Oxyde cobalteux

Ce n'est qu'à l'état de métal que le cobalt peut être dosé avec précision. Nous avons à étudier, outre les propriétés du cobalt métallique, encore celles de l'hydrate, de V oxyde et du sulfure cobalteux, qui sont les formes qu'on lui fait prendre avant de lui donner celle de métal.

a. L'hydrate cobalteux. Lorsqu'on précipite avec de la potasse la solution d'un sel cobalteux , on obtient d'abord un précipité bleu de sel basique , qui , bouilli avec un excès de potasse , hors du contact de l'air, se change en hydrate rose ; tandis que si on le fait bouillir au contact de l'air, il prend une teinte violacée sale, provenant de la transformation partielle de l'hydrate cobalteux , en hydrate cobai tique. L'hydrate cobalteux est insoluble dans l'eau et dans la potasse ; soluble , en échange, dans les sels ammoniacaux; desséché à l'air, il brunit, en absorbant de l'oxygène.

b. Quand on chauffe au rouge et au contact de l'air, de l'hydrate cobalteux, il se transforme, suivant la température qu'on lui fait subir, en Y une de ces deux combinaisons d'oxydes cobalteux

et cobaltique 00,0,, Go4 04i La première ne le forme qu'à une chaleur très-élevôe , tandis qu'il ne faut pas un rouge très-intense pour produire la dernière* Gomme il est très-difficile d'obtenir de cette manière une combinaison oxydée de composition bien constante, il vaut mieux ne la peser qu'après l'avoir fait passer à l'état de métal.

o. Le cobalt métallique, préparé par la réduction de ses oxydes au moyen de l'hydrogène, est une poudre grise, fusible, magnétique et plus, lourde que l'or. Quand la réduction a été faite à une température peu élevée , le métal s'enflamme au contact de l'air, à la température ordinaire, tandis qu'il n'en attire que lentement l'oxygène lorsqu'il a été réduit à une température élevée. Quand on le chauffe au rouge, au contact de l'air, il s'oxyde et se change en oxyde cobalticocobalteux. Il se dissout facilement dans l'acide nitrique ainsi que dans le chloride hydrique chaud et concentré.

d. Le sulfure cobalteuœ, préparé par la voie humide , est un précipité noir, insoluble dans l'eau , les alcalis et les sulfures alcalins. Peu soluble dans l'acide acétique et les acides minéraux étendus, il est plus soluble dans ces derniers quand ils sant concentrés ; c'est dans l'eau régale , à chaud , qu'il se dissout le plus facilement. Exposé humide , au contact de l'air, le sulfure cobalteux en absorbe lentement l'oxygène et se change en sulfate cobalteux.

ft. Oxyde ferreux et •• Oxyde ferrique*

C'est toujours comme oxyde qu'on dose le fer. Nous avons donc à examiner les oxydes de ce métal ainsi que celles de ses combinaisons qui servent à l'amener à la forme d'oxyde ; savoir : l'hydrate ferrique, le sulfure ferreux et le suocinate ferrique.

a. V hydrate ferrique , récemment préparé, est un précipité rouge brun , insoluble dans l'eau , les alcalis et les sels ammoniacaux ; très^soluble dans les acides et se contractant beaucoup par la dessiccation* Une fois desséché , il constitua une masse brune et duré) à cassure brillante et conchoïde. Comme cet oxyde en-

traîne toujours avec lui un peu de l'alcali qui a servi à le précipiter, il faut ne le précipiter qu'avec de l'ammoniaque.

6. Quand on chauffe au rouge l'hydrate ferrique, il se change en oxyde ferrique. Il faut, avant de soumettre l'hydrate à la calcination , le dessécher avec le plus grand soin , afin d'éviter des projections de substance causées par l'expansion de l'eau que peut retenir le précipité. L'oxyde ferrique pur qu'on dépose, encore humide , sur du papier rouge de tournesol , ne le ramène pas au bleu. Il ae dissout lentement dans le chioride hydrique étendu; plus rapidement dans celui qui est concentré. Ces dissolutions s'effectuent plus facilement à une douce chaleur qu'à l'ébullition. Il ne change pas de poids, lorsqu'on le chauffe au rouge, au contact de l'air. Quand on le chauffe au rouge , avec du sel ammo* niac, il se transforme en chlorure ferrique volatil. Lorsqu'on le porte à une température très-élevée, hors du contact de l'air» après l'avoir mélangé avec du charbon , il se réduit plus ou moins complètement.

Composition :

2Fe = 700,00 ,. 70,00

c. Le sulfure ferreux, préparé par la voie humide, est un précipité noir légèrement soluble dans l'eau aérée , parce qu'il s'y décompose ; insoluble dans l'eau chargée de sulfures alcalins ; trèssoluble dans les acides minéraux , même étendus. Lorsqu'il se sépare de solutions très-étendues , il reste longtemps en suspension et donne à la liqueur une teinte noir verdàtre ; ce n'est qu'au bout d'un Jemps assez long que sa précipitation est complète. Exposé , encore humide , au contact de l'air, il en absorbe l'oxygène , brunit , et se transforme en hydrate ferrique et en sulfate ferreux.

d. En versant dans la solution neutre d'un sel ferrique un succinate alcalin neutre , on obtient un précipité cannelle plus ou moins foncé de succinate ferrique Fea05,Sa. La composition de

ce précipité est telle que , pour qu'il ait pu se former, il faut qu'un équivalent d'acide succinique ait été mis en liberté; ce qui arrive aussi toutes les fois' qu'on emploie, comme on le doit, un excès de succinate alcalin. Voici la formule de la réaction : FesOs,3SOs +3(NH40,S)=Fea05,2S+ 3(NH«0,SOs)+S. Cet acide succinique, qui n'a presque pas d'action sur le précipité à froid et dans une dissolution étendue, en dissout une grande partie à chaud ; c'est pour éviter cette perte d'oxyde, qu'on ne doit jamais filtrer la liqueur précipitée pendant qu'elle est encore chaude. Le succinate ferrique, insoluble dans l'eau froide, est peu soluble dans celle qui est chaude, 1 1 très-soluble dans les acides minéraux. L'ammoniaque lui enlève la plus grande partie de son acide, surtout à chaud, et laisse des sels basiques analogues aux divers hydrates ferriques, puisqu'ils contiennent pour un équivalent d'acide succinique , de 9 à 45 équivalents d'oxyde ferrique.