AP 4- O’^ 4- 3 HO

> 195,8 ou

Les chaleurs de formalion des oxydes de calcium et de strontium sont presque identiques ; il en est de même pour les oxydes de nickel, de cobalt et de fer, ainsi que pour les oxydes de plomb et de thallium.

La chaleur dégagée dans la formation des deux oxydes d’étain est proportionnelle à la quantité d’oxygène fixée. Il n’en est plus de même pour les autres métaux qui se combinent à l’oxygène en proportions multiples. Soit par exemple les divers oxydes de fer ; on a :

Fe combiné avec O dégage. -f- 34,5

La chaleur dégagée croît avec la quantité d’o.xygène fixée sur un poids donné de fer, mais l’accroissement n’est pas proportionnel au poids de l’oxygène, car

O = 8 gr. fixé sur le fer pour former le protoxyde (hydraté)

dégage. -h 34,5

0=8 gr. fixé sur le protoxyde pour former l’oxyde magnétique, dégage. -h 31,0

O = 8 gr. fixé sur l’oxyde magnétique pour former le

peroxyde (hydraté), dégage. -|- 17,8

On peut encore déduire de ces nombres la chaleur dégagée par l’union directe du fer avec 1 équivalent d’oxygène pour donner les divers oxydes. On trouve que :

O fixé par le fer en formant le protoxyde (hydraté) dégage. -j- 3 i,5

O fixé par le fer en formant l’oxyde magnétique dégage. + 33,(1

O fixé par le fer en formant le peroxde (hydraté) dégage. -|- 31,9

« La chaleur dégagée va donc en décroissant, pour une même dose d’oxygène fixée, lorsqu’on passe du protoxyde à l’oxyde magnétique, puis au peroxyde » (1). (Berthelet.)

Cette relation présente un caractère général. M. Berthelet a découvert, en effet, que, dans la plupart des composés formés en proportions multiples, la chaleur dégagée va en décroissant à mesure que l’un des éléments s’accumule (2).

Action de la chaleur. — Les oxydes des métaux classés par Thénard dans la dernière section, sont seuls réductibles par la chaleur. Les autres sont indécomposables ou, du moins, ne perdent qu’une portion de leur oxygène. Dans ce dernier cas, ils sont ramenés à l’état d’oxyde inférieur, et cet oxyde est le même que celui qui prend naissance quand on calcine le métal à l’air. Ainsi, le bioxyde de baryum, chauffé au rouge, se décompose en baryte et oxygène, le bioxyde de manganèse se transforme, dans les mêmes conditions, en oxyde salin Mn*0*. L’acide chromique donne du sesquioxyde de chrome, le sesquioxyde de nickel donne du protoxyde, et le minium revient à l’état de massicot dès qu’on le chauffe au-dessus de 500 degrés.

Enfin, certains oxydes peuvent subir, sous l’action de la chaleur, des transformations’isomériques à la suite desquelles on remarque des modifications plus ou moins profondes de leurs propriétés (voy. plus haut, p. 105).

La formation des oxydes étant exothermique, leur décomposition par la chaleur doit, par suite, donner lieu à des phénomènes de dissociation. ^

L’étude de la décomposition de l’oxyde de cuivre noir CuO a été reprise, à ce point de vue, par MM. Debray et Joannis.

Ces savants ont reconnu qu’il ne se forme pas d’oxyde intermédiaire, contrairement aux assertions de MM. Favré et Maumené. En réalité, la tension de dissociation est constante, pour une même température, tant que l’oxyde n’a pas perdu la moitié de son oxygène, en se transformant intégralement en oxydule Cu-0.

Ce dédoublement du proto.xyde est d’une grande netteté. Pendant le refroidissement, la réabsorption de l’oxygène est totale, si la chaleur a été insuffisante pour déterminer la fusion de l’oxyde.

Si, au contraire, on porte l’oxyde à une température suffisante pour le liquéfier, le dégagement de gaz s’arrête dès que sa tension a atteint une valeur déter-

(1) Ann. de chim. et de phys., 5' sér., t. XXIII, p. 12“2.

(2) Mécanique chimique, t. I, p. 346, 358, 363, etc., et Ann. de chim. et de phys., 5' série.

minée. Mais cette tension diminue rapidement si Ton enlève le gaz à mesure qu’il se forme ; phénomène qui rappelle celui de la dissolution d’un gaz dans un liquide. Quand on interrompt l’expérience avant la décomposition complète de CuO, et qu’on laisse refroidir l’appareil, la pression diminue progressivement jusqu’au moment de la solidification ; elle se relève alors brusquement, pour diminuer ensuite régulièrement. MM. Debray et Joannis expliquent cette anomalie en admettant que la tension de dissociation de l’oxyde CuO diminue, à mesure que la proportion d’oxydule s’accroît dans le mélange fondu, de même que la tension de vapeur d’un liquide volatil décroît quand on le mêle à un liquide plus fixe. La dissolution de CuO dans Cu^O fondu amoindrirait ainsi la tension de dissociation du premier de ces composés, bien qu’il ne puisse contracter de combinaison avec le second. Au moment de la solidification du mélange, l’oxyde noir reprendrait sa tension normale de dissociation ; de là l’augmentation brusque de pression.

Aclion de Vélectricité. — A la suite de la mémorable expérience de Davy sur la décomposition de la potasse par la pile, les chimistes ont cherché à généraliser cette méthode de décomposition. Tous les oxydes métalliques, soumis à l’action d’un courant électrique suffisamment énergique, sont réduits en oxygène et en métal ; il n’y a d’exception que pour l’alumine et les oxydes terreux.

Action de l’oxygène. — Les oxydes d’un degré d’oxydation inférieur à celui qui présente le maximum de stabilité, absorbent de l’oxygène quand on les calcine à Tair. Quelques variétés d’oxydes, préparés par réduction des sesquioxydes à basse température, sont pyrophoriques, les uns à froid, comme le proto.xyde de fer, les autres quand on les chauffe faiblement, comme le protoxyde de manganèse. Ainsi, le sesquioxyde de fer non pyrophorique, calciné à l’air, se transforme en oxyde magnétique. Le proto.xyde pyrophorique ifonne d’abord du sesquioxyde, qui, à 1500 degrés, se transforme en oxyde salin. Enfin, l’oxyde magnétique obtenu au-dessous de 500 degrés, donne successivement, par la calcination, du sesquioxyde de fer et de Toxyde magnétique stable aux plus hautes températures (Moissan).

Le protoxyde de cobalt obtenu par précipitation, donne par calcination, d’abord de l’oxyde salin, qui se transforme de nouveau en protoxyde sous l’action du chalumeau à gaz (Moissan).

Il arrive quelquefois que l’oxyde inférieur, bien que plus stable que le peroxyde correspondant, puisse se suroxyder à une température peu élevée ; Toxyde supérieur ainsi formé se détruit ensuite par l’action d’une chaleur plus intense. On peut citer comme exemples la baryte et le protoxyde de plomb qui se transforment respectivement en bioxyde de baryum et en minium quand on les chauffe légèrement à l’air; au rouge, ces composés sont ramenés à l’état de protoxydes.

Remarquons que l’oxydation du protoxyde de baryum correspond à un phénomène exothermique ; sa formation de BaO^ depuis la baryte et Toxygène dégage -j-6C“',05. La réaction inverse qui s’accomplit à une température plus haute, ab-

sorbe donc une quantité de chaleur équivalente; c’est une vézàtable dissociation, comparable à celle de l'eau et de l’acide carbonique.

Les oxydes hydratés sont capables de se suroxyder à froid en présence de l’air, tels les protoxydes de fer, de manganèse, d’étain. C’est encore là un phénomène exothermique, d’après les mesures de M. Thomsen (voy. p. 112).

Il en est de même quand les carbonates de protoxyde de fer et de protoxyde de manganèse, dissous dans l’eau à la faveur d’un excès d’acide carbonique, se suroxydent en perdant leur acide carbonique. C’est à une action de ce genre que MM. Boussingault et Dieulafait attribuent la formation naturelle du bioxyde de manganèse. M. Berthelet a montré que ces réactions sont d’accord avec les théories thermiques. L’union du protoxyde de manganèse avec l’acide carbonique dégage en effet 4-6'^“',8 et son union avec l’oxygène libre, pour former du bioxyde, dégage -|-10'^®','?• Ce déplacement de l’acide carbonique par l’oxygène correspond, par suite, à la différence entre ces deux valeurs, soit -(-3W‘,9. On trouve de même que la décomposition du carbonate de fer par l’oxygène dégage 4-'11 calories ou7 calories, suivant que la quantité d’oxygène fixée correspond à la formation du sesquioxyde ou de l’oxyde magnétique. Ce déplacement de l’acide carbonique par l’oxygène ne peut se produire avec le carbonate de baryte, parce que l’union de la base avec l’acide carbonique dégage-{-28 calories, tandis que la combinaison de l’oxygène à la base, avec formation de bioxyde, n’en dégage que -{-6,0. La décomposition du bioxyde de baryum par l’acide carbonique s’accomplit, au contraire, avec une grande facilité.

Action de l’hydrogène. — L’hydrogène réduit au rouge sombre tous les oxydes métalliques dont la formation dégage moins de 30 à 35 calories. De ce nombre sont les oxydes de plomb, de cuivre, de thallium. Les oxydes dont la chaleur de formation est à peu près égale à celle de l’eau, donnent lieu à des équilibres qui, d’après M. Berthelet, paraissent correspondre à un état de dissociation de ces oxydes. Les expériences de M. Moissan sur la réduction du sesquioxyde de fer s’accordent parfaitement avec cette manière de voir. Ce composé, chauffé à 350 degrés dans un courant d’hydrogène, donne de l’oxyde magnétique qui, à 500 degrés, se transforme avec dégagement de vapeur d’eau en protoxyde. Ce n’est que vers 600 à 700 degrés qu’on peut obtenir le fer métallique, et à la condition d’opérer dans un courant d’hydrogène rapide. Les chaleurs de formation des trois oxydes de fer (-{-34,5 ;-{-33,6; -{-31,9), à partir d’un même poids d’oxygène, étant fort voisines de celle de l’eau solide, il en résulte que l’hydrogène devra ramener successivement le sesquioxyde à l’état d’oxyde salin, puis de protoxyde dont la formation correspond au plus grand dégagement de chaleur. Mais pour rendre un compte exact de la réduction du protoxyde de fer, il faudrait connaître la chaleur de formation des oxydes anhydres, ainsi que les chaleurs spécifiques de ces oxydes et de la vapeur d’eau entre zéro et 600 degrés (1).

Sainte-Claire Deville, en chauffant de l’oxyde de fer magnétique, en présence

(1) Berthelot, Ann. de chim, et de phys., 5'sér., t. XXIIl, p. 122

d’hydrogène, dans un tube relié à un manomètre, a constaté l’absorption progressive du gaz et la formation correspondante de vapeur d’eau. 11 a obtenu les résultats suivants :

Température de l’oxyde de fer.

Température

Tension le l'hydrogène humide.

Tension de l’hydrogène

Oxyde

Oxygène

l’oxyde de fer.

degrés.

de^es.

gr.

19mg

Ainsi, l’absorption d’une

faible quantité d’hydrogène par une

grande quan-

tité d’oxyde de fer obéit aux mêmes lois qui président à la formation de l’hydrogène, quand on met une faible quantité d’eau en présence d’une grande quantité de fer.

L’action de l’hydrogène sur l’oxyde de zinc donne lieu à des phénomènes curieux qui ont été signalés par H. Deville. Si l’on chauffe peu à peu, à une température très élevée, de l’oxyde de zinc dans un courant lent d’hydrogène pur, l’oxyde de zinc se déplace et forme, dans les parties moins chauffées du tube, des cadmies artificielles en cristaux volumineux. Quand on opère, au contraire, dans un courant rapide, on obtient du zinc métallique. Dans le premier cas, la volatilisation de l’oxyde de zinc n’est qu’apparente ; l’eau d’abord formée se recombine au zinc métallique en vapeurs, pour donner naissance à de l’oxyde qui se dépose dans les parties plus froides de l’appareil. Quand le courant gazeux est très rapide, le refroidissement brusque du mélange de vapeurs empêche la réaction inverse de se produire, du moins d’une façon notable.

Ce phénomène rappelle l’action réciproque de l’oxyde de carbone et du sodium, qui ne peuvent coexister qu’au rouge-cerise, et donnent naissance à de la soude et à du charbon dès que la température tombe au rouge sombre. Dans ce cas encore, on évite cette recomposition par un refroidissement brusque des matières; H. Deville a constaté que le rendement en métal alcalin s’accroît notablement, si on remplace le charbon de bois par la houille dans le mélange qui sert à sa préparation; dans ces conditions, il se dégage une grande quantité de produits gazeux qui entraînent rapidement le métal en vapeur hors de la zone dangereuse.

Action du carbone. —■ Le carbone exerce sur les oxydes une action réductrice beaucoup plus marquée que l’hydrogène. Si l’oxyde est facile à réduire, il se forme de l’acide carbonique; c’est ce qui arrive pour l’oxyde de cuivre. Si, au contraire, la réduction exige qu’on calcine au rouge blanc le mélange d’oxyde et de charbon, il ne se dégage que de l’oxyde de carbone, par suite de l’action bien connue qu’exerce le charbon en excès, à haute température, sur l’acide carbonique d’abord formé.

La facilité avec laquelle le charbon réduit la plupart des oxydes, s’explique

par la grande quantité de chaleur dégagée dans la formation de l’oxyde de carbone. Les seuls oxydes qui résistent à son action tels que la magnésie, l’alumine et quelques oxydes terreux sont précisément ceux dont la chaleur de formation est la plus considérable. Arrêtons-nous un instant sur la question de la réduction de l’alumine par le charbon; on va voir pourquoi cette méthode est absolument impraticable.

Deux équivalents d’aluminium en se combinant avec trois équivalents d’o.xygène dégagent 195C“>,5. Pour que le carbone pût réduire cet oxyde, il faudrait que son union avec l’oxygène dégageât au moins une quantité de chaleur équivalente. Mais on sait que la chaleur de formation de l’acide carbonique C®0* n’esfque de 94^»',5, et celle de l’oxyde de carbone de 25^“’,8.

Des deux réactions possibles :

2AP03-f 3C= l.M J-SCO^ ou

AP03 -t- 3C = 2A1 -f SCO,

La première absorberait 250 calories et la seconde 156^“',8. Il faut donc renoncer à l’espoir de jamais préparer l’aluminium par réduction de l’oxyde à l’aide du charbon.

On peut objecter que la potasse et la soude, formées avec un dégagement de chaleur non moins considérable, sont réductibles à la température de nos foyers, et que la chaux, la baryte et la strontiane, se décomposent en présence du charbon, quand on les soumet à réchauffement intense du chalumeau à gaz hydrogène et oxygène. Mais on peut très bien admettre qu’à la température où s’opère la réduction, l’oxyde se volatilise et que sa vapeur est partiellement dissociée en oxygène et en métal.

Le carbone n’interviendrait que pour fixer l’oxygène mis en liberté, et permettre la dissociation d’une nouvelle partie de l’oxyde ; ce phénomène serait ainsi assimilable à la décomposition apparente de la vapeur d’eau, à la chaleur blanche, en présence de certains métaux qui, en réalité, ne font que retenir l’oxygène provenant de la dissociation. Il y a plus : les travaux récents de M. Beketoff tendent à prouver que, dans le cas du sodium, la réduction est exothermique et qu’il est inutile d’invoquer le travail préliminaire de la dissociation. Le chimiste russe a trouvé que la chaleur de formation de l'oxyde NaO est égale à 50“',13. Cet oxyde anhydre est décomposable directement par l’oxyde de carbone, conformément à l’équation :

2NaO-l- CO NaCO»-1-Na.

Cette réaction est exothermique ; elle dégage 2 cMj 1 grâce à la chaleur dégagée par l’imion de C0-|-0, à laquelle il faut ajouter la chaleur de combinaison de l’acide carbonique formé avec l’oxyde de sodium qui, d’après l’auteur, n’est pas moindre de 37 cMj64.

Action du chlore, du brome et de l’iode. — Le chlore gazeux décompose la

PROI'llIÉTÉS GÉNÉRALES DES MÉTAUX ET UES SELS. 119

plupart des ox'vdes à une température suffisamment élevée. Le brome exerce une action analogue. L’iode se comporte d’une façon spéciale. Dans tous les cas les phénomènes sont conformes aux prévisions thermiques, ainsi qu’on peut s’en assurer en consultant le tableau suivant dressé par M. Berthelet, où se trouvent placées en regardles quantités de chaleur dégagées par un même métal, quand il se combine à l’oxygène, au chlore, au hrome ou à l’iode (1).

0 = 8 Cl =35.5 Br = 80 1 = 127

Potassium. K < 69,8 105,Ü 100,4 85,4

Sodium. .Oia 50,1 97,3 90,7 74,2

Calcium. Ca 66,0 85,1 75,8 59,3

Strontium. Sr 65,7 92,3 84,0 voisin de 68,0

Magnésium. Mg voisin de 74,9 75,5 voisin de 70,0 voisin de 54,0

Manganèse. Mn voisin de 47,4 56,0 voisin de 50,0 voisin de 34,0

Fer (protosels). Fe voisin de 34,5 41,0 voisin de 35,0 voisin de 19,0

Zinc. Zn 43,2 48,6 43,1 30,0

Cadmium. Cd voisin de 33,2 46,6 42,1 27,4

Plomb. Pb 25,6 42,6 38,5 26,6

Cuivre (prolosels). CuV 21,0 33,1 30,0 21,9

Mercure (persels). Hg 15,5 31,4 30,4 22,4

Argent. Ag 3,5 29,2 27,7 19,7

Aluminium. 2/3 Al 65,3 53,6 .4-4,2 28,8

On reconnaît immédiatement que l’alumine doit résister à l’action des éléments halogènes. L’oxygène et le brome, dégageant à peu près la même chaleur dans leur union avec le zinc, doivent se faire équilibre vis-à-vis de ce métal.

L’iode, conformément aux observations de Gay-Lussac, déplace complètement, au rouge obscur, l’oxygène de ses combinaisons anhydres avec le potassium et le sodium. Ce fait s’accorde avec les valeurs thermiques consignées dans le tableau. Toutefois, vers 400 ou 500 degrés, on observe la réaction inverse ; à cette température, l’iodure de potassium sec absorbe l’oxygène, en formant un iodate basique et un iodure ioduré. Mais, d’après M. Berthelet, ce phénomène est dû à l’énergie complémentaire dégagée dans la transformation de l’iodure en iodate, réaction qui dégage -f-44C“>,l.

Pour le cuivre et le plomb, le signe thermique du phénomène reste indécis. C’est à cette cause qu’il faut attribuer les phénomènes d’équilibre et de dissociation constatés pour ces métaux. Ainsi, d’après Gay-Lussac, les oxydes de plomb et de bismuth sont décomposés par l’iode avec dégagement d’hydrogène, tandis que lesiodurescorrespondants, chauffés aune température élevée dans un courant d’oxygène, dégagent de petites quantités d’iode.

La chaleur de formation des iodures d’argent et de mercure dépassant celle des oxydes correspondants d’une quantité notable, il en résulte que l'oxygène est facilement déplacé de ces oxydes par l’action de l’iode.

Actio?i du chlore humide. — Le chlore en agissant en présence de l’eau sur

(11 Mécanique chimique, l. II, p. 480.

certains hydrates, tels que les protoxydes de fer et de manganèse, les fait passer à l’état de suroxydes. Dans cette réaction, le chlore décompose l’eau, en donnant de l’acide chlorhydrique et de l’oxygène qui se porte sur le protoxyde; de son côté, l’acide chlorhydrique formé dissout une partie du sesquioxyde, de sorte qu’en définitive on a un mélange d’oxyde et de chlorure au maximum.

L’action du chlore sur les lessives alcalines est bien connue. Quand la dissolution de la base est étendue, il se forme un hypochlorite et un chlorure :

2K0 + 2CI=KC102 -f KCI.

Quand on chauffe la dissolution ou qu’elle est assez concentrée pour s’échauffer d’elle-mème pendant le passage du courant gazeux, on obtient un chlorure et un chlorate :

eivO-|-6CI=:KC105 + 5KG1.

L’oxyde de mercure en suspension dans l’eau, oxyde le chlore en se transformant en oxychlorure et en donnant de l’acide hypochloreux dissous.

C’est par un procédé analogue qu’on prépare certains peroxydes, tels que les sesquioxydes de nickel et de cobalt et l’acide bismuthique, à l’aide des hydrates d’oxydes inférieurs maintenus en suspension dans une lessive alcaline.

Action du soufre. — Tous les oxydes métalliques, à l’exception de l’oxyde de chrome, de l’alumine et des oxydes terreux, sont décomposés par le soufre.

Le produit de la réaction est un mélange de sulfate et de sulfure, toutes les fois que le sulfate est indécomposable par la chaleur. C’est ce qui a lieu pour les métaux alcalins et alcalino-terreux. La réaction peut, dans ce cas, se représenter par l’équation :

4 BaO -}- 4S d BaS -|- BaSO^.

Quand le sulfate est décomposable aune température élevée, comme c’est le cas pour la plupart des métaux communs (cuivre, mercure, etc.), il se forme de Tacide sulfureux et un sulfure :

2Hg0 + 3S = S02 + 2CuS.

Le plomb fait exception à cette règle, par suite de la grande stabilité de son sulfate. Les produits auxquels peut donner naissance l’oxyde de plomb chauffé avec du soufre, varient suivant les proportions du mélange. Si l’oxyde de plomb est en grand excès, on obtiendra du sulfate de plomb et du plomb métallique :

S + 4PbO = Pb0S03 + 3Pb.

En mélangeant deux équivalents d’oxyde de plomb avec un équivalent de

soufre, il y a dégagement d’acide sulfureux et réduction de l’oxyde de plomb à l’état métallique :

2 PbO + S = 2 Pb + SO^

En aucun cas, il ne se formera de sulfure de plomb. La production de ce dernier serait en elîet corrélative de la formation du sulfate de plomb, qui réagirait aussitôt sur le sulfure pour donner du plomb métallique et de l’acide sulfureux :

PbS + PbSO* =: 2Pb+ SOL

D’ailleurs, le sulfure ne peut coexister en présence de l’oxyde. Un tel mélange, soumis à la calcination, donne lieu à une double décomposition, avec dégagement d’acide sulfureux et mise en liberté de plomb métallique :

PbS-f 2PbO = 3Pb-l-SOL

C’est sur l’ensemble de ces réactions qu’est fondée la métallurgie du plomb.

Quand on chauffe un oxyde hydraté de la première section avec du soufre, en présence de l’eau, il se forme un mélange d’un polysulfure et d’un hyposulfite ;

3KO-t- 6S = 2KS^-f KSm

D’après M. Berthelet, l’hydrogène sulfuré agit sur les oxydes capables de former des sulfhydrates de sulfures, en donnant lieu au déplacement de vapeur d’eau. En présence d’un excès d’hydrogène sulfuré, les oxydes alcalins et alcalino-terreux sont intégralement transformés en sulfhydrates de sulfures.

Dans l’équation qui exprime cette réaction :

NaO.HO + NaS,HS -f

le second membre correspond à 117C“>a ndis que le premier membre n’en représente que "109,5. Le déplacement de l’eau par l’acide sulfhydrique est donc conforme aux prévisions thermiques.

Les oxydes des métaux qui ne sont pas susceptibles de former des sulfhydrates, se transforment en sulfures sous Faction de l’acide sulfhydrique, ainsi qu’on peut le vérifier pour les oxydes de plomb, de zinc, de cuivre, etc.

On a, en effet, dans le cas du zinc :

Zn -U S = ZnS dégage -J- 21,5

\l-\-0:^mgaz . +29,5

On voit donc que c’est le premier système qui doit se former, puisque 51,0 >46,7.

Zn + O = ZnO dégage + 43,1

U + S = HS ÿuz . + 3,6

•l"2îi ENCYCLOPÉDIE CHIMIQUE.

Action du phosphore. — Le phosphore réagit sur les oxydes à la façon du soufre, en donnant un phosphure et un phosphate.

Ainsi, la chaux chauffée au rouge en présence de la vapeur de phosphore, s’y combine avec une vive incandescence en donnant un mélange de phosphure de calcium et de phosphate de chaux. Quand l’oxyde se décompose par la chaleur, comme l’oxyde de mercure ou l’oxyde d’argent, il se forme un phosphure métallique et de l’acide phosphorique libre.

En présence de l’eau, la réaction est plus complexe. Si l’oxyde appartient à la première section (potasse, chaux, baryte), il se forme un hypophosphite dissous en même temps qu’il se dégage de l’hydrogène phosphoré spontanément inflammable :

3 BalIO^ 4- 4 P -f 6H0 = PH3 + 3 PlPBaOL

Le phosphore, abandonné pendant longtemps avec de l’oxyde de cuivre dans un tube rempli d’eau, se recouvre d’une gaine de cuivre métallique. Dans ce cas, il exerce sur l’oxyde une action réductrice.

Il est sans action sur l’alumine et les oxydes du même groupe.

Action des métaux. — Les oxydes métalliques sont généi’alement réduits par les métaux des groupes inférieurs. Le potassium et le sodium réduisent, par suite, la plupart des oxydes, à l’exception de l’alumine et de certains o.xydes terreux; le fer et le zinc réduisent les oxydes de cuivre et de plomb.

Dans ce cas encore, ces déplacements sont réglés par le signe thermique de la réaction.

« Un métal en déplace un autre dans sa combinaison avec un troisième élément toutes les fois qu’il dégage plus de chaleur en s’unissant avec le même élément » (Berthelot).

Le fer déplace le plomb de sa combinaison avec l’oxygène, parce qu’il dégage -|-34C'>,5 en s’unissant avec un équivalent d’oxygène, tandis que la combinaison correspondante du plomb ne dégage que -|- 25C“',5.

Nous avons signalé plus haut un cas remarquable d’interversion des affinités chimiques. Le sodiurn amalgamé déplace le potassium de la potasse dissoute pour donner l’amalgame cristallisé IIg“K. Mais on avu comment ce déplacement s’explique par la perte d’énergie plus grande que subit le potassium dans la formation de son.amalgame. L’écart est de 12C!“',G, tandis que la chaleur d’oxydation du potassium ne dépasse celle du sodium que d’environ