KO, HO + MCI = KC1 + MO + HO

Oxyde métallique.

Si je ne me fais pas illusion, les sulfhydrates de sulfure donnent lieu à un rapprochement remarquable entre l'hydrogène sulfuré et l'eau.

Ayant admis l'identité du résultat définitif de l'action chimique sur les différents sulfures d'un même métal, nous n'étudierons, pour plus de simplicité, que les sulfures simples dans leurs rapports avec les différents agents.

Les sulfures sont inaltérables par la chaleur, s'ils ne peuvent pas être réduits à un degré inférieur de sulfuration. Le persulfure d'antimoine, suffisamment chauffé, abandonne du soufre et devient protosulfure ; le bisulfure de cuivre en fait autant.

Tous les sulfures sont insolubles, moins ceux des métaux appartenant à la première section et celui de magnésium. Les sulfures solubles ont toujours une réaction alcaline, et ils sont tous décomposés par les acides avec dégagement d'hydrogène sulfuré. L'acide azotique et l'eau régale attaquent tous les sulfures, souvent avec mise en liberté de soufre ; mais il y en a peu, parmi

les insolubles, qui se laissent attaquer par les autres acides.

De même que le soufre décompose la plus grande partie des oxydes, de même l'oxygène décompose presque tous les sulfures. Ces deux résultats, en apparence contradictoires, s'expliquent par une influence de masse, ainsi que je vous l'ai démontré dans la dernière leçon.

Vous n'avez pas oublié que le soufre, en agissant à chaud sur les oxydes, produit tantôt de l'acide sulfurique, tantôt de l'acide sulfureux. L'oxygène en fait autant lorsqu'il agit sur les sulfures ; et le souvenir du principe d'après lequel les métaux sont classés nous permettra de nous rendre compte et même de prévoir bien des résultats. Il se formera, par exemple, de l'acide sulfurique et par conséquent des sulfates lorsque les sulfures sur lesquels l'oxygène agit contiennent des métaux susceptibles de produire des oxydes basiques puissants : tels sont les métaux de la première section et le magnésium, qui appartient à la seconde. On voit que l'action se porte à la fois sur les deux éléments du sulfure, et que ses produits restent combinés. Les oxydes des métaux appartenant à la troisième et à la cinquième section sont des bases faibles, et leurs sulfates sont décomposables à une température très-élevée. Nous trouverons donc très-naturel que les sulfures correspondants produisent des mélanges de sulfates et d'oxydes, s'ils éprouvent l'action de l'oxygène à une température pas trop élevée , et qu'ils donnent au contraire des oxydes et de l'acide sulfureux, si l'action s'exerce à une haute température. Les métaux de la quatrième section produisent des oxydes acides : ceux-ci, une fois formés par l'action immédiate et directe de l'oxygène sur leurs sulfures, ne sollicitent pas la formation de l'acide sulfurique, parce qu'ils ne peuvent pas se combiner avec cet acide : il ne se produit donc que de l'acide sulfureux. On comprend également pourquoi les sulfures des métaux appartenant à la sixième section (celui d'argent excepté) ne donnent que de l'acide sulfureux et le métal , quand on sait que les oxydes correspondants se décomposent par la simple influence de la chaleur.

Il est très-facile encore de saisir dans son ensemble l'action de l'oxygène sur les sulfures. Les métaux des sulfures peuvent-ils devenir des bases fortes? il se formera de l'acide sulfurique; deviendront-ils des bases faibles? il se formera de ce même acide, qui se décomposera si la température est trop élevée ; passerontils à l'état d'oxydes acides? il ne se formera que de l'acide sulfureux ; se transformeront-ils en oxydes décomposables par la chaleur? il ne se formera que de l'acide sulfureux, en même temps que les métaux seront mis à nu.

Lorsque l'oxygène agit sur les sulfures en- présence de l'eau, les phénomènes sont plus complexes; néanmoins, en les démêlant, on trouve que ceux qui sont des effets immédiats de Faction, s'effectuent d'après la même règle que nous avons remarquée en examinant l'action du soufre sur les oxydes humides. Dans ces circonstances, nous avons vu qu'il y a une tendance à la formation d'acides inférieurs, tandis que c'est le contraire lorsque Faction du soufre s'exerce à chaud sur des oxydes anhydres. Or, il en est de même pour les sulfures : leurs dissolutions, exposées à l'air, absorbent l'oxygène ; les éléments du sulfure dissous s'oxydent , mais au lieu d'acide sulfureux ou sulfurique, il ne se forme que de l'acide hyposulfureux : celui-ci se combine avec les oxydes et forme des hyposulfites, lesquels éprouvent de leur côté l'action ultérieure de l'oxygène et finissent par se convertir en sulfates.

A ce trait de ressemblance entre l'action du soufre sur les oxydes et celle de l'oxygène sur les sulfures, nous en ajouterons d'autres que va nous offrir l'action comparée de certains métalloïdes sur ces deux genres de composés.

Le chlore attaque tous les sulfures anhydres, les fait passer à l'état de chlorures, et donne naissance à du chlorure de soufre : si les sulfures sont dissous dans l'eau, ce dernier produit ne peut pas se former, et le soufre se dépose.

Le carbone n'attaque quelques sulfures qu'à une température élevée : il se forme alors du sulfure de carbone. Le nombre des sulfures décomposés de cette manière est nécessairement restreint, car la plus grande partie d'entre eux, prend naissance au milieu du charbon1.

L'hydrogène réduit à chaud plusieurs sulfures des dernières sections, et s'il est à l'état naissant, il en réduit quelques-uns d'entre eux, même à froid. Les sulfures artificiels d'argent, de bismuth et de mercure sont dans ce cas. L'expérience est facile à faire : on n'a qu'à verser de l'acide sulfurique aqueux sur un mélange de limaille de zinc et d'un de ces sulfures, pour éprouver presque de suite la sensation de l'hydrogène sulfuré.

Enfin, les métaux des premières sections enlèvent généralement le soufre aux sulfures des dernières. Le procédé à l'aide duquel on extrait une bonne partie du plomb est fondé sur l'action réductrice que le fer exerce sur le sulfure de plomb naturel (galène).

Comparons maintenant les résultats des mêmes actions sur les oxydes et les sulfures et nous y verrons un parallélisme remarquable.

1 Voir le troisième procédé pour préparer les sulfures.

Action dn chlore sur | !es 0XJ^' ™ + Cl = MCI + O

( les sulfures MS -\- Cl = MCI + S

Action da charbon sor f les oxydes- 2M0 + C = C°2 + 2M Action an cnarnon sur ... j ^ suUviTes 2MS + c CS2 + m

i.ii/».^i>i.MiMnk.ân,. (les oxydes. MO + H =HO-f M Action de 1 hydrogène sur. { ^ J^ Mg ^ H = ^ ^ M

Action des hydracid. su, j £ ^ » + B = B t B

Action des oxacides sur les oxydes MO -f R'On= MO,R'On

Action des sulfacides sur les sulfures. . . MS -j- RfS° = MS,R'Sn

Pour dernier trait d'analogie entre les oxydes et les sulfures, non-seulement ces derniers composés se combinent entre eux comme les oxydes, mais oxydes et sulfures peuvent aussi se combiner ensemble et former ce que Ton appelle les oxysulfures. La fabrication de la soude artificielle est précisément fondée sur la formation de l'oxysulfure de calcium, ainsi que nous le verrons ailleurs.

Les combinaisons d'oxydes et de sulfures sont assez fréquentes, et Ton en rencontre qui sont le résultat de l'action pure et simple de l'eau sur les sulfures. Si Ton excepte celui de magnésium, on ne trouve que les sulfures de la première section qui soient solubles : or lorsqu'ils sont mis en contact avec une faible quantité d'eau, ils dégagent tous de la chaleur, ce qui indiquerait qu'une combinaison a lieu entre les sulfures et l'eau : mais quand on augmente la proportion du dissolvant il se manifeste des phénomènes, surtout pour les sulfures terreo-alcalins, qui indiquent une véritable décomposition. On trouve alors des mélanges de sulfures sulfhydratés , d'oxysulfures , de sulfures proprement dits et d'oxydes. Le sulfure de calcium, par exemple, traité par l'eau, donne un oxysulfure, qui a celte composition :

CaS*,5CaO + 20aq.

Passons à l'action des corps halogènes sur les métaux ; et l'étude des chlorures métalliques impliquera, pour nous, celle des bromures, des iodures, etc., etc.

On se tromperait, si en attribuant une trop grande autorité aux théories électriques, on voulait en appliquer le principe au mode d'action que le chlore exerce sur les métaux. L'oxygène sec, en effet, n'agit point sur ces corps, cependant le chlore, moins électro-négatif que L'oxygène,H3e combine avec tous les métaux à la température ordinaire : en outre, l'oxygène, gaz permanent , dont les molécules ont entre elles, dans toutes les circonstances, une

répulsion plus grande que celles du chlore, gaz qui peut se liquéfier, l'oxygène, dis-je, produit avec les métaux, des composés qui sont tous solides et, en général , moins volatils que les métaux eux-mêmes; tandis que le plus grand nombre des chlorures métalliques sont volatils et beaucoup sont liquides à la température ordinaire. C'est ce qui faisait dire aux anciens chimistes, que le principe que nous appelons aujourd'hui chlore donnait des ailes aux métaux. La volatilité des chlorures est une circonstance qui favorise leur facile formation surtout à chaud, car le métal, se trouvant à nu, à cause de l'éloignement du chlorure qui se forme à sa surface, l'action n'est pas entravée. Si , en effet , on introduit du potassium dans une atmosphère de chlore, il se forme une croûte de chlorure de potassium tout autour du métal ; et comme la chaleur, qui provient de la combinaison des deux éléments, n'est pas suffisante pour volatiliser le chlorure formé, l'action s'arrête. Brise-t-on la croûte, l'action recommence. Si Ton fait la même expérience avec de l'antimoine, la chloruration sera très-vive et complète, parce que le chlorure d'antimoine, étant facilement volatil, n'entrave point, par sa présence, l'action du chlore sur le métal.

Le mode d'après lequel le chlore se combine avec les métaux nous suggère une remarque que nous avons déjà faite ailleurs : nous avons observé que les corps halogènes, en se combinant avec les métalloïdes, ne produisent pas des combinaisons aussi nombreuses et aussi variées que celles qui engendrent les corps emphigènes; or il en est de même pour les combinaisons entre le chlore et les métaux. Nous trouverons en effet autant de chlorures qu'il y a d'oxydes basiques ou acides, mais nous n'en trouverons pas qui correspondent aux oxydes singuliers , et très-peu qui correspondent aux oxydes salins ; de sorte que le nombre des chlorures est moindre que celui des oxydes, et bien moindre encore que celui des sulfures. Mais comme les chlorures- ont une grande tendance à se combiner entre eux, et que leurs propriétés basiques ou acides sont relativement tranchées, il en résulte qu'on peut les classer à la manière des oxydes. On aura donc de * chlorures :

Basiques. Indifférents.

Acides. Salins.

La nature a tracé une ligne de démarcation qui permet de ne pas confondre les chlorures avec les oxydes et les sulfures. Tandis que les premiers sont généralement solubles et volatils , les derniers sont presque tous insolubles et fixes.

Les chlorures de la dernière section sont les seuls que la chaleur décompose, à l'exception cependant de ceux d'argent et de mercure. On conçoit que des métaux très-négatifs, comme l'or, le platine, l'iridium, etc., ne contractent pas de combinaisons bien stables avec les corps très-négatifs eux-mêmes ; aussi nous savons que les oxydes de ces métaux sont encore moins stables que les chlorures.

Sous l'influence de la chaleur, l'oxygène n'attaque point les chlorures de la première, ni ceux de la sixième ; mais il décompose tous ceux des quatre sections intermédiaires. Comme les chlorures qui résistent à Faction de l'oxygène sont les basiques et les acides , leur résistance ne se rattache probablement pas à la même cause. L'oxygène ne décompose pas les chlorures de la sixième section, parce qu'il a trop peu d'affinité pour leurs métaux : or on sait qu'un produit quelconque ne peut se former que dans des conditions favorables à sa stabilité. Comment pourrait-on se figurer qu'il se formât des oxydes d'argent, de mercure, d'or, de platine, d'iridium , sous l'influence d'une température qui les décomposerait? On ne peut pas se servir du même raisonnement pour expliquer la résistance que les chlorures alcalins et terreo-alcalins opposent à l'action de l'oxygène à chaud : il est possible que ces chlorures résultant d'une combinaison entre deux corps doués d'affinités très-énergiques aient, par cela même, une stabilité considérable. Ainsi le même effet proviendrait des causes différentes : les chlorures de la sixième résisteraient à l'oxygène, à cause de la faible tendance qu'auraient leurs métaux à se combiner avec cette substance; ceux de la première, à cause de la grande affinité qui réunirait leurs éléments.

L'action du soufre , nulle sur les chlorures des deux premières sections, est très-marquée, au contraire, sur ceux des quatre dernières; il se forme des sulfures et du chlorure de soufre. Bien qu'en général , cette action se conduise dans le même sens que celle de l'oxygène, il peut se faire néanmoins que dans quelques cas, elle soit plus facile, car les combinaisons, que le chlore et le soufre contractent entre eux, sont beaucoup plus stables à chaud, que celles du chlore et de l'oxygène.

Tandis que le carbone, le bore, le sicilium et l'azote n'exercent aucune action sur les chlorures, l'hydrogène se comporte comme le soufre : il ne réduit que les chlorures des quatre dernières sections, donne naissance à de l'acide chlorhydrique , et met à nu le métal. On profite de cette propriété pour avoir des métaux à un grand état de pureté. Quelquefois, l'hydrogène peut réduire les i. 48

chlorures à froid , pourvu qu'il soit à l'état naissant. C'est ainsi que l'on peut réduire le chlorure d'argent même fondu. Vous en voyez dans cette petite capsule; il adhère aux parois de telle sorte , qu'il est impossible de l'en détacher : je le recouvre avec un peu de limaille de fer, puis j'y verse de l'acide sulfurique étendu. Il se dégage de l'hydrogène qui réduit le chlorure métallique, et il se forme de l'acide chlorhydrique ; si bien que dans peu, ce chlorure, si compacte et si adhérent, deviendra une masse caverneuse d'argent métallique.

Les autres métalloïdes , tels que le brome , l'iode , le phosphore, l'arsenic, exercent aussi une action sur les chlorures métalliques. Mais cette action n'a pas encore été profondément étudiée , et d'ailleurs ne nous offre point d'intérêt.

Un métal décompose toujours les chlorures des sections qui suivent celle à laquelle il appartient. Cette règle n'a pas d'exception ; ainsi l'on est parvenu à isoler les métaux des chlorures de la seconde section, en décomposant ces derniers par le potassium. Autrefois, le bichlorure de mercure servait à chlorurer la plus grande partie des métaux qui, dans la classification, précèdent le mercure même. Les anciens chimistes ne connaissaient pas d'autre moyen pour préparer le protochlorure d'antimoine (beurre d'antimoine). L'industrie a profité de cette propriété générale : ainsi , par exemple , en chauffant du bichlorure de mercure avec de l'or stannifère, on transforme l'étain en bichlorure qui se vaporise, tandis qu'il reste une amalgame d'or et mercure. Chauffet-on cette amalgame , le mercure s'en va et l'or pur reste comme résidu.

Beaucoup de chlorures supérieurs passent aisément, par l'action des métaux, à l'état de chlorures inférieurs, parce quils leur cèdent la moitié de leur chlore. Je puis vous le prouver, en agitaut quelque temps du mercure avec une dissolution concentrée de bi-chlorure de cuivre : le métal perd son éclat, parce que sa surface se recouvre de protochlorure de mercure, et la liqueur perd sa transparence, parce qu'elle tient en suspension du protochlorure de cuivre. Cette propriété rend le bichlorure de cuivre un des agents les plus énergiques de chloruration , car il peut céder la moitié de son chlore à tous les métaux, l'or et le platine exceptés. Ce qu'il y a de plus remarquable, c'est que si on le fait agir sur un mélange de plusieurs métaux, les plus oxydables sont attaqués les premiers, les autres ne le sont qu'après, et successivement selon l'ordre de leur oxydabilité relative. Le bichlorure de cuivre joue un grand rôle dans l'extraction de l'argent, par ïe procédé américain connu sous le nom de patio.

L'action des corps simples sur les chlorures métalliques peut être résumée en très-peu de mots : les métaux les plus oxydables réduisent tous les chlorures , dont les métaux sont moins oxydables; l'hydrogène et le soufre, et probablement le sélénium, attaquent tous les chlorures moins ceux des deux premières sections; l'oxygène les attaque tous, moins ceux de la première et de la dernière : le carbone, le bore, le silicium et l'azote n'ont pas d'action sur les chlorures ; les autres métalloïdes en ont une peu connue et dont les résultats sont sans importance.

On a discuté longtemps, pour savoir si les chlorures métalliques, une fois dissous dans l'eau, conservaient leur constitution binaire, ou s'ils se transformaient en hydrochlorates d'oxyde. On attachait un grand intérêt à cette question, parce que, selon la manière dont elle aurait été résolue, on aurait ou l'on n'aurait pas rapproché cette classe de corps aux combinaisons salines. Mais depuis que l'on a acquis la conviction qu'il importe peu pour les progrès de la science, que les chlorures soient considérés comme des sels ou comme des composés d'une nature particulière , cette discussion a perdu de son importance. Quel que soit l'avis qu'un chimiste adopte sur ce point, il lui servira toujours également pour interpréter les phénomènes auxquels donnent lieu les chlorures métalliques. Pour nous, sans prétendre que les chlorures dissous soient des chlorhydrates d'oxyde, nous les considérerons cependant, comme étant doués de propriétés salines ; à ce point de vue, tout ce que nous dirons désormais de général sur les sels, nous entendons l'appliquer aux chlorures dissous dans l'eau. Mais dans ce moment, il s'agit moins d'adopter un avis sur ce sujet, que de connaître quelle est l'action de l'eau sur les chlorures ; cette action n'est pas la même dans tous les cas, et la classification que nous avons adoptée pour cette sorte de composés, nous servira à fixer nos idées à cet égard.

Certains chlorures décidément acides, tels sont ceux de bismuth, d'étain, d'antimoine, de tungstène, d'osmium, sont décomposés par un excès d'eau, de telle sorte qu'il en résulte de l'acide chiorhydrique et un oxyde ou un oxychlorure. Voici une dissolution très-concentrée de proto-chlorure d'antimoine : je la mêle à une grande quantité d'eau ; vous voyez la masse devenir laiteuse ; par le repos, elle laisse déposer de l'oxychlorure d'antimoine, et la liqueur devient fortement acide. L'oxychlorure d'antimoine pouvant être considéré comme une combinaison d'oxyde et de chlorure

SbfCls,3Sb*0*,HO,

316 CniMIR ÉLÉMENTAIRE.

il est permis d'admettre qu'il s'était formé d'abord un composé double de chlorure et de chlorhydrate d'oxyde; que celui-ci avait été décomposé par l'eau, laquelle, en vertu de sa masse , avait joué, dans ce cas, le rôle d'un acide. Quel que soit le bien fondé de cette théorie, il est certain que ces chlorures décomposent l'eau, et une fois qu'ils ont éprouvé leur action, c'en est fait de leur nature binaire.

D'autres chlorures acides et indifférents, tels que ceux de la deuxième, et plusieurs de la troisième et quatrième sections, dès qu'ils sont dissous dans l'eau , ne peuvent plus être ramenés à l'état anhydre. Lorsque on veut les dessécher, ils se dé* composent et passent à l'état d'oxydes. C'est par suite d'un phénomène de cette nature, que l'eau distillée renferme quelquefois de l'acide chlorhydrique: cela a lieu, lorsqu'on néglige certaines précautions en distillant de l'eau naturelle riche en chlorure de magnésium. Dans ce cas, on pourrait se demander , si la décomposition de l'eau a été de beaucoup antérieure à l'apparition de l'oxyde, ou si elle l'a précédée immédiatement : en d'autres termes, si c'est un chlorhydrate déjà préexistant qui se décompose , ou bien si c'est l'effet d'un double échange entre les éléments de l'eau et du chlorure. L'état de la science ne permet pas de répondre, et chaque opinion est également admissible.

Les chlorures indifférents de la dernière section, et en général tous les chlorures basiques , peuvent être dissous dans l'eau et puis ramenés à l'état anhydre. La formation des chlorhydrates est, dans ce cas, moins probable, sans être cependant impossible. Il est vrai qu'il ne semble pas naturel que l'eau se décompose au contact de ces chlorures , pour se recomposer sous la seule influence del'évaporation. Il faudrait admettre que ces chlorhydrates peuvent se décomposer sous l'action des causes les plus faibles qu'on puisse imaginer. Voyez plutôt cette expérience : dans ce tube se trouve une dissolution aqueuse de chlorure d'or ; je l'agite avec de l'éther qui lui enlève tout le chlorure et la décolore. En évaporant l'éther, le chlorure anhydre reste. Ceux qui admettent que dans la dissolution il y a du chlorhydrate d'oxyde d'or, seront obligés de convenir que ce sel est redevenu chlorure anhydre par l'action pure et simple de l'éther. Vous sentez vous-mêmes, Messieurs, combien il est difficile que cette manière de voir soit conforme à la vérité. Cependant les raisons de ceux qui soutiennent cette hypothèse, ne sont pas tout à fait sans fondement. Ils font observer que la couleur de certains chlorures anhydres n'est pas la même que celles des mêmes chlorures hydratés, et que la couleur et la saveur de ces derniers sont les mêmes que celles

OT^MWM^mw^Mm^WVOB

des combinaisons salines contenant le même métal. Le protochlorure de fer est blanc ; dissous dans l'eau il est vert, et son goût est styptique : or les sels à base de protoxyde de fer sont verts et ont une saveur styptique. Le chlorure de nickel est jaune, sa dissolution aqueuse est verte. Le chlorure de chrome a une couleur fleur de pêcher, celui de cuivre est brun-jaune ; dissous dans l'eau, l'un est vert, l'autre est bleu : mais les dissolutions des sels ayant pour bases les oxydes de ces métaux, ont précisément les mêmes couleurs et saveurs que les chlorures dissous. Si Ton ajoute que les réactions des chlorures en dissolution ont les mêmes caractères généraux que les dissolutions salines proprement dites, il faut convenir qu'il n'est pas aisé de condamner comme fausse, l'hypothèse qui admet que les chlorures en contact avec l'eau ne sont que des chlorhydrates d'oxydes. Quoi qu'il en soit, il est certain qu'il n'y a que les chlorures basiques et les chlorures indifférents de la dernière section, qui, une fois dissous dans l'eau, peuvent en être retirés à l'état anhydre.

À propos des changements de couleur que l'eau fait éprouver à un grand nombre de chlorures, je vous dirai quelques mots sur les encres sympathiques. Certains chlorures changent de couleur en se dissolvant dans l'eau, parce qu'ils s'hydratent. Lorsqu'on écrit avec de pareilles dissolutions suffisamment étendues, les caractères ne sont pas visibles ; si l'on chauffe le papier, l'écriture apparaît, le chlorure par la dessiccation redevient anhydre, et reprend sa couleur naturelle, dont la nuance est intense. Les caractères disparaissent dès que le papier se refroidit, parce qu'il absorbe de l'humidité, et le chlorure s'hydrate de nouveau. L'emploi de cette sorte d'encres sympathiques est donc fondé sur la faible nuance de certaines chlorures hvdratés, et sur la nuance intense de ces mêmes chlorures anhydres. Un exemple va vous le prouver : Sur cette feuille j'ai tracé des caractères avec une dissolution de chlorure de nickel : vous n'y distinguez rien, la teinte verdàtre de, la liqueur qui m'a servi d'encre, étant trop faible, pour être visible sur un fond blanc : cependant si je chauffe le papier, les traits apparaissent avec une couleur jaune ; ils disparaissent par le refroidissement, pour reparaître de nouveau, si on les chauffe encore. On peut produire des effets remarquables en se servant de plusieurs chlorures. Le chlorure de cobalt, par exemple, est rouge, même quand il est sec ; légèrement chauffé, il se modifie et devient bleu ; mêlé à du chlorure de nickel, il doit produire du vert. Ainsi l'on peut produire trois couleurs avec deux chlorures : on aura du bleu avec celui de cobalt pur ; du jaune avec celui de nickel ; et du vert par le mélange des deux. i. 4 8.

Ed faisant intervenir d'autres chlorures, et même d'autres sels, on variera et Ton augmentera le nombre des nuances. On est parvenu par ce moyen à faire des dessins dont l'aspect change sous l'influence de la chaleur. Un paysage qui représenterait une vue d'hiver, pourrait en représenter une de printemps , si on le chauffait après avoir dessiné les feuilles et l'herbe avec du chlorure de cobalt et de nickel, les baies et les fleurs rouges avec de l'azotate de cobalt, les fleurs jaunes et les fruits avec du chlorure de cuivre , les fleurs bleues et quelques parties du ciel avec du chlorure de cobalt.

Aujourd'hui le nombre des encres sympathiques est immense, car elles ne sont pas seulement faites avec des chlorures métalliques. Ceux-ci se prêtent particulièrement aux écritures qui apparaissent et disparaissent plusieurs fois ; mais une foule de substances peuvent servir à tracer des caractères invisibles, qui persistent dès qu'ils sont apparus, par suite d'une influence quelconque. Ainsi presque tous les acides qui ne colorent pas le papier à la température ordinaire, sont des encres sympathiques qui se manifestent d'une manière permanente, sous l'influence de la chaleur. Tel est l'acide sulfurique étendu d'eau, le jus de citron (acide citrique) etc. Les liquides qui contiennent quelques sels fixes en dissolution, produisent un effet analogue : la salive, le lait, l'urine en sont des exemples. La cause qui fait réagir toutes ces matières est la même. Que l'on suppose une feuille de papier, sur laquelle se trouvent des caractères tracés avec un acide ; si l'on chauffe cette feuille, la portion qui est imprégnée d'acide, noircira avant que le reste du papier éprouve la moindre altération ; si les caractères avaient été tracés avec un liquide salin, la portion du papier qui en serait imbibée, résisterait au contraire à l'action du feu, se conserverait blanche tandis que l'autre portion se carboniserait : de sorte que dans le premier cas on aurait une écriture noire sur un fond blanc, et dans le second cas une écriture blanche sur un fond noir.

Tous les sels métalliques qui par des doubles décompositions fournissent des précipités colorés sont encore des encres sympathiques. Ainsi les caractères tracés avec une dissolution de sulfate de cuivre, apparaissent avec une couleur marron, lorsqu'on trempe le papier dans une dissolution de prussiate jaune de potasse (cyanoferrure de potassium). Si au lieu d'écrire avec un sel de cuivre, vous écrivez avec un sel de fer, vous aurez, par le même réactif, une coloration bleue etc., etc. Mais, je me propose moins de vous donner des recettes pour faire des encres sympathiques (recettes dont les traités de chimie abondent), que de vous donner les

moyens de les découvrir. Il est rare que les caractères invisibles, ne deviennent pas apparents par suite des épreuves suivantes : on commence d'abord par chauffer le papier ; si rien ne se manifeste, on le plonge dans une dissolution de prussiate jaune de potasse, ou d'hydrosulfate d'ammoniaque, ou bien encore dans de la teinture de noix de galle: ces trois réactifs donnent lieu à des dépôts colorés, lorsqu'ils sont mis en contact avec presque toutes les dissolutions métalliques. La teinture d'iode fera reparaître les caractères qui auront été tracés avec de l'amidon sur du papier collé à la gélatine. Quelquefois on emploie deux encres, l'une ordinaire, l'autre faite avec de l'encre de Chine, c'est-à-dire avec du charbon ; l'ensemble de l'écriture présente ainsi un sens indifférent. Mais fait-on disparaître, à l'aide du chlore, l'encre ordinaire, le sens change ; il faut donc ajouter à la série des épreuves l'emploi d'une dissolution de chlore, pour s'assurer si l'écriture est faite avec une encre d'une seule espèce. Enfin, l'on peut tracer des caractères invisibles avec dés matières collantes, qui saupoudrées avec des poudres colorées, produisent une écriture visible. Cette épreuve ne doit pas être oubliée.

En définitive, il y a deux classes d'encres sympathiques : la première comprend celles qui servent à tracer des caractères invisibles que la chaleur ou certains réactifs font apparaître ; dans la seconde on trouve les encres collantes.

En voilà assez de cette digression.

Nous avons vu que si l'eau décompose incontestablement quelques chlorures, il n'est pas également sûr qu'elle agisse de la même manière sur la plus grande partie d'entre eux ; dans tous les cas, nous ne pouvons pas douter de sa combinaison directe, et par conséquent de l'existence des chlorures hydratés. Il serait difficile d'établir, sous un point de vue général, l'action des corps composés sur les chlorures, car elle est trop variable ; d'ailleurs, beaucoup de leurs réactions sont communes aux sels proprement dits, et nous les rencontrerons en parlant de ces composés. Je terminerai donc ce que je m'étais proposé de vous dire sur les chlorures en vous indiquant les procédés les plus suivis pour leur préparation.

Ce que nous venons d'apprendre à leur égard, et ce que nous savons sur les oxydes, nous permet de deviner que l'on pourra obtenir des chlorures par l'action directe du chlore sur les métaux ou sur les oxydes, ou bien encore par l'action directe des métaux sur les chlorures. Souvenons-nous que presque tous les oxydes peuvent être transformés en chlorures par l'action de l'acide chlorhydrique ; que plusieurs métaux s'emparent du chlore de

cet acide, et font dégager son hydrogène; ajoutons que l'acide chlorhydrique décompose presque tous les sulfures en produisant un chlorure et de l'hydrogène sulfuré, et nous saurons ainsi combien sont nombreux les procédés par lesquels on peut préparer les chlorures. Vous trouverez dans le tableau suivant la série des procédés de préparation , avec un exemple pour chacun d'eux.

Procédés. Exemples.

lo Chlore et méUui ( bichlomre de mercure : procédé suivi en Angleterre.)

2o Chlore et oxydes ( chlorure de zinc. )

3o Métaux et chlorures ( bichlorure d'étain préparé en faisant agir

Tétain sur le bichlorure de mercure. )

40 Acide chlorhydrique et métaux. . ( protocblorure de fer.)

50 Id. et oxydes . . ( chlorure de calcium. )

6° Id. et sulfures, (protochlorure d'antimoine.)

Maintenant que nous venons d'étudier les oxydes, les sulfures et les chlorures métalliques, nous croyons avoir terminé l'histoire générale des métaux. En effet, l'étude de l'action du soufre implique celle du sélénium : d'un autre côté, l'action du chlore sur les métaux doit avoir beaucoup d'analogie avec celle du brome, de l'iode et du fluor. Il nous resterait, il est vrai, à examiner l'action du phosphore, de l'arsenic et des autres métalloïdes, mais comme cette action n'offre rien d'important dans son ensemble, nous nous réservons de faire connaître les faits les plus saillants qui s'y rapportent, lorsque nous en serons à l'histoire spéciale des métaux. Pour le moment, occupons-nous de l'action réciproque des corps binaires que nous venons d'étudier; en d'autres termes, livronsnous à l'étude des sels. Ce que nous apprendrons par cet examen complétera tout à la fois l'histoire générale des métaux et celle de leurs combinaisons métalloïdiques.

Les anciens chimistes avaient des idées fort singulières sur la nature des sels : pour eux le type en était l'acide sulfurique ; ils admettaient que les sels étaient formés d'eau et de terre, et qu'ils devaient avoir une densité moyenne entre ces deux matières. Ils comprenaient dans cette classe ce que nous appelons des bases, des acides, des chlorures, et même des véritables sels, dans le sens que leur donne la majorité des chimistes d'aujourd'hui. C'est seulement vers la moitié du xviue siècle que l'on commence à avoir des idées bien arrêtées sur la nature des sels. Rouelle, en effet, les considérait comme étant des combinaiaoûs de deux corps binaires. Quant aux lois de leur composition, il faut descendre

vers la fin du même siècle, pour trouver celles de Wenzel et de Richter , lois qui ont été rectifiées et amplifiées plus tard par plusieurs chimistes, à la tête desquels figure Berzélius.

Qu'entend-on par le mot sel aujourd'hui ? je vais donner les trois définitions qui résument les différentes idées répandues parmi les chimistes sur la constitution de ces corps :

\ ° Un sel est un composé formé d'un acide et d'une base, et dans lequel les propriétés de cet acide et de cette base se trouvent plus ou moins neutralisées ;

2° Un sel est une combinaison de deux composés, dont l'un joue le rôle d'élément électro-négatif ou d'acide, l'autre celui d'élément électro-positif ou de base ;

3° Un sel est un composé formé par deux parties, Tune métallique, l'autre non-métallique, pouvant s'échanger par double décomposition.

La première de ces définitions, qui date du temps de Lavoisier, est insuffisante, car selon l'esprit de son auteur, elle ne s'applique qu'aux combinaisons oxygénées ; d'ailleurs lorsqu'elle fut énoncée pour la première fois, on n'admettait pas encore les hydracides, et la constitution des nombreux composés qui en dérivent n'était pas encore bien connue.

La deuxième définition est plus large et comprend plus de faits. Elle ne se limite pas seulement aux combinaisons oxygénées, mais elle atteint les combinaisons sulfurées, les séléniées, les halogéniques ; elle s'applique même à ce que l'on appelle les sels doubles, et représente le système dualistique; système qui aujourd'hui ne répond pas, il est vrai, à tous les besoins de la science, mais qui n'est pas encore assez défectueux pour être complètement rejeté '.

La troisième définition est encore plus large que la précédente ; elle comprend tout ce qui peut subir un double échange, c'est-àdire presque toutes les combinaisons de la chimie minérale. Ainsi les acides, les oxydes, les sulfures, les chlorures et leurs congénères, les hydracides, l'eau et les sels proprement dits, y sont réunis en un seul faisceau. D'après cette définition, l'hydrogène dans les combinaisons joue le rôle d'un métal autant que d'un corps non métallique. Ce que l'on a appelé jusqu'à présent acide anhydre n'est plus un acide. Les sels neutres ne diffèrent des acides basiques que parce que l'échange chez les premiers a été complet, et non pas chez les derniers. Cette définition des sels

1 . Le système dualistique a été développé par Berzelins. D'après ce système , les composés de la chimie sont tellement constitués , qu'ils peuvent être représentés par deux groupes moléculaires dont l'un joue le rôle électro-négatif, l'autre le rôle électro-positif.

résume le système unitaire proposé par M. Gerhard t; système qui a pour lui une grande uniformité : les réactions en apparence les plus complexes y sont expliquées, souvent d'une manière trèsheureuse, et les formules y sont très-simples et très-courtes.

Après ce tribut d'éloges, vous allez croire que j'adopte cette dernière définition : non, Messieurs ; c'est la seconde que je préfère, non pas parce que je la crois la meilleure, mais parce que je la crois la plus commode pour ceux qui commencent l'étude de la chimie. C'est par pure convenance d'enseignement que j'adopte la définition dualistique des sels, et je n'entends ni blâmer, ni repousser la définition unitaire. Bien loin de là, je me propose au contraire, lorsque l'occasion se présentera, de vous faire saisir dans quelles conjonctures elle a droit à la préférence.

Tâchons d'approfondir expérimentalement la définition que nous venons d'adopter. Combinons ensemble deux corps oxygénés, soit de l'oxyde de sodium et de l'acide sulfurique. Nous voyons leurs propriétés individuelles disparaître. Plaçons le nouveau produit que nous appelons sulfate de soude, et qui se trouve dissous dans l'eau , plaçons-le, dis-je, sur le passage d'un courant électrique ; et pour nous apercevoir de ce qui se passera colorons-le

•ftftV -fTVXTrv avec **u 8*roP violettes. Vous

j 1 1 ^ voyez de quelle manière est disposée

[11 l'expérience. C'est un tube en U qui

1 1 I ferme un circuit vol taïque. Le fil qui

S M I porte le signe positif + (fig. 58 ) cor-

^^Sp^"VI respond au pôle du même nom d'une

pile en activité qu'on ne voit pas sur la figure. Le fil qui porte le signe négatif — correspond à l'autre pôle de la même pile. Par cette disposition, il est clair que le courant électrique doit traverser le liquide qui est dans le tube en U. Nous nous apercevons déjà que le sulfate de Kg. 58. soude se décompose, car dans la

branche du fil positif, le liquide d'abord coloré en violet est devenu rouge, et dans l'autre branche il est devenu vert ; d'où nous devons conclure que par suite de la décomposition, l'acide s'est transporté au pôle positif et la base au pôle négatif. Si en nous plaçant dans des circonstances favorables d'expérimentation, nous avions opéré^ avec tous les corps compris dans la définition que nous avons adoptée, nous aurions encore vu s'effectuer des décompositions dans le même sens ; les deux principes immédiats du sel auraient pris

chacun un pôle opposé. Les indications des réactifs n'auraient pas été possibles dans tous les cas, parce que tous les produits de la décomposition n'auraient pas été solubles, ou bien ils n'auraient pas tous agi sur les matières colorantes végétales. Ce qu'il importe d'établir d'une manière générale, c'est que toute combinaison saline (oxysel, sulfosel, chlorosel, etc., etc.) se dédoublera toujours sous l'influence d'un courant électrique convenablement appliqué, et elle se dédoublera de telle sorte que l'un des deux principes constituants se trouvera électro-négatif relativement à l'autre.

Ayant fixé nos idées sur la nature des sels, passons aux lois de leur composition. Bien que ce que nous allons dire soit d'une application générale , nous aurons plus spécialement en vue les oxysels, qui sont les plus communs et les mieux connus : c'est pourquoi, avant d'aller plus loin, je veux rectifier quelque inexactitude qu'un simple énoncé aurait pu introduire dans votre esprit.

Vous savez ce que l'on entend par oxysel , et même par sulfosel ; je vous ai dit ailleurs, que si dans certains sels ordinaires on remplace l'oxygène par du soufre, l'on a un sulfosel; ainsi, enlève-t-on à l'arséniate d'oxyde de potassium tout son oxygène en y mettant une quantité équivalente de soufre , on obtient du sulfo-arséniate de sulfure de potassium.

KO, AsOs - 06 -+- SB = KS, As S*

On conçoit donc la dénomination d'oxacide, de sulfacide, d'oxybase, de aulfobase. Mais de cette notion il ne faut pas induire que l'on puisse également enlever l'oxygène et le soufre à un oxysel ou à un sulfosel, et les remplacer par du chlore, pour avoir un chloro-sel. Ces composés doivent être plutôt considérés comme des chlorures doubles, l'un desquels joue vis-à-vis de l'autre le rôle d'acide ; mais une fois dissociés, ils ne possèdent pas ces caractères opposés qui servent à séparer d'une manière si nette les oxacides des oxybases. Il est inutile de vous faire observer que lorsque je parle des chlorosels, j'entends parler aussi de leurs congénères. Quant aux chorures simples, ils ne sont pas des sels d'après notre définition ; cependant lorsqu'ils sont dissous dans l'eau ils se prêtent aux métamorphoses d'après les mêmes lois que les sels proprement dits : aussi leur appliquerons-nous toutes les généralités que nous allons donner sur les combinaisons salines. Néanmoins, pour ne pas confondre les chlorures et leurs congénères avec les véritables sels, on donnera aux premiers le

nom de sels haloides, et aux dernière le nom de sels amphides. Gela dit, abordons notre sujet.

Dès longtemps vous savez, Messieurs, que les combinaisons ne se font pas au hasard : 4 00 parties d'acide sulfurique anhydre ne pourront être neutralisées que par 78 d'oxyde de sodium, ou par 490 d'oxyde de barium, ou par 278 d'oxyde de plomb. Biais cette manière d'exprimer un fait général serait tout à fait empyrique, si l'on ne démêlait pas quelque rapport constant entre les quantités des matières employées. Il était réservé à Berzelius de faire cette découverte, en comparant l'oxygène des bases avec celui des acides. Il trouva que dans les sulfates, par exemple, l'oxygène de l'acide sulfurique étant 4 , celui delà base est égal à f; ou en d'autres termes, celui-ci étant 4 , celui de l'acide est 3. En examinant d'autres sels de la même espèce, mais de genres différents, il trouva encore un rapport constant pour chaque acide. Vous n'avez qu'à jeter les yeux sur ce tableau, pour voir d'un coup d'oeil ce fait général.

Tableau du rapport entre l'oxygène de la base et l'oxygène de l'acide dans les sels les plus communs.

••1-2 nonr l«s I Carbonate»

.. 1 . x ponr les.... j guMteg

/ Sulfates

:: I :3 pour les.. .. J Çbromates

j Borates \ Ox al a tes

! Azotates Chlorates Métaphosphates :: i : 7 pour les.... Percbiorates

:: i : 2 ^ pour les.... Pyrophosphates. :: 1 : l^pour les.... Phosphates

Ce tableau, quoique incomplet, vous met à même néanmoins de saisir la loi que je vais vous énoncer dans les termes suivants :

Dans tes sels, il existe un rapport simple et constant entre r oxygène de la base et celui de V acide. Ou , ce qui revient au même : les quantités pondérales des diverses bases qui forment des sels neutres avec un même poids d'un acide, renferment exactement la même quantité d'oxygène.

De cette loi, découle nécessairement la conséquence que les bases pouvant neutraliser un certain poids d'un acide, neutraliseront un poids proportionnel de tous les autres acides, et réciproquement.

Supposons 4 bases , potasse, chaux, baryte, strontiane, et un seul acide qui sera l'acide sulfurique : pour plus de simplicité,

supposons que tous ces corps soient anhydres. L'expérience nous démontre que pour salifier 500 parties d'acide, ii nous faut

589,30 parties de potasse, , 350 id. de chaux , 958 id. de baryte , 648 id. de strontiane.

On peut donc être sûr que ces quantités différentes de bases satureront 675 parties d'acide azotique, $75 d'acide carbonique, 400 d'acide sulfureux, 450 d'acide oxalique, etc., etc., car ces nombres sont proportionnels à 500 d'acide sulfurique. Ce qui est vrai pour les bases relativement aux acides, est également vrai pour les acides relativement aux bases.

Quand on est pénétré de l'esprit de ces lois, on- sait ce que l'on entend par capacité de saturation d'un acide. On exprime la capacité de saturation d'un acide par un chiffre qui représente la quantité pondérale d'oxygène contenue dans la portion de base qui salifie 400 parties d'un acide considéré anhydre. Voulez-vous salifier, ou en d'autres termes voulez-vous saturer 1 00 grammes d'acide sulfurique absolu1? prenez une quantité d'une base quelconque qui contienne 20 d'oxygène, puisque 20 représente la capacité de saturation de cet acide. Mais pourquoi 20? parce que 400 parties d'acide sulfurique en renferment 60 d'oxygène ; quantité qui, suivant la loi énoncée, doit être 3 fois plus grande que celle de l'oxygène contenu dans la base qui sert à saturer.

Ainsi, la capacité de saturation de l'acide sulfurique absolu étant représentée par 20, celle de l'acide azotique absolu est représentée par 14,8, celle de l'acide carbonique par 36,36, etc., etc.

Il est inutile que j'insiste sur les avantages que l'on peut tirer de l'application de ces principes : il suffit de dire que dans les laboratoires et dans les ateliers d'arts chimiques, on a besoin à chaque instant d'avoir recours à la capacité de saturation des acides. Toutefois, il y a une circonstance qui pourrait jeter de l'incertitude dans l'esprit de celui qui voudrait appliquer ces principes. On admet que la capacité de saturation de l'acide phospho-

1 . En chimie , Ton applique le mot absolu aux corps que Ton considère comme étant dégagés de tonte association. Pour les bases, les acides et les sels il signifie ordinairement anhydre. Ainsi 100 p. d'acide sulfurique ordinaire (SO\HO), renferment 81,79 d'acide sulfurique absolu (SOJ ). Autre exemple. L'on a une dissolution de chlorure double de platine et de sodinm : si Ton demande à connaître la quantité de chloruré de platine absolu que la dissolution contient , c'est comme si Ton demandait à connaître la quantité de ce chlorure , abstraction faite de l'antre avec leqnel il est combiné.

rique^st «== 22,49 : ayant 400 livres de cet acide absolu à saturer, je les mets en contact avec une quantité de soude qui contiendra précisément 22,42 livres d'oxygène : l'opération terminée, je m'aperçois que mon phosphate de soude a une réaction très-alcaline. Je trouve également qu'après avoir saturé, d'après les mêmes règles, une certaine quantité d'acide sulfurique. au moyen d'oxyde de cuivre, je trouve, dis-je, que le sulfate de cuivre a une réaction acide : je me demande alors si je me suis trompé ; si, dans un cas, j'ai mis trop de soude, et dans l'autre trop peu d'oxyde de cuivre. Pour prévenir ces incertitudes , demandons-nous ce que l'on doit entendre par les mots acidité, alcalinité, neutralité.

On sait que le caractère distinctif des acides, autant qu'ils sont solubles, est celui de rougir la teinture de tournesol et le sirop de violettes ; l'on sait également que le caractère distinctif des alcalis est celui de ramener au bleu la teinture de tournesol préalablement rougie par un acide, de verdir le sirop de violettes, et de bleuir la matière colorante du bois de Campèche (hématine).D'un autre côté, l'expérience démontre que lorsqu'on combine, dans certaines proportions déterminées, des acides énergiques à des J)ases énergiques, on forme ainsi des sels que l'on appelle neutres, par cola seul que leurs dissolutions n'ont plus aucune action sur les teintures végétales colorées. Mais l'expérience fait voir aussi que lorsqu'on suivant les mêmes règles que pour la formation des sels neutres, Ton combine des acides faibles avec des bases puissantes et vice versa, on obtient des sels qui ne »ont pas dépourvus de réaction. Ainsi, par exemple, l'acide sulfurique et la potasse donnent un sel neutre; le même acide et l'oxyde de cuivre donnent un sel à réaction acide, la soude et l'acide phosphorique produisent un sel à réaction alcaline. Pour mettre d'accord ces faits, il faut savoir en quoi consiste la réaction que présentent les réactifs végétaux colorés. Je vous en ai déjà dit quelques mots ailleurs, mais aujourd'hui je veux en dire davantage , et pour simplifier, nous considérerons le tournesol. Si Ton fait abstraction des matières étrangères qui l'accompagnent, le tournesol du commerce est un sel dont l'acide, quoique rouge à l'état libre, donne néanmoins des sels bleus. Appelons litmate de chaux le tournesol, puisque son acide porte le nom d1 acide litmique, et voyons ce qui arrivera lorsqu'un acide sera mis eu contact avec ce sel : il arrivera que l'acide litmique sera mis en liberté, et comme il est rouge, la masse prendra cette couleur : c'est tout simplement un acide qui en chasse un autre moins fort que lui. Si on mettait une base soluble en contact avec l'acide litmique (tourne-sol rougi), l'acide libre se combinerait avec la base et reproduirait un sel bleu.

Quand un sel neutre, le sulfate de potasse, par exemple, sera mis en contact avec du litmate de chaux (tournesol ordinaire), rien ne doit se passer d'appréciable; car même en admettant qu'il y ait un échange entre les éléments de ces deux sels, la couleur n'en sera pas altérée, vu que le litmate de potasse est aussi bleu que celui de chaux : pareillement, le sulfate de potasse ne produira aucun changement dans le tournesol rougi, c'est-à-dire dans l'acide litmique, car celui-ci étant un acide faible, il ne peut pas enlever la potasse à l'acide sulfurique. Mais supposez qu'un acide végétal coloré, pouvant agir à la manière de l'acide litmique, fût plus puissant que l'acide sulfurique, il est évident que le sulfate de potasse, loin d'être neutre vis-à-vis de ce nouveau réactif, aurait la réaction alcaline. Vous voyez donc, Messieurs, que la neutralité n'est point une propriété absolue : cela est si vrai que l'on trouve des corps qui, suivant les circonstances, donnent des réactions opposées. Ainsi, l'acide borique rougit le tournesol et bleuit l'hématine. Il se comporte donc avec le premier comme un acide, avec le second comme une base.

Arrivons aux sels qui exercent une action sur les réactifs végétaux colorés. Rappelons d'abord que les sels à réaction acide renferment toujours des bases faibles, et qu'au contraire, ce sont des acides faibles que renferment les sels à réaction alcaline. Remarquons, en outre, que les premiers ont une tendance à passer à l'état de sels avec excès de base, tandis que les derniers passent aisément à l'état de sels avec excès d'acide. Cela posé, qu'arrivera-t-il lorsqu'un sel à réaction acide, le sulfate de cuivre, par exemple, sera mis en contact avec du litmate de chaux (tournesol)? Une portion de l'acide sulfurique, faiblement retenue par l'oxyde de cuivre, s'emparera d'une base forte telle que la chaux, retenue faiblement elle-même par l'acide litmique ; il se formera alors, d'une part, du sulfate de chaux ; de l'autre part, du sous-sulfate de cuivre ; tandis que la portion d'acide litmique, devenue libre, communiquera la couleur rouge à la masse. Si un sel à réaction alcaline, tel que le borate de potasse, est mis en contact avec de l'acide litmique (tournesol rougi), la base puissante, se combinera en partie avec lui ; parce qu'elle est faiblement retenue par son acide, et il se formera un sur-sel et du litmate de potasse qui rendra la masse bleue. Si dans le premier cas, la chaux avait été une base moins forte que l'oxyde de cuivre, et si, dans le second cas, l'acide litmique avait été beaucoup plus faible que l'acide borique, il n'y aurait eu aucune réaction : les sels actuellement actifs seraient devenus neutres.

Il résulté de tout ceci que les réactifs colorés ne donnent lieu qu'à des phénomènes de relation; que X acidité^ V alcalinité et la

neutralité* n'étant que des qualités accidentelles, ne peuvent pas servir à déterminer la véritable saturation des acides. Sans doute, dans quelques cas, leur usage est fort utile, surtout lorsqu'il s'agit de combiner des acides puissants avec des bases puissantes ; mais autrement, la saturation des acides, ou si l'on veut la neutralité chimique des sels, se rattache tout simplement aux lois qui régissent les combinaisons ordinaires. Les chimistes sont convenus d'appeler neutre tout sulfate, tout azotate, tout carbonate, etc., etc., où le rapport de l'oxygène dé la base à celui de l'acide sera :

lorsque les composés rempliront cette condition, leur acide et leur base seront chimiquement saturés, peu importe la réaction à laquelle ils donneront lieu par leur contact avec tel ou tel réactif.

Il nous sera facile maintenant de nous rendre compte de ce que l'on entend par sel acide et par sel basique.

Il va sans dire que ces sortes de sels, quelle que soit l'énergie chimique de leurs principes immédiats, doivent exercer une action sur les matières colorantes végétales ; mais nous devons faire abstraction de cette particularité, et nous occuper seulement de leur constitution. Pour faciliter l'examen auquel nous allons nous livrer, considérons le bisulfate de potasse, comme le type des sels acides. Si l'on se rapporte au procédé de sa préparation, il est tout naturel de le considérer comme une combinaison de sulfate neutre de potasse et d'acide sulfurique ordinaire. Pour le préparer on chauffe convenablement un mélange de ces deux substances, et le résidu repris par l'eau donne par évaporation des prismes incolores, dont la formule empyrique est S*KH08, formule qui peut être décomposée en celle-ci: KO, S05-fHO,SO*. En étudiant certaines réactions de l'acide sulfurique, nous parviendrons à rapprocher cet acide d'un sel métallique. Comparons-le à un sel connu ; soit du sulfate de cuivre. Voici deux verres contenant , l'un une dissolution aqueuse de ce dernier sel, l'autre de l'acide sulfurique étendu d'eau. Je plonge dans chaque liquide une lame de zinc : celle qui est en contact avec le sulfate de cuivre se recouvre- de cuivre, celle qui est en contact avec l'acide sulfurique donne lieu à un dégagement de gaz hydrogène; si l'on attendait que toute action fût terminée , on ne trouverait plus dans les deux dissolutions que du sulfate de zinc. Exprimons ces deux faits par des formules que nous trouverons pour ainsi dire parallèles.

H 0,SO* + Zn = ZnO,S05 + H Cu 0, SO* + Zn == Zn 0, SO» + Cu

Si Ton Osait considérer l'hydrogène comme cloué de nature métallique, bien que gazeux, on dirait que dans les deux cas un métal en a chassé un autre.

Cherchons une autre analogie. Voici encore deux dissolutions semblables aux précédentes. Je verse dans chacune d'elles une quantité convenable de potasse; dans Tune, je vois se former un précipité bleu qu'une légère chaleur noircit : c'est de l'oxyde de cuivre; dans l'autre je n'observe aucun changement; mais si j'évapore les deux liquides ils fournissent également du sulfate de potasse. Or, si je compare ce sel au sulfate de cuivre et à l'acide sulfurique, je trouve qu'il ne diffère du premier que parce qu'il contient de la potasse, au lieu d'oxyde de cuivre, et du dernier parce qu'il contient de la potasse au lieu d'eau. L'oxyde de cuivre je l'ai vu se séparer, parce qu'il est insoluble ; rien ne m'a indiqué la séparation de l'eau, parce qu'elle s'est mêlée avec la portion qui servait de dissolvant. Si l'on exprime tous ces faits par des formules, on trouvera encore qu'elles sont semblables.

H 0, SOa + K0 = K0, SO* -h H 0 CuO, SO* + K0=~ KO, SO* + CuO

En considérant l'eau comme une base, on dirait que ces deux phénomènes se résument en un seul : c'est une base qui en chasse une autre.

Ce n'est pas tout. Lorsqu'on ajoute du sulfate de potasse à du sulfate de cuivre, on obtient un composé défini formé par les deux sels. Or, je viens de vous dire que l'on peut combiner directement de l'acide sulfurique à du sulfate de potasse, et obtenir un composé dé6ni formé par ces deux substances. Par deux procédés semblables, je puis donc obtenir deux produits dont la composition est représentée par deux formules analogues :

K0,S0l + H 0,S0* K0S0l + Cu0,S05

Si tous ces rapprochements autorisent à considérer l'eau comme un corps fonctionnant, dans ces circonstances, à la manière d'un oxyde, il n'y a pas de raison pour ne pas considérer l'acide sulfurique ordinaire comme un sel. Remarquez bien, Messieurs, que de même que vous ne pourrez enlever au sulfate de cuivre sa base, qu'en en mettant une autre à sa place, de même vous ne pourrez enlever à l'acide sulfurique ordinaire son eau, qu'en la remplaçant par un oxyde. Si l'on considère l'acide sulfurique, et par exten-

330 CHIMIK ÉLÉMENTAIRE.

sion tous les acides hydratés comme autant de sels, il sera permis de considérer les sels acides comme des sels doubles du même genre. C'est ainsi que la plus grande partie des chimistes dualistes envisagent la constitution de ces corps. Autrefois, on les regardait tout simplement comme des combinaisons dune molécule basique avec deux molécules acides. Envisagés comme des doubles sels, leur action sur les réactifs colorés ne constitue plus un caractère absolu, et elle a la même valeur qu'on lui attribue pour les sels neutres proprement dits.

On trouve des sels qui ne se combinent avec d'autres sels du même genre, que d'une manière transitoire et éphémère. Leurs acides ne forment qu'une seule série de sels, ou en d'autres termes ils atteignent immédiatement la saturation , tout au contraire de certains autres acides qui avant d'être complètement saturés présentent des états intermédiaires, stables et bien définis, et donnent par conséquent plusieurs séries de sels. Un exemple va vous faire mieux saisir ces différences : Si j'ajoute un peu de soude à de l'acide azotique, et si je fais évaporer le mélange, j'obtiens de l'azotate de soude ; l'excès d'acide s'en va avec l'eau. En ajoutant au sel obtenu une nouvelle quantité de soude égale à celle qu'il contient déjà, je n'obtiendrai pas pour cela une nouvelle combinaison ; le sel et la soude resteront mêlés et ne se combineront pas. Si je répétais cette même expérience avec de l'acide sulfurique, j'aurais d'abord un sel (le bisulfate de soude ) qui enrichi d'autant de base qu'il renferme, se transformerait en un autre sel (le sulfate de soude ordinaire ). Lorsqu'on renverse l'expérience, en opérant avec de l'acide phosphorique ; c'est-à-dire si l'on verse un peu d'acide sur beaucoup de soude, et si l'on fait évaporer on obtient un sel fort bien cristallisé; celui-ci pourra se combiner avec autant d'acide qu'il en contient déjà , et donner ainsi un second sel à formes régulières, lequel à son tour se transformera en un troisième, s'il se combine encore avec une nouvelle proportion d'acide. Ainsi, l'acide azotique ne produit qu'un sel ; l'acide sulfurique en produit deux, et l'acide phosphorique trois ; et pareillement on ne connaît pas d'azotates acides ou d'azotates à plusieurs bases, tandis que c'est le contraire pour les sulfates et les phosphates. Ces différences ont fait penser aux chimistes qu'il y avait des acides dont la neutralité était atteinte par une seule molécule de base, d'autres acides par deux, d'autres par trois. De là, on a conclu à l'existence des acides poly atomiques. Dans tous les cas, la neutralité, telle que les chimistes l'entendent, n'est qu'un remplacement de l'eau par un oxyde basique. En effet, l'acide phosphorique, par exemple, ne diffère du phosphate neutre

de soude que par bi nature de l'oxyde. Dans le premier cas, il contient de l'oxyde d'hydrogène (eau) ; dans le second cas, il contient de l'oxyde de sodium.

(H 0)*, Ph 0* — Acide phosphorique (NaO)*, Ph 0* = Phosphate de soude neutre

On voit pour quelle raison les acides munoatomiques ne donnent qu'une série de sels, tandis que les acides polyatomiques en donnent 2 ou 3. Les premiers renferment une seule molécule d'eau basique, qu'ils ne peuvent changer que par entier; les deux autres, en contiennent plusieurs, qu'ils peuvent changer complètement ou en partie, contre des bases même de nature différente.

Voyez le tableau suivant où A exprime acide anhydre et M exprime métal.

Nature générique de l'acide, C4^^{£*érU|Ue

Formules génériques de

différentes espèces des

sels provenant du médie

acide.

1» Acide monoatomigue,