LES ACIDES. RAPPELER LES LOIS DE LEUR COMPOSITION

DONNER UNE IDÉe DE LA PREPARATION DE LA PLUPART DES OXIDES, EN FAISANT VOIR COMMENT ON PEUT SE LES PROCURER, SOIT EN COMBINANT LE MÉTAL A l’oXIGÈNE, SOIT EN LES EX- TRAYANT DES SELS PAR LES BASES, OU DES AZOTATES, OU DES CARBONATES PAR LA CHALEUR.

Les oxides métalliques sont des combinaisons binaires qui résultent , comme l’indique leur nom , de la combinaison de l’oxi-

CMIMIK.

gène avec les métaux. Les anciens les connaissaient sous le nom de chaux métalliques ^ et les regardaient co iiine des métaux dépourvus de phlügistit|ue que le charbon leur rendait par la calcination. Leur hUtoire, commencée par Lavoisier, a été complétée par plusieurs chimistes , parmi lesquels il faut citer MM. Davy et Berzélius.

Les oxides sont généralement divisés en autant de sections que les métaux, et d’après le même ordre que les métaux qu’ils ont pour radical. Cependant on peut encore les classer, d’après les propriétés qu’ils possèdent, en quatre classes bien distinctes.

I® Certains oxides jouissent de propriétés acides bien marquées, et se combinent très bien avec les bases ; on leur a donné le nom d’acides métalliques; tels sont les acides arsénique, arsénieux , chromique , antimonique , antimonieux , tungstique , molybdique, etc.

2* D’autres oxides jouissent des propriétés basiques ; ce sont les oxides proprement dits , et ceux-ci se combinent très bien aux acides.

3® Quelques uns ne se combinent ni aux bases ni aux acides : ils sont neutres ou indifférents ; de là , le nom ài oxides indifférents qu’on leur a donné.

4® Enfin, il est des oxides qui ne se combinent aux acides qu’a près avoir perdu une certaine quantité d’oxigène; on leur a donné le nom à'oxides singuliers , en raison de cette manière de se comporter avec lesacides; tels sont les bi-oxides de manganèse, de baryum, le peroxide de potassium, de sodium, etc.

Ces différentes dénominations étaient utiles à connaître parce qu’on en fait .«ouvent usage.

Les oxides sont solides, cassants, ternes, de couleur qui varie beaucoup; ils sont inodores et insipides, excepté ceux de la première section ou ceux qui sont solubles. Plus pesants que l’eau et moins que le métal qui les forme, à moins que ce ne soit le potassium ou le sodium. Aucun n’a d’action sur la teinture de tournesol; quelques uns 'tà ramènent au bleu, si elle a été rougie par un acide. Les oxides de la première section et celui de magiiésine verdissent le sirop de violette, et rougissent la couleur jaune du curcuma.

La chaleur agit de différentes manières sur les oxides: elle réduit ceux des deux dernières sections , elle n’altère pas ceux de la deuxième ; parmi les oxides de la première , troisième et quatrièc^e aucun ne peut être eutièi:einent réduit par U

CHlMIt.

chaleur; seulement quelques uns perdent une pmtiun d cxigèiie, et passent à un degré inferieur d’oxidation; tels sont les bi-o.\ides de calcium, strontium, manganèse, plomb, sesqui-oxido de sodium, urane , cobalt, etc. ; seulement la tempémtiire à laquelle se fait cette déperdition varie. Aucun oxide irest volatil, si ce n’est quelques oxides qui jouent le rôle d’acides , tels que le peroxide d'osmium et l’acide arsénieux. Cependant le protoxide d’antimoine est volatil. Il en est quelques uns qui se fondent facilement.

La lumière n’aglt tout an plus que sur ceux de la sixième section , ce qui n’est pas bien démontré; ou ps étend pourtant que telle est l’action qu’elle exerce sur l’oxide d’or.

Tous les oxides peuvent être décomposés par une pile de loo paires; dans ce cas, Toxigène se dégage au pôle positif, et le métal réduit se rend au pôle négatif. Cependant les oxides de la deuxième section ne se réduisent qu’au moyen d’un appareil imaginé par M. Becquerel. Encore u’obtient-on le métal qu’à l’état d’alliage.

Parmi les oxides, il n’y a que le protoxide de fer et l’oxiJe de fer composé (FO, ) qui soient sensibles à l’action de

l’aiguille aimantée.

Les protoxides de cobalt, de fer, de manganèse et quelques autres peuvent absorber l'oxigène à la température ordinaire, et sesuroxider, pourvu qu’ils soient hydratés ; d’autres, tels que les protoxides de potassium, de baryum, etc. , n’abfiorbentl’oxigène qu’à une température élevée; mais il faut que ce gaz soit bien sec. Beaucoup d’oxides, exposés au contact de l’air, absorbent de plus Pacide carbonique que ce fluide coulieiit.

L’hydrogène ne réduit les oxides qu’à une haute température, encore n’a*t-il pas d’action sur les oxides terreux et sur les protoxides alcalins. Dans tous les cas il se forme de l’eau , et le métal est mis à nu. Remarquons qu’en réduisant les peroxides de potassium et de sodium , l’eau qui se forme se combine au protoxide pour constituer un hydrate.

Le carbone, à une température élevée, décompose tous les oxides métalliques , excepté ceux de la 2^ section , et les protoxides de baryum, de strontium, de calcium et de lithium. Le carbone, en s’unissant à l’oxigène, forme ou de l’oxide de carbone, ou de l’acide carbonique, et toujours le métal est réduit. C’est même à l’aide de ce métalloïde et du précédent- qu’on réduit dans les arts une bonne partie des métaux usité». ^

(iiliMii:.

lia

Le phosphore et le soufre ont deux ni au i ères d a^ir, selon qu’on opère par la voie sèclie ou la voie liurtiide.^ Dans le pre mier cas, le mélalloïile réduit une portion de l’oxide , s’empare de sou oxii;cne pour former l’acide le plus oxigéné qui se combine avec l’oxide non décomposé, à moins que celui-ci ne soit dccomposable à la température à laquelle on opère , pendant que le métal , réduit avec une portion de métalloïde , forme par cette union un phosphure ou un sulfure. Si l ou opère au contact de l'eau, la même décomposition se fait; mais au heu des acides les plus ovigénés, il ne se fait avec le phosphore que peu d’acide phosphorique, et un hypo-phosphite dans ce cas, l’eau est en même temps décomposée, de là un dégagement de sesqui-phosphure d’hydrogène. Si l’on a employé le soufre, on obtient un hypo-suUite et un .^ulfurc sulfuré ou polysulfure.

Les oxides de potassium , de sodium , de bismuth et de plômb , sont décomposés à sec et à une température élevée par l’iode , l’oxigénc se dégage et l’iode s’unit au métal.

Les protoxides d’étain et de cuivre passent à l’état de peroxide, tandis qu’une portion de métal se combine à l’iode. Il paraît s’unir aussi à la baryte, la strontiane et la chaux, et être sans action sur les autres oxides.

Par rintermede de l’eau , il se forme toujours un iodate aux dépens de l’oxigène de l’acide, et uniodurepar la combinaison du métal réduit et d’une partie de l’iode.

Le chlore a , sur les oxides , une action qui mérite quelque attention. Si l’on fait passer un courant de chlore sur un oxide métallique, exposé dans un tube horizontal placé et porté au rouge , on remarque que l’oxigène est dégagé et que le chlore se substitue à sa place. Il ne paraît y avoir que les oxides de la

section qui soient exceptés de cette règle.

Si , au lieu d’agir ainsi, on fait passer un courant de chlore dans une eau tenant en dissolution ou en suspension un oxide, celui-ci sera en partie décompose; son métal mis à nu formera un chlorure avec une portion de chlore; et son oxigène, s’unissant à une partie du chlore, formera de l’acide hypo-chloreux qui s'unira à l'oxide uon décomposé. Si la dissolution est concentrée, ou si la chaleur s’élève pendant la réaction, alors une portion d’oxigène, au lieu de se combiner avec mie nouvelle proportion de chlore pour former un hypo-chlorile, s’unira à l’acide hypochloreux déjà formé pour le faire .passer à l’état d’acide chlo-

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rique; de là la présence des chlorates dans les produits de ces sortes de réactions.

L action des métaux sur les oxides métalliques dépend de leur atlinile réciproque pour l’oxigène. Si donc le métal appai tient aux premières sections , et l’oxide, au contraire, aux deruières le métal pourra décomposer l oxide, s’emparer de son oxieène et réduire l’autre métal : celui-ci , rendu libre, pourra, dans beaucoup de circonstances , se combiner au métal décomposant si ce dernier sy trouve en excès; il résulie de cela que le po-’ tassium, le sodium et les autres de la i*'’ section pourront décomposer tous les oxides, à l’exception de ceux de la 2« section. Quelquefois ces décompo.itions ne sont que partielles ; c’est quand le métal décomposant ayant une affinité poui- l’oxigène à peu près égale à celle du métal de l’oxide, cet oxide se trouve porte au summum d’oxidation , alors l’autre métal s’empare de l’exces d’oxigène. Cette décomposition partielle peut encore être sollicitée par une foule de causes que nous ne croyons pas devoir rapporter ici.

Parmi les oxides métalliques , il n’y a que ceux de I9 section qui se dissolvent dans l’eau ; les protoxides de fer, de manganèse et d’étain la décomposent, en s’emparant de son oxigènc. Quelques uns, au contraire, se décomposent en s’y dis’solvant: ce sont les peroxides de pota-sium et de sodium, et les bi-oxides de baryum, de strontium et de calcium.

Mais la plupart des oxides peuvent contracter des combinaisons avec l’eau et former des hydrates, sortes de sels dans lesquels l’eau joue le rôle d’acide, et formés dans de telles proportions, que l’oxigène de l’eau est en quantité égale à celle de l’oxigèiie que contient l’oxide. Ces combinaisons se font le plus souvent avec un dégagement de chaleur assez considérable, témoin la chaux que l’oii éteint et qui développe, en se combinant à l’eau , une chaleur que l’on estime à plus de 3oo degrés. L’eau en se combinant avec un oxide, lui donne quelquefois une couleur bien différente, comme on en a des exemples dans l’hydrate de bi-oxide de cuivre, qui est bleu; dans celui de protoxidede cobalt, qui est bleu-violet; celui de proloxide de nickel qui est vert- pré , etc.

Tous les o.\ides métalliques basiques (i) se combinent avec

(i) Voirie commencement de cet article pour la division de oxides* ‘

CHIMIE

les acides et forment des sels que nous étudierons plus tard. L’action des hydracides, qui est particulière, a éié suffisamment exposée plus haut, à l’article Hydracide. Nous n’y reviendrons donc pas.

Tous les oxides sont soumis, pour leur composition*, à la loi des proportions multiples, comme nous l’avons démontré page 35o. Supposant constante la quantité du métal, les quantités d’oxigène qui forment les différents oxides d’un meme métal , sont ordinairement entre elles comme les nombres i , i 1/2 , 2, 3, 4.

On ne trouve dans la nature qu’un petit nombre d’oxides à l’état libre, presque toujours on les trouve combinés à un acide ou à d’autres oxides.

Il existe plusieurs procédés pour obtenir les oxides:

i® En calcinant à l’air ou dans l’oxigèneles métaux des quatre premières sections et le mercure ;

2» En décomposant un sel dissous dans l’eau par la potasse, la soude ou l’ammoniaque ; il faut pour cela que l’oxide soit insoluble;

3® En chauffant fortement un carbonate. Tous les oxides peuvent être obtenus par ce moyen , excepté ceux de potassium, de sodium et de baryum ;

4° En décomposant un nitrate par la chaleur : dans ce cas, l’acide nitrique se décompose en bi~oxide d’azote , ou acide hypo-azotique, et en oxigène qui se dégage ou se fixe sur l’oxide qu’il fait passer à un degré d’oxidation supérieur ;

5° On peut encore oxider un métal par l’acide nitrique; dans ce cas, on retombe dans les conditions du quatrième procédé;

fi” Enfin on peut obtenir quelques oxides suroxigénés , en décomposant un sel soluble au milieu de l’eau oxigénée, ou bien en mettant en contact l’oxide à l’état d’hydrate avec le bi oxide d’hydrogène.

20O ÉTUDE PARTICUUÈRE. POTASSE , SOUDE , BARYTE, CHAUX,

MAGNÉSIE , AI.UMINE , AMMONIAQUE , etC.

PROTOXIDE DE POTASSIUM. {Potasse, alcali 'végétal) — Il est c« nnu depuis très long-temps; mais ce n était que combiné à l’acide carbonique et d’autres sels. Rerthollet, en 1786, parvint à le séparer des matières étrangères auxquelles il était

CHIMIE

uni, et ce, fut Davy qui montra le premier que c’était Toxide du rnéta] que nous avons nommé potassium,

Cel oxiile est blanc , extiémement caustique, plus pesant que le potassium; il verdit fortement le sirop de violette; sa fusion a lieu à la chaleur ronge. Il attire puissamtnenl riiumidité et l’acide carbonique de l'air. Cet oxide n’est employé dans les arts et la médecine (ju'à l’élat d’hydrate.

HYDllATE DE PROTOXIDE DE POTASSIUM. {Hydrate de potasse^ potasse à T alcool ^ pierre à cautère.') — Blanc, solide^ fusible au-dessous de la chaleur rouge ; il est susceptible , dit-on , de se volatiliser. Sa densité est plus grande que celle de l’eau.

Exposé à l’air, il en attire l’humidité, l’acide carbonique, cl se ré- ont en liqueur. A une chaleur rouge, il peut absorber roxigèue <‘t se transformer en peroxide de potassium. Exposé à l’action de la pile , il est décomposé en potassium et eu oxigoue.

La potasse se rencontre dans les cendres des végétaux , combinée aux acides carbonitjue, sulfurique, chlorhydrique, etc.; dans les matériaux salpétrés à l’état de nitrate, etc.

On prépare l’hydrate de potasse de la manière suivante : on prend du carbonate de potasse pur que l’oii dissout dans l’eau, et on le traite par de la chaux vive réduite eu poudre (i); celle-ci s’empare de l’acide carbonique du cathouate de potasse : on sépare le carbonate de chaux qui se dépose , taudis que la pota>se passe à l’état de dissolution. On n'a plus qu’à évaporer à siccité pour obtenir l’hydrate de potasse , (jui constitue la pierre à cautère. Pour séparer l'Jiydrate des sels étrangers qu’il contient, il faut le traiter par i’alcool concentré; quund la liqueur est évaporée jusqu’en consislauce de sirop , alors on agile. L’alcool dissout i hydrate de potasse pendant que les sels étrangers se déposent. On sépare la couche supérieure d’alcool qui est fortement colorée, et on l’évapore à siccité; on a alors la potasse à l’alcool.

Cel hydrate de potasse est formé de i atome de protoxide de potassium et i atome d’eau = KO 4- H ^O.

On SC sert très souvent de la potasse ; elle entre dans la composition du savon mou, de l’alun, du verre, du salpêtre, etc. ; à

(i) ]M. lâéhig s’est assuré que , si’ la dissolution était trop concentrée , la chaux, loin de décomposer le carbonate de potasse, céderait à la potasse de l’acide carbonique si elle en contenait ; le contraire aura lien si les liqueurs sont assex étendHcs,

CHÏMIF, 449

l’état d’hydrate , on sVn sert pour ouvrir des cautères. C’est un réactif dont ou fait souvent usage en chimie.

Les se/s de potasse ont pour caraclères les suivants : tous sont solubles dans l’eau. Les cai bonalos de potasse, de soude et d’aminoniaqiie ne les précipilenî pas. Traités par la chaux, il n’y a point dégagement d’ammoniaque. Le chlorure de platine forme avec eux un précipité jaune-seiin. Le sulfate d’alumine donne lieu à un précipité d'alun. Enfin, l’acide perchloriijue y formetoujours un précipité blanc très peu soluble de pcrchîorate de potasse.

PROTOXIDE DE SODIUM. {Soude, alcali minéral,) — Il ressemble au protoxide de sodium , tant par ses propriétés physiques que par ses propriétés chimiques; il s’eu distingue f^acilemeut en ce que, exposé à l’air, il passe à l’état de carbonate, qui, au lieu de tomber eu déliquescence, s’effleurit et tombe en poussière.

Également il est employé seulement à l’état d’hydrate. Cet hydrate, possédant les mêmes propriétés que celui de potasse , et s’obtenant par le même procédé, il est inutile de nous y arrêter.

On distingue ses sels de ceux de potasse, en ce que le sulfate d’alumine , le chlorure de platine et l’acide perchlurique ue les précipitent pas. -

On trouve la soude dans la nature, mais toujoms combinée aux acides carbonique, sulfurique, azotique, hydrochlorique, etc. Elle est employée à faire le savon solide, le verre , et à lessiver.

PROTOXIDE DE liAUYUM. {Baryte, terre pesante).— La baryte est blanche, plus caustique que la strontiane, verdit fortement le sirop de violette, rougii la couleur de curcuma. Sa densité est de 4. Elle n’eutre eu fusion qu’à la diaîeur produite par le chalumeau d’iiydi ogéne et d’oxigèue.

Chauffée dans le gaz oxigèiie, elle absorbe ce gaz et passe à l'étal de bi-oxide : si ou la calcine à l’air, elle passe d’abord à l’état de bi-oxide, puis se décompose Ideutôt, en absorbant l’acide carbonique et formant un carbonate de protoxide. A la température ordinaire, elleabsorbe rinimidilé de l’air en même temps que son acide carbonique. De là, la nécessité de la tenir dans des vases bien fermés.

Versée goutte à goutte sur un fragment de baryte, l’eau est absorbée vivcmeiU avec dégagement de chaleur qui peut aller jusqu’à l’incandesrence : il se forme alors un liydrate.

CHIMIE

L’eau dissout à la température ordinaire un vingtième de baryte, et un dixième à la température de rébuliitiou.

La baryte ne se trouve qu’en combinaison avec l’acide carbonique , l’acide sulfurique, etc. Pour l’obtenir, on décompose dans un creuset de platine du nitrate de baryte; bientôt il se dégage de l’oxigène, de l’azote et de l’acide hypo-azotique, tandis que la baryte reste pure. On l’enferme aussitôt dans un flacon à l’émeri.

Elle est composée de i atome de baryum et i atome d’oxide == Ba O. La baryte n’est usitée que comme réactif.

Lesseh de baryte sont blancs, à moins que l’acide ne soit coloré. Leurs dissolutions donnent, par les carbonates de potasse^ de soude et d’ammoniaque , un précipité blanc de carbonate de baryte. Tous les sulfates ou l’acide sulfurique les précipitent instantanément; le précipité est insoluble dans l’acide nitrique, le sulfate de baryte insoluble, chauffé avec du charbon, donne lieu à un sulfure ayant une odeur d’œufs pourris qui devient plus sensible par l'addition d un acide.

PROTOXIDE DE CALCIUM. ( Chaux , chaux caustique.) — La chaux est connue dès les temps les plus reculés. Elle est blanche, caustique; elle cristallise en hexaèdre, verdit fortement le sirop de violette, pesant 2,3. La plus forte chaleur ne l’altère pas; il en est de même de l’oxigèiie. Elle est décomposable parla pile. Exposée à l’air, elle en attire l’humidité, et l’acide carbonique augmente de volume , se délite et passe à l’état de carbonate. Lorsqu’on verse de l’eau goutte à goutte sur cet oxide, elle est absorbée et solidifiée avec dégagement de calorique , et la chaux se délite entièrement.

En plus grande quantité, l’eau peut dissoudre la 700** partie de son poids de chaux. Celte dissolution constitue l’eau de chaux médicinale. Ce que l’on nomme eau de chaux première ne diffère de l’eau de chaux seconde qu’en ce qu’elle tient en dissolution un peu de potasse provenant du bois qui a servi à calciner la chaux, ce qui rend cette eau plus caustique. L’acide sulfurique versé dans cette eau ne la trouble pas , parce que le sulfate qui se forme est plus soluble que la chaux. Une propriété remarquable de la chaux, c’est qu’elle est moins soluble à chaud qu’à froid , aussi peut-on l’obtenir cristallisée en chauffant la dissolution faite à froid.

L’eau de chaux a plusieurs applications dans les arts; on s’en sert pour gonfler les peaux et dans la fabrication du sucre*

CHIMIE

La rhaux se trouve dans la nature toujours combinée aux acides carbonique , sulfurique, azotique, etc. On l’obtient en calcinant le carbonate de rhaux ordinaire. Pour les usages de la médecine et de la chimie , on choisit de préférence le marbre blanc , qui est un carbonate de chaux plus pur.

Tout le monde connaît les usages de la chaux ; elle sert à chauler le blé, à la préparation de l’ammoniaque j mêlée avec le sable, elle forme les mortiers , etc. , etc.

La chaux hydratée ou hydrate de chaux sert à la préparation de riiypo-clilorite de chaux, le chlore n’ayant pas d’action sur la chaux vive.

Elle est formée d’un atome de calcium et d’un atome d’oxigène = Ca O. Les sels de chaiix^ solubles dans l’eau,* sont précipités en blanc par les carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque; mais les meilleurs réactifs sont l’acide oxalique et l’oxalate d ammoniaque qui foi meut un précipité blanc d’oxalate complètement insoluble.

OXIDE DE {^Magnésie ^magnésie piue ^ ma-

gnéste calcinée. ) — La magnésie est blanche, douce au toucher, verdissant le sirop de violettes, infusible, sans action sur l’oxigène, formant avec le chlore un chlorure, pourvu que la chaleur soit rouge, absorbant l’acide carbonique de l’air; sa pesanteur spécifique est de îî,3.

L’eau ne la dissout pas; mais elle peut se combiner avec elle; «ft^former un hydrate que la chaleur rowge décompose.

La magnésie est formée d’un atome de magnésium et d’un atome d’oxigéne = Mg O.

On ne trouve la magnésie que combinée avec les différents acides ou à l’état d hydrate. Ou se la procure en décomposant une dissolution de sulfate de magnésie par du carbonate de potasse ou de soude, recueillant le précipité, le séchant et le calcinant pour chasser l’acide carbonique.

On se sert de la magnésie pour dissiper les aigreurs d’estomac et contre les empoisonnements par les acides.

Les sels de magnésie sont précipités en blanc par les carbonates de potasse et de soude, ils ne le sont point par les bi-carbonates des mêmes bases, à moins qu’on ne les chauffe, parce qu’alors la chaleur dégage l’ex' ès d’acide carbonique qui retenait le carbonate eu dissolution; il en est de même du carbonate d’ammoniaque. Ces sels ne sont troublés ni par les sulfures alcalins, ni par l’oxalate d’ammoniaque; l’ammoniaque les décompose a

CHIMIE

moitié en formant nn sel double d’ammoniaque et de magnésie. Le meilleur réactif est le phosphate d’annnoniaque qui forme un précipité blanc de phosphate ammoniaco-magnésieii. Enfin, la potasse ou la soude caustique les précipitent sans qu’un excès d’atcali redissolve le pi’écipilé.

OXIDE D’ALU^ÏIIVIUM. (Alumine , terre alumineuse, ) — blanc, doux au touclier, happant la langue, iafusible, sans action sur l’oxigène, l’air et les corps coiubusliblcs : cet oxide est insoluble dans l’eau; mais il en absorbe beaucoup en formant pâte. Il se combine non seulement aux acides; mais encore avec les bases puissantes,teiles que la potasse et la j-oude caustique, etc. Il contracte la propriété de ne se combiner que diriicilement aux acides, quand ouM’a fortement chauffé.

L’oxide d’aluminium se trouve rarement à l’état de pureté , il forme alors le saphir et le rubis ou corindon des minéralogistes. Le plus souvent, il se trouve à l’état de sel, ou combiné à d’autres oxides. Pour l’obtenir, on préci[)ite par rammoniaque la dissolution d’un sel d’alumine, ordinairement l’alun. Il e.st formé de deux atomes d’aluminium et de trois atomes d’oxigèue = Al^

Les^e/^ d’alumine ont une saveur stypfiqueel astringente. La potasse les précipite en blanc et le précipité se redissent dans un excès d’alcali. L’ammoniaque les précipite et un excès de réactif ne redissüut pas le précipité. Les sulfates de p(»tasse et d’ammoniaque en dissolution concentrée les précipitent à l’état d’alun: les proto-sulfures alcalins les précipitent en blanc avec dégagement d’acide sulfliydrique. Enfin chauffés au chalumeau avec l’azotate de cobalt, ils prennent une belle couleur bleue.

x\MMONI\QïJE , AZOTUllE D HYDROGÈNE. (Alcali u'olatil , alcali fluor, esprit de sel ammoniac,^ — Après que Davy eut reconnu que la potasse et la soude étaient des oxides métallitjucs , il pensa que rammoniaque, qui jouait le même rôle que la potasse, devait être aussi l’oxide d’un métal particulier, auquel il proposa de donner le nom à’onuuonium ; mais toiites les recherches possibles n’ont pu le faire découvrir. jVI. Rerzelius, qui a.lopta d abord celle opinion, proposa ensuite le nom (Vammoniuin à une combinaison d’azote et d’hydrogène, qui, dans beaucoup de circonslancej, en effet, joue le rôle d’un métal. Cette combinaison = Az H i.

L’ammoniaque est un gaz incolore, transparent, d’une saveur

ClIIMIR.

Acre el cansliqiie, d’une odeur piquante caractéristique, qui provoque les larmes; sa pesanteur spécifique = 0,091 ; elle verdit fortement le sirop de violettes.

L’ammoniaque résiste à la plus forte cludeur; au contraire , un grand nonibre d’cliiicelles électriques la décompose. Exposée à — 48^^, elle SC lige et devient opaque.

L’üxigène cl l’air ne la décomposent qu’à une lejupérature élevée : d’oîi résultent de l’eau , un peu d’acide nitrique et de l’azote libre.

Le carbone absorbe 90 mesures de ce gaz; mais à une température élevée le carbone le décompose en donnaul nals'^ance à du gaz carbure d'hydrogène, etc. , une substance d’odeur d’amandes amères, probablement de l'acide cyanhydrique.

Le soufre le décompose a chaud , eu formant tout-à-coup un mélange d’azote et d’hydrogène gazeux , de sulfhydrale el de suU Ihydrate sulfuré d’ainmoniaqcie cristallisés.

L’iode le décompose de suite, il se forme un liquide visqueux, d’un aspect métallique, qu'on nomme iodure d' ammoniaque ; cet iodure, continuant d’ahsorhcr de rarnruoniaque gazeuse, perd son éclat et sa viscosité. Si l’on verse de l’eau sur ce composé , il se forme sur-le-champ une poudre noire qui eslTiodure d’azote dont il a été déjà question.

Le chlore déconqiose ramineniaque, soit que run et l’autre soient à l’état de gaz, soit qu’ds soient en dissoliilion: il en résulte toujours de l’azote pur (|ui se dégage, de l’aciite chlorhydrique qui, se combinant à de l’ammoniaque, forme du sel ammoniac; seulement, dan.s le premier cas, la décomposition se fait avec dégagement de calüri(|ue et de lumière.

Plusieurs métaux à une température élevée décomposent le gaz ammoniac, tels .sont le fer, le cuivre, l’argent, le platine et l’or; niais les deux premiers jouissent de celte propriété à un plus haut degré. Si l’on fait cette décomposition dans un tube de porcelaine incaudescenl, en faisant traverser le gaz amaioniac, ou remarquera qu’il se dégage du gaz azotique et de l’hydrogène. De plus, selon M. Desprelz , le fer et le cuivre absorbent un peu d’azote et deviennent cassants; les trois autres métaux n’augmciitent pas de poids.

Si l'on chauffe du gaz ammoniac avec du potassium ou du sodium, ces métaux décomposent le gaz en dégageant un volume d’hydrogène égal à celui qu'ils auraient dégagé de l’eau, l’azote s’unit au métal, forme un azolure, lequel entre lui-raéme en

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combinaison pour former un corps qu’on appelle azoture «mmoniacal de potassium ou de sodium. Mais de tous les métaux celui qui offre les pbénumènes les plus curieux est le mercure; uni an potassium ou au sodium , et mis en contact avec une dissolution de gaz ammoniac ou une dissolution d’un sel ammoniacal^ on ne tarde [las à voir l’amalgame quintupler et même sextupler de volume et prendre la consistance de beurre en conservant son brillant métallique. Le même phénomène se passe avec du mercure seul, mais en se servant de l’influence de la pile. Dans tous es ras, il se forme le composé Az H4 (ammonium), qui, jouant e rôle de métal, constitue avec le mercure un amalgame d’ammonium. En elfet, soit que l’on se serve de potassium , soit que 1 on emploie la pile, une certaine quantité d’ammoniaque est décomposée, de manière que son hydrogène à Tctat naissant se combine avec de 1 ammoniaque pour former le corps en question. ^ ^

^ammoniaque, décomposée par 1 etincelle électrique et anaysee par 1 oxigène, a montré une composition égale à un atome d azote et trois atomes d’hydrogène = Az H

L’eau dissout à la température ordinaire 43o fois son volume e ce gaz, et cette dissolution, dont les propriétés ressemblent à celles de 1 ammoniaque, porte le nom à.* ammoniaque liquide. Pour se la procurer, on se sert de l’appareil de Woulf. On met de 1 eau dans les flacons jusqu’à moitié, et l’on y fait arriver un courant de gaz ammoniac; la combinaison se fait avec dégagement de chaleur, de là la nécessité de refroidir le vase où se fait la dissolution.

L’ammoniaque ne se trouve dans la nature qu’à l’état de combinaison , dans les excréments de chameaux , dans les urines et dans la plupart des matières animales putréfiées.

On ne l’emploie jamais qu’en dissolution, alors on l’administre comme stimulant, en chimie on s’en sert comme réactif.

On obtient le gaz ammoniac en chauffant parties égales de chaux vive et de chlorhydrate d’ammoniaque; la chaux s’em«^ pare de 1 acide chlorhydrique , forme de l’eau et un chlorure, pendant que l’ammoniaque se dégage. On le reçoit sur le mercure.

^ SELS AMMONIACAUX. — L’ammoniaque es! une base très énergique, qui rivalise avec les oxides métalliques de la première section. Elle forme avec les acides des sels qui offrent quelques propriétés particulières.

CHIMIE

Tous les sels ammoniacaux sont sans couleur, à moins que Tacide ne soit coloré; ils ont tous une saveur piquante, presque tous cn>tallisent. Exposés aii feu , presque toujours les sels sont décomposés. Si Tacide est fixe, comme l'acide pbosj)liürique, l’ammoniaque se dégage et Tacide reste libre. Si l acide n'est pas fixe il est le plus souvent décomposé en même temps que l’ammoniaque elle-même. Enfin, si l’acide est volatil, le sel lui-même se volatilise, cependant quelquefois il change d’état de saturation. L’eau dissout tous les sels ammoniacaux et la dissolution n’est précipitée ni parles carbonates de potasse, de soude et d’ammoniaque, ni par les sulfhydrates, ni par le cyanhydrale de potasse ; le chlorure de platine y forme une précipité jaune serin, et le sulfate d'alumine y détermine un précipité cristallin. Enfin , triturés avec de. la potasse ou de la soude, ils dégagent tous <i*u gaz ammoniaque.

Les sels amnoiiiacaux neutres sont composés d’un atome d’a* eide et de deux atomes d’ammoniaque.

On emploie seulement le carbonate, le sulfate, le chlorhydrate, le sulfhydrate et l’acétate d’ammoniaque.