KALI AC ES

La potasse est uue oxybase extrêmement puissante.

Préparation. On retire la potasse du carbonate de potasse traité par la chaux. A cet effet , on fait bouillir 1 partie de carbonate de potasse avec 1 { partie de chaux caustique dans 8 à 12 parties d’eau. On prolonge l'ébullition jusqu’à ce que la liqueur ne soit plus troublée par la chaux. Dans celte action , il se produit du carbonate de chaux insofuble et de la potasse qui reste en dissolution. On concentre la liqueur contenant la potasse, en l'évaporant dans un vase de fer, à l’abri du contact de l’air, afin d’éviter l'absorption de l’acide carbonique de l’air par la potasse. Enfin , on achève la concentration en continuant l’évaporation dans un vase d’argent. La potasse ainsi obtenue est d’une densité égale à 1 , 7. Elle contient un équiv. d’eau ; en d’autres termes , 84 p. de potasse contiennent 16 p. d’eau. C’est là son plus grand état de concentration. Lorsque le carbonate de potasse employé pour la préparation de la potasse renferme des sulfates et des chlorures solubles, que la chaux n’aurait pas complètement enlevés , on traite la liqueur, avant de la concentrer, par de l’alcool, qui ne dissout que de la potasse en rendant insolubles les sels étrangers et surtout les sulfates. On chasse ensuite par l’évaporation l’alcool et l’eau. La potasse retirée du carbonate de potasse impur et non purifié par l'alcool , est livrée au commerce sous le nom de pierre à cautère.

État. La potasse pure ne se rencontre jamais dans la nature à l’état de liberté , comme , du reste , tous les corps susceptibles de s’altérer par la présence de l’air. Les cendres des végétaux contiennent beaucoup de sels de potasse , et particulièrement du carbonate. La cendre des fougères est surtout riche en carbonate de potasse. La potasse existe dans les végétaux à l’état de citrate , de malale , d'oxalate , de lartrate, etc., tous sels qui, par l'effet de la calcination, se convertissent en carbonate. Cela explique le nom d 'alcali végétal qu’on donuait autrefois à la potasse. Cependant la potasse se rencontre aussi dans le règne minéral ; les roches

2^4 KÀLUCÉS.

de feldspath et de granit en contiennent une grande quantité , combinée avec la silice et l’alumine.

Composition. La potasse se compose de

* 489,915 de potassium 100, d’oxygène

589,915 =KO = léquiv. de potasse réelle saturant 1 équivalent d’acide sulfurique réel (501,1 = SO5). Mais la potasse la plus concentrée contenant (comme l’acide sulfurique î au moins 1 équivalent d eau , sa formule véritable est = KO, HO.

Usages. La potasse est employée dans la fabrication des savons et des cristaux. La pierre à cautère est de la potasse impure \ elle contient une certaine quantité de sels étrangers.

Caractères des sels de potasse.

Tous le6 sels de potasse sont solubles. Les moins solubles exigent environ 260 parties d’eau pour se dissoudre.

1» L’acide tartrique précipite les sels de potasse en blanc (bitartrate). Le précipité ne se forme pas immédiatement.

2 > L’acide perehlorique y donne un précipité blanc ( chlorate ). Les acides périodique et bromique donnent des précipités encore moins solubles que le chlorate.

3° Le suirate d’alumine y produit un précipité blanc (alun). Le précipité ne se forme pas immédiatement.

4» Le perchlorure de platine y donne immédiatement un précipité jaune-serin (chlorure double de platine et de potassium). Si la dissolution est un iodure de potassium , le précipité est d’urt rouge vineux ; si c’est un sulfure de potassium, le précipité est noir.

5» Le fluorhydrate de fluorure de silicium ( acide hydrofluosilicique) donne immédiatement un précipité blanc (fluorhydrate de fluorure de potassium et de silicium).

6" L’acide carbazotique y produit un précipité jaune (car-

KALIÀCÉS. 2^5

bazotate ) . C'est , de tous les sels de potasse , Je plus insoluble ; il exige 260 parties d'eau pour se dissoudre.

Comme la potasse et ses sels sont très-solubles , on les dose, dans les analyses , les derniers , c’est-à-dire après avoir auparavant dosé toutes les autres substances. On dose la potasse à l’état de bisulfate , parce que l’erreur, s’il y en avait , porterait en grande partie sur l’acide sulfurique.

Sulfures de potassium.

Le soufre peut se combiner en plusieurs proportions avec le potassium. On connaît : 1° le monosulfure , 2° le bisulfure , 3° le trisulfurc , 4° le tètrasulfure , 5° le quintisulfure { pentasulfure , poly sulfure , fer sulfure ).

1° Monosulfure [sulfo-base de potasse).

C’est, de toutes lès combinaisons du soufre avec le potassium , la seule qui joue , comme le protoxyde (potasse), le rôle de base. Le monosulftire de potassium se présente sous forme mamelonnée , de couleur rouge de chair , d’üne odeur d’œufs pourris, altérable à l’air , surtout, à l’air humide. 11 a une réaction alcaline; il est soluble dans l’eau et dans l’alcool , et fusible avant la chaleur rouge. ’ - ,

Préparation . Le meilleur procédé pour l’obtenir pur* consiste à calciner, à une température élevée, le sulfate de potasse avec du charbon.

Composition. 1 équiv. de potassium, uni à i équiv. de soufre. KS.

Caractères distinctifs. Mis en contact avec un acide , le monosulfure de potassium dégage , avec effervescence, de l’acide sulfhydrique, sans précipitation de soufre (1). Traité par

(t)Si l’aride est Hydrogéné, voici l'evpresston de la réaction i RH+KS =KR + HS. Si l'acide B est pas hydrogène, l'intervention de l'eau, est nécessaire , et en représentent l'acide par A, on a .• A+Hü+KS=sKO.A-j-itS.

KvLlACES.

le sulfate de manganèse , il donne naissance à du sulfate de potasse et à du sulfure de manganèse , sans effervescence , c’est-à-dire sans dégagement d'acide sulfbydrique.

Combiné avec l’acide sulfbydrique , il forme le

Sulfhydrate de su fure de potassium (suljosel).

Ce composé cristallise en prismes transparents à quatre ou à six pans terminés par des pyramides à quatre ou à six faces. Sa saveur est âcre et sulfureuse. Il a une réaction alcaline ; car l’acide sulfbydrique est un acide faible qui sature mal les propriétés alcalines des bases. Le sulfhydrate de sulfure de potassium se dissout très-bien dans l’eau et dans l’alcool. Il attire l’humidité de l’air et s’altère en répandant l’odeur d'hydrogène sulfuré.

Préparation. On fait arriver un courant d’acide sulfhydrique dans une dissolution de potasse Jusqu’à ce que celle-ci n’absorbe plus de gaz. On chasse l’excès d’acide sulfhydrique en évaporant la dissolution avec précaution , à l'abri du contact de l’air.

Composition. 1 équiv. de potassium, uni à t équiv. d’acide sulfhydrique. Sa formule est KS , SH.

Caractères distinctifs. Traité par un acide , le sulfhydrate de sulfure de potassium se décompose comme le monosulfure, c’est-à-dire sans précipitation de soufre; mais il dégage deux fois plus d’hydrogène sulfuré que le monosulfure. Il fait effervescence avec le sulfate de manganèse. Dans cette réaction , il se dégage 1 équiv. d’acide sulfhydrique , en même temps que le manganèse forme , avec l’autre équivalent d’acide sulfhydrique , un sulfure ; car il n’y a pas de sulfhydrate de sulfure de manganèse.

Le sulfhydrate de sulfure de potassium , de même que celui de sulfure de sodium et de lithium , résiste , comme les carbonates , à une température très-élevée. Les sulfhydrates de sulfure de baryum et de strontium sont cristallisables ; ils

kaliacks.

perdent 4 équiv. d'acide sulfhydrique à la température rouge. Ceux de magnésium et de calcium ne s'obtiennent qu’à l’état liquide ; lorsqu’on cherche à les obtenir à l’état solide , ils laissent dégager 1 équiv. d’acide sulfhydrique , en passant à l’état de monosulfures.

2° Bisulfure.

Préparation. On l’obtient en faisant fondre, à la chaleur rouge, du soufre avec du carbonate de potasse en excès. Le soufre en excès par rapport au carbonate de potasse , donnerait le persulfure de potassium. Il est difficile d’employer exactement la quantité de soufre nécessaire pour former un bisulfure. Il faut ensuite que la chaleur soit assez forte pour chasser tout l’acide carbonique du carbonate de potasse. 11 se produit toujours en même temps un peu de sulfate et d’hyposulûtc de potasse.

Composition. 1 équiv. de potassium, uni à 2 équiv. de soufre. KS*.

Caractères distinctifs. Traité par un acide , il dégage de l’acide sulfhydrique avec précipitation de soufre.

3° Trisulfure.

Préparation. On l’obtient en faisant arriver du sulfure de carbone sur du carbonate de potasse chauffé au rouge.

Composition. 1 équiv. de potassium uni à 3 équiv. de soufre. KS*.

Caractères distinctifs. Traité par un acide , il dégage de l'acide sulfhydrique , avec précipitation du soufre. La quantité de soufre qui se précipite est le double de celle qui se précipite dans le bisulfure.

4° Tétrasulfure ( quadrisulfure ).

Préparation. On l’obtient en faisant arriver de la vapeur

2^8 KALIACÉS.

de sulfure de carbone sur du sulfate de potasse chauffé au rouge.

Compétition. 1 équiv. de potassium uni à 4 équiv. de saufre, KSV

Traité par un acide, il dégage de lucide sulfhydrique avec dépôt de soufre. J,a quantité de soufre qui se dépose est le triple de celle que donne le bisulfure traité de la même manière.

5° PentasulJ'ure ( quintisulfure , J'oie de soufre).

II est solide , friable , d’une saveur âcre, alcaline et sulfureuse, et d’une odeur d’œufs pourris. Il a une réaction alcaline. Il est soluble dans l'eau qu’il colore en brun rougeâtre. Sa dissolution s'altère à l’air.

Traité par un acide, il dégage de l’hydrogène sulfuré en même temps qu’il se précipite du soufre. La quantité de soufre qui se précipite est le quadruple de celle que donne le bisulfure traité de la même manière

Composition. 1 équiv. de potassium uni à 5 équiv. de soufre. KS*

Préparation. On obtient le polysulfure de potassium par différents procédés : 1° En chauffant ensemble ( vers 400 ou 500° ) du carbonate de potasse et du soufre en excès. La potasse rencontrant du soufre en excès , n’eu prend ni plus ni moins que 5 équivalents pour 1 de potassium . Il se produit en même temps du sulfate de potasse par la réaction de 4 équiv. de potasse sur 1 équiv. de soufre : 4KQ, S = SOs, KO +- 4 K. Ce mélange de sulfate de potasse et de persulfure de potassium, est connu sous le nom de foie de soufre.

2° En traitant le monosulfure de potassium avec du soufre en excès, on obtient le polysulfure exempt de sulfate dépotasse. Ce procédé n’est guère employé , parce que la préparation du monosulfure exige d’abord elle-même beaucoup de précautions.

KALIACÉS.

3° En faisant bouillir une dissolution de sulfhydrate de sulfure de potassium avec du soufre en excès , le soufre chasse l’acide sulfhydrique et il se produit un polysulfure. Ce procédé est excellent.

Usage. Le foie de soufre est souvent employé en médecine dans le traitement des maladies cutanées , des scrofules , de la syphilis invétérée. Navier l’avait proposé comme contrepoison des sels de plomb , de cuivre , d'arsenic. M. Orüla a le premier démontré non-seulement l'inutilité , mais encore le danger de ce prétendu contre-poison.

Chlorure de potassium (sel fébrifuge du Sy/vius).

Tl cristallise en petits prismes à quatre pans , en cubes , eu trémie. Ce sel est anhydre ; sa saveur est piquante, semblable à celle du sel de cuisine , qu’il peut , à la rigueur , remplacer dans ses usages. A la température 0”, 100 parties d'eau dissolvent 29,21 de chlorure de potassium; à 11)0’, 100 parties d’eau en dissolvent 58.

Il retarde considérablement le degré d’ébullition de l’eau. Il est fusible et volatil à la chaleur rouge.

État. Il n’existe pas en grande abondance dans la nature. On le trouve dans les cendres des végétaux , dans le salpêtre et dans le sel marin ; car les eaux de la mer n’en contiennent que des traces. Il existe dans la soude de varech, matière saline dont la moitié se compose de sel marin , et l’autre moitié de chlorure de potassium, de sulfate de potasse, etc. C’est de là qu’on extrait aujourd’hui le chlorure de potassium.

Composition. 1 éq. de chlore = 442,05.

1 éq. de potassium = 489,91.

932,56 = KCl on KCI*.

léquiv. de chlorure de potassium.

Le chlorure de potassium est une chlorolase puissante. Il forme des chlorosels crislallisablcs avec l’acide chlorostan-

280 KALIACÉS.

nique ( perclilorare d’étain ) , l'acide chloromcrcurique (perchlorure de mercure) l’acide chloro-aurique ( perchlorure d’or), l’acide chloroplatinique ( perchlorure de platine), etc.

lodure de potassium .

Il cristallise en octaèdres. Sa saveur est âcre. Il est trèsfusible et volatil à la température rouge. Il est déliquescent et très-soluble dans l’eau. 100 parties d’eau à 18° en dissolvent 143 parties.

Composition analogue à celle du chlorure. Kl ou KP.

Préparation. En traitant une dissolution de potasse par l’iode , on obtient de l’iodate de potasse peu soluble et cristallisant le premier , et de l'iodure de potassium qui reste en dissolution.

État. Il existe dans les eaux de la mer, dans certaines eaux minérales , dans la soude de varech.

Le bromure est analogue à l’iodure.

Fluorure de potassium.

Il a une réaction alcaline, et cristallise en cubes anhydres. Il se dissout dans un excès d’acide fluorhydrique. Les cristaux qui se déposent dans cette dissolution se composent de 1 équiv. de fluorure de potassium et de 1 équiv. d’acide fluorhydrique. C’est le fluor hydrate de fluorure de potassium, analogue au sulfhydrate de sulfure de potassium.

Cyanure de potassium ( prussiate de potasse).

Le cyanure de potassium est blanc , cristallisable en octaèdres , d’une saveur âcre , amère et exhalant à l’air l’odeur des amandes amères. Il se décompose, au contact de l’air humide, en carbonate de potasse et en acide cyanhydrique qui se dégage. Il a une réaction alcaline comme le sulfure , avec lequel il a , du reste, beaucoup d’analogie. Le cyanure de potassium est très-soluble dans l’eau. Si l’eau est aérée, le cyanure se

KAUACKS.

décompose rapidement en acide cyanhydrique et en carbonate de potasse. La dissolution de cyanure de potassium , étant chauffée à l’abri du contact de l’air , se transforme en formiate de potasse et en ammoniaque qui se dégage. Voici la formule de cette réaction :

KCy H- 4 HO = KNC1 4. 4 HO = KO, C* O' H + NH*.

Les cyanures de sodium et d’ammonium sont dans le même cas. Ces cyanures sont vénéneux.

Composition. KCy ou KCy* = KNC1.

Préparation. On obtient le cyanure de potassium en calcinant fortement le sel jaune ( cyanoferrure de potassium ) dans une cornue de porcelaine. On lave le résidu de la calcination avec de l’eau qui dissout le cyanure de potassium, et laisse un mélange insoluble de carbure de fer et de cyanure de potassium.

Le cyanure de potassium est une véritable cyanobase. Il forme, avec le cyanure de fer (FeCv), un cyanoferrate de potassium (cyanoferrure de potassium ou cyanure double de fer et de potassium, prussiate de potasse ferrugineux jaune) qui est souvent employé comme réactif , parce qu’il donne , avec presque toutes les dissolutions métalliques , des précipités généralement blancs et insolubles.

Le cyanoferrate de potassium cristallise en cubes d’un jaune citron. Il est insipide et inodore.

Sa composition est=Fe Cy + 2 K Cy, età l’état cristallisé , = Fe Cy + 2 KCy + 3 HO.

Dans les précipités que ce réactif produit avec les dissolutions métalliques , 2 KCy sont remplacés par 2 MCy. Fe Cy se retrouve dans tous les précipités. Ainsi , par exemple , en précipitant le nitrate de plomb ( PbO , NO5) par le cyanoferrate de potassium , on a : -»

2(PbO,NOs) + 2 KCy, FeCy = 2PbCy, Fe Cy + 2KO, NOs.

On prépare le cyanoferrate de potassium en faisant bouillir

KALIACÉS.

le bleu de Prusse avec une dissolution étendue de potasse. Le cyanoferrate de potassium se sépare par la cristallisation.

Une dissolution concentrée de cyanoferrate de potassium , dans laquelle on fait passer un courant de chlore , se colore en rouge et ne précipite plus les sels de fer au maximum. On évapore à une douce chaleur pour obtenir , par cristallisation , le sel rouge de Gmelin ( cyanure rouge de potassium et de fer , prussiate de potasse ferruré rouge , cyanoferride de potassium).

Ce sel cristallise en aiguilles trés-déiiées, de couleur aurore. Il est anhydre. Sa formule , indiquant sa composition , est = 3 KCy + Fe Cy*. C’est un réactif très-sensible. Les précipités qu’il forme avec la plupart des dissolutions métalliques , sont analogues à ceux que produit le sel jaune. Fe Cys se retrouve dans tous les précipités, Exemple :

3(Zn O, NO8) + 3KCy, Fe Cy5=3 Zn Cy, FeCy5+ 3(K0,N08).

Le cyanoferride de zinc est jaune ; c’est le seul sel de zinc coloré. Le sel rouge de Gmelin donne du bleu de Prusse avec les sels de fer au minimum , tandis qu’il ne fait que colorer en bleu foncé les sels de fer au maximum . Le sel jaune donne du bleu de Prusse avec les sels de fer au maximum , et un précipité blanc verdâtre avec les sels au minimum.

Carbonates de potasse.

Il existe , outre le carbonate neutre , un bicarbonate et un sesq uicarbonate .

1° Carbonate neutre (carbonate de potasse proprement dit).

Ce sel attire fortement l’humidité de l’air et ne tarde pas à tomber en déliquium. Il est très-soluble dans l’eau. L’eau en dissout la moitié de son volume. La dissolution a une saveur et une réaction fortement alcalines ; elle verdit le sirop de violettes et ramène au bleu la teinture de tournesol rougie par un acide ; enfin , le carbonate de potasse agit à peu près

KALlACÉS.

comme la potasse caustique. Ce sel cristallise difïirilcment. Cependant, lorsqu’on eu fait à chaud une dissolution concentrée, elle laisse, par refroidissement , déposer de grandes lames rliomboïdales, composées de 1 équiv. de carbonate de potasse et de 2 équiv. d’eau. Ce carbonate, soumis à l’action de la chaleur , fond d’abord dans son eau de cristallisation (fusion aqueuse) , et perd toute son eau ; mais il ne laisse pas dégager son acide carbonique , quel que soit le degré de température auquel on l’expose. Ainsi privé d’eau, il ne fond plus qu’à la température rouge cerise {fusion ignée), sans se décomposer. En faisant passer un courant de vapeur d’eau sur le carbonate de potasse fondu , on forme un hydrate de potasse avec dégagement d'acide carbonique; et à son tour, l’hydrate dépotasse, soumis à un courant d’acide carbonique , passe de nouveau à l’état de carbonate , avec dégagement d’eau ; de sorte que l’eau et l’acide carbonique se chassent réciproquement en se substituant l’un à l’autre (1).

Chauffé avec du charbon , à la température blanche, le carbonate de potasse donne du potassium. D’après cela, on conçoit l’action et l’utilité du flux noir ( carbonate de potasse avec excès de carbone ) ou du flux blanc dans la désoxydation ( réduction ) des métaux. Le flux noir est le résultat de la calcination de 2 parties de crème de tartre avec t p de salpêtre. Le flux blanc s’obtient par la calcination de parties égales de crème de tartre et de salpêtre.

État. Le carbonate de potasse existe dans les cendres des végétaux. Certains terrains produisent des végétaux dont les cendres sont très-riches en carbonate de potasse. Tels sont les terrains feldspathiques.

Préparation . En lessivant les cendres (en les traitant par l’eau) on obtient une liqueur légèrement colorée en jaune, contenant

(I) L'oxyde de cuivre ne décompose point te carbonate de potasse à une température élevée , comme l'avait annoncé M. Berzélius (Voy. Fcllenberg, dans Annal, de Fogÿendorf , vpl- xuv, p. 44? )•

KALIACÉS.

<lu carbonate de potasse impur. Cette liqueur laisse , après son évaporation » un résidu qui , étant suflisamment concentré , donne la potasse du commerce , et prend le nom du pays où elle a été fabriquée ( potasse d’Amérique, de Russie, de Trêves, des Vosges , etc.). Les pays couverts de bois et de forêts sont surtout propres à l’exploitation de la potasse . Lorsque le bois est cher, la potasse l'est également ; et dans les pays déboisés et voisins de la mer, on remplace, dans beaucoup d'usages, la potasse par la soude. La potasse du commerce est un carbonate de potasse impur ; car il contient des quantités variables de sulfate de potasse , de chlorure de calcium ou de sodium , de silice , de chaux , d’oxyde de fer et d’oxyde de manganèse.

Pour obtenir le carbonate de potasse pur , on calcine ensemble 2 parties de crème de tartre et 1 partie de nitre ( flux noir ). L’acide tartrique de la crème de tartre (bitartrate dépotasse), riche en carbone, est amené à l’état d acide carbonique par l'oxygène de l’acide azotique du nitre (azotate de potasse) ; et la potasse du nitre , de même que celle de la crème de tartre, passe à l’état de carbonate simple. Un autre procédé pour avoir le carbonate pur , consiste à faire passer dans une dissolution de potasse du commerce un courant d’acide carbonique. Il se produit du bicarbonate de potasse moins soluble que le carbonate simple et qui cristallise le premier en abandonnant tous les sels étrangers qui restent en dissolution dans l’eau-mère;on transforme ensuite, par une légère élévation de température , le bicarbonate en carbonate neutre.

Pour préparer du carbonate de potasse chimiquement pur, on fait arriver un courant d’acide carbonique dans une dissolution alcoolique d’acétate de potasse. Il se produit un mélange de carbonate et de bicarbonate. Ce dernier donne , par une légère calcination, du carbonate neutre pur (1).

Composition. Le carbonate neutre de potasse se compose ,

(1) Bulletin de la Société Impér. des naturalistes de Moscou ; i83g ; n“ i.

KALlACKS.

en centièmes , de t»8,2 de potasse et 31,8 d’acide carbonique ; en d’autres termes , de 1 équiv. de potasse et de 1 équiv. d’acide carbonique. De là sa formule = KO, COs. Le carbonate de potasse est donc un sel neutre par sa composition , quoique alcalin par sa réaction.

Usages. Le carbonate de potasse (potasse du commerce) est employé dans la fabrication du verre ( cristal), du savon , de l’alun , du salpêtre et du bleu de Prusse. Comme la potasse du commerce n’est jamais pure , il importe de connaître la quantité de potasse réelle qu’elle renferme (Yoy. Alcalimétrie , pag. 304).

2° Bicarbonate. Ce sel cristallise en beaux cristaux rhomboïdaux , volumineux , mais peu réguliers. C’est un des sels de potasse les moins solubles ; 100 parties d’eau , à la température de 10 à 15° , n’en dissolvent que 25 parties. Lorsqu’on fait bouillir une dissolution de ce sel , il se dégage le quart de l’acide carbonique du bicarbonate , et l’on obtient le sesquicarbonate. A une température plus élévée , le bicarbonate perd la moitié de son acide carbonique, et l’on a le carbonate neutre.

Préparation. On prépare le bicarbonate de potasse, en faisant arriver de l’acide carbonique dans une série de flacons dont le premier contient de l'eau et les autres des dissolutions concentrées de carbonate de potasse. L’acide carbonique se lave dans le premier flacon d’où il se dégage aussitôt, passe dans les autres flacons et transforme le carbonate neutre en bicarbonate qui cristallise.

Composition. Le bicarbonate de potasse cristallisé se compose de 1 équiv. de potasse , de 2 équiv. d’acide carbonique et de 1 équiv. d’eau. Il contient donc 47,1 pourcent d’eau. Sa formule est = KO (CO')' HO.

Sesquicarbonate. Il se compose de 1 équiv. de base et de 1 ; équiv. d’acide ( Thompson ). Il sert à peu près aux mêmes usages que les autres carbonates de potasse.

KAMACES.

Azotate de potasse.

SraOKtMEs. Nitrate de potasse , nitre , sel de nitre , salpêtre , Salpeter (allem.).

Ce sel est un des plus intéressants et des plus anciennement connus. Il cristallise en prismes à six pans, terminés par des pyramides à six faces ; il cristallise quelquefois en rhomboèdres. Ses cristaux sont anhydres et inaltérables à l’air. Cependant , dans un air humide ( dans les caves ), ils tombent à la longue en deliquium. Sa saveur est fraîche , piquante et amère. L’azotate de potasse fond à 3G0U, sans éprouver d’altération. Ainsi fondu , il coule comme de l’eau, et se prend, par refroidissement , en une masse opaque , connue sous le nom de cristal minéral. A la température blanche, l’azotate de potasse se décompose en azote et en oxygène ; il se dégage en même temps un peu de vapeurs nitreuses ; c’est pourquoi l’on n’obtient pas exactement 2 vol. et demi d’oxygène pour 1 vol. d'azote.

L’azotate de potasse se décompose rapidement , lorsqu’on le chauffe avec des corps combustibles. Ainsi un mélange fait avec 1 partie de charbon et 3 parties de nitre , déflagre vivement dans le feu ; il se dégage de l’azote , de l’acide carbonique , et l’on a pour résidu du carbonate de potasse. Un mélange de 3 p. de nitre , de 2 p. de carbonate de potasse et de 1 p. de soufre , constitue une espèce de poudre fulminante qui, étant chauffée léhtement sur une lame d'acier, détonne avec une violente explosion. Un mélange de phosphore et de nitre détonne déjà à la température ordinaire , sous le simple choc du marteau. Il se produit du phosphate de potasse.

L’azotate de potasse est très-soluble dans l’eau. Sa solubilité augmente en proportion de la température.

Ainsi à 0° 100 part, d’eau dissolvent 13,3 de nitre,

KAL1ACES.

A une température plus élevée , la solubilité devient infinie. En général les sels très-fusibles se dissolvent beaucoup mieux a chaud qu’à froid. On peut dissoudre à chaud une quantité notable de nitre dans une dissolution de sel marin. A mesure que la dissolution se refroidit , le nitre se dépose et cristallise le premier. Il se dépose , 11 est vrai , en même temps un peu de sel marin ; mais en y ajoutant une nouvelle quantité d’eau , tout le sel marin reste en dissolution pendant que le nitre seul se dépose. La différence de solubilité est donc ici un excellent moyen de séparation.

Formule de l’azotate de potasse : KO, NO’.

État et préparation. Le nitre existe tout formé dans la nature. On le trouve dans tous les lieux habités, sur les murs des maisons basses, dans les étables, dans les écuries, sur le sol des caves , des celliers , des bergeries ; les terres fumées et les engrais renferment une grande quantité de nitre. C’est pourquoi on a pensé que la présence de matières animales est nécessaire pour la formation du nitre. « Les matières animales , a-t-on dit, contiennent de l'azote combiné avec d’au très substances; la putréfaction le dégage de ses liens : s’il s’échappe , s’il devient gazeux , il ne s’unira point à l’oxygène ; mais si , au moment où il va devenir libre , il rencontre de la potasse , qui a beaucoup d’affinité pour l’acide nitrique , alors il se combine à l’oxygène fourni par l'atmosphère , et il y a production de nitrate de potasse. » Mais en Suède , en Prusse, en France , etc., on fait , avec des hases , telles que la chaux et la potasse , des nitrières artificielles dans lesquelles il y a très-peu de matières animales. L’intervention des matières animales n’est donc point nécessaire dans la production naturelle du nitre.

Le nitre naturel n’est point de l’azotate de potasse pur; c’est un azotate à base de chaux , de magnésie, d’ammoniaque, de potasse ou de soude. Ce sont là des espèces de nitre (salpêtres). Ces uitres couliennenl , eu outre , des chlorures de sodium,

KALI ACES.

de calcium, de magnésium , et souvent une matière colorante de nature organique.

L 'art des salpétriers consiste à extraire le salpêtre des terres où il s'est produit naturellement. Voici les principales parties de cette opération : 1° Lavage. On traite par l’eau les plâtras et les matières riches en nitre ; on a ainsi une dissolution de tous les sels que nous venons de nommer. 2° Saturation. En traitant la dissolution précédente avec du sulfate et du carbonate de potasse, on enlève la chaux et la magnésie , l’une à l’état de sulfate, l’autre à l’état de carbonate. L’expérience apprend qu’on n’obtient jamais une quantité d’azotate de potasse proportionnelle au carbonate et au sulfate employés. 3° Évaporation. Après la saturation , on obtient une dissolution d’azotate de potasse contenant des chlorures de potassium et de sodium. En concentrant cette dissolution par l’évaporation, on arrive à un terme où les chlorures se déposent , de manière qu’on peut les enlever facilement. La liqueur, ayant été suffisamment concentrée par l’évaporation, laisse , en se refroidissant , déposer le nitre mêlé d’un peu de chlorure de sodium et de potassium. C’est làlev?ù/e ou salpêtre brut , dont on détermine ensuite le titre , c’està-dire la quantité d’azotate de potasse réel. On peut employer, à cet effet, deux procédés : le premier est fondé sur ce qu’une dissolution saturée de nitre (qui , par conséquent, refuse d’en dissoudre davantage) est encore apte à dissoudre le sel marin. Cependant le titre indiqué par ce procédé est un peu trop faible , parce qu’il y a toujours un peu de nitre qui se dissout en même temps que le sel marin. Le second procédé consiste à calciner, avec du charbon, le nitre dont on veut connaître le titre. On transforme ainsi l’azotate de potasse en carbonate qui , traité par l’acide sulfurique (Voy .Alcalimétrie) , indique la quantité dépotasse qui existe dans le carbonate, et conséquemment dans l’azotate. 4° Raffinage. On verse de l’eau bouillante dans une chaudière contenant le nitre qu’on veut purifier.

KAL1ACKS.

3bt)

Après avoir concentré la liqueur par évaporation , on la fait cristalliser dans un bassin très-large et peu profond. On trouble, autant que l’ou peut, la cristallisation (en remuant constamment la dissolution). Le nitre qui se dépose est sous forme de cristaux très-petits , ayant l’appareqce du sucre ou du sable. L’eau-mère qui surnage , tient en dissolution toutes les substances étrangères. On lave les petits cristaux une seconde et même une troisième fois, afin de les avoir bien purs. Ces lavages ont l'inconvénient d’entrainer la perte d une certaine quantité de nitre. Mais les gros cristaux présentent un autre inconvénient , c’est qu’étant presque tous creux , ils contiennent dans leur intérieur une certaine quantité d'eau-mére qui rend le nitre impur.

L’azotate de potasse , ainsi préparé et purifié , peut contenir, depuis un dix-millième jusqu’à un vingt-millième de substances étrangères.

Usages. Le nitre a de nombreux usages. Il est employé dans la fabrication de la poudre , de l’eau forte et de l’huile de vitriol (acide sulfurique).

Poudre de guerre .- 75 de nitre, 12 ~ de charbon, 12 7 de soufre. Cette poudre laisse , après sa combustion , un sulfure de potassium qui crasse les armes et nécessite de fréquents riettoyages.

Poudre de chasse: 78 à 80 de nitre, 14 de charbon, 9 à 10 de soufre. Si la poudre est grossière, elle ne s’enflamme que successivement, de proche en proche , et le projectile est lancé à peu de distance. Si la poudre est, au contraire, plus fine, et que le mélange soit plus intime , le projectile est lancé beaucoup plus loin, parce que tous les grains de la poudre s’enflamment à 0eu près simultanément. Un litre- de poudre donne k 50 litres de gaz qui représentent une force de /i50 atmosphères; et la chaleur qui se produit en même temps porte celte force, en dilatant les gaz, à plas de 3,000 atmosphères.

Le nitre est employé avec avantage dans l’analyse des métaux. Ceux-ci, chauffés avec le nitre, sont tous oxydés,

Digitizi

fc m

ILALliCfcS.

excepté les métaux nobles , l’or, l’argent , le platine et le palladium- On obtient donc ainsi facilement la séparation ou le départ de ces métaux des autres. Ëntin, le nitre est souvent employé en médecine comme diurétique.

Chlorate de potasse.

NORtftlss* ('Monte , muriate swo.rygcnè de potasse.

Le chlorate de potasse se présente sous forme de paillettes blanches , rhomboïdaies , nacrées , anhydres , d’un poids spécifique égal à 1,98. Il a une saveur fraîche , légèrement atuére.. ,

Action de ta chaleur. H fond vers 309'; au delà de cette température, il se décompose partiellement en perchlorate de potasse, en chlorure de potassium et en oxygène qui se dégage. Pour que le tout se transforme en chlorure de potassium, il faut chauffer au moins au delà de 400°. Les acides forts, sous l’inlluence de substances combustibles , décomposent le chlorate de potasse, souvent avec détonnation, et dégagement de lumière. On peut faire l’expérience avec 5 parties de chlorate de potasse, 7 parties de sucre, en versant sur le mélange de l’acide sulfurique. Un mélange de 100 parties de chlorate de potasse , de 12 parties de soufre et de 10 parties de charbon , s’enflamme au contact d’une baguette préalablement trempée dansdel’acidesuifurique Ou peut enflammer le chlorate de potasse sous l’eau , en faisant , au moyen d'un tube, arriver de l acide sulfurique sur ce sel mêlé à quelques morceaux de phosphore. C’est sur la propriété oxygénante du chlorate de potasse qu’est fondée la théorie de la préparation des allumettes dites chimiques. Pour préparer ces allbmettes, on trempe des allumettes soufrées dans une espèce de pâte faite avec 60 parties de chlorate de potasse , 14 parties de soufre et 14 parties de gomme, et une quantité d’eau suffisante pour faire une pâle convenable. Lorsqu’on plonge ces allumettes dans de l'acide sulfurique , il y a production

KAL1ACÊS.

de flamme. L’acide se porte sur la potasse qui met en liberté l’acide chlorique, et celui-ci, cédant son oxygène au soufre , donne naissance à de l’acide sulfureux et à du chlore. Le simple frottement suffit pour produire de la flamme, quand on trempe l’allumette préalablement dans un mélange pâteux fait avec du chlorate de potasse, du sulfure d'antimoine et de la colle.

Le chlorate de potasse , mêlé avec quelques fragments de phosphore, produit, sous le choc du marteau, une vive détonnalion.

En versant sur le chlorate de potasse quelques gouttes dacide sulfurique concentré, il se forme une vapeur jaune, accompagnée d'un pétillement pendant lequel des éclats de sel sont lancés au loin; il se produit de 1 acide chlorcux, doué d’une odeur de caramel.

Solubilité. A 0°, 100 parties d'eau dissolvent 3,3 ,

La dissolution saturée de chlorate de potasse laisse , par le refroidissement , déposer des paillettes cristallines , présentant les couleurs de l’arc-en-ciel (phénomène d’optique).

Composition. 1 équivalent de potasse (589,91 ), uni à 1 équivalent d acide chlorique (942,65). Sa formule est= KO, Cl 0\

Préparation. On fait arriver uu courant de chlore dans des flacons contenant une dissolution de potasse un peu concentrée; car, si la dissolution était trop délayée, il ne se formerait que du chlorure de potasse.

Explication. 6 équiv. de chlore produisent, en réagissant sur 6 équiv. de potasse , 5 équiv. de chlorure de potassium pour 1 équiv. de chlorate de potasse. Voici cette réaction exprimée en formules : 6 Cl -}- 6 KO = 5 Cl K +CIO‘, KO.

kaliacks.

Sulfate de potasse.

Synonymes. Sel polychreste de Glaser , sel de duobus , arcanum duplicatum , tartarus vitriola lus.

Le sulfate de potasse est anhydre. Il cristallise en prismes à quatre ou à six pans, terminés par des pyramides à quatre ou à six faces ; les prismes sont presque toujours engagés ; les deux extrémités prennent des électricités opposées. Le sulfate de potasse a une saveur salée et légèrement amère ; il craque sous les dents. Il est inaltérable à l’air. Il se dissout proportionnellement à la température. Au point de fusion du sel, sa solubilité est infinie. À la température de 10° ,7, 100 p. d’eau dissolvent 10,5 p. de ce sel. Il ne fond qu’à la chaleur blanche, sans se décomposer ; il décrépite sur les charbons ardents. Chauffé avec du charbon, il donne naissance à des produits différents suivant que la température est plus ou moins élevée : 1° A une température très-élevée, toute la base est décomposée, et l’on obtient un monosulfure de potassium ; 2“ à une température moins élevée ( au rouge ) , on a un polysulfure, toute la base n’étant pas décomposée. Le monosulfure ainsi préparé et calciné dans une cornue de grès , est très-divisé et pyrophorique : en le répandant dans l’air il prend feu et se transforme , aux dépens de l’oxygéne de l’air, en sulfate neutre.

La formule du sulfate de potasse est KO, SO\

Le sulfate de potasse existe naturellement dans les trois règnes.

Usage. Il est employé dans la fabrication de l’alun à base de potasse , dans la fabrication du salpêtre , etc. Il est purgatif comme le sulfate de soude.

Bisulfate. Il cristallise en prismes très-petits et allongés. II a une saveur acide et il rougit la teinture de tournesol. 11 est plus soluble et plus fusible que le sulfate neutre. Il fond

kamacks.

longtemps avant la chaleur rouge, à laquelle il laisse dégager

I éq. d’acide sulfurique anhydre pour se convertir en sulfate neutre. Fondu et refroidi , il prend l’aspect d'une masse semblable à de la porcelaine.

Sa formule est KO, (SO3) ou KO, 2S05. >

On l’obtient comme résidu, dans la préparation de l’acide azotique , au moyen de l’azotate de potasse et de l’acide sulfurique.

Usage. Il est employé dans quelques analyses minérales , et dans la fabrication du vinaigre.

Sulfite de potasse.

Stoosyme. Sel sulfureux de Stahl.

Ce sel cristallise en lames rhomboïdales, blanches d’une saveur piquante et d’un arrière-goût sulfureux. Il s’altère à l’air humide , et se transforme en sulfate. Il est très-soluble.

II décrépite sur les charbons ardents avec dégagement d’acide sulfureux. Le sulfite de potasse peut être employé pour blanchir la soie et la laine, à cause de l’acide sulfureux qu’il renferme et qu’on met en liberté au moyen d’un acide.

Phosphate de potasse.

Ce sel cristallise , absolument comme l’arséniate de potasse , en prismes à quatre pans, terminés par des pyramides à quatre faces , correspondantes aux pans du prisme. Il a une saveur fraîche et un peu amère. Chauffé , il fond , et se prend en une masse vitreuse qui ne se dissout plus aussi facilement dans l’eau que le phosphate cristallisé.

Il se compose de 1 éq. de base, de 2 éq. d’acide et de 2 éq. d’eau.

Formule du phosphate de potasse cristallisé KO,(PhO*)*,2HO.

Le phosphate qui ne contient que 1 éq. d’acide est incristallisable.

MLIACÉS.

S0DIVM.

Synonymes. Natrium , natronium.

Propriétés physiques. Le sodium est un corps solide, un peu moins mou que le potassium ; il a , lorsqu’il est récemment coupé, un éclat argentin qui se ternit rapidement à l’air. Sa densité est 0,972. Il fond à 90°; il est moins volatil que le potassium. Il ne se volatilise qu’à la température du verre fondant. A 0°, il devient ductile.

Propriétés chimiques. Le sodium décompose l’eau comme le potassium , à la température ordinaire. Il ne s’enflamme pas sur l’eau comme le potassium. Il ne s’y enflamme qu’autant que l’eau a été rendue visqueuse et qu’elle présente peu de surface ; il brûle alors avec une Jlammc jaune en tournoyant comme le potassium. Dans cette action, l’eau est décomposée comme par le potassium : l’hydrogène qui se produit à cette température élevée s’empare aussitôt de l’oxygène de l’air pour former de l'eau (1) et l’oxyde de sodium ( soude), qui se produit , reste en dissolution dans l’eau.

Le sodium a un peu moins d’aflinité pour l’oxygène que le potassium. Il n’enlève l’oxygène aux corps oxygénés qu’à l’aide de la chaleur. Brûlé dans l’oxygène ou dans l’air, il absorbe 1 7 éq. d’oxygène , en passant à l’état de sesquioxyde. Le potassium prend dans cette même circonstance 3équival. d’oxygène.

Le sodium est isomorphe avec l’argent.

Préparation . On prépare le sodium de la même manière que le potassium ; seulement la décomposition de ia soude ( pour obtenir le sodium ) , est plus difficile que la décomposif ion de la potasse. Un peu de potasse mêlée avec la soude facilite la préparation du sodium qui renferme alors un

(l) On recueille l'hydrogène pur , lorsqu'on opère à l'Abri dm contact de l'air on de l'oxygène.

KtUACÊS.

aq5

peu de potassium. En renouvelant , de temps en temps, l’air du vase dans lequel on conserve le sodium , le potassium ne tarde pas à s'oxyder et à se séparer ainsi du sodium. Symbole du sodium : Na (natrium) = 290,99. Suivant l’isomorphisme du sodium avec l’argent , il faudra doubler le poids du sodium = 2Na (1).

Oxydes de sodium.

Il y a deux degrés bien déterminés d’oxydation du sodium : 1° le protoxyde de sodium ; 2° le sesquioxyde de sodium.

Le prétendu sous-oxyde de sodium est un mélange de protoxyde et de sodium. Il se forme par l’exposition du sodium à l'air. Mis dans l’eau , il y a oxydation et dégagement d’hydrogène ; ce qui prouve que le prétendu sous-oxyde est un mélange de sodium et de protoxyde.

Le protoxyde de sodium se combine seul avec les acides pour former des sels. Le sesquioxyde, mis en contact avec un acide , dégage un 1/2 éq. d’oxygène , pour passer à l’état de protoxyde qui se combine ensuite avec l’acide employé. Le plus intéressant de ces oxydes est le :

Protoxyde de Sodium.

Synonyme*. Soude , soude caustique, hydrate de soude , ale» fi minéral ^ natron , Natrium-oxyd (allem. ) , soda (anglais).

Propriétés physiques et chimiques. Il existe une si grande ressemblance entre la potasse et la soude , qu’il est souvent difficile de distinguer l’une de l’autre. Les propriétés alcalines, la saveur, la causticité, etc. , sont un peu moins marquées dans la soude que dans la potasse. Comme la potasse , la soude contient toujours au moins 1 éq. d’eau, qu’on ne peut lui

( i ) On the received équivalents of potasli, soda and silver (Johnston, Philos. Magaz. i838, p 4°7 )•

KAMACBS.

enlever qu’au moyen d'un acide qui se substitue à l’eau. Le protoxyde du sodium anhydre n’existe pas; car l’oxyde qu’on obtient par la combustion du sodium dans l’oxygène sec , est un sesquioxyde. La soude la plus concentrée contient 22,5 pour cent d’eau. Elle est déliquescente comme la potasse. Sa solubilité dans l’eau est indéfinie ; sa dissolution laisse, à une température assez basse , déposer des cristaux d’hydrate de soude. Elle fond au rouge obscur ; au delà de cette température , elle se volatilise. Elle est un peu moins volatile que la potasse.

La soude sature très-bien les acides et forme des sels éminemment solubles.

État. La soude caustique n’existe pas dans la nature. On la rencontre à l’état de combinaison (carbonate, chlorure, iodure , sulfate , etc. ) dans les eaux de la mer et dans toutes les plantes marines dont les cendres fournissent la soude de varec ( Barillas , Kelp ). Les genres salsola , salicornia , fucus , sont les plus riches en soude. La soude se trouve dans le sel gemme, à l’état de chlorure de sodium, ce qui lui a fait donner, par les anciens, le nom à alcali minéral.

Préparation. On retire la soude, comme la potasse , du carbonate , en employant les mêmes procédés que pour la préparation de la potasse. ,

Procédé pour retirer la soude du chlorure de sodium. On traite le chlorure de sodium par de l’acide sulfurique. Il se dégage de l’acide chlorhydrique ( esprit de sel) qu’on recueille pour d’autres usages. Le sulfate de soude qu’on a pour résidu (caput mortuum) est ensuite calciné avec du charbon et de la chaux , jusqu’à consistance pâteuse. On obtient ainsi du sulfure de sodium ( sulfate de soude décomposé par le char- • bon) qui cède son soufre à la chaux. Le sodium, devenu libre, s’oxyde et se carbonate, de sorte que la soude, ainsi préparée, contient toujours un peu de carbonate. C’est là la soude artificielle du commerce.

Composition . La soude est composée de sodium et d’oxy-

KALIA CES. 297

gène. La quantité de sodium qui se combine avec 100 d’oxygène est = 290,92 (Ma.)

390,92 = 1 éq. de soude réelle = MTaO, auquel il

faut ajouter 1 éq. d’eau = 112,48

503,40 = NaO, HO.

L’équivalent de la soude est donc moins pesant que l’équiv. de potasse , et la capacité de saturation de sodium pour l’oxygène, est plus grande que celle du potassium, puisqu’une quantité moindre de sodium sature la même quantité d’oxygène que le potassium.

Caractères distinctifs de la soude et de la potasse.

Des fragments de potasse et de soude exposés à l’air (dans des capsules de porcelaine), absorbent l'humidité et Gnissent par couler ( déliquescence ); mais au contact prolongé de l’air, la potasse reste déliquescente ( carbonate de potasse déliquescent) , tandis que la soude prend l’aspect d’une farine blanche ; elle s'effleurit ( carbonate de soude efflorescent).

Usages. La soude a de nombreux usages. Elle sert dans la fabrication du verre , du savon , dans la préparation de la lessive , etc. La soude a aujourd'hui presque partout remplacé la potasse ; il n’y a que les cristaux dont la fabrication exige absolument l’emploi de la potasse.

Caractères des sels de soude.

Les sels de soude sont encore plus solubles que les sels de potasse. Les réactifs , qui précipitent la potasse et scs sels, ne précipitent point les sels de soude. Ainsi, le perchlorure de platine ne fait que colorer la liqueur. L’acide tartrique, le sulfate d’alumine, l’acide hydrofluo-silicique, etc., n'y produisent

KAUACÉS.

point ou à peine de trouble. Le seul réactif qui précipite les sels de soude, c’est l’acide périodique (acide heptaïodique ). Encore , le periodate de soude est-il soluble dans une grande quantité d'eau.

Caractères distinctifs. l°Les sels de soude colorent la flamme du chalumeauen jaune, tandis que lesselsde potasse la colorent en violet pâle.

2° Les formes cristallines qu'affectent les sels de soude sont différentes de celles des sels de potasse.

Ainsi , le sulfate de soude cristallise en prismes rhomboïdaux , tandis que le sulfate de potasse cristallise en pyramides à six faces (les prismes étant engagés).

L 'azotate de soude cristallise en petits prismes rhomboédriques , tandis que Y azotate de potasse cristallise en prismes hexaèdres .

Dans les analyses, la soude se dose comme la potasse. Pour séparer la potasse de la soude, le meilleur procédé consiste à transformer l’une et l’autre en chlorure. L’abaissement de température que produit chacun de ces chlorures pour son compte permet d’évaluer la quantité de chlorure de potassium , et partant celle de chlorure de sodium existant dans le mélange.

Chlorure de sodium.

Sy». Chlorhydrate de soude , sel marin , sel gemme , sel de cuisine, sel.

Propriétés physiques et chimiques. Le chlorure de sodium est de tous les sels le plus anciennement connu ; il porte le nom de.se/ par excellence. Il cristallise, comme le chlorure de potassium, en cubes, en parallélipipèdes rectangles ou en trémies. En Allemagne et en général dans le Nord, on le fait plus particulièrement cristalliser en trémies : ce sont de gros cristaux creux et à parois minces , donnant quelquefois le double du volume de la masse de sel réelle. Dissous dans l’eau il ne produit que très-peu de froid, tandis que le chlorure de potassium en produit beaucoup. On a tiré parti de la propriété qu’ont ces chlorures dissous dans l’eau , de

RALIACÉS.

produire un abaissement de température , chacun pour son propre compte , pour les séparer l un de l'autre dans les analyses (Gay-Lussac).

Le chlorure de sodium est déliquescent quand il est exposé à un air très-humide (86° de l’hygromètre de Saussure).

A ISO", 100 parties d’eau en dissolvent 36 parties; à 109°, 7 40,4.

Le chlorure de sodium retarde le point d'ébullition de l’eau. Mis sur les charbons ardents , il décrépite , ce qui tient à de l’eau mécaniquement interposée. Il y en a qui ne décrépite pas , c’est le sel gemme , qu’on trouve à une grande profondeur de la terre , ordinairement au dessous • des terrains secondaires, très-près des grands dépôts de houilles. Mis dans l'eau , non-seulement il ne décrépite pas , mais encore il produit une petite effervescence en dégageant de l’hydrogène (1). C’est de l’hydrogène libre, disséminé dans les interstices des molécules du sel. Le sel marin ordinaire fondu et cristallisé ne décrépite pas non plus , comme le sel gemme; d’un autre côté , le sel gemme dissous et cristallisé dans l’eau décrépite comme le sel ordinaire. Le sel gemme a donc, non pas une origine aqueuse , mais une origine ignée ; c’est une espèce de lave provenant peut-être de l’ignition de l’intérieur du globe. — Le chlorure de sodium demande pour se fondre une température plus élevée que le chlorure de potassium. Une fois fondu , il se volatilise longtemps avant son point d'ébullition. C'est pour cela qu’on s’en sert pour vernir la poterie de grès. Les vapeurs qui frappent le vase produisent, en se combinant avec une partie de silice, une espèce de vernis. Le chlorure de sodium , chauffé avec de lq silice , dans un à

(1) Le sel gemme (Kniestersals ) de Wicliczka donne, en décrépitant, un gaz composé d'iiydrogène i , t -

— d’oxyde de carbone 0,84 (H. Rose, Annal Je Poggendorf ,

— de gaz des marais 3,91. an. i83g; p. 353 ).

3oo

KALI ACES.

tube , ne produit rien ; si l’on y ajoute de l’eau , il y a formation de silicate de soude et dégagement d’acide chlorhydrique.

État. Le chlorure de sodium est abondamment répandu dans la nature. Il existe dans les eaux de la mer et dans l’intérieur de la terre. Dans ce dernier cas , il existe soit sous forme de masses compactes , anhydres , constituant le sel gemme , sel minéralisé ; soit sous forme liquide , dissous dans l’eau, constituant des sources ou fontaines salées (Salzsoolen). Il faut creuser quelquefois à une assez grande profondeur dans le sol pour trouver les fontaines salées , parce que l’eau salée , étant plus dense que l’eau ordinaire , doit être soumise à une pression plus grande pour être élevée au même niveau que l'eau douce. La température de ces fontaines est assez élevée et presque constante. Le sel gemme est de formation ignée. Les mines de sel gemme de la Pologne sont à plus de 300 métrés au-dessous de la surface du sol , et à 50 mètres audessous du niveau actuel des mers. Il y a en Afrique et en Amérique (Cordillières), de ces mines qui se trouvent presque à la surface du sol ; ce qui ne prouve rien contre l’opinion que le sel gemme est de formation ignée , puisque les roches granitiques , et autres de formation ignée , peuvent , suivant les terrains , se trouver également à la surface du sol.

Le sel marin , qu’on rencontre ainsi dans la nature , n’est presque jamais pur. Il renferme toujours d’autres sels ou substances étrangères.

Les eaux de la mer contiennent, dans 100 parties d’eau :

Chlorure de sodium — 2,50.

de magnésium — 0,35.

Sulfate de magnésie — 0,58.

Carbonate de chaux et

de magnésie — 0,02.

Sulfate de chaux — 0,01.

Des traces d’iodures et de bromures.