HYDRATES
On connaît plusieurs hydrates de sesquioxyde de fer sans compter les modifications allotropiques dont nous parlerons un peu plus loin. Ces hydrates renferment de l’eau d’imbibition, et il est assez difficile de définir leur formule exacte.
L’examen deg divers liydrates que l’on rencontre dans la nature à, l’état compact et sec sert de points de repère qui peuvent guider dans cette étude. On a trouvé dans le duché de Nassau, dans la Saxe, dans le^Maryland, un hydrate ayant pour composition Fe^O^HO (Gôthite). L’hydrate s.Fe^O^HO (Limonite) a été trouvé presque pur en différents endroits (Vudessos, Kamensk, Horhausen). A Raschau on a trouvé un hydrate ayant pour composition Fe^O^,‘>.HO ; il est fibreux, sa densité est .3,,'54. C’est ce composé que l’on obtient en précipitant du perchlorure de fer par l’ammoniaque et en séchant le précipité à loo degrés. D’après Berthier, si on sèche le même précipité au soleil, on obtient l’hydrate Fe^O^.IHO. On a aussi désigné sous le nom de turgite un oxyde moins hydraté ayant pour composition aFe^O^HO.
On peut préparer un hydrate d’oxyde de fer en exposant à l’air du fer et de l’eau ; on peut aussi remplacer le fer par l’hydrate de protoxyde de fer. La meilleure méthode consiste à précipiter par un alcali un sel de peroxyde de fer, mais on ne peut pas, d’après Berzelius, le débarrasser ainsi entièrement de l’alcali employé.
Les hydrates d’oxyde ferrique ne s’obtiennent que difficilement avec une composition constante.
L’hydrate Fe^O^HO se prépare d’après Mink (i) en précipitant une solution bouillante de sulfate ferreux (4 équivalents) par une solution de carbonate de soude (4 équivalents) et d’hypochlorite de potasse (i équivalent). A l’ébullition, l’oxydation est immédiate tandis qu’elle nécessite quelques heures à une température plus basse. Dans ce cas, d’ailleurs, le précipité a pour formule Fe^0“,aHÜ, tandis que lorsqu’on l’obtient à 100 degrés, il ne renferme que i équivalent d’eau. Ces hydrates ont le môme aspect; mais lorsqu’on les calcine ils donnent des oxydes anhydres différents, d’autant moins colorés qu’ils ont,été formés à une température plus basse.
On obtient un composé ayant pour formule aFe*0^5H0 en ajoutant dusulfato ferrique basique à de la potasse fondue.
Ces divers hydrates perdent une partie de leur eau entre 80 et 100 degrés, en donnant probablement Fe^O^HO; le dernier équivalent s’en va même en présence de l’eau si on le chauffe en tubes scellés, entre 160 et aoo degrés [Senarmont].
D’après Tommasi [Deutsch. Chem. Gesellsch, 1879,199.9 et a336] les divers hydrates perdent leur eau plus ou moins facilement selon leur préparation. Ceux qui proviennent de la précipitation d’un sel ferrique par un alcali sont bruns ; ils perdent leur eau plus facilement en donnant un oxyde anhydre brun, aisément soluble dans les acides; sa densité est .5,ii. Ceux qui proviennent de l’oxydation du protoxyde de fer ou des hydrates ou du carbonate ferreux sont d’une couleur moins foncée, leur nuance est jaune. Ils perdent leur eau plus difficilement et donnent un -oxyde anhydre jaune difficilement soluble dans les acides. (Cela tient peut-être tout simplement à ce que la déshydratation étant plus difficile, la température a été plus haute ce qui rend, comme on le sait, l’oxyde ferrique moins soluble dans les acides.) La densité de ces oxydes jaunes est de 3,95.
Lorsqu’on chauffe doucement un des hydrates ainsi obtenus de façon à faire partir toute l’eau, et si on chauffe ensuite plus fortement, la masse devient incandescente sans changement de poids ; c’est une modification allotropique que le ses-
