deux oxydes. Il existe au moins deux sulfures de calcium ; Berzelius en admet trois. Le monosulfure CaS est blanc, d’une saveur âcre et alcaline, peu soluble dans l’eau : on n’a pas essayé de l’obtenir cristallisé ; il résulte de l’action du charbon sur le sulfate de chaux à une forte chaleur, ou de celle de l’acide sulfhydrique sur la chaux suspendue dans l’eau. Le bisulfure hydraté, CaS^, 3 HO, en cristaux jaunes orangés, soluble dans 400 parties d’eau à lO^-f-O", est le résultat de l’action de l’eau bouillante et du soufre sur la chaux. Le pentasulfure, Ga S®, s’obtient en faisant bouillir pendant longtemps le protosulfure avec de l’eaii et du soufre. Il peut être employé en médeciîie en remplacement du soufre; son bas prix doit souvent le faire préférer pour la préparation des bains sulfureux. La poudre de Pyhoret, dont on se sert quelquefois contre la gale, en frictions dans la paume de la main , et à la dose de 2 à 4 grammes par jour, n’est que du sulfure de calcium broyé et délayé dans un peu d’huile d’olives.

hephosplu/re peut former avec le calcium un phosphure brun-manmn, Ph Ga2, qui décompose l’eau en dégageant du phosphure d’hydrogène

400 PREMIÊBE PARTIE.

spontanément inflammable, et en donnant naissance à de l’hypophoSphite de chaux. Celui que l’on obtient en traitant la chaux, à une température élevée, par la vapeur de phosphore, contient 2 équivalents de phosphate de chaux et 5 de phosphure de calcium.

Le chlore uni au calcium donne un chlorure que l’on trouve dans les eaux de la mer, de plusieurs fontaines, et dans les matériaux salpêtrés , et qui a été longtemps désigné sous les noms de muriate de chaux desséché, d'ammoniaque fixe = C.di Cl. Chauffé dans un creuset, il éprouve d’abord la fusion aqueuse s’il contient de l’eau, puis la fusion ignée; dans ce dernier état , il constitue le phosphore de Homberg : on l’a appelé ainsi, parce qu’après avoir été fondu et refroidi, il devient lumineux parle frottement, surtout dans l’obscurité; dans cet état, il est demi-transparent, lamelleux, fixe, et ne conduit point l’électricité; sa saveur est âcre , piquante et amère; il se dissout dans un quinzième de son poids d’eau à 15®, et il n’exige que la moitié de son poids du même liquide à 0°; sa dissolution aqueuse saturée ne bout qu’à 169°; il attire puissamment l’humidité de l’air, ce qui le rend- d’un très-grand usage pour dessécher les gaz et pour obtenir des froids artificiels. Sa dissolution aqueuse évaporée fournit de longs prismes à six pans , striés et terminés par des pyramides à surfaces très-aiguës = GaCl , 6 HO. Si on le fait bouillir pendant quelque temps avec de la chaux -hydratée , on ’obtient de V oxychlorure de calcium en longs cristaux prismatiques = Ca Cl, 3CaO, 15 HO; ce corps existe souvent dans les résidus de la préparation de l’ammoniaque. Le chlorure =* CaCl, 6 HO, perd 4 équivalents d’eau à 100°, et devient très-propre à dessécher les gaz; chauffé plus fortement, il abandonne toute son eau. Il est très-soluble dans l’alcool. Fourcroy l’a proposé comme fondant, et il a été depuis employé dans les engorgements et les tumeurs squirrheuses, mais il est rarement administré aujourd’hui ; à haute dose, il est purgatif. On peut s’en servir pour conserver des préparations anatomiques. On le prépare en décomposant le carbonate de chaux par l’acide chlorhydrique , eu faisant évaporer, et en faisant fondre le produit solide. Le résidu de l’opération qui fournit l’ammoniaque est en grande partie formé par ce chlorure ; il n’est en effet mêlé que d’un peu de chaux , dont on le débarrasse aisément en traitant par l’eau froide , qui dissout rapidement tout le chlorure, et en le fondant ensuite, dans un creuset.

Le calcium existe très-abondamment dans la nature, combiné avec le fluor, Ga Fl. Les minéralogistes le désignent sous le nom de spath fluor. Il est tantôt pur, incolore, cristallisé en cubes ou en octaèdres; tantôt, et le plus souvent, il est combiné avec le silex , de l’argile , etc. : alors il