Ph

2NaO = 774,0= 17,25 Sel anhydre 39,81

24H 0 =2700,0= 60,19..Ean 60,19

^■^^^^^^^^■■«■■WWP^WH

4i6 CHIMIE ÉLÉMENTAIBE.

certaines cirœnstances qui n'ont pas encore été bien déterminées, il peut s'hydrater encore davantage et en prendre 26. Ce sel présente donc 3 degrés d'hydradation.

\* [(NaO)»HO,Ph08 + i5aq.]

2° [ (Na 0)9 HO, Ph 0* + 2 i aq. ] 3« [ (Na 0)a HO, Ph 0* + 26 aq. ]

Le phosphate de soude est un sel qui, bien qu'anhydre, n'abandonne pas moins de l'eau, lorsqu'il est exposé à une température élevée ; mais cette eau , je le répète , y joue le rôle de base, si bien qu'on peut la remplacer par une base véritable.

En effet , si je verse sur une dissolution de ce sel , dont là réaction est alcaline, de l'azotate d'argent également dissous, qui est un sel neutre aux réactifs , j'obtiens un précipité jaune de phosphate d'argent, et la liqueur acquiert la réaction acide. Examine-t-on ce phosphate d'argent, on trouve qu'il est composé d'un équivalent d'acide phosphorique et de trois équivalents d'oxyde métallique. Qu'est-il arrivé? Cette équation va nous le dfre.

(NaO)2HO,Ph05+3AgO,AzO&=(AgO)3,PhO!i + 2NaO,Az05-hA2 0SHO, Phosphate de Azotate d'ar- Phosphate d'ar- Azotate de Acide azo—

soude. gent. gent. soude. tique.

On voit que l'acide phosphorique a changé de base mais non de saturation; après la réaction il contient trois molécules d'oxyde d'argent , au lieu de deux de soude et une d'eau , que l'acide azotique a prises , pour former, avec les deux premières, de l'azotate de soude, et avec la dernière, de l'azotate d'eau (acide azotique normal ) . Voilà donc pourquoi la liqueur est devenue acide.

Faisons maintenant la même expérience avec du phosphate de soude qui aurait fortement été calciné, et qui aurait perdu , par conséquent, son eau basique. Nous aurons un précipité blanc, composé d'une molécule d'acide phosphorique et de deux d'oxyde d'argent ; en outre la liqueur sera neutre. Voici l'équation :

(NaO)8PhOtf + 2AgO,AzO*==(AgO/lPhO* + 2NaO, AzO*

Pyrophosphate Azotate d'argent. Pyrophosphate Aiotate de soude,

de soude. d'argent.

Dès que le phosphate de soude perd son eau basique , il change sa capacité de saturation , et pour se saturer, il n'exige plus que deux molécules de base. Il est donc évident que cette portion d'eau, qu'avant les travaux de Graham on confondait avec l'eau

d'hydratation , doit en être distincte , parce qu'elle ne peut être remplacée que par une base, sous peine de dénaturer l'acide.

Souvenez-vous maintenant de ce que je vous ai dit , dans la leçon sur le phosphore , et vous resterez convaincus que l'acide phosphorique est triatomaque , et que le phosphate de soude ordinaire , malgré sa réaction alcaline , n'est pas moins un sel neutre, car une molécule d'eau y joue le même rôle que toute autre base y jouerait.

Dans les laboratoires on se sert de phosphate de soude pou? préparer le sel microscomique ( phosphate double de soude et d'ammoniaque). A cet effet , on dissout : dans 2 parties d'eau , 6 à 7 parties de phosphate de soude cristallisé et une partie de sel ammoniac. La dissolution étant faite à chaud, laisse déposer , en se refroidissant , de gros cristaux transparents d'un sel double dont voici la composition : NaO, HOAzH*,HO, PhO* + 8aq.

Ce sel est précieux pour les essais au chalumeau , car en perdant son eau et son ammoniaque , il devient métaphosphate de soude (NaO,PhO*). Or, ce sel, lorsqu'il est fondu, a l'aspect d'un verre incolore , où il est facile d'observer les phénomènes de coloration occasionnés par les matières minérales auxquelles il sert de fondant. On trouve du sel microscomique dans les urines, dont on peut l'extraire facilement pour les besoins de l'agriculture.

Le Borax est une combinaison d'acide borique et de soude. On en trouve dans certains lacs d'où on le retire par évaporation. Autrefois on ne consommait que du borax naturel qui, sous le nom de Tinkal, nous venait de l'Asie et de l'Amérique. Il nous coûtait quatre fois plus cher que celui que nous fabriquons aujourd'hui chez nous avec de l'acide borique de Toscane.

Le borax naturel a une forme et une composition différentes de celles du borax artificiel. Le premier est prismatique, contient 47 °/0 d'eau, et sa densité est 4,7; sa composition est représentée par la formule Na 0, 2 Bo 0* + lOaq ; le second est octaè'drique, renferme 34 °/0 d'eau, sa densité est 4 ,8 et sa composition est représentée par Na 0, 2 Bo 0* + 5 aq.

D'après l'équivalent de l'acide borique (Bo05 = 436,45) , le borax est pour nous un biborate de soude ; pour ceux qui ont adopté un équivalent double, il n'est qu'un borate.

Je vous ai dit ailleurs les motifs de ces différences, qui , du reste, n'impliquent aucun inconvénient.

Le borax naturel a la forme de prismes hexaèdres terminés par des pyramides trië'dres ; il a une saveur urineuse et une réaction alcaline; il est soluble dans 12 fois son poids d'eau froide et dans 2 fois son poids d'eau bouillante ; il est insoluble dans l'alcool :

chauffé, il subit d'abord la fusion aqueuse, plus tard , la fusion ignée ; une fois fondu, il partage, avec l'acide phosphorique, le caractère de la viscosité ; refroidi , il a l'aspect vitreux et sa masse est parfaitement transparente.

A la forme et au degré d'hydratation près, le borax octaëdrique a les mêmes propriétés que le prismatique. Les cristaux du borax artificiel ( octaëdrique ) sont volumineux et adhèrent entre eux, de telle sorte qu'on pourrait les retirer des cristalli soirs sous la formé de plaques dures et sonores, tandis que les cristaux du borax prismatique n'ont presque aucune adhérence. Ces deux variétés se distinguent encore en ce que l'octaëdrique reste transparente dans l'air sec et devient opaque dans l'air humide, tandis que la prismatique conserve sa transparence dans l'air humide et devient opaque dans l'air sec : c'est que la première variété lorsqu'elle séjourne dans l'air humide, absorbe de l'eau, s'hydrate et devient prismatique ; cette dernière, au contraire, perd de l'eau dans l'air sec et devient octaëdrique.

Le borax fondu a la propriété de dissoudre les oxydes métal' liques, et , sa viscosité lui permettant de jouer le rôle de vernis, il abrile de l'action de l'air les matières avec lesquelles on le chauffe fortement. C'est pourquoi il est employé avec tant de succès, dans la brasure du fer avec le cuivre, et de l'or avec divers alliages. Un métal ne peut se souder à un autre mêlai qu'à condition que leurs deux surfaces soient bien décapées : si l'une d'elles, et , à plus forte raison, si toutes les deux s'oxydent , la soudure devient impossible : c'est comme s'il y avait entre les deux surfaces métalliques une matière étrangère qui en empêcherait le contact. La présence du borax prévient cet inconvénient , car, outre que ce sel dissout les oxydes déjà formés, il empêche qu'il s'en forme de nouveaux puisqu'il tient les métaux à l'abri du contact de l'air. Ou aurait beaucoup de peine à former des alliages avec des métaux facilement oxydables, si l'on ne faisait pas intervenir le borax. On profite de sa faculté de dissoudre les oxydes pour l'employer comme fondant dans les essais au chalumeau ; en effet, plusieurs oxydes lui communiquent des colorations caractéristiques. Ainsi , le manganèse lui donnera une teinte violette; le cobalt, un bleu intense; le fer, une nuance vert-bouteille ; le chrome , le vert émeraude ; le cuivre , le vert clair. Remarquez bien qu'il est employé à cet usage non pas seulement parce qu'il dissout les oxydes, mais parce qu'il subit la fusion visqueuse. C'est pour ce même motif que le phosphate de soude ammoniacal (sel microscomique ) peut servir à son tour au même usage : sans cette dernière propriété, celle de

dissoudre les oxydes serait insuffisante pour de pareils essais. Voyez plutôt :

Je plie l'extrémité d'un fil de platine de manière à lui donner la forme d'un crochet ; je la chauffe avec le dard du chalumeau, puis je la plonge dans du borax en poudre : ce sel y adhère par un commencement de fusion, si bien qu'en chauffant de nouveau, je le liquéfie ; en vertu de sa nature visqueuse, le borax fondu, forme ou une lentille entre les deux branches du crochet, ou bien un globule qui reste suspendu à la courbure du crochet lui-même. J'aurais obtenu le même résultat si j'avais opéré avec tout autre sel susceptible de prendre, en fondant, l'état visqueux ; j'aurais échoué avec un sel n'ayant pas cette propriété : la lentille ne se serait pas formée ou le globule serait tombé.

Le borax entre dans la composition de certains verres fins, dans celle des glaces, et dans l'émail de la porcelaine anglaise.

On purifie le borax naturel (le tinkal) en le faisant cristalliser plusieurs fois. Quant au borax artificiel , voici comment on procède :

Dans une grande cuve en bois, doublée de plomb et chauffée à la vapeur, on fait dissoudre 4 ,200 kilogrammes de carbonate de soude cristallisé : la quantité d'eau doit être telle qu'avec celle produite par la condensation de la vapeur , elle doit peser à peu près 2,000 kilogrammes. Lorsque la dissolution est complète, on y introduit par fractions i ,000 kilogrammes d'acide borique de Toscane : celui-ci chasse l'acide carbonique et se combine avec la soude : la saturation est complète lorsque le liquide marque environ SM° Baume. On laisse reposer pendant douze heures, et , au moyen d'un robinet placé à une certaine distance du fond , on fait passer la solution claire dans des cuves peu profondes et doublées en plomb, où elle ne tarde pas à cristalliser. Si le refroidissement est trop prompt , les cristaux seront très-petits et sans adhérence ; si le refroidissement , au contraire, est très-lent , les cristaux auront un volume considérable et satisferont ainsi aux exigences des consommateurs. Cependant l'industrie ne demande pas seulement des cristaux volumineux, mais de moins aqueux et dont le transport , par conséquent , soit moins cher. A cet effet , on transforme le borax que l'on a obtenu par le procédé que nous venons de décrire, en borax octaedrique. Dans cet état, les cristaux non-seulement seront gros et compactes, mais ils contiendront ± d'eau de moins, et, à cause de leur forte densité, ils renfermeront , sous le même volume , plus de matière active.

M. Payen prépare le borax octaedrique avec une dissolution marquant 30° à 32° aréométriques et qu'il fait cristalliser entre

450 chimie blémemtaihe.

+ 79° et. + 56°. Entre ces deux limites de température, le borax est octaè'drique ; au-dessous, il est prismatique.

Vous voyez donc, Messieurs, qu'il arrive pour le borax ce qui arrive pour le phosphate de soude, pour le sulfate de soude, et pour beaucoup d'autres sels ; c'est-à-dire que, suivant les circonstances dans lesquelles leur cristallisation a eu lieu, ils peuvent avoir des degrés différents d'hydratation et par conséquent des formes géométriques diverses.

En résumé, le borax considéré anhydre est toujours le même : lorsqu'il a cristallisé à une température inférieure à -f 56°, il renferme 40 équivalents d'eau et a une forme prismatique; lorsqu'il cristallise entre cette température et + 79°, il ne renferme que 5 équivalents d'eau et a une forme octaë'Jrique. Quelle que soit sa forme, il la perdra sous l'influence de la chaleur pour devenir amorphe et anhydre : si la chaleur est poussée loin, il se transformera en un liquide visqueux, transparent et incolore, dissolvant les oxydes métalliques avec une extrême facilité.

Je dois aussi vous signaler le silicate de potasse, connu sous le nom de verre soluble de Fuchs.

Si l'on fond un mélange formé de 40 parties de potasse du commerce, de 4 5 parties de quartz pulvérisé et de 4 partie de charbon, on obtient un verre qui, dissous dans 5 parties d'eau bouillante et ensuite étendu sur des tissus ou du bois, se dessèche rapidement et forme un enduit vitreux: c'est pourquoi on l'appelle verre soluble; cependant il ne se dissout pas dans l'eau froide, de sorte que les objets qui en sont recouverts conservent leur vernis, bien qu'ils soient exposés à l'air humide. Sa composition n'est pas encore bien fixée, mais il paraît avoir pour formule (KO)*, Si 0*. On s'est servi, avec avantage, de cette sorte de verre pour rendre incombustibles les bois, les toiles, les décors des salles de spectacles : aujourd'hui il est remplacé par les phosphates et les borates ammoniacaux. Le verre soluble de Fuchs est un excellent moyen pour recoller les objets en verre ou en porcelaine qui ne sont pas destinés à renfermer de l'eau bouillante. Dans ces derniers temps on a aussi donné beaucoup d'extension à la fabrication du silicate de soude, dont le principal , et je dirais même, l'unique emploi est celui de servir à la désinfection et à l'épaississement des matières fécales.

Il est un autre sel qui a acquis , dans ces derniers temps , une grande célébrité , à cause de ses applications au daguerréotype et à la photographie ; c'est Yhyposulfite de soude.

On prépare ce sel en saturant de soufre une dissolution bouillante de sulfite de soude : on soumet à l'évaporation la liqueur filtrée, et on obtient ainsi de grands prismes rhomboïdaux terminés

aux deux extrémités par une face oblique, et dont les arêtes aiguës sont remplacées par des faces. *

On peut aussi préparer l'hyposulfite de soude en chauffant, dans une capsule en porcelaine, un mélange formé de 4 00 parties de carbonate de soude sec , et de 30 parties de fleur de soufre. On remue la masse pour renouveler sa surface et faciliter ainsi l'action de Poxygène atmosphérique sur le sulfure de sodium qui se forme tout d'abord. On dissout dans l'eau , on filtre et on fait bouillir la liqueur avec des fleurs de soufre. Dès que le liquide est devenu presque incolore, on le filtre de nouveau et on le fait évaporer pour avoir de beaux cristaux.

L'hyposulfite de soude est incolore , inodore , d'une saveur trèsamère et nauséabonde , inaltérable à l'air , très-soluble dans l'eau et insoluble dans l'alcool ; sa composition est représentée par la formule Na 0, S2 0* + 5 aq. Soumis à l'action de la chaleur, il subit la fusion aqueuse, puis il devient anhydre : en chauffant davantage , il se décompose en sulfate de soude et en p enta sulfure de sodium.

4NaO,S*0,=SaS8 + 3NaO,S05

Hyposulfltc de Pentasul- Sulfate de

soude anhydre, fure de sodium . soude.

Ce sel , traité par un acide , se décompose , laisse déposer du soufre et dégage du gaz acide sulfureux. Il dissout plusieurs oxydes métalliques qu'il précipite plus tard sous forme de sulfure : il dissout aussi, avec une grande facilité, des composés halogéniques de l'argent (chlorure, bromure, iodure), propriété qui justifie son emploi dans la photographie et le daguerréotype.

Nous terminerons ici la revue des composés alcalins les plus importants et nous commencerons, dans la séance prochaine, celle des composés alcalino-terreux.

45t CBIMIB BLÉMBNTAIftB.