DEI§ CORP« {SIMPLES IVOIV MÉTALLIQUES

Les caractères de ces corps sont de n’être pas en général conducteurs de l’électricité ni de la chaleur, d’appartenir tous à la série des corps électro-négatifs par rapport aux métaux, et de gagner par conséquent le pôle positif lorsqu’on les sépare par la pile des métaux avec lesquels ils pouvaient être unis , de n’avoir pas en général cet éclat, ce poli que l’on est accoutumé à voir aux métaux, et en outre, comme caractère essentiel , de ne pouvou’, en s’unissant à l’oxygène , produire des oxydes susceptibles de s’unir aux acides pour former des sels; loin de là, ils donnent naissance à des composés neutres ou acides. ♦

Pour faciliter l’étude des corps non métalliques, je les classerai dans les quatre catégories suivantes, formant chacune une famille na-

turelle :

ire

Oxygène.

Bore.

Fluor.

Phosphore.

Soufre.

Silicium.

Chlore.

Arsenic.

Sélénium.

Carbone.

Brome.

Azote.

Tellure.

Hydrogène.

Iode.

DE L’eXYGÉ.^E.

O. Equivalent = lOO.

(De éÇîiî, aigre ,

et 'YÉvvotu ,

j’engendre.)

^ oxygène est, de tous les corps simples, le plus universellement ré pandu dans la nature, à l’état libre ou de combinaison.

Gaz oxygène. ~Il tû permanent , incolore, inodore, insipide, d’une densité de 1,10563 ; il est le plus électro-négatif de tous les corps.

Caractères distinctifs. 1° Si l’on plonge une allumette présentant un point en ignition dans une éprouvette remplie d’oxygène, elle se rallume tout à coup et brûle avec une flamme bien plus brillante que dans l’air. Il en est de même pour tous les corps susceptibles de se combiner avec lui : ainsi du fer, du charbon, du phosphore, dont un point seulement de la surface serait porté à la température rouge, plongés dans un vase contenant de l’oxygène, y brûleraient avec rapidité, en répandant une lumière des plus vives. 2° Il est sans action sur la teinture de tournesol et sur l’eau de chaux; 3° il est peu soluble dans l’eau ; 4® un mélange de deux volumes d’hydrogène et d’un volume d’oxygène, soumis dans un eudiomètre, à l’action de l’étincelle électrique, ne donne que de l’eau ; 5“ il colore en jaune orangé le gaz bioxyde d’azote, qu’il transforme en acide hypo-azotique. Ces trois derniers caractères permettent de distinguer le gaz oxygène du gaz protoxyde d’azote.

Poids de V équivalent. Ainsi que je l’ai dit (page 18), son équivalent est représenté par 100, pris comme terme de comparaison, pour déterminer celui des autres corps simples.

Sa découverte est due à Priestley, à Scheele et à Lavoisier, qui l’obtinrent presque en même temps, en 1774; mais Lavoisier en reconnut les principales propriétés , qui depuis sont devenues la base de la chimie moderne.

Usages. 11 jouit seul, pourvu qu’il soit mêlé à quatre cinquièmes environ de son volume d’azote, de la propriété d’entretenir la vie des animaux et des végétaux; il fournit l’aliment nécessaire à la combustion dans nos cheminées et dans nos fourneaux. 11 a encore des usages excessivement nombreux, dont je parlerai à mesure que je ferai l’histoire des corps avec lesquels on le combine.

Action sur l’économie animale. Il doit être considéré comme un excitant. Lors de sa découverte, plusieurs médecins conçurent l’espoir de diminuer l’intensité des symptômes de la phthisie pulmonaire en le faisant respirer; mais il détermina une excitation telle de la membrane muqueuse des poumons, qu’on fut obligé d’y renoncer. Il parait agir avantageusement dans l’asthme humide, dans la chlorose, dans les affections scrofuleuses, les empâtements du bas-ventre , dans certaines affections lentes des poumons et des viscères abdominaux, dans le commencement du rachitls, le scorbut, mais principalement dans l’asphyxie par défaut d’air, et dans l’empoisonnement par les gaz toxiques.

Extraction. On peut obtenir le gaz oxygène par plusieurs procédés.

DE l’oxygène. 39

Je décrirai les deux qui sont le plus généralement employés. Ils sont fondés sur la propriété que possèdent certaines combinaisons de l’oxygène avec d’autres corps, d’étre détruites par l’action delà chaleur. Ainsi l’on introduit quelques grammes de chlorate de potasse (1) desséché dans une petite cornue de verre C> d’une capacité double du volume de la substance (voy. pl. f®, fig. l"®); on adapte à son col, au moyen d’un bou^ chou, un tube recourbé T, propre à recueillir le gaz, et'qui se rend sous une cloche remplie d’eau M. On chauffe graduellement jusqu’au delà de 400°; à une température inférieure, on n’obtiendrait pas tout l’oxygène contenu dans le sel. L’air de l’appareil d’abord se dilate, se dégage; le sel fond, se décompose, et l’on peut recueillir alors l’oxygène, qui sort de cette masse en produisant un bouillonnement servant à régler la marche de l’opération. Dans cette réaction , le chlorate de potasse laisse dégager touM’oxygène par l’action delà chaleur, et il reste dans la cornue une matière blanche qui n’est plus que du chlorure de potassium.

Cl Q5 KO ^ Cl K Q6

Acide chlorique. ^ Potasse. Chlorure de potassium. ’ Oxygène.

100 grammes de chlorate de potasse fournissent 39gr,16 d’oxygène. Ou facilite la décomposition de ce chlorate en le mélangeant avec une petite quantité de platine divisé, de bioxyde de cuivre ou de bioxyde de manganèse, sans que l’on sache comment ces corps agissent.

L’autre procédé consiste à substituer à la cornue de verre du précédent appareil une cornue de grès, dans laquelle on introduit 150 grammes de bioxyde de manganèse purifié. Alors on chauffe graduellement ju^u’au rouge : à cette température, l’oxyde perd le tiers de son oxygène, qui se dégage et vient se rendre dans les cloches disposées pour le recevoir. Cette quantité de bioxyde de manganèse peut fournir 3 ou 4 litres d’oxygène. Il reste dans la cornue un oxyde rougeâtre = 3 Mn O-î. Voici la réaction

3 Mn O* qui contiennent 6 équivalents d’oxygène = 3 Mn O*, O*.

100 grammes de bioxyde renferment 63,36 de manganèse et 36,64 d’oxygène. Il se dégage 12 grammes, 22 d’oxygène, et il reste dans la cornue H7 grammes, 78 d’oxyde rougeâtre, contenant 63,36 de manganèse et

(I) Acide cblorique = Cl 0"^ et potasse = K O.

l'IlEMllilUi l'AUriE.

24,42 d’oxygène. Si , au lieu de chauffer le bioxyde de manganèse seul, on fait bouillir dans un malras ce bioxyde avec, de l’acide sulfurique concentré, on obtient la moitié de l’oxygène de ce bioxyde, et il reste dans le matras du sulfate 6e protoxyde de manganèse.

Tous les composés oxygénés susceptibles d’être décomposés par l’action de la chaleur pourront fournir de l’oxygène en les plaçant dans les Conditions que je viens d’indiquer; tels sont entre autres les oxydes d’argent, de mercure, l’azotate de potasse, etc.

L’eau contenant toujours une certaine quantité d’un mélange de gaz oxygène et d’azote, il en résulte, si l’on reçoit le gaz oxygène sous des Cloches pleines d’eau, comme cela se pratique habituellement, que cet oxygène est toujours mêlé d’un peu d’azote ; il importe donc, pour avoir l’oxygène pur, de le recueillir sous le mercure. Cette remarque s’étend à l’extraction de tous les gaz recueillis sur l’eau.

DU SOUFUJË. S. Équlvaleut = 900»

Le soufre est une substance très-répandue dans la nature; il existe à l’état natif, principalement aux environs des volcans; tantôt il est cristallisé, tantôt il est en masses ou en poussière fine; on le trouvecombiné avec des métaux, comme dans les pyrites de fer, de cuivre, etc.; il fait partie des sulfates de chaux (plâtre) , de magnésie (sel d’Epsom), et de tous les autres sulfates, sels excessivement communs; enfin il entre dans la composition de certaines substances animales, de quelques huiles essentielles et de quelques eaux minérales.

Le soufre est un corps solide, d’une belle couleur jaune-citron, affectant deux formes différentes incompatibles, qui sont tantôt l’octaèdre allongé à base rhomboïdale, tantôt le prisme oblique à base rhomboïdale, selon les moyens employés pour le faire cristalliser. Il est insipide, pouvant acquérir une légère odeur par le frottement, très-friable; sa cassure est luisante; sa densité est de 2,087. I! est si mauvais conducteur de l’électricité et de la chaleur, qu’il suffit d’en tenir un bâton dans la main pendant quelques instants pour qu’il fasse entendre un craquement dû à l’inégale dilatation que subissent ses parties parla chaleur de la main, qui quelquefois suffit môme pour le briser.

Lorsqu’on le soumet peu à peu â l’action de la chaleur, il fond à 1 10" c. A celte température, il est très-fluide et conserve sa couleur jaune jusqu’à 140®. Mais pousse-t-on la chaleur jusque vers 160", il commence à s’épaissir, devient rougeâtre, et si l’on chauffe encore davantage, jusque entre 220® et 260®, il devient brun et acquiert une consistance telle qu’on

uu somau:.

peut renverser le vase qui le conlierit sans que la niasse change même de place ; si on continue à le chauffer, il reprend quelque fluidité. Enfin vers 160°, il entre en ébullition et se volatilise. Si le soufre présente, comme on le voit, une anomalie bien remarquable dans les modifications que lui fait subir la chaleur, les phénomènes qu’il produit par un refroidissement brusque, lorsqu’il se trouve à l’un de ces différents états, ne sont pas moins remarquables. En effet, si le soufre fondu à la température de Ito", et d’une liquidité parfaite, est projeté dans l’eau froide, il se solidifie tout à coup, devient friable, et conserve sa couleur propre ; mais si on le porte de 220" à 240°, qu’on le projette de même dans l’eau fi oide, lorsqu’il est par conséquent en fusion visqueuse, il est mou, transparent et de couleur rougeâtre. 11 peut s’étirer en fils fins et élastiques; il ne devient dur qu’au bout de quelque temps. Il y a donc un rapport constant entre la température à laquelle s’opère la trempe et l’altération que le soufre en éprouve.

Lorsque le soufre a été fondu dans un creuset et qu’il s’y est refroidi lentement, les molécules, obéissant à la force de cohésion qui leur est propre, se rapprochent; il se forme alors à l’extérieur de la masse fondue une sorte de croûte, tandis que la partie intérieure, encore liquide, cristallise peu à peu. Si l’on crève alors celte pellicule, et que l’on fasse écouler la partie encore liquide, on isolera toute la portion qui en se solidifiant la première aura cristallisé, et l’on aura des cristaux qui auront la forme d’aiguilles prismatiques. Si , au contraire, on fait dissoudre du soufre dans du sulfure de carbone , et qu’on laisse évaporer le liquide lentement, on obtiendra encore des cristaux, mais qui auront la forme d’octaèdres allongés.

La lumière qui traverse les cristaux de soufre éprouve une double réfraction. Lorsqu’on le frotte, il devient électro négatif. Il est électropositif par rapport à l’oxygène , et électro-négatif par rapport à l’azote. (Voy. p. .30.)

Le gaz oxygène n’exerce sur le soufre aucune action marquée à la température ordinaire; mais il se combine avec lui si on le chauffe. Si Ion introduit un morceau de soufre qui présente un point en ignition dans une éprouvette A pied remplie de ce gaz, il l’absorbe avec dégagement de calorique et d’une lumière blanche bleuâtre, et passe à 1 état de gaz acide sulfureux, facile à reconnaître à son odeur piquante, qui est la même que celle du soufre (|ui brûle à l’air. Il se produit aussi une très-petite quantité d’acide sulfuri(|ue.

On peut obtenir, par des moyens directs ou indirects, sept composés d oxygène et de soufre, qui sont tous acides.

Caractères distinctifs du soufre. 1® Ses propriétés physiques ; 2“ lorsqu’il brûle au contact de l’air ou du gaz oxygène, il se forme du gaz acide sulfureux , reconnaissable à son odeur.

Usages. Le soufre fait partie constituante de la poudre à canon; on l’emploie pour soufrer les allumelles, et pour préparer les acides sulfureux et sulfurique, dont on fait une grande consommation dans les arts. Le soufre est un excitant général qui parait agir particulièrement sur les fonctions du système exhalant. Il est utile dans certains cas d’engorgements scrofuleux, d’œdème, de catarrhes, de paralysie produite par les vapeurs mercurielles ou saturnines ; on l’emploie surtout avec succès dans le traitement de la gale, des dartres, de la teigne : on l’applique sous forme d’onguent préparé avec de la graisse de porc ou avec du cérat; quelquefois aussi, pour guérir la gale, on se sert d’un Uniment fait avec parties égales de soufre et de chaux vive, parfaitement triturés et incorporés dans de l’huile d’olives ou d’amandes douces. Administré à l’intérieur, le soufre est regardé comme purgatif, à la dose de 4 à 12 grammes; mais à petites doses, on doit le considérer comme excitant, spécialement dans les affections chroniques du poumon et des viscères abdominaux. On le fait prendre avec des extraits, o.u bien sous forme de bols, de pastilles, d’électuaires, ou en suspension dans du lait; la dose est de 50 centigrammes à 4 grammes par jour. On l’emploie aussi sous forme de baumes, qui ne sont autre chose que des huiles essentielles tenant du soufre en dissolution : ainsi on donne de 20 à 24 gouttes de baume de soufre térébenthiné , de baume de soufre anisé, de baume de soufre suociné ; enfin les fameuses pilules de Morton , si souvent employées par cet auteur dans la phthisie pituitaire, et qui ne paraissent réussir que dans les catarrhes chroniques, contiennent du baume de soufre anisé.

Extraction. On retire le soufre des matières terreuses auxquelles il est mélangé, ou en décomposant par la chaleur les sulfures naturels de fer ou de cuivre. 1® Le minerai, tel qu’on l’extrait des solfatares de Sicile, subit une première opération sur les lieux mêmes, qui consiste à le faire fondre dans de grandes chaudières, à le maintenir ainsi fondu pendant quelque temps, afin de laisser déposer les matières terreuses, et à décanter le soufre , qui est mis à refroidir dans des fosses en pierre ; en cet état il porte le nom de soufre brut en masse. Pour le purifier et pour obtenir le soufre sublimé ou en canon, on procède à la distillation du soufre brut. L’appareil dont on se sert se compose d’une première chaudière dans laquelle le soufre est mis en fusion , afin d’en dégager à l’air libre tous les gaz hydrogénés qu’il pourrait contenir, et au fond