La

chaux éteinte est un hydrate sec, dans lequel 1 eau paraît entrer en une proportion atomique

694. La chaux délayée avec une quantité d’eau con\ enable prend le nom de lait de chaux ^ dont il est souvent parlé dans les ouvrages médicaux et pharmaceutiques.

695. La chaux n’est pas très soluble dans l’eau ; ce fluide à ih'^ n’en prend que 1,702 de son poids: on doit à Dalton un fait curieux, c’est que la chaux

est plus soluble dans 1 eau froide que dans l’eau chaude.

6g6. La dissolution aqueuse de chaux, ou l’eau de chaux, comme on l’appelle communément, a une saveur âcre,styptique, et présente les caractères d’un

fut brûle , parce qu’on jeta par hasard de l’eau sur cette dernière. Un accident semblable a eu lieu dernièrement à Edmonton par un écoulement d’eaux qui se précipitèrent dans des

ateliers de maçonnerie qui prirent feu , et furent totalement consumés.

alcali. Exposée à l’atmosphère, la chaux attire Facide carbonique , et forme un carbonate insoluble qui se précipite.

6gy. Sir H. Davy obtint le barium et le strontium en distillant des amalgames formés avec les terres pures , comme nous l’avons dit dans Fhistoire du calcium. Le magnésium, qui est la base de la magnésie, est très peu connu; dans les essais qui ont été faits pour distiller ses amalgames, le métal paraissait agir sur le verre, avant meme que tout le mercure fut distillé. On n’a pas encore pu obtenir dans un état isolé les autres métaux de cette classe , mais l’expérience indirecte , ainsi que l’analogie , nous autorisent à conclure qu’ils existent comme bases des différentes terres dont ils ont tiré leurs noms.

Métaux de la troisième classe.

6q8. Ces métaux, dont l’arsenic et l’antimoine présentent seuls quelque intérêt à l’étudiant en médecine , diffèrent de tous les autres par la propriété qu’ils ont de s’acidifier par un certain degré d’oxidation. Cependant , avec d’autres proportions d’oxigène , quelques uns d’entre eux prennent les caractères ordinaires des oxides. On a un exemple remarquable de ceci dans l’histoire de l’antimoine qui forme avec l’oxigène deux ordres de composés très distincts. Dans le premier cas, ils jouent le rôle d’une base acidifiable, comme dans le tartre émétique; dans le second , ils jouent celui d’un acide , neutra-

lisent les oxides, les autres bases, et donnent naissance aux sels connus sous le nom di antimonites et à'antimoniates.

jirsenic.

^99* se trouve rarement à l’état métal¬

lique (i); mais il est facile de l’extraire de ses combinaisons natives. Si on mêle de l’arsenic blanc du commerce avec un flux noir, et qu’on mette le tout dans un creuset sur lequel on en lute un autre avec un mélange d’argile et de sable, et qu’on porte le vase inférieur à une chaleur rouge, on trouve le supérieur tapissé d’un métal brillant, semblable à l’acier poli : c’est de l’arsenic métallique. Cependant, pour avoir une preuve de sa décomposition, il n’est pas nécessaire d’opérer sur une si grande quantité de ce corps. En renfermant dans un tube de verre une très petite portion de cette substance a\ec un flux noir, et en chauffant le mélange à une lampe à esprit de vin , on obtient assez de métal pour en faire l’analyse.

y 00. L’arsenic métallique est très cassant, très fusible, et se volatilise à 180®. Sa pesanteur spécifique est de 8,3 1 . Distille en vases clos, il n’éprouve aucune altération , mais projeté sur un fer rouge , il brûle avec une flamme bleue , une fumée blanche et dégage en meme temps l’odeur de l’ail, qui, il faut bien se le rappeler, n’appartient qu’au métal.

(^i) 1( se rencontre quelquefois dans les veines des roches primitives , parmi les minerais d’argent , de cobalt et de cuivre.

^04 TKAITÉ DE PHYSIQUE

yOl- L’arsenic s’unit à l’oxigène en deux pro» portions définies , et produit deux composés distincts qui possèdent l’un et l’autre des propriétés acides. En effet , en les exposant à Fair , on obtient une grosse poudre noirâtre , que Berzélius est porté à regarder comme un sous-oxide; mais qui n’est évidemment qu’un mélange d’arsenic métallique et d’arsenic blanc.

L’acide arsénieux ou l’arsenic blanc (i) du commerce, qu’on appelle quelquefois oxidehlanCy est le premier produit de l’oxidation du métal ; il est facile de se le procurer par la combustion. Il se présente en fragmens sqmi-vitreux, brillans; sa fracture estconcoïde, sa saveur âcre, corrosive, et laisse une impression de douceur; sa pesanteur spécifique est de 3,7. Il se volatilise à la température de 195° ; à une forte chaleur il se vitrifie, devient transparent et cristallise en octaèdre. Sa vapeur est tout-à-fait inodore, quoiqu’elle paraisse souvent dégager l’odeur de l’ail , à cause de la facilité avec laquelle elle se métallisé. (Voyez Arsenicum album dans la sixième édition de la Pharmacologie, ) Il est soluble dans l’eau ,

(i) Il vient principalement des fabriques de cobalt de Saxe. Les minerais de ce métal contiennent beaucoup d’arsenic, qu’on sublime par une longue torréfaction. Ses vapeurs se recueillent et se condensent en poudre grisâtre ou noirâtre qu’on raffine par une seconde sublimation dans des vases clos , avec un peu de potasse pour retenir les impuretés ; comme la chaleur est très forte, elle fond les fleurs sublimées, en masses cristallines , telles qu’on les trouve dans le commerce.

dont il exige 4oo parties à i5% et seulement i3 à 100°. Cependant Klaproth a démontré que, si on fait bouillir loo parties d’eau sur de l’acide arsé~ nieux, et qu’on les laisse refroidir, elles en retiennent trois grains en dissolution, et déposent l’excès sous forme de cristaux tétraèdres. Il est aussi soluble dans soixante-dix ou quatre-vingts fois son poids d’alcool, ainsi que dans les huiles. Il jouit des principales propriétés des acides ; il rougit les couleurs bleues végétales, et se combine jusqu’à saturation avec les alcalis purs , en donnant naissance à une classe de sels , appelés arsénites.

yoS.L’ acide arsénieux paraît être constitué d’un atome d’arsenic et de deux atomes d’oxigène. On a adopté 38 pour le nombre qui représente le métal, celui qui représente l’acide arsénieux sera- conséquemment = 38 -+■ 8 + 8 = 54.

y O 4- Acide arsenic. On l’obtient en distillant un mélange de quatre parties d’acide muriatique, de vingt-quatre d’acide nitrique et de huit d’acide arsénieux; on porte graduellement la cornue à une chaleur rouge. On peut aussi l’obtenir par une distillation répétée à l’aide de l’acide nitrique seul. Cet acide a une saveur métallique et aigre ; il rougit les couleurs bleues végétales , attire l’humidité de l’atmosphère et fait vivement effervescence avec les dissolutions des carbonates alcalins. Il est incristallisable, et prend par l’évaporation la consistance d’une gelée. Il est beaucoup plus soluble que l’acide arsénieux, puisqu’il n’exige que deux parties d’eau pour

4o6 traité de physique

se dissoudre. Il s’unit aux bases salifiables , et donne naissance à une classe de sels, appelés arséniates.

yo5. La quantité d’oxigène de cet acide est à celle de l’acide arsénieux comme 3 à 2 , le nombre qui le représente sera par conséquent (38+8 + 8 + 8) 62.

706. Ces deux acides sont l’un et l’autre des poisons très violens.

707- L’arsenic s’unit au chlore avec lequel il forme un chlorure. On peut opérer cette combinaison en projetant dans le chlore le métal en poudre fine ; il s’enflamme et donne pour résultat un composé déliquescent , blanchâtre et volatil. On peut aussi obtenir ce sel en distillant six parties de sublimé corrosif avec une d’arsenic en poudre; le chlorure passe dans le récipient sous forme d’un fluide onctueux, qu’on appelait autrefois beurre d" arsenic. D’après les considérations les plus probables , il est formé d’un atome d’arsenic et de deux de chlore; le nombre qui le représente est par conséquent ( 38 + 36 + 36 ) :=: I I O.

y 08. Il y a deux sulfures d’arsenic, qu’on trouve full et l’autre à l’état natif ; l’un rouge, appelé realgar, et l’autre jaune brillant, connu sous le nom à! orpiment. On peut obtenir le premier en fondant un mélange d’arsenic métallique et de soufre, ou en chauffant de l’arsenic blanc avec ce corps; on prépare le dernier en faisant dissoudre de l’arsenic blanc dans de l’acide muriatique , et en le précipitant par l’hydro-sulfure d’ammoniaque. C’est un fait très curieux

que ces sulfures natifs ne produisent aucun effet en médecine, tandis que ceux qui sont le résultat de fart agissent avec beaucoup d’énergie. M. Kenaud avait supposé que cet effet est dû à ce que le métal est à l’état d’oxide dans le dernier cas, et que dans le premier il est à l’état métallique; mais l’expérience est contraire à cette conjecture. On ne sait encore rien de positif sur la constitution atomique de ces corps.

709. L’ arsenic forme avec la plupart des métaux, des alliages qui sont généralement cassans; cependant celui qu’il produit avec le cuivre est blanc et malléable.

Antimoine,

y 1 0- On em mot antimoine* pour désigner un minerai qui est le sulfure de oe métal ; quelquefois on appelle ce minerai antimoine brut , pour le distinguer du métal pur ou régule, comme on le nommait autrefois. Pour obtenir l’antimoine métallique, il faut mêler le sulfure natif avec deux tiers de son poids de tartre brut (bi-tartrate de potasse) et un tiers de nitre; on projette ensuite le mélange par cuillerées dans un creuset rouge, et on verse la masse qui en résulte dans un moule de fer frotté avec un corps gras. L’antimoine, à raison de sa pesanteur spécifique, va au fond du vase, où il adhère aux scories, dont on le sépare avec un marteau. On peut aussi l’obtenir en fondant deux parties du sulfure avec une

ploie toujours dans le commerce le

4o8 TRAITÉ DE PHYSIQUE

(le limaille de fer dans un creuset couvert, et eo ajoutant au mélange , lorsqu’il est en fusion , une demi-partie de nitrec Dans ce cas , le soufre abaiTdonne l’antimoine et s’unit au fer. Mais il contient encore des matières étrangères; on le fait dissoudre , pour le purifier, dans de l’acide nitromuriatique, et on verse la dissolution dans l’eau; il se forme alors un précipité blanc qui, séché, mêlé avec deux fois son poids de tartre brut, et fondu ensuite, donne le métal parfaitement pur.

y 1 1 . Ce métal est d’un blanc argentin, très cassant, et d’une texture lamelleuse ou écailleuse. Sa pesanteur spécifique est de 6,712. Il fond à 4^^^^ et cristallise en pyramides.

y 12* L’antimoine se combine avec l’oxigène en différentes proportions définies, mais les chimistes ne sont pas d’accord sur le nombre et la composition des oxides qu’il fournit. Proust n’en admet que deux. Berzélius en a décrit quatre ; il a compris dans ce nombre la substance qu’on obtient par une longue exposition du métal à une atmosphère humide, et qu’on peut appeler un sous-oxide, mais qui ne paraît pas être un composé défini. Ainsi on peut, en toute sûreté, admettre l’existence de trois oxides, dont les deux derniers doivent être mis au nombre des acides, puisqu’ils se combinent avec les bases salifiables, et donnent naissance à une classe de sels.

y l3. Le protoxide d’antimoine s’obtient en versant du muriate d’antimoine dans l’eau, en lavant

ET DE CflIMIE MÉDICALES.

le précipité, d’abord avec une très faible dissolution de potasse , puis avec de l’eau , et en le faisant sécher ; il s’obtient aussi en faisant bouillir 5o parties d’antimoine métallique en poudre avec 200 parties d’acide sulfurique concentré, en lavant le résidu, d’abord avec une faible dissolution de potasse , puis avec de l’eau, et en le faisant sécher. Une autre manière de préparer ce sel , est de précipiter le tartre émétique par l’ammoniaque pure, et d’édulcorer le précipité avec de Feau chaude. Cet oxide est, de plus, le produit immédiat de la combustion du métal, et constitue ce qu’on appelait autrefois fleurs argentines d' antimoine. Fusible à une chaleur rouge, il est décomposé par le soufre et le charbon. Soumis à Faction de l’acide nitrique, il se convertit en péroxide. Il paraît être le seul oxide qui puisse se comporter avec les acides en véritable base; c’est aussi celui qui agit avec le plus d’énergie en médecine : aussi existe*t-il dans toutes les préparations antimoniales que distingue leur efficacité, (i) y l4- Berzélius obtint le deutoxide en traitant le métal par l’acide nitrique, en évaporant le produit, et en le soumettant à une chaleur ignée; on peut aussi se le procurer en calcinant le protoxide dans un creuset de platine; convenablement calciné , il est blanc comme la neige. Berzélius le nomme, à raison de ses propriétés acides, acide stibieux ^ du

(1) On trouvera une liste de ces préparations dans mes Pharmacologie, à l’art. Antirnonii sulphur etum.

4lO TRAITÉ DE PHYSIQUE

nom latin du métal stibium ; cependant on rappelle plus acide antimonieux ; on dé- '

signe par conséquent sous le nom di antimonites les sels auxquels il donne naissance. Le péroxide d’antimoine s’obtient en faisant agir pendant un temps considérable un excès d’acide nitrique sur le métal en poudre, et en exposant le produit à une chaleur rouge. Jaune, difficilement fusible, il forme» des sels avec les bases salifiables, ce qu’il ne fait pas avec les acides. Berzélius lui a donné le nom S acide stihique y mais celui diacide antimonique est préférable. Ses sels s’appellent par conséquent antimoniâtes. Il constituait Xantimoine diaphorétique des anciens pharmaciens; son effet en médecine est presque nul.

y 1 5- On ne sait rien encore de certain sur la composition de ces corps. Proust, Berzélius et Thompson ont émis chacun des opinions différentes à cet égard; celle du dernier est néanmoins plus conforme à la loi générale de la combinaison chimique. Henry pense qu’on peut adopter 44 comme le nombre équivalent de l’antimoine, et regarder le protoxide comme composé d’un atome de métal et d’un atome d’oxigène (44 + = ^2; le deut-

oxide de un et de un et demi (44+ 12) = 56; et le péroxide de un et de deux (44^- 16) 60. Nous

avons cependant, par rapport au deutoxide , une anomalie; le multiple de l’oxigène du premier oxide étant de un et demi au lieu d’un nombre entier.

y 1 6. Le chlorure d’antimoine s’obtient par

les procédés que nous avons décrits en parlant du chlorure d’arsenic. Il se forme aussi par la dissolution du protoxide dans l’acide muriatique. Cette substance était autrefois connue sous le nom de beurre d'antimoine ^ ainsi appelé à cause de sa consistance. A la température ordinaire, c’est un solide mou; il se liquéfie par la chaleur, et cristallise par le refroidissement. Exposé à l’air, il tombe en déliquescence, et forme, quand on le verse dans l’eau, un précipité qui est un sous-muriate du protoxide; il constitue une préparation célèbre autrefois sous le nom de poudre d' Algarolh. Pris à la dose de trois ou quatre grains , c’est un purgatif et un émétique violent. On peut isoler l’acide muriatique de ce précipité par une faible dissolution de potasse, et obtenir l’oxide à l’état de pureté (71 3). Le chlorure d’antimoine est probablement composé d’un atome de chaque constituant; le nombre qui le représente est par conséquent (44 + 36) = 80.

. Sulfure d' antimoine.

que ce composé constitue l’antimoine brut du commerce; mais on peut aussi le préparer en fondant le métal avec du soufre. Il est formé d’un atome de chacun de ses constituans; par conséquent le nombre qui le représente est (44+ ^6)

y l8* Quand on expose ce sulfure à l’action réunie de la chaleur et de l’air, la plus grande partie du soufre se volatilise, et l’antimoine^ se combinant avec l’oxigène de l’air, se convertit en prop

Nous avons déjà dit

oxide ; on le soumet ensuite à une forte chaleur dans un creuset de terre, en le combinant avec de la silice dont il forme une espèce de verre , ce qui Fa fait appeler verre cU antimoine. Cette substance est composée de huit parties de protoxide d’antimoine, d’une proportion variable de silice qui monte quelquefois à dix pour cent, et d’une partie de sulfure. On la trouve souvent dans le corn-

merce mêlée avec du verre de plomb , et telle est la ressemblance de ces deux corps , que l’œil le plus exercé s’y trompe quelquefois; mais leur pesanteur spécifique fournit un moyen facile de les distinguer (5o). Une partie d’oxide d’antimoine et deux de sulfure donnent un composé opaque, d’une couleur rouge inclinant au jaune, connu sous le nom de crocus metallorum. Huit parties d’oxide et quatre de sulfure forment une masse opaque d’une couleur rouge foncée , appelée foie d' antimoine, y 1 Q. L’hydrogène sulfuré peut se combiner avec le protoxide d’antimoine, et donner naissance à des composés long- temps employés en médecine. Le premier est appelé kermès minéral y et le second soufre doré dk antimoine ; c’est le précipité d’antimoine sulfuré des pharmaciens. Quand on fait bouillir le sulfure natif en poudre dans une dissolution de potasse , il donne lieu à différentes compositions et décompositions, et forme une dissolution qui dépose, en se refroidissant, un oxide hydro-sulfuré d’antimoine ; c’est le kermès minéral. En ajoutant un peu d’acide étendu à la

ET DE CHIMIE MEDICALES. 4l3

dissolution , lorsqu elle est froide , il se forme un précipité dune couleur plus brillante, qui est la préparation de la pharmacopée. Voici un tableau qui représente assez bien ces changemens.

Sulfure d’antimoine.

Le sulfure d’antimoine et une dissolution de potasse sont les agens qui, comme on le verra, fournissent le soufre , la potasse , l’hydrogène, l’oxigène et l’antimoine. La potasse se combine pendant Fébullition avec le soufre du sulfure d’antimoine, et forme un sulfure de potasse qui, décomposant une partie de l’eau, attire son hydrogène et forme un hydro-sulfure de potasse, tandis que son oxigène convertit l’antimoine en oxide, qui est dissous par

rhydro-sulfure alcalin. A mesure que la dissolution se refroidit, les affinités qui unissaient ces corps s’affaiblissent, et l’oxide d’antimoine, se précipitant combiné avec l’hydrogène sulfuré , constitue le kermès minéral. Lorsqu’on y ajoute de l’acide sulfurique , il se forme un sulfate de potasse , et une partie de l’hydrogène sulfuré se dégage , tandis que l’oxide d’antimoine se combine avec l’hydrogène sulfuré restant et avec l’excès de soufre. Ainsi, la seule différence qu’il y ait entre le kermès et le soufre doré, c’est que le dernier contient une plus grande proportion de soufre. Si l’un est un hydrosulfure de l’oxide, on peut dire que l’autre est un hjdro-bi-sulfure ou un sulfure hydrogéné. La préparation de la pharmacopée n’est ni run ni l’autre de ces composés, mais un mélange de tous les deux. On a donné d’autres explications ; mais je suis porté à croire que celle que je présente est la mieux fondée.

Métaux de la quatrième classe.

Les composés qui résultent de la combinaison de ces métaux avec l’oxigène ne sont ni acides ni alcalins , mais des oxides dans le sens rigoureux du mot, et ne peuvent être réduits à l’état métallique par le secours d’aucun corps combustible.

Manganese,

tif, et telle est son affinité pour une certaine pro-

portion d’oxigène , qu’il faut beaucoup d’habileté pour le réduire. La substance noire connue dans le commerce sous le nom de manganèse, est un péroxide, qui contient cependant du carbonate de chaux, des oxides de 1er, de cuivre, de plomb, et quelquefois une petite quantité de baryte. Si on introduit une boule faite avec de la poudre de cet oxide et de la poix dans un creuset, dont on achève de remplir la capacité avec du poussier de charbon, et qu’on l’expose pendant une heure à la plus forte chaleur qu’on puisse produire, on obtient du manganèse métallique. Il est d’un blanc mat, très cassant, et d’une fusion difficile.

yîîîî* On n est point d’accord sur le nombre et la composition des oxides de ce métal. Sir H. Davy n en admet que deux, l’olive et le noir; Brande en compte trois, Thénard quatre, et Berzélius cinq; cependant il en existe trois qui paraissent bien définis : le protoxide , formé de i atome de métal -f i doxigène; le deutoxide, i -f- i et le péroxide de I -P 3. Thompson conclut de l’analyse du sulfate , que le nombre équivalent du maganèse est 28 ; celui du protoxide sera par conséquent (28 -p 8)

36, celui du deutoxide ( si8 -p 8 -p 4 ) — 40 , et celui du péroxide (28 + 8 -p 8 -p 8 ) = 52. Le péroxide est celui qui intéresse le plus l’étudiant en médecine; c’est aussi un agent chimique et pharmaceutique important , à cause de la facilité avec laquelle il abandonne une portion de son oxigène. Exposé à une chaleur intense, le péroxide passe à

4i6 TRAITÉ DE PHYSIQUE

l’état de deutoxide, mais il ne se ^décompose pas par la température la plus élevée. Ce fait repose sur une loi de l’affinité chimique dont on a déjà parlé (269).

y ^3. Quelques chimistes ont supposé que le péroxide est susceptible «d’un nouveau degré d’oxidation , qui lui donne les propriétés d’un acide. Cette hypothèse est basée sur les phénomènes qu’on re» marque dans une substance appelée miné¬

ral ^ et qu’on obtient en exposant à une chaleur ignée parties égales de manganèse noir et de nitre. Ce corps a la propriété singulière de prendre diffé* rentes couleurs selon la quantité d’eau à laquelle on l’allie.

b^xp. 81. Introduisez dans un verre un petit morceau de cette substance, et versez dessus un peu plus d’eau qu’il n’un faut pour la couvrir, vous obtiendrez une dissolution verte; ajoutez plus d’eau, la couleur deviendra bleue , et passera successivement au pourpre et au pourpre foncé par de nouvelles additions d’eau.

Exp. 82. Mettez parties égales de cette substance dans deux verres séparés; versez de l’eau chaude dans l’im et de l’eau froide dans l’autre; la dissolution d’eau chaude aura une belle couleur verte, et celle fi’eau froide une couleur pourpre foncée.

Chevillot et Edwards croient que, dans ce composé , le manganèse se convertit en acide manganésique, qui se combine avec la potasse et forme on manganésiate. Eorckammer suppose qu’il produit

ET DE CHIMIE MEDICALES. 4 j r?

lieux acides, et que les différentes couleurs de la dissolution dépendent de la conversion de l’acide

manganéseux en acide manganésique.

Zinc.

y 25. G est un métal dun blanc éclatant, dont la pesanteur spécifique varie de 6, 66 à 7, i. Il entre en fusion à 36o% et cristallise en refroidissant, y 20. On ne connaît quun oxide de zinc, qu’on forme soit par la combustion, soit en mettant la

vapeur d’eau en contact avec ce métal à l’état d’io^nition.

Exp. 83. Si vous jetez dans un creuset chauffé au rouge un morceau de zinc, il prend feu et produit en brillant une superbe flamme, dont il se sublime un oxide blanc, mélangé d’un peu de carbonate. Cet oxide ressemble a de la lame cardée, et avait en conséquence reçu le nom de lana philo sophorum. Suivant le docteur Henry, le nombre proportionnel du zinc est 33; celui de l’oxide sera par conséquent (33 + 8) —41.

Fer.

y2y. Ce métal est extrêmement répandu : il est peu de substances minérales qui n’en contiennent On le trouve aussi dans les eaux minérales, dans les matières animales et végétales. On le rencontre corn-* biné avec le soufre; mais ce sont ses oxides et ses carbonates qui fournissent aux besoins des arts. On ne l’a jamais trouvé à l’état natif, si ce n’est allié au

/jl8 TRAITÉ DE PHYSIQUE

nickel , ce qui a fait supposer qu’il est d’origine météorique , car les aérolites en contiennent fréquemment.

yî28. Le procédé au moyen duquel on extrait le fer de son minerai constitue 1 art du fondeur , et consiste à décomposer celui-ci à l’aide du charbon et d’une haute température.

y 120. Le fer est blanc bleuâtre, susceptible d’un beau poli: il est extrêmement malléable; et, quoiqu’il ne puisse se laminer en feuilles aussi minces que l’or et l’argent, il est fort ductile, et si tenace qu’un fil de de pouce de diamètre peut supporter un poids de cinquante livres. Il exige pour entrer en fusion la chaleur la plus intense. La fonte contient , de l’oxigène, du carbone, du soufre et de la silice. On la convertit en fer ouvré, en l’agitant lorsqu’elle est en fusion dans le fourneau à réverbère , de manière à porter chaque partie en contact avec 1 air et la flamme.

y 3o. Le fer se combine avec l’oxigène au moins en deux proportions , qui constituent le protoxide ou oxide noir, et le péroxide ou oxide rouge.

y 3 1 . Le protoxide se prépare en brûlant le fer dans du gaz oxigène, ou en exposant le métal, par une température élevée , à l’action de l’air. Les petits morceaux , par exemple , qui se détachent d une barre qu’on lorge, sont composés d oxides. Le fer subit la meme altération, mais plus lentement , lorsqu’il est exposé à l’action de l’atmosphère, surtout si l’air est humide. Lorsqu’il est rouge de feu , et qu’il

ET DE CHIMJE Ml^Oir-ALES. /^jg

se trouve en contact avec la vapeur d’eau, il se convertit en oxide noir et dégage un torrent d’hydrogène (55). L’eau prise à la température ordinaire produit à la longue le même effet sur lui (exp. 77); mais on prétend qu’elle a besoin du concours de l’air atmosphérique. Quand on veut obtenir ce protoxide à l’état de pureté, on prend une dissolution de sulfate de fer qu’on traite par la potasse ; on recueille le précipité, on le lave, à l’abri du contact de 1 air , et on le fait sécher à une basse température.

y 03. Ce protoxide constitue la base de plusieurs de nos préparations médicinales. Elles doivent par conséquent être mises à l’abri du contact de l’air; sans cela elles ne tardent pas à s’oxider.

yoQ. Pet oxide de^ev. Lorsque le protoxide ou le fer lui-meme, dissous dans l’acide nitrique, a bouilli pendant quelque temps , la dissolution précipite par 1 ammoniaque. On recueille le dépôt, on le lave , on le sèche et on le calcine à une chaleur modérée. C’est le péroxide ou oxide rouge de fer, qu’on appelait autrefois safran de mars. Il fait partie de plusieurs préparations médicinales , et paraît posséder de l’énergie lorsqu’il est combiné avec des corps qui peuvent exciter sa solubilité.

y 34. Ces deux oxides forment, avec les acides des sels distincts, dont nous considérerons plus tard les caractères et les propriétés. Ils paraissent aussi former deux hydrates ou hydro-oxides qui correspondent aux deux oxides qu’on obtient, lorsqu on précipite leurs dissolutions respectives dans

1111 acide au moyen dun alcali fixe. La substance appelée ochre est un hydrate natif de péroxide, mélangé avec ,des ingrédiens terreux.

755. On a pris pour le nombre proportionnel du fer a8. Le protoxide est composé d’un atome

de métal et cVnn d’oxigène. Son nombre proportionnel est donc (28 + 8) =::36. Celui du péroxide formé d’un atome de métal et d’un et demi d’oxigène (28 4- 8 -H 4) = 40 • sorte que l’oxigène du dernier n’est pas le produit de celui du premier oxide par un entier, mais par un nombre fractionnaire. On corrige cette anomalie et d’autres semblables , en multipliant par 2 le nombre qui exprime ces proportions. Le rapport est celui de 2 à 3 au lieu d’etre celui de i à i

Carbure de fer. Le fer forme avec le carbone diverses combinaisons dont la plus importante est l’acier; il n’y a pas, comme l’observe Henry , d’exemple plus frappant de l influence qu’exercent , sur les caractères extérieurs de légères différences de composition chimique; car l’acier ne doit ses propriétés qu’à une quantité de carbone qui va de ^ à 7^ de son poids.

Ce composé joint à la fusibilité de la fonte, la malléabilité du fer en barre; lorsqu’il est chauffé et refroidi tout à coup , il devient extrêmement dur. De là sa supériorité pour la fabrication des instrumens tranchans. On peut à l'instant distinguer l’acier du fer au moyen de l’acide nitrique. Une poutte de ce fluide mis en contact avec le pre-

ET DE CHIMIE MEDICALES. /ja î

mier forme immédiatement une teinte noire. La piombagine qu’on emploie à la confection des crayons et des creusets est un carbure de fer, dans lequel cependant le métal n’entre qu’en très petite proportion comparativement à celle du carbone.

737. Sulfure de fer. Le fer s’unit avec le soufre en deux proportions définies, dont les produits sont le sulfure ou proto-sulfure, qui est composé d’un atome de métal et d’un atome de soufre (28 -f- 1 6)=44. I^e bi-sulfure, qui est formé d’un atome de métal et de deux de soufre ( 28 -f 1 6 -f- 1 6 ) — 60. Si nous obtenons artificiellement quelque sulfure qui ne coïncide pas avec ce que nous venons d’énoncer, la différence qu’il présente tient à un mélange de fer métallicjue. On ne peut cependant obtenir le proto-sulfure ou le bi-sulfure noir qu’artificiellement. Le fer et le soufre se combinent avec beaucoup d’énergie. Un mélange d’une partie de limaille et de trois de soufre mêlées avec soin et fondues dans un tube, développe une Lrillante combustion au moment où la combinaison s’opère , et forme une pâte de limaille de fer, de soufre et d’eau, qui s’enflamme bientôt. Si vous frottez un morceau de fer chaud avec un cylindre de soufre, il se fait

un composé liquide~qui tombe goutte à goutte, et le métal est rapidement corrodé. C’est la meilleure méthode de préparer le sulfure pour la production de l’hydrogène sulfuré (638). Le proto-sulfure se ilissoul rapidement dans les alcalis étendus, et donne pendant sa dissfdution une grande quantité

de ce gaz. Le bi-siilfiire ou sulfure jaune est un produit naturel , très abondant , connu sous le nom de pyrites de fer. Il est presque insoluble dans les acides sulfurique et muriatique étendus, et ne dégage pas d’hydrogène sulfuré avec les acides.

738. Les pyrites sont employés dans la fabrica» tion du vitriol vert ( sulfate de fer ). On les grille et on les expose à l’air et à l’humidité. Quelques variétés se décomposent spontanément et fournissent le sel dont il s’agit; c’est ce qu’on appelle sulfatisation. La matière animale paraît exercer une action opposée ; car si on met en contact avec elle une dissolution de sulfate de fer, elle se transforme en sulfure. Ce fait explique la conversion des substances animales en pyrites, phénomène que connaissent tous ceux qui s’occupent de fossiles. Les végétaux semblent posséder la puissance de désoxider quelques uns des composés de fer, et de les rendre ainsi solubles dans leurs sucs. En un mot, ces corps paraissent jouir de la propriété de subir aisément et rapidement une série de combinaisons; propriété qui sûrement n’a été départie que pour mieux répandre un élément si essentiel à l’existence animale et végétale, et si propre à déterminer plusieurs changemens importans dans l’économie minérale du globe.

Étain.

Ce métal est connu de temps immémorial. On ne l’a jamais trouvé à l’état natif, mais on le rencontre en masse, sous forme d’oxide qu’on réduit en

le chauffant au rouge avec du charbon. Il y a deux oxides et deux sulfures d'étain, mais ils n’offrent aucun intérêt pour l’étudiant en médecine.

Bismuth,

Ce métal se trouve à l’état natif et combiné avec l’oxigène, l’arsenic et le soufre : on peut l’obtenir pur, en dissolvant dans l’acide nitrique le bismuth du commerce, et em décomposant par l’eau la dissolution qu’il forme. On édulcore l’oxide qui en résulte , on le met avec du flux noir dans un creuset couvert, et on le revivifie au moyen d’une forte chaleur.

Le bismuth est un métal cassant et blanc , qui a une légère teinte de rouge. Il est composé de larges plaques brillantes, qui adhèrent les unes aux autres, et pèse spécifiquement 9,822 : c’est un des métaux les plus fusibles; il fond à 246“, et cristallise plus * aisément qu’aucun autre par un refroidissement gradué. Il est susceptible de s’allier avec la plupart des métaux, et de former avec quelques uns d’entre eux des composés d’une fusibilité remarquable : 8 de bismuth, 5 de plomb, et 3 d’étain, composent le métal fusible de Newton , qui fond dans l’eau au-dessous du point d’ébullition. Cette propriété le rend utile pour les moulages anatomiques et autres objets analogues.

Nous ne connaissons qu’un seul oxide de bismuth, qui se forme pendant la combustion de ce métal. Son analyse donne 7 pour le nombre pro»

portionnel du bismuth , et par conséquent 79 pour celui de Foxide.

Cuivre.

Presque tout le cuivre du commerce s’extrait des pyrites de cuivre ou minerai de cuivre jaune, comme on Fappelle. C’est un composé de soufre , de fer et de cuivre , dans des proportions telles qu’il semble contenir deux atomes de proto-sulfure de fer et un atome de per-sulfure de cuivre, avec certaines quantités d’arsenic et de matière terreuse. La calcination dégage le soufre et l’arsenic , et le cuivre s’obtient par des fusions répétées, dans quelques unes desquelles on ajoute du charbon. Berzélius a prouvé que le cuivre du commerce contient toujours un peu de charbon et de soufre , ainsi que du plomb , de l’antimoine et de l’arsenic. Cependant quelques expériences que j’ai faites avec soin, il y a quelques années, me portent à croire qu’il ne renferme jamais de charbon. Si on a besoin de cuivre parfaitement pur, pour des opérations chimiques, il faut le dissoudre dans l’acide muriatique concentré, étendre la dissolution d’eau, et précipiter au moyen d’une plaque de fer poli. On lave le métal d’abord avec de l’acide muriatique étendu , puis avec de l’eau. On peut le fondre et le garder en poudre.

y 44. Le cuivre a une belle couleur rouge et beaucoup d’éclat; il est très malléable, très ductile, et exhale une odeur particidière quand il est chauffé ou frotté. Il fond au rouge cerise ou chaleur tout-à-

fait blanche. Sa pesanteur spécifique est de 8,8. Il ne décompose pas l’eau, qu’on peut même faire passer en vapeur à travers un tube de ce métal rouge de léu , sans que ses élémens se dissocient.

745. Il n’est susceptible que de deux degrés d’oxidation, qui produisent le protoxide ou le péroxide de cuivre. ,

y 4 6. On prépare le péroxide en calcinant les écailles que le marteau détache du cuivre, lorsque ce métal a été exposé à l’action de la chaleur , ou en portant à l’ignition le sel appelé nitrate de cuivre. G est un réactif utile dans l’analyse des matières végétales , comme je l’expliquerai plus loin.

y4y. On prépare le protoxide en dissolvant un mélange de cuivre métallique et de péroxide de cuivre dans de l’acide muriatique, et en ajoutant de la potasse à la dissolution. Il se précipite un protoxide hydraté d’une couleur orange, qui, si on le fait sécher à l’abri du contact de l’air, devient brunrougeâtre.

748. L’analyse du protoxide de cuivre donne 64 pour le nombre proportionnel du métal, et comme le protoxide est composé d’un atome de cuivre et d’un atome d’oxigène, son nombre proportionnel doit être (64 + 8) = ya , et celui du péroxide qui est composé d’un atome de métal et de deux d’oxigène ( 64 + 8 -p 8 ) = 80.

y 4(4* b^s oxides de cuivre se combinent avec l’ammoniaque, et forment des composés appelés ammoniures. Le péroxide, mis en digestion dans cet

alcali, forme un liquide d’une belle couleur bleue dont on peut, en l’évaporant, séparer l’ammoniure, sous forme de beaux cristaux bleus. Le protoxide est aussi soluble dans l’ammoniaque, mais il forme une dissolution incolore, qui cependant devient bleue par l’action de l’air, dont elle absorbe l’oxigène.

Exp. 84. Prenez une fiole bouchée et d’une demionce de capacité , remplissez-la d’une dissolution d’ammoniaque et jetez -y quelques morceaux de cuivre métallique; laissez -la débouchée, vous obtiendrez bientôt un beau liquide de couleur bleue ; replacez le bouchon , cette couleur disparaît en peu de temps , et reparaît si vous le retirez et que vous exposiez le liquide à l’action de l’air.

Plomb,

y5o* On extrait surtout ce métal du sulfure natif. Il est blanc -bleuâtre, et offre, lorsqu’il est récemment coupé ou fondu, un lustre considérable qui pourtant se ternit bientôt ; sa pesanteur spécifique est de 1 1 , 35. Il fond à Siô'’. Exposé à l’action de l’air et à une chaleur rouge , il se dégage en fumée , se sublime et produit un oxide qui se dépose sur les corps froids qu’il rencontre. Il s’oxide aussi , mais lentement , lorsqu’il est exposé à l’action de l’air, à la température ordinaire , et plus rapidement s’il est alternativement soumis à celles de l’atmosphère et de l’eau.

y 5 1. Il y a trois oxides de plomb : i®. le prot-

oxide jaune, qu’on obtient en chauffant au rouge le nitrate en vases clos ; il est insipide , insoluble dans l’eau , mais soluble dans la potasse et les acides. Il forme, avec les derniers, une classe de sels qui seront décrits plus loin. Cet oxide est connu dans le commerce sous le nom de massicot. Il subit, lorsqu’on le chauffe, une espèce de semi-vitrification, et forme la litharge. 2°. Le deutoxide de plomb peut s’obtenir en exposant le protoxide à l’action de la chaleur. Rouge brillant, il est connu dans le commerce sous le nom de minium ou plomb rouge. Ce produit , tel qu’il se trouve dans les boutiques , contient beaucoup de matières étrangères, tel que du sulfate , du muriate de plomb avec excès de base , de l’oxide de cuivre, de la silice, et une certaine quantité de protoxide. 3°. Le péroxide s’obtient en exposant l’oxide rouge à l’action de l’acide nitrique. Il se résout en protoxide qui se dissout immédiatement, et en péroxide qui a l’apparence d’une substance brune insoluble.

y 5î2. Des analyses rigoureuses de ces trois oxides prouvent que la quantité d’oxigène qu’ils contiennent est dans le rapport de i, i | et 2. Le nombre proportionnel du métal est fixé à îo4; celui du protoxide doit par conséquent être (io4 + 8) = 112; celui du deutoxide ( io4 + 8 -fi 4) = 1 16, et celui du péroxide ( 104 8 -f 8) 120.

753. L’eau pure n’a aucune action sur le plomb lorsqu elle agit sans le contact de l’air ; mais si ces deux corps concourent simultanément, ils conver-

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tissent le plprab en carbonate; ce que prouve la couche blanche qui se montre constamment à la surface de l’eau qui séjourne dans les citernes de plomb. Les eaux présentent néanmoins à cet égard une grande différence dans la puissance corrosive, et qui est due à la présence des impuretés salines dont elles sont chargées.

■754. Si 1’ on traite par l’hydrogène sulfuré ou riiydro' sulfure d’ammoniaque l’eau qui contient du plomb en dissolution, on obtient immédiatement un oxide hydro-sulfuré de plomb qui est brun foncé. Aussi ces composés fournissent-ils d’excellens réactifs pour rendre sensible la présence de ce métal.

y 55- Le plomb à son état métallique paraît être inerte, mais il fournit par ses combinaisons une série de remèdes actifs et de poisons violens.