HYPOCHLORITE DE CHAUX

insolubles dans Feau; mais ils se dissolvent facilement dans une liqueur acide.

Si J'on chauffe le biphosphate de chaux (GaO+!2HO).PhO" jusqu'à la chaleur rouge , il fond en une matière qui reste vitreuse après le refroidissement. Le sel a changé complètement de nature , car il est devenu insoluble dans Teau. La chaleur a fait passer le phosphate , de la modification tribasique à la modification monobasique; le produit calciné est du métaphosphate de chawo CaO.PhO".

§ 474 . Hypochlorite de chaux, — Ce sel est très-important à cause do ses applications ; on remploie pour le blanchiment des étoffes. On obtient l'hypochlorite de chaux i Tétat de pureté , en ajoutant $i du lait de chaux, une dissolution d'acide hypochloreux ; mais il faut laisser un excès de chaux, car, aussitôt quo Tacide hypochloreux vient à dominer, l'hypochlorite se décompose en chlorate de chaux et chlorure de calcium :

3(CaO.C10) = CaO.Ciœ + 2CaCl.

La dissolution d'hypochlorite de chaux bleuit, dans les premiers instants , la teinture de tournesol rougie par un acide ; mais bientôt après elle la décolore.

Le chlore est sans action sur la chaux vive ; mais si Ton fait arriver lentement du chlore sur de la chaux hydratée, il se forme de Thypochlorite de chaux et du chlorure de calcium :

2CaO + 2C1 = CaO.aO + CaCl.

Il est essentiel de laisser toujours un excès de chaux; car, lorsque la chaux s'est entièrement transformée en hypochlorite de chaux et en chlorure dé calcium, si l'on continue de faire arriver du chlore, une nouvelle réaction se détermine souvent brusquement; Thypo* cblorite de chaux se transforme en chlorate de chaux et chlorure do calcium. Cette réaction se manifeste , surtout si la température s'élève beaucoup, soit parce que le chlore arrive en grande quantité, soit parce qu'on chauffe la matière.

§ 472. On donne, dans le commerce, le nom de chlorure de chaux à un mélange d'hypochlorite de chaux , de chlorure de calcium , et de chaux hydratée , qu'on obtient en saturant incomplètement de la chaux éteinte par du chlore. On fabrique ce produit en trèsgrande quantité , car il est presque exclusivement employé pour le blanchiment.

En traitant le chlorure de chaux par l'eau, on dissout Thypochlorite de chaux et le chlorure de calcium ; la chaux hydratée en excès

reste sous la forme d*une bouillie. On peut séparer la liqueur claire par Gltration , ou par décantation.

L'hypochlorite de chaux est décomposé par les acides les plas faibles, même par Tacide carbonique. C'est à cause de cela que ce corps répand toujours l'odeur de Tacide hypochloreux ; Tacide carbonique de Tair chasse alors l'acide hypochloreux.

La dissolution aqueuse de chlore exerce une action oxydante sur tous les corps qui peuvent se suroxyder ; nous en avons déjà vu un grand nombre d'exemples. C'est encore en vertu de cette action oxydante, que la dissolution de chlore détruit la couleur des matières organiques colorées , agissant , dans ce cas , de la même manière que Teau oxygénée. L'eau est alors décomposée ; son hydrogène se combine avec le chlore , et l'oxygène , à l'état naissant , oxyde la matière organique qui, très-souvent, se change en un nou • veau corps incolore. En outre, les matières organiques, soumises à des actions oxydantes, se transforment finalement en acides qu'il est facile d'enlever par les matières alcalines. Les matières organiques colorées qui étaient fixées sur les étoffes à la faveur d'une affinité spéciale, et qui sont, à cet état, insolubles dans l'eau et dans les lessives alcalines, se changent donc, par une action oxydante, en d'autres substances, douées de propriétés acides, et qu'on peut enlever facilement par les lessives alcalines. Il est facile ^e voir que i équivalent d'acide hypochloreux , ou 4 équivalent d'hypochlorite de chaux, en présence d'un acide, doivent exercer la même action oxydante et décolorante que 2 équivalents d'oxygène à l'état naissant ou que 2 équivalents de chlore dissous dans l'eau ; car l'acide hypochloreux libre se décompose très-facilement en 4 équivalent de chlore et 1 équivalent d'oxygène. Or, pour obtenir 4 équivalent d'hypochlorite de chaux, il faut faire réagir 2 équivalents de chlore sur 2 équivalents de chaux hydratée ; donc la liqueur qu'on obtient en traitant le chlorure de chaux par l'eau , doit exercer le même pouvoir décolorant que la quantité de chlore employée pour produire ce chlorure de chaux.

Pour décolorer une étoffe , on l'imbibe d'abord d'une dissolution faible d'acide chlorhydrique ; puis on la fait passer à travers un bain de chlorure de chaux ; enfin , on la lessive avec une liqueur alcaline.

On emploie aussi le chlorure de chaux pour détruire les miasmes putrides , les mauvaises odeurs. L'acide hypochloreux est chassé successivement par l'acide carbonique de l'air, et il détruit, comme le chlore, les substances qui dégagent ces odeurs. La meilleure ma-

CBLORURS BS CALCIUM. 3G5

nière d'employer le chlorure de chaux pour cet usage , consiste à imbiber un linge d'une dissolution concentrée de chlorure de chaux et à le suspendre dans l'espace dont on veut purifier Tair.

Comliliiftlioii dv eftlclnm avec le cMore.

§ 473. On ne connaît qu'une seule combinaison du calcium avec le chlore. On la prépare en dissolvant la chaux hydratée, ou le carbonate de chaux dans l'acide chlorhydrique. Le chlorure de calcium s'obtient en grande quantité dans la préparation de l'ammoniaque. Nous avons vu (§ 416) qu'on préparait dans les fabriques l'ammoniaque en chauffant un mélange de chlorhydrate d'ammoniaque et de chaux dans de grands cylindres de fonte. Le résidu de cette préparation est du chlorure de calcium, mêlé seulement d'une petite quantité de chaux en excès. On traite ce résidu par feau froide, qui dissout le chlorure. La liqueur, amenée par l'évaporation à un grand état de concentration, puis abandonnée au refroidissement, laisse déposer de gros cristaux de chlorure de calcium hydraté, dont la formule est CaCl+6H0. Ces cristaux sont très-déliquescents à l'air. Ils produisent beaucoup de froid en se dissolvant dans l'eau; mais c'est en les mélangeant avec de la glace pilée qu'on obtient le plus grand abaissement de température. Nous avons vu ($ 318) qu'on parvenait ainsi à abaisser la température jusqu'à — 45®. Le chlorure de calcium hydraté fond très-facilement dans son eau de cristallisation. Chauffé jusqu'à 200*^, il abandonne 4 équivalents d'eau , et il reste une masse poreuse, très-avide d'humidité, éminemment propre à dessécher les gaz. Chauffé davantage, le chlorure abandonne le reste de son eau , et il fond ensuite à la chaleur rouge. On coule ordinairement ce chlorure de calcium fondu sous forme de plaques, que Ton concasse en fragments, et on le conserve dans un flacon bien bouché. On s'en sert fréquemment dans les laboratoires, soit pour dessécher les gaz, soit pour enlever l'eau qui est mélangée à des liquides d'origine organique.

Le chlorure de calcium anhydre se dissout dans l'eau avec élévation de température. La chaleur dégagée par la combinaison du chlorure avec l'eau est plus grande que celle qui devient latente par le fait de la dissolution du chlorure hvdraté. Le chlorure de calcium

se dissout en proportion considérable dans l'eau; il se dissout également très-bien dans l'alcool absolu. La dissolution alcoolique, faite à chaud, laisse déposer, en refroidissant, des cristaux d'une combinaison du chlorure de calcium avec l'alcool : un alcoo^ate de chlorure de calcium.

Combinaison du CAlelnm aToe le fluor*

§ 474. Le fluorure de calcium se trouve dans la nature; on le rencontre, soit en masses compactes de couleur variée, soit en cristaux très-nettement terminés. Ces cristaux sont des cubes , quelquefois modifiés par les faces de l'octaèdre. Les minéralogistes lui . donnent le nom de spath fluor. Le chlorure de calcium présente un phénomène de phosphorescence remarquable : quand on le chauffe réduit en poudre dans une cuiller en fer, il devient lumineux longtemps avant la chaleur rouge , il dégage une lumière , tantôt violette, tantôt verte, suivant les échantillons. On emploie dans les laboratoires le fluorure de calcium pour la préparation de l'acide fluorhydrique(§409).

Caractères dtotlnetlfti des sels de ehanx.

g 475. Les sels de chaux ne sont pas précipités par l'ammoniaque; c'est ce qui les distingue des métaux terreux, et des métaux de la classe suivante.

Ils sont , au contraire, précipités par les carbonates alcalins; caractère qui les distingue des sels fournis par les métaux alcalins. . Si l'on verse de l'acide sulfurique, ou un sulfate, dans une dissolution très-étendue d'un sel de chaux, il ne se forme pas de précipité ; dans ce cas , les sels de baryte et de strontiane en donneraient un. Si la dissolution du sel de chaux est plus concentrée, il se forme un précipité de sulfate de chaux hydraté qui , abandonné quelque temps à lui-même, s'agrège sous la forme de petites paillettes cristallines facilement reconnaissables à la loupe.

Les sels de chaux donnent , avec l'acide oxalique et avec les oxalales, un précipité grenu d'oxalate de chaux , à peu près insoluble dans l'eau, et qui ne se dissout que difficilement dans un excès d'acide. Cette propriété est utilisée, non-seulement pour reconnaître la chaux, mais encore dans les analyses chimiques , pour précipiter cette base des liqueurs qui la renferment.

MAGNÉSIUir. 367

ÉquiTalent =r 15 1,3.

§ 476. On obtient le magnésium*, en décomposant le chlorure de magnésium anhydre par le potassium ou parle sodium. On place au fond d'un creuset de platine quelques globules de potassium ou de sodium, et, par-dessus, du chlorure de magnésium en morceaux. On recouvre le creuset avec son couvercle, on attache celui-ci avec quelques fils de fer ; puis on élève la température au moyen d*une lampe à alcool. La réaction se fait à la chaleur rouge ; elle a lieu avec une vive déflagration, qui projetterait le couvercle du creuset s'il n'était pas solidement fixé. Le potassium se combine avec le chlore, et le magnésium devient libre. On laisse refroidir le creuset, et l'on traite la matière par de l'eau aussi froide que possible. L'eau dissout le chlorure de potassium et le chlorure de magnésium non altéré ; le magnésium reste sous la forme de globules métalliques.

Le magnésium est doué d'une certaine ductilité , et présente la couleur et l'éclat de l'argent. Il s'altère moins promptement à l'air que les métaux précédents, et ne décompose pas sensiblement l'eau très-froide. Mais, aune température supérieure à 30®, la décomposition de l'eau commence ; vers 1 00® elle est très- vive. Chauffé au rougo sombre, dans l'air ou dans le gaz oxygène, le métal prend feu. Il devient également incandescent dans le chlore.

C«mblii«lfloii du maynéflliiiii avee l'oxygène.

§ 477. On ne connaît qu'une seule combinaison du magnésium avec J'oxygène.

On prépare le protoxyde de magnésium, ou magnésie ^ en calcinant l'hydrocarbonate de magnésie, ou magnésie blanche des pharmacies. Comme cet hydrocarbonate est très-léger , la magnésie qui en provient est elle-même très-légère, et il faut en prendre un volume considérable pour avoir un poids un peu notable de matière. Cette circonstance est un véritable inconvénient dans plusieursréactions chimiques, principalement dans celles qui s'opèrent , par voie sèche, dans des vases dont les dimensions sont limitées. Pour ces cas particuliers , on prépare la magnésie par la calcination de l'azotate de magnésie, ce qui donne un oxyde beaucoup plus dense. La magnésie est une poudre blanche, infusible aux plus hautes tempé-

* C'est M. Bussy qui a isolé le premier le magnésium, en suivant un procédé par lequel H. Wœbler ayaSt déjà réuB»i à préparer l'aluminiara et le glocinium.

ratures de nos fourneaux. Elle est très-peu soluble dans Teau; car elle exige environ 5000 parties d'eau pour se dissoudre. Sa solubilité est cependant suffisante pour que la magnésie mouillée bleuisse la teinture de tournesol rougie par un acide. La magnésie est une base puissante, qui sature bien les acides. Elle est précipitée par la chaux, mais la cause principale de la précipitation tient à ce que la magnésie est encore moins soluble dans l'eau que la chaux.

La magnésie anhydre ne s'échauffe pas sensiblement avec l'eau ; il y a cependant combinaison, mais elle ne se fait que lentement, de sorte que le dégagement de chaleur est difficile à apprécier. Il se forme, dans ce cas, un monohydrate de magnésie MgO+HO, que la chaleur ramène facilement à l'état anhydre. Le même hydrate se précipite quand on verse une dissolution de potasse dans celle d'un sel magnésien.

La magnésie caustique est un contre-poison très-efficace dans les empoisonnements par Tacide arsénieux ; elle se combine avec cet acide, et forme un composé insoluble qui n'exerce plus d'action vénéneuse. Il est bon que la magnésie soit à l'état d'hydrate, ou qu'elle n'ait été que faiblement calcinée. La magnésie ne peut pas être remplacée, pour cet objet, par son carbonate.

0eLi formés par la mafl^ésle.

§ 478. Suif aie de magnésie. — Le sulfate de magnésie existe dans plusieurs eaux minérales , notamment dans celles d'Epsom en Angleterre, de Sedlitz et de Pullna en Bohème. Ces eaux sont employées en médecine comme purgatif; elles doivent cette propriété au sulfaté de magnésie qu'elles renferment.

On peut obtenir également du sulfate de magnésie en traitant, par l'acide sulfurique, le carbonate de magnésie naturel, ou des calcaires magnésiens très-riches en carbonate de magnésie , tels que la dolomie ; il se forme du sulfate de chaux très-peu soluble dans l'eau , et du sulfate de magnésie, qui y est au contraire très-soluble , surtout à chaud. Le sulfate de magnésie cristallise , à la température ordinaire, en petits prismes allongés; il a pour formule MgO.SO*+7Hp.

Enfin , les eaux mères des salines renferment des proportions considérables de ce sel ; ces eaux peuvent donner facilement , et à très-bon marché, tout le sulfate de magnésie employé en médecine.

§ 479. Carbonate de magnésie. — Le carbonate de magnésie se trouve dans la nature; le plus souvent, il est en masses compactes ; quelquefois cependant , on le rencontre cristallisé en rhomboèdres. Le carbonate de magnésie existe aussi dans la nature , en combi-