Sr= 548= 41,43 )
0= 100= 7,56/Stront,ane 48>"
Al== 175= i3>22 ] Acide azotique 51,01
3. L'azotate de strontiane sert aux artificiers pour faire le feu rouge du Bengale. Ce mélange est formé de 40 parties d'azotate de strontiane , de 13 parties de fleur de soufre , de 10 parties de chlorate de potasse, et de 4 parties d'oxysulfure d'antimoine.
4. L'azotate de strontiane cristallisé à une basse température a une forme différente et contient 5 éq. d'eau = Sr 0, Az, 0S + 5 aq.
Nous rappellerons encore le sulfate et le carbonate de barite, attendu que ces deux composés sont les matières premières naturelles qui peuvent servir à la préparation de tous les autres composés bar i tiques. Au surplus, le sulfate de barite est employé comme fondant dans quelques fonderies de cuivre, et il entre dans la composition de certains verres. On le mêle quelquefois avec la céruse (carbonate de plomb).
Voici les principaux caractères de ces deux sels, que nous mettons en regard avec ceux des composés correspondants à base de strontiane.
Sulfate de barite (Bat), SO3) Sulfate de strontiane (Sro, SO3)
Baritine. Spath pesant. Barite sulfatée. Célestine. Strontiane sulfatée.
Prismes droits rhomboïd aux de 101°,4, Prismes rhomboïdanx de 104°,30, iuco-
incolores, souvent transparents. lores, quelquefois transparents.
Densité 4,7. Densité 3,89.
Fusibles sans décomposition. Fusibles sans décomposition.
400 parties de carbonate de potasse en 100 parties de carbonate de potasse en
décomposent 33,7 p. après une ébulli- décomposent 130 après une ébullition
tionde plusieures heures. de plusieurs heures.
Calciné avec du charbon il se change en Calciné avec du charbou il se change en
sulfure de barium. sulfure de strontium.
Carbonate de barite (BaO, CO*) Carbonate de btrontiane (SrO, CO* )
Witherite. Strontianite . Strontiane carbonalée.
Prismes droits rhomboïd aux de 1 1 8°,57\ Prismes droits de 1 17°,32'.
Densité 4,29. Densité 3,63.
Un peu soluble dans l'eau chargée de gaz Un peu soluble dans l'eau chargée de gaz
acide carbonique. acide carbonique.
Fusible et décomposable au feu de forge. Infusible etdécomposableau feu de forge.
En résumé, les composés baritiques se recommandent par ce que plusieurs d'entre eux (l'oxyde, le chlorure et l'azotate ) servent dans les laboratoires, comme réactifs, pour découvrir et doser l'acide sulfurique; d'autres (sulfure, carbonate et sulfate) servent de matière première pour la préparation de toutes les combinaisons baritiques.
En outre, le sulfate de barite et l'azotate de strontiane sont employés dans les arts : le premier, comme fondant , pour la fabrication de certains verres ; le second , pour produire la couleur pourpre dans les feux d'artifice.
Les composés de calcium vont nous offrir un bien plus grand intérêt. Comme l'oxyde de ce métal (chaux) partage, avec la barite et la strontiane, la propriété d'absorber l'acide carbonique de l'air, on ne le trouve jamais isolé dans la nature. S'il n'est pas combiné avec l'acide sulfurique ( gypse); s'il ne l'est pas avec les acides phosphorique, ou silicique, il l'est avec l'acide carbonique
QUATORZIÈME LBÇON. 459
el constitue la craie, la pierre calcaire, les marbres, l'enveloppe des mollusques et une foule de minéraux parfaitement caractérisés.
Le carbonate de chaux n'étant pas aussi stable que les carbonates de ba rite et de strontiane, on s'en sert pour la préparation de la chaux, ou oxyde de calcium. A cet effet , on le calcine au rouge clair; mais, pour avoir la chaux très-pure, il est préférable de dissoudre du marbre blanc dans de l'acide azotique et de faire bouillir la liqueur avec un peu de chaux. De cette manière, les oxydes métalliques, l'alumine et la magnésie se déposent : on ûltre, on évapore le liquide filtré et on calcine le résidu. On obtient ainsi l'oxyde de calcium, ou la chaux (CaO), d'une extrême pureté. Dans les laboratoires, on se contente de calciner à la chaleur blanche des fragments de marbre statuaire.
Préparée par ce procédé, la chaux est une matière blanche amorphe, dont la forme est la même que celle des fragments dont elle provient. Elle est très-avide d'humidité et d'acide carbonique, de sorte que, en restant exposée à l'air, elle augmente de volume, se délite et devient effervescente ; cependant elle ne passe pas entièrement à l'état de carbonate, mais bien à l'état d'une corn- Dinaison de carbonate et d'oxyde hydraté ( Ca 0, CO* + Ca 0, HO).
Si l'on verse un peu d'eau sur de la chaux, on entend un bruit qui ressemble à celui que fait la barite dans les mêmes circonstances : en même temps il se dégage beaucoup de chaleur. Ces phénomènes indiquent qu'il se forme une combinaison chimique entre la chaux et l'eau : en effet , lorsque ce liquide n'y est pas en excès, la chaux se divise ( foisonne ) , augmente de volume, se combine à une molécule d'eau (CaO + aq) et constitue un véritable hydrate. Elle redevient anhydre par la calcination; elle diffère, sous ce rapport , des hydrates de barite et de strontiane.
Anhydre, elle porte le nom de chaux vive ; hydratée, celui de chaux éteinte. Lorsqu'on y ajoute assez d'eau pour en faire une bouillie très-claire, on a ce que l'on appelle le lait de chaux. Elle est peu soluble dans l'eau froide et moins encore dans l'eau bouillante. C'est à peine si un litre d'eau, à la température ordinaire, peut en dissoudre un gramme. Pour préparer l'eau de chaux, il est donc inutile de faire intervenir la chaleur : il suffit de laisser de la chaux en contact avec de l'eau pure dans un flacon qui doit toujours être plein.
L'eau de chaux, bien que la quantité d'oxyde qu'elle contient soit très-faible, ne possède pas moins une forte réaction alcaline et une saveur âçre. Exposée à l'air, elle se trouble parce qu'elle absorbe l'acide carbonique et ïl se forme du carbonate de chaux qui est insoluble. Concentrée dans le vide, elle dépose des cris-
taux hexaèdres d'hydrate de chaux (CaO+aq). Mêlée avec de l'eau oxygénée, elle dépose des petites lamelles cristallines formées de bioxyde de calcium (CaO*) , corps très-instable et qui appartient à la classe des oxydes singuliers. La chaux a une propriété que les chimistes mettent fréquemment à profit , ainsi que nous le verrons dans la seconde partie de ce cours : c'est d'être assez soluble dans une dissolution de sucre de canne. Elle est , en outre, l'objet d'applications aussi importantes que nombreuses; qu'il vous suffise de savoir que les agriculteurs s'en servent pour chauler les terres, et qu'elle entre dans la composition des mortiers. C'est pourquoi nous allons examiner sa préparation technique.
Lorsqu'on veut préparer de la chaux convenable pour les industries chimiques, on calcine au rouge blanc le carbonate de chaux naturel le plus pur dans des fours que l'on appelle/ot/r.s à chaux. A cette température, le carbonate se décompose, la chaux reste et l'acide carbonique se dégage ; son dégagement est facilité par la vapeur d'eau que fournissent les pierres calcaires elles-mêmes, et par le courant d'air qui traverse le four. Lorsque le calcaire que Ton soumet à la calcination renferme d'autres carbonates terreux, ou de l'argile, ou du sable, etc., etc., on a alors un produit impur que l'on désigne sous le nom de chaux maigre, pour la distinguer de la chaux presque pure qui est appelée grasse. Dès que nous aurons étudié les oxydes terreux, nous verrons les diverses applications que l'on peut faire de ces diverses espèces de chaux. Pour le moment , nous n'avons qu'à nous occuper de leur préparation.
Un des procédés les plus anciennement employés et qu'on trouve encore dans quelques localités, consiste à stratifier, dans un four circulaire, la pierre calcaire avec du bois, de la tourbe ou du charbon de terre, sur un lit de fagots qui sert à allumer. Lorsque le feu est arrivé à la moitié de la hauteur du tas, on en recouvre la partie supérieure avec du gazon pour que la cuisson soit plus lente et plus régulière.
Plus tard , on employa le four intermittent dont vous voyez ici une coupe (fig. 65). Ce four a environ 3 mètres de hauteur; il est bâti en briques, et le revêtement intérieur est en briques réfractaires; il porte une ou plusieurs ouvertures inférieures par lesquelles on retire la chaux quand elle est suffisamment cuite. Pour charger le four, on construit au-dessus de la grille sur laquelle on brûle le combustible une espèce de voûte avec de grosses pierres calcaires, voûte qui doit supporter toute la charge dont on remplit la cuve. On brûle des fagots, des broussailles on de la
quatorzième leçon. 464
tourbe; on ménage le feu dans le commencement; au bout de
douze heures, on chauffe davantage, et l'on continue ainsi jusqu'à
ce que la pierre calcaire supérieure soit convenablement calcinée.
Enfin, on est parvenu à réaliser une grande économie en em-
ployant des fours continus, dans lesquels on charge la pierre calcaire par la partie supérieure (gueulard) , tandis que l'on relire la chaux cuite par les portes ménagées à la partie inférieure du fourneau.
Ces fours continus, dits fours coulants, sont de deux sortes : dans les uns, on stratifié le combustible et le calcaire, on détourne la chaux à mesure qu'elle est cuite, et l'on ajoute de nouvelles charges alternes par l'orifice supérieur. Ce sont de grands cylindres au fond desquels se trouvent des ouvertures qui servent à l'entrée de l'air et à la sortie de la chaux cuite.
Dans les fours coulants de la seconde espèce, la chaux et le combustible ne sont pas ensemble : la chaleur y est appliquée latéralement , de sorte que le produit est plus pur puisqu'il n'est pas altéré par les cendres du combustible. Vous en voyez ici une coupe verticale (fig. 66).
A est un foyer latéral où l'on peut brûler du bois, de la tourbe ou de la houille. Un large carneau vertical B porte la flamme vers
{Cyï CHIMIE ÉLÉMENTAIRE.
trois embouchures arrivant sur trois points équidistanls dans un plan horizontal, à l°",50 au-dessus de la sole. Du côté opposé au foyer se trouve une embrasure D, au bas du four, par laquelle on peut tirer la chaux en la faisant glisser sur un plan incliné établi à partir du niveau de la sole.
Pour la première fois, on commence la cuisson en formant une voûte sèche au-dessus de la sole, et en remplissant le four de pierres concassées; on allume un feu de bourrées sèches sous la voûte, et dès que la température rouge est arrivée jusqu'au car-
neau C, on cesse de faire du feu en D, mais on augmente le chauffage par le foyer A. Quelquefois on dispose sur l'embouchure K du four une hotto en tôle qui permet d'activer et de régulariser le tirage; la porle G sert à charger la pierre quand on a fait baisser la masse en tirant par l'embrasure inférieure D la chaux calcinée.
L'expérience a montréque la cuisson de la chaux est facilitée par la présence de la vapeur d'eau : aussi l'opération marchc-t-elle plus rapidement par un temps humide que par un lemps sec. Pour la même raison, il est plus avantageux d'employer le calcaire humide immédiatement à sa sortie de la carrière, que de le laisser sécher par une exposition prolongée à l'air.
Il arrive souvent qu'une faible portion de calcaire n'est qu'en partie décomposée : ces morceaux, qui portent le nom à'iucvits, ne se délitent no ni dans l'eau, et y laissent un rési du considérable.
Avant de passer à l'étude d'autres combinaisons calciques, apprenons à connaître leurs réactions génériques et distinctives.
Toutes les combinaisons binaires et salines contenant de la chaux peuvent être reconnues, si toutefois elles sont solubles dans l'eau, par le précipité blanc auquel elles donnent naissance lorsqu'on les met en contact avec une dissolution d'acide oxalique ou d'un oxalate alcalin. Le précipité est formé d'oxalate de chaux insoluble dans l'eau et dans l'acide acétique, et soluble dans l'acide azotique. Je ne vous parlerai pas de plusieurs autres réactions qui , n'étant point caractéristiques, ne valent pas la peine d'être signalées.
Le calcium se combine avec le soufre en plusieurs proportions et donne le monosulfure ( Ca S ), le bisulfure (Ca S* ), et le pentasulfure ( Ca S* ) : aucun de ces trois composés n'offre assez d'intérêt pour qu'on s'y arrête ; je ne vous en parle que pour vous apprendre que le monosulfure de calcium joue probablement un rôle considérable dans la nature.
Vous savez que souvent l'eau ordinaire, conservée dans des récipients en bois, s'altère et dégage une odeur d'œufs pourris. Vous n'avez pas oublié que ce phénomène est le résultat de l'action réductive des matières organiques sur les sulfates dissous dans l'eau, et surtout sur le sulfate de chaux. J'ajouterai aujourd'hui que l'eau de la mer de certains parages, spécialement près de l'embouchure des fleuves, est dans le même cas, et que l'on explique encore le fait de la même manière. Cependant le sulfure de calcium, que nous préparons en calcinant un mélange de charbon et de sulfate de chaux, est peu soluble et ne dégage point d'odeur d'oeuf pourri. Pourquoi donc les chimistes attribuent-ils à sa présence l'odeur infecte que les eaux prennent quelquefois?
Voici , Messieurs, l'explication de ce phénomène, et en même temps le. fait le plus remarquable de l'histoire du sulfure de calcium.
Cette substance, dissoute ou suspendue dans l'eau, est décomposée par l'acide carbonique; les produits de la décomposition sont le carbonate de chaux et l'hydrogène sulfuré : en effet, CaS-rCO* + HO = CaO,C09 + HS. Or, les eaux naturelles tiennent en dissolution des bicarbonates et de l'acide carbonique ; d'ailleurs, l'air atmosphérique seul peut leur en céder.
Ce qui communique l'odeur d'œuf pourri à l'eau n'est donc pas le sulfure de calcium, mais un des produits de sa décomposition.
La connaissance de ce fait révèle une des sources d'où dérive le carbonate de chaux que de nombreuses classes d'animaux soutirent à l'eau de la mer et même à l'eau douce : en même temps elle
concourt à expliquer comment agit le plâtre sur les végétaux lorsqu'il n'est pas absorbé directement. Les eaux, abstraction faite de cette portion de carbonate de chaux qu'elles dissolvent directement à la faveur de l'acide carbonique, peuvent s'en enrichir par suite de l'action que ce même acide exerce sur le sulfure de calcium ; il suffît qu'elles contiennent du sulfate de chaux et des matières organiques pour que, plus tard , elles renferment du carbonate de chaux.
Il en est de même pour la théorie du plâtrage.
On a souvent observé qu'une plante qui a prospéré sous l'influence du plâtre ne contient pas sensiblement de cette substance ; en revanche, on y trouve beaucoup de chaux, qui ne peut s'être introduite dans le végétal que sous forme de carbonate. Or, si le sol ne renferme pas sensiblement de carbonate de chaux, n'est-il pas rationnel d'invoquer les phénomènes de décomposition dont je vous parle, pour expliquer l'heureuse influence du plâtre en agriculture? Les matières végétales et l'acide carbonique ne manquent pas dans une terre cultivée : introduisez-y du plâtre, tous les éléments nécessaires à la formation du carbonate de chaux s'y trouveront réunis.
Répétons-le encore : les matières végétales réduisent le sulfate de chaux à l'état de sulfure ; l'acide carbonique décompose ce dernier en carbonate de chaux et en hydrogène sulfuré. Ajoutons que, dans quelques cas, ce gaz peut , sous l'influence des matières végétales, devenir acide sulfurique, et rester dans le sol au lieu de se disperser dans l'air.
' Je passe au chlorure de calcium, si utile aux chimistes.
On le prépare en laissant du carbonate de chaux en contact avec de l'acide chlorhydrique tant qu'il y a effervescence. La liqueur, concentrée par évapora tion, puis refroidie, laisse déposer des cristaux de chlorure de calcium hydraté, dont la formule est Ca Cl + 6 aq. Leur forme est le prisme à 6 pans terminé par des pyramides à 6 faces ; ils sont très-déliquescents ; mêlés avec de la glace pilée, ils produisent un grand abaissement de température ; chauffés, ils fondent dans leur eau de cristallisation ; à + 200°, ils en perdent les f et ils se transforment en une masse poreuse. C'est dans cet état que les chimistes s'en servent de préférence pour dessécher les gaz. A une température plus élevée, le chlorure de calcium poreux devient anhydre et éprouve la fusion ignée. On peut alors le couler en plaques et le réduire en fragments, que l'on conservera dans des vases hermétiquement fermés.
Le chlorure de calcium anhydre dégage beaucoup de chaleur
en se dissolvant dans l'eau ; hydraté, il en absorbe, au contraire. Ce dernier ne fait que changer d'état ; le premier change d'état et se combine avec l'eau. Tous les deux se dissolvent dans l'alcool, avec lequel ils se combinent. Le chlorure de calcium se combine aussi avec le gaz ammoniac, ce qui empêche de l'employer pour dessécher ce gaz ; enfin, il peut former, avec l'oxyde de calcium, une combinaison définie qui a pour formule :
CaCl,3CaO + 45aq.
Parmi les sels calciques, il y en a quatre que nous avons intérêt à connaître : le sulfate, le phosphate, le carbonate, et l'hypochlorite.
Je ne vous parlerai pas de ce que les minéralogistes appellent anhydrite (sulfate de chaux anhydre) , mais bien de ce minéral connu sous le nom de gypse de pierre à plâtre, qui est du sulfate de chaux hihydraté (Ca 0, SO* + 2 aq ). On le trouve souvent associé au sel gemme, et on le rencontre en amas considérables dans le terrain tertiaire inférieur. . Il se présente quelquefois sous la forme de cristaux bien nets appartenant au cinquième système ; d'autres fois, il s'offre en masses lenticulaires aplaties, à faces extérieures légèrement courbes. Ces masses sont facilement clivables, et comme le produit du clivage prend la forme d'un fer de lance, on leur a donné le nom de gypse en fer de lance.
Ce que Ton appelle ordinairement albâtre est encore du sulfate de chaux, dont les cristaux se sont entrelacés d'une manière irrégulière, et ont formé des masses tantôt blanches, tantôt colorées par de l'oxyde de fer.
A + 80° dans un courant d'air, et à + K \ 5° en vase clos, le sulfate de chaux perd lentement son eau d'hydratation ; à mesure que la température s'élève, la dessiccation devient plus rapide, si bien qu'à +430° il est devenu complètement anhydre. Dans cet état , il s'hydrate rapidement si on le met en contact avec l'eau ; mais si on l'a trop chauffé, si l'on a dépassé les + 460°, son hydratation est très-lente : il aura même perdu complètement la propriété de s'hydrater, s'il a subi une chaleur voisine du rouge cerise. Au rouge blanc, il fond , et par le refroidissement il se prend en une masse cristalline qui ressemble à V anhydrite.
Le sulfate de chaux est plus soluble dans l'eau froide que dans l'eau chaude : en effet , une dissolution faite à froid se trouble sensiblement quand on la chauffe. Son maximum de solubilité correspond à la température de -f 35°. Mille parties d'eau bouil-
lante en dissolvent un peu plus de 2 ; à + 35°, elles en dissolvent 2i,et2ià + 42°.
Malgré sa faible solubilité , il ne communique pas moins de mauvaises qualités à l'eau : celle qui en est saturée ou presque saturée n'est plus potable, ne sert plus à la cuisson des légumes et se prête mal au savonnage. Enfin, lorsqu'on fait servir une pareille eau pour alimenter les générateurs , elle donne lieu à des dépôts considérables qui rendent nécessaires des réparations fréquentes * .
Le sulfate de chaux est complètement insoluble dans l'alcool ; aussi , quand on verse de ce liquide sur de l'eau gypseuse , elle se trouble aussitôt. Il se dissout aisément dans l'acide sulfurique concentré , et forme un bisulfate que l'eau décompose : il se dissout aussi en partie dans l'acide chlorhydrique , et devient , à la faveur de cet acide, beaucoup plus soluble dans l'eau qu'il ne l'est à son état normal.
L'emploi du plâtre , comme mortier, dans les constructions, est fondé sur la propriété qu'a ce sel de se déshydrater à une température modérée , et de s'hydrater de nouveau et promptement dès qu'on le met dans l'eau. Au surplus , le plâtre s'hydrate et reprend à la fois la forme cristalline : mais il ne durcit et ne fait prise que par suite de l'entrelacement de tous les petits cristaux2.
Les gypses durs, tels que les gypses cristallisés, lamelleux, fibreux , etc. , donnent , par une cuisson bien faite , un plâtre fin et blanc qui se gonfle trop et fournit un enduit qui ne tient pas. Tel est le plâtre des mouleurs.
Pour les constructions , il faut que le gypse renferme des roa-
1. Four prévenir ces dépôts, on a recours à plusieurs moyens : on introduit dans les générateurs , soit des carbonates alcalins , soit des rognures de fer blanc , ou de tôle, ou bien encore de la terre glaise, des pommes de terre, du sucre de fécule, on du sucre brnt.
2. Voici la théorie de la solidification du plâtre telle qu'elle a été donnée par M. Fayen. Les plâtres à texture homogène, absorbent l'eau d'une manière uniforme, et toutes leurs parties augmentent librement de volume : ainsi écartées , elles forment une masse peu consistante , en raison même des grands intervalles que l'hydratation développe entre les particules solides.
Dans les plâtres formés d'agglomérations de cristaux grenus , séparés par des matières terreuses, les choses se passent autrement. Au moment du gâchage , l'eau s'introduit entre des groupes de cristaux ; elle en hydrate d'abord les parties extérieures , et ne pénètre que lentement et par degrés jusqu'au centre. Alors les premières parties hydratées commencent à se solidifier, et limitent l'écartement qui se trouve d'ailleurs réduit par l'emploi d'une moindre proportion d'eau absorbée par ces plâtres. Le gonflement moindre résultant de l'hydratation successive, fait aisément comprendre la pins grande densité, ou la prise plus résistante de la masse , pnisqu'à volume égal , il s'y trouve plus de parties solides.
QUATORZIÈME LEÇON. 4f>7
tières inertes , dont la proportion peut s'élever jusqu'à 20 p J , et dont nous apprécierons le rôle, en parlant des mortiers. Cette circonstance explique pourquoi l'on obtient du bon plâtre par un mauvais procédé de cuisson.
Voici en quoi consiste ce procédé : on construit , au moyen do gros blocs de pierre à plâtre , de petites voûtes peu larges , que l'on charge avec des fragments du même minéral , en graduant leur grosseur dg telle sorte que les fragments les plus gros soient en bas, et les moins volumineux en haut. On cuit en brûlant du bois sec sous les voûtes : plus la cuisson est lente et régulière , meilleurs sont les produits. L'opération dure , en moyenne , dix heures : quand elle est achevée , on bouche les ouvertures avec des moellons, et on recouvre le bas avec du plâtre en poudre.
Il est évident que la masse ne peut pas être également cuito dans toutes ses parties. La portion qui est plus près du feu est trop calcinée pour faire prise avec l'eau ; elle est donc inerte. Celle qui est plus éloignée est encore trop hydratée, mais non inerte : entre ces deux extrêmes , il y a celle qui est au point voulu : le tout réuni donnera un plâtre d'excellente qualité ; en effet , celui qui a été trop calciné jouera le rôle d'un corps étranger, puisque nous avons dit que le bon plâtre à construction ne doit pas être pur. Au lieu d'opérer de la sorte, on peut cuire le plâtre avec soin, et y ajouter ensuite des matières étrangères sans action.
Lorsque le plâtre n'est pas assez cuit, il est aride et sec : trop cuit, il n'a plus d'amour, ce qui veut dire dans le langage des ouvriers de Paris , qu'il n'est pas assez gras : cuit à propos , il est presque onctueux au toucher, et adhère aux doigts.
Le plâtre doit être employé aussitôt qu'il est cuit. Lorsqu'il a perdu ses propriétés par une trop longue exposition à l'air , les ouvriers le disent éventé. Il a attiré l'humidité atmosphérique , perdu son onctuosité et la faculté de durcir promptement.
La solubilité du plâtre , quoique faible , limite l'emploi de cette substance à l'intérieur des édifices et dans les parties qui ne sont pas exposées à la pluie. Au surplus , il est employé dans l'ornementation et pour prendre les empreintes des objets dont on veut reproduire un grand nombre d'exemplaires.
Le plâtre destiné au moulage des objets délicats , doit être cuit avec un soin particulier hors du contact du combustible : il faut en outre qu'il soit pur, car devant être gâché assez clair pour pouvoir être coulé en couches minces dans tous les détails des mpules, il est nécessaire qu'il solidifie une forte proportion d'eau; ce qu'il ne peut faire que quand il est pur. Pour l'obtenir dans cet état , on calcine des petits fragments de gypse en fer de lance ,
468 CHIMIE ÉLÉMENTAIHE.
dans des fours de boulanger, dont la température doit être à peinecelle du rouge sombre.
Depuis quelques années on trouve dans le commerce, une substance plastique appelée plâtre aluné , et qui se rapproche ' du marbre par le poli , et résiste aux intempéries du climat. On la prépare , en faisant cuire dans un four à réverbère chauffé par de l'air chaud , du plâtre de première qualité. Une fois cuit , on le place dans de grandes caisses en bois à claire-voie, que Ton plonge dans de l'eau tenant en dissolution 4 0 p.'f d'a/tm. Après une immersion de quelques minutes , on retire les caisses , on les égoutte, et on en vide le contenu sur une aire , pour le recuire de nouveau à une température beaucoup plus élevée , et qui doit être poussée jusqu'au rouge.
Voici un procédé encore plus simple : on mélange intimement le plâtre à une petite quantité d'alun , et on le chauffe une seule fois.
Ce que l'on appelle le stuc est encore une composition dont le plâtre est la base. 11 y en a de deux espèces : à la chaux, et au plâtre. On prépare le premier en faisant un mélange de chaux éteinte et de marbre blanc ou de toute autre matière incolore et dure. On fait le second en gâchant du plâtre à mouler avec une dissolution de colle forte, à laquelle on ajoute souvent de la colle de poisson ou de la gomme arabique.
Si le stuc doit imiter le marbre coloré , on suspend séparément dans de Veau collée les matières colorantes , et on s'en sert pour gâcher des petites portions de plâtre et former des galettes. Cellesci , réunies en forme de pile , sont coupées par tranches qu'on applique sans retard à la surface de l'enduit.
On polit le stuc , en le frottant ^ lorsqu'il est sec , avec une pierre à aiguiser ; on lave avec une éponge la partie frottée , et on achève le polissage d'abord avec du feutre imbibé d'huile et de tripoli en poudre, ensuite avec du feutre imbibé seulement d'huile.
Le stuc au plâtre ne résiste pas aux intempéries, mais au sec, dans l'intérieur des bâtiments , il a quelques avantages sur le stuc à la chaux : il devient plus dur, peut prendre des teintes variées, et recevoir un beau poli.
Parmi les sels que les acides du chlore peuvent former avec la chaux , je ne vous parlerai que de Yhypochlorite, à cause de son application à l'assainissement des lieux infects, et au blanchiment des toiles.
Nous avons vu ailleurs que lorsqu'on fait arriver un courant de chlore dans une dissolution alcaline assez étendue , il semble que les deux corps se combinent directement ; mais il n'en est rien : le chlore décompose l'oxyde alcalin, et se combine séparément
avec chacun de ses éléments ; avec le métal , il forme un chlorure; avec Foxygène, il forme l'acide hypochloreux (CIO): ce dernier se combine à son tour avec une molécule d'oxyde alcalin non encore décomposé.
L'équation ci-dessous dans laquelle R sera le métal alcalin , va nous expliquer tous ces phénomènes
2Cl+2RO=a(RO,C10+RCl).
Les hypochlorites alcalins ordinaires sont des composés formés d'hypochlorites et de chlorures, ayant un métal commun. Ainsi, Veau de Javelle est de l'hypochlorite de potasse , plus du chlorure de potassium. Veau de Labaraque est de l'hypochlorite de soude, plus du chlorure de sodium. Le chlorure de chaux (ainsi appelé dans le langage ordinaire), est de l'hypochlorite de chaux, plus du chlorure de calcium.
On ne peut pas isoler les hypochlorites alcalins ni les séparer des chlorures qui les accompagnent , à oause de leur instabilité. En effet , si l'on verse de l'acide hypochloreux sur une dissolution alcaline , dès que l'hyphochlorite dominera dans la masse, il se décomposera en chlorate et en chlorure
3CaO,C10=CaO,C10* + 2CaCl.
Il paraît donc que la condition de stabilité de cette sorte de sels est la présence d'une quantité de chlorure atomiquement égale à celle du sel lui-même , et qu'un excès d'alcali n'amoindrit pas la stabilité ; aussi l'hypochlorite de chaux du commerce (cA/orure de chaux, chlorure désinfectant, chlorure pour blanchi' ment), renferme-t-il beaucoup de chaux libre.
Des trois hypochlorites alcalins , celui de chaux est le plus important à cause de son facile transport. Les deux autres sont toujours liquides , et sous le même volume , renferment moins de principe actif.
Bien que nous ne voulions, dans ce moment, nous occuper que de l'hypochlorite de chaux, néanmoins tout ce que nous dirons sur la manière dont il se décompose et dont il agit , sera applicable aux deux autres.
L'hypochlorite de chaux est blanc, amorphe , pulvérulent, et a l'odeur d'acide hypochloreux. Il ramène au bleu le papier de tournesol rougi par un acide , puis il le décolore. Il est décomposé par les acides les plus faibles , même par l'acide carbonique : mais dans ce cas la décomposition est très-lente, tandis
470 CHIUIE ÉLÉUVNTAIRE.
que sous l'action des acides puissants , la décomposition est instantanée et le dégagement de chlore considérable.
Cela nous explique pourquoi les hypochloritas décolorent et désinfectent ; c'est qu'ils sont une source de chlore. C'est donc celui-ci qui agit , et non les hypochlorites eux-mêmes.
Disons encore une fois comment les acides changent les hypochlorites en une source de chlore , et pourquoi la quantité de ce gaz qui devient libre , représente à la fois «elle de l'acide et celle du chlorure.
L'acide quelconque, qui agira sur l'hypochlorite de chaux, chasse tout qV^hord l'acide hypochlnreux. Ce dernier acide se trouve en présence d'un phlorure qui devient libre à son tour ; les deux corps réagissent l'un sur l'autre, se décomposent simultanément de telle sorte qu'il se forme un oxyde qui peste. , tandis que tout le chlore se dégage.
Ces phénomènes s'accomplissent en deuç phases :
*re (CaO, ClO-hCaÇl) + A=Ca 0, A + Cl 0 + CaP
Hypochlorite de chaux Acide, Sel de Acide hy- Chlorure
notmal. chaux. pochloreux. de cal-
cium.
r CaCl+C10 = CaO + 2Cl
Chlorure Acide Oxide Chlore, de calcium, bypo- de calchloreux. cium.
En étudiant l'histoire du chlore , nous avons vu comment ce Corps blanchit les tissus et peut même les détruire lorsqu'on Tenir ploie sans mesure. Ce fait explique pourquoi l'hypochlorite de chaux, employé en excès, et lorsqu'on le décompose tout tà coup par un acide puissant, attaque à son tour les tissus et en compromet la solidité. Aussi les blanchisseurs qui, pour obtenir un blanchiment plus parfait et plus prompt, opèrent sans ménagement, avec l'hypochlorite de chaux et des acides minéraux, affaiblissent les étoffes et quelquefois même les percent.
Voyons par quel procédé on prépare de grandes quantités d'ijypochlorite de chaux ordinaire.
Imaginons une caisse rectangulaire , ayant un mètre de large et 4 de long , formée de dalles en grès dur, ou bien en lave d'Auvergne mastiquée. Dans cette caisse se trouve une couche de 4 5 à 20 centimètres de «baux bien hydratée et pulvérulente : Tune des extrémités est fermée par une porte qui sert à introduire et à retirer la chaux. Une espèce de tube de sûreté placé dans la partie supérieure et près de la porte , sert à surveiller la marche de l'o-
QU4TQBZIBMB LEÇON. 47l
pération. Par l'extrémité opposée , pn fait arriver un courant de chlore; à mesure qu'il pénètre dans la caisse, il est absorbé par la chaux, et ne produit pas de pression : au surplus , l'arrivée du chlore doit être lente , car s'il en était autrement , la température pourrait s'élever jusqu'à + <0Q; dans pe cas? l'hypochlorite passerait à l'état de chlorate. I)ès qu$ Je chlore n'est plus ahsprbé, il se dégage par le tube de sûreté.
Ce dernier appareil consiste tout siippleinept en un tube recourbé , dont une extrémité communiqué avec l'intérieur q> |a caisse , et l'autre plonge dans un verre contenant de la (sinture de tournesol, lorsque ce réactif se (JécolQrprQ l'opération sera terminée.
L'usage fréquent des hypochlorites dans les arts a fait sentir la nécessité d'avoir un moyen de mesurer leur pouvoir décolorant. Le propédé chlorpmétrique le plus usité esj dû à Gay-^ussac. Il est fondé : 4° sur l'action oxydante énergique des hypochlorites ; 2° sur la décoloration instantanée d'une matière colorante par un léger excès de chlore, fqur ces essais , l'agent oxydable employé aujourd'hui , est l'acide arsénieux, et la matière colorante est l'indigo.
Pour bien comprendre ce, procédé , il faut qqe vous vous pénétriez du principe sur lequel U repose.
Vous n'avez pas oublie ce qui fait que les Jiypochlqrites sont des corps oxydants , lorsqu'ils sont en présence de l'eau. Le chlore qu'ils dégagent décompose l'eau, s'empare de l'hydrogène, et l'oxygène se porte sur la matière oxydable. Que l'on suppose 4p l'acide arsénieux di$SQifS dans l'acide chlor hydrique ; si l'on y mêle une autre dissolution d'un hypocblorite, le chlore de ce d.ernier se dégage, enlève l'hydrogène à l'eau, dont l'oxygène fait passer l'acide arsénieux à J'état d'acide arséniqup. j>pt qu'il y aura de l'acide arsénieux à pxyder , le chlore devient acide clilprhydrique, mais lorsqu'il n'en sera plus ainsi, le chlore restera libre : sj Ton trouve un moyen de $£i$ir ce inompnt, pu pourra connaître la quantité d'acide arsénieux que l'on a transformée, en connaissant celle du chlore que l'on a employé, ef réciproquement. On y parvient au rooypn d'une solution sujfurjque (J'jpdigp, qui de bleue devient jaunâtre , dès que le chlore agit sur elle. Cp$e décoloration indiquera que l'oxydation est terminée 1 puisqu'elle a lieu par l'effet du chlore qui resje sans emploi ; de mime que dans les essais alcalimétriques. le changement ae cpulpur de la teinture de tournesol indique que la neutralisation est complète , puisque de l'acide reste libre.
Entre un essai alcalimétrique et un essai chlorpmétrique, ij y 3
cette différence que , par le premier on effectue une saturation , et par le second une oxydation : mais dans les deux cas , on reconnaît que le but est atteint, par un changement de couleur d'une matière colorante.
Cette comparaison vous fait pressentir que la marche doit être à peu près la môme pour les deux essais. C'est en effet ce qui a lieu.
Voici un litre d'une dissolution centenant 4«*,439 d'acide arsénieux pur. On appelle cette dissolution liqueur d'épreuve. Pour que tout l'acide qu'elle contient se transforme en acide arsénique , par l'action du chlore , il faut employer un litre de ce gaz mesuré dans les circonstances normales de température et de pression, ou, ce qui revient au même , il faut employer un litre d'eau tenant en dissolution son propre volume de chlore.
Cette autre liqueur, dont le volume est également d'un litre, est une dissolution de 40 grammes d'hypochlorite de chaux que nous voulons essayer. Elle a été faite en broyant le sel à plusieurs reprises avec de l'eau, dans un mortier en porcelaine, et en filtrant chaque fois la portion liquide.
A l'aide d'une pipette jaugée, je transporte 40** de liqueur d'épreuve dans un bocal en verre qui repose sur une feuille de papier blanc ; j'y ajoute ensuite une à deux gouttes de sulfate d'indigo ', et j'agite pour que la masse prenne une couleur uniforme.
J'introduis 20cc de dissolution d'hypochlorite dans une burette portant 200 divisions ou degrés, et qui a la même forme que celle que je vous ai décrite en vous parlant des essais aicalimétriques. Si cette dissolution pouvait fournir son volume de chlore, évidemment il y en aurait le double de ce qui serait nécessaire pour oxyder l'acide arsénieux contenu dans les 4 0CC de liqueur d'épreuve; mais les produits du commerce sont toujours loin d'être purs, et vous allez le voir pour ce cas particulier.
Je verse goutte à goutte la liqueur de la burette dans la liqueur contenue dans le bocal , et j'ai soin d'imprimer à ce dernier un
mouvement circulaire Voilà que j'ai déjà versé un volume
égal à 400 divisions, et la liqueur du bocal est encore bleue; je continue à verser avec précaution pour ne pas dépasser la
limite la couleur s'affaiblit enfin, la couleur bleue devient
jaune pâle. L'expérience est terminée. Le volume de la dissolution d'hypochlorite que je viens de verser, est égal à 440 divisions,
i. On prépare ce sulfate en dissolvant de l'indigo dans de l'acide snlforiqne de Nordhaosen, et en étendant la dissolution avec de l'eau.
et représente 40** de chlore. Donc, 400 divisions n'en représentent que 9CC,09, ce qui revient à dire qu'un gramme d'hypochiorite de chaux employée ne peut donner que 9CC,09 de chlore et qu'un kilogramme de ce sel produira seulement 90titres,9 de chlore ; ce qui, en langage de commerce, signifie qu'il marque 90 degrés et 9 dixièmes.
Vous voyez donc que la marche d'un essai chlorométrique et les instruments dont on se sert sont les mêmes que s'il s'agissait d'un essai alcalimétrique ; la seule différence consiste en ce que, pour ce dernier, on verse l'acide sulfurique normal dans l'alcali à essayer, et pour le premier on verse, au contraire, l'hypochlorite que l'on veut connaître, dans la liqueur d'épreuve.
Cette inversion est nécessaire, car une goutte de liqueur d'épreuve met en liberté plus de chlore qu'il n'en faut pour guroxyder l'acide arsénieux qu'elle renferme; dès lors une partie du gaz serait perdue, et l'essai deviendrait impraticable.
Enfin, vous remarquerez que l'on opérera de la même manière si l'hypochlorite à essayer est liquide : l'opération sera encore plus simple, puisque l'on n'aura pas à faire de dissolution.
Je n'ai qu'un mot à vous dire sur Y azotate de chaux pour vous rappeler que ce sel est un produit naturel que l'on rencontre surtout dans les matériaux salpêtres, et qui contribue à la fabrication artificielle du salpêtre. On le trouve aussi quelquefois dans les eaux naturelles, sans doute parce qu'elles ont traversé des terrains salpêtres. On en constate même la présence dans les eaux de sources et de puits, ainsi que dans le voisinage des cimetières ; fait facile à expliquer, puisque les matières animales facilitent la nitrification.
L'azotate de chaux est représenté par la formule :
CaO,AzO* + 4aq,
Il cristallise en prismes hexagones déliquescents, solubles dans l'alcool ; il est décomposable par la chaleur et partage les propriétés générales de tous les autres azotates.
Il existe une série de phosphates de chaux dont aucun terme ne sort de la neutralité, malgré les fausses indications de leurs noms : chacun d'eux renferme 3 molécules de base. Voyez-en ici la liste :
[~i Obtenu en versant du (Ca 0)2,HO, Ph Os + 4 aq. Jphospbate de soude sur du chlorure de calcium.
Phosphate basique de chaux [(Ca O)3, PhOs] Phosphate contenu dans les os.
Phosphate acide de chaux rCaO,(HO)'PhO>1 °^a ea, trai,an1t .*? 1,acide r L J sulfurique les os calcinés.
474 Cdltoîfe ÉLÉÉETttAIRE.
Ces trbis Sels renferment le même acide tribasique. Càlcine-t-oh ceux qui renferment de l'eau basique, on en change la nature. Le phosphate acide devient Un métàphosphate, et le phosphate neutre un pyrbphosphatfe.
De ces trois sels, les deux derniers seuls nous intéressent , car l'un d'eux sert à préparer le phosphore, l'autre constitue presque entièrement la partie minérale dés os.
{Je pkoàphiïtt &cide est en paillettes nacrées déliquescentes ; oh ne l'emploie que pour la préparation du phosphore. Calciné au rougë, il se boursouflé et fond ; après le refroidissement , il a" l'aspect vitreux î il est alors devenu insoluble par suite d'Utt changement de nature ; ayant perdu son eau basique; il est passé à Tétât de métâphosphate de chaux.
Lé phbsphùte basique existe non-seulement dans leS os, mate encore dans la nature minérale. Lorsqu'il est associé àù chloruré et au fluorure de calcium, les minéralogistes le désignent sous le* nom û'apatltè. Oh l'obtient artificiellement toutes les fois (jue FUtt verSë dé l'àrtittloniaqùe sur un mélange de chldrure de caicium et ë'fccide phosphorique, du bien lorsqu'on verse du chloftiré de calcium dans un mélange d'un phosphate alcalin quelconque et d'ammoniaque.
Le phosphate basique de chaux est irisoluble dans l'eau, té qUi ne l'empêche pa*s Cependant d'être absorbé par les ôporigioleaf des racines, et de concourir ainsi au développement des plantes : c'est qu'il devient sensiblement soltible dons l'eau quaild elle tient eh dissolution de l'acide carbonique ; sans cette propriété, on fie saurait expliquer sa présence dans leô végétaux.-
En faisant bouillir ce sel , pendant quelque temps, avec dû carbonate de soude, oïl lé décompose entièrement : il se forme du phosphate de soude et du carbonate de chaux ; il est inaltérable par la chaleur ei attaquable par les acides, même par l'acide acétique.
Le noir animal j qui, d'abord, sert dans les raffineries, et plue tard comme engrais, contenant plus de la moitié de son poids de phosphate de chaux, joue un certain rôle dans l'agriculture. Il est vrai qu'on le considéré plutôt comme le Véhiculé de l'azote* que comme un agent de fertilisation par lui-même ; néanmoins, lorsqu'une terre très-pauvre en phosphates reçoit du noir anirtial, elle doit se ressentir tout à la fois et de l'azote et de l'acide phosphorique que l'engrais lui apporte.
En définitive, le phosphate basique de chaux est le plus important de tous les phosphates parce qu'il sert de matière première pour leur préparation. C'est avec lui qu'on prépare le phosphore ;
QUATORZIÈME LEÇOft. 475
arec ce dernier corps, ori produit l'acide phosphorique, et àveé celui-ci on obtient tous les phosphates imaginables.
Terminons ce que notis avions à dire sur les Composés calciques par l'étude du carbonate de chaux.
On rencontre ce «il en quantité tellement considérable, qu'on peut dire qu'une grande partie de l'éeofce terrestre eti est formée.
Le carbonate de éhatif cristallisé peut affecter tien* fdrmes incompatibles; il présente un cas de dlmorphisfné remarquable au point 4e vue historique, parce qu'il est le premier que l'on ait reconnu.
La ckausb carbonàtée spdthique (que l'on appelle spath d'Islande parée (Ju'oii 0n trouve de très-belle dans ce pays ) es* caractérisée par trois clivages faciles qui conduisent  tiii rhdmboëdre de 408°. Elle se présente sous des formes très-variées, pouvant être toutes ramenée* au même type. Lorsqu'elle est pure, elle est parfaitement incolore et transparente : ses cristaux présentent le phénomène de la double réfraction, propriété dont profitent les physiciens pour Certaines expériences d'optique; Par exemple* c'est sur* cette propriété qii'est foridée la construction de. la lunette de Rèéhan^ instrument qui permet d'apprécier ta distance d'un- objet lorsqu'on eti connaît les dimensions, et réciproquement* La densité du Spath d'Islande est 2,?; il possède les propriétés chimiques de tous les autres Carbonates calcaires.
On désigne bous le nom d'ufràjgbtiite uti carboiiate de chaut moins commun que le spath d'Islande et dont les cristaux sont des prismes rectangulaires de 446b,4Q'. Il est d'un blanti laiteux ; sa densité est 3,75. D'ailleurs, il possède les mêmes propriétés chimiques que le carbonate de chaux précédent. Voilà dotic deux corps semblables en tout , excepté dans la forme.
Si l'on chauffe légèrement l'ârragonite, elle se délite en une multitude de petite cristaux ayant la forme dti spath d'Islande. Le précipité que l'on obtient lorsqu'on ajoute un carbonate alcalin à une dissolution froide d'un sel de chaux, est un assemblage de petits cristaux rhohlboëdriques de J05B.
D'un autre Côté, d'après M. G. feose, si l'on maintient à une température élevée une dissolution de bicarbonate de chaux, il se dépose du carbonate neutre en très-petits prismes semblables à ceux de l'ârragonite. Enfin, on obtient encore les. mêmes cristaux en versant Une dissolution bouillante d'un sel de chaux dans une dissolution chaude de carbonate d'ammoniaque; On peut dono à volonté obtenir le spath d'Islande et l'arrago-
nite, c'est-à-dire obtenir le carbonate de chaux, sous deux formes incompatibles.
Le carbonate de chaux qui se sépare des eaux qui le tenaient en dissolution sous forme de bicarbonate, et celui qui constitue le marbre , sont aussi cristallisés , mais leurs cristaux sont tellement petits ou tellement agrégés les uns aux autres , qu'il est difficile d'en déterminer la forme : on la eroit cependant rhomboëdrique.
On connaît aussi une variété de carbonate de chaux cristallisé en rhomboèdres, et qui renferme 5 éq. d'eau. On se la procure en abandonnant à l'air, et à une température voisine de 0°, une dissolution aqueuse de chaux et de sucre. Mais par cela même que ce carbonate est hydraté, les angles de ses cristaux ne sont pas probablement semblables à ceux du spath d'Islande.
Si l'on fait abstraction de la forme géométrique du carbonate de chaux, on peut dire qu'il y a peu de matières minérales naturelles , qui présentent autant de variétés. Les marbres , dont le nombre est si considérable , quoique tous semblablement composés, diffèrent d'aspect ■ , soit à cause de la couleur que leur communiquent les oxydes métalliques , soit à cause de leur mélange avec d'autres matières étrangères. Ainsi , les marbres noirs ou gris doivent leur couleur au bitume ; les jaunes et les rouges à l'oxyde de fer. Associez-leur par la pensée tantôt des fossiles , tantôt des minéraux différents , susceptibles de prendre le poli , et vous vous expliquerez leur quantité prodigieuse.
Si les variétés du marbre sont nombreuses , celles du carbonate de chaux , que l'on appelle calcaire , ne le sont pas moins.
Le calcaire compacte, qui se présente sous des couleurs si diverses , prend le nom de marbre coquillier lorsqu'il empâte des coquilles, et peut prendre un beau poli; le calcaire lithographique, le calcaire fétide ou stinsktein, le calcaire des environs de Paris, les calcaires oolithique , pisolitique , etc., constituent déjà une série assez nombreuse de variétés, série que je pourrais encore augmenter , si je voyais de l'intérêt à le faire.
Enfin, la craie que l'on nomme souvent blanc de Troyes, blanc
1. J'ai eu l'occasion de remarquer que lorsque le marbre statuaire a été en contact avec un acide, il acquiert nu aspect qui varie suivant la nature de cet acide. Voici le résultat de l'action de 6 acides différents :
Nom de l'acide. Aspect du marbre.
Acide azotique Surface lisse et luisante.
— sulfurique Aspect kaolinique.
— chlorb ydrique ............ — cristallin.
— ojalique — faiblement cristallin.
— tartrique Surface mate et unie.
— acétique — farineuse.
de Meudon, qui est presque aussi abondante que le calcaire, n'est que du carbonate de chaux très-divisé ,dont le mode de for* mation parait ne pas être le même que celui des marbres et des calcaires.
Quelle que soit l'origine et la forme du carbonate de chaux , il ne possède pas moins toujours les mêmes propriétés chimiques. D est décomposable par la chaleur, et sur cette propriété est fondée la fabrication de la chaux. Sa décomposition s'effectue d'autant plus promptement et plus facilement , que l'acide carbonique est entraîné au loin à mesure qu'il devient libre. Gela tient à ce que les gaz quittent facilement leurs combinaisons, lorsqu'ils entrent dans une atmosphère formée de gaz d'une nature différente : de même qu'un sel hydraté abandonne facilement son eau d'hydratation , lorsqu'il est chauffé dans un courant d'air sec , tandis qu'il n'en perd pas sensiblement , si , la température restant la même, on l'expose à un courant de vapeur aqueuse.
C'est pourquoi le carbonate de chaux exige plus de chaleur pour se décomposer dans un creuset que dans un four à chaux.
Dans le premier cas , rien n'entraîne l'acide carbonique qui se dégage au commencement de l'opération ; dans le second cas , ce gaz est entraîné par le courant d'air qui traverse sans cesse l'appareil.
On a même remarqué qu'il est plus facile de décomposer le carbonate de chaux , sous l'influence de la vapeur d'eau , que sous l'influence de l'air sec. Aussi , les chaufourniers préfèrent-ils les pierres à chaux humides, et quelquefois même, ils injectent dans le four de petites quantités d'eau.
Quand il est hermétiquement fermé, le carbonate de chaux ne se décompose pas , même à une haute température , et il semble se liquéfier.
Hall a observé ce fait, en chauffant de la craie dans un canon de fusil , dont les extrémités étaient scellées : l'expérience terminée, il en tira une baguette de marbre. Cela explique pourquoi l'on trouve du marbre dans des terrains d'origine ignée.
Le carbonate de chaux n'est pas soluble dans l'eau , mais il le devient à la faveur de l'acide carbonique. La plus grande partie des eaux naturelles en contiennent à l'état de bicarbonate.
Ce que l'on appelle chaux carbonatée fibreuse , provient de la décomposition du bicarbonate de chaux dissous dans l'eau.
Lorsque l'eau pluviale , qui renferme toujours une faible quantité d'acide carbonique libre, tombe sur des roches calcaires, elle dissout une petite quantité de carbonate de chaux : elle le dépose ensuite, sous forme de concrétions, dans l'intérieur des grottes l. 27.
47* eftittiti ÉLéstfefttÀîRfi.
ou cavités bù elle S'évapore goutte à goUtte. C'est ainsi que se forment les sliïldtHteà et les MulûgMtés.
Les incrustations que fournissent ëh abondance certaines eaux minérales, sont encore de la même nature. Les sources les plus cé^ lèbres sont celles de Sart^Filippo en Toscane, celles de Sdiht-ÀUVre en Auvergne, et le SprUdel à Carlsbad: C'est efettë derttiëre source qui fournit le Èptudèlsttln , Calcaire dur et richement zohé que sa fltiesse extrême fait servir à là cenfëctidh de plusieurs objets d'Ornements.
La solubilité du carbonate de châu* dans l'eau à la faveur de l'acide carbonique -, explique cdtiimënt presque tous les animaux renferment des quantités assez considérables de ce sël; Les os, privés de leur matière organique* ëtt renferment ± de leur poids : le test des mollusques , les coquilles des teUfs dès Oiseaux et U carapace des écrivisses en sont entièrement formés. Il est rare
qu'une plante ne denne pas de cendre riche en chaut.
Évidemment c'est dans les eaux que les êtres vivants puisent la plus grande pdrtie de la chaux qu'ils s'assimilent:
Bien que l'importance des composée magnésiens ne soit pas , à beaucoup près , aussi grande que celle des composés calcaires j
néanmoins il y en a plusieurs que nous ne pourrons pas noUS dispenser d'étudier ; tels sont : Y oxyde, le chlorure, le suif aie, le
phosphate et le carbmate. Trois de ces corps sont d'un usage très-fréquent en médecine, et par cela même jouissent d'Une certaine popularité : le sulfate de magnésie est le principe actif des eaux de Sëdlitz : la magnésie (Oxyde de magnésium) et son
carbonate , sont des médicaments très^cOnttUB; Lé chlorure doit
nous intéresser par sa présence presque constante dans les edux naturelles; enfin, le phosphate joue Urt rôle important dans les êtres vivants.
Je ne vous dirai rien du rhuQHifototn, pour les mêmes motife qui m'ont décidé à ne pas vous parler des métàuk précédents»
Je me bornerai à vous faire remarquer d'une manière générale* que les procédés par lesquels on prépare leâ métaux de la première section ne sont pas praticables pour isoler ceux de la deuxième.
Le charbon réduit la potasse , la Boude et la lithine : le potassium et le sodium réduisent, à leur tour, la barite, la strentiane et la chaux , mais ils ne réduisent point la magnésie * l'alumine , la glucine , la fcireene ; etC; -, etc. Il faut que les métaux de ceti dernière oxydes soient Combinés avec le chlore j pour que les niëtaux alcalins puissent le leur enlever, et les mettre en liberté*
Bien qn'dh trouvé de l'oxydé de magnésium dans la nature , néanmoins on le prépare en calcinant la m*$né*it dm phûïm&
QtUTORÉtÊME LEÇON. i79
tiens. On l'obtient encore, en précipitant, par la potasse, un sel soluble de magnésie , ou en calcinant l'azotate de cette base.
La ma<jiié*ie est plus du mollis volumineuse , selon la manière dont on la prépara Par le premier procédé, elle est toujours trèslégère. Dand tOUs left cas" , elle est blanche et itlfusible aiix plus hautes températures, Un peu aeluble dans l'eau > et pal» conséquent un peu sapide. Elle est composée d'Un équivalent de magnésium et d'Un équivalent d'otygène (MgO).
L'oxyde de magnésium peut se eombiiier avec une molécule d'eau et fermer un hydrate , que la nature seule sait faire cristallisai4: Nous l'obtenons amorphe lorsque nous décomposons par la potassé un sel magnésien dissous dans l'eau; où bien lorsque nous laissons pendant longtemps , en contact avec l'eau , la magnésie anhydre.
L'hydrate amorphe de magnésie absorbe, peu à peu, l'acide carbonique de l'air, tandis que l'hydrate cristallisé (brUcite) ne se carbonate pas; efceiriple remarquable de l'influence de la cohésion.
La magnésie est employée eh médecine pouf dissipe? tes âigf eùré d'estomac; Son importance comme médicament s'est accrue, depuis qu'on l'administre ôYëe succès dattS léô cftà d'empoiBOhngment par l'arsenic.
Si l'on traite la magnésie par l'acide hydfochlorique, il se forme de l'eau et du chlorure de magnésium
MgO + HCl = H0 4-MgGl.
Par l'évapbration s on obtient le chlorufe sous forme dé cristaux hydratés (MgCl + 5aq.). Cet hydrate ne perd feoil eau qu'eu de décomposant en magnésie et en adde ohlorhydri(fue: Pour l'avbir anhydre, il faut augmenter sa stabilité, en le combinant avec l'hydrochlorate d'ammoniaque. Il se forme ainBi utt ehlërtirë double qui résiste à la température suffisante pour expulser l'eftu : une chaleur plus élevée chasse alors l'hydrochlorate d'ammoniaque» et le chlorure de magnésium reste sous forme de belles lameB blanches micacées*
La décomposition du chlorure de magnésium , par la concentra-' tion de la dissolution aqueuse du sel , est un fait dont il est bon dé se souvenir ; premièrement , parce que les eaux mères des marais salants , contenant des quantités immenses de ce chlorure, pourraient devenir une source abondante d'acide hydrochlorique ; secondement, parce qu'on n'oubliera pas, lorsqu'on distillera de l'eau naturelle , d'y ajouter un peu de chaux ou de potassé , pour que le produit de la distillation n'ait pas de réaction acide.
Il est rare qu'une eau naturelle ne renferme point de chlorure
de magnésium : lorsqu'on la distille , à mesure que son volume diminue , les parois de l'appareil distillatoire restent enduites des matières qu'elle tient en dissolution : le chlorure de magnésium qui en fait partie, se décompose, et l'acide chlorhydrique, produit de la décomposition , passe dans l'eau qui distille et la rend acide. Si l'on a eu la précaution d'ajouter préalablement à l'eau un alcali quelconque , le chlorure de magnésium se décompose avant que la distillation commence, et l'acide chlorhydrique se fixe.
Nous avons déjà vu ailleurs quelle quantité de sulfate de magnésie l'on peut tirer de l'eau de la mer. Certaines eaux douces naturelles en renferment aussi des proportions notables : telles sont celles d'Empson en Angleterre, de Sedlitz et de Pullna en Bohême.
Ce sel est incolore; il a une saveur amère et salée. Â la température de + 4-4°, cent parties d'eau en dissolvent 32,76 ; à + 97°, la même quantité d'eau en dissout 72.
Le sulfate de magnésie varie de forme cristalline et de degré d'hydratation, suivant la température à laquelle il cristallise. Celui du commerce , qui a cristallisé à la température ordinaire , est en petits prismes allongés et renferme 7 éq. d'eau
(MgO,SO' + 7aq)(l);
il n'en renfermerait que 6 s'il cristallisait à une température plus élevée, et 42 s'il cristallisait à 0°.
Lorsqu'on chauffe le sulfate de magnésie , il fond dans son eau de cristallisation, devient anhydre, subit plus tard la fusion ignée, et finit par se décomposer.
Il est employé comme laxatif.
On s'est demandé d'où certaines eaux tirent cette grande quantité de sulfate de magnésie qu'elles tiennent en dissolution.
Il paraît que ce sel provient d'une réaction qui s'opère entre le sulfate de chaux des eaux et le carbonate de magnésie naturel.
L'expérience que je vais faire sous vos yeux va donner un grand poids à cette opinion. Voici de l'eau saturée de sulfate de chaux : elle ne contient pas de magnésie, caria potasse ne la trouble pas. Je la verse peu à peu sur du calcaire magnésien qui se trouve en-
