COMPOSÉS OXYGÈNES DU PHOSPHORE

Oxyde de phosphore.

Synonyme. Oxyde rouge de phosphore .

Quand on conserve le phosphore sous l’eau et dans l’obscurité, il se recouvre d’une croûte blanche , qui a été pendant longtemps considérée comme une combinaison d’eau avec le phosphore ( hydrate de phosphore ). Ce prétendu hydrate n’est que du phosphore dans un état d’agrégation particulier , rappelant les divers états d’agrégation moléculaire que peut offrir l’arsenic (H. Rose).

Quand on conserve le phosphore sous l’eau et au contact delà lumière du soleil, il se recouvre d’une croûte rouge , qui est une véritable combinaison d’oxygène avec le phosphore ( oxyde de phosphore ).

Propriétés physiques. L’oxyde de phosphore est rouge, inodore , insipide , insoluble dans l’eau , dans l’alcool et l’éther.

Propiiètès chimiques. Il ne luit pas , comme le phosphore, dans l’obscurité. Il supporte une très-haute température. Il brûle avec une flamme jaune, et se transforme en acide phosphorique.

L’acide nitrique , le chlore humide, etc. , le transforment en acide phosphorique.

Préparation. Lorsqu’on fait arriver de l’oxygène dans de l’eau bouillante contenant du phosphore fondu, il se produit de l’acide phosphorique soluble et de l’oxyde de phosphore insoluble dans l’eau. Cet oxyde se produit du reste sous forme de petites taches rouges , chaque fois qu’on brûle du phosphore à l’air.

Les briquets dits phosphoriques contiennent un mélange d’oxyde phosphore , de phosphore très-divisé et de magnésie.

Composition. La formule de l’oxyde de phosphore est PhHD (Liebig).

PHOSPHACES.

Acide kjpophosphoreux.

Sy». Unterphosphorige-saure (allem.).

Propriétés physiques. L’acide hypophosphoreux présente l’aspect d’un liquide visqueux , inodore et d’une saveur franchement acide. On ne l’a pas encore obtenu cristallisé.

Propriétés chimiques. L’acide hypophosphoreux rougit la teinture de tournesol et forme avec les oxy-bases des hypophosphites solubles.

Chauffé dans une fiole avec un peu d'eau , il donne naissance à de l’hydrogène phosphoré spontanément inflammable, et brûlant avec beaucoup d’éclat.

L’acide nitrique, le chlore, le peroxyde de mercure, agissent sur l’acide hypophosphoreux, comme sur l’acide phosphoreux. Exposé à l’air , il se transforme peu à peu en acide phosphorique.

Caractères distinctifs. Il ne précipite pas l’eau de baryte. II précipite en noir l’azotate d’argent. Le précipité , chauffé avec du charbon , donne du phosphore.

Préparation. On met dans l’eau du phosphure de baryum : l’eau se décompose , et elle forme, aux dépens de ses éléments, de l’hydrogène phosphoré qui se dégage , du phosphate insoluble et de l’hypophosphite de baryte soluble. En traitant ensuite l’hypophosphite de baryte par l’acide sulfurique , on sépare la baryte à l’état de sulfate insoluble ; et l’acide hypophosphoreux reste en dissolution.

Composition. Sa formule est Ph’ O» =Ph*0*.

Historique. L’acide hypophosphoreux a été découvert par Dulong.

Hypo-phosphites.

Ils sont tous très-solubles dans l’eau. Mis sur les charbons incandescents , ils brûlent avec une belle flamme jaune , ré-

PHOSPUACfcS.

pandcnt une odeur de phosphore , et se convertissent partiellement en phosphates neutres. Chauffés dans l’eau , ils donnent , pour la plupart , de l'hydrogène phosphore spontanément inflammable à l’air. Ils décolorent , comme les phosphites , le sulfate rouge de manganèse.

On ne connaît pas exactement leur composition. En général , ces sels ont été , jusqu’ici , fort peu examinés.

Acide phosphoreux.

Sth. Acide hypophaiphui iijue , acide phosphatique ( de qnelques chimistes).

Propriétés physiques. L'acide phosphoreux est solide, blanc, d une odeur alliacée et d’une saveur acide. II attire l’humidité de l’air et finit par s’y transformer en acide phosphorique, en absorbant une plus grande quantité d’oxygène. Dissous dans l’eau , il est susceptible de cristalliser en parallaliélipipèdes transparents.

Propriétés chimiques. L’acide phosphoreux rougit la teinture de tournesol. Uni aux oxy-bases , il forme des phosphites dont plusieurs sont insolubles. Versé dans l’eau de baryte , il produit un précipité blanc de phosphite de baryte, Comme tous les acides qui peuvent «e suroxyder , il décolore le sulfate rouge de manganèse. L’acide phosphoreux, chauffé dansl’eay, se décompose. Il se produit de l'hydrogène phosphoré spontanément inflammable , et de l’acide phosphorique. L’acide nitrique le change en acide phosphorique. Le chlore humide le transforme également en acide phosphorique , avec formation d’acide chlorhydrique. Chauffé avec le protoxyde rouge de mercure , il donne naissance à de l’acide phosphorique et à du mercure métallique. - v

Préparation. Lorsqu’on expose le phosphore au contact de l’air , il répand de légères vapeurs blanches , et au bout d'un certain temps , il finit par s’y consumer complètement. Ces vapeurs constituent un mélange d’acide phosphoreux et d’acide phosphorique- C’est ce mélange qui avait été considéré ,

puospiucës. a3g

par quelques chimistes , comme un acide particulier , et appelé acide phosphatique.

On obtient l’acide phosphoreux pur , en brûlant le phosphore dans des tubes étroits où l’air ne pénétre pas en trop grande quantité à la fois. L’acide phosphoreux qui se produit se dépose , sous forme d’une poussière blanche , à la partie supérieure du tube.

Le meilleur procédé de préparation est le suivant : on fait arriver du chlore sur du phosphore en excès. Le chlorure de phosphore qui se produit , décompose l’eau pour donner naissance à de l’acide phosphoreux peu volatil , et à de l’acide chlorhydrique très-volatil. La chaleur achève la séparation de ces deux acides.

Caractères distinctifs. 11 précipite en blanc l’eau de baryte, et le précipité ( phosphite de baryte), chauffé avec du charbon , donne du phosphore. Il précipite en rouge le nitrate d’argent , et le précipité passe bientôt au noir. Ces caractères le distinguent de l’acide hypophosphoreux et de l’acide phosphorique.

Composition. Sa formule est = Ph 0! ou Pbr O*.

Phosphites ( hypophosphates ).

Ces sels sont tous insolubles dans l’eau , excepté ceux de potasse , de soude et d’ammoniaque. Les phosphites neutres humides de potasse , de soude, de baryte , de strontiane, et quelques autres se changent, à l’aide de la chaleur , en phosphates neutres , en même temps qu’il se dégage de l’bydrogène. Les phosphites solubles précipitent en blanc les sels de chaux, de baryte et de strontiane, ce qui les distingue des bypophosphites. Tous les phosphites décolorent le sulfate rouge de manganèse.

Composition. Les phosphites peuvent, comme les phosphates, être neutres , acides et basiques. Il y a encore beaucoup à faire pour la détermination précise des propriétés de ces sels.

PHOSPHACÉS.

Acide phosphorique ordinaire {hydraté).

S tm. Acidum phosphoricum (lat. ), Phosphor-saure (aliéna.).

Propriétés physiques. L’acide phosphorique ordinaire est solide , blanc , incolore , inodore et d’une saveur franchement acide. Il est susceptible de cristalliser en prismes rhomboïdaux. Soumis à l’action de la chaleur dans un creuset de platine (car il attaque les vases de grès et de verre ) , il perd peu à peu son eau et prend l’aspect d’une masse vitreuse , parfaitement transparente , qui attire l’humidité de l'air, et qui ne tarde pas à devenir opaque. Chauffé au delà de 4-00° il se volatilise. La chaleur lui fait éprouver des modifications remarquables. (Voyez , acides paraphosphorique et métaphosphorique. )

Propriétés chimiques. L’acide phosphorique rougit fortement la teinture de tournesol. Le charbon lui enlève son oxygène à la température de 500° ; et le phosphore distille. Mais , comme l’acide phosphorique est volatil avant cette température , il faut le fixer préalablement dans une base telle que la chaux ou l’oxyde de plomb. Les hydracideset les oxacides n’ont aucune action sur l’acide phosphorique. Le potassium lui enlève tout son oxygène ; il se produit du phosphure de potassium d’une odeur infecte.

L’acide phosphorique ordinaire sature 3 équival. de base ; 1 équival. de base peut être remplacé par 1 équivalent d’eau ( eau de constitution ) jouant le rôle de base. Ainsi , par exemple, en calcinant, à une chaleur modérée, un phosphate de soude contenant 1 équival. d’acide phosphorique , 2 équival. de soude et 25 équival. d’eau , on peut lui faire perdre tous les équival. d’eau moins un , sans dénaturer le phosphate. Cet équivalent d’eau qui reste et qui remplace 1 équival. de base , n’est éliminé qu’à la chaleur rouge ; et alors le phosphate est transformé en un autre sel ( pyrophosphate ). (Voy., Phosphates.)

PHOSPHACliS.

Caractères distinctifs. Uni à la soude (phosphate de soude) l’acide pbosphorique précipite le nitrate d’argent en jaune. Il précipite l’eau de chaux eu blanc ; et le précipité , insoluble dans l’eau , est soluble dans un excès d’acide (phosphate acide de chaux). Combiné avec une base non alcaline et calciné avec du charbon, il donne du phosphore ( meilleur caractère).

État. L’acide phosphorique n’existe pas dans la nature , à l’état de liberté. On le trouve à l’état de combinaison dans les phosphates de chaux , de soude , de fer, de plomb , etc.

Préparation. On obtient l’acide phosphorique en traitant à chaud le phosphore par l’acide nitrique. On évapore , pour chasser l’excès d’acide nitrique et de vapeurs nitreuses. On achève la concentration de l’acide phosphorique dans des vases de platine , en chauffant à peu près jusqu’à 200°.

Composition. L’acide phosphorique ordinaire (hydraté), saturant 3 équivalents de base , se compose de

43,96 de phosphore ,

36,04 d’oxygène ,

12,48 ( 3 éq. d’eau).

De là sa formule = PhO’,3HO.

Acide phosphorique anhydre.

Propriétés physiques. Il est solide , blanc (sous forme de flocons), inodore , d’une saveur acide assez agréable. Il est fusible et se volatilise beaucoup plus difficilement que l’acide phosphorique hydraté.

Propriétés chimiques. Il se dissout dans l’eau, en produisant un sifflement semblable à celui d’un fer rougi qu’on y plongerait. Il attire fortement l’humidité de l’air et se transforme en acide phosphorique hydraté.

Préparation. On obtient l’acide phosphorique anhydre en brûlant du phosphore sec dans de l’oxygéne ou daus de l’air

PHOSPUACÉS.

atmosphérique parfaitement desséché. L’acide se dépose, sous forme de flocons blancs , sur les parois du vase.

Composition. Il se compose, en centièmes, de

43,96 de phosphore 56,04 d’oxygène.

De là, sa formule = Ph O5 .

Phosphates.

Les phosphates sont isomorphes avec les arséniates. Ils sont peu volatils et résistent généralement à une très -haute température.

Il n’y a guère de solubles que les phosphates de potasse , de soude et d’ammoniaque. Les phosphates insolubles ( ceux de chaux, de baryte, de stronliane) se dissolvent dans un excès de leur propre acide.

Caractères distinctifs. 1° Traités par le charbon et l’acide borique, les phosphates donnent tous, à une température élevée, la totalité du phosphore qu’ils renferment.

2° Chauffés dans un tube de verre étroit , avec du potassium en excès , ils laissent un résidu ( phosphure de potassium) qui , au contact de l’eau, donne de l’hydrogène phospboré, spontanément inflammable à l’air.

3 Les phosphates alcalins ( de potasse , de soude et d’ammoniaque), précipitent les sels d’argent en jaune et les sels de plomb (nitrate et acétate) en blanc. Ce dernier précipité ( phosphate de plomb) donne , étant chauffé avec dit charbon , un dégagement de phosphore : il ne se produit point de phosphure de plomb. Les phosphates alcalins (excepté celui d’ammoniaque ) , traités de la même manière , se convertissent partiellement en phosphures ; il n’y a qu’une faible partie du phosphore qui se dégage.

4° Lès phosphates de potasse et de soude se transforment , par la calcination, en pyrophosphates qui précipitent l’azotate

PHOSPHACES.

d'argent en blanc. Le phosphate d’ammoniaque se décompose , par la chaleur, en ammoniaque et en acide phosphorique, tous deux volatils.

Composition. Il existe 1° des phosphates neutres , 2“ des phosphates acides (bisets) ; 3e des phosphates basiques (sesquibasiques, bibasiques , tribasiques , etc.). Dans les phosphates neutres, les 3 équivalents d’eau de l’acide phosphorique (Ph05,3H0), sont remplacés par 3 équivalents de base et alors le phosphate a pour formule 3M0,Ph05. Or, 1 éq. d’eau peut remplacer 1 éq. de base , sans altérer la constitution du sel ; et dans ce cas , la formule du phosphate est =2MO HO + PhO5. Si les trois équivalents de bases sont fixes, le phosphate ( 3MO, PhO5 ) ne se convertit point en pyrophosphates, par la calcination. Dans le cas contraire, 1 équivalent de la base volatile (HO) se dégage, à une température élevée, et le phosphate ( 2MO + HO, PhO5), se convertit en pyrophosphate (2M0,Ph05).

Préparation. On obtient les pliospliates par voie de double décomposition. Les phosphates de potasse , de soude , d’ammoniaque, de chaux, de baryte , se rencontrent dans la nature.

On cite l’acide phosphorique comme offrant un exemple remarquable d 'isoméiie. En effet , cet acide subit , dans certaines circonstances , trois modifications distinctes , qu’on pourra regarder comme autant d’acides particuliers :

PhO1 3HO acide phosphorique ordinaire cristallisé.

PliOs 2HO acide pyrophosphorique.

PhO’ HO acide métaphosphorique.

On voit que ces trois acides ont la même composition , et qu’ils ne se distinguent entre eux que par le nombre d’équivalents d’eau qu’ils contiennent.

L’eau parait ici jouer te rôle d’une base , de manière qu’on pourrait assimiler l’acide phosphorique ordinaire à un phos-

mOSI’IIACES.

phate tribasique , l’acide pyrophosphorique à un phosphate bibasique, et l’acide métaphosphorique à un phosphate monobasique. « Lorsqu’un de ces composés est traité par une base puissante, l’eau est déplacée en partie ou en totalité, mais la forme de la base en combinaison avec l’acide reste inaltérable (1). »

Clarke lit le premier l’observation , que le phosphate de soude calciné , précipite le nitrate d’argent en blanc, au lieu que le même phosphate non calciné précipite ce sel en jaune. Ce même chimiste remarqua , en outre, que le phosphate de soude perd de l'eau pendant la calcination, et que le phosphate calciné se convertit, par sa dissolution dausl’eau, en phosphate ordiuaire, qui précipite le sel d’argent en jaune. Il pensa que l’acide phosphorique libre était, par la calcination, modifié de la même manière que dans le phosphate de soude calciné; et il appela en conséquence l’acide calciné, acide pyrophosphorique. Mais, Graham a démontré depuis, que l’acide phosphorique libre calciné était différent de l’acide phosphorique renfermé dans le phosphate de soude calciné ; et il donna à cette troisième modification le nom d'acide métaphosphorique.

Acide pyrophosphorique.

Cet acide ne donne point de précipité avec l’eau de baryte. Il ne précipite pas l’albumine. Il précipite le nitrate d’argent en blanc. Dissous dans l’eau , il se transforme peu à peu en acide phosphorique ordinaire.

On obtient l’acide pyrophosphorique pendant la calcination du phosphate neutre de soude.

Formule : PhO ,2HO.

Pyrophosphates.

Ces sels sont généralement solubles dans l’eau. On ne connaît guère que les pyrophosphates alcalins.

(x) M. Péligot , dans les Annales de physique et de chimie ; mars x84o.

VHOSPHACÉS. 245

Ils précipitent le nitrate d’argent en blanc. Le pyrophosphate d’argent qui se produit ainsi renferme 2 équiv. de base.

Composition. Un équivalent d’acide pyrophospborique se trouve combiné avec 2 équiv. de base.

Formule : 2MO, Ph O’.

Acide métaphosphorique.

Cet acide précipite en blanc l’eau de baryte. Il précipite l’albumine de sa dissolution aqueuse. Il précipite également en blanc le nitrate d’argent. Ces caractères suffisent pour distinguer l’acide métaphosphorique de l’acide pyrophosphorique. Dissous dans l’eau, l’acide métaphosphorique se transforme, à la longue, en acide phospliorique ordinaire. < Celte transformation n’a pas lieu , si l’on sature l’acide par une base.

On prépare l’acide métaphosphorique en calcinant fortement le phosphate acide de soude , ou l'acide phosphorique libre.

Formule : Ph05,H0.

Métaphosphate.s .

Les métaphosphates sont , en général , moins solubles que les pyrophosphates. On ne connaît guère que les métaphosphates de potasse , de soude, de chaux et de baryte. Les deux premiers sont solubles ; leurs dissolutions donnent, par évaporation , un résidu visqueux et semblable à de la gomme.

Les métaphosphates solubles précipitent en blanc le nitrate d’argent. Le métaphosphate d’argent qui se forme contient 1 équiv. de base de moins que le pyrophosphate correspondant.

Composition. Un équiv. d’acide métaphosphorique sature 1 équiv. de base. Formule : MO,PhO\

346 PHOSPHACÉS.

Hydrogène phosphore.

Propriétés physiques. L’hydrogène phosphoré est un gaz incolore et d’une odeur alliacée. Sa densité est 1,18. L’électricité et la chaleur le décomposent en hydrogène et en phosphore. L’eau privée d’air, dissout environ le quart de son volume de ce gaz. La dissolution aqueuse de ce gaz a une saveur désagréable , et ne luit pas dans l'obscurité. A la température de l’ébullition , le gaz se dégage sans altération. L’eau aérée le décompose partiellement en acide phosphorique et en eau.

Propriétés chimiques. L’hydrogène phosphoré ne joue pas le rôle de base , ni celui d’acide. Au contact de l’air , il s’en ~ flamme spontanément : de là son nom d egaz spontanément inflammable à l’air. Chaque bulle qui se dégage s’enflamme avec une léger bruit. La flamme , d’un jaune éclatant , est entourée d’une auréole de vapeurs blanches d’acide phosphorique. Ce gaz , conservé pendant un certain temps dans des vases bien fermés , perd la propriété de s’enflammer spontanément à l’air. Il se dépose alors souvent du phosphore sur les parois du-vase ; ce qui avait fait croira à l’existence d’un gaz hydrogène phosphoré non inflammable , et contenant moins de phosphore que le gaz spontanément inflammable. Mais ce phosphore n’est pas du phosphore de combinaison , c’est du phosphore mécaniquement entraîné par le gaz qui s’est dégagé. Ce qui le prouve , c’est qu’en faisant passer le gaz à travers un tube entouré de glace , on l’obtient pur ; il ne dépose plus de phosphore sur les parois des vases ; mais il ne s’enflamme plus spontanément à l’air. Lorsqu’on chauffe dans une cornue une dissolution concentrée d’acide phosphoreux ou d’acide hypophosphoreux , on obtient également de l’hydrogène phosphoré pur; mais celui-ci ne s’enflamme pas davantage à l’air. Il ne brûle qu’au contact d'un corps en combustion. Ce gaz non inflammable a exactement la même composition que le gaz spontanément inflammable à l’air.

PHOSPHACÉS.

La présence d’une quantité minime d’acide arsénieux, d'acido phosphoreux , d’alcool, d’huile essentielle de térébenthine, etc. change le gaz spontanément inflammable en gaz non spontanément inflammable à l’air (1). Et après en avoir retiré la substance étrangère , le gaz n’en reste pas moins non inflammable à l’air. Ce fait donne à croire qu’il n’existe pas de corps réellement isomériques, et qu’il vaut mieux accuser, dans ces cas , l'imperfection de nos moyens d’analyse.

État. L’hydrogène phosphoré se produit quelquefois naturel lement(/èax follets) pendant la putréfaction des substances animales, telles que le cerveau, le sang, la laitance decarpe,etc. qui renferment des quantités notables de phosphore.

Préparation. Lorsqu’on fait bouillir de l’eau avec de la potasse caustique et des fragments de phosphore , on obtient le gaz hydrogène phosphoré qu’on recueille sur le mercure ou sur l’eau privée d'air. Dans cette action , l’eau est décomposée , son oxygène forme , avec le phosphore , de l’acide hypophosphoreux qui se combine avec la potasse (hypophospliitc); et l’hydrogène , en s’unissant à une autre portion de phosphore, donne naissancçà f hydrogène phosphoré. Dans cet état . ce dernier contient toujours de l’hydrogène libre, dont il est difficile de le débarrasser. Pour l’avoir pur , on le prépare de la manière suivante : on fait arriver du phosphore en vapeur sur de la chaux ou de la baryte ; il se produit un mélange de pliosphurc de calcium ou de baryum, et de phosphate de chaux ou de baryte insolubles. Dès qu’on met ce pliosphure dans l’eau , on obtient un dégagement d'hydrogène phosphoré que l'on recueille , comme nous venons de le dire.

Compqsition. On avait jusqu’ici admis au moins deux phosphures d’hydrogène, dont l’un (Ph’ H‘), spontanément inflammable , avait été appelé sesquiphosphure ou perphosphure d’hydrogène , obtenu par la décomposition du phosphure de baryum ou de calcium dans l’eau. L’autre (Ph* H6), non spon-

(i) On peut rendre spontanément inflammable le gaz qui ne l’est pins, en y laissant passer une très-petite quantité d’acide frypoazotiqne (Grakam).

PHOSPHACÉS.

tanément inflammable, avait été appelé hydrogène protophospliorè , obtenu par la décomposition des acides phosphoreux ou hypophosphoreux. Mais l’analyse la plus rigoureuse démontre qu’il n’existe réellement qu’un seul hydrogène phosphoré. Le gaz spontanément inflammable , comme le gaz non spontanément inflammable, se compose de 2 volumes ou 1 éq. de phosphore et de 6 volumes ou 3 éq. d’hydrogène = Ph H3.

En faisant absorber l’un et l’autre gaz par le chlorure de titane ou de zinc , on obtient un produit absolument identique , qui , mis en contact avec de l’eau , ne donne que du gaz non spontanément inflammable à l’air. Si , à la place de l’eau, on emploie l’ammoniaque , on obtient un dégagement de gaz spontanément inflammable.

Historique. L’hydrogène phosphoré a été découvert en 1783 , par Gingembre.

Outre le composé gazeux d’hydrogène et de phosphore , il existe probablement encore deux composés analogues , l’un liquide et l’autre solide , tous deux fort peu connus.

AKSENIC.

S’iî'ONYME. A rsenic gris , coballum , Scherbenkobalt ( allem. ).

Propriétés physiques. L’arsenic est un corps solide , d’un gris d’acier brillant , lorsqu’il est récemment préparé. II est friable , à texture écailleuse et d’une densité de 5 , 7. II est sans saveur et développe , par le frottement, une légère odeur d’ail. L’arsenic se sublime rapidement sous l’influence de la chalèur , parce que la température de sa volatilisation diffère très peu de la température de sa fusion. On ne liquéfie l’arsenic qu’en l’exposant à une chaleur rouge en même temps qu’à une forte pression dans un vase bien fermé.

Propriétés chimiques. L’arsenic se ternit à l’air, se recouvre d’une poussière grisâtre qui n’est autre chose qu’un mélange d’acide arsénieux et d’arsenic. Dans certains points de sa surface , on remarque des taches blanchâtres composées presque

PIIOSPHACÉS.

entièrement d'acide arsénieux . Mis en contact avec un corps en ignition, il brûle à l ’air, comme de l’amadou, en répandant une lumière bleuâtre , «à peine visible pendant le jour, mais qui, dans l’obscurité, ressemble exactement à la lumière du phosphore. En brûlant ainsi à 180° environ, il répand une odeur particulière , rappelant celle de Y ail ou du phosphore (1). Cette odeur se développe , ( comme l’odeur de beaucoupd’autres substances) au moment même du passage de l’arsenic à l’état d’acide arsénieux, ou, vice versâ , au moment du passage de l’acide arsénieux à l’état d’arsenic. ï)e cette manière, l’odeur alliacée de l’arsenic, n’appartient ni a l’arsenic (en vapeur) ni à l’acide arsénieux : elle appartient à l’intervalle , pour ainsi dire insaisissable, qui constitue le passage d’un état à l’autre. Lorsqu’on tient au-dessus de l’arsenic qu’on chauffe, une capsule de porcelaine ou tout autre corps solide, on remarque que les vapeurs qui sc condensent le plus près de l’arsenic, forment une couche miroitante d’un gris plus ou moins foncé ( arsenic métallique), tandis qu’à une plus grande distance , cette couche est blanche (acide arsénieux).

État. L’arsenic accompagne, avec le soufre et le sélénium, un grand nombre de métaux, tels que le fer, le cuivre, le plomb, le cobalt, le nickel et l’antimoine ( arséniures ) . On rencontre l’arsenic à l’état d’arséniate de chaux, partout où il y a du phosphate de chaux, isomorphe avec l’arséniate. C’est pourquoi on en trouve dans les os, dans les muscles, dans la farine, etc.

Préparation. Lorsqu’on calcine à l’air un arséniure de cobalt ou de fer, on obtient un dégagement d’acide arsénieux. Et celuici , engagé dans une base et chauffé avec du charbon, donne de l’arsenic qui vient se condenser dans des récipients froids.

Arséniures (alliages). L'arsenic, comme l’antimoine, rend les métaux très -cassants. Il suffit pour cela d’une très- petite quantité d’arsenic. Avec le cuivre, il donne un arséniure blanc,

(0 I* agaric alliacé , si i roquent sur les feuilles sèches des bois de chêne, a une odeur semblable. Beaucoup d autres plantes développent un odeur d’ail par le frottement.

PHOSPHACÉS.

connu autrefois sous le nom de cuivre blanc ( Weisskupfer). On emploie un arséniure de plomb, contenant très -peu d’arsenic, pour couler les dragées de plomb. Quelques-uns dte ces arséniures métalliques peuvent se combiner avec les arséniures alcalins , pour former des arséniures doubles ( arsénico-sels). Soumis au grillage , les arséniures exhalent une odeur d’ail ; il s’en dégage de l'acide arsénieux qui se dépose sous forme de cristaux blancs , sur les corps froids , et il se produit des sous-arséniates. L’acide azotique concentré et bouillant change, si l'acide est en excès, les arséniures en arséniates, et les change en arsénites, si l’acide n’est pas en excès.

Sy mbole de l’arsenic. = As ou As1 (atomes) = 940,084.

Composés oxygénés de l’arsenic.

Il existe deux degrés d’oxydation de l’arsenic , correspondant par leur composition, l’un à l'acide phosphoreux, l’autre à l’acide phosphorique.

Le sous-oxyde ou protoxyde de M. Berzélius, qui se produit par l’oxydation spontanée de l’arsenic à l’air humide, n’est qu’un mélange d’acide arsénieux et d’arsenic.

Acide arsénieux (oxyde d’arsenic, arsenic blanc , mort aux rats , etc. ) On le vend daus le commerce sous le nom d’arsenip. On l’obtient en grand, par le grillage des arséniures , dans les fabriques de verres blancs de cobalt ‘ les vapeurs blanches d’acide arsénieux , qui se dégageut , viennent se condenser dans de longs tuyaux de cheminée , appelés eq allemand Giftfange. On l’obtient encore en grillant directement l'arsenic au contact de l’air. Dans l'un comme dans l’autre cas , l'acide arsénieux , a l’aspect d’une poudre blanche , semblable à de la farine ; c’est ce qui lui a fait donner en allemand le nom de farine de poison ( Giftmehl )■ Exposé à la chaleur rouge , dans des vases clos , l’acide arsénieux en poudre se sublime et se condense à la partie supérieure de ce vase , sous forme d’une masse vitreuse, transparente ,

PHOSPHACÉS.

Jaunâtre , d’une densité égale à 3,73. Il perd bientôt sa transparence , et il devient opaque , d’un blanc laiteux , en même temps qu’il diminue de densité ; car, au lieu de 3,73, cette densité est réduite à 3,69 ; sans qu’il ait pour cela changé de composition L’acide arsénieux est dimorphe. Il cristallise en tétraèdres (par voie sèche), et en octaèdres (par voie humide). L’acide arsénieux est assez peu soluble dans l’eau à la température ordinaire : 100 partie d’eau en dissolvent 1 p. à froid, et 10 parties à chaud. L’addition d’un acide, comme l’acide chlorhydrique, augmente sa solubilité dans l’eau. Une dissolution saturée et bouillante d’acide arsénieux fondu et transparent , laisse, par refroidissement , déposer des cristaux dont chacun est accompagné d’un jet de lumière assez intense (dans l’obscurité) pour pouvoir lire l’heure d’une montre. Les cristaux ainsi formés, étant redissous, ne produisent plus ce phénomène lumineux. Le sulfate de potasse et quelques autres sels présentent , au moment de leur cristallisation , une phosphorescence semblable.

La dissolution aqueuse d’acide arsénieux a une saveur astringente , métallique , d’un arrière-goût douceâtre. Elle rougit faiblement la teinture de tournesol.

L'acide arsénieux , exposé à la chaleur, se volatilise sans passer par l’état liquide intermédiaire. Les vapeurs d’acide arsénieux ont une odeur alliacée plus ou moins forte , ce qui tient, non pas, comme on Je prétend, à la présence de quelques parcelles d’arsenic non oxydées , mais â ce que l’acide arsénieux se réduit en partie , en rencontrant dans l’air des molécules de substances organiques. Pour prouver ce fait , on volatilise de l’acide arsénieux dans une petite chambre étroite, remplie de poussière de débris organiques voltigeant dans l’air- L’odeur d’ail devient excessivement forte et presque insupportable. En répétant ensuite la même expérience dans la même chambre, dont l’air est calme , et privé autant que possible de molécules organiques , on obtient à peine une odeur d’ail sensible.

piiosphaces.

C’est à tort qu on a jusqu’ici complètement négligé l’action des molécules organiques suspendues dans l’air, dans une foule de phénomènes physiques , chimiques et vitaux.

Comme l’acide arsénieux prend naissance à une température élevée , il est indécomposable à celte même température ; c’est donc un composé stable. Cependant , lorsqu’on conserve cet acide pulvérisé , enveloppé dans du papier on remarque sur ce papier, au bout d’un certain temps, des taphes brunâtres, provenant de quelques parcelles d’acide arsénieux réduit. Ainsi , de même que l’arsenic s’oxyde à la longue dans l’air humide , de même aussi , par un effet inverse, l’arsenic oxydé se désoxyde au contact d’une substance réductive (riche en carbone), par l’effet du temps et sous l’influence de l’air humide. En chauffant, avec du charbon très-divisé, de l’acide arsénieux en poudre, dans un petit tube de verre, l’arsenic se dépose sous forme de couches noirâtres sur les parois du tube, en même temps qu’on sent l’odeur d’ail caractéristique. Mais pour que tout l’acide arsénieux soit décomposé par le charbon , il faut retarder la volatilité du premier en l'engageant dans de la potasse ou de la soude , absolument de la même manière qu’on fixe l’acide phosphorique dans une base, afin d’en retirer le phosphore par la calcination avec le charbon. L’acide arsénieux est très-soluble dans l’acide chlorhydrique. L’eau de chaux est troublée par l’acide arsénieux : le précipité blanc d’arsénite de chaux est soluble sans effervescence dans les acides azotique et chlorhydrique.

L’acide sulfhydrique ne produit pas d’abord de précipité dans une dissolution simplement aqueuse d’acide arsénieux. Le précipité jaune (orpiment) ne se forme qu’au bout de plusieurs heures ou même de plusieurs jours. Une ébullition prolongée le fait naître beaucoup plus tôt. Mais en ajoutant à la dissolution aqueuse quelques gouttes d’acide chlorhydrique, le précipité jaune de sulfure d’arsenic se produit sur-le-champ. Ce précipité est insoluble dans l’eau et très -soluble dans l’ammoniaque. Un linge plongé dans la dissolution ammonia-

pjiosrhacés. a53

cale de sulfure d’arsenic, se teint en jaune, après que toute l’ammoniaque a été dégagée , soit par simple évaporation à l’air, soit à l’aide d’une légère élévation de température. Le précipité jaune de sulfure d’arsenic pourra être confondu avec le sulfure de cadmium.

L’acide arsénieux ne produit point de précipité dans une dissolution d’azotate d’argent neutre ; il faut y ajouter préalablement de la potasse, pour obtenir le précipité rougeâtre d’arsénite d'argent. Uni à la potasse , l’acide arsénieux donne uu précipité vert, connu sous le nom de vert deScheele,dans lessels de cuivre. Au contact du chlore humide, il se convertit en acide arsénique, par suite de la décomposition de l’eau, qui cède son oxygène à l’acide arsénieux et son hydrogène au chlore.

L’acide arsénieux est un acide faible qui neutralise mal les bases.

Composition. As O3 = 1 équival. d’acide arsénieux , analogue à l’acide phosphoreux (Ph O3).

1240,084 As O3

Usages. On emploie l’acide arsénieux pour empoisonner les rats. C’est cet acide qui donne le plus souvent lieu aux accidents d’empoisonnement. Uni à l’oxyde de cuivre (vert de Scheele) , il est employé en peinture.

Cet acide , comme à peu près tous les poisons , est rapidement absorbé et pénètre jusque dans la substance même du sang , des muscles , du cerveau , etc.

Arsènites.

Ce sont des combinaisons peu stables. L’acide y est faiblement uni à la base. Les arsènites sont généralement insolubles dans l’eau ; ceux de potasse , de soude et d’ammoniaque sont seuls assez solubles.

PHOSPH ACÉS.

Caractères distinctifs. i°Les acides les décomposent et en précipitent l’acide arsénieux , si les dissolutions sont trèsconcentrées.

2° L’acide sulfhydrique ne les précipite en jaune qu’autant que la liqueur a été préalablement acidulée.

3° Les arsénites alcalins précipitent l’azotate d’argent en rouge pâle ( arsénite d’argent).

4° Us précipitent les sels de cuivre en ven ( vert de Scheele , arsénite de cuivre).

5° Chauffés avec du charbon , ils donnent de l’arsenic qui répand une odeur d'ail (1). Le résidu de la calcination est un oxyde si la base est irréductible par le charbon (arsénites alcalins), ou un sous-arséniure, si la base est réductible (arsénites métalliques).

Acide arsénique.

11 diffère de l’acide arsénieux, d’abord parce qu’il est tréssoluble dans l’eau , et ensuite parce qu'il rougit assez fortement la teinture de tournesol. 11 faut 6 p. d’eau froide et 2 p. d’eau chaude pour dissoudre une partie d’acide arsénique. Sa densité est 3,4. A la température rouge sombre il fond en une masse vitreuse , qui a beaucoup de ressemblance avec l’acide phosphôrique fondu. En dépassant un peu les limites de cette température , il ne se volatilise pas , mais il se décompose (à la chaleur rouge ) en oxygène et en acide arsénieux. Chauffé avec du charbon en pondre , il se décompose comme l’acide arsénieux. Les liydracides n’ont pas d’action sur lui à froid. L’acide sülfhydrique n’y produit de précipité qu’au bout de 15 à 20 heures. L’addition d’une petite quantité d’acide chlorhydrique rend cette précipitation instantanée.

L’acide arsénique étant beaucoup plus soluble que l’acide arsénieux , parait être plus vénéneux que ce dernier. Il neutralise bien les bases.

(1) Les phosphites et les phosphates répandent, dans «es circonstances, une odeur semblable.

PHOSPHACES.

Compos. As O*, analogue à l’acide phosphorique (PhO8).

On le prépare, soit en traitant une dissolution d’acide arsénieux par le chlore , soit en chauffant 4 parties d’acide arsénieux avec 12 parties d’acide azotique et une partie d’acide chlorhydrique et en évaporant pour chasser l’excès de ces acides.

Arsèniates.

Les arsèniates sont beaucoup plus stables que les arsénites. Cependant, quelque stables qu’ils soient, on les obtient rarement bien neutres. Les arsèniates sont presque toujours basiques ou acides , ayant la même composition et souvent la même forme de cristallisation que les phosphates. Les arséniates alcalins sont seuls solubles dans l’eau. Comme les phosphates , les arsèniates insolubles se dissolvent dans un excès d’acide ( arsèniates acides).

Caractères distinctifs. 1° Les acides ne les troublent pas , quelque concentrées que soient les dissolutions.

2° L’acide sulfhydrique ne les précipite en jaune qu’après l’addition de quelques gouttes d'acide chlorhydrique.

3° Les arsèniates alcalins précipitent les sels d’argent en rouge brique ( arséniate d’argent).

4° Us précipitent les sels de cuivre en bleu ( arséniate de cuivre).

3° Chauffés avec le charbon , ils se comportent comme les arsénites.

La présence des matières organiques masque, pendant un temps plus ou moins long, l’action des réactifs sur lesarsônites et les arsèniates.

Composés sulfurés.

Les sulfures correspondant anx deux degrés d’oxydation de l’arsenic , sont :

1* Le sesquisulfure (orpiment, auri pigmentum). On le rencontre cristallisé ou en masses feuilletées, jaunes, d’un éclat

PH0SP11ACES.

nacré, eu Hongrie, en Transylvanie, en Valacliie et dans toutes les raines riches en arsenic. On le prépare en chauffant un mélange d’acide arsénieux et de soufre , au-dessous de la température de fusion de ces corps. Ainsi obtenu , il est d'un jaune orangé , d’un aspect de porcelaine , demi-transparent , non cristallisé et presque toujours mêlé d’une certaine quantité d'acide arsénieux. Entin on l’obtient par voie humide , en précipitant une dissolution d’acide arsénieux par l’hydrogcne sulfuré. Il est vénéneux.

Composition : AsS®, analogue à l’acide arsénieux.

Usages. On emploie l’orpiment dans les manufactures de toiles peintes. Il entre dans la composition du collyre de Lanfranc.

2° Sulfure correspondant à l'acide arsénique. Il est pulvérulent , d’un jaune clair , fusible , volatil et très-soluble dans les sulfures alcalins , avec lesquels il forme des sulfo-sels , absolument comme l’acide arsénique produit des oxy-sels avec les oxy-bases.

Composition. As S®, analogue à l’acide arsénique. On l’obtient en précipitant une dissolution d’acide arsénique par l’hydrogène sulfuré.

Outre ces sulfures , on connaît :

Le protosulfure { réalgar , arsenic rouge , soufre de rubis). On le trouve en cristaux demi-transparents, couleur d'aurore , en Chine , au Japon , en Bohème , dans des produit volcaniques , etc. 11 est fusible et volatil. Après avoir été fondu , il se prend , par refroidissement, en une masse vitreuse, transparente et à cassure concho'ide. On le prépare en distillant un mélange d’acide arsénieux et de soufre.

Composition. As S1.

Mêlé avec trois fois et demie son poids de fleurs de soufre, et 12 parties de salpêtre , il sert à produire les feux blancs.

Hexa- sulfure . Ce sulfure s’obtient en traitant le réalgar par la potasse caustique- Dans cette action , la potasse s’empare d'une partie de l’arsenic qu elle dissout , tandis que l’autre

PirosPiiActs.

partie se combine avec un excès de soufre, il est de couleur noirâtre, d’un éclat métallique, et, soumis à la distillation , il donne d’abord du réalgar, puis de l'arsenic.

Composition : As S*.

• Ennéa-sulfure. Ce sulfure est de couleur noire comme le précédent.

Composition. As S9.

Le soufre parait être susceptible de se combiner en toutes proportions avec l’arsenic. Les sulfures d'arsenic se combinent , «à leur tour , avec un grand nombre de sulfures métalliques , tels que les sulfures de cuivre , de plomb , d'antimoine, de cobalt, etc. Il n'est donc pas étonnant qu’on rencontre l’arsenic dans beaucoup de produits chimiques impurs.

Composés chlorés.

Le chlore gazeux se combine directement avec l’arsenic en poudre pour produire un chlorure d'arsenic. L'action est accompagnée de chaleur et de lumière.

Chlorure (beurre d’arsenic). Il se présente sous forme de fumée blanche, qui se condense en un liquide incolore d'une densité de 6,300 et se congèle à 29°. Dans l’eau il se décompose en acide chlorhydrique et eu acide arsénieux qui se précipite d’abord , mais qui finit bientôt par se dissoudre dans l’eau ainsi chargée d’acide chlorhydrique.

Composition. AsCI^ ou As’Cl3, analogue à l'acide arsénieux.

Si le chlore prédomine, on aura un chlorure ( chloride ) très-volatil qui, par sa composition ( As Cl5), correspond à l’acide arséniqne. ,

Le brome se comporte comme le chlore.

Le fluor et Y iode donnent naissance à des composés analogues à ceux que produit le chlore.

Hydrogène arséme(hydrure d'arsenic, arséniure d'hydrogène) .

L 'hydrogène forme avec l'arsenic un composé gazeux,

PHOSPHACÉS.

acide , insoluble et inflammable. Ce composé brûle à l’air avec une flamme jaune en se transformant en eau et en un mélange grisâtre d'arsenic et d’acide arsénieux , qui se dépose sur les objets froids. L hydrogène arsénié est d’une odeur nauséabonde rappelant l’odeur du phosphore. Sa densité est 2,6 à l’état de pureté. Il est d’une densité moindre lorsqu’il est mêlé d’hydrogène , ce qui arrive presque toujours. Il a beaucoup de ressemblance avec l’hydrogène antimonié(voy.y/on>»ot>;e). A une température basse , l’hydrogène arsénié prend l’état liquide. En traversant un tube incandescent , il se décompose en hydrogène et en arsenic. C’est un gaz extrêmement vénéneux. Respiré, même en petite quantité, il produit une assez viveconstriclion à la gorge et une constipation opiniâtre du bas ventre.

Composition. 100 p. d’hydrogène arsénié se composent de 2 p. d’hydrogène et de 98 p. d’arsenic. Sa formule est As Hs analogue à celle de l'acide arsénieux ( As O’).

On prépare l’hydrogène arsénié en traitant une combinaison d’arsenic et de zinc par l’acide sulfurique étendu d’eau. L’appareil dans lequel on le prépare, porte le nom d’appareil de Marsh. Cet appareil, au fond, n’est autre chose qu’un flacon auquel s'adapte un tube effilé par lequel s’échappe le gaz hydrogène arsénié. Lorsqu’on allume ce gaz et qu’on présente à une distance convenable de la flamme une capsule de porcelaine, on obtient des taches brunes, miroitantes, non volatiles à froid , solubles dans l’acide nitrique et colorant {ainsi dissoutes) le nitrate d’argent en rouge brique (arséniate d’argent). (Voy. Médecine légale de M . Orfila.)

C’est à l’aide de la flamme du gaz hydrogène arsénié , qu’on est parvenu à constater dans les cadavres les moindres traces d’arsenic normal ou accidentel.

l’HOSPHACüS.

2DÇ)

AKTIMOIXK.

Synonymes. Anlimonium {lut.), Sjticssglns ( a [ loin . ).

Étymologie. Le nom d'antimoine vient de la préposition grecque, Uni, contre, et du latin nonacus , moine , par allusion à des expériences faites sur un moine, pour constater les propriétés médicales de l’antimoine.

Propriétés physiques. L’antimoire est un corps solide, susceptible de cristalliser en larges lames d’un blanc tirant sur le gris, quand il est impur et qu'il contient de l’arsenic. 11 cristallise en grains très tins et serrés , doués d'un éclat argentin, quand il est pur et exempt d'arsenic, il est cassant et friable; on peut le réduire en poudre dans un mortier de fer; il n’est , par conséquent , ni malléable , ni ductile , ni élastique , entin il se rapproche , par ses propriétés, de l’arsenic qui , comme l’antimoine , a été placé à tort dans la classe des métaux. Allié aux métaux , il les rend cassants. Sa densité varie entre 0,712 et 0,86. L’antimoine fond à la température de 480° environ. Il se volatilise sensiblement à la température blanche , en répandant une odeur de graisse fondue. Chaude à l’abri du contact de l’air et refroidi lentement , il cristallise à sa surface , sous forme de feuilles de fougère.

Propriétés chimiques. L’antimoine se ternit à l’air humide et à la température ordinaire. Au contact de l’air il brûle avec beaucoup d’éclat, et s’oxyde en répandant des vapeurs blanches , épaisses et fort malsaines , probablement à cause de l’arsenic que contient presque toujours l’antimoine ; car, suivant M Liebig, ces vapeurs peuvent èlre respirées sans inconvénient , quand l’antimoine est exempt d’arsenic. Les vapeurs blanches d’oxyde d’antimoine qui se condensent , sous forme de cristaux brillants, portaient autrefois le nom de Jleurs d’antimoine.

Lorsqu'on chauffe de l’antimoine en poudre avec du nilre , il y a détonnât ion et formation d'autimoniate de potasse.

PIIOSPIIACKS.

L’antimoine en poudre , projeté dans le chlore , y brûle à la température ordinaire.

Formule de l’antimoine. = Sb (stibium) ou Sb* (en atomes) = 1612,904.

État. Les minerais d'antimoine sont disséminés dans les terrains anciens et forment rarement des gîtes puissants. En voici les principales espèces :

1“ Sulfure. C'est le minerai d'antimoine le plus abondant et le plus généralement exploité. Il est d’un gris bleuâtre métallique, ordinairement cristallisé en aiguilles. Ses gangues sont le quartz, le sulfate de baryte et la pyrite de fer. On le rencontre dans beaucoup de pays.

U oxy sulfure ou le hennis natif est rare et paraît provenir de l'altération du sulfure naturel.

2° Haidingérite. Cette espèce est un sulfure double d’antimoine et de fer, découvert par M. Haidinger , à Cbazelles (Puyde-Dôme). Il est d’un gris de fer et souvent irisé à la surface.

3“ Oxyde d' antimoine. II est rare et accompagne ordinairement l’antimoine natif. Il est d’un blanc jaunâtre , nacré et demi-transparent.

Les acides antimonieux et antimonique ( combinés généralement avec l’oxyde de plomb ou de fer ) accompagnent quelquefois le minerai de sulfure.

h' antimoine natif est très-rare. Il est d’un blanc d’argent, lamelleux et clivable en octaèdres réguliers.

Les minerais de plomb , d’arsenic , et même d’argent , sont souvent antimonifères. L’antimoine contient presque constamment une certaine quantité d’arsenic dont il est difficile de le débarrasser.

Préparation. Le sulfure d’antimoine naturel se tranforme, par le grillage , en oxyde mêlé d’une certaine quantité de sous-sulfure, avec dégagement d’acide sulfureux. En chauffant le résidu du grillage avec 3 parties de nitre et 8 parties de tartre (flux noir), on obtient , au fond du creuset , de l’antimoine métallique recouvert d’une espèce de scories composées

PIIOSPHACÉS.

de carbonate et de sulfate de potasse, de sulfure de potassium et de sulfure d’antimoine. L’antimoine ainsi obtenu n'est jamais pur ; il contient presque toujours du plomb , du fer et de l’arsenic. Pour préparer l'antimoine pur, il faut calciner l’émétique ( tartrate de potasse et d’antimoine ) à une température élevée. Il se produit une sorte d’alliage de potassium et d’antimoine, car la potasse se réduit par le carbone de l’acide tartrique , lorsqu’elle se trouve en présence d’un métal avec lequel le potassium est susceptible de se combiner. Le résultat de cette calcination est une masse noire très-divisée, pyrophorique,qui produit dans l’eau une vive effervescence. Dans celte action , le potassium décompose l’eau , sc transforme en potasse qui se dissout , et en antimoine insoluble qui précipite.

Historique. L’antimoine est un métal assez anciennement connu. Les alchimistes lui attribuaient des propriétés merveilleuses et lui faisaient jouer un grand rôle dans leurs opérations (voy. Currus triumphalis antimonii , p. Basile Valentin).

Usages. L’antimoine , combiné avec le plomb, est employé dans la' composition des caractères d’imprimerie. L’antimoine diaphonique , obtenu en précipitant l’antimoniate de potasse par l’acide nitrique , a été employé dans le traitement des maladies cutanées. Le verre d’antimoine, le kermès, le safran des métaux (sulfure), et même l’antimoine métallique sont employés comme émétique.

Composés oxygénés.

L’antimoine peut se combiner avec l’oxygène dans trois proportions différentes. Les proportions d’oxygène sont entre elles comme les nombres 3, 3. Voici les formules de ces

trois composés :

Sb O5 oxyde d’antimoine ( acide antimonieux).

Sb O4 acide antimonieux {acide antimonique ).

Sb O5 acide antimonique {acide perantimonique).

Le sous-oxyde de M. Berzélius , comme en général tous les

262 PHOSPHACÉS.

prétendus sous-oxydes , n’est qu’un mélange de protoxyde et de métal.

L’ oxyde d‘ antimoine ( Sb O1 ) , obtenu en décomposant le chlorure d'antimoine par le carbonate de potasse , se présente sous forme de poudre blanche , un peu soluble dans l’eau , se réduisant facilement par le charbon. Porté à une température élevée, il brûle comme de la tourbe en se suroxydant. Il forme des sels assez peu stables. Il se comporte avec les alcalis comme un acide faible -, c'est pourquoi il conviendrait mieux de l'appeler acide, anli/nonieux. Dans les antimonites , l’oxygène de la base est égal au tiers de la quantité d’oxygène que renferme l’acide. Combiné avec le bitartrate de potasse (crème de tartre) , il constitue l’émétique (tartre stibié) , fréquemment employé en médecine (1).

Acide antimonieux ( acide antimonique). L’acide antimoniaux (SbO‘) s’obtient, soit en grillant le sulfure d’antimoine , soit en traitant le métal par l’acide nitrique et en évaporant jusqu’à siecité. Il est blanc et devient jaune quand on le chauffe. Il se réduit, au moyen du charbon , à une température à laquelle l’antimoine métallique se volatilise en partie. Sa réduction présente donc d'assez grandes difficultés. Chauffé dansun vase clos avec de l'antimoine métallique, il passe à l'état de protoxyde en oxydant l’antimoine aux dépens de son oxygène. Il se combine avec les alcalis et donne des antimonites.

Acide antimonique (acide peranlimonique ). L’acide antimonique se prépare en dissolvant l'antimoine dans l’eau régale. On évapore la dissolution jusqu'à siccité et on reprend le résidu par l’acide nitrique qu’on chauffa presque jusqu’au rouge. Il se présente sous forme de poudre jaunâtre , rougissant la teinture de tournesol et se dissolvant dans l'acide chlorhydrique et dans la potasse ; cependant les antimoniates alcalins précipitent en blanc par l’acide chlorhydrique. Chauffé au

(i) L'émétique est de la crème de tartre dans laquelle i équiv. d'acide tartrique a etc remplacé par 1 équiv. d'acide antimonieux (o*yde d'antimoine).

PHOSPIIACÉS.

rouge, il donne de l’oxygène et de l'acide antimonieux, ce qui prouve que l'acide antimonieux ( Sb 0‘) est la plus stable des combinaisons oxygénées d’antimoine.

Composés sulfurés.

Le soufre peut, comme l'oxygène, se combiner en trois proportions différentes avec l'antimoine.

Sulfure d'antimoine. Le sulfure d'antimoine s’obtient directement en chauffant le soufre avec l’autimoinc ou avec loxyde d’antimoine. Dans ce dernier cas , il se dégage de l'acide sulfureux. Le sulfure d'antimoine est d'une couleur grise foncée et d'une cassure fibreuse. Chauffé dans des vaisseaux clos, il distille sans s'altérer. Il peut se combiner avec le sulfure de potassium et donner un sulfosel dans lequel le soufre de la potasse est au soufre de l’antimoine comme 1 : 3. L’acide chlorhydrique le dissout à laide de la chaleur; il se dégage en même temps de l'hydrogène sulfuré. Cette dissolution , faite à chaud , laisse, par refroidissement, déposer une masse d'un brun rougeâtre qui porte , dans le commerce , le nom de kermès minéral ; c’est un oxy-sulfure d'antimoine. D’après les recherches les plus récentes , on peut préparer le sulfosel d'antimoine et de potasse, en chauffant, dans un creuset, un mélange formé de 1 partie de carbonate de potasse et 3 parties de sulfure d'antimoine réduit en poudre. Une partie de potasse dissout l’oxyde d'antimoine formé aux dépens d’une autre partie de potasse qui , étant ainsi réduite à l'état de potassium, se combine avec le soufre de l’antimoine. Il se produit donc un sulfure double de potassium et d’antimoine, qui, par le refroidissement ou par l’addition d’une certaine quantité d'eau , laisse déposer le kermès.

Le sulfhydrate d’ammoniaque convertit l’oxyde d'antimoine en sulfure , à la température ordinaire. Avec les acides antimonieux et anlimonique , il faut opérera chaud ; il se dégage de l’hydrogène sulfuré, et l’on obtient un mélange d’anti-

PHOhPH ACÉS.

mon i te d’ammoniaque et de sulfure d’antimoine, qui, précipité par un acide , donne du soufre doré d'antimoine. On se servait autrefois du sulfure d’antimoine comme d’une espèce de fondant, ce qui lui avait valu le nom de lupus metallorum (loup des métaux). Fondu dans un creuset et chauffé jusqu’au rouge, il donne une masse brune , à cassure vitreuse , connue sous le nom de verre d’antimoine. La couleur de ce verre peut prendre différentes nuances , suivant les différents degrés d’oxydation de l’autimoine, du plomb et du fer , etc., qui peuvent s’y trouver. Le verre d’antimoine, mis en contact avec les acides , donne à la longue un précipité appelé safran d’antimoine 11 y a encore d’autres sulfures d'antimoine dont l’étude offre peu d’intérêt.

Composés chlorés.

Chlorure d’antimoine. Le chlorure d’antimoine ( Sb Cls) est, de tous les sels antimoniaux, à peu près le seul qui intéresse le chimiste , et auquel s’appliquent les caractères des sels d’antimoine. Le chlorure d’antimoine ( beurre d'antimoine) est acide , très caustique. On s'en sert quelquefois en médecine pour cautériser les plaies produites par la morsure de serpents venimeux. Il est soluble dans l’eau ; en y ajoutant une plus grande quantité d’eau , il se forme un précipité blanc d’oxychlorure d'antimoine qui porte le nom de poudre d si Igaroth, qu’on employait autrefois pour déterminer le vomissement. La liqueur qui surnage, portait anciennement le nom d’wprit de vitriol des philosophes. Celte liqueur, abandonnée quelque temps à l’air, se transforme entièrement en protoxyde d’antimoine ( Sérullas ). Quand on y ajoute préalablement un acide organique , tel que l’acide tarlrique , l’eau ne précipite plus le chlorure d antimoine; l’acide végétal s'empare de l’oxyde d’antimoine pour former un sel soluble.

La potasse ou la soude , versée dans le chlorure d’antimoine, donne un précipité blanc d’oxyde d’antimoine soluble dans un excès de potasse ou de soude. Les carbonates solubles

PHOSPHACÉS.

y donnent également un précipité blanc , mais qui est insoluble dans un excès de précipitant. Il se dégage en même temps de l’acide carbonique ; car l’oxyde d’antimoine n’est pas susceptible de se combiner avec l’acide carbonique pour former un carbonate ; et l’excès de carbonate alcalin ne redissout pas l'oxyde d’antimoine, parce que celui-ci , étant une fois précipité , n’est pas assez fort pour chasser l’acide carbonique du carbonate alcalin. Les anciens chimistes connaissaient déjà la différence des précipités produits par un alcali pur ou par un alcali carbonaté , sans en pouvoir donner l’explication. I/hydrogéne sulfuré précipite le chlorure d’antimoine en jaune orangé. En employant ce réactif, il faut préalablement ajouter au chlorure de l’acide tartrique , afin d’empêcher la formation d'un oxychlorure insoluble que l’eau de l’hydrogène sulfuré tendrait à produire; car, en règle générale, les réactifs attaquent mieux les corps dissous que les corps non dissous. Le cyanure double de fer et de potassium précipite les sels d’antimoine en blanc. Le fer, le zinc , l’étain , le cuivre , précipitent l’antimoine de ses dissolutions, sous la forme d'une poudre grise qui , séchée au feu , est pyrophorique et s’enflamme spontanément à l’air. Le chlorure d'antimoine peut s’obtenir directement, en dissolvant l’anlimoine métallique dans l’eau régale. On peut encore le préparer en chauffant , dans une cornue de grès , de l'oxyde d’antimoine , du sel marin et de l’acide sulfurique. Le chlorure d’antimoine passe à la distillation et I on a pour résidu du sulfate de 60ude.

Lorsqu’on fait brûler de l’antimoine dans le chlore , on obtient , non pas du prolochlorure d’antimoine , mais du perchlorure, qui est liquide, légèrement jaunâtre , très-volatil , cristallisable , attirant l’humidité de l’air, et se décomposant en acide antimouique par l'addition de beaucoup d’eau. Sa formule est : Sb Ci5.

Le brome , l’iode et le fluor se comportent avec l’antimoine à peu près comme le chlore.

MOSPHACÊS.

Hydrogène antimonié (hydrure d'antimoine).

L'hydrogène antimonié est un gaz(l) incolore et inodore comme l’hydrogène ; l’odeur qu’il a quelquefois tient à des matières étrangères. Il est décomposé par la chaleur en hydrogène et en antimoine qui se dépose sur les parois du tube avec l’éclat qui le caractérise. Il brûle avec une flamme blanche tirant légèrement sur le jaune; il est peu soluble dans l’eau. Sa dissolution aqueuse se trouble peu à peu à l’air, se décompose et laisse déposer l’antimoine. Il a beaucoup de ressemblance avec l’hydrogène arsénié. Il est précipité en jaune par l’hydrogène sulfuré; comme l’hydrogène arsénié, il produit en brûlant une tâche noirâtre sur une capsule de porcelaine. On distingue la tache antimoniale de la tache arsénicaie . en ce que la première ne se dissout point dans l'acide nitrique , quelle ne colore point en rouge le nitrate d’argent , et qu’étant humectée par l’eau régale , elle se colore en rouge par l’acide sulfhydrique , tandis que ce même réactif communique à la tache arsénicaie , mouillée par l'eau régale, une belle couleur jaune citron. On prépare l’hydrogène antimonié en faisant 'agir l’acide sulfurique affaibli sur du zinc et de l’oxyde d’antimoine. On recueille le gaz, comme l’hydrogène.

La flamme de l’hydrogène antimonié , à laquelle on présente une capsule de porcelaine, sert à constater des traces d'émétique (médecine légale). (Yoy. Hydrogène arsénié.)

Composition. Sb H5 analogue à la formule de l’hydrogène arsénié (As H5 ) et à celle de l’hydrogène phosphorè (Ph H*).

Alliages d’antimoine (voyez Alliages de plomb et de bismuth).

(i) Découvert par M. Pfaflf (voy. Annulai de Paggendorf, vol xxxxn ).

PHOSPHÀC&i.

Sels d’antimoine. (Voyez Chlorure (T antimoine .)

Les oxysels d' antimoine sont mal déterminés incristallisables , de manière qu’on peut , en quelque sorte , en nier l’existence. Ils sont à peu près tous insolubles dans l’eau , excepté ceux dont l’acide est tiré du règne végétal. L’acide tartrique, en se combinant avec l’oxyde d’antimoine et la potasse, donne un sel double qui est employé en médecine sous le nom d’emétique.

Les anlinionites et les antimoniates solubles sont précipités en blanc par les acides minéraux. Ils sont peu connus.

KALIACÉS.