Fer

Manganèse. = 344,68 Chrome. ... = 328,50

Manganèse. Fer. Chrome.

*. Protoxyde Mn 0 Fe 0 Gr 0

Sesquioxyde Mn*0» Fe* 0* Cr»0»

Acide MnO» Fe O3 Cr O3

Acide supérieur.. Mn*0' Cr*0»

Oxyde salin Mn 0, Mn* O3. . . Fe O, Fe*03 Cr O, Gr* O*

lavages; le second est traité par l'acide sulfurique et converti en sulfate de nickel. Ce sel, décomposé à son tour par la potasse, met en liberté l'oxyde. Voulez-vous maintenant du nickel chimiquement pur? dissolvez l'oxyde dans de l'acide oxalique, et chauffez le sel qui en résulte, à un violent feu de forge dans un vase fermé. Voulez-vous du nickel, assez bon pour les usages ordinaires? réduisez l'oxyde au feu de forge dans un creuset brasqué '.

Le nickel est un métal blanc un peu grisâtre, à cassure fibreuse. Il est plus ductile à la filière qu'au laminoir , et l'on peut en faire des fils assez fins. Après le manganèse il est le plus dur des métaux. Forgé il a une densité de 8,66, et fondu, de 8,27. Il est doué, comme le fer, de la propriété magnétique, qu'il perd vers + 400°. Il est moins fusible que le fer et plus fusible que le manganèse. Son équivalent est = 369,33.

A la température ordinaire le nickel ne s'altère pas à l'air ; mais il s'oxyde sous l'influence de la chaleur. Quand on le chauffe dans un creuset brasqué, il se combine avec une certaine quantité de carbone et forme une espèce de fonte, qu'on ne peut décarburer que par la cémentation.

Allié au fer dans la proportion d'un centième, il lui communique la propriété de ne pas se rouiller : avec le cuivre, le zinc et l'étain, il forme l'alliage employé dans l'économie domestique sous le nom dyargentany pacfond, maillechort, dont nous nous occuperons spécialement en parlant du cuivre. La confection de cet alliage absorbe presque tout le nickel que l'on fabrique annuellement *.

Le nickel donne un protoxyde (NiO) et un sesquioxyde (Ni* 0*). Le premier constitue la base des sels de nickel ; le second n'est point salifiable.

Avec le chlore, il forme un chlorure correspondant au protoxyde. Ce composé est jaune quand il est sec, et vert quand il est hydraté. Aussi sert-il d'encre sympathique, comme nous l'avons vu ailleurs.

Les composés de nickel n'ayant aucune importance, nous nous

1 . On appelle bratqué un creuset ordinaire rempli d'une pâte formée de poussière de charbon et d'eau. Lorsque la pâte est sèche, on pratique dans le milieu une cavité destinée à recevoir les matières qui doivent être calcinées. En d'autres termes , le creuset brasqué n'est qu'un creuset de charbon à parois extérieures terreuses. Il ne joue pas seulement le rôle de récipient , mais encore celui d'agent , car le charbon exerce son action reductive sur les substances qu'il entoure.

2. En Angleterre, on fait un singulier usage du nickel: on fabrique, dit-on, de l'argenterie dont l'alliage se compose de parties égales de nickel et d'argent. Cet alliage sort aux essais des orfèvres, comme s'il était formé de 19 parties de cuivre et 81 parties de fin ; de façon qu'on croit acheter de l'argenterie au titre de ^ , qui en réalité n'est qu'à ^ .

bornerons à constater les propriétés générales des sels dont ce métal est partie constituante.

Les sels à base d'oxyde de nickel sont d'un beau vert lorsqu'ils sont hydratés : lorsqu'ils sont solubles , ils ont une saveur qui, d'abord sucrée , devient ensuite acre et métallique : leurs dissolutions, traitées par un alcali fixe, donnent lieu à un précipité vert-pomme d'oxyde hydraté : ce dépôt ne se forme point en présence de matières organiques. Si les dissolutions sont très-acides, l'ammoniaque ne les trouble pas, mais elle leur communique une superbe couleur bleue. Si elles sont neutres , et si l'ammoniaque n'est point en excès, la précipitation de l'oxyde n'est que partielle : un peu plus d'ammoniaque fait disparaître l'oxyde déjà séparé , et la liqueur devient bleue ; ce qui prouve que l'oxyde de nickel est soluble dans l'ammoniaque.

Les sels de nickel sont donc caractérisés par leur couleur verte, par la nature du précipité que les alcalis fixes déterminent dans leurs dissolutions, et par la belle teinte bleue que celles-ci prennent sous l'influence d'un excès d'ammoniaque.

Nous ne nous arrêterons pas à la préparation du cobalt, métal qui n'est l'objet d'aucune application directe; je vous parlerai seulement de son principal oxyde, qui est la base des belles couleurs bleues minérales dont les arts tirent un si grand parti, et je commencerai par vous faire connaître les matières premières d'où on l'extrait en grand.

Les principaux minerais du cobalt sont : le cobaU arsenical et le cobalt gris.

Le premier cristallise en cubes simples ou modifiés ; il a une couleur d'un gris d'acier pur : il est composé d'arsenic, d'un peu de soufre , de fer, de nickel et de cobalt , dont il renferme environ 20°/o. Il est surtout abondant en Allemagne.

Le second est un arséniosulfure de cobalt, avec de faibles quantités de fer et de nickel : il est d'un gris clair teinté de rouge ; il a un éclat fortement métallique , et cristallise en cubes ou en octaèdres. On le trouve surtout à Tunaberg et à Skuterud en Suède : il contient 32 à 34 °/0 de cobalt.

Le traitement de ces deux minerais a beaucoup d'analogie avec celui du speiss. En effet , si l'on fond un mélange composée de carbonate de soude , de soufre et de minerai , on obtient un culot de sulfure de cobalt et une scorie de sulfarséniate de soude : celle-ci est enlevée par l'eau ; le culot est traité par l'acide sulfurique étendu et converti en sulfate de cobalt. Au moyen d'un alcali fixe on met en liberté l'oxyde.

Ainsi préparé, l'oxyde est loin d'être pur : il contient surtout du

fer, dont on le débarrasse en le dissolvant dans l'acide nitrique, et en versant dans la dissolution une quantité de carbonate de soude strictement suffisante pour précipiter le peroxyde de fer. L'oxyde de cobalt, que l'on retirera ensuite de la dissolution par un excès d'alcalis, satisfera à toutes les exigences de l'industrie ; mais, pour le chimiste, il ne serait pas encore assez pur, car il pourrait renfermer encore des traces de nickel. Pour l'avoir à un grand état de pureté, on le précipite de sa dissolution nitrique à l'état de carbonate, et on le convertit en oxalate qu'on dissout ensuite dans de l'ammoniaque; cette dernière dissolution, abandonnée à l'air, laisse déposer tout le nickel sous forme d'une poudre verte, composée d'oxalate double de nickel et d'ammoniaque. Le cobalt reste dans la dissolution qu'il colore en rose ; on le précipite en le faisant bouillir avec du carbonate de potasse. Le carbonate de cobalt, chauffé en vase clos, se décompose, perd son acide carbonique, et l'oxyde reste sous forme d'une poudre gris-cendre foncé. L'oxyde de cobalt, préparé par voie humide, est hydraté et a une couleur bleu-lavande. Par la calcination, il prend la couleur propre à l'oxyde anhydre.

Cet oxyde est composé d'une molécule de métal et d'une molécule d'oxygène (CoO). 11 est la base des sels cobal tiques. Calciné à l'air il noircit et augmente de poids, parce qu'il absorbe de l'oxygène. Après avoir été calciné, il a la composition d'un oxyde salin qui serait formé par la réunion du protoxyde. et du sesquioxyde (CoO,Co90*). Tel est l'oxyde que Ton vend dans le commerce.

L'oxyde de cobalt est un peu volatil. Une plaque de porcelaine blanche , exposée à une haute température , à côté d'une autre plaque de porcelaine enduite de cet oxyde , acquiert une couleur bleue ; ce qui prouve le transport de l'oxyde d'une plaque à l'autre, et par conséqnent sa volatilisation.

L'oxyde de cobalt, calciné avec de l'alumine, forme une couleur bleue, remarquable par sa beauté et sa stabilité. Ayez une dissolution de 4 00«r d'alun, ajoutez-y 2*r d'oxyde de cobalt, préalablement dissous dans un acide , puis versez dans ce mélange du bicarbonate de potasse ; vous aurez un précipité qui , chauffé à une très-forte chaleur, formera une couleur bleue dont les peintres à l'huile, et même les peintres sur poterie, font beaucoup de cas '.

On a profité de la propriété qu'a l'oxyde de cobalt de bleuir l'alumine, pour distinguer cette terrre de la magnésie , dans les

1. L'emploi du bicarbonate de potasse est fondé sur l'observation que le précipité auquel il donne lieu, développe, après avoir été calciné, une couleur plus brillante que celle qu'aurait développée le précipité obtenu par le simple carbonate.

essais au chalumeau. On n'a qu'à diriger le dard de la flamme sur un fragment d'un minerai aluminifère, humecté préalablement par un peu de nitrate de cobalt et reposant sur du charbon, pour voir la surface du minerai devenir bleue. Si Ton faisait un pareil essai sur un minerai magnésien la coloration serait rose.

Il existe peu de substances douées d'une faculté colorante aussi énergique que l'oxyde de cobalt. Une très-faible quantité de cet oxyde suffit pour colorer une masse considérable de borax, de verre, ou d'un fondant quelconque. Aussi, de tous les essais au chalumeau, l'essai pour cobalt est le plus facile à cause de la' coloration intense que prennent les fondants1.

L'oxyde de cobalt est principalement employé à la fabrication du smalt. Le smalt est une espèce de*verre bleu que l'on prépare, en fondant ensemble du minerai de cobalt grillé, du sable blanc et du carbonate de potasse : pendant la fusion il se réunit ordinairement au fond du creuset une certaine quantité de speiss ; mais la masse principale constitue le smalt que l'on pulvérise et qu'on soumet à * la lévigation. Cette substance est employée sous le nom d'azur, pour rendre plus agréable à l'œil la blancheur des tissus et du papier : elle est aussi employée comme couleur dans la fabrication des papiers peints , et dans la décoration des poteries.

Je n'ai rien à vous dire d'intéressant sur le sesquioxyde Coa 0*, ni sur les autres composés binaires de cobalt. Je dois seulement vous rappeler la singulière propriété du chlorure , sur laquelle je vous ai déjà dit quelques mots à l'occasion des encres sympathiques. Je vais maintenant vous en parler d'une manière plus complète.

Voici dans ce tube scellé à la lampe des cristaux de chlorure de cobalt : comme vous le voyez, ils ont une couleur rose. Si je les chauffe un peu ils deviennent d'un bleu magnifique ; par le refroidissement ils reprennent leur couleur primitive. On serait tenté d'abord de croire que ce changement est un effet de déshydratation, mais si l'on observe attentivement l'intérieur du tube on ne remarque pas, dans la partie froide, la moindre trace d'eau condensée. Il est donc probable que ce phénomène n'est qu'un cas d'isomérisme , et qu'il se rattache plutôt à un mouvement moléculaire qu'à un changement de composition. Notez bien que le même phénomène a lieu lorsqu'on opère sur une dissolution. Voici du chlorure de cobalt dissous dans l'eau : la liqueur a une couleur rose intense ; si on la concentre par l'ébullition elle devient bleue ; en l'étendant d'eau elle redevient rose. On peut

1 . On a remarqué que dans cette sorte d'essais le borai vaut mieui qne le phosphate de sonde ammoniacal pour découvrir des traces de cobalt.

mieux faire : au lieu de concentrer la dissolution on n'a qu'à y verser un excès d'acide chlorhydrique pour la faire virer au bleu. Admettra-t-on que, dans ce dernier cas, les phénomènes que l'on observe sont l'effet d'hydratations et de déshydratations successives? Cela ne serait pas impossible, mais il vaut mieux les considérer comme la conséquence de modifications moléculaires, si l'on veut rapprocher ce qui se passe dans un milieu liquide de ce qui arrive dans un milieu sec.

Il est inutile, puisque je vous en ai parlé ailleurs, que j'attire de nouveau votre attention sur le parti que l'on tire de cette propriété du chlorure de cobalt, pour en faire une encre sympathique.

J'arrive aux caractères distinctifs des sels de cobalt. Tous ces sels sont colorés en rouge, en Violet ou en lilas.

Leurs dissolutions, traitées par les alcalis fixes, donnent lieu à un dépôt bleu-violet d'oxyde de cobalt hydraté. Si elles sont acides l'ammoniaque les fait virer au brun-acajou , mais n'y détermine pas de précipité. L'effet est pareil si, tout en étant neutres, elles contiennent beaucoup de sel ammoniac.

L'acide sulfhydrique ne produit pas de précipité dans les dissolutions cobaltiques acides ; il produit un précipité de sulfure de cobalt si elles sont neutres, mais la quantité est loin de représenter la totalité du cobalt dissous.

Les phosphates et les arséniates solubles, versés dans les dissolutions cobaltiques neutres, donnent naissance, les premiers, à un précipité bleu de phosphate de cobalt ; les seconds à un précipité rose d'arséniate de la même base.

Enfin, le chalumeau est le réactif le plus sûr et le plus commode pour reconnaître les composés de cobalt , car le fondant pyrognostique se colore en bleu d'une manière persistante, quelque petite que soit la quantité de cobalt contenue dans la matière que l'on essaie.

Les sels cobaltiques sur lesquels nous devons nous arrêter sont Y azotate, le phosphate et Varséniate. Le premier parce qu'il sert dans les essais au chalumeau pour découvrir et différencier l'alumine de la magnésie ; les deux derniers parce qu'on les emploie dans la fabrication du bleu Thénard, couleur qui pendant longtemps a été en faveur auprès des peintres.

On prépare ce bleu en calcinant un mélange formé d'un volume de phosphate de cobalt , et de huit volumes d'alumine en gelée : six volumes de cette dernière substance suffisent si , au lieu de phosphate , on se sert d'arséniate. Malheureusement cette belle couleur noircit par l'action de la lumière. Gay-Lussac pensait que l'altération tenait à la réduction de l'oxyde; effectivement la cou-

leur noircie redevient bleue quand on lui rend de l'oxygène. A cet effet, il suffit de la calciner, à l'abri de l'air, avec du peroxyde de mercure. Mais lorsque la couleur s'altère après qu'elle a été employée, on conçoit que son altération soit irréparable.

Le bleu Thénard était destiné autrefois à remplacer une couleur naturelle très-coûteuse tirée du lapis-lazuli et qui est connue sous le nom ^outremer. Plus tard, on a prétendu remplacer cette dernière couleur par X outremer artificiel ou bleu Guimet; mais on a fini par se convaincre que si cette substance rend des services incontestables à la peinture, elle ne peut pas complètement remplacer le lapis-lazuli '.

On prépare Y azotate de cobalt en traitant l'oxyde de ce métal par l'acide azotique. En évaporant la dissolution, on obtient des cristaux rouges ( Co 0, Az 0* + 2 aq ) déliquescents, qui se décomposent par la chaleur comme tous les azotates.

Le phosphate et Varséniate de cobalt , sels insolubles, sont préparés par double décomposition, en versant du phosphate ou de l'arséniate de soude sur une dissolution d'un sel de cobalt quelconque. Le premier de ces deux sels est violet foncé ; le second est d'un beau rose, et par une forte chaleur devient lilas : l'un et l'autre sont amorphes.

1. Le bleu Guimet est devenu aujourd'hui l'objet d'une grande fabrication. Indépendamment de (a quantité qui est employée dans la peinture à l'huile, on eu consomme des masses considérables pour la décoration des toiles peintes. Le bleu éclatant que l'on admire sur les étoffes d« prix , n'est que du bleu Guimet fixé à l'aide du blanc d'oeuf et de la vapeur.

V outremer artificiel est le résultat de l'action du sulfure de sodium sur l'argile très-aramineose. Ceux qui voudraient en connaître les procédés de fabrication peu- Vent consulter le Dictionnaire des Art» et Manufactures t article outremer.

On trouve dans le commerce des outremers de prix très-différents, et il importe aux consommateurs de les comparer entre eux , pour décider si leur prix est en raison de leurs qualités réelles.

M. Barreswill pratique un procédé de comparaison , qui sans être scientifique n'est pas moins fort utile et fort sur.

En voici la description telle que l'auteur l'a donnée lui-même :

« J'emploie pour l'essai des outremers , du sulfate de baryte artificiel préparé « dans des liqueurs fortement acides , lavé avec soin , et desséché exactement. Je ■ fais deux pesées, de 20 grammes chacune de sulfate de baryte qoe je mets dans t deux mortiers et je tare exactement dans deux petites capsules les deux échantil- « Ions d'outremer qui j'ai à comparer (environ un demi- gramme à un gramme). « Avec une partie de l'on de ces échantillons que je verse dans l'un des mortiers , t je compose avec le sulfate de baryte une certaine teinte bleu clair, et avec l'autre, « versé peu à peu dans le second mortier, je fais une teinte aussi rapprochée que « possible, puis je porte les deux capsules dans la balance , et je note la perte de « poids de l'une et de l'autre qui correspond à l'outremer employé ; la comparaison « des poids me denne la valeur comparative des outremers »

Inutile de dire que ce procédé peut être employé pour toutes les poudres colorées, notamment pour l'azur.

Avant de passer à l'étude d'un autre métal, je vous ferai remarquer quelques rapprochements entre le cobalt et le nickel.

Chacun de ces métaux produit un oxyde indifférent et un oxyde singulier : les deux oxydes indifférents sont solubles dans l'ammoniaque. Leurs sels sont tous colorés , et leur composition se correspond dans les deux séries. Ainsi les deux sulfates ( de nickel et de cobalt) peuvent-ils, suivant les circonstances, cristalliser avec 7 ou 6 équivalents d'eau.; ils ont beaucoup de tendance à former des sels doubles avec les sulfates alcalins : les deux azotates cristallisent avec deux équivalents d'eau : les deux carbonates sont basiques : en général, les sels de ces deux métaux ont, dans leurs réactions , une allure qui rappelle celle des composés salins du groupe magnésien1. Enfin, le cobalt et le nickel ont le même poids atomique, et ils s'accompagnent de telle sorte que l'on trouve presque toujours du nickel là où il y a du cobalt , et réciproquement.

Passons à l'étude du zinc,

La plus grande partie du zinc se tire de la calamine ; une autre partie, beaucoup moins considérable, est extraite de la blende.

La calamine est un carbonate de zinc souvent accompagné par de l'oxyde et par du silicate de ce même métal ; elle renferme aussi de l'oxyde de fer, et se trouve toujours associée à de la gangue. Elle porte le nom de minerai, ou de mine de zinc : on en connaît deux variétés, l'une blanche, l'autre rouge; la première est moins ferrugineuse que la seconde, mais plus difficile à traiter. Ses principaux gisements sont situés entre Aix-la-Chapelle et Liège, et près de Tarnowitz. On la trouve en amas à la séparation des terrains de transition, et des terrains secondaires.

Lia blende est un sulfure de zinc mêlé avec des quantités variables, mais jamais très-fortes , de sulfure de fer et de gangue. Lorsqu'elle est pure elle a la forme d'octaèdres réguliers, ou de cubo-octaèdres, jaunâtres et translucides; la plus commune est d'un brun-rouge verdâtre , ayant une cassure tantôt lamelleuse , tantôt fibreuse. C'est une substance de filon ; elle accompagne souvent la galène (sulfure de plomb).

Bien que la calamine et la blende soient différemment composées, on les soumet cependant au même traitement pour en tirer le zinc. On les grille d'abord toutes les deux , la première pour lui faire perdre son acide carbonique , la seconde pour lui faire perdre

1 . Les sels du groupe magnésien sont ceux qui ont pour base les oxydes de magnésium , fer, manganèse , nickel, cobalt , zinc, enivre. Tous ces oxydes se combinent avec l'ammoniaque : leurs carbonates sont tous basiques; ils tendent à former des sels doubles avec les sels alcalins.

son soufre et l'oxyder. Ramenés de cette manière à l'état d'oxyde, les deux minerais sont chauffés avec du charbon qui les réduit : le zinc métallique et l'oxyde de carbone sont les produits de cette réduction.

En Silésie et en Belgique on extrait le zinc par ascensum; en Angleterre par descensum.

Supposez que dans la moufle A en terre réfractaire ( fig. 73) se

trouve une couche d'un mélange d'oxyde

de zinc et de charbon, et que cette

moufle soit chauffée sur tous ses points,

il est clair que le zinc, à mesure qu'il

deviendra libre, sortira sous forme de

Fig. 73 vapeur par le tube coudé bc. Huit à 40

moufles d'un mètre de long et de 0m,50 de haut, disposées sur

deux rangs dans le même fourneau, constituent, en Silésie, un

four à zinc.

Si, au lieu de chauffer le mélange dans une moufle, on le chauffe dans un cylindre en terre réfractaire (fig. 74), long d'un mètre et large de 0m,*5; et si, l'extrémité B de ce cylindre étant fermée , à l'autre extrémité A se trouvent adaptés deux ajoutages coniques, l'un C en fonte et l'autre D en tôle ; si on chauffe cet

Fig. 74.

appareil de telle sorte que le seul cylindre en terre reçoive l'impression du feu, il est encore évident que la vapeur de zinc s'élèvera du mélange pour aller se condenser dans l'ajoutage C. Quatre douzaines de ces appareils, disposés sur 8 rangées dans le sens de la hauteur, forment la moitié ou le quart d'un four à zinc belge, suivant que deux ou quatre de ces systèmes seront accolés ensemble.

Dans ces différents appareils que nous venons de décrire , la vapeur de zinc est forcée, en abandonnant la masse d'où elle se dégage, de se volatiliser. C'est pourquoi on les appelle par ascensum.

Il n'en est plus ainsi dans la méthode suivie communément en Angleterre. Si l'on chauffe un mélange d'oxyde de zinc et de charbon contenu dans un creuset hermétiquement fermé , et dont le fond est remplacé par un tube en fer (fig. 75) , il est évident que la vapeur métallique ne trouvant d'issue nulle part que par le tube, abandonnera la masse, non pour s'élever mais pour descendre.

Voilà pourquoi ce procédé, est appelé par descensum. Une di-

DIX-SEPTfÈME LEÇON.

mmwM

Fig. 75.

zaine de ces creusets, ayant chacun 1 mètre de profondeur et 0,90 d'ouverture, disposés circulairement autour du même foyer, constituent un four à zinc anglais.

Quelle que soit la méthode de distillation , une partie du zinc

réduit doit s'oxyder ; car ce métal est facilement oxydable, et les appareils sont remplis d'air : mais l'oxyde (cadmie) qui doit se former inévitablement, et dont on trouve même des quantités assez fortes près de l'ouverture supérieure des fours à grillage, est traité à son tour comme minerai.

Le zinc , ainsi préparé , est toujours mêlé avec de la cadmie, dont on le sépare soigneusement ; on le coule ensuite dans des moules où il prend la forme de plaques rectangulaires pesant 30 à 35 kilogrammes.

Comme le zinc est le plus souvent employé sous forme de lames, il doit être refondu. A cet effet, on chauffe un four à réverbère, dont la sole est un peu inclinée : des plaques de zinc sont placées dans la partie élevée ; le métal fond et coule dans la partie la plus basse pour se réunir dans un creuset hémisphérique. C'est dans ce creuset que l'on puise le métal fondu pour le coulej dans de nouveaux moules, qui lui donnent la forme de plaques , d'une épaisseur convenable pour le laminage.

C'est ainsi qu'on fabrique en Europe environ 300,000 quintaux métriques de zinc tous les ans.

Quand on pense que ce métal n'est connu que depuis le siècle dernier, et que c'est seulement depuis quelques années qu'il est employé pour le fer galvanisé, pour les toitures, pour la fabrication d'ustensiles et d'objets d'ornement, on a lieu de croire que sa consommation ne pourra qu'augmenter. Jusqu'à présent la France n'en produit guère. Les usines les plus considérables sont situées dans la Haute-Silésie : elles fournissent plus du tiers de la quantité totale. Le reste est fabriqué en Belgique, en Pologne, en Prusse, en Angleterre, en Espagne, en Carinthie, dans le Hartz, etc. Bien que le zinc laminé puisse être considéré comme pur, néanmoins le chimiste le distille encore une fois. Cette distillation s'effectue dans une cornue en grès chauffée au blanc ; ou bien encore dans un creuset disposé comme ceux des fours anglais , à cela près que le tube de dégagement , au lieu d'être appliqué au fond du creuset, se prolonge dans l'axe du creuset même, jusqu'à peu de distance du couvercle.

Le zinc est blanc bleuâtre. Il cristallise sous deux formes incompatibles: le prisme à base d'hexagone (Noeggerath) et le dodécaèdre pentagonal (Nickles). Il est donc dimorphe. Sa texture est lamelleuse et perpendiculaire à la surface ; sa densité varie entre 6,8 et 7,2 ; il est peu flexible, et s'attache à la lime ou au ciseau par suite d'une mollesse qui lui est propre. Il est un des métaux les plus malléables ; mais lorsqu'il contient, comme celui du commerce, des traces de charbon, de plomb, de cuivre, de cadmium, de fer, de manganèse, et même de l'arsenic, il perd de sa malléabilité et se casse aisément à la température ordinaire : toutefois, à + 100° il peut être forgé, laminé et tiré en fils; à quelques degrés au-dessus, ces qualités s'affaiblissent de telle sorte que à -f- 200° il redevient cassant. On pourrait le pulvériser dans un mortier chauffé à cette température.

Le zinc est le plus électro-positif de tous les métaux des quatre dernières sections ; ce qui fait qu'on ne doit pas le clouer avec du fer, car en préservant celui-ci de la rouille il se rouille lui-même. Du reste, étant le plus dilatable des métaux, entre 0° et -f- 4 00°, on ne peut le clouer d'aucune manière sans l'exposer à se déchirer par suite des variations de température.

Il fond à + 500°, et ne distille qu'au rouge blanc. L'air sec et froid n'a point d'action sur lui ; mais à la chaleur rouge il s'oxyde avec des phénomènes très-sensibles d'incandescence. L'air humide oxyde lentement le zinc , et la première couche d'oxyde qui se forme préserve le reste du métal : c'est pourquoi le zinc peut servir aux usages domestiques et être employé à couvrir les toitures ; cependant les ustensiles de cuisine ne sont pas sans danger, par suite de l'action dissolvante que les acides et les sels exercent sur leur surface oxydée. Aussi serait-il imprudent de garder du vin dans des vases en zinc, car quand même le vin ne serait pas acide, la crème de tartre (bitartrate de potasse) qu'il renferme pourrait dissoudre un peu de métal, et acquérir ainsi des qualités malfaisantes. Remarquez bien que moins le zinc est pur et plus il est attaqué par les acides. Mettez séparément , dans de l'acide sulfurique étendu, deux fragments de ce métal, l'un très-pur, l'autre ordinaire, vous verrez que le premier sera attaqué avec lenteur, tandis que le second le sera rapidement. On a constaté que l'effet produit, dans un pareil essai, par le zinc du commerce, est 492 fois plus prompt que celui qui est produit par le zinc chimiquement pur.

Les usages du zinc sont fort étendus. Outre qu'il est employé directement à l'état de métal dans une foule de circonstances, il fait partie d'une grande quantité d'alliages dont je vous parlerai

rfans un autre moment, Aujourd'hui je ne vous dirai que quelques mots sur cette espèce d'alliage superficiel que Ton appelle fer galvanisé.

Si après avoir laissé une lame de fer pendant 45 à 20 heures dans de l'eau contenant ^ d'acide sulfurique , on la sèche et on la saupoudre de sel ammoniac ; ensuite , si on la plonge pendant quelques instants dans un bain de zinc, recouvert de ce même sel ; et si, après l'en avoir retirée, on la frotte avec un mélange de sciure de bois et de sable , on l'aura ainsi convertie en fer galvanisé.

Voici la théorie de cette opération : on immerge la lame de fer dans un acide pour la décaper, c'est-à-dire pour nettoyer sa surface de toute trace d'oxyde, qui empêcherait l'application uniforme d'une couche de zinc. Le sel ammoniac (hydrochlorate d'ammoniaque) doit entretenir le décapage , en transformant en chlorure tout l'oxyde qui se formerait pendant l'opération. Par l'immersion momentanée dans un bain de zinc , la surface du fer s'allie et se recouvre à la fois d'une couche très-mince de ce métal. Enfin, le frottement de la pièce avec la sciure de bois et le sable, est destiné à enlever le peu d'oxyde de zinc qui peut s'être formé en retirant la lame toute chaude du bain métallique.

On a comparé le fer étamé (fer-blanc) au fer zingué. La comparaison est juste sous un certain rapport , car il y a alliage dans les deux cas : mais celui du fer et du zinc paraît être plus intime, pour ainsi dire, que celui du fer et de l'étain. En effet, le fil de fer, recouvert de zinc , est plus cassant que lorsqu'il est à son état normal ; les lames minces de fer se déforment par le zincage ; aussi les objets d'art ne se prêtent-ils pas à cette opération. Ce changement de propriétés physiques, et ces altérations de forme, prouvent qu'il se passe dans le zincage quelque chose qui n'a pas lieu dans Yétamage.

Je viens de critiquer le fer galvanisé, en en signalant les défauts ; je dirai maintenant ses qualités. Toute pièce de fer, dont les formes ne seront pas déliées, présentera, lorsqu'elle sera recouverte de zinc, des conditions de durée, qu'elle n'aura pas , lorsqu'elle sera recouverte d'étain, et à plus forte raison , lorsqu'elle sera dans son état naturel. Supposez, en effet , que dans un point d'une lame de fer-blanc , le fer soit mis à nu , l'oxygène de l'air agira aussitôt sur ce point, et produira une tache de rouille : dans les mêmes circonstances, l'oxygène attaquera aussi la tôle galvanisée, à cela près, qu'il oxydera le zinc, et non le fer. Il est donc évident que le/<?r galvanisé, par cela même qu'il est inoxydable, présente des conditions de durée difficiles à méconnaître.

Il doit cette propriété à une influence galvanique. Le zinc est un métal plus électro-positif que le fer : mis en contact avec celui-ci, il forme un couple dont il est l'élément positif : l'oxygène qui agira sur ce couple, se portera sur ce dernier élément sans atteindre l'autre.

La galvanisation du fer n'est donc qu'un cas particulier d'une loi générale applicable à bien d'autres métaux. Lorsque Davy proposa de clouer des lames de zinc sur la doublure en cuivre des navires, il ne fit qu'appliquer cette loi générale de l'électrochimie.

Lorsque le fer est enduit de zinc par les procédés électriques, qui servent à dorer le cuivre et l'argent , il conserve toutes les qualités que nous lui avons reconnues, et perd les défauts. Le zincage galvanique imaginé par Ruoltz, fera disparaître \efer galvanisé imaginé par Malouin, et perfectionné par M. Sorel.

La plus grande partie des sels dont les métaux appartiennent aux trois dernières sections, sont décomposés par le zinc, et leurs oxydes sont réduits.

De toutes les combinaisons zinciques, il n'y a que Voxyde et le sulfate qui aient de l'intérêt pour nous. Le premier, à cause de son application à la peinture , en place de la céruse ; le second , parce qu'il sert à l'impression sur étoffes, et entre dans quelques vernis; tous les deux parce qu'ils sont employés en médecine.

Le zinc, en se combinant directement avec l'oxygène , sous l'influence de la chaleur, donne naissance à un oxyde composé d'un équivalent de chacun des éléments (ZnO). Ce composé portait autrefois le nom de Lana philosophica, Nihilum album, Fleurs de zinc, Pompholix. On peut le préparer par différents procédés : 4° En chauffant jusqu'à ce qu'il s'enflamme , du zinc contenu dans un creuset ; il se dépose sur les bords , une matière floconneuse blanche , formée presque totalement d'oxyde : comme elle contient un peu de zinc métallique, on la purifie par la lévigation ; 2° Quand on calcine de l'azotate où du carbonate de zinc , il reste de l'oxyde.

Quel que soit le procédé de sa préparation , l'oxyde de zinc est toujours blanc : si quelquefois i) est jaune , c'est qu'il contient un peu de fer. Lorsqu'il est léger, et très-floconneux , il est préparé par la calcination du métal ; quand il est pulvérulent et lourd, il provient de la calcination d'un sel : s'il est jaune, transparent, et doué de la forme prismatique , il est un produit des usines , ou bien un résultat de l'action de l'eau , et de la chaleur sur le métal.

Voxyde de zinc se colore en jaune lorsqu'on l'expose à une forte chaleur, et redevient incolore, en refroidissant. Il est absolument

fixe ; si pendant la calcination du métal il s'en élève dans l'air, c'est qu'il y est entraîné par la vapeur du métal lui-même.

Lorsque l'oxyde de zinc est précipité d'une dissolution saline par les alcalis , il est toujours hydraté : dans cet état , il peut se dissoudre dans un excès de précipitant , et former avec lui des combinaisons définies, où il joue le rôle d'acide : il forme de véritables zincates.

Parmi les bases métalliques proprement dites , l'oxyde de zinc est une de celles qui saturent le mieux les acides ; aussi le considère-t-on comme une base puissante. Ses sels sont isomorphes avec ceux de magnésie , de protoxyde de fer , de nickel et de cobalt.

Il est employé comme antispasmodique , et pour combattre les ophtalmies. On en consomme actuellement des quantités considérables , parce qu'on le fait servir en peinture à la place de la céruse. Il a sur cette substance le double avantage de ne pas se noircir par les émanations d'hydrogène sulfuré , et d'être peu ou point dangereux pour ceux qui le manient.

On a falsifié quelquefois l'oxyde de zinc avec de l'amidon , de la craie /de la magnésie , et même de l'argile. On découvre l'amidon par la teinture d'iode; au moyen de l'acide acétique, on découvre l'argile , qu'il laisse comme résidu : la chaux et la magnésie sont mises en évidence par les réactifs ordinaires.

Avant d'arriver à l'autre combinaison du zinc , nous apprendrons à connaître les réactions propres aux sels dont ce métal fait partie.

Les sels de zinc sont incolores , à moins que leur acide ne soit coloré lui-même. Ce caractère suffit déjà pour ne pas les confondre avec les sels à base de manganèse, de fer, de cobalt, et de nickel, qui sont tous colorés. La saveur des sels de zinc est styptique , amère et nauséabonde. Leurs dissolutions sont précipitées par l'ammoniaque, et le dépôt qui se forme est redissous par un excès de réactif : cette propriété sert à les distinguer des dissolutions salines , où se trouvent les métaux alcalins , terreux-alcalins , et terreux. Enfin l'hydrosulfate d'ammoniaque empêchera de confondre les sels de zinc avec tous les autres sels métalliques connus ; ce réactif donne lieu à un précipité blanc de sulfure de zinc caractéristique, par sa blancheur.

Examinons maintenant le sulfate de zinc. Ce sel cristallise en prismes isomorphes avec le sulfate de magnésie. Il contient 7 équivalents d'eau ; à + 4 00°, il en perd 6 ; à + 238° il devient anhydre, et par une très-forte chaleur, il se décompose en oxyde , acide sulfureux et oxygène. A la température ordinaire, il se dissout dans

606 CHIMIE ÉLCHBNTAI1B.

2 à 3 fois son poids d'eau ; à + 400° il fond dans son eau de cristallisation : il est insoluble dans l'alcool ; il s'y altère cependant par l'ébullition, car il perd 2 équivalents d'eau.

Ce sel se forme toutes les fois que l'on prépare de l'hydrogène par le zinc et l'acide sulfurique. Celui qui, dans le commerce, porte le nom de vitriol blanc y ou de couperose blanche 7 est préparé par le grillage de la blende. Ainsi traité , ce minerai s'oxyde en perdant une partie de son soufre ; l'autre partie se change en acide sulfurique qui se combine à l'oxyde formé. On sépare ce sel, par le lessivage et l'évaporation. Pour en rendre le transport plus facile, on le fond dans son eau de cristallisation , et on le coule en pains.

- Ces deux procédés ne peuvent donner qu'un produit impur, car le zinc du commerce et la blende ne sont pas purs non plus. La matière étrangère que l'on trouve le plus souvent dans le sulfate de zinc , et dont la présence est pernicieuse pour certaines applications , est le protoxyde de fer. On peut l'en débarrasser par le procédé de Gay-Lussac. On fait passer un courant de chlore dans la dissolution de sulfate de zinc impur : par l'action de ce gaz, tout le protoxyde de fer se convertit en peroxyde : on chasse l'excès de chlore par l'ébullition , et on introduit dans le liquide un peu d'oxyde de zinc pur : au bout de quelques heures, tout le peroxyde de fer se sera déposé. C'est une base faible qui est chassée par une base forte.

La ressemblance entre le sulfate du zinc et celui de magnésie peut occasionner des méprises funestes. Heureusement, la propriété émétique du sulfate de zinc et l'action décomposante des sucs de l'estomac , rendent ces accidents peu redoutables. On a ingéré jusqu'à 2 onces de sulfate de zinc, sans que la mort en ait été la suite. Ce qu'il y a de mieux à faire dans de telles conjonctures, c'est d'administrer de l'eau albumineuse. Cette substance a la propriété de se combiner avec le sulfate de zinc, et de le rendre insoluble. Ce sel est employé quelquefois par les médecins , mais ce sont les indienneurs qui en font la plus grande consommation.

On ne peut pas achever l'histoire du zinc , sans dire quelques mots du cadmium , car ce métal accompagne le zinc, comme le nickel accompagne le cobalt , et le manganèse le fer. Ainsi est-il rare qu'un minerai de zinc en soit absolument dépourvu. Comme de ces deux métaux , le cadmium est le plus volatil , il se dégage dans les premiers moments de la distillation du minerai zincifère, et va brûler à l'air. 11 forme ainsi une poussière brunâtre , dans laquelle il entre pour 5 à 6 centièmes ; le reste est de l'oxyde de zinc. En lui faisant subir de nouvelles réductions , à des tempéra-

tares convenablement ménagées , on finit par l'avoir presque pur. Le cadmium est un métal moins blanc que rétain. Il est assez malléable et ductile , car on peut le réduire en feuilles minces, et l'étirer en fils très-fins ; sa densité est 8,7 : il fond avant la chaleur rouge ; sa vapeur s'enflamme et brûle avec éclat ; il ne donne qu'un seul oxyde (CdO), qui étant anhydre, a l'aspect d'une poussière brunâtre. Le cadmium est précipité de ses dissolutions salines, par le zinc ; l'oxyde hydraté que les alcalis fixes séparent de ces mêmes dissolutions > n'est pas soluble dans un excès de réactif, mais il l'est dans l'ammoniaque. Tous les sels cadmiques solubles sont précipités en jaune vif par l'hydrogène sulfuré. Cette réaction est caractéristique ; elle seule suffit pour empêcher de confondre le cadmium avec tout autre métal.

Le précipité jaune déterminé par l'hydrogène sulfuré est le sulfure de cadmium (CdS) qu'on emploie quelquefois dans la peinture à l'huile , et dont les peintres feraient un usage plus considérable, si son prix n'était pas trop élevé. Aussi, le sulfure de cadmium du commerce est-il bien souvent mêlé avec 25 °/o de craie , sans que l'intensité de sa couleur diminue d'une manière sensible. On découvre cette fraude, en traitant le mélange par l'acide chlorhydrique étendu , qui dissout la craie, et n'attaque point le sulfure.

Tous les autres composés cadmiques sont, jusqu'à présent, sans importance.

Avant de passer aux métaux de la 4e section, je vous dirai quelques mots sur V uranium; premièrement, parce que dans son histoire chimique, il y a un fait scientifique qu'il importe de connaître ; secondement , parce que l'oxyde de ce métal est employé comme couleur pour la décoration de la porcelaine , et du verre. On trouve en Bohême un minéral connu sous le nom de Pechblende , qui est formé , en grande partie , d'uranium oxydé. Quand on le traite par de l'acide azotique , on en tire de l'azotate d'uranium , en beaux cristaux jaunes à reflet verdàtre. Modérément calciné , ce sel se décompose , et laisse pour résidu ce que l'on appelle le sesquioxyde d'uranium. C'est précisément ce dernier produit qui sert à préparer certaines couleurs jaunes destinées à la décoration de la porcelaine : c'est encore lui qui communique au cristal le dichroîsme, en lui donnant une teinte jaune à reflets verdâtres. Sa composition peut être représentée par la formule U* O5 ; mais cet oxyde a ceci de particulier , que lorsqu'il se combine avec les acides , il donne toujours des sels, dans lesquels le rapport de l'oxygène de la base à celui de l'acide, est différent du rapport que l'on trouve dans tous les autres sels du même genre.

Ainsi dans les sulfates ordinaires, le rapport est :: 4 : 3 ; dans les azotates :: 4 : 5, etc., etc. : or dans ces mêmes sels à base de sesquioxyde d'uranium, il est :: 3 : 3 ; :: 3 : 5, etc., etc. On expliquerait l'anomalie, en admettant que cette espèce d'oxyde ne peut donner que des sels tribasiques : mais il serait fort étrange que Ton obtint toujours , et constamment, des sels basiques , même quand il y aurait un grand excès d'acide.

M. Péligot a considéré le sesquioxyde d'uranium comme une combinaison d'oxygène avec une molécule complexe, formée ellemême d'oxygène et de métal , et qu'il a nommée Uranyle : dès lors, le sesquioxyde d'uranium, n'étant plus que de l'oxyde d'uranyle [(U* 0*) 0], l'anomalie disparait. En effet, si dans les sels dont il fait partie , on ne considère pas l'oxygène , qui se trouve dans le groupement moléculaire hypothétique, le rapport de l'oxygène de la base à celui de l'acide devient normal. Affectons d'un signe le prétendu uranyle , et comparons , par exemple, son azotate avec celui de potasse. Nous ne trouverons aucune différence entre les deux formules :

Azotate d'oxyde d'uranile Uy 0, Az 0*

Azotate d'oxyde de potassium. . . K 0, AzO*

D'autres faits prêtent un grand appui à cette théorie. Presque tous les sels de sesquioxyde d'uranium peuvent former de doubles sels; or, aucun sel véritablement basique n'a une pareille propriété. De plus, le sesquioxyde d'uranium soumis à l'action du chlore, ne perd qu'un tiers de son oxygène, et devient ce que plusieurs chimistes appellent un oxy chlorure. M. Peligot considère ce composé comme un chlorure cT uranyle Uy Cl = [ ( U* O*), Cl ] ; traité par le potassium , il ne perd que son chlore ; l'uranyle ne pouvant pas exister isolé , se dédouble , et se transforme en protoxyde d'uranium.

U*Of — 2U0

Uranyle. Protoxyde

d'uranium.

Il est à remarquer que le chlorure d'uranyle peut à son tour former des doubles chlorures, ce que ne font pas les oxychlorures proprement dits.

Tous ces faits, s'ils ne démontrent pas d'une manière absolue l'existence de l'uranyle, donnent toutefois une grande valeur à la théorie qui l'admet.

Le sesquioxyde d'uranium soumis à l'action simultanée de l'hy-

drogène et du charbon, perd un tiers de son oxygène, et se convertit en protoxyde d'uranium. L'un ou l'autre de ces deux oxydes, soumis à l'action du charbon, et du chlore à la fois, donnent naissance à du protochlorure d'uranium (UCl). Ce composé traité par le potassium , lui cède son chlore , et l'uranium métallique reste isolé.

L'uranium, ayant deux degrés d'oxydation (le protoxyde et le sesquioxyde , ou oxyde d'uranyle), doit avoir deux séries de sels. Voyons leurs caractères génériques.

Les sels à base de protoxyde d'uranium sont très-peu nombreux : leurs dissolutions sont vertes; elles donnent par les alcalis et l'ammoniaque, un précipité gélatineux noir-brun , que l'air jaunit en le faisant passer à l'état de sesquioxyde. Cette réaction sert pour distinguer les sels à base de protoxyde d'uranium, des sels de nickel, de chrome et de fer, qui sont également verts.

Les sels à base de sesquioxyde (oxyde d'uranyle) sont jaunes. Leurs dissolutions alcooliques exposées au soleil verdissent en peu de temps, parce que la base est réduite à l'état de protoxyde.

Tous les sels jaunes d'uranium sont décomposés par les alcalis, mais le précipité jaune qui se forme est un uranate alcalin , et non un sesquioxyde.

Nous avons terminé l'examen des métaux les plus importants des trois premières sections : parmi ceux de la quatrième , deux seulement , Yétain et V antimoine, doivent nous arrêter : le premier, pour ses applications techniques, le second, pour son emploi en médecine.

Dans les terrains les plus anciens, au milieu de roches granitiques, souvent aussi dans des sables desagrégés provenant de la destruction de ces mêmes roches, on trouve de Yétain oxydé. Les principaux gisements de ce minerai sont en Saxe, en Bohême, dans le comté de Cornouailles, et dans les Indes.

Voici comment on traite en Saxe les minerais pour en extraire Fétain. Les roches préalablement bocardées , ou bien les sables,, sont soumis à des lavages, qui doivent séparer une grande partie de leurs gangues. On grille les schlichs ( résidus des lavages) qui se composent d'étain oxydé et de quelques minéraux très-denses (sulfures, arséniosulfures, etc , etc.), pour enlever les minéraux métalliques qui les accompagnent, et en faciliter le bocardage : un second lavage rend l'oxyde d'étain assez riche pour fournir 50 °/„ de métal. Le dessin que vous voyez ici ( fig. 76) représente une coupe verticale d'un fourneau saxon.

Le charbon et le minerai sont chargés par couches alternes dans le fourneau F. Une machine soufflante lance de l'air par la tuyère

*»10 CHIMIE ÉLÉMKNTA1H1Î.

engagée dans l'orifice », et active la combustion. A mesure que la réduction avance, le métal liquide passe dans le creuset C, avec les scories ; celles-ci, étant pâteuses et moins denses que le métal, occupent la partie supérieure du bassin et se laissent, par conséquent, enlever avec facilité. Lorsque le creuset est presque plein, on débouche le trou de coulée O; le métal liquide passe dans le bassin de réception, où il est épuré par un procédé assez singulier : on brasse le bain à plusieurs reprises avec un bâton de bois vert qui, étant très-chauffé , dégage beaucoup de gai ; il se manifeste alors un bouillonnement qui entraîne à la surface les crasses disséminées dans la masse liquide ; en même temps, la portion d'oxyde qui s'y trouvait dissoute ou sus- Kg- ™. pendue, se réduit. Lorsque le

bain est sur le point de se faire, on enlève te métal encore liquide avec de grandes cuillères en fer, et on le coule dans des moules. Les premières levées donnent le métal le plus pur.

Comme les scories renferment de 25 à 26 0/o d'étain , on les ajoute aux crasses ou à des résidus de liquatinn (dont nous allons parler) et on lès fond à part, tantôt dans le même fourneau, tanlot dans un fourneau spécial : le métal qu'on en lire est moins pur que celui qui provient de la fonte du minerai.

En Angleterre, on traite d'une autre manière le minerai d'étain qui provient des filons et qui est moins pur que le sable stannïfère. Après l'avoir bocardé et lavé, on le grille dans un fourneau à réverbère et on le soumet ensuite à un nouveau lavage '. Le schlich est chauffé avec du poussier de charbon de terre et de la chaux dans un fourneau, dont la disposition générale rappelle jusqu'à un certain point, un four à soude. Tandis que les scories sont écoulées à différentes reprises hors de l'appareil, rétain se réunit dans un bassin intérieur.

Le métal obtenu de cette manière n'est pas aussi pur que celui qui est préparé par le procédé précédent; aussi est-on

I. Les fini de ce demièœe IjTiRe contiennent bemeonp de sulfate de ferel de

obligé de le purifier, en le soumettant à une véritable liquation.

Dans un fourneau à réverbère, semblable à celui qui a-servi à la fonte du minerai, on range près de Y autel les pains (saumons) d'étain à purifier, et on les chauffe modérément. Le métal pur qu'ils renferment fond le premier et suinte pour ainsi dire à travers la masse ; comme la sole du fourneau est inclinée, le métal liquide s'achemine vers le trou de coulée et tombe dans un bassin de réception. Le résidu est un alliage très-ferrugineux. 11 ne reste plus qu'à affiner l'étain provenant de la liquation. On y parvient en le fondant et en le brassant avec un bois vert, comme pour l'affinage pratiqué dans le procédé saxon. Quelquefois l'étain traité de la sorte n'est pas encore assez pur, et il faut le soumettre à une seconde liquation.

La production annuelle de ce métal s'élève environ à 75,000 quintaux métriques. L'Angleterre en fournit la moitié, l'Allemagne un quart, les Indes fournissent le reste.

Dans le commerce, on trouve l'étain sous diverses formes: en feuilles, en baguettes, en tables, en pains, en saumons et en larmes. Sous cette dernière forme, il porte le nom de grain-tin. On le prépare en laissant tomber par terre, d'une certaine hauteur, des lingots d'étain chauffés au-dessus de + 400° : comme à cette température ils deviennent friables , le choc occasionné par la chute, les divise en petits fragments.

L'étain du commerce, si L'on excepte celui qui provient de Malacca, n'est jamais chimiquement pur. Pour l'avoir en cet état, il faut le traiter par l'acide azotique : la matière blanche pulvérulente (acide métastannique) qui en résulte doit être lavée successivement à l'acide chlorhydrique et à l'eau, puis desséchée : on la chauffe enfin dans un creuset brasqué. L'étain que l'on obtient ainsi est de la plus grande pureté.

L'étain est d'un blanc argentin dont le reflet a quelque chose de jaunâtre. Il cristallise facilement , et sa tendance à cristalliser est d'autant plus grande qu'il est moins pur. Il peut affecter deux formes géométriques incompatibles : le prisme à base carrée (Miller) et le cube (Frankenhein). Frotté, il dégage une odeur peu agréable : il est doué d'une saveur difficile à définir : sa densité est 7,29.

Il est dépourvu d'élasticité et par conséquent n'est pas sonore. Il est très-flexible , et lorsqu'on le plie , il fait entendre un bruit qui annonce un déchirement. On appelle ce bruit, le cri de l'étain.

L'étain occupe le quatrième rang parmi les métaux malléables, et le huitième parmi les métaux ductiles et tenaces. Un fil de

642 CHIMIE ELÉMKNTAIRE.

Vm de diamètre n'est rompu que par un poids de 45k,7. Son équivalent est 735,3, son symbole chimique est Sn.

Il fond à + 228°; l'air froid ne l'altère pas, mais il s'oxyde facilement au contact de l'air chaud : ce que Ton constate toutes les fois que Ton maintient l'étain en fusion, puisqu'il se recouvre d'une pellicule grisâtre formée par un mélange de deux oxydes à différents degrés.

L'étain décompose la vapeur d'eau à la chaleur rouge, s'empare de son oxygène et passe alors au plus haut degré d'oxydation qu'on lui connaisse. Il est attaqué énergiquement par l'acide chlorhydrique chaud , et avec beaucoup de lenteur par ce même acide froid ; dans les deux cas, il se dégage de l'hydrogène. Il est suroxydé avec beaucoup de violence par l'acide azotique un peu étendu, .et point par celui qui est très-concentré (densité 4,5). L'acide sulfurique concentré et chaud se décompose en présence de l'étain ; il se dégage de l'acide sulfureux, de l'hydrogène sulfuré , et du soufre est mis en liberté. Il est évident que, dans ce cas, le métal est oxydé à la fois par l'oxygène de l'acide et par celui de l'eau. Le dégagement de l'hydrogène sulfuré et l'apparition du soufre le prouvent assez. Ainsi l'acide sulfurique et l'eau se décomposent : le premier, en donnant naissance à de l'acide sulfureux, le second à de l'hydrogène; ce dernier gaz réagit à l'état naissant sur une partie de l'acide sulfureux et produit de l'hydrogène sulfuré; celui-ci réagit à son tour sur une autre portion d'acide sulfureux, engendre de l'eau et rend libre du soufre : en sorte que l'apparition de ce dernier corps et de l'hydrogène sulfuré ne sont que des résultats secondaires.

On connaît à l'étain deux degrés d'oxydation : le prot oxyde SnO * et le bioxyde SnO* * ( acide stannique , acide métastannique). Le premier est sans importance, le dernier en a une assez grande par suite de son emploi dans les arts. Néanmoins l'histoire chimique du protoxyde présente un trait fort intéressant pour la science. Cet oxyde est tantôt hydraté, tantôt anhydre : dans ce dernier cas, il peut affecter trois états différents :

4° Si l'on verse un peu de potasse dans une dissolution de protochlorure d'étain, il se forme un dépôt blanc de protoxyde