MO + H=HO + M

Lorsque l'agent réducteur est le carbone , on obtient le métal, de l'oxyde de carbone et de l'acide carbonique : de l'oxyde de carbone, si une haute température est nécessaire pour effectuer la réduction; de l'acide carbonique, si Ton ne fait intervenir qu'une faible chaleur. Les deux équations inscrites ci-dessous vous feront mieux saisir la différence de ces deux cas.

40 MO + C—CO + M 3° SMO+C^CC^ + aM

Pour que ces énoncés se gravent mieux dans votre esprit, je vais les appuyer sur des faits : Voici (fig. 56) un tube A qui renferme un mélange de bioxyde de cuivre et de charbon. Si je le chauffe avec une bonne lampe, il y aura un dégagement de gaz acide carbonique par le tube abducteur t : ce qui le prouve, c'est que ce gaz rend trouble l'eau de chaux contenue dans l'éprouvette e. Il est clair que la chaleur communiquée au tube par la lampe n'est pas considérable ; néan- Fig. 56 moins la réduction a lieu.

Je n'aurais pas le même résultat si j'opérais sur de l'oxyde de zinc : pour réduire cet oxyde , il faudrait que je chauffasse le tube de telle sorte que la lampe n'y suffirait pas. Aussi voyezvous ce fourneau à réverbère en pleine activité (fig. 57); dans la cornue C qu'il renferme se trouve un mélange d'oxyde de zinc et de charbon ; par le tube abducteur t se dégage de l'oxyde

de carbone; ce qui prouve que l'oxyde métallique se réduit: d'ailleurs cette espèce de duvet gris dans l'allonge a n'est autre

FiK. 57

chose que du zinc, qui s'est élevé, sous forme de vapeur, de l'intérieur de la cornue. Ainsi les oxydes que le charbon réduit à une chaleur modérée , produisent de l'acide carbonique, ceux qui ne se réduisent que sous l'influence d'une haute température, produisent de l'oxyde de carbone. Cette différence tient à ce que les métaux de ces derniers oxydes décomposent l'acide carbonique à une température élevée ; propriété que les métaux des autres oxydes n'ont pas. Plusieurs d'entre vous, Messieurs, trouveront peut-être étrange qu'il ne se forme pas toujours de l'oxyde de carbone : en effet, ce gaz étant le premier degré d'oxydation du carbone, il semblerait tout naturel qu'il s'en formât de préférence dans les réductions qui ont lieu à une température modérée. Mais si l'on songe que l'oxyde de carbone est lui-même un agent réducteur de premier ordre, l'étrange té du fait disparaît complètement. Le bioxyde de cuivre va me servir d'exemple pour mieux expliquer ma pensée : supposez deux molécules de bioxyde de cuivre, soumises à l'action réductrice du charbon : la première sera réduite; l'oyxde de carbone qui en proviendra réduira à son tour la seconde, et passera à l'état d'acide carbonique. Ces deux équations vont vous le démontrer :

<«CuO + C — Cu + CO 2* CuO + CO— ^+00*

En sorte que l'on peut admettre que la réduction des oxydes qui produisent de l'acide carbonique s'effectue en vertu de l'action

qu'exercent sur eux le charbon et l'oxyde de carbone à la fois ; tandis que la réduction des oxydes qui ne produisent que de l'oxyde de carbone est un effet de l'action seule du charbon : s'il vous restait quelques doutes sur les explications que je viens de vous donner, il me suffirait, pour les dissiper, de vous apprendre que si l'on fait passer du gaz acide carbonique sur certains métaux incandescents, tels que le zinc, le fer, le manganèse, il se décompose , et il se forme de l'oxyde de carbone et un oxyde métallique : si l'on fait la même expérience avec du cuivre, du plomb ou de l'argent, etc. , l'acide carbonique ne se décompose pas.

Vous me demanderez pourquoi l'oxyde de carbone, qui est un réducteur par excellence, se forme en même temps qu'un oxyde métallique sans le réduire ; je vais tâcher de vous prouver qu'il n'y a là qu'une contradiction apparente ; cela est d'autant plus utile que les oxydes soumis à l'action de l'hydrogène en présentent une semblable. En effet, l'hydrogène réduit à la chaleur rouge plusieurs oxydes , et donne naissance à de la vapeur d'eau, que les métaux de ces oxydes décomposent à la même température. Admettez, par hypothèse , qu'une molécule incandescente d'oxyde de fer se trouve tout à coup entourée d'oxyde de carbone, mais qu'à l'instant même il arrive sur cette molécule un courant d'un gaz étranger : il est évident que l'oxyde de carbone sera entraîné loin par le courant gazeux ; l'oxyde de fer qui se trouve momentanément en présence d'un corps qui peut le réduire, échappera néanmoins à son action. C'est ce qui a lieu lorsqu'un courant de gaz acide carbonique arrive sur du fer incandescent. Les premières portions du fer décomposent ce gaz , et il en résulte de l'oxyde de fer et de l'oxyde de carbone ; mais celui-ci est entraîné par une grande quantité d'acide carbonique, qui continue d'agir sur les portions successives du métal, et ainsi de suite. Supposez maintenant une expérience inverse, raisonnez de la même manière et vous vous rendrez compte de la raison pour laquelle de l'acide carbonique pourrait ne pas agir sur du fer. Appliquez tout ce que je viens de dire à l'hydrogène et à l'eau agissant tour à tour sur certains - métaux et leurs oxydes, vous reconnaîtrez que les contradictions et les anomalies ne seront plus qu'apparentes. En résumé, l'oxyde de carbone et l'hydrogène réduisent certains oxydes ; la vapeur d'eau et l'acide carbonique sont décomposés par certains métaux, pourvu qu'ils ne soient pas mêlés à de grandes quantités de gaz étrangers. Tout se réduit donc à une question de masse.

En commençant l'étude des oxydes , nous avons été curieux de comparer les idées que les chimistes des deux derniers siècles se

faisaient sur l'oxydation, avec celles que l'on s'en fait aujourd'hui : en terminant cette étude , nous ferons la même comparaison par rapport à la réduction.

Si l'on demandait aux chimistes du xvn* siècle ce qu'ils pensent de la revivification des métaux, ils diraient que les principes revivificateurs (réducteurs) enlèvent l'air aux chaux métalliques (oxydes), sans dire ce qu'ils deviennent, car ils ignorent s'ils fixent l'air à leur tour, ou s'ils se bornent à en faciliter le dégagement. Les chimistes du xvuie siècle diraient que les principes réducteurs sont formés en grande partie de phlogistique; que celui-ci se combine avec les chaux métalliques et les change en métaux; mais ils ne se préoccuperaient pas non plus des changements qu'éprouvent les principes réducteurs eux-mêmes. Ces deux théories n'expliquent pas complètement le phénomène. Depuis Lavoisier, tout est expliqué au contraire : on sait qu'un oxyde se réduit parce qu'il perd l'oxygène que le métal avait fixé en 8'oxydant ; on sait que le poids de l'oxyde diminue ; et comme on connaît la forme sous laquelle l'oxygène s'en va, on trouve qu'autant le principe réducteur a augmenté de poids, autant l'oxyde en a perdu pour devenir métal. Les chimistes de la première époque, guidés par une espèce de bon sens, s'approchaient beaucoup plus du vrai que ceux de la seconde, qu'une illusion égarait : cependant il ne manquait à ces derniers que de faire usage de la balance pour découvrir bientôt la vérité ; tandis que cet instrument aurait été inutile entre les mains des autres, bien qu'ils n'ignorassent pas que les métaux augmentaient de poids lorsqu'ils devenaient chaux métalliques. Si Stahl avait pesé un oxyde avant de le réduire, et s'il avait pesé le métal provenant de la réduction, il aurait interverti le rôle qu'il faisait jouer à son phlogistique ; il aurait vu que la fixation d'un principe pondérable, et la diminution de poids étaient deux faits inconciliables : dès lors le phlogistique n'aurait plus été que de l'oxygène.

Pour compléter l'histoire des oxydes, j'ai à vous parler de leur action sur les métaux et sur les acides. Bien qu'il soit difficile d'établir des généralités sur l'action réciproque des métaux et des oxydes, néanmoins, avec le souvenir de la classification des métaux , on peut prédire quelques résultats. Les métaux dont l'affinité pour l'oxygène est considérable, réduiront les oxydes dont les métaux auront pour l'oxygène une affinité moins forte ; ainsi le potassium réduira les oxydes des quatre dernières sections, mais il ne réduira pas ceux de la seconde; car vous savez que ces oxydes ont pour caractère distinctif d'être rebelles à tous les agents de réduction. Plusieurs métaux de la troi-

sième section réduisent les oxydes des sections suivantes, sauf quelques exceptions. Cependant le principe est consacré, et on l'applique fort utilement dans les opérations métallurgiques.

Tous les oxydes qui n'appartiennent pas aux métaux de la quatrième section , et ne sont ni singuliers ni salins , se combinent directement avec les oxacides et forment des sels : en général, ils sont tous décomposés par les hydracides et donnent naissance à de l'eau et à un chlorure ou à un bromure, etc. : enfin plusieurs d'entre eux sont décomposés à chaud par l'hydrogène sulfuré et produisent un sulfure et de l'eau.

Quant aux procédés de préparation des oxydes , j'ai peu de chose à ajouter à ce que vous savez déjà. Les métaux que l'air n'altère pas, même sous l'influence de la chaleur, peuvent s'oxyder par l'action de l'acide azotique : ceux qui résisteraient à l'action de cet acide, seront amenés à l'état d'oxyde, en décomposant, par voie humide, leurs chlorures au moyen des dissolutions alcalines. En un mot, on prépare les oxydes par voie sèche et par voie humide. Par voie sèche, c'est l'oxygène de l'air qui se fixe sur les métaux (zinc et air) ; par voie humide, c'est l'oxygène d'un acide (étain et acide azotique), ou bien c'est l'oxygène d'un autre oxyde qui se fixe sur un métal au moyen d'une double décomposition :

Au» Cl + KO = Au8 0 + KC1

Résumons les faits les plus saillants de l'histoire générale des oxydes :

A l'exception des oxydes du manganèse et du magnésium , tous ceux de la seconde section résistent à l'action isolée des corps simples.

Les oxydes des autres sections, qui peuvent se combiner avec de nouvelles quantités d'oxygène , perdent leur basicité s'ils sont des bases puissantes; ou acquièrent des propriétés acides, s'ils sont des bases faibles.

Ceux qui sont attaqués par le soufre se transforment en sulfures, et leur oxygène forme avec une portion de soufre , soit de l'acide sulfurique, soit de l'acide sulfureux, ou bien encore de l'acide hyposulfureux, suivant que les oxydes sont des bases fortes ou des bases faibles, et selon qu'ils sont secs ou humides.

Le chlore chasse et remplace l'oxygène de la plus grande partie , des oxydes secs ou humides : dans ce dernier cas, il forme des acides supérieurs , si les dissolutions sont concentrées; des acides inférieurs, si elles sont faibles.

304 CHIMIB ÉLÉMENTAIRE.

L'hydrogène et le carbone réduisent presque tous les oxydes : le premier forme de l'eau, le second de l'acide carbonique et de l'oxyde de carbone.

Lorsque les oxydes se laissent décomposer par les métaux, ce n'est que par ceux dont l'affinité pour l'oxygène, est plus forte que celle des métaux qu'ils contiennent eux-mêmes.

Enfin, les oxydes basiques se combinent directement avec les oxacides pour former des sels ; et mis en contact avec les hydracides, il se combinent avec le radical de ceux-ci en produisant de l'eau.

Dans la prochaine leçon, nous terminerons l'histoire générale des métaux, par l'étude générale des sulfures , des chlorures et des sels.

Xe LEÇON.

8ULFUEB8. — GHLORURC8. — OOV8TITUTIOH DBS SELS.

Sommaire. — Propriétés physiques , classification, propriétés chimiques et préparation des sulfures métalliques. — Action des principaux métalloïdes et métaux sur les sulfures. — Généralités sur les chlorures. — Action qu'exercent sur ces corps la chaleur, l'oxygène, le soufre, l'hydrogène, les métaux et l'eau. — Encres sympathiques — Préparation des chlorures. — Généralités sur les sels. — Différentes définitions. — Lois de leur composition. — Capacité de saturation. — Neutralité , alcalinité , acidité. — Causes du changement de couleur du tournesol. — Sels acides, basiques et neutres. — Idées des unitaires sur les sels.

Messieurs,

Le soufre a tant d'analogie avec l'oxygène qu'il n'est pas étonnant que, dans les mêmes circonstances où il se forme un oxyde, il puisse se former un sulfure. De même que presque tous les métaux chauffés à l'air s'oxydent , de même ils se sulfurent si on les chauffe dans une atmosphère de vapeur de soufre. Ce qui met davantage en relief l'analogie dont je parle, c'est qu'il existe des sulfures basiques, acides, indifférents et salins : or, vous savez que c'est ainsi que nous avons classé les oxydes.

Les sulfures sont si abondants dans la nature que les anciens appelaient le soufre le grand minéralisateur des métaux, fies plus répandus sont un bisulfure de fer ( pyrite = Fe S2 ), qui n'a

pas d'analogues parmi les oxydes de ce même métal, et les sulfures de plomb, de cuivre, d'argent , d'antimoine, de mercure, dont on extrait presque exclusivement tout ce qu'on livre de ces métaux au commerce.

Sous le rapport de leur aspect , on peut les diviser en ceux qui sont opaques et qui ont un éclat métallique, tels que les sulfures de plomb, de fer, de cuivre, d'antimoine, etc., etc., et en ceux qui n'ont pas cet éclat ou qui sont translucides, tels que les sulfures de zinc et de mercure.

Parmi les sulfures, surtout parmi ceux qui sont préparés artificiellement , certains sont doués de couleurs éclatantes : celui de cadmium est d'un jaune très-intense, celui de mercure ( cinabre ) d'un rouge très-vif. Il existe, entre les sulfures et les oxydes, une ligne de démarcation bien tranchée : les derniers ne conduisent pas l'électricité ; les premiers, spécialement quand ils sont fondus, en sont au contraire de bons conducteurs.

Quant aux procédés généraux de leur préparation, vous en connaissez déjà deux : la combinaison directe du soufre et du métal sous l'influence de la chaleur, et la combinaison indirecte provenant de l'action du soufre sur les oxydes. Il vous en reste encore deux à connaître : 1° celui qui s'opère par la réduction des sulfates ; 2° celui qui a lieu par double décomposition.

Si , par la pensée, vous enlevez à un sulfate métallique tout son oxygène, il reste un sulfure : or, cette soustraction d'oxygène peut être opérée très-aisément à chaud au moyen du charbon :