ROLE DU FER DANS LES COMBUSTIONS ORGANIQUES

tement l'oxygène : elles ne pourraient brûler que si on les chauffait. Grâce à la présence du fer, elles vont pouvoir brûler sans qu'on les cbauffe : elles subiront la combustion lente. Et comme le fer n'abandonne rien de sa substance dans l'opération, et que, simple intermédiaire, il ne fait que puiser l'oxygène dans l'inépuisable atmosphère pour l'offrir à la substance organique, on conçoit qu'il n'ait pas besoin d'être abondant pour remplir son office, à la condition de disposer d'un délai suffisant. Mais cette action qui ressemble tant à celle des ferments solubles, s'en distingue par cette avantageuse particularité, qu'elle n'offre pas de mystère, et que le mécanisme intime en est parfaitement connu.

Quelques éclaircissements sont ici nécessaires.

Le fer se combine facilement à l'oxygène, trop facilement pourrait-on dire, si l'on n'avait en vue que les usages auxquels nous l'appliquons. Il forme des oxydes. C'est à l'état de fer oxydé, qu'il existe dans la nature, et la métallurgie du fer ne tend pas à autre chose, qu'à revivifier ce fer brûlé, qu'à le dépouiller de son oxygène pour en tirer le métal. De ces oxydes nous n'en avons que deux à considéi'er, qui répondent à deux degrés d'oxygénation. Au moindre degré, c'est l'oxyde ferreux, le protoxyde de fer FeO qui forme l'hydrate ferreux Fe (OH)' ou FeO, H-0, sokible dans les sels ammoniacaux dont il déplace l'ammoniaque : si la quantité d'oxygène augmente, c'est l'oxyde ferrique, le sesquioxyde de fer, encore appelé peroxyde, dont la rouille est une variété bien connue Fe-0^ SH'Oou Fe= (0H)6.

De ces deux oxydes, le premier, l'oxyde ferreux, est une base énergique qui s'unit fortement aux acides, même les plus faibles, comme l'acide carbonique par

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exemple, racidnlbuminc, l'acide nucléinique — pour former des sels, sels ferreux ou protosels, albuminates, nucléinates, carbonates ferreux. — L'oxyde ferrique au contraire Fe'O'', 3H-0 est une base faible qui s'unit lâchement aux acides même énergiques pour former des sels ferriques (persels, sels au maximum) et pas du tout aux acides faibles, comme l'acide carbonique qui existe dans l'atmosphère, ou comme l'acidalbumine, l'acide nucléinique, etc., qui existent dans les tissus des êtres vivants.

Ce sont ces derniers composés ferriques suroxygénés, qui fournissent aux matières organiques l'oxygène qui les brûle lenlement ; ils redescendent eux-mêmes, par suite de cette opération, à l'état ferreux. En présence de la matière organique Fe'O^ 3H-0 redevient FeO,H-0 (1).

Les faits de ce genre sont trop universels pour n'avoir pas été observés très anciennement, mais ils n'ont été bien compris que vers le milieu de ce siècle. Les chimistes du temps, Liebig, Dumas, surtout Schœnbein, Wœhler, Steahouse et d'autres constatèrent que l'oxyde ferrique exerçait, à la température ordinaire, une action comburante rapide sur un grand nombre de substances, l'herbe, la sciure de bois, la tourbe, le charbon, l'humus, la terre arable, les matières animales. L'exemple le plus vulgaire est celui de la destruction du linge par les taches de rouille: la substance de la fibre végétale est lentement brûlée par l'oxygène que lui cède l'oxyde.

Cette combustion lente de matière organique, réalisée

(1) L'oxyde ferreux FeO,IPO, à l'air, fournit de l'oxyde ferreux hydraté Fe-0'',3rF0 et du carbonate ferreux CO''Fe. Celui-ci devient soluble dans l'eau chargée d'acide carbonique. Il fixe alors l'oxygène et se dédouble en Fe-0^,3H-0 et CO- qui ne se combine pas à l'oxyde ferrique parce que celui-ci est une base trop faible.