DES SELS DE BARYTE. 41 J

déposé, décomposable A une température excessivement élevée, se décompose facilement à une chaleur rouge, si on le fait chauffer avec du charbon, et donne de la baryte. L’acide sulfurique et les sulfates solubles y font également naître un précipité de sulfate de baryte blanc, insoluble dans l’eau et dans l’acide azotique. Aucun de ces sels ne colore en pourpre la flamme d’une bougie. Le chromate de potasse, même étendu de beaucoup d’eau , y fait naître un précipité de chromate jaune. L’acide hydrofluosilicique en précipite des cristaux blancs.

Carbonate, BaO, CO^. — Ce sel se trouve en Angleterre, dans la haute Styrie, en Sibérie et dans le pays de Galles : il est tantôt sous forme de masses celluleuses ou rayonnées, tantôt translucide et d’un gris jaunâtre; il est fusible à la chaleur blanche, décomposable à celle température, insoluble dans l’eau et inaltérable à l’air; il est très-légèrement soluble dans l’eau saturée d’acide carbonique. On emploie, celui qui est récemment préparé, dans les laboratoires, à l’analyse des minéraux et pour séparer plusieurs oxydes les uns des autres. Introduit dans l’estomac, il se transforme, à la faveur de l’acide acétique contenu dans les voies digestives, en acétate, ou du moins en un sel soluble, et agit comme la baryte.

Préparaiion (voy. p. 317, 3® procédé).

Il existe un bicarbonate de baryte, BaO, 2 GO^ on l’obtient en dissolvant le précédent dans un courant d’acide carbonique.

Le précipité qui se produit en versant du sesquicarbonate de potasse ou de soude dans un sel soluble de baryte est-il du sesquicarbonate de baryte ?

Sulfate, Ba0,S03. — Il se trouve assez abondamment en France, dans les départements du Puy-de-Dôme et du Cantal, en Hongrie, et près de Bologne. Tantôt il est cristallisé, tantôt il est en masses compactes, tuberculeuses, ou sous forme de rognons. Il est insoluble dans l’eau, insipide, inaltérable â l’air, indécomposable au feu, mais susceptible de fondre lorsqu’il est fortement chauffé. Le charbon le transforme en sulfure de baryum ( voy. p. 322 ). Il se dissout dans l’acide sulfurique concentré, et le solutum est décomposé par l’eau, qui s’empare de l’acide et précipite le sulfate; on peut, en évaporant cette dissolution , en obtenir des cristaux. Il est formé de 65,71 de baryte et de 34,59 d’acide sulfurique. Mêlé avec de l’eau et de la farine, il peut former une pâte que l’on réduit en gâteaux minces, et qui a la propriété de luire dans l’obscurité lorsqu’on l’a chauffée jusqu’au rouge; on la désignait autrefois sous le nom de phosphore de Bologne ; on ignore quelle est au juste la composition du produit de cette calcinalion, ainsi que la

PREMIÈRE PARTIE, cause de sa phosphorescence. On emploie le sulfate de baryte pour préparer la baryte, et comme fondant, dans les fonderies de cuivre de Birmingham. En Angleterre , on s’en sert comme mort aux rats. Je l’ai souvent fait prendre à des cliiens, à la dose de 32 grammes, sans qu’ils aient éprouvé la moindre incommodité.

Préparation. On l’obtient par double décomposition, en versant un sulfate dissous dans une dissolution d’azotate ou de chlorure de baryum. On doit bien laver le précipité , car en se déposant le sulfate de baryte entraîne avec lui une certaine quantité de sels solubles, et notamment des azotates alcalins qui existent dans la dissolution ; il faut encore faire bouillir le précipité, déjà bien lavé, avec de l’eau acidulée par l’acide chlorhydrique.

Azotate, BaO, Az 0^. — On n’a jamais trouvé ce sel dans la nature. Il cristallise en octaèdres demi-transparents , qui ne contiennent pas d’eau; sa saveur est âcre ; chauffé jusqu’au rouge dans un creuset, il décrépite, re décompose comme tous les azotates, et se transforme en gaz oxygène, en gaz acide azoteux et en baryte ou en bioxyde de baryum. Il est inaltérable à l’air; il se dissout dans 8 parties d’eau froide et dans 3 d’eau bouillante; il est beaucoup moins soluble dans une liqueur acide. On s’en sert pour préparer la baryte, et comme réactif.

Préparation. On décompose le sulfate de baryte par le charbon, comme dans la préparation de l’azotate de strontiane (voy. p. 423).

DU !STRO]VTllJ]lI. Sr. Équivalent =. 548.

Le strontium ne se trouve dans la nature qu’à l’état de sulfate et de carbonate de strontiane. La difficulté qu’il y a à le séparer des produits qui le renferment fait que l’on n’a pas encore pu l’étudier avec soin. Il est blanc, brillant, solide, et plus pesant que l’acide sulfurique; il conserve son éclat pendant plusieurs heures , cependant il finit par absorber l’oxygène de l’air et former un oxyde terreux, connu sous le nom de strontiane; il brûle vivement s’il est chauffé avec le contact de l’air. Il existe deux oxydes de strontium.

On connaît au moins deux sulfures de strontium. Le monosulfure, SrS, est une sulfobase puissante; on l’obtient en chauffant jusqu’au rouge blanc un mélange exactement fait de sulfate de strontiane et de charbon.

Le chlorure de strontium anhydre, Sr Cl, est solide, blanc, d’une saveur âcre; il éprouve la fusion ignée, sans se décomposer; il est déliquescent, et se dissout dans une fois et demie son poids d’eau à 15°, et dans % de son poids d’eau bouillanle; il se dissout aussi dans 19 parlies

DU PROTOXYDE DE STRONTIUM, d’alcool bouillant, ce qui établit une différence entre le strontium et le baryum : ce solutum brûle avec une flamme purpurine. On peut l’obtenir cristallisé en longues aiguilles, qui sont des prismes hexaèdres, SrCl,6 HO, fusibles dans leur eau de cristallisation. On le prépare en décomposant le carbonate de strontiane par l’acide chlorhydrique.

Caractères distinctifs du strontium. 1" Ses propriétés physiques; 2" son action sur l’eau , à froid , qui le transforme en oxyde (strontiane).

Le strontium a été découvert par H. Davy.

Préparation. On l’obtient en décomposant un sel de strontiane par la pile, comme il a été dit à la page 401.

DV PROTOXYDE DE STROYTUJAl (STRONTIANE). Sr O.

La strontiane n’existe pas dans la nature à l’état de pureté; mais elle s’y trouve combinée avec les acides sulfurique, carbonique, ou avec le carbonate de chaux: dans ce dernier cas, elle constitue un très-grand nombre de variétés d’arragonite.

Privée d’eau , la strontiane est d’une couleur grisâtre ; elle est blanche lorsqu’elle a absorbé ce liquide ; sa saveur est plus caustique que celle de la chaux; elle verdit fortement le sirop de violettes, et rougit la couleur du curcuma ; son poids spécifique est de 4.

Si on élève sa température au moyen du chalumeau à gaz de Brook , la strontiane produit une belle flamme ondoyante de couleur pourpre ; le centre du morceau est en pleine fusion ; le reste n’est qu’à demi fondu. Le fluide électrique la décompose , et agit sur elle comme sur la chaux. Elle n’absorbe pas l’oxygène, ce qui la distingue de la baryte. L’hydrogène, le bore et le carbone, ne lui font éprouver aucune altération. Elle se comporte avec ït phosphore , Viode, l’azote et Vair atmosphérique, comme la chaux et la baryte. Le chlore à froid, aussi bien qu’à une température élevée, agit sur elle comme sur la baryte. Le soufre la décompose à une chaleur rouge, et donne du sulfure de strontium et de l’hyposulfite de strontiane.

Mise en contact avec une petite quantité d’eau, elle se boursoufle comme la baryte, donne lieu aux mêmes phénomènes, mais avec un plus grand dégagement de calorique, et il en résulte un hydrate sec, SrO, HO, soluble dans 40 parties d’eau froide et dans 20 parties du même liquide bouillant : aussi une dissolution concentrée faite à chaud donne-t-elle, par le refroidissement, des cristaux de surhydrate de strontiane, SrO, 10 HO, sous forme de lames minces, à bords terminés par deux faceltes qui se joignent et formant un angle aigu ; quelquefois

422 PllEMlÈRE l’AllTlE.

l’on obtient des cubes. A 1Ü0“, cet hydrate perd 9 équivalents d’eau , mais il retient le dernier équivalent aux températures les plus élevées de nos fourneaux.

Caractères distinctifs. 1° L’eau de strontiane verdit le sirop de violettes; 2" elle est précipitée en blanc par l’acide carbonique; 3" une goutte d’acide sulfurique précipite du sulfate de strontiane blanc légèrement soluble dans l’eau : si la dissolution de strontiane est très-affaiblie, il n’y a point de précipité, parce que le sulfate qui en résulte trouve assez d’eau pour être dissous; 4“ l’acide fluorhydrique silicé forme avec la strontiane un sel très-soluble dans un léger excès d’acide, tandis que cet acide précipite l’eau de baryte ; 5" l’acide sulfurique monoliydralé versé sur la strontiane solide ne la rend pas incandescente.

Tous les acides se combinent avec elle et donnent des sels parfaitement définis.

Préparation. On fait rougir dans un creuset de platine de l’azotate de strontiane pur (voy. p. 423); ce sel fond; son acide se décompose en oxygène et en acide azoteux , et il ne reste que la strontiane sous forme d’une masse poreuse; on la retire et on la conserve dans des flacons bouchés à l’émeri. Si l’on faisait l’opération dans un creuset de Hesse, ses parois seraient attaquées , et il faudrait le casser et faire bouillir les fragments avec de l’eau distillée , pour dissoudre au moins une partie de l’oxyde qui y adhérerait fortement.

DIJ B10X¥DE DE «TliOUTlVAl. Sr 0^

M. Thénard est parvenu à suroxyder la strontiane en suivant le procédé décrit p. 405. Ce bioxyde est blanc, brillant, satiné, décomposable par le feu en oxygène et en protoxyde; l’eau surtout, à l’aide de la chaleur, le transforme en oxygène et en hydrate de protoxyde. 11 est sans usages.

DEiS jSELS FOBMÉIS PA.R LE PROTOXIDE DE STROlVTllJJIl.

Les sels de strontiane, solubles dans l’eau, précipitent par les sulfates solubles, à moins qu’ils ne soient trop étendus d’eau, et par les carbonates de potasse, de soude ou d’ammoniaque; le précipité, qui est du carbonate de strontiane, est décomposé par le charbon à une chaleur rouge, et fournit de la strontiane facile à reconnaître (voy. p- 421). Ils donnent avec l’alcool méthyiique une flamme d’un rouge carmin heaucoup plus intense qu’avec l’alcool. Ils ne sont point troublés par le chromale

DES SELS DE STRONTIUM, de potasse étendu de beaucoup d’eau , ni par l’acide fluorhydrique silicé. Ils colorent en pourpre la flamme d’une bougie.

Carbonate, SrO, GO'^.— On le trouve, sous forme de fibres convergentes, à Strontiane en Écosse, au Pérou, etc. Il est insoluble dans l’eau, inaltérable à l’air , décomposable, sans fondre, à une température au-dessus du rouge cerise par le charbon , et à une chaleur blanche lorsqu’il est chauffé seul. Il est sans usages ; on pourrait s’en servir pour préparer la strontiane, s’il était plus abondant.

Préparation (voy. p.317, 3® procédé).

Sulfate, SrO, SO®.— On le trouve en masses opaques à Montmartre, à Ménilmontant, près Paris , et en beaux cristaux prismatiques , en Sicile ; il existe encore à Saint-Médard et à Beuvron , département de la Meurthe.

Il est blanc, fusible à une haute température, insipide, et très-peu soluble dans l’eau : en effet, une partie exige près de 4,000 parties de ce liquide pour se dissoudre. Cette dissolution précipite très-sensiblement par les sels de baryte. Le charbon le transforme en sulfure de strontium (voy, p. 322). L’acide sulfurique concentré le dissout mieux que l’eau , et on peut l’obtenir cristallisé en prismes rhomboïdaux en faisant évaporer la dissolution. On l’emploie pour préparer la strontiane. Préparation (voy. p. 317, 3® procédé).

Azotate, SrO,AzO^.— On ne le trouve pas dans la nature; il cristallise en octaèdres ou en prismes irréguliers, anhydres si l’on n’agit pas à une température trop basse; dans ce dernier cas, les cristaux ont une autre forme et contiennent 5 équivalents d’eau. Il a une saveur piquante; la chaleur rouge suffit pour le fondre ; si on continue à le chauffer, il se décompose comme tous les azotates : il s’effleurit à l’air. L’eau à 15® en dissout environ Vs de son poids; à 100® elle en dissout son poids. Il est insoluble dans l’alcool; il suffit de le calciner pour en avoir la strontiane.

11 est employé par les artificiers pour colorer en un beau rouge les corps en combustion. En brûlant un mélange de 40 p. de ce sel , de 13 p. de soufre sublimé, de 10 p. de chlorate de potasse, et de 4 d’oxysulfure d’antimoine, on obtient les feux rouges du Bengale.

Préparation. On fait chauffer pendant deux heures , dans un fourneau à réverbère, un creuset contenant 6 parties de sulfate de strontiane et l partie de charbon parfaitement mêlés et passés au tamis , et l’on obtient un mélange de polysulfure de strontium eide charbon (voy..4ctmn du charbon sur les sulfates, p. 322); on le pulvérise et on le met dans l’eau, qui dissout le polysulfure; on traite la liqueur par l’acide azotique, qui décompose le polysulfure avec effervescence et dégagement

424 PREMlÈlUi PARTIE.

de gaz acide sulfhydrique ; il se précipite du soufre, et il se forme de l’azolale de stronliane que l’on peut obtenir en filtrant , après l’avoir fait chauffer pour le rendre plus soluble dans l’eau. Il est important, avant de mêler le sulfate de strontiane avec le charbon , de le faire bouillir pendant quelque temps avec de l’acide chlorhydrique affaibli, pour le débarrasser du fer et de quelques autres matières qu’il pourrait contenir.

DU lilTHlvni. Li. Équivalent = 80,37.

H. Davy a séparé le lithium de la lilhine au moyen de la pile électrique.

Il est blanc, et ressemble au sodium.

PE li’OXYDE DE EITHIVIII. LiO, HO. Équivalent = 180,37.

Cet oxyde a été découvert en 1817, par M. Arfwedson , dans la pétalite d’ülo; il existe aussi dans le triphane et dans la tourmaline verte, dite lépidolithe cristallisée, dans la Minette (roche des Vosges), dans les eaux de Carlsbad, d’Hofgeismar et de Pyrmont. A l’état d’hydrate, il est solide, blanc, inodore, et doué d’une saveur caustique, comme les autres alcalis fixes ; il verdit fortement les couleurs bleues végétales. Il forme, avec le soufre, un sulfure de couleur jaune, décomposable par les acides, et se comportant avec les différents réactifs comme les sulfures de potassium , de sodium , etc. Il n’est pas très-soluble dans l’eau et n’attire pas l’humidité de l’air. Il attaque le platine, qu’il ternit et noircit en l’oxydant, lorsqu’on le fait rougir dans un creuset de ce métal; il pourrait même le percer. Il a plus d’affinité pour les acides que l’ammoniaque; par conséquent il dégage celle-ci de ses combinaisons salines. Il ne précipite point le chlorure de platine, comme le fait la potasse. Il se distingue de la potasse et de la soude, parce qu’il est moins soluble dans l’eau, par la propriété de donner des sels déliquescents avec les acides azotique et chlorhydrique , et enfin par une plus j grande capacité de saturation , suite nécessaire de la plus grande quantité | d’oxygène qu’il contient, et par laquelle il paraît se rapprocher de la | magnésie, qui jouit également de la propriété de former des sels déliquescents avec les acides azotique et chlorhydrique. Il est formé de 44,56 de lithium et de 55,44 d’oxygène.

Préparation. On décompose le carbonate de lithine par de l’hydrate de chaux qui s’empare de l’acide carbonique. i

DES SELS AMMONIACAUX.

Ils sont incolores, excepté le chromate. Ceux qui sont dissous ne précipitent ni par la potasse, ni par la soude, ai par l’ammoniaque. Étendus d’eau, ils ne précipitent pas par les carbonates de ces bases; si les dissolutions sont très- concentrées, il peut se former un précipité de carbonate de lithine peu soluble; les acides phosphorique et fluorhydrique silicé les précipitent en blanc; les acides tartrique et perchlorique, ainsi que le sulfate d’alumine, ne les précipitent pas; le chlorure de platine y fait naître un précipité peu abondant. L’alcool tenant en dissolution un sel de lithine brûle avec une flamme purpurine, à peu près comme si c’était un sel de strontiane. Le phosphate de lithine étant peu soluble, il suffit de verser du phosphate de soude dans un sel de lithine dissous, et de faire évaporer pour obtenir du phosphate de lithine et de soude blanc pulvérulent.

DES SELS AIIIWIOIVIACÆIJ:^.

En considérant l’ammoniaque comme un composé d’oxygène et d’un métal inconnu (l’ammomwm, voy. p. 264), on doit nécessairement placer l’étude des sels ammoniacaux à la suite de l’histoire des sels formés par les métaux alcalins; si l’on envisage simplement les réactions de l’ammoniaque comme corps composé de H3 Az, on lui retrouve encore toutes les propriétés des alcalis.

Les sels ammoniacaux, composés d’un oxacide hydraté, contiennent constamment, ainsi que je l’ai déjà dit, un équivalent d’eau: aussi vient-on à déshydrater ces sels, ils n’existent plus, tout comme on ne peut pas les obtenir, si l’ammoniaque et l’acide sont anhtjdres. Si le sel ammoniacal renfermait plusieurs équivalents d’eau, on pourrait éliminer tous ces équivalents, moins un, sans qu’il cessât d’ètre un sel ammoniacal. Les sels composés d’un hydracide et d’ammoniaque sont formés de l’acide et de la baseH^Az, ou des éléments de celle-ci; l’eau n’est pas nécessaire à leur constitution ; toutefois il en est qui renferment de l’eau de cristallisation (voy. Action des acides sur l’ammoniaque, p. 263).

Les sels ammoniacaux dont je parle sont en général inodores et solubles dans l’eau; leurs dissolutions ne sont pas précipitées par les carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque, ni par les sulfhydrates, ni par le cyanure de potassium et de fer, ni par les acides chlo-

426 I-REMIKIIE PARTIE,.

Pique, perchlüi iquc et carbazolique ; comme ceux à base de potasse, ils sont tous précipités en jaune-serin par le chlorure de platine (voy. p. 358) ; on distinguera ce précipité de celui que donnent les sels de potasse, parce qu’il fournit de l’iiydrochlorate d’ammoniaque qui se volatilise, et qu’il laisse ,du platine quand on le chauffe avec de la potasse à une chaleur rouge ; tandis que le précipité jaune obtenu avec les sels de potasse laisse du platine et du chlorure de potassium. Les sels ammoniacaux se troublent aussi, comme les sels de potasse, quand on les agite avec une dissolution concentrée de sulfate acide d’alumine, et foi’ment de l’alun. Triturés avec de tapotasse , de la soude , de la chaux, de la baryte ou de la strontiane , ils sont décomposés , et laissent dégager du gaz ammoniac, facile à reconnaître à son odeur. L’acide hydrofluosilicique y fait naître un précipité blanc gélatineux. Quelques-uns d’entre eux sont très-volatils, mais la majeure partie sont décomposés par le feu, (îay-Lussac a prouvé qu’un mélange de parties égales de phosphate et de chlorhydrate d’ammoniaque, ou de borate et de chlorhydrate d’ammoniaque, rendaient les tissus incombustibles; il suffit pour cela de tremper ces étoffes dans les dissolutions salines , puis de les sécher : on conçoit que, par l’action de la chaleur, le borate ou le phosphate d’ammoniaque se décomposent, que la base se volatilise, et que les acides phosphorique et borique fondus recouvrent le tissu de manière à le préserver du contact de l’air ; toutefois ce tissu se détruit et se charbonne par l’action du feu , mais il ne brûle pas avec flamme , et ne peut par conséquent pas enflammer les parties qui l’avoisinent; il est tellement vrai que les sels ammoniacaux n’agissent que parce qu’ils ont fourni un verre qui a préservé le tissu de l’action de l’air, que tous les sels solubles capables d’éprouver la fusion ignée à la chaleur rouge obscure possèdent la même propriété.

Préparation et composition. On les prépare tous en saturant les acides par l’ammoniaque en dissolution ou en décomposant le carbonate d’ammoniaque. Ils contiennent, pour un équivalent d’acide, un équivalent de base lorsqu’ils sont neutres.

Carbonates.— Carbonate anhydre H® Az, CQ2. Il est blanc, pulvérulent, et résulte de la combinaison lente de deux volumes de gaz ammoniac et d’un volume de gaz acide carbonique ; il a une odeur ammoniacale et se sublime sans altération lorsqu’on le chauffe. Mis dans l’eau , il en prend un équivalent et passe à l’étal de carbonate d’ ammoniaque neutre, H» Az, H0,C02.

Scsquicarbonate {alcali volatil concret, sons-carbonate d'ammoniaque, sel volatil d’Angleterre), 2 H^Az, HO, 3C02. — On ne le trouve que

DES SELS AMMONIACAUX. 427

dans certaines matières animales pourries; il se développe quelquefois dans rurine soumise encore à l'influence de la vie; j’ai vu, chez deux individus atteints d’ictère symptomatique, cette liqueur excrémentitielle, loin d’être acide, contenir du sesquicarbonate d’ammoniaque au moment même où elle était rendue. Ce sel est solide et sous forme de petits cristaux qui imitent, en se réunissant, les feuilles de fougère ou les barbes d’une plume : il a une saveur caustique , piquante, urineuse ; son odeur est ammoniacale; il verdit le sirop de violettes ; il est très-volatil. A une température voisine de zéro, il peut cristalliser en gros octaèdres à base rbombe; mais alors il contient cinq équivalents d’eau. Lorsqu’on l’expose à l’air, il dégage de l’ammoniaque , du carbonate neutre d’ammoniaque hydraté, et se trouve changé en bicarbonate. Il se volatilise lorsqu’on le chauffe dans une cornue ou qu’on cherche à le dissoudre dans de l’eau bouillante; d’où il suit qu’il ne peut être dissous dans ce liquide à la température de l’ébullition. Deux parties d’eau à 10° en dissolvent une partie, et beaucoup plus si elle est à 40° ; cette dissolution peut absorber du gaz acide carbonique et se transformer en bicarbonate; elle dissout à merveille les carbonates d’yttria et de glucine, et les laisse précipiter lorsqu’on la fait bouillir. Chauffé à une température supérieure à celle à laquelle il a été formé , le sesquicarbonate d’ammoniaque se décompose, d’après Rose , en acide carbonique et en deux sels ammoniacaux de volatilité différente : le moins volatil = 4 Az, 4 HO, 5 CO^, et l’autre = 2 Az, HO, 2 CO^. En distillant le premier de ces sels, on peut obtenir successivement quatre autres carbonates représentés par

4 H®Az, 4 HO, 5 CO*, 8 HO 4 H«Az, 4 HO. 5 CO*, HO H®Az, HO, 2 CO*, 2 HO 4 H®Az, 4 HO, 7 CO*, 8 HO

On emploie le sesquicarbonate d’ammoniaque comme réactif. Son action sur l’économie animale est à peu près la même que celle de l’ammoniaque, excepté qu’elle est moins forte. On l’a administré dans les fièvres dites ataxiques , dans certaines éruptions cutanées, dans la morsure des animaux venimeux , dans les convulsions des enfants dépendantes de la dentition. Peyrilhe le regardait à tort comme un puissant antisyphilitique; on l’a également employé avec succès dans le croup : tantèt on l’a fait respirer poui' provoquer la toux, tantôt on l’a appliqué au cou comme rubéfiant, tantôt enfin on l’a administré A l’intérieur. Récliou, qui s’en est servi souvent dans cette maladie, fait prendre de

temps en temps, et par cuillerées , un sirop préparé avec une partie de ce sel et 24 parties de sirop de guimauve ; il administre en outre une tisane adoucissante ou de l’eau de chiendent pour étancher la soif, et il évite avec raison l’emploi des acides; qui décomposeraient le sesquicarbonate. Indépendamment de ces boissons, Réchou applique sur les parties latérales et antérieures du cou un mélange fait avec 4 grammes de sel et 60 grammes de cérat; il met sur cet onguent un sachet de cendres chaudes, et il le renouvelle toutes les quatre heures : la peau se couvre de boutons; on éprouve un sentiment de prurit et de cuisson pendant deux ou trois jours; l’épiderme se détache et tombe promptement en desquamation. En général, on ne doit donner à la fois que 30 à 50 centigrammes de sesquicarbonate d’ammoniaque à l’intérieur, car il agit comme un violent poison lorsqu’il est imprudemment administré.

Préparation. On introduit un mélange pulvérulent de deux parties de chlorhydrate d’ammoniaque, ou , ce qui est plus économique, de sulfate d’ammoniaque torréfié et d’une partie de carbonate de chaux dans une cornue de grès lutée, à laquelle on adapte un long récipient en verre ou en terre , et qui est placée dans un fourneau à réverbère. On remarque , en chauffant modérément la cornue, que les deux sels se décomposent : l’acide carbonique donne avec l’ammoniaque du sesquicarbonate volatil qui se dégage sous forme de vapeurs blanches, et dont on facilite la condensation dans le col de la cornue, à l’aide de linges mouillés; la chaux s’unit avec l’acide du sel ammoniacal employé; en sorte qu’il reste dans la cornue ou du sulfate de chaux, ou du chlorure de calcium. 11 se dégage en outre de l’eau et du gaz ammoniac; le dégagement de ce gaz est dû à ce que les deux sels employés sont neutres , et que le sesquicarbonate contient trois équivalents d’acide carbonique et deux d’ammoniaque. Le sesquicarbonate obtenu sera d’autant plus blanc que le sel ammoniacal employé sera moins coloré. Un kilogramme de sel ammoniac peut fournir 7 à 800 grammes de sesquicarbonate d’ammoniaque.

Bicarbonate = H3 Az, HO, 2 CO^, HO. — Il répand à l’air une légère odeur ammoniacale et se volatilise lentement, sans perdre sa transparence. H se dissout dans huit fois son poids d’eau froide; dans l’eau bouillante, il abandonne plus d’acide carbonique que d’ammoniaque, et tend à se transformer en carbonate neutre. On l’obtient en faisant arriver un excès d’acide carbonique dans de l’ammoniaque liquide ou dans une dissolution de sesquicarbonate.

Il existe encore deux autres bicarbonates contenant, l’un deux équivalents d’eau, et l’autre (rois.

DES SËLS ÂMMOÿlIACAtIX. 429

Oxalate d’ammoniaque neutre, H^Az, HO, C^O^, HO. —‘Il cristallise en longs prismes tétraèdres, terminés par des sommets dièdres, d’une saveur très-piquante, inodores, efflorescenls, peu solubles dans l’eau, insolubles dans l’alcool ; distillé, il fournit de Voxamide. Il est préféré à tous les autres réactifs pour déceler la présence de la chaux.

Phosphate, neutre 2H3Az, HO, PhO^, HO. — On le trouve dans l’urine de l’homme, combiné avec le phosphate de soude, dans certains calculs vésicaux, uni au phosphate de magnésie, enfin dans les concrétions intestinales des animaux. On peut l’obtenir cristallisé en prismes à quatre pans par une évaporation spontanée , car si on chauffe sa dissolution , elle devient acide en perdant de l’ammoniaque et un équivalent d’eau. Il a une saveur piquante; il est inodore et verdit le sirop de violettes; ils’effleurit à l’air, abandonne une portion de base, et devient acide ; il est soluble dans quatre parties d’eau froide et dans beaucoup moins d’eau bouillante , il est insoluble dans l’alcool; il est décomposé par le feu en ammoniaque et en eau qui se dégagent, et en acide métaphosphorique qui se vitrifie si la température est assez élevée, Ph Q5, HO; cependant ce verre retient toujours un peu d’ammoniaque. On l’emploie en minéralogie comme fondant; il sert aussi dans la fabrication des pierres précieuses artificielles.

Préparation. On le prépare en décomposant le biphosphate de chaux par un léger excès d’ammoniaque liquide ; il se forme du phosphate de chaux insoluble et du phosphate d’ammoniaque soluble.

Phosphate ammoniaco-magnésien. — Il se trouve dans quelques calculs de la vessie de l’homme, où il est souvent parfaitement cristallisé. Il est insipide, fusible, presque insoluble dans l’eau, inaltérable à l’air, et décomposable au feu. Il est sans usages.

Phosphate ammoniaco de soude = ^â0, HO, H^Az, HO, PhO®, 8HO (huit équivalents d’eau de cristallisation). — Il existe dans l’urine, verdit le sirop de violettes, se dissout très-bien dans l’eau, et peut être obtenu cristallisé; il s’effleurit à l’air et perd de l’ammoniaque. Il est employé comme le borax dans les essais au chalumeau. On le prépare en faisant dissoudre une partie de sel ammoniac dans une dissolution concentrée de phosphate de soude, et en faisant cristalliser dans un endroit frais.

Sulfate neutre (sel ammoniacal secret de Glauber) , H3Az, HO, SO^. — 11 ne renferme pas d’eau de cristallisation; on ne le trouve qu’en petite quantité, combiné avec le sulfate d’alumine, et dans l’acide borique naturel. Il cristallise en petits prismes hexaèdres, terminés par des pyramides à six faces, ou en lames, ou en filaments soyeux, ou en aiguilles,

d’une saveur très-amère et très-piquante; chauffé, il décrépite légèrement; il éprouve ensuite la fusion aqueuse à 140"; au delà de 180% il perd une portion d’ammoniaque , et se transforme en bisulfate ; à une chaleur voisine du rouge-cerise, il se décompose complètement, et ne donne que des produits volatils; il se dégage du gaz azote, de l’eau formée aux dépens d’une portion de l’oxygène de l’acide sulfurique et de l’hydrogène de l’ammoniaque, et des vapeurs blanches de sulfite acide d’ammoniaque. 11 est inaltérable à l’air, à moins que celui-ci ne soit trèshumide : dans ce cas, il se ramollit un peu. Il se dissout dans 2 parties d’eau à 15“ et dans son poids d’eau bouillante. On l’emploie dans le commerce pour obtenir l’alun et l’ammoniaque , et comme engrais.

Préparation. Il ne doit jamais être préparé avec l’acide et de l’ammoniaque concentrés, parce qu’il y a élévation de température, et la liqueur est projetée; on doit décomposer lesesquicarbonate d’ammoniaque par l’acide sulfurique affaibli. On se le procure en grand, en faisant filtrer le sesquicarbonate d’ammoniaque provenant de la distillation des matières animales à travers du sulfate de chaux réduit en poudre fine, et placé dans des tonneaux dont le fond est percé d’un trou que l’on peut boucher à volonté ; les deux sels se décomposent, et il se forme du sulfate d’ammoniaque soluble qui s’écoule, et du carbonate de chaux qui reste dans le tonneau: la dissolution est évaporée jusqu’à ce qu’elle cristallise.

Azotate ( nitrum flammans ), Az, HO, AzO^, HO. — On ne le trouve pas dans la nature; il cristallise en aiguilles prismatiques ou en longs prismes à six pans , flexibles , satinés et cannelés , terminés le plus souvent par des pyramides à six faces, doués d’une saveur aigre, piquante, urineuse , légèrement déliquescents , et solubles dans 2 parties d’eau à 15°; ce liquide, à la température de l’ébullition, peut en dissoudre le double; c’est un des sels qui produisent le plus de froid en se dissolvant dans l’eau. Si on le chauffe dans une cornue de verre munie d’un tube recourbé, propre à recueillir les gaz , il fond à 200°, et se décompose en eau et en protoxyde d’azote entre 240" et 250°. Si la décomposition est faite avec rapidité à une température trop élevée, il se produit une fumée blanche, et le protoxyde d’azote est mêlé d’ammoniaque, de bioxyde d’azote, et peut-être même d’azote et d’acide hypoazotique.

Si l’azotate d’ammoniaque est projeté dans un creuset rouge, il s’enflamme, se décompose, et donne de l’eau, du gaz azote, et du gaz bioxyde d’azote. On n’emploie ce sel qu’à la préparation du gaz protoxyde d azote , et pour faire de la glace.

DES SELS AMMONIACAUX.

Préparation (voy. p. 317, 2*= procédé).

Chlorhydrate {sel ammoniac), Az, HCl. — On le trouve dans l’iirine de l’homme, dans la fiente des chameaux et de quelques autres animaux, aux environs des volcans, dans quelques montagnes de la Tartarie et du Thibet, et dans certains lacs. M. Vogel en a extrait de l’oxyde de fer de Bohème, du rapil d’Auvergne (produits volcaniques) , ainsi que du sel marin de Friedrichsall, du sel gemme du Tyrol et de tous les sels marins de la Bavière. 11 est anhydre, solide, blanc, inodore, doué d’une saveur âcre, piquante, urineuse; il est un peu élastique, ductile, difficile à pulvériser (1), et inaltérable à l’air. Il se dissout dans l’eau; à 18°, 100 parties en dissolvent 36, et à 100°, 89 p. ; en évaporant cette dissolution, on obtient des prismes aiguillés , groupés comme les barbes d’une plume , qui sont formés par^une foule de petits octaèdres réguliers, accolés les uns aux autres. Il est soluble dans l’alcool. Le solutum aqueux saturé dissout le sulfate de chaux beaucoup mieux que ne le ferait l’eau distillée (Vogel). Exposé à l’action du calorique, il fond et se sublime sous forme de rhomboïdes , si l’opération se fait lentement ; dans le cas contraire, il se condense en une masse plus ou moins épaisse.

On emploie le sel ammoniac pour décaper les métaux et surtout le cuivre, dans la teinture, etc.; il sertà préparer l’ammoniaque, le sesquicarbonate d’ammoniaque, la liqueur fumante de Boyle, etc. Mêlé avec de l’azotate d’ammoniaque et de l’eau dans des proportions qui restent secrètes , mais qui pourraient bien être celles de parties égales des deux sels , il produit un froid considérable dont on profite pour faire de la glace : ce mélange est de beaucoup préférable pour geler l’eau à celui dont j’ai parlé à l’occasion du sulfate de soude ( voy. p. 388 ) ; en effet , non-seulement il y a un plus grand abaissement de température , mais encore il est facile, en évaporant Jusqu’à siccité le mélange des deux sels, de retirer ceux-ci tels qu’ils étaient avant leur emploi, et de les faire servir à la congélation de nouvelles quantités d’eau, ce qui n’a pas lieu avec le sulfate de soude. Il doit être regardé comme stimulant, fondant et sudorifique; associé au quinquina ou à l’extrait de gentiane, à la dose de 1 à 2 grammes, il est souvent employé avec succès pour combattre les fièvres intermittentes, principalement les fièvres quartes, les affec-

(1) Pour l’obtenir en poudre fine , on laisse refroidir le plus promptement possible et en l’agitant continuellement une dissolution bouillante concenirée ; le précipité cristallin déposé, étant desséché, peut être facilement pulvérisé.

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lions cutanées , le rliiinialisme, l’anasarque, les hydropîsies passives; dissous dans des tisanes sudorifiques , il augmente la transpiration cutanée. On s’en sert à l’extérieur comme résolutif, dans un très-grand nombre d’affections cutanées, dans les rhumatismes chroniques, dans les engorgements atoniques des articulations, dans les anciennes gouttes où il n’y a cependant pas de lophus formé, dans les angines chroniques, etc.

Il est généralement abandonné dans les maladies syphilitiques. 11 entrait autrefois dans la composition de la pierre infernale de Fallope, dans l’onguent cathérélique de Barbette, quoique par lui-même il n’ait pas d’action corrosive. M. Smith a prouvé que son application sur le tissu cellulaire des chiens était suivie de vomissements, des symptômes qui constituent l’ivresse, et de la mort. Cinq grammes de ce sel sur la cuisse d’un petit chien suffirent pour le faire périr au bout de douze heures ; à l’ouverture du cadavre , on trouva une multitude de petites ulcérations gangréneuses dans la membrane muqueuse de l’estomac.

Il est formé de 100 parties d’ammoniaque et de 214,4 d’acide chlorhydrique.

Préparation. On mêle le sulfate d’ammoniaque avec le chlorure de sodium (voy. Préparation de ce sulfate^ p, 430); il en résulte du sulfate de soude et du chlorhydrate d’ammoniaque; on évapore jusqu’à siccilé, et l’on chauffe assez pour sublimer le chlorhydrate d’ammoniaque, tandis que le sulfate de soude reste, parce qu’il est fixe. On peut encore procéder autrement : on fait évaporer rapidement le mélange pour obtenir cristallisée la majeure partie du sulfate de soude, que l’on enlève avec un raleau ; on laisse refroidir la liqueur, et il se dépose une grande quantité de sel ammoniac cristallisé que l’on fait sécher et sublimer dans des ballons à long col, disposés dans des bains de sable sur des fourneaux, de manière que la partie supérieure du col soit hors du fourneau et en contact avec l’air froid; on chauffe graduellement pendant trois jours; on casse après les ballons pour en retirer le chlorhydrate d’ammoniaque que l’on trouve sublimé à leur partie supérieure; il est important, vers le troisième jour, de plonger de temps en temps une tige de fer dans le col de ces vases, pour empêcher que le sel volatilisé ne les obstrue. On , explique la cristallisation du chlorhydrate d’ammoniaque, au milieu I d’une liqueur bouillante contenant du sulfate de soude, parce qu’à mesure ! que cette liqueur se refroidit, la solubilité du sulfate de soude augmente: on sait, en effet, que ce sel est beaucoup plus soluble à 33® qu’à 100"; la solubilité du sel ammoniac diminuant, au contraire, rapidement avec la température , ce sel doit cristalliser.

DES Sels ammoniacaux.

On fabi'icjue aussi le sel ammoniac en recevant le carbonate d ammoniaque dans l’acide chlorhydrique du commerce. En Égypte, on fait brûler la fiente des chameaux desséchée au soleil, et on chauffe, dans un appareil analogue à celui que je viens de décrire, la suie qui provient de cette opération, et qui contient du chlorhydrate d’ammoniaque.

Sulfhydrate, H3 Az, HS.— Ce sel paraît être un produit de l’art; celui qui se trouve dans les fosses d’aisances est à l’état de sulfhydrate sulfuré.

Il cristallise en aiguilles ou en lames cristallines; il est très-soluble dans l’eau, principalement lorsqu’il contient un excès d’ammoniaque; il est très-volatil et répand une odeur d’œufs pourris très- caractéristique; exposé à l’air, il absorbe l’oxygène, jaunit et passe d’abord à l’état de sulfhydrate sulfuré, puis d’hyposulfite, et même de sulfate d’ammoniaque. On s’en sert comme réactif.

Préparation. On l’obtient en faisant arriver à une basse température, dans de l’ammoniaque liquide, un courant de gaz acide sulfhydrique jusqu’à refus, et en saturant ensuite l’excès de ce gaz par une nouvelle quantité d’ammoniaque.

Liqueur fumante de Boyle ( sulfhydrate monosulfuré d’ammoniaque, mêlé d’ autres composés plus sulfurés). — Il est liquide , d’une couleur brune rougeâtre, d’une consistance presque sirupeuse, d’une saveur et d’une odeur désagréables, et très-volatil. Mis en contact avec l’air ou avec le gaz oxygène sec ou humide, il absorbe l’oxygène et répand des vapeurs blanches plus ou moins épaisses, principalement formées d’hyposulfite d’ammoniaque ; ce phénomène n’a presque pas lieu si on met ce liquide dans une cloche remplie de gaz hydrogène ou de gaz azote. Il est employé comme réactif et pour former une encre sympathique (voyez Plomb , Bismuth).

Préparation. Si l’on introduit dans une cornue de verre parfaitement sèche un mélange fait avec une partie de sel ammoniac, une partie de cAawœ vive, et demi-partie de soufre; si on place cette cornue dans un fourneau à réverbère, et que l’on fasse communiquer son col avec 1 une allonge et un récipient bitubulé également desséché; si l’une des tubulures du récipient reçoit un tube très-élevé qui ne permette pas à

I l’air extérieur d’entrer dans l’appareil, on remarquera , lorsque la cha- V leur aura été graduellement portée jusqu’au rouge, qu’il se produit un

II liquide jaune, volatil, qui vient se condenser dans le récipient, que l’on

I refroidit au moyen de linges mouillés. Ce liquide, agité pendant sept ou

II huit, minutes avec du soufre en poudre, dissout ce corps, s’épaissit, Il acquiert une couleur plus foncée, et constitue la liqueur fumante de

Boyle; il reste dans la cornue du chlorure de calcium, du sulfure de calcium, et du sulfate de chaux.

DES AlIIDES.

Les amides sont le résultat de l’action des acides anhydres sur l’ammoniaque. Ils ne présentent pas les caractères généraux des sels ammoniacaux; ainsi, tandis que le sulfate d’ammoniaque précipite en blanc (sulfate de baryte) les sels solubles de baryte , le composé d’acide sulfurique et d’ammoniaque anhydres ne les trouble pas. Si l’on hydrate ces amides^ on les transforme en sels ammoniacaux (voy. Amides à la Chimie végétale, t. H).