InO

SO*Mn

Acide

Bioxyde

Suliatf

sulfurique.

de manganèse.

manganeux.

Dans les mêmes circonstances, les autres oxydes singuliers se comportent comme le bioxyde de manganèse.

Quant au bioxyde stannique, c'est l'anliydride d'un acide métallique, l'acide stannique SnOMl^.

SnO* H- 11*0 = Sn*0=^U*

5* Les oxydes qui renferment 5 atomes d'oxygène possèdent un caractère acide plus prononcé encore que l'anhydride slanmque. On connaît un acide mangnnique anhydre ou anhydride manganique MnO^. Les acides ferrique et chromique anhydres possèdent morne composition.

MnO' anhydride manganique.

Crû' anhydride chroinique.

FeO' anhydride ferrique.

Les anhydrides osmiqne OsO* et perrutiiénique RuO*, composés très-définis, cristallins et volatils, renfermant 4 atomes d'oxygène.

6* Il existe des oxydas plus complexes que les précédents et qu'on peut envisager comme formés par l'union de deux oxydes. On les a nommés oxydes salins. Tels sont :

L'oxyde rouge de manganèse. . . . Mn'O' = Mn*0* + MnO L'oxyde rouge de plomb Pb»0* = Pb G* + 2PbO

On le voit, le premier renferme 1 molécule d'un sesquioxyde unie à 1 molécule d'un protoxyde, le second, 1 molécule d'un bioxyde unie à 2 molécules d'un protoxyde.

Propriétés chimiques des oxydes. — Parmi les oxydes, les uns sont fixes, c'est-à-dire indécomposables par la chaleur, d'autres perdent leur oxygène en totalité ou en partie. Les oxydes des métaux nobles, tels que l'argent, l'or, le platine, sont réductibles par la chaleur seule, en métal et en oxygène. Nous savons que l'oxyde mercurique se décompose, au rouge sombre, en mercure et en oxygène. Un grand nombre d'oxydes à 2 ou 5 atomes d'oxygène perdent une partie de ce dernier élément lorsqu'on les porte au rouge. Tels sont les bioxydes de manganèse (page 53), de plomb, de baryum.

Parmi les oxydes les plus stables, il faut compter ceux qui ne renferment qu'un atome d'oxygène. Chauffés au contact de l'air, quelques-uns de ces derniers absorbent de l'oxygène pour former des oxydes supérieurs. Tels sont les oxydes manganeux, ferreux, plombique et stanneux.

Vhydrogène réduit la plupart des oxydes à une température plus ou moins élevée : il se forme de l'eau et le métal est mis en liberté.

Expérience. Je fais passer un courant de gaz hydrogène sec sur de l'oxyde ferrique (sesquioxyde de fer) que je chauffe dans une ampoule à l'aide d'une lampe à esprit-de-vin. Il est réduit et se convertit en une poudre noire qui est du fer très-divisé et pyrophorique (page 252). La vapeur d'eau formée en même temps va s'échapper par la pointe effdée de la boule (fig. 92).

Fe*05 + 311^ =

2Fe

Sesquioxyde Hydrogène, de fer.

Eau.

Fer.

On peut remplacer le sesquioxyde de fer par l'oxyde cuivrique CuO. Si on le chauffe dans un courant d'hydrogène, il se réduit en cuivre métallique, avec formation d'eau, et cette action est tellement énergique qu'elle donne lieu à une production de chaleur lumineuse.

Le charbon réduit la plupart des oxydes avec formation de gax carbonique ou d'oxyde de carbone. Il est même plus énergique dans

Fig. «.

son action que l'hydrogène, car il décompose des oxydes irréductibles par ce dernier, tels que ceux de pot;issium et de sodium. Les oxydes de calcium, de baryum, de strontium, de magnésium, d'aluminium, sont irréductibles parle charbon. Les autres exigent pour se réduire une température plus ou moins élevée, suivant la force avec laquelle ils retiennent l'oxygène. Si la réduction est difflcile, elle exige le secours d'une forte chaleur et il se ferme de l'oxyde de carbone; sinon, c'est du gaz carbonique qui se forme.

Expérience. Pour réduire l'oxyde cuivrique par le charbon, il me suffit d'introduire le mélange dans un petit tube {fig. 95) et de chauffer avec une lampe à esprit-de-vin. Il se dégage du gaz carbonique :

2CuO -♦- G = 2Cu + CO*

Oxyde Gaz

cuiTrique. carbonique.

Mais pour réduire l'oxyde de zinc par le charbon, il est nécessaire de chauffer le mélange au rouge vif dans une cornue de grès, il se dégage alors de l'oxyde de carbone.

H- Zn

ZnO

= CO -

Oxyde

Oxyde

de zinc.

de cai'bocc

Le chlore décompose presque tous les oxydes, à une température élevée- Il en chasse l'oxygène et s'unit au métal, de manière à former un chlorure. Un certain nombre d'oxydes, irréductibles par

le charbon, résistent aussi à l'action du chlore. Tel est l'oxyde d'aluminium ou alumine. Mais lorsqu'on soumet de tels oxydes à l'action simultanée du chlore et du charbon à une haute température, ils se convertissent en chlorures, en même temps qu'il se dégage de l'oxyde de carbone.

Expérience. On introduit dans un lube de porcelaine BB (pg. 04) un mélange intime d'alumine et de charbon, on chauffe le tube au rouge vif et l'on y dirige uucou'ant de chlore sec. Il se dégage alors de l'oxyde de carbone et il se forme du chlorure d'aluminium volatil qui va se condenser dans un récipient refroidi.

Le soufre décompose tous les oxydes, sauf lalumine et ses analogues. L'action s'accomplit à une température élevée et donne lieu à la formation de sulfures et de gaz sulfureux, ou de sulfures el de sulfates lorsque ces derniers sont indécomposables par la chaleur.

Expérience. Qu'on chauffe du soufre avec de l'oxyde noir de cui-

vre, il se formera du sulfure de cuivre, et il se dégagera du gaz stillureux.

2CuO -4- 5S = 2CuS + SO*

Oxyde Sulfure Gai

caîvriqne. caivrique- «uUureux.

D'un aulre côté, si l'on chauffe de l'oxyde de calcium (chaux) ou même de l'oxyde de plomb PbO avec du soufre, il se forme un sulfate et un sulfure.

4CaO 4- 2S« = 5CaS + SO*Ca

OxTde Soufre. SuKure Sulfate

de calcium. de calcium. calcique.

Action de l'can sur les oxydes. — Hydrates et acides métalliques. — Expérience. J'arrose quelques fragments d'oxyde de baryum ou baryte avec de l'eau Iroide. .A l'instant, une réaction Irès-vive se manifeste. L'eau s'unit à l'oxyde métallique avec une énergie telle que la chaleur dégagée réduit immédiatement en vapeur une partie de l'eau. L'oxyde de baryum se convertit ainsi en hydrate.

BaO -f- II^O = DaOm*

Oxyûe de barjoui.

Hydrate de baryum.

De même, les oxydes de potassium et de sodium absorbent énepgiquemerrt les éléments de l'eau pour former les hydrates.

K»0 + H^O = 'illKO

Oxyde Hydrate

de potassium. de potnssimm.

Les hydrates de potassium et de sodium sont solubles dans l'eau, et cette solution est caustique. Elle verdit le sirop de violettes et ramène au bleu la teinture de tournesol rougie. Ces hydrates conslituent les alcalis.

Les hydrates de baryum, de strontium et de calcium, se dissolvent pareillement dans l'eau, et ces solutions possèdent, de même, une certaine causticité.

D'autres hydrates sont insolubles : on peut les obtenir par double décomposition en précipitant les sels correspondants par un alcali.

Expérience. Je verse une solution de potasse caustique dans la solution bleue de sulfate cuivrique : il se forme un précipité bleu clair d'hydrate cuivrique.

SO*Cu + 2HK0 = CuO-H* + SO*K«

Sulfate Potasse. Hydrate Sulfate

cuivrique. cuivrique. potassique.

Mais si je chauffe ce précipité au sein même de la liqueur où il s'est formé, il brunit : il s'est converti en oxyde, en perdant son eau.

CuO*H* = CuO + IPO

Hydrate Oxyde

cuivrique. cuivrique.

.\insi font un grand nombre d'hydrates métalliques lorsqu'on les chauffe.

Il existe de véritables acides métalliques, qui renferment les éléments d'un anhydride, plus de l'eau.

CrO*ll* = CrO' + Il-O

.\cide Anhydride

chromique. chromique. '

MnO*ll* = MnO'- + 11^0

Acide Anhydride

manganique. manganique.

On voit que ces acides métalliques sont comparables à l'acide sulfurique, en ce qui concerne leur composition. SfHH« = SQs + 11^0

Acide Anhydride

«ralfurique. çulfurique.