XIII- LEÇON
GOHTIHUATIOH DB8 SBL8 ALCALim. — rABRIGATIOH
Sommaire. — Préparation , propriétés et usages du cyanure de potassium et des sulfates alcalins. — Préparation des carbonates alcalins par la décomposition des sulfates. — Sonde artificielle. — Alcalimétrie. — Azotates alcalins naturels et artificiels. — Théorie de la nitrification. — Essai des salpêtres. — Aperçu sur la nature et la préparation de la poudre de guerre , de chasse et de mine. — Chlorate de potasse et hypochlorites alcalins. — Phosphate de soude. — Borax. — Silicates alcalins. — Hyposulfite de soude.
Messieurs,
Depuis quelques années seulement, le cyanure de potassium n'est plus du nombre de ces produits que Ton ne trouvait que dans les collections ; aujourd'hui, il est l'objet d'une grande fabrication, surtout en Angleterre.
Pour l'obtenir très-pur, on décompose à la chaleur rouge, dans une cornue, ce que Ton appelle communément le prussiate de potasse, et que nous considérons pour le moment comme un cyanure double de potassium et de fer [ (K Cy )*, Fe Cy ]. Le cyanure de fer se décompose seul, et il se transforme en un composé insoluble de fer et de carbone ; celui de potassium reste disséminé dans la masse, ou bien il se réunit au fond de la cornue. Dans tous les cas, on traite le résidu par l'eau, et l'on évapore la dissolution jusqu'à siccité.
Le cyanure de potassium est composé d'un équivalent de potassium et d'un équivalent de cyanogène :
1 Éq. potassium = 489,3 = 60,09 = K 60,19 I
1 Éq. aiote.... = 175,0 = 21,49) r ,q }KCy
2 Éq. Carbone.. = 150,0 = 18,42 f y "' \
Il cristallise en cube ou sous des formes dérivant du cube ; il est isomorphe avec le chlorure de potassium. Abandonné à l'air, il répand une légère odeur d'amandes amères due à la décomposition lente que l'humidité et l'acide carbonique de l'air lui font éprouver. Il est fusible et indécomposable à la chaleur rouge ; il est très-soluble dans l'eau et point dans l'alcool : sa dissolution a une réaction fortement alcaline ; elle ne peut pas être conservée longtemps à l'air, car elle commence par dégager de l'acide cyanhydrique, et finit par ne plus contenir que du carbonate de po-
tasse.Voici comment on explique cette réaction : l'eau fournit ses éléments, l'hydrogène se combine avec le cyanogène (acide cyanhydrique), l'oxygène avec le potassium (potasse) : ces deux derniers éléments réunis absorbent l'acide carbonique de l'air.
KCy + HO + CO* = Cy H + KO, CO*
Cyanure Eau. Acide Acide hy- Carbonate de po- carbo- drocya- de potasse,
tassium. nique. nique.
Les mêmes réactions doivent se passer lorsque le cyanure de potassium est abandonné à l'air sans être dissous : alors il tombe en déliquescence, et de ce moment il n'est plus que du carbonate de potasse. Si l'on fait bouillir la dissolution, les réactions sont tout autres, car au lieu d'une molécule d'eau, il y en a quatre qui y prennent part : le résultat est alors du for mia te de potasse et de V ammoniaque.
KCy + 4HO=AzH* + KO,C*HO»
Cyanure Eau. Ammo- Formiatede
de potassium. niaque. potasse.
Nous avons déjà vu que l'acide cyanhydrique subit une transformation du même genre : il devient formiate d'ammoniaque.
Le cyanure de potassium, soumis à une action oxydante, se transforme en cyanate de potasse. Si, après l'avoir fondu, on y projette de l'oxyde de plomb, celui-ci se réduit, et son oxygène se Gxe sur le cyanure.
K Cy + 2 Pb 0 = KO, Cy 0 + 2 Pb
Cyanure Oxyde Cyanate de Plomb,
de potassium, de plomb. potasse.
La faculté éminemment réductive du cyanure de potassium, fait de ce corps un puissant moyen d'analyse, et son application à la dorure galvanique tient à la facilité avec laquelle il dissout les oxydes et les cyanures métalliques. Quoique très- dé lé 1ère, il est employé en médecine.
Tout ce que nous avons dit jusqu'à présent se rapportant au cyanure de potassium chimiquement pur, et préparé par un procédé peu économique , nous devons maintenant jeter un coup d'œil sur sa fabrication en grand. Il ne s'agit plus que de cyanure de potassium ordinaire, tel que celui qui sert dans les arts.
Il y a longtemps que M. Deffosses observa que l'air en passant sur un mélange très-chaud de charbon et de potasse, déterminait la formation de cyanure de potassium. Cette observation a servi de point de départ à MM. Possoz et Boissière pour fabriquer méthodi-
quement de grandes quantités de ce cyanure, tout en se passant de matières animales. Voici en peu de mots leur procédé tel qu'ils le pratiquent sur une grande échelle à Newcastle : Ils chauffent à une haute température, dans des cylindres verticaux en briques réfractaires, du charbon de bois imprégné de carbonate de potasse. Une pompe aspirante détermine à travers de petits orifices ménagés de distance en distance le long de cylindres, un courant d'air chaud : cet air est presque dépourvu d'oxygène, parce que avant de pénétrer dans les cylindres , on l'a contraint à traverser une longue colonne de coke incandescent ; aussi n'est-il formé que d'oxyde de carbone et d'azote. Après avoir exposé pendant dix heures à l'action de l'azote le charbon potassé, il suffit de le traiter par l'eau pour qu'il lui abandonne une forte quantité de cyanure de potassium , mêlé toutefois à beaucoup de carbonate de potasse. Tout le cyanure que l'on prépare par ce procédé est employé immédiatement et sur les lieux à la préparation du prussiate de potasse (cyanure double de fer et de potassium).
Si jamais ce procédé était un jour adopté en France (ce qui paraît difficile à cause du haut prix du combustible), l'agriculture en tirerait de grands avantages; en effet, on économiserait à son profit les 3,000,000 de kilogrammes de matière animale que l'on emploie actuellement à la fabrication du prussiate de potasse.
Presque tous les sels alcalins contenant des acides minéraux ont une telle importance, que nous ne pouvons pas nous dispenser de les examiner avec soin. Commençons par les sulfates.
Vous n'avez pas oublié que pour préparer l'acide chlorhydrique on fait agir l'acide sulfurique sur le sel marin contenu dans des cylindres métalliques que l'on chauffe. La masse blanche spongieuse qui reste dans les cylindres est du sulfate de soude anhydre. Si on le dissout dans l'eau et qu'on le fasse cristalliser, on obtient de grands prismes à quatre pans terminés par des sommets dièdres. La formule qu'exprime la composition de ce sel est la suivante :NaO,SO5 + 40aq. ».
L'aspect du sulfate de soude cristallisé est magnifique : aussi l'appelait-on autrefois, sel admirable de Glauber. Ce corps mérite une mention dans l'histoire de la science. Jusqu'à Glauber, on
4,97 1 14 91 » Sulfate de soude anhydre.. 44,08
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n'avait connu pour ainsi dire que des sels naturels : c'est lui qui le premier a démontré l'existence de produits salins artificiels. En faisant connaître son sel admirable et son sel secret (sulfate d'ammoniaque), il fit croire à la possibilité d'en produire un grand nombre par les procédés de la chimie.
Le sulfate de soude exposé à l'air s'effleurit, parce qu'il se déshydrate : chauffé, il fond dans son eau de cristallisation, et ensuite il subit la fusion ignée. Il est insoluble dans l'alcool , et soluble dans l'eau. Le trait le plus saillant de l'histoire de ce sel se rattache à sa solubilité. En effet, tandis que 400 parties d'eau à + 32° 7 en dissolvent 50,65 considéré anhydre, elles n'en dissolvent que 42,65 à + 4 03° : si bien qu'à partir de 0° jusqu'à environ + 33° la solubilité croît avec la température, ensuite elle décroît, bien que la température continue à augmenter. Il est possible que le sel qui se dissout régulièrement de 0° à + 33° ne soit pas de la même nature que celui qui se dissout ultérieurement; car tout le sulfate de soude qu'une dissolution précipite entre + 33° et + * 00° est anhydre, tandis que celui qui cristallise entre + 33° et 0° est hydraté. On a même trouvé que le degré d'hydratation varie; tantôt il est de 8 équivalents d'eau, tantôt de 40, suivant certaines circonstances que M. Lœwel a étudiées avec soin '. En admettant que le sulfate de soude hydraté ne puisse pas exister à une température supérieure à -f- 33°, et que la solubilité du sel anhydre soit plus grande à froid qu'à chaud, on se rend compte du rebroussement que l'on observe c'ans la courbe de solubilité. Il reste toujours à expliquer pourquoi ce sel anhydre jouit de la propriété d'être plus soluble à froid qu'à chaud.
Le sulfate de soude présente un cas de l'inertie des molécules, dont l'eau nous a donné ailleurs un exemple si remarquable ; si l'on verse une légère couche d'huile ou d'essence de térébentine sur une dissolution bouillante et saturée de sulfate de soude, et qu'on laisse refroidir peu à peu et tranquillement la liqueur, on verra qu'elle n'abandonne pas de cristaux ; mais si l'on fait descendre une pointe de verre à travers la couche d'huile jusqu'au contact de la dissolution saline, la cristallisation commence aussitôt.
Le phénomène devient encore plus frappant lorsqu'on introduit la dissolution de sulfate de soude dans un tube en verre que l'on ferme ensuite à la lampe, après en avoir chassé l'air en faisant bouillir le liquide.
On remarque alors qu'il ne se forme point de cristaux dans la
1. Observations sur la saturation des dissolution» salines. Annales de Chimie et de Physique, 3« série, tome 29, page 62.
dissolution, même en la refroidissant à 0° : cependant dans ce cas elle renferme dix fois plus de sel qu'elle ne peut en contenir par son pouvoir dissolvant normal. On peut agiter le tube, on peut le retourner de toutes les manières sans que la cristallisation se manifeste ; mais si l'on brise brusquement la pointe effilée, le sel cristallise à l'instant même.
M. Groskynski a donné la théorie de ce dernier phénomène ; il prétend que lorsque la surface terminale de la dissolution est frappée par de, l'air pouvant se charger de vapeur, la première couche liquide supérieure cristallise en perdant de l'eau, de sorte qu'il se forme autant de petits cristaux qu'il y a de points touchés par l'air ; et chaque cristal devient un centre d'attraction, à partir duquel le liquide cristallise de proche en proche jusqu'au bas du tube.
Ce qui paraît appuyer cette théorie, c'est que si l'on place sous une éprouvette plongeant par son extrémité ouverte dans un verre rempli d'eau , un tube fermé à un bout, contenant la dissolution chaude de sulfate de soude, aucune cristallisation n'aura lieu, tandis que si l'on retire le tube de Téprouvette, la cristallisation commence aussitôt1.
Le sulfate de soude peut se combiner avec un second équivalent d'acide sulfurique , et former un bisulfate qui devient hydraté en cristallisant dans l'eau. Sa composition est représentée par la formule :
NaO,SO*,HOSO* + 2aq. *.
Chauffé convenablement, il perd d'abord l'eau d'hydratation , ensuite celle de constitution ; en cet état il peut servir dans les laboratoires pour préparer l'acide sulfurique anhydre, et c'est en vue de cette application que je vous en ai parlé.
1 . Ce fait et bien d'autres relatifs à la cristallisation du sulfate de soude , et qui ont été annoncés récemment comme des faits nouveaux , avaient déjà été observés par M. Selmi de Turin. (Voir les années 1849 et 1850 des Annali di Fisica chimie a et scienze a f fini di Torino.)
