H20 = (PO
(Acide métaphosphorique).
L’acide métaphosphorique est un anhydride imparfait : sa déshydratation complète porterait sur une double molécule, une seule molécule ne pouvant fournir de l’eau :
INTRODUCTION
2 (PO) O. OH - H-0 = po [ 0^0
Anhydride phospliorique.
Enfin, l’acide phospliorique peut encore fournir un aulre anhydride, en perdant 1 molécule d’eau par double molécule.
Oïl
(PO)"'fOH
''OH
OH
(PO);"£OH
OH
lPO)^oiI
(PO)'^OH v ' xOH
Acide pyrophosphorique.
(P2oq (oii)4.
Dans ce cas, c’est un atome d’oxygène qui réunit les deux restes PO(OIi)2. Tous les éléments polyatomiques peuvent ainsi servir de trait d’union entre deux radicaux simples ou composés.
Les hydrates métalliques représentent de même un ou plusieurs atomes de métal unis à de l’oxhydryle, suivant leur atomicité. Voici quelques exemples de la notation de ces hydrates:
Formules dualistiques.
Potasse K20.H20
Chaux Ca0.H30
Hydrate de bismuth Bi203.3H20 Hydrate platinique Pl02.2H20
Hydrate ferrique Fe203.3H20
Formules unitaires.
Ca"(0H)2
Bi'"(OH)3
Ptn(0H)4
(Fe2)VI(0H)6 ou
Fen'(0H)3
FeIl * IV(0H)3
Il existe un grand nombre de combinaisons métalliques qui renferment de l’oxhydryle en même temps qu’un radical acide. On a ainsi les sels basiques hydratés tels que :
AzO3 — Biw= (OH)2 Sous-azotate de bismuth.
C03 = (Cu — OH)2 Malachite (carbonate basique de cuivre).
A côté de ces sels basiques hydratés se trouvent des sels anhydres. Dans ceux-ci l’hydrogène des groupes OII est lui-même remplacé par du métal comme dans le turbith minéral .
Sni(H|’’-o)H8" (oi SO‘Hg.2HgO)
Ou bien le sel basique est envisagé comme renfermant un hydrate métallique à côté du métal lui-même. Tel est le carbonate basique de plomb ou céruse.
CLASSIFICATION DES ÉLÉMENTS
C03/(PbOH)'
\Pb"
CO3 \(PbOII)'
Les oxychlorure s ont une constitution analogue à celle des sels briques :
BiO.Cl (Fe2) j ftH)
Chlorure de bismuthyle. Chlorure ferrique basique.
Dans beaucoup de sels métalliques on a été amené à admettre la présence des radicaux oxygénés semblables au bismuthyle (BF'O)' comme remplaçant l’hydrogène; tels sont Yuranyle UO2, le ferry le t le stibyle, le vanadyle , etc.
CLASSIFICATION DES ÉLÉMENTS
58. — Les éléments peuvent se classer suivant la fonction que jouent leurs combinaisons oxygénées en métalloïdes et métaux, quoique, comme nous l'avons déjà fait ressortir, on ne puisse assigner une délimitation tranchée à ces deux classes de corps. Les métalloïdes et les métaux eux-mêmes peuvent être groupés en plusieurs séries. Ce qui caractérise principalement les métalloïdes, c’est le caractère acide de la plupart de leurs combinaisons oxygénées, tandis que les métaux donnent tous naissance à des oxydes basiques. Il en est cependant qui forment en outre des acides bien caractérisés.
Métalloïdes. — Certaines analogies chimiques les ont fait classer depuis longtemps par Dumas en quatre groupes :
Fluor
Oxygène
Azote
Bore
Chlore
Soufre
Phosphore
Brome
Sélénium
Arsenic
Carbone
Iode
Tellure
Antimoine
Silicium.
Cette classification repose sur la distinction qui caractérise leurs combinaisons hydrogénées, c’est-à-dire sur leur atomicité. C’est une classification naturelle, qui s’est imposée avant même la théorie de 1 atomicité ; elle marque le premier pas vers cette théorie. Le bore, qui dans cette première classification est placé à côté du carbone et du silicium, ne l’est que par des apparences d’ordre physique. Ces derniers sont des éléments tétratomiques, tandis que le bore est nettement triatomique et fait plutôt partie de la classe de l’azote. Nous l’étudierons à la suite de celle-ci, dont il se distingue pourtant malgré sa triatomicité.
INTRODUCTION
Quant à l’hydrogène, il reste en dehors de cette classification, et si, malgré son caractère chimique qui le range .en tête des métaux, on veut le conserver parmi les métalloïdes, il faut lui assigner une place spéciale.
Voici comment se classent les combinaisons hydrogénées des métalloïdes, dont la molécule occupe, comme on l’a vu, 2 volumes :
Hydrure d’hydrogène. H2
Chlorure d’hydrogène TI Cl
Bromure — H Br
Iodure — Il I
Fluorure — TI Fl
Ammoniaque TFAz
Hydrogène phosphoré II3P
— arsénié H3As
— antimonié TI3Sb
Hydrure de bore H3Bo
Eau H2 O
Hydrogène sulfuré H2S
— sélénié H2Se
— telluré H2Te
Carbure d’hydrogène H4C
Siliciure — H4Si
Ainsi, 1 atome de chlore s’unit à 1 atome d’hydrogène ; il en est de même du brome, de l’iode, du fluor, et l’on ne connaît pas de combinaisons faites dans d’autres proportions. Les combinaisons en question sont toutes douées d’un caractère acide très prononcé. Ce sont des hydracides , soit : les acides chlorhydrique , bromhydrique , iodhyclrique, fluorhydrique . Mis en présence du zinc ou de certains autres métaux, ils provoquent un dégagement tumultueux d’hydrogène, dont le métal vient prendre la place, pour donner un chlorure :
2H Cl + Zn = H2 -f- Zn Cl2.
La seconde classe de composés comprend l’eau, ou oxyde d'hydrogène. Ces composés renferment 2 atomes d’hydrogène dans la molécule, unis à 1 atome de l’autre élément. Le caractère acide de ces combinaisons est très peu prononcé. Ils sont nuis pour l’eau, très faibles pour les hydrogènes sulfuré, sélénié, telluré, qu’on nomme souvent acides suif hydrique , sèlénhydrique, tellurhydrique. L’eau a depuis longtemps été considérée comme un oxyde indifférent, jouant tantôt le rôle de base, tantôt le rôle d’acide.
L’hydrogène peut s’unir à une plus grande quantité d’oxygène,
CLASSIFICATION DES ÉLÉMENTS
:i pour donner un bioxyde ou peroxyde H1 202 (eau oxygénée). Le 1 soufre donne un persulfure IFS2 ou ILS3 (?).
La troisième classe des composés hydrogénés est celle que pro- ! duisent l’azote, le phosphore, l’arsenic, l’antimoine. Ces corps renj ferment 3 atomes d’hydrogène unis à 1 atome d’azote, etc. La I principale de ces combinaisons, X ammoniaque, possède des propriétés alcalines très prononcées. Ces propriétés sont faibles ou | nulles dans les congénères de l’ammoniaque.
La quatrième et dernière classe comporte les hydrures de carbone IPC et de silicium IFSi, renfermant 4 atomes d’hydrogène dans la molécule. Nous n’insisterons pas ici sur le rôle de ces composés. Nous devons seulement ajouter que les combinaisons que forme le carbone avec l’hydrogène sont innombrables. C’est un point qui sera spécialement étudié dans la chimie organique (1).
L'ordre qui sera suivi dans l’étude des métalloïdes est celui de leur atomicité par rapport à l’hydrogène et, pour chaque groupe, celui de leur poids atomique en commençant par le moins élevé. Nous avons pourtant cru utile, pour les besoins de l’exposition, d’y déroger en un point. L’importance capitale de l’oxygène et celle de l’eau nous ont déterminés à placer l’étude de cet élément à la suite de celle de l’hydrogène.
Métaux. — L’hydrogène s’unit aussi a un grand nombre de métaux, pour donner des hydrures; mais ceux-ci ne peuvent servir de base à une classification.
On a d’abord rangé ces éléments d’après leurs caractères extérieurs et les caractères de leurs oxydes. Plus tard, Thénard les a classés suivant l’énergie de leur affinité pour l’oxygène. Nous n’insisterons pas ici sur la valeur de cette classification et de la précédente. L’une et l’autre conduisent à cette distinction encore usuelle entre les métaux alcalins, alcalino-terreux et terreux et les métaux lourds ou proprement dits, au nombre desquels sont les métaux précieux.
Aujourd’hui les métaux, comme les métalloïdes, sont de préférence classés d’après leur atomicité et rien n’empêche, dans les grands groupes ainsi tracés, d’admettre des sous-groupes réunissant
(1) La chimie organique a été 1res bien définie par Gerhardt la chimie du carbone.
Elle est soumise aux mêmes lois que la chimie des autres éléments, et ne diffère de celle-ci que par la variété infinie de combinaisons qu’elle comporte. (Voir Chimie
OROANIQUK, INTROD.)
INTRODUCTION
plusieurs métaux suivant leur caractère spécial. (Voir Métaux.)
Dans ce mode de groupement naturel des éléments on observe cértaines gradations dans leurs propriétés physiques et chimiques suivant la valeur de leurs poids atomiques.
Un autre point mérite d’être mis en évidence, c’est la différence que l’on observe d’un poids atomique à un autre dans une même
série d’éléments. Dumas a montré pour les séries les mieux caractérisées que les poids atomiques diffèrent à très peu près suivant une progression arithmétique dont la raison est 16 (en prenant les équivalents au lieu des poids atomiques, comme l’a fait Dumas, cette raison est 8 ou n fois 8). Voici trois de ces séries avec les poids atomiques en chiffres ronds.
Oxygène
Soufre
Sélénium
Tellure
Différences.
Lithium
