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polir lo voiTC eL les mélaiix, L’IiydraLo récemment précipité est employé comme antidote de l’acide arsénieux.

1118. Ferrites. — Le scsfjuioxyrie de fer forme avec les protoxydes des combinaisons qui correspondent à l’oxyde ferrosoferrique Fe'‘0'* et qui, comme celui-ci, sont magnétiques.

Les ferrites de j:)otassiiim et de sodium s’obtiennent par la calcination à l’air des oxalates ferreux doubles correspondants. Ils sont d’un jaune verdfitre et décomposables par l’eau (Mitsclierlicli).

Le ferrite de calcnim (Fe^)CaO‘^ se produit par l’addition d’eau de chaux ou de sucrate de chaux à une solution de chlorure ferrique ; on sèche le précipité et on le calcine. Par voie sèche, on l’obtient en chauiïant au rouge-blanc un mélange à parties égales de craie et d’oxyde de fer. Il a pour densité 4,7 et donne une poudre rouge-brun (Percy).

Ferrite de magnésiiim — On le rencontre dans la

nature en octaèdres noirs et on l’obtient dans le même état en calcinant un mélange de magnésie et d’oxyde ferrique dans un courant de gaz chlorhydrique (H. Deville). Par voie humide on peut l’obtenir par l’addition de potasse à une solution mixte de chlorure ferrique et de chlorure de magnésium; calciné, il est d’un brun cannelle (List). On obtient beaucoup d’autres ferrites d’une manière analogue.

Ferrite de zinc (Fe^)ZnO\ — Poudre cristalline noire produite en chauffant au rouge blanc un mélange de 1 partie d’oxyde ferrique, 2 parties d’oxyde de zinc et 2 parties d’acide borique, puis épuisant la masse par l’acide chlorhydrique étendu (Ebelmen). La ferro-zincite est un ferrite hydraté, contenant 9J:PO.

1119. Oxyde de fer magnétique ou ferroso-ferrique (Fe^)FeO'\ — Il constitue l’un des meilleurs minerais de fer. Use rencontre cristallisé en octaèdres réguliers, plus ou moins modifiés, en masses grenues compactes ou en masses terreuses. Il est très magnétique; c’est \ aimant naturel. L’oxyde cristallisé a pour densité o,18. Les autres variétés renferment fréquemment de la chaux, de la magnésie, de l’oxyde de titane et autres oxydes.

C’est l’oxyde qui se forme lorsqu’on brûle le fer dans de l’oxygène pur, ou sous le vent d’une forte soufflerie, ou le fer pyrophorique à l’air. C’est encore lui qui prend naissance lorsqu’on fait agir le fer sur la vapeur d’eau au rouge, ou l’eau bouillante

ACIDE FERRIQUE.

j sur riiydraie ferreux. Eiifiu il se produit par la calcination de I l’oxyde ferrique au blanc.

On l’obtient à l’état d’hydrate en précipitant un mélange à molécules égales d’un sel ferreux et d’un sel ferrique. C’est alors un précipité vert foncé, noir après (lessiccation. Il est magnétique comme celui préparé par voie sèche. Il renferme Fe^O''-|-ir^O.

L’oxyde ferroso-ferrique se dissout dans les acides en donnant un mélange de sels ferreux et ^ferriques.

On donne le nom à' oxyde des hattitures à un autre oxyde intermédiaire, de composition variable, Fe^O^GFeO ou Fe^O^ 4FeO, qui se forme par l’action de l’air sur le fer au rouge et qui se détache en lamelles sous le marteau, lorsqu’on forge le fer. Il est brun ou noir, plus ou moins attirable à l’aimant.

1120. Acide ferrique et ferrâtes. — L’acide ferrique FeOdP est inconnu; mais ses sels sont des composés définis, qui ont surtout été étudiés par M. Fremy. Lorsqu’on cherche à mettre l’acide ferrique en liberté, il se décompose d’après l’équation

. 2Fe0'^H2 = 2H20 + Fe20:^-f-0=»

réaction qui a permis d’établir la composition de ses sels.

La ferrale de potassium FeO^K^ se produit lorsqu’on calcine de la limaille fine de fer avec quatre fois son poids de salpêtre.

La réaction, déjà observée par Stahl en 1702, est énergique, et si l’on reprend le produit par l’eau, on obtient une solution de couleur améthyste, qui se décolore rapidement avec dégagement d’oxygène. On peut encore faire passer un courant de chlore dans dO parties de potasse dissoute dans 50 parties d’eau dans laquelle on a délayé 1 partie d’hydrate ferrique précipité. Le ferrate produit étant insoluble dans une lessive concentrée de potasse se sépare sous forme d’une poudre noire, que l’eau dissout avec une couleur rose. La température ne doit pas s’élever au-dessus de 50° dans cette préparation. Le ferrate de potassium n’est stable qu’en solution concentrée.

Le ferrate de baryum FeO^Ba-j-IL^O est un précipité d’un rouge foncé produit par le chlorure de baryum dans une solution concentrée de ferrate de potassium. Il est plus stable que ce dernier. Il se dissout dans l’acide acétique ; la solution rouge se décolore par la chaleur. On obtient de même les ferrâtes insolubles de strontium et de calcium.

SELS OXYGÈNES DU FEU

SELS OXYGÉNÉS DU FEU

1121. Les sels ferreux sont à peu près incolores quand ils sont anhydres. Hydratés ou on solution, ils sont verts. Ils ont une saveur astringente, douceâtre et métallique; leur réaction est acide. Ils s’oxydent rapidement à l’air en se. transformant en sels ferriques basiques. Ils agissent dans un grand nombre de cas comme réducteurs.

sels ferriques sont souvent incolores quand ils sont anhydres. Hydratés, ils sont jaunes ou bruns. Traités à l’ébullition par le fer ou le zinc, ils sont convertis en sels ferreux. L’hydrogène sulfuré et autres réducteurs produisent la même réaction.

Parmi les sels ferreux des acides oxygénés du chlore, le peh- CHLORATE est le seul stable. Il cristallise en petits cristaux très déliquescents, qui renferment (G10^)^Fe-[-6rP0 (Roscoe). Il se déshydrate à 100°, puis se décompose. L’iodate ferreux est un précipité rouge clair peu soluble.

L’iodate ferrique est un précipité blanc, soluble dans 500 parties d’eau. L’ébullition le dédouble en sel basique et acide libre.

SULFATES DE FER

1122. Sulfate ferreux SO^Fe. — C’est le sel de fer le plus important. Cristallisé, il renferme SO^Fe-(-7tPO et est connu vulgairement sous les noms de vitriol vert ou de couperose verte. Il était très connu des alchimistes. Il se rencontre dans la nature (inélantérie), résultant de l’oxydation des pyrites.

On le prépare industriellement par la dissolution des déchets de fer dans l’acide sulfurique étendu ayant servi à certaines opérations, telles que l’épuration des huiles ou du pétrole. On l’obtient en outre en grande quantité en exposant à Fair les pyrites efflorescentes, les schistes pyriteux ou les pyrites préalablement grillées ou calcinées en vase clos ; l’oxydation achevée, on lessive le produit et on fait cristalliser la solution. A Fahlun, en Suède, on traite par le fer les eaux des mines qui, outre le sulfate de fer, renferment du sulfate de cuivre; ce dernier laisse déposer tout le cuivre, qui est remplacé par le fer.

Le sulfate de fer du commerce n’est pas pur ; outre le cuivre, facile à séparer par le fer, il renferme du zinc, de la magnésie et

SULFATES DE FER

du manganèse, qu’il est plus difficile d’éliminer, les sulfates de ces i métaux étant isomorphes avec le sulfate de fer. Pour faciliter la

I conservation de ce sel, qui est très oxydable, on ajoute généralement du glucose ou de la gomme à la solution qu’on fait cristalliser. Les cristaux en sont donc imprégnés.

On prépare le sulfate de fer pur en dissolvant le fer dans l’acide sulfurique étendu. On fait bouillir la solution avec un excès de limaille de fer pour ramener au minimum tout le sulfate ferrique qui a pu se produire, et on fait cristalliser par refroidissement , à l’abri de Tair.

Le sulfate ferreux cristallise avec 7ILO en prismes clinorbombiques verts, de 1,889 de densité. 100 parties d’eau dissolvent 61 parties de cristaux à 10°; 151 parties à 33° ; 263 parties à 60°; 370 parties à 90°, et 333 parties à 100°.

Le sulfate ferreux peut aussi cristalliser en prismes orthorbombiques isomorphes avec le sulfate de zinc. Il est donc dimorphe. On l’obtient sous cette forme lorsqu’à une solution sursaturée de sulfate ferreux on ajoute un cristal de sulfate de zinc. Si au contraire on y ajoute un cristal de sulfate de cuivre, on fait cristalliser du sulfate SOTe-|-5H^O isomorphe avec le sulfate de cuivre (Lecoq de Boisbaudran). On obtient ce même hydrate, après les cristaux ordinaires, lorsqu’on évapore dans le vide une solution de sulfate ferreux contenant de l’acide sulfurique libre. Les dernières eaux mères enfin fournissent un sel avec 4tPO, isomorphe avec le sulfate de manganèse (IMarignac).

Le sulfate ferreux est à peu près insoluble dans l’alcool, qui le précipite avec 7H^O de sa solution aqueuse.

Le sulfate de fer ordinaire perd 6H^O à 100° et n’abandonne la dernière molécule d’eau que vers 300°. Anhydre, il est d’un blanc grisâtre. La calcination le décompose d’après l’équation

2SO'»Fe = SO^' + SQ2 -j- Fe^O^.

Exposés à l’air, les cristaux de sulfate ferreux perdent leur transparence et se recouvrent d’une couche ocreuse de sulfate ferrique basique, qui se produit aussi par l’oxydation de la solution à l’air.

La solution de sulfate ferreux absorbe le bioxyde d’azote en donnant une liqueur brune qui abandonne de nouveau le bioxyd(‘ d’azote dans le vide ou par l’action de la chaleur. Dans ce dernier

SELS OXYGÈNES DU FEH.

cas, le bioxyde d’azole rjui se dégage est mélangé de protoxyd»; d’azote, et la solution contient du sulfate ferrique.

Le sulfate ferreux est employé pour la fabrication de l’acide sulfurique fumant et du colcotbar.

Il est d un usage fréquent dans la teinture ; il est utilisé comme réducteur de l’indigo, comme mordant, et sert à fabriquer le bleu de Prusse. Il est aussi employé comme désinfectant.

Sulfates doubles. — Le sulfate ferreux donne des sulfates doubles avec les sulfates alcalins. Le sulfata farroso-potassique cristallise avec 61PO comme les sulfates doubles de la série magnésienne, mais il peut aussi cristalliser avec 4 ou avec 2 molécules d’eau. Le plus important de ces sels doubles est le sulfate ferrosoammonique (SO*)^Fe(AzIPf -^blPO qui cristallise en prismes volumineux d’un vert pâle. Il est moins altérable à l’air que le sulfate ferreux seul, ce qui le fait préférer à ce sel pour certains usages de laboratoire.

1123. Sulfates ferriques. — Sel normal (SO^f(Fe^). — On l’obtient en oxydant une solution de sulfate ferreux par l’acide azotique avec addition d’une quantité d’acide sulfurique donnée par l’équation :

OSOTe -h 3SO^H2 -h 2Az03H = 3(SO^)^{Fe2) -f- 2AzO 4H2Q.

Evaporée à consistance sirupeuse, la solution brune abandonne à la longue des cristaux confus incolores. On obtient le même sel anhydre en ajoutant du sulfate ferreux à de l’acide sulfurique bouillant :

2SO^Fe -f- 2SO^R2 = (SO-)3(Fe2) SO^ 2H2Q.

[1 se dépose alors en lamelles ou en pyramides ortliorhombi- (|ues incolores. Ce sel ne se dissout que lentement dans l’eau. La calcination le décompose en anhydride sulfurique et colcotbar. Sa solution est décomposée par l’ébullition en sulfate basique qui se précipite et acide libre. On a rencontré ce sel, avec 9IPO, en couches puissantes au Chili.

Sulfates basiques. — Ils se produisent dans un grand nombre de circonstances avec une composition variable et représentent le sulfate ferrique normal combiné à une ou plusieurs molécules d’oxyde ou d’hydrate ferrique. Celui qui se forme sur les cristaux de vitriol vert renferme (SO^)^(Fe“)-|-bFe^O^ ou (Fe"0^)*.S0 ‘, ainsi

SULFATES DE FER

que celui qui se forme dans la solution du même sel exposée à l'air; il renferme alors de l’eau, 31P0 pour (Fe^O^)^SO^.

Le sulfate 2(SO')^ Fe^ Fe'^0^ (ou Fe^0^2S(P) est une masse gommeuse incristallisable qui reste après concentration de la solution roug-e obtenue en faisant digérer le sulfate normal avec de riiydrate ferrique.

Sulfate ferrico-potassique (SO’^)''(Fe^)K^-|-24tPO [alun de fer). — On obtient ce sel, isomorphe avec l’alun ordinaire, en oxydant par l’acide azotique 2 molécules de sulfate ferreux dissous dans l’eau en présence de 1 molécule de sulfate de potassium et de 1 molécule d’acide sulfurique. Le sel double cristallise par l’évaporation en octaèdres volumineux d’un violet améthyste, soluble dans 5 parties d’eau.

Si l’on ajoute un peu de potasse à la solution d’alun de fer, elle devient plus foncée et il se sépare par la cristallisation des tables hexagonales hrunes, transparentes, douées des propriétés optiques de la tourmaline et ayant pour composition 2(SO*f(Fe')(OH)'+(SO^f(Fe2) -f + 16 IPO. On obtient un

sel analogue en chauffant vers 100“ la solution de l’alun ferrique.

Sulfates ferroso-ferriques. — L’oxyde magnétique se dissout dans l’acide sulfurique en donnant du sulfate ferroso-ferrique. On a décrit plusieurs de ces sels mixtes, et quelques-uns ont été rencontrés dans la nature. La roméite renferme (SO'^)''(Fe^) Fe -[-12IPO et forme des cristaux clinorhombiques jaunes. La voltaite a une composition analogue, mais renferme du sulfate d’aluminium et des sulfates alcalins. En ajoutant de l’acide sulfurique concentré à. une solution mixte de sulfate ferreux et de sulfate ferrique, on précipite de semblables combinaisons. C’est ainsi que Barreswill a obtenu le sel (SO^)®(Fe^)^Fe^-(-4H^O.

1 1 24. Sulfites. — Le sulfite ferreux se forme en même temps que de l’hyposulfite lorsqu’on fait agir le fer sur une solution d’acide sulfureux

2Fe -h 3S03H2 = SO^Fe -i- S^O^Fe -j- 3H2Q.

En évaporant la solution dans le vide, le sulfite cristallise en aiguilles verdâtres, avec 3H^O. Ce sel, très altérable à l’air, est peu soluble dans l’eau pure, soluble dans un excès d’acide sulfureux.

Le suif te ferrique n’est connu qu’en solution. Cette solution, qui est d’un rouge foncé, s’obtient soit -par double décomposition