DES OXIDES DE LA DEUXIÈME SECTION
Les six métaux qui dans leur union avec l’oxigène forment cette section peuvent tous fourmr deux ox1des différents, excepté le lithium. Outre les propriétés communes aux oxides que nous avons vues en étudiant les généralités de ce genre de COEpS, nous dirons
DE CHIMIE. 239 que plusieurs de la seconde section ont encore, en se dissolvant dans l’eau, celle de perdre une portion de leur oxigène, tels sont les deutoxides de potassium et de sodium. :
Des oxides de calcium.
194. La chaux, ou protoxide de calcium, a été connue dans les silo les plus reculés , c’est l’une des terres les plus abondantes dans la étre: Elle existe dans toutes les parties du globe, et forme une portion considérable des montagnes secondaires ; mais, à lavérité, elle s’y trouve toujours combinée, surtout avecles acides carbonique, sulfurique et phosphorique. Par son union avec le premier elle constitue les nombreuses variétés de marbre, et la craie d’où , par la calcmation , on la retire pour le besoin des arts.
La chaux calcinée est blanche, grisâtre, facile à pulvériser, d’une saveur âcre et urineuse, caustique, verdissant fortement les couleurs bleues végétales, . telles que celles des raves , des mauves, des violettes, rougissant celie du curcuma: sa POSAUeNr no est de 2,3.
Era au plus grand feu que nous puissions produire , la chaux reste infusible. L'oxigène et l'air atmosphérique sont sans action sur elle, seulement elle attire l'humidité de ce dernier , en s'échauffant un peu, et l'acide carbonique ; alors elle se gon-
fle, se fend, blanchit, tombe en poussière et passe
à l'é tat de rh Ces différents phénomènes -ont lieu bien plus rapidement et avec beaucoup plus d'intensité, lorsqu'on la met en contact avec l’eau ; dans ce cas, elle s’échauffe beaucoup en réduisant en
Historique.
Propriétés .
physiques.
Propriétés chimiques.
vapeurs une partie de l’eau qu’elle solidifie , et devient
quelquelois huninguse dans l'obscurité dant on ne
verse dessus qu’ un peu de ce liquide ; en continuant : d'en ajouter, elle s’y dissout dans la proportion d’un 400°, et le reste s’y détrempe. On dit alors qu'elle
est éteinte. .
C'est en décomposant à une haute température
(3° procédé ) les carbonates calcaires, qu'on se pro-
cure la chaux. On reconnait qu'elle est débarrassée de
tout sonacide carbonique, lors qu’elle ne produit plus d'effervescence avec les acides puissants.
Composition L€ protoxide de calcium paraît formé de 100 par-
ties de calcium , et de 59,063 d'oxigène.
Usages. La chaux, dans certains lieux, est employée en agriculture pour fertiliser les champs, pour chauler le blé ; on s’en sert en pharmacie et en chimie, comme réacuif et pour préparer une foule de corps : tels que la potasse et la soude caustiques, lammoniaque , etc. Tout le monde connaît son utilité dans les arts.
que La plupart des sels de chaux sont insolubles , et
de chaux. peuvent tous être décomposés en les faisani bouillir dans de l’eau, avec le sous-carbonate de potasse ou
Extraction.
de soude, qui leur enlève leurs acides et leur cède le sien ; il en résulte des sels de potasse ou de soude solubles, et un sous-carbonate de chaux insoluble facile à reconnaitre.
Les sels de chaux solubles laissent précipiter leur base par les deux mêmes alkalis , tandis que l’'ammoniaque ne leur fait éprouver aucun changement.
DE CHIMIE. 239 Du deutoxide de calcium.
C'est en versant peu à peu dans de l’eau oxigénée acide, contenant dix à douze fois son volume d’oxigène, de l’eau de chaux, qu'on obtient une poudre blanche qui, d'après M. Thénard , est le deutoxide de calcium. Suivant le même auteur, on peut avoir ce deutoxide en lames brillantes et nacrées en ajoutant beaucoup d'eau de chaux à la fois. Il contient le double d’oxigène que le protoxide. |
De la baryte ou oxide de barium.
199. La baryte, nommée ainsi à cause de sa peSan- Historique. teur , fut considérée pour la première fois comme terre particulière par Schéele; Bergmann l’appela terre pesante à cause du spath pesant dont elle fait la base.
La baryte est blanche, grisâtre, facile à réduire en poudre, d'une saveur plus caustique que celle de la chaux; elle n’apas d’odeur sensible; prise à l'intérieur, elle est, ainsi que les oxides de sa section , un poison violent ; elle verdit fortement les couleurs bleues végétales; sa pesanteur spécifique est, selon Fourcroy, de 4,00.
La baryte se durcit au feu, et acquiert intérieurement une couleur verte bleuâtre ; elle est fusible au chalumeau. Cependant Lavoisier a trouvé le contraire. | |
Lorsque l’on calcine cet oxide, avec le contact de l'air, il absorbe de l’oxigène et de l'acide carbonique, et nous avons vu (171) qu'en le chauffant à la chaleur
Propriétés,
Réactifs des sels de baryte.
Préparation.
Composition
236 NOUVEAUX ÉLÉMENTS rouge dans le gaz oxigène il absorbait ce fluide et se transformait en deutoxide
À l'air humide et à la température ordinaire, la baryte se gonfle, se boursoufle, devient plus blanche, absorbe de l'acide Co et de l’eau , et augmente du 5° de son poids avant que de Dante Lorsqu'on lamet en contact avec l’eau elle bouillonne et produit un grand degré de chaleur; ellé est soluble à froid dans 20 parties de ce liquide, et dans la moitié moins d'eau bouillante ; elle cristallise par refroidissement en longs prismes à quatre pans efflorescenits à l'air. Elle peut se vitrifier avec la silice et l’alumine, qu'elle colore en vert. Elle n'existe dans la nature qu'à l’état de combinaison avec l'acide carbonique et sul-
furique; elle peut s'unir avec tous les acides et former
des sels, qui ont pour principaux caractères d’être pour la plupart, comme ceux de chaux, insolubles
dans l’eau; presque tous sont susceptibles de cristal-
liser , et tous peuvent être décomposés en les faisant bouillir avec du sulfate de potasse ou de soude; il en résulte un sulfate de baryte insoluble.
C'est en décomposant De le calorique le nitrate de baryte dans un creuset, qu'onse Peur le protoxide de barium ( 4° procédé ).
* L'oxide de barium contient sur 100 parties de barium, 11,669 d’oxigène.
La baryte est le réactif le plus énergique pour reconnaître la présence de l’acide sulfurique ou d’un sulface dans un liquide quelconque. Cristallisée, elle peut servir, d'après M. Gay-Lussac, à reconnaitre de l'alcool absolu ou anhydre, qui, s’il ne contient pas d'eau, ne
trouble pas sa transparence , et la rend opaque ou la
DE CHIMIE. 237 déliie, dans le cas contraire. On s’en sert en médecine comme d’un fondant très acüf, mais son emploi exige la plus grande prudence.
Du deutoxide de barium.
Outre le procédé indiqué (171), pour obtenir le deutoxide de barium, on peut , d’après M. Thénard , le prépa arer comme le deutoxide de calcium. Ce Corps est à peine sapide, d’un gris blanc, verdissant le sirop de violettes ; chauffé, avec le contact de Pair , il perd une on de son oxigène en absorbant de l'acide carbonique. Îl n'existe pas dans la nature et sert à pré-
parer l'eau oxigénée ; il contient le double d’oxigène que le protoxide.
De la strontiane ou oxide de strontium.
106. La strontiane, découverte dans un fossile provenant de la mine de plomb de Strontian dans l’Argyleshire en Ecosse, fut confondue d’abord avec le carbonate de baryte. Crawfort, ayant remarqué quelques différences entre sa dissolution et celle de baryte, dans l’acide muriatique ou hydro-chlorique , annonça en 1790 que ce devait être une terre particulière. Klaproth, en 1705 et 1794, confirma cette assertion, et donna à cette terre le nom de strontiane:
L’oxidede strontium ou la strontiane, est d’un blanc gris, en fragments solides, poreux, âcre, plus caustique que la chaux, verdissant les couleurs bleues végétales : sa pesanteur spécifique est, selon quelques anteurs de 1,647, et selon d’autres de 4,00. Il se dis-
Historique,
Propriétés physiques,
État naturel.
Préparation,
Réactifs des sels de
strontiane.
Composition
* Usages,
sout dans quarante parties d’eau froide et dans la moitié d’ eau bouillante , d’où il résulte qu'il est de la moitié moins soluble FRè l'eau que loxide de barium. Il cristallise par le refroidissement.
La strontiane n'existe point dans la nature à l’état de pureté, mais toujours combinée avec les acides carbonique et sulfurique ; on trouve cette base dans beaucoup de fossiles, particulièrement dans la montagne de Monimarire , près de Paris.
C'est en décomposant le nitrate de strontiane par la chaleur dans un creuset , qu’on se procure l’oxide de sirontium ( 4° procédé ).
La strontiane est moins vénéneuse que la baryte, et a moins d'afhinité pour les acides , aussi en est-elle séparée par cette dernière. Ses sels sont généralement plus solubles que ceux de baryte, mais moins que les sels de chaux. Ils sont tous précipités de leurs dissolutions par les sulfates, phosphates et oxalaies de potasse ou de soude : le succinate d’ammoniaque ne les fait point précipiter dans leurs dissolutions ; ce qui sert à les distinguer des sels de baryte en liqueur, car dans ceux-ci il se manifeste de suite un précipité par l'addition de ce réactif. Un papier imbibé d’une solution de sirontiane ou d’une solution d’un sel de cette base brûle avec une flamme rouge.
L'oxide de strontium a sur 100 parties de suontium , 18,279 d'oxigène.
La strontiane n’est employée que pour colorer en. rouge la flamme des lampes à esprit-de-vin dans les illuminauons ; elle sert aussi comme réactif dans les laboratoires.
DE CHIMIE» | 239 Deutoxide de strontium.
On prépare le deutoxide de strontium, qui , à l'état d'hydrate, est en petites lames blanches satinées et brillantes, en procédant comme il a été dit pour obtenir le deutoxide de calcium. Il content, comme ce dernier, le double de l’oxigène de son protoxide.
De l’oxide de lithium.
L'oxide de Jithiumest un alkak puissant, qui a été trouvé en 1818 par M. Arfwedson dans un minéral appelé pétalite de la mine Duio ;, en Suède. Get oxide est blanc , très caustique, sans odeur, verdissant fortement le sirop de violettes, réductible par la pile , sans action sur l'air, seulement il.en absorbe l’acide
carbonique et resté parfaitement sec. On Pa aussi
trouvé dans un minéral connu sous le nom de spodumène ou triphane. Du reste, il forme quelques sels et est très rare ; aussi esi- | sans ‘usages.
Cet oxide a sur 100 parties da lithium, d’oxigène.
De la potasse ou oxide de potassium.
197. Quoique la potasse ou protoxide de potassun, unie à l'acide carbonique, comme on l’obtient des cendres de boïs , ait été connue des anciens , et que les alchimistes l’aient beaucoup employée, on ne l'avait point examinée à l'état de pureté avant 1786; époque ou Berthollet publia un procédé pour obtenir
Historique.
Propriétés,
État naturel.
parfaitement pure. On lui avait donné le nom d'a/kali végétal, sel de tartre , potasse : ce dernier signifie Re de pot ; il a été conservé dans le commerce pour désigner le sous-carbonate de potasse ; en chimie il signifie quelquefois le protoxide de po-
tassium , où la potasse caustique.
Le protoxide de potassium est blanc , inodore ou presque inodore , extrêmement 7 verdissant fortement les ÉteRe bleues végétales à l’état d'hydrate , désorganisant les substances animales à tel point qu'appliqué sur une partie quelconque du corps, il la détruit presque d’une manière instantanée ; de là le nom de pierre à cautère qu'on lui a donné en pharmacie. Il est très déliquescent, se dissolvant dans la moitié de son poids d'eau, s’unissant à ce liquide avec chaleur. Sa pesanteur spécifique est de 1,7085:
Lorsque le protoxide de potassium est parfaitement sec , il n’est pas conducteur de l'électricité, et nous
‘avons vu (122 et 181) que quand il est humecté on
peut le décomposer par la pile. À la température ordinaire , il absorbe l'eau et l'acide carbonique de l'air etse résout en liqueur; à une chaleur élevée , il enabsorbe aussi de l’oxigène, d’où il résulte du peroxide de potassium, de l’hydrate de protoxide et du proto-carbonate de lamême base, qui tous, par le renouvellement continuel de l'air, se convertissent en saus-carbonate de potasse.
Le protoxide de potassium ne se rencontre point dans la nature que combiné avec les acides carbonique , sulfurique, hydro-chlorique, dans plusieurs plantes, avec l'acide tartarique , dans les raisins avec l'acide nitrique; dans les terrains salpêtrés. M. Vau--
| DE CHIMIE. 41 quelin l’a trouvé dans la leucite, le feld-spath , et dans quelques produits volcaniques.
- Cet oxide a tellement d’affinité pour lea qu'à la chaleur rougeilen retient de quart de'son poids. Pour l'obtenir pur, on ‘calcine ensemble deux parties de potassiüm avec une partie de deutoxide de ce métal.
Ïl a sur 100 parties de potassium, 19,945 d’oxigène.
# à JUARE j É LES Le pfotoxide pur est sans usages ; on ne l’emploie
qu'à l’état d'hydrate (226 ), quoique se rencontrant dans la composition du verre, du sayon mou et de tous les sels nombreux à base de potasse, etc.
Les sels de potasse sont presque tous solubles dans l'eau ; en versant danis' la solution de l’un d’eux de l'acide tartrique liquide;-il s'y dépose très promptement des petits cristaux de RÉUCRANE: de potasse ({ crème de tre
Le meilleür réactif des sels de potasse est lhydro- Chlorate de platine en liqueur : qui, versé dans leurs
Préparation.
Usages.
Réactifs des sels de potasse,
dissolutions y Y'produit un précipité crangé. À la vé-
ré, ‘cet effet a lieu aussi dans celles des sels d'’ammo-
. niaque; mais en traitant le précipité par la chaux ou
par l’hydrate de ROrREE il est facile d’en connaître la nature. ® ‘
. . Deutoxide de potassium. .
Ce corps, découvert par MM. era cie et Thénard en 1810 ,est solide, d’un ; jaune verdâtre, eaustique , verdissant le sirop . violettes , plus pes que le potassium , fusible au-dessus du rouge brun , réducuble par la pile, aRranposaple par la amie
État naturel, extraction
laissant dégager une poruon de son oxigène dans son contact avec l’eau, etc.
On l'obtient en traitant lé potassium par un excès, d’oxigène sur lé mMErCUr EN premier ragédé). Il est
sans usages , et contient trois fois autant d oxigène que
son protoxide. “NL
La
De la soude ou'protoxide de sodiur.
198. La soude n'existe point dans Ja nature sans y être unie avec quelques acides; mais à l’état de car-
préparation. #honate , d'hydro-chlorate , de sie, elle \ est très
Propriétés.
abondamment répandue : combinée avec l'acide carbonique on la rencontre dans plusieurs contrées de la térre particulièrement en Ég gypte, d'où elle est connue sous le nom de” ratron ? ; unie avec l'acide hydrochlorique elle forme des mires considérables de sel gemme et la majeure partie des sels des eaux de la mer, etc. C'est par l'incinération de plusieurs plantes marines et par le lavage de leurs cendfes, ou bien encore par la AGE nt CeT On du sel marin par Pacide sulfurique , et ensuité par celle du sulfate qui en provient au moyen du PRAEROE et de la craie ( carbonaté de chaux), qu'on se procure én France la plus grande partie des sous-carbonates de soude em-
ployés dans les arts. :
Le protoxide de sodium pur est blanc, (es caustique; son odeur el sa saveur sont nalogues à à celles du protpxige de RUN, et son action sur les matières animales est la même. Sa pésanteur spécifique est de 1 336.
Soumis PET sec à l’action de la pile’, il reste indé-
-composable ; et, s’il est humide, ses deux principes
* DE CHIMIE LE af
constituants se séparent aussitôt. La chaleur Jui fait éprouver les mêmes changements qu'au protoxfle de potassium; comme ce dernier, il attire l'acide carbo nique de l'air et l'humidité, mais ne se liquéfie pas ; il s'effleurit, au contraire, après qu AL s s'est uni à J’acide SA d |
C’est en chauffant du, SH He is gaz Oxigène, qu'on prépare le protoxide de ce métal.
On né l'emploie qu'à l’état d'hydrate (226), ou combiné avec les acides à l'état de sels.
Il à sur 100 parties de sodium , 33,999 doeone
Deutoxide de sodium.
