SOS,8 HO
id.
SOs,10HO...
id.
On voit que les gaz dégagés varient avec les conditions de l’attaque. Cette circonstance a été étudiée d’une manière plus précise par M. Pattison-Muir et G. Robbs {Chem. News., XLV, 69).
D’après ces chimistes, l’acide très concentré contenant pour SO‘H, de 2/7 à 4/7 HO, ne commence à se détruire au contact du zinc que vers 200 degrés: il ne se dégage pas du tout d’hydrogène, mais de l’acide sulfureu.v. Il se dépose en même temps du soufre, en quantité qui croît à mesure qu’on diminue la concentration de l’acide.
S0‘1I+6/7 110, vers 200 degrés, ne donne pas d acide sulfureux, mais de l’hydrogène sulfuré et beaucoup de soufre.
Les acides :
SO‘H + HO SO*H -f 2HO SO^H -i- 8 HO
attaquent le zinc à froid, en donnant de l’acide sulfhydrique; l’action s’accélère par l’élévation de température, mais avec le premier de ces acides il se produit alors un léger dépôt de soufre.
Aux dilutions supérieures, le gaz dégagé à froid est seulement de l’hydrogène ; à chaud, il est mélangé d’un peu d’acide sulfhydrique.
C. Pression. — L’action des acides sur le zinc n’est pas limitée par la pression, cette limitation ne peut avoir lieu, la réaction étant exothermique. Son seul effet est de retarder beaucoup la vitesse d’attaque, les bulles gazeuses demeurant plus longtemps adhérentes sur le métal. D’après Cailletet (Comptes rendus, LXVIIl, 395), la vitesse de dissolution du zinc dans un acide étendu étant représentée par 10 sous la pression normale de 1 atmosphère, n’est plus que de 4,7 sous 60 atmosphères, de 0,1 sous 120 atmosphères.
M. Berthelet a observé également co retard, mais il a constaté que la réaction se poursuivait sans cesse, quelle que fût la pression atteinte. Du zinc étant enfermé avec un acide étendu dans un tube scellé, celui-ci est infailliblement brisé après un temps plus ou moins long, bien que la pression ait atteint 180 atmosphères. (Ann. de chim. et de phys. [4], XVIII). Quincke est arrivé à des résultats semblables; l’attaque a été seulement ralentie, mais s’est poursuivie constamment, la pression développée ayant atteint au bout de cinq mois 50 atmosphères, au bout de dix-sept ans jusqu’à 126 atmosphères.
D. Liquides mélangés. — La présence dans l’acide sulfurique étendu, de solutions salines, modifie sensiblement l’action du zinc sur l’acide. D’après F. Sehm (Gazzelta chimica, 1881, 253), le sulfate de magnésie accélère la réaction ; les sulfates d’alumine ou de potasse produisent au contraire un ralentissement notable. L’explication de ces faits me paraît devoir être rapportée à la solubilité plus ou moins grande du sulfate de zinc dans les diverses solutions salines.
Action de l’acide sulfureux dissous. — Le zinc se dissout sans dégagement de gaz dans la solution aqueuse d’acide sulfureux, en donnant du sulfite de zinc et de l’acide hydrosulfureux très instable (Schützenberger, Ann. de chimie et de phys. [4], XX, 351).
ZINC
D’après Geitner, si l’on chauffe à 200 degrés en tube scellé du zinc avec une solution d’acide sulfureux, il y a dépôt de soufre et formation de sulfure et de sulfate de zinc.
Action de Vacide azotique. — L’acide azotique concentré agit très vivement sur le zinc ; il se produit du bioxyde et du protoxyde d’azote, la composition du gaz dégagé variant avec la concentration de l’acide. Si ce dernier est très étendu, le métal se dissout sans aucun dégagement de gaz: il se produit du nitrate de zinc et du nitrate d’ammoniaque.
Action des alcalis. — Le zinc se dissout dans les solutions alcalines; il se dégage de l’hydrogène et la liqueur contient une combinaison soluble d’oxyde de zinc et d’alcali :
Zn + KO,HO = ZnO,KO + H.
La réaction est plus lente qu’avec les acides ; mais elle est de la même façon rendue beaucoup plus active, si le zinc est au contact de métaux moins atta- <iuables dans ces conditions, par exemple du fer, du platine, du cuivre.
En présence de l’acide carbonique de l’air, il se forme dans ces conditions du carbonate de zinc insoluble. D’après Vogel, du zinc exposé à l’air sous de l’eau contenant 1/300 de potasse caustique, se couvre de feuillets blancs de carbonates, mais la liqueur ne contient pas du tout de zinc.
Aclio7i des solutions salines. — L’action du zinc sur les solutions salines est déterminée principalement par sa grande oxydabilité ; elle se ramène à trois modes principaux :
1° Le métal est précipité, le zinc se substituant à lui dans le sel : le type nous est offert par le sulfate de cuivre;
2“ Le zinc s’oxyde en ramenant le sel à un minimum d’oxydation, par exemple pour le chlorure ferrique ;
3° Le zinc agit seulement sur l’eau du dissolvant, qu’il décompose avec dégagement d’hydrogène, l’action continuant parce que l’oxyde formé se dissout dans la liqueur.
1° Précipitation du métal. — Le zinc précipite un grand nombre de métaux de leurs solutions salines. C’est ce qui arrive avec tous les métaux qui suivent :
Arsenic.
.Antimoine.
Bismuth.
Tellure.
Argent.
Or.
Platine.
Palladium.
Rhodium.
Iridium.
Cadmium.
Indium.
Étain.
Plomb.
Fer.
Cobalt.
èückel.
Cuivre.
Mercure.
Osmium.
Ce fait n’est pas absolu, et parfois on observe une marche inverse du phénomène. D’après Bôttger, une lame de cuivre plongée dans une dissolution de zinc clans le chlorhydrate d’ammoniaque en présence d’un excès de zinc, se recouvre aussitôt d’une pellicule grisâtre de zinc métallique réduit; le cuivre se dissout dans la liqueur qui bleuit.
4° Réduction du sel. — Le zinc agit comme réducteur sur les sels métalliques au maximum d’oxydation. Les sels ferriques sont ramenés à l’état de sels ferreux, les sels stanniques à l’état de sels stanneux. Il réduit les acides chromique, permanganique, molybdique, tungstique.
La poudre de zinc agit de la sorte avec une activité très grande, et son usage a été recommandé dans l’analyse chimique pour ramener le fer au minimum d’oxydation dans les solutions (T. M. Brown, Iran, 1878, p. 361).
Le zinc agit sur les azotates pour les ramener d’abord à l’état d’azotites, puis à l’état d’ammoniaque.
S" Action du dissolvant. — Ainsi qu’on l’a vu précédemment, le zinc décompose l’eau pure dès la température ordinaire ; mais cette action est aussitôt limitée par la formation d’une gaine protectrice d’oxyde qui protège le métal. Il n’en est plus de même en présence de beaucoup de solutions salines: l’oxyde formé se dissout au fur et à mesure, en donnant des sels doubles solubles, et l’attaque se poursuit indéfiniment, si on renouvelle la solution au contact.
Les sels alcalins qui forment tous avec le zinc des sels doubles, dissolvent ainsi le métal en dégageant de l’hydrogène.
Par exemple le chlorure de sodium attaque lentement le zinc, en donnant de l’hydrogène; il se forme du chlorure double de sodium et de zinc, en même temps que de l’oxyde de zinc insoluble (Siersch, Wien Akad. Berichte, L\' 12], 97).
L’eau de mer attaque le zinc beaucoup mieux que l’eau pure. D’après Calvert et Johnson {Chemical News, XI, 171), 1 mètre carré de zinc maintenu pendant un mois au contact de 100 litres d’eau de mer, a perdu 53'-, 86. I mètrecarré de fer galvanisé a dans es mêmes conditions perdu seulement
Le laiton, qui est un alliage de cuivre et de zinc, se trouve également attaqué : la perle de poids qui est à peu près trois fois plus petite qu’avec le zinc pur, porte presque exclusivement sur le zinc de l’alliage. Dans la mer, l’attaque est plus rapide à cause de l’action mécaniijue que l’agitation des eaux exerce sur la surface.
Le chlorure de potassium, le sulfate de potasse se comportent de la même manière, et corrodent le zinc assez vite.
Les azotates alcalins, le phosphate de soude, les carbonates alcalins, le sulfate de magnésie agissent beaucoup plus lentement (A. J. G. Snyders, Deutsche Chem. Gesell., XI, 936).
Les sels ammoniacaux dissolvent assez bien le zinc même à froid, plus rapidement à chaud, avec production de sels ammoniacaux solubles. Par exemple, le chlorhydrate d’ammoniaque donne de l’oxygène et un chlorure ammoniacal ZnCl,AzH® (Lorin, Comptes rendus, LX, 745).
ZINC
La réaction peut être dans certains cas déterminée par la production de sels basiques.
D’après Lœve, une solution d’alun est attaquée par le zinc avec départ d’hydrogène et formation de sulfate basique d’alumine et de sulfate douole de potasse et de zinc.
Un effet semblable accompagne le plus souvent la précipitation du cuivre par le zinc : d’après Lothar-Meyer, il y a quelquefois dégagement d’hydrogène et production d’un sulfate de zinc basique.
Action des oxydes. — Le zinc qui dégage 43 calories en se combinant avec î’oxygène, réduit un très grand nombre d’oxydes formés avec moins de chaleur.
Au rouge, l’acide carbonique est réduit et ramené à l’état d’oxyde de carbone.
L’acide arsénieux chauffé avec du zinc, lui cède son oxygène, et l’arsenic mis en liberté donne un arséniure avec le reste du métal (Bergmann): la réaction est très vive et même explosive, si l’on chauffe ensemble 2 parties de tournure de zinc et 1 partie d’acide arsénieux (Gehlen).
Il en est de même de l’acide arsénique.
Le zinc se comporterait de la même manière avec la plupart des oxydes métalliques proprement dits, le métal mis en liberté donnant un alliage avec le zinc excédant.
Action des sulfures. — Le zinc enlève le soufre à un grand nombre de sulfures.
L’acide sulfhydrique attaque le zinc même à la température ordinaire, mais l’action s’arrête à cause de l’imperméabilité du sulfure produit.
Avec les vapeurs de sulfure de carbone, la sulfuration du zinc est très vive, si l’on se sert de la poudre de zinc. D’après Schwarz (Deutsche Chem. Gesell., XV, 2505), la masse devient incandescente, en donnant du sulfure de zinc et du charbon.
Un mélange de vapeurs de sulfure de carbone et d’acide sulfhydrique agit de même, en dégageant de l’hydrogène et du méthane.
Un mélange de vapeurs de sulfure de carbone et de gaz ammoniac donne du sulfure de zinc, de l’hydrogène, en même temps que du cyanhydrate d’ammoniaque.
Le zinc chauffé avec du cinabre, se sulfure avec explosion : le mercure est entièrement volatilisé. Des copeaux de zinc mêlés avec du polysulfure de potassium, et chauffés, se sulfurent également avec une explosion très vive (Berzelius).
Action des chlorures, bromures, iodures, fluorures. — Le zinc réduit un grand nombre de chlorures, bromures, iodures, fluorures, surtout à température élevée.
Le chlorure mercurique est réduit avec facilité; on prépare facilement le chlorure de zinc par la distillation d’un mélange de 2 parties de sublimé corrosif et de 1 partie de limaille de zinc.
Le chlorure de silicium est réduit par la vapeur de zinc au rouge vif (BeketolT, Aiin. der Chemie und Pharm., CX, 374).
Il en est de même du chlorure double de zirconium et de sodium (L. Troost, Comptes rendus, LXI, 109).
Le chlorure double de sodium et d’aluminium est également réduit par le zinc au rouge : cette propriété permettrait de substituer le zinc au sodium dans la préparation industrielle de l’aluminium; maison obtiendrait ainsi un alliage des deux métaux (Basset, Génie industriel. [d’Armengaud], 1804; Dullo, Bull, de la Soc. chim. [2], V, 472).
