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Action de la chaleur sur LES OXYDES. — Lcs oxydcs de mercure, d'argent, de rhodium , d'iridium , de palladium, de ruthénium et de platine» perdent leur oxygène, et sont ramenés à l'état métallique par TactioD de la chaleur. Ainsi, lorsqu'on chauffe de Toxyde d'argent ou de l'oxyde^ de mercure dans un tube A (fig. 5), il reste de l'argent ou du mercure, et il se dégage I équivalent d'oxygènequ'on peut recueillir dans une éprouvelte, à raille du tube recourbé B.

Fig. 6.

Aucun des autres oxydes n'est réduit complélemenl par la chaleur, mais certains acides métalliques, comme Tacide chromique, Tacide ferrique, les acides manganique et permanganique, Tacide plombique, quelques peroxydes, comme ceux de manganèse et de cuivre, perdent une partie de leur oxygène lorsqu'on les chauffe.

Les oxydes métalliques sont d'ailleurs presque tous flxes. La*plupart ne fondent qu*à une température très-élevée.

Action de la pile. — Tous les oxydes, à l'exception des oxydes terreux, peuvent être décomposés par la pile. Lorsqu'on met un oxyde en contact avec les deux pôles d'une pile A \fig. 6), on voit bientôt le métal réduit apparaître au pôle négatif.

Quand le métal peut s'amalgamer^ on facilite la décomposition de

Fig. 6.

l'oxyde en se servant du mercure : on donne à l'oxyde légèrement humecté la forme d'une coupelle e que l'on remplit de mercure. Cette coupelle est mise sur une plaque métallique d, qui communique avec le pôle positif G, tandis que le pôle négatif B est plongé dans le mercure; on obtient au bout d'un certain temps un amalgame qui, par la distillation, donne le métal de l'oxyde. C'est ainsi que H. Davy fît la découverte des métaux alcalins.

Action de l'oxygène. — Plusieurs oxydes absorbent l'oxygène lorsqu'ils sont en contact avec ce gaz ou avec l'air, soit à la température ordinaire, soit à une température élevée : tels sont les protoxydes de potassium, de sodium, de baryum, de manganèse, d'étain, de cuivre, de plomb, etc.

Les hydrates de protoxyde de fer, d'étain, de cuivre, de manganèse, absorbent rapidement l'oxygène de l'air, et se changent en de nouveaux oxydes qui ont pour formule : Fe*0'; SnO*; CuO; Mn*0'.

L'hydrogène réduit sous Tinfluence de la chaleur les oxydes des sept dernières familles; il faut excepter cependant l'oxyde de manganèse et l'oxyde de chrome.

Action de L'uTDnoGÈNE. — L'hydrogène ramène à l'état de protoxyde

les peroxydes des cinq premières familles, ainsi que le peroxyde de manganèse.

Certains oxydes, surtout ceux de la dernière famille, sont réduits par rhydrogène à une température peu élevée.

Les oxydes purs donnent toujours des métaux purs quand on les réduit par l'hydrogène : c'est ainsi que l'on prépare souvent des métaux à l'état de pureté dans les laboratoires. On place l'oxyde à réduire dans une nacelle de porcelaine que l'on introduit dans un tube de porcelaine ab {fig. 7), chauffé au rouge dans un fourneau à réverbère D, et dans

Fig. 7.

lequel passe un courant d'hydrogène sec que dégage l'appareil ABC. L'opération est achevée lorsqu'il ne se dégage plus de vapeur d'eau par le tube effilé c.

Action du carbone. — Le carbone réduit les oxydes métalliques à une température plus ou moins élevée, excepté les oxydes terreux et les oxydes alcalino-terreux.

Le carbone, dans son action sur les oxydes, peut produire de l'acide carbonique ou de l'oxyde de carbone, suivant la proportion du carbone employé et l'affinité du métal pour Toxygène. Si l'oxyde est facile à réduire, comme les oxydes de cuivre et d'argent, on obtient toujours de l'acide carbonique. Si la réduction ne s'opère qu'à une température très élevée et si le charbon est en excès, il se produit de l'oxyde de carbone. Lorsque la réduction a lieu à une température voisine du rouge, on obtient à la fois de l'oxyde de carbone et de l'acide carbonique.

On se sert du charbon dans les exploitations métallurgiques pour extraire les métaux de leurs oxydes. Le charbon produit, en brûlant, la chaleur nécessaire à la réduction et transforme en môme temps l'oxygène

de Toxyde en oxyde de carbone ou en acide carbonique. Les métaux retirés de leurs oxydes, parce moyen, retiennent ordinairement une petite quantité de carbone. Le fer, par exemple, obtenu dans les hauts fourneaux, peut contenir depuis 0.02 jusqu'à 0,06 de carbone. Le manganèse et le chrome réduits parle charbon dans un creuset brasqué retiennent aussi du carbone.

Action du chlore. — Le chlore décompose la plupart des oxydes et produit des chlorures métalliques en se substituant à Toxygène des oxydes : la glucine, Talumine, la thorine et Tyttria, ne sont décomposées par le chlore que sous Tinfluence du charbon et à une température rouge.

Lorsqu'on soumet les oxydes alcalins et les oxydes alcalino-terreux à l'action du chlore en présence de l'eau, il se produit, suivant la concentration des liqueurs et la quantité de chlore employée, des chlorures métalliques, et des chlorates ou des hypochlorites. A la température de 100®, et sous l'influence du chlore et de l'eau, la magnésie se transforme en chlorure de magnésium et hypochlorite de magnésie.

Vers 100% la potasse et la soude monohydratées perdent leur oxygène sous l'influence du chlore et se transforment en chlorures de potassium et de sodium.

Un grand nombre d'oxydes, tels que les protoxydes de fer, de manganèse, etc., passent à des degrés supérieurs d'oxydation sous l'influence du chlore en présence de l'eau, et surtout en présence d'une base énergique lorsque les métaux sur lesquels on opère peuvent former des acides.

L'action du brome et de l'iode sur les oxydes est analogue à celle du chlore.

Action du soufre. — Le soufre agit en général, à une température élevée, sur les deux éléments des oxydes, et produit Ses sulfures métalliques, et de l'acide sulfureux ou de l'acide sulfurique. Cette réaction est souvent accompagnés d'un dégagement de chaleur et de lumière. Les seuls oxydes qui ne soient pas attaqués par le soufre sont les bases terreuses. La potasse, la soude, la baryte, la chaux qu'on chauffe légèrement avec du soufre, forment des polysulfures et des hyposulfltes, ou des polysulfures et des sulfates si la température est élevée.

Action du phosphore. — Le phosphore agit, sous l'influence de la chaleur, sur presque tous les oxydes et produit un mélange de phosphate et de phosphure. Si la réaction se passe en présence de l'eau, on obtient avec les oxydes alcalins et alcalino-terreux un mélange de phosphate et d'hypoposphite, et il se dégage des phosphures d'hydrogène et de^ l'hydrogène.

Action des métaux. — L'action des métaux sur les oxydes donne lieu aux phénomènes suivants :

1" Les métaux s'emparent de tout l'oxygène de l'oxyde, en éliminant

le mêlai : dans ce cas ils se combinent souvent avec le métal réduit pour former un alliage;

2* Dans Taction d'un métal sur un oxyde, il peut se faire une réduction incomplète et un oxyde moins oxygéné que le premier, qui reste libre ou se combine avec l'oxyde qui s'est formé;

3* Le métal peut enfin n'exercer aucune action sur l'oxyde.

Le potassium et le sodium, qui ont une grande affinité pour l'oxygène, décomposent presque toas les oxydes métalliques.

Préparation des oxydes. — Il existe un grand nombre de procédés de préparation des oxydes ; nous ne citerons que les principaux.

On obtient les oxydes métalliques :

i* Par l'action de l'oxygène ou de l'air atmosphérique sur les métaux chauffés au rouge : c'est ainsi que se préparent les oxydes de plomb, de zinc, de cuivre, etc. ;

2* En attaquant les métaux ou les oxydes par des corps oxydants, tels que l'acide azotique, l'azotate de potasse^ le chlorate de potasse;

3* Par la calcination des azotates, des carbonates, quelquefois môme des sulfates, des oxalates ;

4* Par la voie humide, en précipitant les sels métalliques solubles par la potasse, la soude ou l'ammoniaque : dans ce cas les oxydes sont presque toujours hydratés;

5* En faisant bouillir dans l'eau un carbonate soluble, avec un oxyde qui foroie un sel insoluble avec l'acide carbonique ; l'oxyde du carbonate soluble reste en dissolution : cette méthode n'est applicable qu'aux alcalis ;

6* En traitant par l'eau oxygénée des oxydes hydratés ou en dissolution, tels que les oxydes de cuivre, de zinc, de calcium, de baryum, de strontium, etc.

7^ En soumettant à l'influence du chlore certains oxydes, comme les protozydes de manganèse, de cobalt et de nickel, on fait passer à l'état de chlorure une partie du métal uni à l'oxygène, et Ton obtient un degré d'oxydation plus élevé.

Dans l'action du chlore sur les oxydes métalliques, il se produit des oxydes plus ou moins oxygénés, suivant les proportions respectives d'oxyde et de chlore employées. Ce fait est exprimé par les deux formules suivantes, qui démontrent que dans l'action du chlore sur le protoxyde de manganèse, il peut se produire du sesqui-oxyde ou du peroxyde de manganèse :

2MnO -h Cl = Mn0« -h MnCI ;

3MnO 4- Cl = Mn«0» -h MnCl. (M. Berthier.)

Les carbonates des oxydes précédemment désignés peuvent être sub* stitués aux oxydes et produire, comme eux, des peroxydes sous Tin fluence prolongée du chlore. Dans cette réaction, l'acide carbonique éliminé par le chlore se dégage.

Avant Lavoisier, le nom de sel était appliqué indistinctement à un certain nombre de corps dont la composition et les propriétés ne présentaient souvent aucune analogie entre elles. Il suffisait qu'une substance fût solide, cristallisable, transparente, soiuble dans Teau, pour qu*on lui donnât le nom de sel : ainsi Tacide borique était appelé sel sédatif de H&mberg. Lavoisier établit le premier la véritable nature des sels et en donna la définition suivante :

Un sel est un corps formé par la combinaison d^un acide avec une base, dans lequel les propriétés de l'acide et de la base se trouvent plus ou moins neutralisées,

A Tépoque où Lavoisier proposait cette définition du sel, les hydracides n'étaient pas encore connus. On pensait qu'un sel résultait nécessairement de la combinaison d'une base avec un oxacide et devait contenir les éléments de l'acide et de la base. Plus tard, on démontra l'existence d'une nouvelle classe d'acides, les hydracides, qui, en s'unissant aux bases, forment en général de l'eau et des composés binaires.

Les chimistes se trouvèrent alors placés dans l'alternative, ou d'abandonner la déOnition donnée par Lavoisier, ou de rejeter de la classe des sels les composés tels que le sel marin, qui tout en présentant les propriétés générales des sels, s'en éloignent par leur composition.

Berzelius proposa de donner le nom de sels halotdes aux composés binaires résultant de la réaction des hydracides sur les bases. Les chlorures, les bromures, les iodures, les fluorures, les cyanures, les sulfures, ont été appelés 5e/tf haloîdes. Le chlore, le brome, etc., ont pris le nom de corps halogènes.

On a môme donné plus d'extension encore à la déflnition du sel, et l'on a proposé d'appliquer indistinctement le nom de sel à tous les composés résultant de l'union de deux composés binaires ayant un élément commun. Ainsi la combinaison du perchlorure d'or (Au'Cl*) avec un autre chlorure a été considérée comme nn chlorosel; les combinaisons des sulfures entre eux ont été nommées des sulfosels.

Les sels formés par les oxacides et que l'ou nomme oxysels peuvent s'unir entre eux pour former des sels doubles : c'est ainsi que le sulfate de potisse se combine avec le sulfate d'alumine et constitue Valun.

Il arrive souvent qu'un oxyde se combine avec un oxysel ou avec un sel haloïde : c'est de cette manière que se produisent les sous-sulfates, les sous-azotates de mercure, de fer; les oxychlorures de calcium, de mercure, etc.

Quelquefois enfln un oxysel peut se combiner avec un sel haloïde (ex. : azotate d'argent et cyanure de mercure).