CHLORURES. 2C

dans ce dernier un liquide volatil répandant d'épaisses vapeurs blanches à l'air. C'est du tétrachlorure d'étain, que les anciens chimistes nommaient « liqueur fumante de Libavius. » Il s'est formé par suite de la décomposition du chlorure mercurique, qui a cédé son chlore à l'étain, en même temps que le mercure est devenu libre.

Le bismuth décompose de même le chlorure mercurique lorsqu'on les chauffe ensemble. Dans de telles expériences, on opère par la voie sèche, comme on dit. Modifions les conditions en faisant intervenir l'eau. Nous avons déjà fait remarquer que la plupart des chlorures y sont solubles, il en est ainsi du subhmé corrosif (chlorure mercurique).

Expérience. Voici une solution de ce corps, j'y plonge une lame de cuivre et aussitôt je vois celle-ci se recouvrir d'"une couche de mercure métallique. Ce métal est déplacé par le cuivre qui lui enlève le chlore : il se forme donc du chlorure cuivrique et au bout de quelque temps la liqueur ne renferme que ce composé. Elle est devenue verte, et si l'on y plonge une lame de zinc, le cuivre va être précipité à son tour et le zinc, se combinant avec le chlore, entrera en dissolution : la hqueur renferme maintenant du chlorure de zinc.

C'est ainsi que les métaux se déplacent réciproquement de leurs solutions, suivant l'énergie de leurs affinités. Ici c'est le chlore qu'ils se disputent en quelque sorte, les plus forts chassant les plus taibles. Et nous devons faire remarquer que les chlorures se comportent dans ce cas comme font les sels oxygénés.

Cette analogie se poursuit dans une foule de réactions. Les solutions de chlorures se jirètent aux doubles décompositions conmae les solutiojis des sels proprement dits. Que je verse de la potasse caustique dans une solution de sulfate ou de chlorure cuivrique, dans les deux cas j'obtiens un précipité bleu clair d'hydrate cuivrique.

SO»Cu + 2HK0 = SO*K* + CuO'H*

Suira:e SulEate Hydrate

cuivrique. de potassiiim. cuivrique.

CuCl« +

2flK0

= 2KCI -+-

Cuo^r-

Chlorure

Hydrate

cuivrique.

de potassium.

cuivrique

Mais voici une nouvelle propriété qui rapproche le chlorure cui-

vriqtw du sulfate. Parfaitement pur, il est jaunâtre. Je l'an use avec de l'eau : il s'échauffe et prend à l'instant une belle teinte verte. Il s'est combiné avec l'eau, et le voilà qui se dissout si j'en ajoute davantage. J'obtiens ainsi une liqueur verte qui laissera déposer, par l'évaporation spontanée, de magnifiques prismes verts. Ces cristaux sont du chlorure cuivrique hydraté. Ils renferment de l'eau de cristallisation et n'existent qu'à la condition d'en renfermer. Il en est de même des cristaux du vitriol ou sulfate cuivrique.

C'est ainsi que certains chlorures possèdent, comme de vrais sels, la propriété de prendre de l'eau de cristallisation.

Pour compléter une si grande analogie, ajoutons un dernier trait.

Expériences. 1° Dans une solution concentrée de sulfate de potassium, je verse une solution de sulfate d'aluminium. J'agite vivement et j'obtiens au bout de quelques instants un abondant dépôt cristallin. C'est un sel double qui s'est formé ainsi, le sulfate double de potassium et d'aluminium ou alun.

2° D;ms une solution concentrée de chlorure de potassium je verse une solution de chlorure platinique. Il se forme immédiatement un précipité jaune. C'est un chlorure double de potassium et de platine, qui renferme tous les éléments de 2 molécules de chlorure de potassium et de 1 molécule de chlorure de platine. Cet exemple montre que les chlorures peuvent se combiner entre eux pour former des chlorures doubles, comme les sels s'unissent aux sels pour former les sels doubles.

Définition. — Les sels résultent de l'action des acides sur les oxydes ou sur les hydrates. On comprend sous le nom d'acides deux ordres de composés : les uns sont formés par la combinaison de l'hydrogène avec un corps fortement électro-négatif, tel que le chlore ou le brome ; ce sont des hydracides. Ainsi l'acide chlorhydrique est Ili-I, l'acide bromhydrique UBr.

Les autres acides, plus compliqués, renfennenf de l'hydrogène uni à un groupe oxygéné fortement électro-négatif, c'est à-dire à un groupe d'atomes formé par de l'oxygène et un autre corps ; ce sont les oxacides. Ainsi l'acide azotique renferme AzOHI; l'acide sulfurique SO*U«.

SELS. 2n9

Ces deux classes d'acides se comportent de la même façon visà-vis des bases, c'est-à-dire des oxydes ou des hydrates iiu-tuilitjues.

Expériences. 1° Je verse dans une solution concentrée de potasse, ie l'acide chlorhydrique par petites portions. La liqueur s'échaufle fortement, et, à mesure qu'elle se neutralise par l'addition de l'acide, je vois apparaître un dépôt blanc cristallin qui augmentera par le refroidissement : c'est du chlorure de potassium.

2* Dans une solution concentrée de potasse, je verse avec précaution, et par petites portions, de l'acide sulfurique étendu de son volume d'eau. La Hqueur s'échauffe fortement, et, à mesure qu'elle se neutralise par l'addition de l'acide, je vois apparaître un dépôt blanc cristallin qui augmentera par le refroidissement : c'est du sulfate de potassium.

Remarquez l'analogie de ces deux réactions. Une base puissante, la potasse, a été neutralisée par un acide énergique, et cette réaction, accompagnée d'une production de chaleur, a donné naissance, dans les deux cas, à une matière saline que nous avons vue se déposer. Ce que nous ne pouvions voir, c'est l'eau formée en même temps. Cette formation d'eau qui accompagne la formation du sel, est exprimée par les équations suivantes :

DKO + IlCl = KCl + 11*0

Hydrate Acide Chlorure

de potassium, chlorhydrique. de potassium.

211K0 -h SO*H* = SO*K* + 2n-0

SO*H

= SO*K

Acide

Sulfate

sulfurique.

de potassium

Ces réactions, on le voit, consistent en un échange d'éléments, une double décomposition. L'hydrogène de l'acide est échangé contre le métal de la potasse, et, par le fait de cet échange, la potasse se convertit en eau, et l'acide, c'est-à-dire le sel d'hydrogène, se convertit en sel de potassium. Tous les composés hydrogénés, capables d'échanger ainsi leur hydrogène contre une quantité équivalente de métal, remplissent les fonctions d'acides, et ces acides deviennent sels lorsque cet hydrogène est ainsi remplacé par un métal. On voit donc quel rôle important joue l'hydrogène dans la formation des sels. D"où lui vient cette propriété de se prêter a de tels échanges, de se laisser déplacer par les métaux électro-positifs? Elle lui vient sans doute du corps simple ou du groupe auquel il

ï70 LEÇONS DE CHIMIE MODE UNE.

«îtt uni dans les acides ; et, à cet égard, le chlore ou le soufre jouent le même rôle dans l'acide chlorhydrique, ou dans l'ncide sulfhydrique, que les groupes oxygénés dans les acides azotique, sull'urique, phosphorique.

Acide

chlorhydrique.

Acide sulthydrique.

(AzÔ3)Il

Acide azotique.

Acide sulfureux.

(PhÔ'-)lP

Acide phosphoreux.

Acide chlorique.