CARBONE

Synonymes. Carbonium (latin) , Kohleuslnff (allemand) .

Propriétés physiques. Le carbone est un corps solide, qui se présente , soit sous forme de poussière noire, sans cristallisation déterminée , Soit sous forme cristalline (octaèdre ou dodécaèdre) constituant le diamant (dimorphie). La densité du carbone à l'état de diamant est 3,55; et à l’état pulvérulent, 2,1. Le carbone est Insipide , inodore et tout à fait insoluble dans l’eau. 11 est complètement infoslble et üte. Le carbone cristallisé, qui peut présenter des colorations variées, réfracte trèsfortement la lumière : son indice de réfraction est 2,439. Newton place , dans la liste des corps qui réfractent la lumière , le diamant à côté des résines , c’est-à-dire à côté des corps les plus riches en carbone ; il a donc manqué d’arriver, par une autre vole , à découvrir que le diamant est du edr-

CARBACES.

bone. A l’état poreux ou pulvérulent , le carbone est si mauvais conducteur de l éleclricilè qu on peut l’employer comme corps isolant. A l'état de diamant il conduit assez bien l’électricité.

Propriétés chimiques. Le carbone se combine directement avec l’oxygène , à l’aide de la chaleur, pour donner naissance «à de l’acide carbonique ou à de l’oxyde de carbone. Lorsque le carbone est en excès par rapport à l’oxygène , il se produit de l’oxyde de carbone ; dans le cas contraire , il y a de l’acide carbonique de produit. Combiné avec l’hydrogène , le carbone donne de l’hydrogène protocarboné , de l’hydrogène bicarboné , et une foule d’autres carbures d’hydrogène, en général odorants comme les huiles essentielles. Il se combine, par voie indirecte , avec l’azote {cy anogène), et avec un certain nombre de métaux , tels que le fer , le zinc , le cuivre. Ces dernières combinaisons ne sont point en proportions rigoureusement définies.

Caractères distinctifs . La fixité, l'infusibilité et la propriété qu’a le carbone de produire , pendant sa combustion avec l’oxygène, de l’acide carbonique qui représente exactement le volume d’oxygène absorbé , tout cela ne permet de confondre le carbone avec aucun autre corps.

Le carbone est un corps simple ; sa formule est C ou C* = 76,437 ( voy. Composition de l’acide carbonique ).

Etat. Le carbone se rencontre pur, sous le nom de diamant, dans les Indes occidentales et dans diD’ércnts districts du Brésil. La houille , le graphite , l’anthracite , le lignite sont du carbone mêlé à quelques substances étrangères. A l’état de combinaison il constitue la matière fondamentale de tous les corps organiques. . ;

Préparation. On obtient le carbone parles moyens suivants: 1° lorsqu’on brûle des résines dans un endrpit où l’accès de l'air est incomplet , on obtient une grande quantité de noir de fumée. Celui-ci , condensé dans un creuset et calciné au rouge , donne un résidu noir très - divisé , qui est du

CARBACÉS.

carbone à peu près pur. T En recueillant l’acide carbonique qui se dégage des charbons en combustion , et en le décomposant au moyen du potassium, on obtient du carbone parfaitement pur; mais ce procédé est trop coûteux pour être généralement employé.

3° En faisant arriver dans un tube de porcelaine, chauffé au rouge , des vapeurs d'huile de térébenthine ou d’esprit de vin, 'on obtient du carbone pur, doué d'un éclat métallique.

Usages. Le carbone pur, à l’état de diamant, sert , à cause de son extrême dureté, à couper le verre; car le diamant luimême ne peut être rayé que par sa propre poussière. Tout le monde connaît l'emploi du diamant comme ornement.

Charbon.

Les substances organiques donnent, après une combustion incomplète, un résidu noir connu sous le nom de charbon. Celui-ci s’appelle charbon végétal quand il provient de végétaux , et charbon animal lorsqu'il provient de la calcination de substances animales.

Le charbon n’est pas du carbone pur; car il laisse, après avoir été brûlé, un résidu ( cendres ) contenant différents sels alcalins ( carbonate de potasse , carbonate de chaux , sulfate de potasse , chlorure de sodium , de la silice, de l’oxyde de fer, etc. ). Le charbon contient , en outre , une quantité notable d’hydrogène , ce qui fait qu’il brûle dans le commencement avec une flamme pâle et en répandant une odeur assez désagréable, probablement due à un carbure d’hydrogène (espèce d’huile essentielle), qui se produit pendant la combustion .

Le charbon de bois de bonne qualité est sonore, et conserve la forme du bois dont il provieut. Le bois dur fournit un charbon lourd et compacte , tandis que le bois poreux donne un charbon léger. Le bois ordinaire sec donne , si la combustion est incomplète et lente , environ de ‘2?

CARBACÉS.

à 28 pour cent de charbon , tandis que ce môme bois ne donne que de 12 à 17 pour cent do charbon, lorsque la combustion est rapide. Les gaz et les vapeurs qui se dégagent sont plus riches en carboue dans le dernier cas que dans le premier. Le charbon animal est ordinairement plus dense que le charbon de bois ; il a souvent un éclat métallique. Le règne minéral fournit la houille , composée de carbone , d'hydrogène, d’oxygène et de quantilés variables de soufre. La houille calcinée (désulfurée) s’appelle coah. Le coak produit, en brûlant , une très-haute température. Le charbon de bois récemment calciné en vaisseaux clos et refroidi à l’abri du contact de l’air, possède, au plus haut degré , la propriété d’absorber les gaz et de les condenser dans ses pores. Le charbon du hêtre {fagus sylvatica ) absorbe , à la température de 12°. et sous 0m,76 de pression atmosphérique, 90 fois son volume de gaz ammoniac , 55 vol. de gaz sulfureux, 9 vol. d’oxygène, 1,7 vol. d’hydrogène. Il absorbe de mémo les vapeurs. Au bout de 24 à 36 heures, le charbon n’absorbe plus de vapeurs ni de gaz , si ce n’est le gaz oxygène avec lequel il s’unit chimiquement. Tout ce qui diminue la porosité du charbon , diminue, dans la môme proportion, sa faculté d’absorber les gaz. C’est parce que le graphite n’est point poreux, qu’il est impropre à condenser des gaz ou des vapeurs. Au moment où le charbon absorbe des gaz , sa température s’élève de 1 à 2* au-dessus de celle de l’air ambiant. Les gaz absorbés peuvent être déplacés par d’autres gaz avec lesquels ils ne se combinent pas chimiquement. Ils sont tous éliminés à une température élevée.

Le charbon récent et bien calciné possèdo une autre propriété non moins remarquable , celle d’absorber à la fois les matières colorantes et les matières odorantes. C'est ainsique les eaux stagnantes, bourbeuses, infectes deviennent potables lorsqu’on les filtre à travers des couches de charbon pulvérisé. Mais le charbon parait ici plutêl altérer qu’absorber les substances qui rendent l’eau impure ; car, au bout d’un certain

CARBACtS.

temps, *l eau devient aussi infecte qu’auparavant. Le charbon, et surtout le charbon animal, est principalement utile dans la décoloration d’une foule de produits chimiques. Le charbon est un des meilleurs moyens antiputrides ; aussi est-il employé avec avantage dans le traitement de la pourriture d’hôpital , dans la conservation des viandes, etc. Le charbon animal est généralement un meilleur désinfectant que le charbon végétal. Tout le monde connaît l’usage du charbon comme combustible.

Acide carboniquç .

Synonymes. Gaz sylvestre , spiritus sylveslris , acidum carhonicum (lat.), Kohlen-sâure (a)Iem. ).

Propriétés physiques. L’acide carbonique est un gaz incolore et inodore (1). 11 a une saveur légèrement aigrelette , lorsqu’il est dissous dans l’eau. C’est le seul acide gazeux inodore jusqu’à présent connu. Sa densité est 1,524. A cause de son poids , on peut le transvaser comme de l’eau , jusqu’à ce qu’il déborde des vases. A la température et à la pression atmosphérique ordinaires , 100 volumes d’eau dissolvent 104 volumes de gaz acide carbonique, c’est-à-dire que l’eau dissout environ son volume de cet acide. Comme tous les gaz , il se dissout proportionnellement à la pression à laquelle il est soumis La dissolution , faite à froid , laisse dégager par la chaleur tout l’acide carbonique qui s’y trouve. Une diminution de pression agit comme la chaleur. De l’eau saturée de gaz acide carbonique , à une pression plus forte que celle de l’atmosphère , constitue l'eau gazeuse. Lorsqu’on débouche une bouteille d’eau chargée d’acide carbonique sous une pression de 10 atmosphères, c’est-à-dire chargée de 9 fois plus de gaz qu’elle n’en peut contenir à la pression atmosphérique ordinaire , il arrive que le gaz s’en

(i) L'odeur que répand le charbon en brûlant est étrangère à l'acide carbonique; elle tient à la présence d'au carbure d'hydrogène.

aoo

CABBACÉS.

échappe aussitôt comme dans le vide. Il est cependant à remarquer que, dans ce cas, l’eau ne perd pas tout le gaz qu'elle devrait perdre. Au lieu de perdre les de gaz acide carbonique , elle n’en perd que les ~ environ , c’est-à-dire qu’elle en retient environ 2 volumes de plus qu elle n’en devrait retenir réellement sous la pression atmosphérique ordinaire. Aussi , lorsqu’on laisse tomber dans cette eau une croûte de pain, un morceau de papiejr roulé et chiffonné ou un corps poreux quelconque , à l’instant l’effervescence recommencet-elle et l’eau abandonne une nouvelle quantité d’acide carbonique. On peut recommencer ainsi à plusieurs reprises. Il y a donc là une espèce d’équilibre instable dont on ne sait pas encore se rendre exactement compte. L’hydrogène, l’azote , enfin tout gaz incapable de se combiner avec l’acide carbonique, déplace facilement ce dernier gaz de sa dissolution dans l’eau. Ce fait très -général a surtout acquis de l’importance dans la nouvelle théorie de la respiration. La quantité de gaz que déplace un autre gaz de sa dissolution , est en raison inverse de sa solubilité.

L’acide carbonique gazeux , soumis à la pression de 36 atmosphères , peut , à la température ordinaire (10°), passer à l’état liquide (Faraday). Dans cet état , il est transparent , incolore et réfracte la lumière moins que l’eau ; soumis à la chaleur, il se dilate énormément ; sa dilatabilité surpasse même celle de l’acide carbonique gazeux. A la température de 0°, la force élastique des vapeurs de l’acide liquide anhydre , équivaut à la pression de 40 atmosphères. L’acide carbonique liquéfié dans un appareil en fonte , au moyen d’une forte pression et d’un abaissement de température ( — 20° ) , s’échappe avec bruit , au contact de l’air, en passant à l’état de gaz. Or, pour passer à l’état de gaz , il absorbe de la chaleur; et cette chaleur, il la prend à la portion restante d’acide liquide , qui en perdant cette chaleur passe à l’état solide. C’est d’après ces données , et guidé par les expériences antérieures de Faraday, que M. Thilorier est parvenu à so-

CARBACÉS.

lidifier l'acide carbonique. Dans cet état, l’acide carbonique est blanc comme de la neige, extrêmement léger; il produit sur la peau la sensation d’un froid excessif, en reprenant aussitôt son état de fluide élastique, avec production d'un abaissement de température d’environ — 100°. On peut, au moyen de l’acide carbonique solide , congeler des masses considérables de mercure , ainsi que beaucoup d’autres liquides.

La chaleur seule n’excrce aucune action décomposante sur l’acide carbonique. Cet acide réfracte la lumière ; son indice de réfraction est 1,526. Une série d’étincelles électriques décompose l’acide carbonique incomplètement en oxygène et en oxyde de carbone.

Propriétés chimiques. L’acide carbonique est un acide trèsstable. Ayant pris naissance à une température élevée , il ne peut point être décomposé par la chaleur. Il rougit la teinture de tournesol en rouge vineux. Il éteint les corps allumés sur lesquels on peut le verser comme de l’eau. Impropre à la combustion, il l’est également à la respiration. Il tue, non pas seulement par simple privation d’air, comme l’azote ou l’hydrogène , mais par une action particulière qu’il exerce sur le sang et sur le système nerveux. L’air mêlé de £ de son volume d’acide carbonique est irrespirable. L’acide carbonique de l’air se combine avec toutes les oxybases. Il n’existe donc pas, à dire vrai , d'oxydes basiques dans la nature, mais des carbonates ou des sous-carbonates. Le rôle que joue l’acide carbonique libre dans l’air, est plus grand qu’on ne le pense. Les combinaisons en apparence les plus stables, sont, à la longue, altérées par l’acide carbonique de l’air; et l’absorption de l’oxygène lui-même par les métaux , n'est pas seulement favorisée par l’humidité, mais surtout par la préseuce de l’acide carbonique qui provoque, en quelque sorte, l’oxydation. Des expériences concluantes prouvent que les métaux ne s’oxydent à l’air qu’autant qu’il y a de l’acide carbonique. Ce fait , ajouté à d’autres , nous autorise à établir la loi suivante : Deux corps ayant peu de tendance à se combiner directement , se com-

CABBACÉS.

binent très-facilement dès qu'on les met en présence d’un troisième corps , susceptible de se porter sur le composé que pourraient former les deux premiers. Voici quelques exemples à l'appui de cette loi : L’oxygène et l’azote ne se combinent pas directement ; on a beau foudroyer par une série d’étincelles électriques un mélange de 2 vol. d’azote et de S vol. d’oxygène, on n’obtient jamais d’acide nitrique. Mais qu’on mette ce mélange en présence d’un peu de potasse , aussitôt l’oxygène et l’azote se combinent , pt il se produit du nitrate de potasse. De même , l’azote et l’hydrogène ne se combinent pas directement : quoi qu’on fasse, jamais un mélange de 2 vol. d’azote et de 6 vol. d’hydrogène no produira directement de l’ammoniaque. Mais , en foudroyant , par une série d’étincelles électriques , ces deux gaz en présence d’un acide tel que l’acide sulfurique ou l'acide chlorhydrique, il se produit aussitôt du sulfate ou du chlorhydrate d’ammoniaque.

Le potassium, le sodium, etc., peuvent décomposer l’acide carbonique complètement. Le résidu est du carbone pur. D’autres , comme le fer , le cuivre , et le carbone luimême, ne le décomposent qu’incomplétcment; ils ne lui enlèvent que la moitié de son oxygène pour le transformer en oxyde de carbone.

Caractères distinctifs. L’acide carbonique précipite l’eau de chaux ou l’eau de baryte , et le carbonate blanc qui en résulte est décomposé avec effervescence par tous les acides plus forts que l’acide carbonique. Si l’acide carbonique est en excès , il n’y aura pas de précipité avec l’eau de chaux, le bicarbonate de chaux étant soluble. Les alcalis absorbent rapidement l’acide carbonique.

État. L’acide carbonique existe à l’état de liberté dans l’air. 1000 vol. d’air contiennent, terme moyen , 4 vol. d’acide carbonique. Cette proportion est sensiblement la même dans les vallées profondes et sur les montagnes élevées. Saussure a trouvé de l’acide carbonique sur la cime du Mont-Blanc ,

CARBACÉS.

c'est-à-dire à une hauteur de 5090 mètres. La quantité d’acide carbonique diminue à la surface de la mer. Il se produit journellement, dans nos foyers, dans les usines, et partout où l’on brûle beaucoup de charbon, des torrents d’acide carbonique ; mais ces torrents ne sont que des gouttes dans l’océan gazeux.

La respiration des animaux et celle des plantes dans l’obscurité , est une source intarissable d’acide carbonique. La fermentation et la décomposition des substances organiques donnent également naissance à une grande quantité d’acide carbonique.

Certains souterrains et cef laines cavernes sont des réservoirs permanents d’acide carbonique. On cite , comme exemple , la grotte des Chiens, près du lac Agnano, aux environs de Naples. Les entrailles de la terre recèlent de vastes foyers d’acide carbonique. Celui-ci se dissout dans l’eau qu’il rencontre. Cette eau , arrivée à la surface de la terre, laisse échapper avec effervescence l’excès de gaz dont elle s’était chargée à une pression plus forte , à une grande profondeur dans l’intérieur de la terre. C’est là l'origine des eaux minérales gazeuses, comme celles de Selters , de Pyrmont , de Vichy , du Montd’Or, etc.

Mais l’acide carbonique existe bien plus abondamment encore dans la nature , à l’état de combinaison. La moitié de la croûte terrestre se compose de carbonate de chaux. Le Jura, les Apennins , les Alpes , presque toutes les montagnes de l’ancien et du nouveau continent, se composent , en grande partie, de pierres calcaires. Il se trouve à l’état de carbonate de potasse ou de soude , dans les cendres des végétaux. Le fer et la chaux sont tenus en dissolution , à l’aide d’un excès d’acide carbonique , dans beaucoup de sources d’eaux minérales.

Préparation. On prépare l’acide carbonique en traitant le bicarbonate de soude par un acide fort (acide nitrique, sulfurique, chlorhydrique). À peine ces deux corps sont-ils

CARBACÉS.

en contact , qu’il se produit une vive effervescence, et l'acide carbonique se dégage à l’état de gaz , qu'on peut recueillir sur l’eau ou sur le mercure.

Un moyen économique de préparer l’acide carbonique , consiste à employer le carbonate de chaux [craie, marbre ) , et l'acide sulfurique. Seulement, comme le4sulfate de chaux ( plâtre ) qui se produit est peu soluble, et que des couches de ce dernier peuvent s’opposera une décomposition totale du carbonate de chaux , et conséquemment à un dégagement complet d’acide carbonique , il est plus convenable d'employer à la place de l'acide sulfurique , l’acide nitrique ou l’acide chlorhydrique, qui donnent un nitrate de chaux ou un chlorure de calcium soluble; seulement, dans ce cas, il vaut mieux employer le marbre que la craie, pour éviter une effervescence trop vive.

CaO,CO’} CaCl.HO CI, H J CO’

Composition . En 1776, Lavoisier détermina le premier la composition de l’acide carbonique. Il trouva , par l’expérience directe, que du diamant brûlé dans l'oxygène, donne 1 vol. de gaz acide carbonique , égal au volume d’oxygène absorbé.

Ainsi , 100 vol. d’oxygène donnent , en se combinant avec le carbone, 100 vol. d’acide carbonique. Donc, en soustrayant de la densité de l’acide carbonique celle de l'oxygène , on a la densité hypothétique de la vapeur de carbone,

1,5240 = densité de l’acide carbonique ( 1 vol.)

1,1026 = densité de l’oxygène (1 vol.)

Or, comme le carbone forme avec l’oxygène, un fluide élastique , on suppose , par analogie , que c'est du carbone en vapeur qui produit avec l’oxygène, du gaz acide carbonique. Et comme , d’autre part , l'expérience apprend que les gaz se combinent entre eux dans des rapports simples , on sup-

CARBACES.

ao5

pose , toujours par analogie (car personne n’a vu le carbone en vapeur), que 1 volume de vapeur de carbone et 1 volume d’oxygène, produisent, en se condensant de la moitié, 1 volume de gaz acide carbonique.

En exprimant les rapports de 1,1026 d’oxygène et de 0,4214 de vapeur de carbone en centièmes, on a :

27,6508 de carbone 72,3492 d’oxygène.

De là, en établissant la proportion suivante :

on a pour la valeur d x = 76,437, qui est l’équivalent du carbone , celui de l'oxygène étant 100. Or, cette quantité de carbone se combinant avec 2 équivalents d’oxygéne ( 200 d’oxygène), pour saturer 1 équivalent de base, la formule de l’acide carbonique est = CO3. Quelques chimistes, considérant le nombre 76,437, comme exprimant 2 vol. de vapeurs de carbone, écrivent C’O' pour cette formule. Et alors, ils expriment 1 vol. ou atome de carbone par le nombre 38,218 , c’est-à-dire , la moitié de 76,437.

Usage. L’acide carbonique est employé dans la fabrication des eaux gazeuses artificielles. 11 existe dans le vin de Champagne, dans la bière et dans tous les liquides mousseux II dissout les pierres calcaires. On a essayé , en Angleterre , d’employer l’acide carbonique liquide anhydre, comme force motrice ; mais ces essais ont été infructueux , parce que l’acide carbonique attaque les chaudières métalliques avec lesquelles on le met en contact.

Carbonates .

C’est, de touslesgenrcs de sels, le plus facile à reconnaître. Traités par un acide , ils se décomposent tous avec effervescence , en dégageant l'acide carbonique, à la place duquel se substitue l’acide employé.

ao6

CARBACÉS.

Les sulfites et les hyposulfiles font aussi effervescence avec les acides; mais le gaz qui se dégage est facile à reconnaître à son odeur (gaz sulfureux).

Action de la chaleur. Les carbonates sont décomposés à des températures variables, excepté les carbonates secs de potasse, de soude et de litbine , qui résistent à toute température (1). Le carbonate de baryte , qu’on a cro pendant longtemps indécomposable au feu , se décompose à la température du fer fondant. Pour décomposer les carbonates de potasse, de soude et de litbine, il faut les chauffer avec du charbon, du soufre , du fer , enfin avec des corps qui décomposent l’acide carbonique en s'emparant au moins de la moitié de son oxygène. Le potassium, le sodium , l'aluminium , etc., s’emparent de la totalité de l’oxygène de l'acide du carbonate , en laissant pour résidn du carbone noir.

Solubilité. Tous les carbonates sont plus ou moins insolubles. Les carbonates de potasse de soude , d’ammoniaque et de lithine sont seuls solubles dans l’eau ; ils sont peu solubles dans l'alcool. Tons les carbonates alcalins verdissent le sirop de violettes, ramènent au bleu la teinture de tournesol rongie par un acide ; en un mot , ils ont tous une réaction alcaline. Certains carbonates insolubles deviennent solubles par un excès d’acide carbonique , en se transformant en bicarbonates. Les carbonates de chaux , de baryte , de magnésie , de fer sont dans ce cas.

Composition. Dans les carbonates neutres , un équivalent d'acide sature un équivalent de base; l'oxygène de l’acide est à l’oxygène de la base , comme 2 est à 1. Dans les bicarbonates , il y a deux équivalents d’acide unis à un équivalent de base. L’oxygène de l’acide, dans ce cas, est 4- , celui de la base étant 1 .

Dans les scsquicarbonates ( scsquicarbonate d’ammonia-

(l) En faisant arriver sut ces carbonates un courant de Tapeur d'eau, on les convertit, à une température élevée, en hydrata, avec dégagement d'acide carbonique.

CARBACES.

que) il y a 1 équivalent de base uni à 1 ^ équiv. d’acide. Il y a enfin des sous-carbonates dont la composition n’est pas exactement déterminée.

Préparation. La potasse, la soude, l’ammoniaque, la lithine , la baryte , la chaux , la strontiane , la magnésie , exposées au contact de l’air , absorbent de l’acide carbonique pour se changer d’abord en sous-carbonates et enfin en carbonates neutres. L’eau , chargée d’acide carbonique , transforme les carbonates de chaux , de magnésie en bicarbonates solubles. Tous les métaux qui s’oxydent à l’air ne tardent pas à s’y changer en sous-carbonates. La plupart des prétendus oxydes métalliques sont des sous-carbonates hydratés.

Oxyde de carbone.

Propriétés physiques. L’oxyde de carbone est un gaz incolore , insipide et inodore. Sa densité est 0,9G78. Il est peu soluble dans l’eau qui n’en prend que {- de son volume. Il brûle avec une belle flamme bleue. C’est lui qui donne la flamme bleue qu’on remarque souvent dans la combustion du bois ou du charbon dans nos cheminées. La chaleur et l'électricité n’exercent sur lui aucune action décomposante. Son indice de réfraction est 1,157.

Propriétés chimiques. L’oxyde de carbone ne précipite pas l’eau de chaux. En brûlant, il forme de l’acide carbonique qui précipite l’eau de chaux. Il n’entretient ni la respiration ni la combustion. L’air qui contient le quart de son volume d’oxyde de carbone est irrespirable. L’oxyde de carbone se combine avec l’oxygène au moyen de la chaleur ou de l’électricité.

L’oxyde de carbone est un corps éminemment stable. Le fer et le carbone ne le décomposent à aucune température. Le potassium lui-méme ne le décompose pas; il se combine avec lui et donne un composé particulier de potassium et d’oxyde de carbone qui n’a pas encore été bien examiné.

Préparation . En chauffant k parties d’acide sulfurique avec

CARBACES.

1 partie d’acide oxalique , on obtient un dégagement de volumes égaux d'oxyde de carbone et d’acide carbonique. Après avoir absorbé l’acide carbonique par la potasse ou la chaux caustique , on a pour résidu l’oxyde de carbone. Explication. L’acide oxalique se compose de carbone et d oxygène dans les rapports de volumes égaux d’acide carbonique et d’oxyde de carbone. L’acide sulfurique décompose l’acide oxalique, en lui enlevant 3 équivalents d’eau.

C* O1 3 équiv. d’eau) CO* ( acide carbonique ).

S O’-j-l équiv. d’eau j CO (ox . de car b . ) +S03 + h éq . d eau .

On prépare également l’oxyde de carbone en décomposant l'acide carbonique par le fer ou par le carbone à une température élevée, ou bien , en calcinant des oxydes métalliques avec du charbon en excès. Car, lorsque l’oxygène est en excès , par rapport au carbone , il se forme de l’acide carbonique; daus le cas contraire, il se produit de l’oxyde de carbone.

Caractères distinctif s . Un volume d’oxyde de carbone et un volume de chlore, mis ensemble dans un ballon , se combinent sous l’influence de la lumière, en donnant naissance à un volume de gaz acide chloroxy-carbonique. Il y a donc condensation de moitié. Ce composé est fort remarquable, car il prouve qu’en remplaçant dans l’acide carbonique 1 équiv. de chlore (2 vol. de'chlore) par 1 équiv. d'oxygène , on ne change pas le type du composé , c'est-à-dire qu'on donne naissance à un acide analogue , par sa composition , à l’acide carbonique.

Composition. En mettant dans l’eudiomètre :

oxyde de carbone = 100 volumes, oxygène = 100 vol.

on a total =200 vol.

après étincelle = 150 vol.

après potasse = 50 (oxygène.)

CAKBACÉS.

Ainsi la potasse a absorbé 100 volumes d’acide carbonique. Des 100 volumes d’oxygène ajoutés, dans l’eudiomètre, aux 100 vol. d’oxyde de carbone, il n’y en a que 50 d’employés pour former de l’acide carbonique. Donc 100 vol. d'oxydë de carbone prennent 50 vol . d’oxygène, en d’autres termes, l’oxyde de carbone contient moitié moins d’oxygène que l’acide carbonique, et en lui donnant cette moitié, on le change en acide carbonique. De là sa formule : =CO ou C1 0 (atomes).

D’après ces données , on détermine , par le calcul , le poids de l’unité de volume ou la densité de l’oxyde de carbone :

1,5240 — poids de 1 vol. d’acide carbonique.

0,5513 = poids d’un ~ vol. d’oxygène(l, 1026=1 vol.)

0,9727 poids de 1 vol. d’oxyde de carbone.

Remarque. Les acides meililique , croconique et oxalique, également composés d’oxygène et de carbone , appartiennent à la chimie organique plutôt qu’à la chimie minérale.

Sulfure de carbone.

Syisoktmes. Sulfide de carbone liquide, liqueur de Lampadius , alcool de soufre, Schu/efel kohleiutoff (allem. ).

Propriétés physiques. Le sulfure de carbone est un liquide incolore , d’une odeur d’œufs pourris et d'une saveur àcre et amère. Sa densité est 1,272. Il bout à 45°. Il est insoluble <lans l’eau. Il réfracte très-fortement la lumière. En se vaporisant, il produit un abaissement de température capable de congeler le mercure.

Propriétés chimiques. Le sulfure de carbone est aussi stable que l’acide carbonique. La chaleur seule ne le décompose pas. Il est très-inflammable et brûle avec une flamme bleue, en donnant naissance à de l’acide sulfureux et à de l’acide carbonique. En brûlant dans l’oxygène, il produit une température capable de faire fondre des fils de platine. Lorsqu’on fait passer l'étincelle électrique à travers un mélange d oxygéue et

210 CAKBACÉS.

de vapeurs de sulfure de carbone, il se produit de 1 acide sulfureux et de l’acide carbonique.

Préparation. On fait passer des vapeurs de soufre sur des charbons chauffés au rouge. Le sulfure de carbone vient se condenser dans des récipients contenantde l’eau. Il se dégage en même temps des gaz te s que l’hydrogène sulfuré , l’oxyde de carbone et l’acide carbonique. Par une distillation réitérée , on obtient le sulfure de carbone parfaitement pur et limpide.

Composition. Le sulfure decarbone a une composition analogue à celle de l’acide carbonique. Sa formule est = CS’, analogue à celle de l’acide carbonique ( CO1 ).ll Se compose , en centièmes de

15,77 de carbone.

84,23 de soufre.

L e sulfure de carbone solide se trouve comme résidu dans le tube servant à la préparation du sulfure liquide. Brûlé avec du nitre , il donne du sulfate de potasse. Sa composition n'est pas connue.

Le prétendu sulfure de carbone gazeux n’est probablement qu’un mélange d’acide sulfhydrique et d’oxyde de carbone.

Historique. Le sulfure de cafbone a été découvert par Lampadius.

bOre.

Etymologie. Le non de bore vient de borax ( borate de coude) , dont on peut extraire le bore.

Propriétés physiques. Le bore a l’aSpect d’une poussière verdâtre. Il est insoluble dans l’eau. 11 est infusible et fixe comme le carbone, avec lequel il a de l’analogie.

Propriétés chimiques. Le bore se combine avec l’oxygène , le chlore et le ûuor, pour former des composés généralement acides.

Préparation. On place dans un tube de verre des couches

CARBACES.

successives de potassium et d’acide borique ; puis on chauffe jusqu’au rouge sombre. A la fin de l’opération, on obtient un mélange de bore et de borate de potasse. En mettant ce mélange dans l'eau , on obtient la séparation des deux corps ; car le borate de potasse se dissout dans l’eau, tandis que le bore y est insoluble. Explication. Le potassium réduit une partie de l’acide borique à l’état de bore, en s’emparant de son oxygène pour passer à l’état de potasse, laquelle forme du borate de potasse avec une autre partie d’acide borique non décomposée.

Historique. Le bore a été découvert, en 1809, par MM. Gay- Lussac et Thénard.

Acidè borique.

SiSOKYHE. Borsàurc (altéra.).

Propriétés physiques. L’acide borique est un composé solidë, inodore , d’une saveur très-faible, comme l’acide carbonique. Sa densité est 1,5. Exposé à la chaleur, il fond facilement, quoiqu’il ne devienne jamais parfaitement liquide. Il rôste toujours épais, visqueux et comme pâteux ; il ne se volatilise pas ; c’est un des acides les plus fixes. Il peut arriver qu’en se vaporisant , de l’eau, contenant de l’acide borique en dissolution , entraîne des parcelles de cet acide qui viennent se Refroidir et cristalliser sur les parois du vase. Il ne faut pas , pour cela , croire que l’acide borique soit volatil ; car il n'est que mécaniquement déplacé , à peu près comme la poussière de carbone l’est par les courants d'air que produit l’acfion de la chaleur. L’acide borique est assez peu soluble dans l’eau. 100 parties d’eau dissolvent 3 parties d’acide borique à la température ordinaire. A 100°, 100 p. d’eau en dissolvent environ 10 parties. La dissolution, faite à la température de l’eau bouillante, laisse, par refroidissement, déposer des paillettes micacées, brillantes, nacrées. Dans cet état, l’acide borique retient six équiy. d'eau. Il perd à peu près la moitié de cette eau à 100°, et il faut la chaleur rouge pour

CAUBACÉS.

en chasser le reste. L'acide anhydre a l’aspect du verre.

Propriétés chimiques . L'acide borique rougit , comme l’acide carbonique , la teinture de tournesol en rouge vineux. C’est un acide très-faible à la température ordinaire ; mais à une température élevée , c’est un acide très-puissant qui , par sa fixité , déplace l’acide nitrique , l’acide sulfurique , en un mot les acides les plus forts. Il est éminemment stable , et il n'est décomposé que par le potassium , l’aluminium , etc. Le charbon lui-mème ne le décompose à aucune température. De là , la grande utilité do l’acide borique dans les arts; il facilite puissamment la fusion des métaux, tels que le manganèse, le cobalt, le chrôme. Mis en contact avec l'acide fluorhydrique, il donne naissance à de l’eau et à du fluorure de bore. Avec les bases il forme des borates.

Caractères distinctifs. Brillé avec de l’alcool , l’acide borique produit une belle flamme verte. Fondu avec du cobalt , il donne un produit d'une belle couleur violette ; fondu avec le chrôme, il donne une masse vitreuse verte.

Etat. On a trouvé l’acide borique , à l’état de liberté, dissous dans l’eau de quelques lacs de l'ile de Volcano , et àSasso, en Toscane ; mais on le rencontre surtout à l’état de combinaison avec la soude (borax , borate de soude ) dans quelques lacs de l’Inde et du Thibet.

Préparation. Le bore , en brûlant au contact de l’oxygène ou de l’air , à une chaleur rouge obscure , produit de l’acide borique ; celui-ci , en se fondant, recouvre , comme un vernis, la surface du bore non brûlé , et la combustion s’arrête. Il faut enlever cette couche et recommencer. Pour brûler complètement un gramme de bore, il faut recommencer l’opération jusqu’à 5 fois (Gay-Lussac). Ce procédé n’est jamais employé pour préparer l’acide borique. Le procédé le plus simple pour préparer l’acide borique , consiste à faire agir l’acide sulfurique sur une dissolution de borate de soude , faite à chaud. L’acide borique se dépose, par refroidissement , sous forme de paillettes micacées ; on lave ces cristaux à plusieurs re-

CA R B ACES 4

prises pour les débarrasser des substances étrangères, et surtout de l’acide employé , qui pourraient les rendre impurs.

Composition . 100 parties d’acide borique se composent de

31 ,22 de bore ,

68,78 d’oxygène.

Sa formule est Br O3.

Usages. On se sert de l’acide borique , mais le plus souvent du borax ( borate de soude), comme fondant.

Borates.

Les borates sont caractérisés par la fixité et la stabilité de l’acide borique. Il n’y a guère de solubles dans l’eau que les borates alcalins. Les borates solubles, traités par l’acide sulfurique ou par tout autre acide fort, ne donnent point d’effervescence, et laissent précipiter l’acide borique sous forme de paillettes nacrées, brillantes. L’action a lieu assez lentement, et l’acide borique , peu soluble dans l’eau , se dépose. Il faut que la dissolution de borate soit faite à chaud pour obtenir un abondant précipité, à mesure que la liqueur se refroidit.

Action de La chaleur. Aucun borate n’est décomposé par la chaleur , excepté le borate d’ammoniaque qui laisse dégager sa base. Sous l influence de la chaleur , l’acide fond et entraîne dans sa fusion la base qu’il fait également fondre. De là, l’usage de l’acide borique et des borates alcalins, comme fondant des métaux. L’acide sulfurique décompose les borates, comme nous venons de le voir , en sulfates et en acide borique. Majs , en élevant la température au-dessus de 400° , l’acide sulfurique est à son tour éliminé, et les borates se reconstituent. Ainsi , à froid, l’acide sulfurique est plus fort que l'acide borique , tandis qu’à une température élevée , c’est tout le contraire.

Composition. Dans les borates neutres , 1 équiv. d'acide

Goocle

CAHBACJÊS.

sature 1 équiv. de base. L’oxygène de l’acide est à l’oxygène de la base, comme 3 î 1. Leur formule générale est MO $0*.

Préparation. Les borates alcalins existent en général tout formés dans la nature. On prépare artificiellement les autres par voie de double décompofition.