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Les phénomènes ne seraient pas différents si Ton se servait do carbonate de potasse au lieu de potasse, car l'acide carbonique se dégagerait.

La préparation en grand du chlorate de potasse peut encore être faite par double décomposition. On commence par faire arriver du chlore dans du lait de chaux : on a ainsi de l'hypochlorite de chaux ; en y ajoutant des proportions convenables de chlorure de potassium, et en faisant bouillir le mélange, il se forme du chlorate de chaux : ce sel échange ses principes avec le chlorure de potassium, et il en résulte du chlorure de calcium et du chlorate de potasse ; ce dernier composé, en vertu de sa faible solubilité, se sépare sous forme de lames cristallines. On le purifie par des cristallisations réitérées.

Le chlorate de potasse cristallise en lames hexagonales symétriques, incolores et souvent irisées. Ce sel est insoluble dans l'alcool : 400 parties d'eau, à la température de l'ébullition, en dissolvent 60,24, et seulement 6,03 si la température est à -f 4 5°, 37. On ue lui connaît pas d'hydrates, de sorte que, jusqu'à présent , il s'est toujours présenté avec la composition d'un sel anhydre (KO, Cl O*)1.

Ce sel fond à + 400° ; à une température plus élevée, il se décompose en oxygène et perchlorate de potasse ; à une température encore plus élevée, ce nouveau sel se décompose à son tour, et l'on a finalement de l'oxygène pour produit et du chlorure de potassium pour résidu. On s'aperçoit de la succession de ces deux phases lorsqu'on prépare de l'oxygène avec du chlorate de potasse sans intervention d'oxyde de cuivre ou de manganèse : on remarque alors que les premières portions d'oxygène n'exigent pas, pour se dégager, une température très-élevée ; mais, à mesure que l'opération avance, le dégagement devient de plus en plus difficile : c'est que le perchlorate de potasse ne se décompose qu'à une température beaucoup plus élevée que celle qui est nécessaire à la décomposition du chlorate. Représentons ces deux phases par des équations :

ipe phase 2 KO, Cl O* = KCI + KO, Cl 0T + 4 O

Chlorate de Chlorure Perchlorate do Oxy-

potasse. de potassium. potasse. gène.

2" phase KO, CIO7 = KC1 +80

400 = 6 52 i Qxyàe de potassium. . . . 38,43

0 = 50 =s 500 = 32,60 Cl = 443 =

2897 ! ^c"*e chlOTHjnii 61,57

On voit donc que le chlorate de potasse ne fournit par lui-même que le tiers de son oxygène , et se transforme en perchlorate ; ensuite ce dernier sel se décompose à son tour et il se désoxyde complètement : aussi , pour le préparer, traite-on par de l'eau le résidu de la décomposition ignée, mais incomplète, du chlorate de potasse ; peu soluble dans l'eau, le perchlorate de potasse se sépare aisément du chlorure de potassium qui l'accompagne.

Si vous vous spuvenez de l'instabilité de l'acide chlorique, vous comprendrez facilement pourquoi le chlorate de potasse est un oxydant de premier ordre. L'oxygène, faiblement retenu par le chlore, passe avec facilité aux corps combustibles et forme avec eux des mélanges extrêmement explosifs.

Voyez : je frappe violemment , avec un marteau , une petite quantité d'un mélange de chlorate de potasse et de soufre; cela suffit pour qu'il y ait une forte explosion : elle aurait été encore plus forte si , à la place du soufre , j'avais mis du phosphore.

Rien ne peut mieux donner une idée de la faculté oxydante ou comburante du chlorate de potasse que cette expérience. Voici un mélange de chlorate de potasse, de soufre et de lycopode, matière végétale pulvérulente facilement inflammable. Je verse sur ce mélange une goutte d'acide sulfurique pour mettre en liberté un peu d'acide chlorique : cet acide , très-instable par sa nature , se décompose , et son oxygène se porte sur le soufre et l'enflamme : dès lors , la matière végétale s'enflamme à son tour et la masse entière brûle avec éclat.

On a essayé de faire entrer une petite quantité de chlorate de potasse dans la poudre , mais ce mélange la rendit si brisante qu'on y renonça.

Le chlorate de potasse a deux caractères saillants : il fuse avec grande vivacité lorsqu'on le projette sur des charbons ardents , et il colore en jaune l'acide sulfurique ordinaire , lorsqu'on en dissout dans ce liquide une quantité extrêmement faible. Dans le premier cas , l'oxygène qui provient de la décomposition ignée du sel , réagit sur le charbon incandescent et en ravive la combustion; dans le second cas, l'acide chlorique rendu libre, passe à l'état d'acide hypochlorique/C'est à ce dernier composé qu'est due la couleur jaune , ainsi que nous l'avons vu ailleurs.

En résumé, le chlorate de potasse est un sel anhydre peu soluble et décomposable par la chaleur : il est un oxydant de premier ordre, et peut servir de base aux mélanges explosifs et détonants.

Sous le nom d'eau de Javelle et d'eau de Labaraque, on connaît deux liquides dont on se sert pour blanchir çt pour désinfecter. Ce sont des dissolutions d'hypochiorites alcalins.

On les prépare en faisant arriver un courant de chlore dans une dissolution non concentrée de. carbonate de potasse ou de soude. En vous parlant de l'action du chlore sur les oxydes , je vous ai déjà dit ce qui se passait dans l'acte de leur préparation : lorsque je vous parlerai de l'hypochlorite de chaux , j'aurai encore l'occasion d'y revenir ; c'est alors que je vous les ferai connaître, sous le point de vue de leurs applications.

L'eau de Javelle (hypochlorite de potaése) est ainsi dénommée parce qu'on la fabriqua la première fois dans un hameau de ce nom, près de Paris. L'hypochlorite de soude est appelé eau de Labaraque, parce qu'un pharmacien de ce nom en proposa l'usage comme antiseptique. Aussi en fit-on une grande consommation lors de la première invasion du choléra en France.

Le phosphate neutre de soude, est le seul phosphate alcalin que Ton rencontre dans le commerce et qu'on emploie souvent dans les laboratoires. On le prépare en décomposant le biphosphate de chaux [voir la préparation du phosphore) par du carbonate de soude : il se précipite du carbonate de chaux , et il reste dans la liqueur du phosphate de soude que l'on isole par évaporation.

Le phosphate de soude ordinaire cristallise en prismes rhomboïdaux qui s'elïleurissent facilement; il a un goût urineux et une réaction alcaline ; il est insoluble dans l'alcool , soluble dans 4 parties d'eau froide , et dans deux parties d'eau bouillante. Abstraction faite de son eau d'hydration , il renferme une molécule d'eau basique , deux de soude et une d'acide phosphorique : sa composition est donc représentée par [ ( Na 0) * HO, Ph 0*] . Lui enlève-t-on par une calcination prolongée sa molécule d'eau basique , il change de nature et devient pyrophosphate de soude : [ (NaO)*PhO*]. Dans son état normal, et tel qu'on le trouve dans le commerce , il renferme 24 équivalents d'eau

[(NaO)«HO,PhO» + 24aq]1,

qui peuvent être expulsés à une température de beaucoup inférieure à celle qui est nécessaire pour expulser l'eau basique. Ce sel présente plusieurs degrés d'hydratation : lorsqu'il cristallise au-dessus de + 30°, il ne contient que 45 molécules d'eau : dans