KO + CO1 + 2 C — 3 CO -}- K

Comme il se passe des phénomènes résultant d'une action secondaire (celle du métal sur l'oxyde de carbone), la quantité de métal que l'on obtient n'est pas , à beaucoup près , celle que la théorie indique, car il se forme des produits dont elle ne tient pas

compte.

Le potassium et le sodium partagent avec tous les autres métaux leurs propriétés les plus caractéristiques, aussi ont-ils l'éclat particulier qui distingue cette classe de corps de celle des métalloïdes ; ils ont la forme de globules ; ils sont mous et se laissent entamer par le couteau ; fraîchement coupés, ils ont l'éclat de l'argent, éclat qu'ils perdent bientôt quoiqu'ils soient conservés dans le naphte ; ils deviennent cassants lorsqu'on les expose à une trèsbasse température , et leur cassure présente des indices de cristallisation ; leur densité est moindre que celle de l'eau, et en cela ils diffèrent de tous les autres métaux ; ils sont fusibles et volatils. Du reste, vous voyez réunies dans le tableau suivant leurs principales propriétés physiques :

Potassium. Sodium.

Éclat argentin Éclat argentin

Mou à + 15» Mou à + 15»

Densité =0,86 Densité = 0,97

Fusible à + 55» Fusible + 90*

Bout à la chaleur ronge . . . Bout à la chaleur ronge.

Le potassium et le sodium, exposés à l'air, s'oxydent immédiatement; une fois oxydés, ils attirent l'humidité et se liquéfient; plus tard, ils absorbent l'acide carbonique; le carbonate d'oxyde de potassium reste liquide , celui de sodium se solidifie. Cela explique, pourquoi ces deux métaux doivent être conservés dans l'huile de naphte, substance qui, ne contenant pas d'oxygène, les préserve de l'oxydation : cela explique aussi pourquoi ces deux métaux projetés dans l'eau la décomposent à l'instant même, s'emparent de son oxygène et mettent en liberté l'hydrogène. Cependant leurs affinités ne sont pas également énergiques ; en effet, lorsque le potassium s'empare de l'oxygène de l'eau, il dégage une si grande chaleur que l'hydrogène s'enflamme si l'expérience a lieu à l'air libre ; il n'en est pas de même du sodium, l'hydrogène devient libre, mais il ne s'enflamme pas. Comme la chaleur dégagée, dans le moment où les corps se combinent, est la mesure de leur affinité, il faut conclure que le potassium en a pour l'oxygène plus que le sodium.

Vous avez vu, dans une autre occasion, ce qui arrive lorsqu'on jette un globule de potassium dans l'eau ; il serait donc inutile de répéter l'expérience, si je ne tenais pas à vous mettre à même de la comparer avec celle que je ferai dans un instant , avec le sodium. Jetons donc un fragment de potassium dans l'eau; remarquez trois phénomènes : 4° flamme purpurine; 2° mouvement rapide du métal ; 3" légère détonation stridente, quelques instants après que la flamme s'est éteinte. Expliquons ces trois

faits. Nous venons de dire que ce métal mis en contact avec l'eau la décompose, s'empare de son oxygène, et que l'hydrogène se dégage. La flamme provient donc de ce dernier gaz qui brûle; il brûle parce qu'il se trouve tout à coup porté à une haute température en présence de l'air ; cela est si vrai que si je fais arriver du potassium'dans de l'eau contenue dans un tube et à l'abri de l'air, l'hydrogène deviendra également libre, mais il ne s'enflammera pas. Voyez plutôt : J'introduis , à l'aide d'une pipette recourbée , un peu d'eau dans ce tube qui est rempli de mercure ; j'y introduis ensuite une globule de potassium ; vous ne voyez pas de flamme , mais bien un gaz se dégager ; ce n'est que de l'hydrogène. En effet si je fais entrer un peu d'air dans le tube et si j'enflamme le mélange gazeux, vous entendrez le bruit qui rappelle la combustion d'une petite quantité de mélange détonant. Nous savons que l'hydrogène brûle avec une flamme bleu pâle : pourquoi donc la flamme que nous avons observée est-elle pourpurine? C'est que, dans la flamme, il se trouve de la vapeur d'oxyde de potassium qui lui communique cette couleur particulière. Voilà le premier phénomène expliqué, passons au second.

Le mouvement giratoire du métal tient à ce que le métal même étant porté à une haute température (soit par l'oxydation qui s'opère à sa surface , soit par la chaleur qu'il reçoit de l'hydrogène qui brûle autour de lui), fait passer à l'état sphéroïdal l'eau qu'il touche ; dès lors il en est repoussé et se trouve contraint par conséquent à faire toutes ces évolutions à la surface du liquide.

Le troisième phénomène se rattache en partie à l'état sphéroïdal dont je vous parle. Dès que l'oxydation ne s'effectue plus que sur une petite surface et que la chaleur dégagée ne l'emporte plus autant sur la portion qui est absorbée par l'eau , la température s'abaisse et la flamme s'éteint ; la dernière portion de potassium se trouvant relativement refroidie , ne détermine plus l'état sphéroïdal de l'eau ; le métal n'est donc plus repoussé, mais alors sa température, quoique moindre, est encore assez élevée pour transformer l'eau en vapeur : il doit arriver précisément ce qui arrive lorsqu'on plonge dans l'eau un fer chaud. Le bruit, cette espèce de petite explosion n'est que l'effet de la vaporisation instantanée de l'eau qui entoure la dernière portion du métal.

Voyons maintenant ce qui se passe pour le sodium. Point de flamme, point de mouvement giratoire, point de détonation. C'est que la chaleur, dégagée au moment de l'oxydation du métal, n'est pas aussi forte que celle qui provient de l'oxydation du potassium. Cependant ne la croyez pas trop peu élevée pour enflammer l'hydrogène; si cela n'a pas lieu, c'est que le foyer calorifique se

trouve sans cesse refroidi par la masse de l'eau avec laquelle il se trouve en contact. Opérons, en effet, de manière à éviter ce refroidissement, et nous verrons l'hydrogène s'enflammer. Je fixe le sodium par une matière gluante, telle qu'une dissolution épaisse de gomme , je laisse tomber quelques gouttes d'eau sur le métal , à l'instant même la flamme se manifeste ; elle est jaune, parce qu'elle contient de la vapeur d'oxyde de sodium. Il est donc évident que ce métal , en décomposant l'eau , dégage beaucoup de chaleur, mais pas assez pour que l'excès sur la portion absorbée par le milieu, suffise pour enflammer l'hydrogène.

Ces expériences et ces explications prouvent , que le potassium est chimiquement plus énergique que le sodium. Au reste, ces deux métaux paraissent perdre leur faculté d'agir, lorsqu'ils se trouvent sous l'influence d'un froid intense. On a constaté que Ton pouvait les mettre en contact avec du chlore liquéfié , sans qu'il y eût combinaison , pourvu qu'ils fussent refroidis euviron à 90° au-dessous de zéro.

Bien que ces deux métaux n'aient pas d'applications industrielles, leur importance n'en est pas moins considérable. Ils ont fait faire de grands progrès à la science ; ils ont servi à découvrir une foule de nouveaux corps, et ils contribuent tous les jours à approfondir l'histoire de ceux qui sont connus.

Le potassium et le sodium en s'oxydant par l'action directe de l'oxygène donnent toujours le même produit, composé d'un équivalent de métal et d'un équivalent d'oxygène.

1 Eq. potassium s= 489,3 = 83,04) ___

1 Éq. oxygène.. = 100,0 = 16,96 j = K0 = P«>toxydede potassium.

589,3 = 100,00 1 Éq. sodium.. = 287,17 = 74,18) 1 Éq. oxygène.. = 100,00 = 25,82 j = Na0 = P^toxyde de sodinm.

Cependant par des moyens détournés on peut les oxyder à différents degrés. Voici les formules qui représentent la composition de ces oxydes extraordinaires.

Potassium. Sodium.

Sous-oxyde... K*0.... Na'O Peroxyde K O5... Na90*

Ce que nous appelons potasse et sonde sont les deux protoxydes, mais combinés avec de l'eau de telle sorte qu'on ne peut pas les en séparer. C'est précisément de ces combinaisons h vd ratées que

390 CHIMIE ÉLÉMENTÀIftE.

nous avons à nous occuper, parce que, outre leurs applications directes, très-nombreuses d'ailleurs, elles sont la base d'une multitude de combinaisons fort utiles et fort répandues.

Commençons par apprendre comment on les prépare ; le procédé étant le même pour les deux oxydes, nous nous bornerons à décrire celui qui sert particulièrement à la préparation de la potasse.

Disons d'abord que les deux matières dans lesquelles se transforment le potassium et le sodium par l'action directe de l'air, sont bien les deux oxydes hydratés dont nous allons nous occuper, mais ils sont en partie carbonates ; de façon que par le procédé de l'oxydation immédiate on aurait un produit coûteux et impur à la fois.

Le commerce nous fournit à bon marché les carbonates de soude et de potasse ; il ne s'agit pour nous que d'enlever à ces deux sels leurs acides : on y parviendra au moyen de la chaux. Pour bien saisir les principes d'après lesquels nous allons opérer, voyons ce qui se passe lorsque l'on verse de l'oxyde de calcium dissous, c'est-à-dire de l'eau de chaux, dans une dissolution de l'un des deux carbonates. Il se produit du carbonate de cbaux (craie) : autant il se formera de cette substance, autant de potasse ou de soude deviendra libre. La chaux peut donc enlever l'acide carbonique à ces deux oxydes. Voilà le fait capital sur lequel est fondée leur préparation. Arrivons au procédé pratique.

On dissout une partie de carbonate de potasse du commerce dans dix parties d'eau ; on laisse reposer la dissolution , puis on la tire à clair en la faisant passer dans une bassine en fonte, où elle doit être portée à l'ébullition. On ajoute par petites portions à la liqueur bouillante de la chaux délayée dans l'eau , et dont le poids doit être à peu près égal à celui du carbonate employé. Pour s'assurer que tout l'acide carbonique est enlevé, on prend un peu de liquide qu'on laisse s'éclaircir dans un verre ; ensuite à l'aide d'une pipette, on eu verse quelques gouttes dans un peu d'acide chlorhydrique : s'il n'y a pas la moindre effervescence c'est une preuve qu'il n'y a plus d'acide carbonique, et que l'opération est terminée ; dans le cas contraire, il faut continuer l'ébullition encore pendant quelque temps : on ajoute même, si cela est nécessaire, de petites quantités de chaux, jusqu'à ce qu'il ne se manifeste plus le moindre indice d'effervescence, lorsqu'on répétera le même essai. On enlève la bassine du feu, et dès que le liquide est devenu clair, on le décante dans une capsule en cuivre, ou mieux encore en argent, où il doit être soumis à une ébullition trèsvive : de cette manière le liquide se concentre de plus en plus, et

malgré l'augmentation de la chaleur, il prend l'aspect d'une huile ; alors on le coule sur une plaque de cuivre où il se 6ge immédiatement. On concasse la matière figée qui n'est que de l'hydrate de potasse, que l'on renferme dans des flacons pouvant être bouchés avec soin.

L'hydrate de potasse ainsi préparé, s'appelle potasse à la chaux ou pierre à cautère. Il est loin d'être pur, parce que le carbonate de potasse ne l'est pas lui-même. Pour le débarrasser des phosphates, sulfates et chlorures qu'il contient, on le dissout dans l'alcool concentré : par le repos toutes les impuretés précipitent, et l'hydrate de potasse reste seul dissous dans la liqueur alcoolique. Au moyen d'un siphon, on fait passer la dissolution dans une cornue en verre ; ici, elle doit bouillir jusqu'à ce que son volume soit réduit à un tiers. Le résidu est versé dans une capsule en argent où il est évaporé à sec, fondu au rouge sombre puis coulé finalement sur une plaque d'argent. L'hydrate de potasse ainsi préparé porte le nom de potasse à V alcool : il est presque pur, et contient à peine de petites quantités de carbonate provenant de l'action de l'air pendant la dernière opération.

Il faut maintenant que j'aille au-devant d'une observation que vous pourriez me faire : pourquoi une si grande quantité d'eau pour une pareille préparation? Ne serait-elle pas plus tôt terminée s'il y en avait moins? non, car on n'obtiendrait pas le résultat cherché, parce que dans les dissolutions concentrées, loin que la chaux décompose le carbonate de potasse, c'est au contraire la potasse qui décompose le carbonate de chaux. Un corps ne peut donc pas se former dans des circonstances défavorables.à son existence, ou du moins ne peut se former qu'en quantité très-limitée. Ces deux faits en apparence contradictoires rentrent dans les lois de Berthollet, et se rattachent à la faible solubilité de la chaux. Si l'on opérait avec peu d'eau, la chaux qui y serait dissoute serait très-peu de chose comparativement à la quantité de carbonate alcalin ; alors une influence de masse entraverait l'échange, et le carbonate alcalin ne céderait plus son acide carbonique.

La potasse et la soude préparées par le procédé que nous venons de décrire renferment un équivalent d'eau.

Potasse = KO, HO. *

0 = 100 0 = 14 24 I toyàe de potassium. . . = 83,98

H= 12,5= 1,78 jEM = <6'°*

Soude = Na 0, HO. •

Les oxydes de potassium et de sodium ont l'aspect de plaques blanches à peine translucides et à cassure rayonnée; elles sont onctueuses au toucher, leur saveur est urineuse et brûlante, elles fondent au rouge sombre, et se volatilisent à une température plus élevée sans se déshydrater : ces deux oxydes sont très-solubles, et en se dissolvant ils dégagent beaucoup de chaleur, ce qui prouve qu'ils se combinent avec de nouvelles quantités d'eau : abandonnés à l'air, ils en absorbent l'humidité et se liquéfient; mais tandis que la potasse reste liquide , la soude se modifie et prend l'aspect d'une poussière. Cette différence tient à ce que ces deux alcalis n'absorbent pas seulement l'humidité atmosphérique, mais aussi l'acide carbonique ; or, le carbonate de potasse est déliquescent lui-même, et celui de soude non-seulement ne l'est pas , mais il abandonne même son eau d'hydratation et s'effleurit. Leurs dissolutions concentrées sont tellement caustiques, qu'aucune matière organisée ne leur résiste : cela explique pourquoi les personnes qui font de longs savonnages ont quelquefois les ongles ramollis et la peau rongée. C'est que les savons, outre qu'ils contiennent souvent un excès d'alcali , en mettent en liberté par suite de l'action que l'eau exerce sur eux.

Ces deux alcalis sont employés souvent aux mêmes usages. La soude à cause de son prix moins élevé et de la facilité de l'avoir plus pure, tend à remplacer la potasse partout où il n'existe pas des motifs particuliers de préférence. Ils sont employés fréquemment dans les laboratoires des chimistes, servent à la confection des savons, au lessivage, au blanchissage des fils et des toiles, ainsi qu'à beaucoup d'autres usages de moindre importance.

Avant d'examiner les principales combinaisons auxquelles donnent naissance la potasse et la soude, nous apprendrons à connaître les propriétés caractéristiques de leurs sels ; et comme par la suite je ferai remarquer les différences existantes entre les sels du même genre, je me bornerai pour le moment à vous signaler les réactions chimiques qui leur sont communes et qui se rattachent à la base.

Les carbonates de soude et de potasse ne font éprouver aucun changement aux sels à base alcaline : ce fait est caractéristique