SODIUM ET SELS DE SOUDE

Le sodium à l'état de combinaison n'est pas rare dans la nattiré, il forme avec la potasse l'élément fusible de la plupart des silicates alcalins; il constitue, par sa combinaison avec le chlore, le principe salé des eaux de la mer. Nous n'insisterons pas sur les diverses méthodes au moyen desquelles on peut le préparer; l'étude des propriétés de ce métal, qu'on ne saurait éloigner du potassium , i nous fera comprendre pourquoi jusqu'à ce jour le sodium métallique n'a pas reçu d'emploi réellement industriel.

Sodium métallique. — Le sodium ressemble beaucoup au potassium; mou, très-malléable à la température ordinaire, on peut ( le couper aisément; il offre alors un éclat vif et brillant, d'un blanc d'argent promptement altérable à l'air : il est fusible à 90 degrés; il bout à la chaleur rouge et se réduit en vapeur au-dessous de la température nécessaire pour volatiliser le potassium. La densité du sodium est égale à 0,974. Il décompose l'eau à la température ordinaire sans le secours d'aucun acide.

Le sodium se combine avec l'oxygène en deux proportions : elles correspondent aux oxydes du potassium et peuvent être obtenues par les mêmes méthodes que ces derniers. Le protoxyde a pour formule

NaO

et le peroxyde

NaO\

On donne le nom de soude au protoxyde hydraté.

Soude. — L'hydrate de soude s'obtient en traitant le carbonate de soude par l'hydrate de chaux. L'opération se conduit comme la transformation du carbonate de po lasse en potasse caustique. L'hydrate de soude, amené par évaporation et fusion à l'état solide, présente le même aspect que l'hydrate de potasse; exposé à l'air, il tombe en déliquescence, mais il absorbe en même temps l'acide carbonique de l'air, qui le transforme en carbonate; ce dernier sel, loin d'être déliquescent, s'eiïleurit.

Le sodium forme avec le chlore, le brome, le fluor, des sels • qui cristallisent; ce que nous avons dit des sels analogues de 1 potassium nous dispense d'entrer dans quelques détails sur ces matières; nous nous bornerons à donner les caractères principaux

CHhMlE CÉRAMIQUE. >o3 du chlorure de sodium, qui est employé dans les arts céramiques.

Chlorure de sodium. — Le chlorure de sodium , nommé souvent sel marin, est blanc, inodore, d'une saveur franchement salée; le sel ordinaire n'est pas déliquescent: cependant il at- Itire quelquefois l'humidité de l'air, parce qu'il est altéré dans sa pureté par des chlorures de calcium et de magnésium, qui sont déliquescents et qui en rendent la saveur légèrement amère ou ' brûlante.

Le sel marin décrépite quand on le soumet à l'action de la chaleur. Les cristaux affectent la forme cubique; ils offrent souvent l'apparence de trémies , formées par l'agglomération de cubes accolés. Ces cristaux sont anhydres. Le sel est soluble presque autant à froid qu'à chaud; en effet, loo parties d'eau dissolvent à 'i5 degrés 36 parties de chlorure de sodium, et à 109 degrés 40 parties seulement.

Le chlorure de sodium fond à la chaleur rouge ; il entre en vapeur à des températures plus élevées en produisant des fumées blanches. Un courant de gaz ajoute à la volatilité du sel marin.

Lorsqu'on chauffe un mélange de sel marin bien desséché et d'acide silicique, il n'y a pas d'action : si la vapeur d'eau peut intervenir dans la réaction, il se forme du silicate de soude et de l'acide chlorhydrique ; c'est sur cette réaction qu'est fondé l'emploi du sel marin dans le vernissage de quelques poteries , telles que les grès. Nous verrons pjus loin qu'on jette dans le four une certaine quantité de sel marin, qui se volatilise et qui, sous l'influence de la silice contenue dans la pâte de la poterie et de la vapeur d'eau, l'un des produits de la combustion du bois vert, produit sur la poterie une couche très-mince de silicate de soude. La décomposition du chlorure de sodium par la silice paraît favorisée par le peroxyde de fer comme elle l'est par la vapeur d'eau ; il se dégage du chlorure de fer, et le silicate de soude se forme. La production du chlorure de fer n'est pas douteuse dans les fours à grès cérames; on trouve, en effet, que certaines parties des pièces sont décolorées, quand au contraire plusieurs points ont acquis une coloration bien plus marquée par la décomposition subséquente du chlorure de fer par la poterie elle-même.

Il ne saurait entrer dans le cadre de ces Leçons d'indiquer le traitement du sel gemme dans les salines, ni la préparation du sel

2o4 SIXIÈME LEÇON,

marin au moyen des marais salants. L'industrie céramique trouve le sel tout formé dans le commerce ; il est toujours , par rapport à elle-même, dans un degré sutTisant de pureté; car elle préfère, a comme étant plus convenable à cause de son bas prix, le sel des i salaisons, dont les ordonnances de police interdisent l'usage comme sel de cuisine.

Les sels de soude qui fournissent aux industries céramiques la soude que ces dernières doivent mettre en œuvre , sont les analogues des sels de potasse que nous avons déjà cités comme étant : employés par le potier. Ce sont les carbonates, les sulfates, les borates, les silicates, les azotates, nous ajouterons les phosphates. Passons en revue chacun de ces sels.

Carbonates de soude. — L'acide carbonique se combine avec la soude en plusieurs proportions : on connaît un carbonate neutre, un bicarbonate , un sesquicarbonate. Les deux premiers seuls peuvent offrir de l'intérêt au fabricant de poteries. i

Carbonate neutre de soude. — Le carbonate de soude employé dans rindustrie provenait, pendant longtemps, du lessivage des cendres de certaines plantes marines ou terrestres qui croissent sur les bords de la mer. Les mélanges des sels solubles fournis par les cendres de ces végétaux contenant des quantités plus ou moins fortes de carbonate de soude , portaient les noms de soudes de varechs^ soudes Alicante ^ de Carthngène , de Malaga, de Narhonne y à' Jiguesmortes , suivant le nom de la localité qui les fournissait. Aujourd'hui l'exploitation des soudes naturelles est devenue presque nulle , depuis que la préparation des soudes artificielles a pris des développements considérables.

Le procédé de cette fabrication consiste à traiter par la craie et le charbon, en certaines proportions, le sulfate de soude à une chaleur rouge; le produit pâteux de la demi-fusion, boursouflé, gris-bleuâtre , est connu dans le commerce sous le nom de soude artificielle brute : elle marque de 38 à /\o degrés. C'est la matière première de la fabrication du sel de soude, employé concurremment aux soudes de varechs. On suit, pour obtenir les sels de soude, des procédés analogues à ceux dont nous avons déjà parlé pour l'extraction de la potasse des salins. L'oxysulfure de calcium et l'excès de charbon sont séparés par filtration ou décantation, les sels dissous, évaporés jusqua sec, égouttés et calcinés; ils

CHIMIE CÉRAMIQUE. 2o5 marquent alors de 40 à gS degrés. La force ordinaire du sel de soude est de 80 degrés.

Dans certaines circonstances , pour obtenir de la soude aussi pure que possible , on a recours à de nouvelles dissolutions pour faire cristalliser le sel ; il est alors répandu dans le commerce sous le nom de cristaux de soude. Ces cristaux , privés de leur eau de cristallisation , donnent les sels de soude les plus riches.

Les cristaux de soude, obtenus après plusieurs cristallisations, offrent au consommateur une grande uniformité de composition et toute garantie de pureté, mais ils sont purifiés de la soude caustique qui n'aurait cependant, dans l'industrie qui nous occupe, d'autre effet que d'élever le titre de l'alcali.

A l'état de pureté , le carbonate de soude est un sel blanc, inodore, d'une saveur légèrement caustique, à réaction alcaline. Il est soluble dans l'eau bouillante, qui le dépose sous forme de gros prismes rhomboïdaux transparents, contenant 10 équivalents d'eau, c'est-à-dire près de o,63 de leur poids. C'est un sel efflorescent; il perd à 100 degrés ses 10 équivalents d'eau. Il se fond, vers le rouge vif, en une masse transparente qui n'est que du carbonate de 30ude non altéré.

On connaît plusieurs combinaisons du carbonate de soude avec l'eau , qu'on prépare en faisant cristalliser le sel à diverses températures. Le sel le plus répandu dans le commerce est le sel à 10 équivalents.

Sous l'influence d'un courant de vapeur d'eau, le carbonate de soude perd son acide carbonique et se transforme en hydrate de soude. Le phosphore s'empare de l'oxygène de l'acide carbonique et dépose le carbone mis à nu, pour former du phosphate de soude.

La baryte, la chaux, la strontiane, la magnésie, décomposent le carbonate de soude en s'emparant de l'acide carbonique et mettent en liberté la soude caustique.

Le carbonate de soude est employé dans la fabrication du borax, dans la composition du verre, des porcelaines à pâtes frit- I tées, des glaçures de quelques poteries, etc.

Il se forme dans toutes les circonstances dans lesquelles on obtient des carbonates de potasse, si la potasse est accompagnée de souîîe. C'est ainsi que, dans l'analyse des porcelaines et dans celle de leur glaçure , si l'on veut séparer les deux alcalis , on les I. " 18

2o6 SIXIEME LEÇON,

obtient à l'état de carbonates par la calcination des acétates alcalins et terreux qui existent dans les liqueurs après qu'on s'est débarrassé de l'acide sulfurique des sulfates , au moyen de l'acétate de baryte.

Bicarbonate de soude. — Lorsqu'on fait passer un courant d'acide carbonique dans une dissolution de carbonate neutre de soude, on obtient des prismes rectangulaires à quatre pans, souvent d'un volume considérable, transparents et incolores, à saveur salée, mais moins caustique que celle des cristaux neutres. Ces cristaux contiennent le double de l'acide carbonique contenu dans le carbonate neutre. Ils ont pour formule

!2(CO^),NaO, HO.

Sesquicarbonate de soude. — On connaît ce sel dans le commerce sous le nom de natron ou trôna; il provient de certains lacs d'Égypte : on en trouve en Hongrie et surtout en Afrique. On peut le considérer comme formé par la réunion d'équivalents égaux de carbonate neutre et de bicarbonate de soude. Il contient 4 équivalents d'eau ; sa formule est donc

3 ( CO'^ ) , 2 ( Na 0 ) -f- 4 ( HO) = C0^ Na 0 + ( CO'-' ) , Na 0 + 4 ( HO) .

Sulfates de soude. — L'acide sulfurique forme avec la soude deux combinaisons, le sulfate neutre et le sulfate acide.

Sulfate neutre de soude. — Le Sulfate neutre de soude, appelé souvent sel de dauber, est un sel incolore, d'une saveur franche et amère, qui cristallise avec lo équivalents d'eau, sous forme de grands prismes à quatre pans, terminés par des sommets dièdres. Exposé à l'air, ce sel s'elFleurit; sous l'influence de la chaleur, il fond d'abord dans son eau de cristallisation, pour éprouver ensuite la fusion ignée. Une température très-élevée ne le décompose pas. Lorsqu'il se dépose au sein d'une dissolution à 33 degrés, les cristaux sont anhydres ; ils ont pour formule

SO^NaO;

cristallisé à la température ordinaire, la formule de ce sel est

S0^ NaO, 10 (HO).

Nous avons dit, au sujet du sulfate de potasse, les conditions dans lesquelles se formerait le sulfate de soude; il suffit, pour obtenir

CHIMIE CÉRAMIQUE. uoj ce sel , de remplacer la potasse par la soude. Les conditions dans lesquelles ce sel se présente, avec de l'intérêt pour le potier, ré- , sultent de ce que nous avons dit au sujet des sels de potasse. Bisulfate de potasse. — On obtient cette combinaison en ajoutant au sulfate neutre de potasse une quantité d'acide sulfurique

• égale à celle qu'il renferme déjà. Les cristaux qui se forment retiennent 3 équivalents d'eau. La formule de ce sel est donc

■ 2(SO^),NaO-F3(HO), qu'on peut écrire

S0% NaO, HO + SO% 2 (HO).

Une température convenable peut lui enlever les 3 équivalents d'eau, et la chaleur le dédouble alors en acide sulfurique anhydre et sulfate de soude neutre :

2 ( SO^ ) , Na 0 SOS Na 0 H- S0^

L'emploi du sulfate de soude est considérable dans l'industrie : c'est la base de la fabrication des soudes artificielles. Il entre dans la composition de certains verres ; car, mélangé dans des proportions convenables avec le charbon , il y a dégagement d'acide sulfureux et formation de silicate de soude par suite de la présence de la silice.

Azotate de soude. — L'acide azotique ne forme avec la soude qu'une seule combinaison ; elle cristallise en prismes rhomboïdaux transparents, à saveur fraîche et piquante; elle fond au-dessous de la chaleur rouge; elle se dissout dans 3 parties d'eau à + 16 degrés et dans beaucoup moins que son poids d'eau bouillante. Ce sel anhydre se représente , comme composition , par la formule

♦ kzO\ NaO.

Il pourrait remplacer à peu près , dans tous les usages céramiques, le sel de nitre que nous avons étudié. L'action de la chaleur est, en effet, la même sur ces deux composés.

Borates de soude. — L'acide borique et la soude fournissent des combinaisons définies variées. Le commerce en présente fréquemment plusieurs qui ne diffèrent que par les quantités d'eau quelles renferment, tout en contenant l'acide borique et la soude dans des proportions constantes. On donne le nom de borax à tou-

ao8 SIXIÈME LEÇON,

tes ces combinaisons, qu'on distingue, soit d'après leur aspect, soit d'après leur forme cristalline, en borax prismatique, en borax octaédi ique , en borax boursouflé , soit enfin en borax fondu ou bo- ♦ rax vitreux.

Borax prismatique. — Lorsqu'une dissolution qui contient de l'acide borique et de la soude dépose des cristaux à la température ordinaire , ces cristaux affectent la forme de prismes et retiennent lo équivalents d'eau ; ils ont une saveur légèrement alcaline; ils s'effleurissent à Tair. Soumis à la chaleur, ils se fondent dans leur eau de cristallisation, se boursouflent, se dessèchent, puis éprouvent à la chaleur rouge la fusion ignée ; ils se transforment alors en une matière vitreuse, incolore et dure : sous cette forme, la densité du borax est égale à 2,36.

Le borax prismatique se trouve abondamment dans la nature, dans la Chine , dans l'Inde , dans l'île de Ceylan , dans la Perse et dans l'Amérique du Sud; on l'a rencontré dans quelques lacs d'Europe, en Bohême, en Hongrie, dans le royaume de Saxe. Recueilli sur les bords de petits lacs qui le tiennent en dissolution, il était autrefois importé en grande quantité en Europe, où il était connu sous le nom de tinhal ou horax brut. Reçu en petits cristaux et contenant une certaine quantité de matières étrangères , il ne pouvait être immédiatement utilisé par les diverses industries qui s'en servent aujourd'hui.

Le raffinage exercé d'abord secrètement à Venise, puis opéré en Hollande , fut enfin importé chez nous. Tant que le borax fut préparé d'une manière exclusive avec le tinkal , son prix resta trèsélevé; il valait encore de 7 à 8 francs le kilogramme en i8i5. Vers cette époque , en France , on commença la fabrication de cette matière, que le commerce réclamait, au moyen de l'acide borique de Toscane , et du carbonate de soude ; ce nouveau procédé, très-économique , puisque le borax se vend maintenant moins de 1 francs le kilogramme, malgré le prix élevé qu- entraine le monopole qui frappe l'acide borique , est actuellement le seul employé en France, comme en Angleterre. Nous entrerons dans quelques détails sur cette fabrication; ils pourront un jour être utilisés par les fabricants, bien qu'ils trouvent dans le commerce le borax, objet d'une industrie spéciale ; nous indiquerons d'abord le principe de cette préparation.

CHIMIE CÉRAMIQUE. .>.o() Le procédé français consiste à traiter, à la température de Tébullition , l'acide borique de Toscane par le carbonate de soude cristallisé. Le carbonate de soude est décomposé, il se forme du borate de soude, avec dégagement d'acide carbonique, et le borax cristallise par refroidissement au sein de la liqueur. Cette fabrication, qui paraît extrêmement simple, a cependant, dès l'origine, rencontré des obstacles sérieux; car, pour obtenir des cristaux solides et du \olume que réclament encore les exigences du commerce, iî est nécessaire d'opérer la cristallisation sur de grandes masses et de la rendre aussi lente et régulière que possible. Ceci compris , passons au détail de l'opération.

Dans une grande cuve en bois, doublée en plomb et chauffée à la vapeur, on fait dissoudre 1,200 kilogrammes de carbonate de soude cristallisé dans une quantité d'eau telle, qu'ajoutée avec celle produite par la condensation de la vapeur, le tout forme 2,000 kilogrammes. Lorsque la dissolution est complète, on élève la température à peu près à loo degrés , puis on ajoute au liquide l'acide borique par portions de 4 à 5 kilogrammes seulement à la fois : le carbonate de soude est immédiatement décomposé; l'acide carbonique se dégage avec grande effervescence, et il reste du borate de soude en dissolution. Si l'on mettait trop d'acide borique à la fois, le dégagement d'acide carbonique pourrait être assez violent pour projeter hors de la cuve une partie de la dissolution. Pour saturer les 1,200 kilogrammes de carbonate de soude cristallisé, on emploie environ i ,000 kilogrammes d'acide borique de Toscane, contenant à peu près 10 pour 100 de substances étrangères. Ces proportions fournissent environ 1,400 kilogrammes de borax marchand. Lorsque la saturation est complète , la solution doit marquer environ 20 degrés Baumé : on arrête alors la vapeur et on laisse déposer le liquide pendant dix à douze heures , puis on soutire la solution claire au moyen d'un robinet placé vers 2 à 3 décimètres du fond, c'est-à-dire au-dessus du dépôt.

La dissolution de borax est reçue dans .des vases doublés de plomb, peu profonds, de 20 à 3o centimètres au plus, dans lesquels elle ne tarde pas à se refroidir et à cristalliser; les cristaux détachés sont mis à l'égouttage sur un plan incliné. Les eaux mères passent dans une nouvelle opération, et les dépôts qui se sont formés dans la cuve de décomposition sont vidangés par une largo

cannelle. Les cristaux de petite dimension provenant de cette première cristallisation doivent être soumis à une nouvelle opération qui consiste à les épurer et à les transformer en cristaux volumineux, tels que le commerce et l'industrie les réclament; il est évident que pour le fabricant de poterie qui préparerait lui-même le borax, moyen intermédiaire pour purifier l'acide borique, ce raffmage du borax serait inutile.

Dans une cuve semblable à la précédente, et d'une grande dimension, on fait dissoudre à la fois 9,000 kilogrammes de borax brut : cette dissolution s'opère à chaud, et on l'active singulièrement en plaçant le borax dans un panier en tôle élevé par une grue, et que l'on suspend au sein du liquide contenu dans la cuve. Après dissolution complète, on ajoute à la liqueur quelques centièmes de carbonate de soude. La solution bouillante doit marquer 20 degrés à l'aréomètre de Baumé : après un repos d'une heure ou deux , on le soutire dans un grand . cristallisoir doublé de plomb épais, et ayant à peu près i"",!© de profondeur sur 2 à 3 mètres de côté. Ce cristallisoir est placé dans une pièce isolée, bien fermée, à l'abri des changements brusques de température, des chocs et ébranle^ ments, et de toutes les causes, en un mot, qui pourraient troubler la cristallisation. Le refroidissement de la dissolution doit être extrêmement lent, et à cet effet le cristallisoir doit être couvert et environné de corps mauvais conducteurs de la chaleur. C'est en prenant toutes ces précautions , et surtout en adoptant les grands cristallisoirs que nous avons indiqués , que l'on parvient à obtenir les gros cristaux recherchés pour plusieurs applications.

Suivant la température extérieure , la cristallisation doit durer de vingt-cinq à trente jours; elle est terminée lorsque la liqueur ne marque plus que i5 à 3o degrés de température : à ce moment, il faut * enlever l'eau mère au moyen d'un siphon, puis un homme essuie ! vivement les arêtes des cristaux au moyen d'une éponge. Cela fait, on ' replace le couvercle et on laisse refroidir pendant quelques heures, \ afin que les cristaux surpris par le froid ne deviennent pas friables, i

Les cristaux fortement adhérents aux parois du cristallisoir sont 1 détachés au moyen d'un ciseau , et à grands coups de maillet, après ( leur dessiccation : on les sépare les uns des autres avec une petite hachette, on en élimine les menus cristaux. Ces exigences du com- ! merce, qui se traduisent en définitive par une dépense de fabrication,

CHIMIE CÉRAMIQUE. iii n'atteindraient pas le fabricant qui préparerait lui-même le borax nécessaire à sa production. Le volume des cristaux n'indique en effet, dans cette circonstance , que les conditions particulières dans lesquelles la cristallisation s'est [iroduite. Le borax prismatique ainsi préparé retient lo équivalents d'eau ou les 0,47 de son poids. Il correspond à la formule

2(B0^),Na0 4- lo(HO).

Borax octaédrique. — Lorsque le borax cristallise d'une dissolution plus concentrée que 10 degrés Baumé, et qui marque jusqu'à 3o ou 3i degrés du même instrument, il ne retient plus que 5 équivalents d'eau , c'est-à-dire les o, 3i de leur poids; il se forme dans des limites supérieures de température. La fabrication de ce borax se rapproche beaucoup de celle du borax prismatique; seulement on concentre les liqueurs à 3^ degrés de Baumé , et à la température de 100 degrés on soutire pour faire cristalliser. La cristallisation commence à 79 degrés et s'arrête à 56 degrés ; audessous le borax prismatique se dépose. On décante les eaux mères quand le thermomètre ne marque plus que 60 degrés.

Les cristaux de borax octaédrique adhèrent fortement entre eux ; ils forment des plaques peu épaisses, très-dures et sonores. Ils s'effleurissent dans un air très-humide en absorbant une quantité d'eau égale à celle qu'ils possèdent déjà, et passent à l'état de borax prismatique. Du reste, les propriétés chimiques des deux sels sont exactement les mêmes : ils agissent de la même manière dans toutes les applications, puisqu'ils commencent par perdre leur eau de cristallisation.

Borax fondu. — Les borax fondent en verre. Le borax fondu a la propriété , à une haute température , de dissoudre les oxydes métalliques et de les transformer en verres transparents et colorés , suivant leur nature; c'est ainsi que l'oxyde de chrome se colore en vert-émeraude ; l'oxyde de cobalt, en un bleu intense; l'oxyde de cuivre; en un vert pâle ; l'oxyde de fer, en vert de bouteille ou en jaune: l'oxyde de manganèse, en violet; l'oxyde de nickel, en vert-émeraude pâle. Les oxydes blancs ne se colorent pas.

Cette propriété remarquable , base de l'emploi principal que le borax trouve dans Tindustrie , est mise à profit dans les essais au chalumeau. Pour reconnaître certains oxydes métalliques de ceux

qui se dissolvent dans la perle de borax avec coloration , on plie l'extrémité d'un fil de platine de manière à lui donner la forme d'un crochet qu'on mouille et qu'on plonge dans du borax fondu réduit en poudre ; on chauffe la poussière adhérente dans le dard du chalumeau ; elle s'y fond et prend la forme d'une perle transparente suspendue au fil de platine. On trempe cette perle dans le liquide ou dans la poudre dont on veut reconnaître la nature et, la reportant dans la partie la plus chaude de la flamme, on fait apparaître la coloration caractéristique de l'oxyde dont on veut déterminer la présence.

C'est par cette propriété que le borax est indispensable dans quelques soudures, et dans les brasures; il dissout les oxydes qui se sont formés et décape les métaux qu'il recouvre et préserve ainsi de l'oxydation , conditions indispensables pour que la soudure puisse se fixer. Depuis quelques années , on fait entrer le borax dans la composition des verres fins et des cristaux , dont il facilite la bonne fabrication; d'ailleurs il est employé, depuis longtemps surtout, sous forme de borax octaédrique comme fondant dans la préparation des glaçures pour porcelaines et faïences anglaises , des couleurs vitrifiables , etc.

Dans ces dernières applications , le borax, pourvu qu'il soit pur, n'a pas besoin d'être cristallisé, nous l'avons déjà dit, il serait même préférable qu'il fût anhydre; c'est à cette intention, et pour rendre en même temps la fabrication moins coûteuse , que l'on a cherché le moyen d'épurer préalablement l'acide borique, et de le , combiner à sec avec la soude, en le mélangeant avec la proportion nécessaire de carbonate de soude cristallisé et en soumettant le mélange intime dans une étuve à la température convenable. Dans ces circonstances la réaction se fait aussi bien qu'avec des disso- , lutions; on obtient sans autres frais du borax boursouflé, spongieux, très blanc et privé d'eau.

Si l'acide borique arrivait pur de Toscane, nul doute que ce dernier procédé ne fût économique; mais, dans l'état actuel des j choses, il faut nécessairement procéder à la purification préalable , de l'acide borique. Or, nous avons vu que la fabrication du borax , avait pour but principal de fournir à l'industrie céramique, dans l'état de pureté convenable, l'acide borique dont elle a besoin.

Le borax est, en Angleterre surtout, Tobjet d'une consomma- ,

ion considérable. En évaluant à i,5oo tonnes la masse de borax Employée dans l'année par le monde entier, i,ooo tonnes sont employées dans le Staffordshire, dans l'Écosse et dans le reste le l'Angleterre; le Staffordshire seul entre pour un chiffre de 566 tonnes dans cette consommation. Une seule manufacture, celle le M. Minton, en écoule par an, dans les diverses glaçures des produits qu'elle fabrique, lo à ii tonnes, sans tenir compte d'endron 4 tonnes de tinkal qui provient directement des Indes.

Le borax valait à Liverpool, en t85i, i,75o francs la tonne; il v'aut aujourd'hui 2,400 francs. Sa fabrication est monopolisée entre es mains de M. Wood, de Liverpool. Les dépôts de borate de ':haux, qu'on exploite au Chili, peuvent modifier sous peu de ■emps ces conditions anormales. Une manufacture traite à Borleaux ces amas boraciques pour en retirer l'acide purifié; d'autre part, on utilise directement en Angleterre le borate de chaux qu'on ait fondre avec les divers éléments des glaçures.

Silicates de soude. — La soude forme avec les acides siliciques les combinaisons aussi variées que la potasse. Ces composés offrent antre eux assez d'analogie pour nous dispenser d'entrer dans de nouveaux détails. L'expérience a seulement fait observer que les silicates de soude sont plus fusibles que les silicates de potasse correspondants. Comme la soude est d'un prix moins élevé que la potasse, c'est à cet alcali qu'on donne la préférence, lorsque i'autres motifs que des raisons d'économie ne dominent pas la question.

Phosphate de soude. — L'action de l'acide phosphorique sur 'ia soude est intéressante. Il est probable qu'un jour l'acide phosphorique figurera sous forme de phosphate de soude dans la com.oosition des glaçures dont on recouvre certaines poteries. Nous entrerons, au sujet de ces composés, qui sont très- variés, dans quelques détails.

Phosphate de soude tribasîque. — Quand on verse de la soude ians une dissolution d'acide phosphorique à 3 équivalents d'eau , usqu'à ce que la liqueur acquière une réaction alcaline, on obtient jne substance qui cristallise, et dont la composition se représente oar la formule

PhO', ^i(NaO)-h25(HO).

^ phosphate est efflorescent; il fond dans son eau de cristallisa-

'yA^ SIXIÈME LEÇON.

tion. Chauffé à 200 degrés, il abandonne if\ équivalents d'eau, di

sorte que la formule qui représente le phosphate de soude doi

s'écrire

PhOS [2(Na0)-j-H0]4-îi4(H0).

Chauffé seulement à 200 degrés et remis en présence de l'eau , i cristallise de nouveau et retient ^5 équivalents d'eau. Mais chauff( au rouge, il fond en perdant son dernier équivalent d'eau. Il cor respond alors à la formule

PhO\2{NaO).

Pyrophosphate de soude. — Le phosphate de soudc fondu, re pris par l'eau, donne des cristaux qui diffèrent du précédent; il; ne sont plus efflorescents , et ne contiennent que 10 équivalent! d'eau, qu'ils perdent facilement aux températures élevées. La for mule de ce phosphate est

PhOS 2(NaO)-|-io(HO).

L'altération qu'a subie le premier phosphate est plus profond( encore que ne l'indiquent ces compositions sous le rapport de l'eau Avant calcination, il donne avec les sels d'argent un phosphat( jaune tribasique:

PhO\ 3(AgO).

Après calcination , il se forme dans le sel repris par l'eau ur phosphate blanc :

PhO\ 2(AgO).

Dans le premier cas , la liqueur devient acide :

J PhOS [2(Na0-hH0)]| ( PhO\3(AgO) (4-3(AzO^ AgO) ' \ ~ (-[-2(AzOS NaO)

Dans le second cas, la liqueur reste neutre , car ^ PhOS2(NaO)| i PhOSt2(AgO))

Si l'on ajoute au phosphate de soude ordinaire un excès d'acid( phosphorique, on obtient de nouveaux cristaux qui donnent encon avec le sel d'argent le phosphate d'argent :

PhO\3(AgO),

-f-AzOSHO

I CIUMIK CÉRAMIQUE. 215

' lont la composition est représentée par

PhO%NaO-h4(HO),

[ii'il faut foî-muler

Ph 0% [Na 0 -f- 2 ( HO )] 4- '2 ( HO ) .

intre i5o et '200 degrés, ce sel perd, outre l'eau de cristallisa- ' ion, I équivalent d'eau pour devenir

PhO% (HO,NaO),

' est-à-dire pyrophospliate.

Métaphosphate. — Chauffé plus fort, toute l'eau disparaît; il .le reste plus qu'un phosphate PhO% NaO qui, avec les sels d'arjj;ent, donne un phosphate PhO', AgO.

^ Si nous traitons le phosphate de soude, que nous avons étudié le premier, par un grand excès de soude, on remplace le troisième équivalent d'eau par la soude, et nous obtiendrons un phosphate PhO% 3 (NaO), sur lequel la chaleur sera sans action. Il forme un ^el jaune avec les sels d'argent.

, l.a soude forme donc avec l'acide phosphorique six combinaisons qui correspondent, sa\oir :

Trois à l'acide ordinaire. Deux à l'ac pyropliosphoriq. Une à l'ac. métaphosph.

PhO% 3(NaO); PhO% '2(NaO); PhO\ NaO.

PhO% [2(NaO), HO]; PhO% (NaO, HO). )> PhOS[NaO, 2(H0)]. » »