CARACT. DISTINCT. DES SELS DE BARYUM ET DE STRONTIUM
Les principaux minerais de baryum et de strontium sont les sulfates de ces métaux (barytine et célestine), cependant on trouve aussi les carbonates (withérite et strontianite) assez abondamment dans la nature. On peut préparer tous leurs autres composés au moyen des sulfates par le procédé suivant :
Le sulfate est calciné avec du charbon, qui le réduit à l'état de sulfure :
SBa^O* -+- 2C = 2C0« -+- Ba^S
Suirate Charbon. Anhydride Sulfure
de baryum. carbonique. de baryum.
Ce sulfure est ensuite traité par Tacide azotique étendu. 11 se produit un azotate et de l'acide sulfhydrique. L'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 passent à l'état d'hydrates. Ces hydrates, en réagissant sur les divers acides, peuvent donner tous les sels connus de ces deux métaux.
On peut encore précipiter la solution aqueuse du sulfure de baryum ou de strontium par un carbonate alcalin. 11 se forme ainsi un carbonate insoluble. Ce carbonate permet ensuite de préparer lous les sels possibles. H suffit pour cela de le traiter par les divers Écides.
£nfîn, on peut traiter la solulion du sulfure directement par Tacide dont on veut obtenir le sel.
CArttCtérea dintlnctiCi des sels de barymn et de stronilvni. Les sels de baryum et de strontium se reconnaissent aux caractères suivants :
1* Ils sont précipités par le carbonate d'ammonium, ce qui les distingue des sels alcalins et des sels magnésiens, et les rapproche des selscalciques.
2* Les solutions très-étendues d'acide sulfurique et des sulfates solubles, et même la dissolution du sulfate de calcium, précipitent ces sels. Cette propriété les éloigne des sels calciques, qui ne sont point troublés par la solution du dernier de ces réactifs.
3* Les sels barytiques et stronziques se distinguent entre eux l>ar les réactions de l'acide hydrofluosilicique et de la solution étendue de chromate de potassium, qui précipitent seulement les sels barytiques. Ils se distinguent aussi par la solubilité du chlo*
rure de strontium dans Talcoôl absolu, où le chlorure de bar est tout à fait insoluble, et par la coloration que ces chlon et en général tous les sels barytiques et stronziques un peu ' tils, communiquent à la flamme du bec Bunsen ou à la flamn l'alcool. Les composés barytiques produisentune coloration ? tandis que les sels de strontium colorent la flamme en un rouge cramoisi.
MAGIVÉSIIIIII Mg
Poids atomique = S4 Poids moléculaire probable == 14
MM. Deville et Caron ont obtenu le magnésium par le pro 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 rocouvr son couvercle. Quand la fusion est complète, on agite la ^las^ après le refroidissement on brise le creuset, où Ton trouve globules de magnésium qu'on agglomère par une nouvelle fii! Dans cette opération le sodium déplace le magnésium. Le clik de potassium sert à produire un chlorure double pins faciloi attaquable que le chlorure de magnésium pur. Quant au fluc de calcium, il fait l'office de fondant.
La densité du magnésium est de 1,743. Ce métal fond à chaleur modérée et peut être distillé comme le zinc. Ses vaf brûlent à l'air avec un vif éclat. Cet éclat est plus considérable core lorsque la combustion a lieu dans l'oxygène. Le magné brûle aussi dans l'anhydride carbonique, en s'emparant de 1 gène et mettant du charbon en liberté.
Le magnésium pur présente la blancheur et l'éclat de l'ari Il est inaltérable à l'air sec, mais so ternit rapidement à l'air mide. Il se dissout avec facilité dans les acides étendus en (i géant de l'hydrogène, et peut même décomposer l'eau à f Toutefois cette dernière décomposition est fort lente.
CHLORURE DE MAGNESIUM. 319
Enfin, le magnésium brûle dans le chlore, et les vapeurs de brome, d*iode et de soufre. Il se combine au rouge directement avec Tazote.
Le magnésium est diatomique ; il peut donner des composés de même nature que le baryum, le strontium et le calcium. On connaît :
Le chlorure de magnésium ... MgCl* Le bromure de magnésium. . . . MgBr*
L'iodure de magnésium MgP
Le fluorure de magnésium MgFl*
L'oxyde anhydre de magnésium. . MgO Le sulfure de magnésium MgS
IOH OH
L'azoture de magnésium Mg^^Az*"'
et divers sels provenant de la substitution du magnésium à l'hydrofçène basique des acides.
Le chlorure, Toxyde, l'hydrate et, parmi les sels oxygénés, le carbonate et le sulfate, sont les seuls composés importants de magnésium.
Chlorure de magnésiam Mg'^Cl^. Lorsqu'on dissout l'oxyde ou l'hydrate de magnésium dans l'acide chlorhydrique, de l'eau et du chlorure de magnésium prennent naissance :
Mg-O + 2(fli) = SJO + Mg'jg
Oxyde Acide Eau. Chlorure
de tnagnégium. chlorhydrique. de magnésium.
3fais dès qu'on évapore la solution et qu'elle arrive à une certaine concentration, une réaction inverse de la précédente se produit, Feau et le chlorure de magnésium se décomposent réciproquement, de l'acide chlorhydrique se dégage, et il reste un résidu d'oxyde magnésique.
Pour obtenir le chlorure de magnésium anhydre, on ajoute du chlorure d'ammonium à la solution de ce sel ; il se forme alors un chlorure double de magnésium et d'ammonium qui peut être évaporé sans subir de décomposition ; lorsque l'évaporation est terminée on élève assez la température pour que le chlorure ammoniquo se volatilise et, finalement, il reste de belles lames blanches micacées de chlorure de magnésium.
Le chlorure de magnésium sert à la fabrication du magnésium et se prépare industriellement.
La présence du chlorure de magnésium dans presque toutes les eaux est cause que l'eau distillée a toujours une légère réaction acide, et contient des traces d'acide chlorhydrique si Ton n'a soin d'ajouter un peu de chaux dans la cucurbite de l'alambic.
Oxyde de mag^ésiam MgO. On obtient l'oxyde anhydre de magnésium en calcinant l'hydrate, le carbonate ou l'azotate de ce métal. C'est ordinairement à l'aide du carbonate qu'on le prépare; on se servirait de l'azotate dans le cas spécial où l'on se proposerait d'obtenir un produit plus dense.
L'oxyde préparé à l'aide du carbonate est extrêmement léger, il porte en pharmacie le nom de magnésie calcinée.
L'oxyde de magnésium est un corps blanc, infusible aux plus hautes températures que nous connaissions, et soluble dans la
proportion de ^^.
L'oxyde de magnésium se dissout facilement dans les acides en formant des sels bien caractérisés. C'est un anhydride basique.
En médecine, la magnésie calcinée sert à dissiper les aigreurs d'estomac ; on l'emploie aussi contre les empoisonnements par les acides de l'arsenic.
Ma"
Hydrate de magnéslam g, 0*. On prépare généralement
ce corps en précipitant un sel de magnésium par la potasse ou la soude.
Mg"
o« + ii\o) = «ï:|o^ -h %
Sulfate i'otassc. Sulfate Hydrate
magnésique. de potassium. de magnésium.
recueillant et lavant bien le précipité. On peut aussi abandonner de la magnésie calcinée en présence de l'eau ; pourvu que la calcination n'ait pas été trop forte, l'oxyde et l'eau se combinent directement :
Mg'O +
Bl»
Oxyde de magnésium.
Eau.
Hydrate de magnésium.
Cet hydrate se rencontre cristallisé dans la nature, mais jusqu'ici on n'a pas pu reproduire artificiellement ces cristaux.
