TRAVAUX DIVERS DE CHIMIE MINÉRALE

On sait que la décomposition du chlorate de potasse par la chaleur s’effectue dans des conditions qui rendent difficile la préparation de l’oxygène au moyen de ce sel pur. On a observé depuis longtemps que cette décomposition s’effectue au contraire d’une manière très-favorable à la préparation régulière de l'oxygène* quand on ajoute au chlorate de potasse certains oxydes métalliques, l’oxyde de manganèse, par exemple. Diverses interprétations ont été données de l’action spéciale ainsi exercée par l’oxyde de manganèse, et, le plus souvent, on l’a attribuée à une influence catalytique, on l’a regardée comme une action de contact. Autrement dit, l’explication restait à trouver ; le travail en question a eu pour but de la faire connaître.

Le manganèse forme avec l’oxygène plusieurs combinaisons. Les moins oxygénées sont basiques. Les plus oxygénées, les acides manganiques et permanganiques, ne sont stables que combinées avec les bases : l’acide manganique se détruit quand on veut l’isoler, l’acide permanganique se décompose sous l’influence d’une faible élévation de température.

Si dans le chlorate de potasse fondu et maintenu à une température

peu supérieure à son point de fusion, on projette, en petite quantité, les divers oxydes de manganèse, on observe pour chacun d’eux des phénomènes particuliers. Avec le protoxyde, l’oxyde salin et le sesquioxyde, des réactions vives s’effectuent, de l’oxygène se dégage en abondance et la masse fondue prend une belle coloration pourpre montrant nettement la formation de l’acide permanganique (1). Quand on ajoute une trop grande quantité d'oxyde métallique, sa coloration intense cache celle du permanganate. Une trace d’un sel de manganèse produit le même phénomène. Avec le bioxyde de manganèse, si ce corps est pur et la température du chlorate peu supérieure au point de fusion, on n’observe aucune coloration et le dégagement d’oxygène est peu marqué, mais si l’on élève davantage la température, le bioxyde se détruit sous l’influence de |a chaleur, et la décomposition du chlorate s’effectue en même temps qu’apparalt la coloration pourpre caractéristique de la formation de l’acide permanganique.

Ces observations permettent d’expliquer l’action des oxydes du manganèse sur la décomposition du chlorate de potasse : au contact de ce sel, et dès la température de fusion, quand on opère avec les premiers, il se forme de l’acide permanganique qui, ne trouvant pas d’alcali susceptible de le rendre stable par formation d’un sel, se décompose en donnant de l’oxygène et un oxyde inférieur. Ce dernier peut effectuer de nouveau et indéfiniment la même action, ce qui permet de comprendre comment une trace d’oxyde métallique peut provoquer le dégagement de quantités d’oxygène illimitées. Si l’on ajoute un peu de potasse, le dégagement gazeux s’arrête : c’est la préparation du permanganate de potasse. Quant aux petites proportions de permanganate alcalin qui colorent le chlorate de potasse fondu et qui deviennent si nettement visibles quand on n’ajoute pas trop d’oxyde, elles sont formées aux dépens de la potasse qui correspond au chlore toujours entraîné avec l’oxygène dans la décomposition.

(1) Le phénomène est tellement net et brillant que l'expérience se fait aujourd'hui

D’ailleurs, les oxydes de fer, de chrome et de cuivre qui produisent par oxydation des peroxydes instables, donnent lieu à des faits analogues, et provoquent la décomposition du chlorate de potasse.

L’action des oxydes de manganèse sur la décomposition du chlorate de potasse doit donc s’expliquer de la même manière que celles des oxydes de nickel, de cobalt, etc., sur les solutions d'hypochlorite de chaux, et sans qu’il soit nécessaire de faire intervenir l’hypothëse de la force catalytique.

La belle découverte du gallium par M. Lecoq de Boisbaudran a été faite dans des blendes qui ne renferment que des quantités presque infinitésimales du nouveau métal. Les minéraux examinés depuis au point de vue de leur teneur en gallium, n’ont encore fait connaître aucun minerai beaucoup plus riche que les premiers. Cette rareté, qui ajoute au mérite de M. Lecoq de Boisbaudran, n’a permis à ce savant de préparer avec des difficultés énormes que quelques décigrammes du nouveau métal. On s’est proposé ici de chercher une méthode d’extraction du gallium, permettant de le retirer plus facilement des minerais pauvres actuellement connus.

Le point de départ a été le suivant. Devant, pour obtenir des quantités notables de métal, traiter des milliers de kilogrammes de minerai et employer par suite des poids énormes de réactifs coûteux, il était indispensable d’annexer cette préparation à la fabrication d’un produit commercial auquel la blende gallifère pût servir de matière première : la fabrication du sulfate de zinc a paru être dans des conditions favorables.

Des difficultés particulières se présentaient donc dans ce travail, la recherche scientifique se trouvant subordonnée aux exigences industrielles.

Il était tout d’abord nécessaire de trouver une réaction capable de transformer la blende en sulfate de zinc, tout en isolant les traces de gallium et les accumulant dans un résidu aussi peu volumineux que possible; de plus, cette réaction devait êrrè assez simple et pratique pour ne pas entraver la fabrication.

On est arrivé au résultat cherché par le procédé suivant : La, blende, transformée en oxyde de zinc par le grillage, est traitée ;l chaud par une quantité d’acide sulfurique suffisante pour dissoudre, presque tout le aine, en laissant cependant subsister dans la masse assez de sous-sulfate de ce métal pour que la solution bouillante filtrée se trouble par l’eau froide : on obtient ainsi, d’une part, du sulfate de zinc commercial en solution, et de l’autre, un résidu contenant tout le gallium.

Le traitement auquel ce résidu a été soumis fut long et pénible ; il n’avait d’ailleurs été adopté qu’après des essais fort nombreux. On, dira seulement ici que, dans une première opération, en partant de, 4,300 kilogrammes de blende de Bensberg, on a pu obtenir 62 gr., du nouveau métal, quantité relativement considérable qui permettra d’établir les principaux points de son histoire.

On peut, d’après ces expériences, évaluer à 1 /60,000 la teneur en gai", lium du minerai de Bensberg. L’extraction d’un élément, même bien connu, présente toujours des difficultés lorsqu’il est aussi peu abon-, dant, mais dans le cas actuel ces difficultés se trouvaient singulière-, ment augmentées, les propriétés du corps à isoler étant encore fort, imparfaitement connues. , .

Cette note est consacrée à l’étude de certaines propriétés, et de di-i verses réactions du galium. On y décrit notamment la forme cristalline' et les propriétés physiques du métal et on y indique la préparation^ de ses chlorures bromures et iodures anhydres.