UE CHAUX- CARBONIQUE

La chaux est blanche. En présence de l’eau, elle foisonne et se

22* IM'.INCIPES DE Cil ni 1 E.

délite en dégageant beaucoup de chaleur; elle se transforme alors fîa" 1

en hydrate de calcium jj‘2 | (J*. Cet hydrate, sous l'influence d'une

chaleur rouge, perd une molécule d'eau et retourne à l’état de » baux anhydre Ca"t>. L’hydrate calcique a reçu le nom de chaux éteinte.

La chaux est blanche et inlusible aux plus hautes températures, l’eau la dissout un peu, sa solubilité est moindre à chaud qu’à froid ; 1 partie de chaux exige pour se dissoudre 778 parties d’eau à 15° et 1270 parties d’eau à 100°.

L’eau sucrée dissout une grande quantité de chaux, la solution additionnée d'alcool dépose un composé de chaux et de sucre, la solution de sucrate de chaux se coagule également par la chaleur.

On admet ordinairement que la chaux portée au rouge sombre favorise la décomposition du gaz ammoniac, mais M. Bouis a reconnu qu’il n’y a rien de fondé dans cette assertion.

La chaux abandonnée à l'air sc transforme en un carbonate fort dur. Mêlée à des matières siliceuses, comme le sable quartzeux et même à des matières non siliceuses, comme la dolomie (carbonate double de chaux et de magnésie), elle donne les mortiers.

La chaux qui renferme de l’argile (silicate d’alumine) a la propriété dedurcir sous l’eau. Ce sont de tels mélanges qui constituent les chaux hydrauliques et les ciments. Ces derniers contiennent plus d'argile (pie les chaux hydrauliques.

Quand la chaux, sans contenir de l’argile, contient des substances étrangères, comme la magnésie, elle n’a plus la propriété de foisonner facilement en présence de l’eau. On la nomme alors chaux maigre, par opposition à la chaux la plus pure du commerce, qui prend le nom de chaux grasse.

Dans les laboratoires on obtient la chaux pure en décomposant les calcaires purs comme le marbre blanc statuaire par la chaleur. Toutefois on est presque toujours obligé de soumettre la chaux ainsi préparée à un lavage à l'eau distillée pour la débarrasser d’une petite quantité de chlorure qu'elle renferme.

Snlfntc de chaux. — On rencontre dans la nature du sulfate

de chaux hydraté répondant à la formule <is + aq, c'est le gypse ou piètre à bâtir, et du sulfate de diaux anhydre, connu en

SFLFATE DE CIIAI'X. 259

minéralogie sous le nom d'anhydrite. Ce dernier est sans usage.

Le sulfate de chaux hydraté se trouve souvent en cristaux transparents qui ont la forme de fer de lance et qui se clivent facilement. Il est j>eu soluble dans l’eau et sa solubilité ne varie pas avec la température. Sa densité est de 2,51.

A chaud, le gypse perd son eau de cristallisation. Si on ne l’a pas trop fortement calciné il est susceptible de la reprendre en formant une pâte liante, qui durcit bientôt. C’est lace qui constitue le plâtre à bâtir. Trop fortement chauffé, il devient, comme I'anhydrile, incapable de se combiner à l’eau, et par suite ne peut plus être employé à aucun usage. Chauffé avec des corps réducteurs, comme le charbon, le sulfate de chaux perd son oxygène et laisse un résidu de sulfure de calcium :

gua» 1

ç. „ j O* -t- 2C — 2€Os 4- Ga'S

BÜI.FATB CUARBOX. AMI\|)Rtl>l U’ITCIE

DK CHAUX. r.ARBONIQt'K. DE CU.CIIM.

Les sels de chaux se reconnaissent aux caractères suivants :

I" Les carbonates alcalins les précipitent. Le précipité, qui n’est autre que du carbonate de chaux, se dissout dans une quantité d’eau suffisante à la laveur d’un courant de gaz carbonique. Mais il se dépose de nouveau par l’ébullition de la liqueur.

2“ Les sidfates solubles et l'acide sulfurique les précipitent en blanc, mais comme le sulfate de chaux se dissout dans 500 gr. d’eau, on n'obtient pas de précipité avec les dissolutions très-étendues; il suffit cependant, dans ce cas, d’additionner les liqueurs d'alcool pour faire paraître le précipité.

5° L’acide oxalique et les oxalates solubles y produisent un précipité grenu d’oxalate de chaux insoluble dans l'eau, l’acide acétique et la solution aqueuse de-chlorhydrate d’ammoniaque, mais soluble dans l'acide azotique et l'acide chlorhydrique étendus.

V L’acide hydrofluosilicique ne trouble pas la dissolution des sels de chaux.

5° Le chlorure de calcium et l'azotate de chaux sont facilement solubles dans l'alcool.

rniNCJ l'F.S DE CHIMIE.

‘J "il)

STRONTIUM Si" BARYUM Ba"

Poids atomique du strontium = 87,5; Poids atomique du baryum = 157;

Poids moléculaire probable = 87,5. Poids moléculai.-u probable = 157.

Le baryum et le strontium sont deux métaux qui présentent de si grandes analogies que nous avons cru ne pas devoir séparer leur étude.

Ces métaux peuvent être préparés au moyen de la pile, par un procédé semblable à celui que nous avons décrit à l’occasion du calcium. Le baruim a été également obtenu par l’action du sodium sur l’oxyde de baryum chauffé au rouge.

Le baryum a une densité de 4 ou 5, et le strontium de 2,5. Le premier de ces métaux est d'un blanc d'argent et le second a une couleur jaune; ni l’un ni l’autre n'ont une volatilité suffisante pour qu’on puisse les distiller.

Le baryum et le strontium se comportent dans leurs combinaisons comme le calcium. Ils sont biatomiques, et par suite se combinent à un atome d’oxygène ou de soufre ou à deux atomes monoatomiques. Ainsi on connaît :

Le protoxyde de baryum ou baryte — Ba"Q et le protoxyde de strontium ou strontiane St"ô.

Les monosulfures de baryum et de strontium Ba"S et St"S.

Les chlorures de baryum et de strontium Ba"Cls et St"CI-, etc.

En outie, un atome de l'un de ces métaux étant capable de s’unira un autre atome biatomiqucen formant un groupe de même atomicité que lui, on peut avoir des oxydes et des sulfures de balyum et de strontium à plusieurs atomes d’oxygène, des oxychlorures, etc. Les seuls connus de ces composés sont le bioxjde de baryum Ba<44, qui s’obtient en chauffant le protoxyde au rouge sombre dans un courant d'air, le bioxyde de strontium StO1 que l’on prépare en faisant agir l’eau oxygénée sur le protoxyde, et les oxycblorures BaôCI4 et StOCI4, que, d'après la nomenclature déjà adoptée par nous pour les composés analogues du calcium, nous appellerons chlorure debarytyle et chlorure de slrnnzylc.

Die

STRONTIt’M RT RAtmni

Enfin, le baryum et le strontium peuvent se substituer à deux II dans le type eau deux fois condensé, et donner les hydrates

Ba" ) . St'l r,

’04et 'O4.

U4 ( ei Hs »

Ces hydrates prennent naissance dans la lion directe del’eau sur les oxydes anhydres correspondants, mais ne peuvent point régénérer ces oxydes anhydres par la calcination. Soumis à l’action du chlore, ils perdent de l’eau et donnent les oxychlorures dont nous avons parlé.

Les principaux minerais de baryum et de strontium sont les sulfates de ces métaux. On peut préparer tous leurs autres composés au moyen de ces sels par le procédé suivant :

Le sulfate est calciné avec du charbon, qui le réduit à l’état de sulfure:

Sfta’'U‘ i- 2C = 2C04 -4- Ba\S

sci.fatk cmnno.v a mi \ i< ii i n k *CLrt»r

ne habite. carbomqve. i.t; ontuii

Ce sulfure est ensuite traité par l’acide azotique. Il se produit un azotate et de l’acide sulfhvdrique. Cet azotate, calciné dans une cornue de porcelaine, laisse de la baryte ou de la strontiane anhydre (oxyde anhydre de baryum ou de strontium).

La baryte et la strontiane se délitent en présence de l’eau et liassent à l’état d’hydrates. Ces hydrates, en réagissant sur les divers acides, peuvent donner tous les sels connus de ces deux métaux.

On pourrait encore précipiter directement la solution aqueuse du sulfure de baryum ou de strontium par un carbonate alcalin. Il se formerait ainsi un carbonate insoluble. Ce carbonate permettrait ensuite de préparer tous les sels possibles. Il suffirait pour cela de le traiter par les divers acides.

Les sels de baryum et de strontium :e reconnaissent aux caractères suivants :

1° Ils sont précipités par le carbonate d’ammoniaque, ce qui les distingue des sels alcalins et des sels magnésiens et les rapproche des sels calciques.

2’ Les solutions très-étendues d’acide sulfurique et des sulfates solubles, et même la dissolution du sulfate de chaux, précipitent ces

sels. Cette propriété les sépare des sels calciques qui ne sont point troublés par la solution du dernier de ces réactifs.

5” Les sels barytiques et stronziques se distinguent entre eux par les réactions de l’acide liydrolluosilicique et de la solution étendue de chromate de potasse, qui précipitent seulement les sels barytiques. Ils se distinguent aussi par la solubilité du chlorure de strontium dans l’alcool absolu, où le chlorure de baryum est tout à fait insoluble.

MAGNÉSIUM Mg

Poids atomique — Si; Poids molécu'aite probable = Si.

MM. Deville et Caron ont obtenu le magnésium par le procédé

suivant.

On fait un mélange de :

Chlorure de magnésium anhydre. . 6 parties.

Sodium coupé en morceaux . 1

Fluorure de calcium 1

Chlorure de potassium 1

On jette ce mélange dans un creuset rougi qu'on recouvre de son couvercle. Quand la fusion est complète, on agite la masse, et après le refroidissement on brise le creuset, où l’on trouve des globules de magnésium qu'on agglomère par une nouvelle fusion. Dans cette opération le sodium déplace le magnésium. Le chlorure de potassium sert à produire un chlorure double plus facilement attaquable que le chlorure de magnésium pur. Quant au fluomrede calcium, il fait l’oflice de fondant.

La densité du magnésium est de 1,745. Ce métal fond à une chaleur modérée et peut être distillé comme le zinc. Ses vapeurs brûlent à l’air avec un vif éclat. Cet éclat est plus considérable encore lorsque la combustion a lieu dans l’oxygène.

Le magnésium pur présente la blancheur et l’éclat de l’argent. 11 est inaltérable à l'air sec, mais se ternit rapidement à l'air humide. Il se dissout avec facilité dans les acides étendus en dégageant de l'hydrogène, et peut même décomposer l’eau à froid. Toutefois cette dernière décomposition est fort lente.