III

l8 OXYSELS.

potassique. Du reste, quand un sel double a un nom spécial généralement connu , on emploie ce dernier pour abréger. Ainsi on dit alun^ de préférence à sulfate aluminico-potassique.

Il existe des sels doubles où ni la base ni Tacide ne sont en commun ; mais le nombre en est forC^'estreint. Nous connaissons encore des sels qui renferment plus de deux bases; quelques-uns d'entre eux sont de véritables sels doubles doublés , c'est-à-dire des combinaisons de deux sels doubles , ayant une base commune. D'autres sels ne sont que des mélanges cristallins de plusieurs sels isomorphes , sans que les bases ne s'y trouvent en aucune proportion définie.

La quantité de base, nécessaire pour saturer un acide, est toujours dans un rapport déterminé avec la quantité de la même base qu'il faut pour saturer un autre acide; de manière qu*en connaissant la proportion des éléments de quelques sels, on peut en déduire avec assez de certitude leurs proportions dans d'autres sels, dont on ignore la composition quantitative. Ainsi, la quantité de potasse qui sature loo parties d'acide sulfurique est à la quantité de soude qui sature la même quantité de cet acide, comme la quantité de potasse est à celle de soude qu'il faut {^our neutraliser loo parties d'acide nitrique. La cause de celte proportionnalité est que les acides ont pour toutes les bases la même capacité de saturation, ou, en d'autres termes, que les quantités de différentes bases , qid satuient un poids donné du même acide^ doi^ vent toujours contenir la même quantité d'oxygène. Par exemple , la capacité de saturation de l'acide sulfurique étant de 19,96, et celle de l'acide nitrique de 14976, il s'ensuit que la quantité de potasse qui renferme 19,96 d'oxygène est à une quantité de soude ou de baryte, ou de base quelconque contenant 19,96 d'oxygène, comme une quantité de potasse qui contient i4)76 d'oxygène est à une quantité de soude ou de toute autre base renfermant i4)76 d*oxygène. De là vient que deux sels neutres dissous dans l'eau , et qu'on mêle ensemble, conservent leur neutralité, même quand ils se décomposent.

Il est évident que quand on connaît la capacité de saturation d'un acide, il est facile de calculer combien cet acide exige de chaque corps oxydé, dont la quantité d'oxygène est connue, pour former avec lui une combinaison neutre; et le résultat de ce calcul est toujours plus certain que celui d'une analyse immédiate,

OXt$BL&. jg

parce que le calcul est basé sur des aoalyses qui conduisent au résultat le plus certain par les moyens les plus faciles. Béctproquement, la capacité de saturation d'un acide étant connue, on peut calculer, d*après la quantité de base qu il faut pour neutraliser cet acide , quelle est la proportion d'oxygène qui entre dans la compo* sition de cette base. C'est par ce moyen qu'on est parvenu à con* naître exactement la quantité d'oxygène contenue dans plusieurs oxydes qui ne pouvaient pas être analysés immédiatement. La seule chose qu'on ne puisse pas calculer dans un sel , c'est la proportion d'eau de cristallisation qu'il contient; on est obligé de la constater par des expériences , et quoique la quantité d'oxygène qui entre dans la composition de cette eau soit toujours un multiple , et rarement un sous-multiple de la quantité d'oxygène de la base , cependant ce multiple est très- variable dans les différents sels qu'une même base peut produire.

Au reste, je dois faire observer que l'idée d'après laquelle chaque atome d'un acide est saturé par i atome d'un oxyde contenant I atome d oxygène, admet plusieurs exceptions. Les acides du phosphore et de l'arsenic, s*unbsant à i atome d^une pareille base, donnent évidemment des sels acides. En prenant a atomes de base, ils forment avec les alcalis des sels qui ont, il est vrai, une réaction manifestement alcaline, mais qui, sous tous les autres rapports, se rapprochent des sels neutres à base alcaline. En mêlant ensemble les solutions du sel à réaction acide et du sel à réaction alcaline, on peut sans doute produire une liqueur à réaction parfaitement neutre, mais cet état neutre n^appar tient qu'à la liqueur : il provient de ce que Tun des sels s'y trouve en quan^ tité exactement suffisante pour suspendre la réaction de l'autre. Abandonnés à la cristallisation, les deux sels se déposent successivementy l'un à réaction alcaline, l'autre à réaction acide. Oa ignore encore sur quoi ce phénomène repose. Les hypothèses établies à cet égard ne méritent pas qu^on s'y arrête.

Cette manière d'être exceptionnelle, propre à un nombre trèslimité d'acides, a fait admettre une classe particulière de corps, désignés par le nom d'acides pluribasiques (acides polybasiques)'^ on sui^>ose ici que i atome d'acide exige, pour sa neutralisation, plus que I atome de ces bases qui coutiennent i atome d'oxygène. On a ainsi des acides bibasiques^ tribasiques^ quadriboâiques et quiftgmbasiques, Graham admettait que l'acide 'phosphorique dif-

aO OXVSKLS.

fère de Tacide ^phosphorique, en ce que le premier est siituié par trois atomes, et le dernier par deux atomes de base. Taifait voir que cette idée (due primitivement à la propriété qu a Tacide phosphorique de former, avec 3 atomes de base, un sel basique défini, et de retenir puissamment, dans les sels neutres, i atome deau de cristallisation, comme cela arrive pour beaucoup d'autres sels) nesau* rait être admise comme exacte ; car les sels formés de i atome d acide '^phosphorique et de 3 atomes dépotasse ou de soude sont tellement basiques , qu'ils ont une saveur alcaline caustique. Grahatn appliqua son observation à d'autres acides; ainsi l'acide nitrique de 1,42 densité, qui ne peut être concentré davantage parla distillation, renferme 4 atomes d'eau ; le nitrate cuivrique, qui cristallise avec 6 atomes d'eau, en perd 3 atomes à une douce chaleur; les trois autres, unis à un atome de base, forment ensemble 4 atomes; on aura ainsi un soussel cuivrique dans lequel i atome d'acide se trouve combiné avec i atome d'oxyde cuivrique et trois atomes d'eau, qui forment ensemble 4 atomes ; Tacide nitrique serait donc un acide quadribasique. L'acide oxalique cristallisé renferme 3 atomes d'eau; or , Toxalate magnésique, zincique , etc., cristallisé, contient 2 atomes d'eau, qui, additionnés à i atome de la base, donnent également le nombre 3; l'acide oxalique serait donc un acide tribasique. Mais celte manière d'être n'est pas générale; ainsi, les nitrates potassique et sodique cristallisent sans eau ; l'oxalate potassique ne renferme que i atome d'eau de cristallisation, et l'oxalate sodique est tout à fait anhydre; ceci démontre sans réplique que ces acides doivent être considérés comme ne formant un sel neutre qu'avec i atome d'une base qui renferme i atome d'oxygène. Mais les expériences intéressantes de Graham sont bien propres à faire connaître le rapport dans lequel les sels de certains acides deviennent particulièrement basiques; car c'est ce rapport que semble suivre de préférence, sinon exclusivement, Teau de cristallisation fixée dans ces sels. Plus tard, Liehig^ cherché à donner plus d'extension à la théorie des acides pluribasiques ; il Ta particulièrement appliquée à plusieurs acides à radical composé. Il s'appuya principalement sur la manière dont se comporte Tacide citrique combiné avec des bases, et soumis à une certaine tempe* rature : des citrates, de même que les sels doubles que l'acide lartrique forme avec l'oxyde antimonique, donnent, chauffés entre + 190" et + 200", pour 3 atomes de sel neutre anhydre, 1 atome

OXYSELS. 2 1

d'eau formée aux dépens des éléments de Tacide; mais Liebig ne considère cette eaa que comme le dernier atome d'eau de cristallin sation, de sorte que ce qui reste du sel serait une combinaison de I atome d'acide avec 3 atomes de base. Mais, ainsi que je le ferai Toir à la description de l'acide citrique dans la chimie organique, il a été parfaitement démontré que i atome d'acide citrique se change, dans ce cas^ en acide aconitique, qui forme un sel double stable avec a atomes de citrate restés intacts; l'acide aconitique peut être séparé de cette combinaison. Pour multiplier ensuite le nombre des acides pluribasiques, on a entrepris de doubler ou de tripler le poids atomique de certains acides , qui ont ainsi l'apparence d'exiger , pour leur saturation , deux ou trois atomes de base. On peut donc admettre comme certain que, sauf les cas premièrement cités concernant les acides du phosphore et de larsenic, ainsi que quelques cas analogues pour des composés organiques , la question des acides pluribasiques est prématurée , et que les connaissances acquises k ce sujet doivent être considérées comme insuffisantes.

Chaque acide peut former un sel avec chaque base. Cependant cette règle souffre quelques exceptions; ainsi , l'alumine ne se combine pas avec Facide carbonique. On trouve donc le nombre? des oxysels simples en multipliant le nombre des acides par celui des bases ; mais ce nombre peut s'accroître à l'infini^ en y joignant les sels doubles. On le porte^ à plus de deux mille ; il n'y a qu'un petit nombre de ces sels qui aient été étudiés , et beaucoup de sels qui pourraient exister n'ont peut-être jamais été préparés. Un très-grand nombre d'entre eux n'offrent aucun intérêt, et ne méritent pas une description particulière.

Plusieurs auteurs ont classé les sels d'après les acides, d'autres d'après les bases. Peu importe dans quel ordre on étudie les sels alcalins ; les sels terreux , au contraire, et surtout les sels à oxydes métalliques proprement dits, sont plutôt caractérisés parla base que par Tacide; je les rangerai donc d'après les bases.

En outre, on avait partagé les oxysels en sels neutres y dans les* quels Facide et la base se sont complètement saturés Fun l'autre : les sels alcalins et une partie des sels terreux sont dans ce cas; et en sels qu'on nommait sefs moyens , dans lesquels Facide n'est pas assez saturé de base pour qu'il cesse de réagir comme un acide; plusieurs sels terreux et la plupart des sels métalliques apparte-

Ol^X oxysels.

nuient à cette classe. Aujourd'hui cette division n'est plus suivie, et on range ordinairement parmi les sels neutres tous ceux dans lesquels Toxygène de Tacide est à celui de la base dans la même proportion que celle qui existe dans les combinaisons les plus neutres qu'un acide puisse former avec les alcalis ou les terres alcalines. Ainsi I nous regardons l'alun comme un sel neutre, quoiqu'il rougisse fortement le papier de tournesol , parce que Toxygène de lacide sulfurique y est, comme dans le sulfate potassique ou sodique neutre, triple de celui des deux bases prises ensemble; l'alumine, qui appartient au nombre des bases faibles, ne neutra* lise pas toutes les propriétés de lacide, ce qui fait que l'alun a une saveur acide et rougit le papier de tournesol.

Les oxydes ont la même tendance à se combiner entre eux que les métaux et les métalloïdes ; ordinairement on trouve que les oxydes se combinent surtout dans les proportions dans lesquelles leurs radicaux s'unissent de préférence. C'est pour cette raison que les sulfures, les séléniures et les arséniures correspondent d'ordinaire aux sulfates, aux séléniates et aux arséniates neutres; généralement, la tendance qu'ont les oxydes à se combiner ensemble dépend de celle des radicaux ; de sorte que l'intervention de l'oxygène ne fait qu'augmenter cette tendance, et la rendre plus active par la solubilité plus grande des oxydes, qui agissent mieux les uns sur les autres quand ils sont à l'état liquide.

En général , quand un métal a plusieurs oxydes jouant le rôle de base , celui qui est au moindre degré d'oxydation constitue la hase la plus forte : c'est le cas du fer et du manganèse. Mais quelques-uns de ces oxydes sont placés sur la limite entre les bases saliûables et les sousoxydes , et , dans tous les métaux de cette classe, l'oxyde en ique a plus d'énergie, comme base, que l'oxyde en eux ; le mercure , le cuivre et le platine sont de ce nombre. Cette circonstance parait être liée avec les proportions qui existent dans la composition de ces oxydes. Il est encore à remarquer que les bases, composées de i atome de radical et de I atome d'oxygène, sont plus fortes , c'est-à-dire qu'elles ont une plus grande tendance de combinaison que les bases de même radical , dans lesquelles a atomes de radical sont unis à i ou à 3 atomes d'oxygène.

Quand on introduit dans la dissolution d'un sel métallique neutre un métal dont l'affinité pour l'oxygène est plus grande que

SULFOSRL9. ^3

odle du métal dissous , oelui*cî se précipite sous forme métal- Kque, tandis que lautre se dissout. La dissolution reste neutre, aucune portion d acide n^est mise en liberté, et il ne s'oxyde du métal ajouté que la quantité nécessaire à la saturation de Taoîde (i). Cette circonstance tient, comme je lai déjà dit, à ce que chaque acide exige la même quantité d'oxygène dans la quantité de chaque base qui est nécessaire à sa neutralisation ; de sorte que dans le ad métallique, qui est décomposé, lacide et Toxygène delà base restent les mêmes , tandis que le radical métallique de la base cède sa place à un autre. En admettant la théorie de Dulong sur la composition des sels, le fait observé s'en déduit inunédiatement.

9. SulfoseU. Les degrés de sulfuration des métaux électropositifs qui correspondent aux oxybases (c'est-à-dire , ceux qui résultent de la décomposition mutuelle de Toxybase et du gaz sulfide hydrique), jouent le rôle de base dans les sulfosels. Les degrés supérieurs de sulfuration des métaux électropositifs ne possèdent pas cette propriété, et se comportent, sous ce rapport, comme les suroxydes; ils ne se combinent avec aucun autre sulfure, mais peuvent céder leur excès de soufre à d'autres métaux. Les degrés de sulfuration des métaux électronégatifs, dont la composition est proportionnelle à celle des acides métalliques , se combinent, à la manière des acides, avec les sulfures électropositifs, de telle sorte et dans des proportions telles, que si le soufre était échangé contre un pareil nombre d'atomes d'oxygène , on obtiendrait un des sels que les mêmes radicaux produisent à l'état oxydé.

De même que les oxydes éiectropositifs se combinent quelquefois les uns avec les autres, de même aussi certains sulfures électropositifs se combinent ensemble. Ainsi, le sulfure de fer s'unit au sulfure de cuivre, La nature nous offre un assez grand nombre de ces combinaisons sous forme cristalline. La composition de la plupart de. ces corps est telle , qu'ils se transforment , par l'oxydation, en un sulfate double. Ils correspondent aux sels doubles de deux bases avec un acide. Très-rarement on trouve trois de

(j) On doit eependant ne pas perdre de vue que , quand on continue rexpérieoec jusqu'à ce que la totalité du métal dissous soil précipitée, il s'établit , entre le métal précipité et celui qui opère la précipitation , une action clectrique en vertu de laquelle ce dernier s'oxyde aux dépens de IVau , sans que la liqueur renferme Tacide nécessaire à la dissohitimi d« l'ovTde formé.

a4 SULFOSFLS.

ces sulfures réunis, de manière à ce que le tout puisse être considéré comme une véritable combinaison chimique^

La nomenclature des sulfosels se modèle tout à fait sur celle des oxysels.

On prépare les sulfosels de plusieurs manières :

i^ On dissout un oxysel dans une très-petite quantité d*eau , et on fait arriver dans la dissolution un courant de gaz sulfide hydrique , jusqu'à ce que tout Toxysel soit décomposé ; ou bien on mêle cet oxysel avec du sulfhydrate ammonique, et l'on chasse par la distillation Tammoniaque mise en liberté et le sulfhydrate en excès. Dans cette opération , Toxysel est transformé en sulfo* sel , rhydrogène du sulfide hydrique produisant de leau avec Toxygène du sel. Mais elle n*est applicable qu aux sels des acides métalliques , et elle ne réussit pas avec les nitrates, les carbonates ou les phosphates.

t!" On prend, par exemple, une dissolution aqueuse de sulfure de potassium, et on y ajoute un sulfure métallique électronégatif, qui se dissout dans la liqueur, jusqu à ce que le sulfure de potassium soit saturé; on se sert ensuite de ce sel pour opérer de doubles décompositions avec des oxysels, c est-à-dire, pour convertir en sulfosel le radical d'une autre base combinée avec un oxacide.

3"* On mêle du sulfhydrate potassique dissous dans leau , avec le sulfure clectronégatif métallique en poudre; celui-ci se dissout, chasse le gaz sulfide hydrique avec effervescence, absolument de même que quand le gaz acide carbonique est déplacé par un oxacide plus fort.

4"* On fait dissoudre le sulfure métallique dans de la potasse caustique; le métal du sulfure s*o\yde aux dépens de lalcali, et se convertit en acide , dont la combinaison avec une autre partie de la potasse donne naissance à un oxysel. Le potassium réduit s*unit au soufre , qui s'est séparé du métal électronégatif, et produit du sulfure de potassium, lequel entre en combinaison avec la portion non décomposée du sulfure électronégatif, et forme avec lui un sulfosel. Ainsi , le sulfide arsénieux se dissout trèsfacilement clans la potasse caustique. Une partie du sulfide se décompose , son arsenic s'oxyde aux dépens de la potasse , et produit de l'acide arsénieux ; et le soufre, que l'arsenic abandonne, se combine avec le métal de la potasse^ pour former du sulfure de potassium : celui-ci sature une antre partie du sulfide arsénieux,

SULFOSELS. a 5

d'où résulte du sul&rsénite potassique. La dissolution que l'on obtient ainsi renfenne toujours un oxysel mêlé avec un sulfosel. Dans l'exemple que nous venons de citer, loxysel est de larsénite potassique; il est à remarquer que c'est toujours le métal électronégatif, et non le soufre, qui, dans cette circonstance, sert de radical à l'acide de l'oxysel (i).

5^ Quand on mêle du sulfhydrate potassique dissous dans leau avec un acide métallique, ce dernier se transforme, aux dépens du gaz sulfide hydrique , en un sulfure métallique , qui se combine avec le sulfure de potassium. Mais , comme le sulfide hydrique ne peut pas produire, par l'oxydation de son hydrogène, aux dépens de l'acide métallique , une quantité de sulfure électronégatif suffisante pour saturer le sulfure de potassium, une partie de ce dernier est décomposée ,- son potassium passe à l'état de potasse , aux dépens de l'acide métallique , tandis que le métal électronégatif échange son oxygène contre le soufre du potassium. La potasse ainsi formée se combine avec une partie de l'acide métallique, et donne naissance à un sel ; de sorte qu'il est très-rare de la rencontrer à l'état de liberté dans la liqueur. Ainsi, dans ce cas, il se forme également un oxysel en même temps qu'un sulfosel. Si Ion fait l'expérience avec du sulfhydrate ammonique et avec de l'acide arsénieux ou de l'hydrate stannique , on s'aperçoit de la mise en liberté de l'alcali, car l'affinité de l'ammoniaque pour l'oxyde stannique ou pour l'acide arsénieux est trop faible pour qu'il en résulte un sel; aussi la liqueur exhale-t-elle une forte odeur ammoniacale.

Dans les analyses , on se sert très-souvent des sulfhydrates alcalins pour séparer les oxydes métalliques électronégatifs, qui s'y dissolvent pour la plupart, des oxydes électropositifs, lesquels se convertissent bien en sulfures , mais ne sont pas dissous par les sulfhydrates.

& Enfin , on peut encore obtenir ces combinaisons par la voie sèche , en mêlant , par exemple , le sulfure métallique électronégatif, en proportion convenable, avec du carbonate potassique, et chauffant le mélange dans un creuset couvert. L'acide carbonique est chassé , et l'alcali réagit sur le sulfure comme par la voie humide, c'est-à-dire qu'il échange une partie de son oxygène contre

(i) Les sulfures aiiriqiie, pUtiniqne et irkHqae font exception à celte règle.

a6 SULFOftELS.

du soufre, et produit un mélange fondu d'un oxysel de potassé et d acide métallique avec un sulfosel résultant de la combinaison du sulfure de potassium avec le sulfure métallique. Dans la plupart des cas, on peut séparer ces deux sels Tun de Tautre par voie de dissolution et de cristallisation.

Les sulfosels préparés par le deuxième et le troisième procédé donnent, par le mélange de leurs dissolutions aqueuses avec un acide , du gaz sulfide hydrique , qui se dégage avec effervescence, et du sulfure métallique, qui se précipite. Il est probable que, dans un grand nombre de cas, cette décomposition peut s'opérer de telle manière que le sulfide hydrique et le sulfure métallique restent combinés au moins pendant quelque temps , et forment un acide double, semblable à celui qui résulte de la combinaison du sulfide carbonique avec le sulfide hydrique ; mais c'est un point qui n*a pas encore été suffisamment examiné.

Les sulfosels préparés d'après la quatrième , la cinquième et la sixième méthode , sont décomposés par les acides , de telle manière que le sulfure métallique électronégatif se précipite sans dégagement de gaz sulfide hydrique, absolument comme s'il avait été dissous dans l'alcali sans décomposition, et qu'il n'eût été précipité que par la saturation de l'alcali. Cela tient à ce que le sulfide hydrique, qui devrait se former par l'oxydation du sulfure de potassium aux dépens de l'eau , ou ne prend pas naissance, ou est décomposé au moment même de sa formation , parce que le potassium s'empare de l'oxygène de l'acide métallique, et rend le soufre à son radical. Cependant il est souvent facile de constater la présence du sel à acide métallique , dans la liqueur, en mêlant la dissolution, par exemple, avec de Thydrate cuivrique : le potassium du sulfosel s'oxyde aux dépens de l'oxyde cuivrique, et il se précipite un sulfosel ayant du sulfure cuivrique pour base. On trouve alors l'acide métallique en dissolution dans la liqueur alcaline, que l'on peut séparer , par la filtration , du sulfosel cuivrique insoluble.

En traitant, dans le t. I, p. 4^4*417 y ^^ '& solution des corps solides dans l'eau et dans les liquides en général , j'ai déjà parlé de la dissolution aqueuse des sels , de l'eau de cristallisation , de révaporation , de la cristallisation , etc.; j'y renvoie donc pour les notions générales. Je n'ajouterai ici que quelques points particuliers concernant les sels.

suLFosELs. a 7

Nous ignorons complètement pourquoi ccruins sels sont solublea dans Teau, tandis que d'autres j sont insolubles. Nous ne pouTons donc pas dire, à priori j d'après la composition connue d*nn sel, si celui-ci est soluble ou insoluble, s'il est facile ou difficile à dissoudre. La solubilité doit être déterminée par la voie de rexpérience. Nous avons constaté expérimentalement que Teau dissout quelquefois simultanément une plus grande quantité de deux sels que celle de chaque sel isolément. Si les sels renferment des bases et des acides différents, ils échangent leurs éléments, et il se produit quatre sels , dont deux pourront être beaucoup plus so« lubies que les sels primitivement employés ; la raison est alors facile à comprendre. Mais lorsque les sels dissous contiennent soit la mime base et des acides différents , soit le même acide et des bases différentes, il ne peut plus être question d'un semblable échange ; dans ce cas , il peut se former des sels doubles , dont la solubilité est plus ou moins grande que celle des sels simples: c est ce qui amène de grandes différences dans la solubilité commune, qui ne saurait être ainsi soumise à des règles fixes. Kopp a en vain tenté des recherches pour établir de semblables règles. Il trouva que, lorsqu'on dissout à la fois dans l'eau deux sels qui renferment le même acide, le sel contenant la base la plus puissante se dissout dans la même proportion que s'il y était seul , tandis que le sel qui renferme la base la plus faible ne se dissout pas dans la même proportion , mais en quantité variable pour chaque sel ; et il n'a pu établir à cet égard aucune loi générale. Il est cependant hors de doute qu'une telle loi existe; mais elle tient peut*être à des circonstances inaccessibles à nos investigations.

Mous savons que leau dissout , dans la plupart des cas, plus de sel à chaud qu'à froid ; on a essayé de comparer l'augmentation de la solubilité de différents sels avec l'élévation de la température. 11 y a rarement à cet égard delà proportionnalité; la solubilité augmente souvent en plus forte proportion que la température, plus souvent encore elle est en proportion plus faible; quelquefois elle s'accroît irrégulièrement , atteint, avant d'arriver au point d'ébullition , un certain maximum, et diminue ensuite à mesure que la température augmente. Il y a des sels qui se dissolvent facilement dans Teau froide, et qui sont insolubles dans l'eau bouillante. Ici aussi on n'a pas encore découvert de lois certaines. Pour plusieurs sels , il est évident que ces différences dépen*

a 8 SULFOSFXS.

dent des combinaisons que le sel forme avec Teau considérée comme eau de cristallisation. En décrivant les sels, j*aurai occasion de montrer que plusieurs d'entre eux fixent, à une certaine température peu élevée , une plus grande quantité d*eau de cristallisation qu'ils n'en peuvent retenir à quelques degrés au-dessus , et que d'autres sels perdent toute leur eau à des températures situées bien au-dessous du point d'ébullition de l'eau. Toutes ces quantités variables d'eau, suivant les températures différentes, se présentent aussi pour le sel en dissolution : selon que chacun de ces composés est chimiquement uni à l'eau, ou selon que le sel anhydre est plus ou moins soluble, la température de la liqueur augmente ou diminue la solubilité du sel ; de là proviennent les principales irrégularités dans la solubilité des sels, suivant la température plus ou moins élevée de la liqueur. Ainsi , par exemple , le sulfate sodique hydraté est beaucoup plus soluble dans l'eau que le même sel anhydre. Si, par conséquent, on chauffe une solution aqueuse saturée à froid de sel hydraté, de manière à dépasser la température à laquelle le sel se déshydrate, il se précipite du sel anhydre dans la liqueur ainsi chauffée; celle-ci, tant qu'elle reste chaude, ne tient en dissolution que du sulfate sodique anhydre; elle ne laisse rien déposer par le refroidissement , parce que le sel reprend son eau, et devient par là plus soluble. Dans la description des sels, je citerai beaucoup de cas identiques ou analogues. Plusieurs soussels , dont la base est formée de 2 atomes de radical et de 3 atomes d'oxygène, =R, tels que l'alumine, la glucyne, l'oxyde ferrique, etc., présentent en apparence un phénomène semblable : ils se dissolvent à froid dans une certaine quantité d'eau ; mais la dissolution, dès qu'elle vient à être chauffée, se trouble, et laisse déposer une partie du sel qui était dissous. Cependant il y a ici une différence : le soussel qui se dépose est devenu encore plus basique qu'il n'était, tandis qu'il reste en dissolution un sel moins basique. Il arrive d'ordinaire, pour les soussels fer riques, qu'étant bouillis dans une liqueur très-étendue , ils laissent l'acide en dissolution avec une très-petite quantité de base.

Plusieurs sels neutres à bases faibles, qui cristallisent dans une eau-mère acide, ne peuvent se maintenir en dissolution sans acide libre. Ils sont décomposés par l'eau, qui dissout l'acide libre, ainsi qu'une portion de sel, et laisse un soussel insoluble, qui devient quelquefois plus basique encore par l'addition d'une nouvelle

SULFOSKLS. at)

quantité d*eau. Souvent les sels doubles se comportent à peu près de même, lorsque Tun des sels simples dont ils se composent est beaucoup moins soluble dans Teau que Tautre. Dans une liqueur qui renferme un certain excès du sel le plus soluble, le sel double cristallise dans des proportions déterminées. Lorsqu'on traite ensuite les cristaux du sel double par Teau pture, le sel, s'il est insoluble, se sépare en grande partie; ou, s'il est soluble, l'un et Fautre sel dont il se compose se dissolvent; mais, par l'évaporation, une partie du sel moins soluble cristallise d'abord ; puis vient le sel double, et enfin une partie du sel plus soluble. Cependant ceci n'a pas Heu pour tous les sels doubles , dont la plupart ne se décomposent pas par leur dissolution dans l'eau.

Il est d'une haute importance pratique de connaître exactement la différence de solubilité d'un sel à des températures déterminées. Pour quelques-uns des sels les plus usités , cette solubilité a été trouvée expérimentalement; mais on l'ignore encore pour beaucoup d'autres; il n'est même guère probable qu'on donnera de pareilles indications pour tous les sels connus. Ces recherches sont difficilement conduites de manière à fournir des résultats exacts. La première difficulté réside dans la manière de s'assurer si une solution est saturée à une température donnée. On réduit le sel en une poudre extrêmement fine , et on l'agite, pendant quelques heures, avec une solution imparfaitement saturée à une certaine température. Mais, outre qu'il est difficile de maintenir la température constante , on n'a pas la certitude qu'après l'achèvement de cette opération délicate la solution ait été complètement saturée. Tout ce que l'on peut faire, c'est de déterminer que la solution ne peut guère être que saturée. On reconnaît qu'elle n'est pas suffisamment saturée, lorsqu'on agite de l'eau avec un sel moins soluble, employé en quantité assez convenable pour qu'il puisse se dissoudre dans l'eau ; on doit plutôt se tenir au-dessous qu'au-dessus de cette quantité, et ne pas élever la température de la liqueur. On ne tarde pas à s'apercevoir s'il a fallu un temps beaucoup trop long pour que tout fût complètement dissous. On cherche à y remédier en employant beaucoup plus de sel que l'eau n'en peut dissoudre : on produit ainsi un plus grand nombre de points de contact entre le sel et l'eau. Mais, malgré tout cela, on n'est pas encore parfaitement sûr que la liqueur tienne en dissolution ja dernière trace de sel qu'elle puisse dissoudre. Pour s'en

3o SULFOSKL6.

assurer , on a saturé la solution à une température un peu plus élevée , puis on a laissé Texcès de sel se déposer à la température -dont il s'agissait d'apprécier Tinfluence. Mais ici on se demande : A quel moment cela arrive-t-il ? Cela arrive assez promptement pour certains sels , mais non pas pour tous [es autres. Quelques sels se dissolvent rapidement lorsqu*on les réduit en poudre fine et qu'on les agite ainsi avec Teau^ au bout de quelque temps ils cristallisent dans la liqueur, sans qu*il y en ait d'autre cause que la tendance du sel à prendre une forme géométrique régulière* Quelques dissolutions , qui dans les premiers jours ne déposent rien, commencent à laisser déposer le sel, dès qu'on plonge dans la liqueur un cristal du même sel. Si Ton y ajoute encore la difficulté qu'on a d'obtenir une température constante et uniforme dans tous les points de la liqueur, on comprendra aisément qu'il est presque impossible d'arriver, sous ce rapport, à des données d'une exactitude absolue. C'est pourquoi aussi les résultats fournis par différents observateurs présentent des différences souvent notables.

Supposé qu'on ait tout fait pour arriver à des résultats précis, on prépare une solution saturée, autant que possible , à une tem* pérature déterminée, et on y plonge un cristal pesé du sel dissous, de façon qu'ime portion de ce cristal reste au-dessus de la liqueur. Au bout d'une à deux heures, on retire le cristal^ on le dessèche bien, et on le pèse de nouveau. Si, en répétant cette expérience , on trouve que le cristal ne perd plus rien de son poids, on pourra considérer la solution comme saturée; car ce qui s'en dissout se dépose, et la dissolution acquiert enfin, à la surface , son plus haut degré de saturation. Ce moyen, autant que je sache , n'a pas encore été mis en usage pour s'assurer si une solution est complètement saturée.

£n général, il nous manque, dans nos laboratoires ^ un instrument bien commode et propre à former des solutions saturées; cet insti'ument pourrait être fondé sur la construction d'une horloge grossière: à la place de l'aiguille on aurait un mécanisme particulier pour fixer, dans une position verticale ou horizontale, un flacon ou cornue de verre, contenant tout à la fois le corps à dissoudre et le dissolvant ; par le mouvement de l'axe , on aurait une rotation lente, dont la vitesse pourrait être réglée suivant le changement dans la longueur du pendule. Ce mécanisme épargnerait

SVLWOSUM. 3l

du temps et de la peine ; travaillai! i» sans le seoours de personne y il ne lasserait pas la patience de Topérateur.

Il est très-facile de déterminer la quantité de la matière dis* M>ute. On pèse, dans un creuset de platine couvert, une quantité déterminée de la solution , on l'évaporé à siccité , on calcine le résidu I si la chose est possible, et on pèse de nouveau. Si, en renouvelant cette opération sur d'autres parties de la solution , on obtient des résultats constants, on pourra être sûr de lexactitude de la donnée. Il est de même indispensable de déterminer le point d'ébullition de la solution saturée à chaud ; ce point est ordinairement au-dessus de + loo^. Si la solution laisse déposer du sel pendant TébuUition, c'est un indice certain qu'elle est saturée. On s'assure de la solubilité d'un sel à + loo^, lorsqu'on maintient le vase contenant la solution bouillante, pendant quelques heures, dans un bain d'eau, soumis k une ébuUition prolongée. Le mieux est de déterminer, d'heure en heure, la quantité du sel tenu eu dissolution , et de noter le résultat , lorsque cette quantité ne di* minue plus. Il est malaisé d'exécuter cette opération avec exacti* tude, car on ne peut pas empêcher l'eau de s'évaporer pendant qu'on verse la solution pour la mettre sur la balance, et pendant le refroidissement du creuset couvert.

Quelques sels, dissous dans l'eau, cristallisent sans eau de cristallisation. Certaines bases donnent ainsi , plus souvent que d'autres, des sels anhydres; tel est le cas de la potasse et de l'oxyde argentique. Quelques autres sels , au contraire , fixent en général beaucoup deau pendant qu'ils cristallisent, par exemple les sels de soude et de magnésie. Cependant on n'a encore découvert aucune loi qui permettrait de calculer d'avance la proportion d'eau contenue dans un sel. Ainsi , par exemple , quelques sels de potasse s'obtiennent hydratés, et quelques seU de soude anhydres.

Les rapports atomiques dans lesquels les sels et l'eau se trouvent combinés, suiveut naturellement les lois des proportions chimiques. Rarement a atomes de sel se combinent avec i atome d'eau, ou 3 atomes de sel avec 2 atomes deau, ou 2 atomes de sel avec 5 atomes d'eau ; cependant on rencontre des exemples de ces proportions. Les rapports les plus ordinaires sont de i à 7 atomes d'eau pour i atome de sel. Le 'phosphate sodique renferme même a5 atomes d'eau. Dans plusieurs sels doubles, le nombre des atomes d'eau est encore plus considérable ; ce nombre représente

3à SULl^OSELs».

alors la somme des atomes d'eau de chaque sel entrant dans la composition du sel double. Un seul et même sel peut, suivant les circonstances, prendre des nombres variables d*atomes d*eau, ainsi qu une forme cristalline dilférente pour chacun de ces nombres. Dans ces cas, il arrive que quelques atomes sont retenus avec plus de force que les autres ; ainsi , à une température déterminée, un certain nombre seulement d'atomes s*en va ; à une température plus élevée, il s'en va d'autres; enfin , le dernier, ou, ce qui est plus rare , les deux derniers , ne peuvent être éliminés qu'à la température la plus élevée; après quoi le sel reste an* hydre. Parmi les sels qui , à une température basse , fixent plus d'atomes d'eau qu'ils n'en peuvent conserver à une température de quelques degrés plus élevée, il y en a qui se liquéfient par la chaleur, c'est-à-dire qui se dissolvent dans l'eau séparée, avec ou sans dépôt de sel non dissous dans la partie fondue. Dans les cas où il ne se dépose pas de sel, la masse fondue redevient solide par le refroidissement; dans le cas contraire, le sel reste liquide, constituant une solution saturée à cette température. D'autres sels enfin, si l'eau qu'ils perdent à une température peu élevée n'est qu'en petite quantité, deviennent opaques, tout en conservant leur forme extérieure, et peuvent être aisément broyés en une poudre grossière; cette poudre est composée de petits cristaux appartenant à la même forme cristalline que le sel prend lorsqu'il se trouve combiné avec la petite quantité d'eau indiquée. Les sulfates magnésique, niccolique, et l'acétate cuivrique, sont les plus beaux exemples de ce genre.

Sans doute, d'après le mode décrit page 20, suivant Graham^ on peut arriver à déterminer à priori le nombre des atomes d'eau qu'un acide donné prend avec quelques base» isomorphes ; mais l'expérience montre tant d'exceptions, qu'une conclusion arrêtée d'avance ne saurait être regardée comme certaine.

Relativement à la force avec laquelle les atomes d'eau sont fixés, on ne peut pas non plus établir de lois fixes. En général , cependant, les sels à base forte perdent plus facilement leur eau que les sels à base faible ; mais ceci n*est pas de règle. Quelquefois un sel perd toute son eau par TefiSorescence à lair libre ; d'autres fois, il n'en perd qu'une partie déterminée, et le reste ne peut être éliminé qu'à une température élevée. La plupart des sels deviennent anhydres à 4- 100^; quelques-uns retiennent, à cette température,

SULF06KLS. 33

1 OU a atomes d'eau, qui ne s eu vont qu'à 4- 120^, +150"*, + aoo**, et au delà. Dans les sels ayant un acide à radical composé, il arrive que le dernier atome d*eau ne s'en va que lorsque lacide commence à être décomposé par. la chaleur ; dans quelques cas , comme, par exemple, dans les tartrates, les citrates, et peut-être dans plusieurs autres sels à acides organiques, Thyclrogène et l'oxygène se combinent pour former de Feau , sans que le reste soit décomposé; il se produit alors un nouvel acide, qui renferme i équivalent d'hydrogène et i atome d'oxygène de moins que lacide primitif; il est ainsi difficile de distinguer l'eau de cristallisation qui existait déjà, de leau qui vient de se former. Dans les hypophosphites, l'eau ne se dégage que lorsque le sel a atteint la température à laquelle le phosphore se suroxyde aux dépens de l'eau^ qui se décompose ainsi.

Le sel qui cristallise dans sa dissolution aqueuse emprisonne très-souvent dans ses cristaux de petites quantités d'eau-mère, qu'on ne saurait enlever par la dessiccation, à moins d'avoir préalablement réduit le sel en une poudre très-fine ; on brise ainsi les cavités dans lesquelles le liquide se trouve emprisonné. Pour débarrasser le sel des corps étrangers que renferme Veau-mère ainsi emprisonnée , on le fait cristalliser à différentes reprises. Si la cristallisation se ikit très-lentement et d'une manière régulière , les cristaux renfermeront, proportion gardée^ moins d'eau-nière que si la cristallisation a été rapide. Dans une cristallisation grenue et prompte, même chez un sel qui se précipite d'abord en tlocons (lesquels se réunissent ensuite en une poudre granuleuse), l'eaumère se trouve renfermée dans les granules. L'eau ainsi emprison* née mécaniquement ne s'en va que par la chaleur , en même temps que Feau de cristallisation, lorsque celle-ci se dégage à +loo^ Mais lorsque le sel est anhydre , ou qu'il ne perd son eau qu'à une température supérieure au point d'ébullition de l'eau, les cristaux sont brisés par l'eau mécaniquement renfermée ; en d'autres termes, ils décrépitent (voir tome I, page 4t4)* ^^^ précipités grenus peuvent être ainsi séduits violemment en une poudre tel-* lement fine, qu'une partie est entraînée par le gaz aqueux qui se dégage, tandis qu'une autre partie est projetée contre les parois du vase où se fait la décrépitation. Celle-ci, souvent, n'a lieu qu'à une température si élevée, qu'on ne s'explique guère coninient la force de cohésion a pu tant résister à la tension de l'eau. Souvent les

34 SULF06BLS.

cristaux sont réduits, par la décrépitation , en petits fragments, qui ne décrépitent de nouveau que par une chaleur plus forte; c^est ce qui fait voir que la force de tension rencontre, dans quel« ques parties, une résistance moindre que dans d'autres. Ceci a surtout Heu pour les cristaux qui se brisent dans le sens de leurs axes.

Les sels qui perdent à chaud leur eau de cristallisation sans fondre, sont très-hygroscopiques : ils condensent du gaz aqueux dans les interstices laissés par l'eau de cristallisation. Ce gaz aqueux, qui ne s'y trouve d'abord que sous la forme avec laquelle il se condense dans les corps poreux exposés à l'air, s'unit quelquefois de nouveau au sel , soit dans la même proportion que précédemment, soit dans une proportion moindre.

Les sels haloïdes, aussi bien que les oxysels et les sulfosels, fixent de l'eau de cristallisation : ce qui vient d'être dit s'applique également à toutes les classes de sels, avec la différence que les sulfosels exercent souvent une action décomposante sur l'eau qui s'élimine à une température élevée, et donne en partie naissance à un dégagement de sulfide hydrique.

On peut diviser les sels soit d'après leur élément électronégatif, de manière , par exemple , à décrire ensemble tous les sulfates , soit d'après leur élément électropositif, en réunissant tous les sels qu'une base forme avec les divers acides. J'ai choisi de préférence cette dernière méthode, parce que, dans la plupart des cas, la base du sel offre plus d'intérêt que son acide , aous le rapport scientifique , pharmaceutique et technologique. Les sels ont certains caractères généraux qui dépendent de leurs principes constituants , de telle sorte que tous les sulfates , par exemple, ont des caractères qui dépendent, soit de l'acide sulfurique, soit de son radical, le soufre, et que, par exemple, tous les sels de potasse ont des caractères qui proviennent de la potasse, avec quelque acide qu elle soit combinée. La connaissance de ces caractères est très-importante, et intéresse surtout le chimiste praticien, qui, par là, distingue facilement à quelle espèce de sel il a affaire. Je dirai donc d'abord quelques mots des propriétés dont les sels sont redevables à leurs acides ; puis , en examinant les sels de chaque métal , j'indiquerai les caractères qu'ils tiennent de leurs bases.

La composition des sels s'exprime par des formules particulières , composées des symboles rapportés plus haut. Ces formules offrent le moyen le plus facile de représenter la nature d'un sel.

CULOBUHES. 35

Voilà pourquoi, en décrivant les différents sels, je placerai inimédiatement après le nom de chaque sel la formule qui indique le rapport entre l'acide et la base dont il est formé, et je ne m'écarterai de cette règle que dans le cas où des driconstances par*ticulières exigent que la formule se trouVe plus bas dans le tflte. L*absence de la formule, dans Thistoire d*un sel, indique que la composition de ce sel est encore inconnue» Voici quelques exemples de formules pareilles :

K €1 , chlorure de potassium»

NH^Cl, chlorure dammoniunn

Pb N + 3Pbr=:Pb*îï, sousnitrate triplombique.

KGl + Pt€l*, chlorure platinico-potassique. • ••••••••• * * *

KS-f-AlS*, sulfate potassico-aluminique.

K Mo , sulfomolybdate potassique.

KS, sulfate potassique.

K S* y bisulÊite potassique.

GuS + 2Cu=Cu'S, sousbisulfate ouivrique.

NM^W, sulfotungstate ammonique.

K F 4- H P , surfluorure potassique.

Pb ^+ 3Pb , sous-trichloroplombate d*oxyde plombique.

A* SeU kaloïdeSé

Chlorures. Par la voie humide, on les réconnaît à ce qu'ils forment, ayec le nitrate argentique, un précipité blanc, insoluble dans tous les acides. Haie ceci a aussi lieu poui* les bromures et les cyanures. Il faut déterminer, par d'autres moyens, si la précipitation du sel d argtat eit réellement due à un chlorure, et non pas à un bromure ou cyanure. Avec Tacide sulfurique concentré et le suroxyde de manganèse, les chlorure^ dégagent du chlore. On les reconnaît au chalumeau en faisant fondre, dans du phos* phate ammonico*0odique, d'abord de l'oxyde cuivrique, de maniée à saturet presque tout lacide phosphorique libre , puis un peu du sel qu*on veut essayer } il se forme du chlorure cuivrique, et la flamme se ooknre un instant en bleu autour de la perle vitreuse. On peut reconnaître un chlorure soluble à ce que, lorsqu'on mêle une goutte de sa dissolution, sur une pièce d argent polie, avec du sulftite cuivrique^ l'argent noircit au bout de quelque temps.

36 loDtJRKS.

Les chlorures acides sont très-rares ; mais il existe des chlorures basiques dans lesquels les chlorures sont combinés avec une quantité d*oxyde du même métal, contenant 1,3^ 3 et 7 fois autant de métal que le chlorure.

Bromures, Ils ressemblent beaucoup aux chlorures , avec lesquels ils sont isomorphes. Pour les en distinguer, on fait fondre un bromure solide dans un tube de verre fermé par un bout, avec un peu de bisulfate potassique anhydre : il se dégage unjnélange de gaz acide sulfureux et de vapeurs de brome, dans lequel ce dernier corps est facile à reconnaître, en raison de sa couleur rutilante. On découvre la présence d'un bromure dissous, en faisant arriver un peu de gaz chlore dans la dissolution , qu'on agite ensuite avec de l'éther : celui-ci devient alors d'un rouge orange. Avec les dissolutions d'argent, les bromures donnent un précipité jaune pâle presque blanc, qui est du bromure argentique. Traités avec l'oxyde cuivrique au chalumeau, et sur l'argent, ces sels produisent la même réaction que les chlorures.

lodures. On les reconnaît sous forme liquide, en y versant de l'acide nitrique ou du chlore dissous dans l'eau; ils laissent déposer de l'iode , facile à distinguer par son odeur et par la couleur brune qu'il communique à la liqueur. Lorsqu'on n'en a que de petites portions, on reconnaît l'iode à la couleur qu'il fait prendre à l'amidon, lequel, suivant la quantité d'iode , devient rouge, brun, noir, ou bleu. Quand les iodures sont mêlés avec des chlorures, il est difficile de produire la réaction sur l'amidon, surtout lorsque la quantité d'iode est faible, parce qu'en ajoutant au mélange de l'acide nitrique , il se forme de l'acide chloroiodique , qui ne colore pas Tamidon. On dissout alors l'amidon dans un peu d'acide sulfurique étendu et bouillant, on mêle la dissolution avec la liqueur qu'on veut essayer, puis on y verse une ou deux gouttes d'eau de chlore , et on remue bien la liqueur. Il est évident que si la liqueur était trop étendue, la réaction sur l'amidon deviendrait trop faible pour qu'on put l'apercevoir d'une manière distincte. Au reste, je renvoie à ce que j'ai dit t. I, p. sSo, sur les moyens de découvrir l'iode.

Au chalumeau, on reconnaît les iodures comme les chlorures; au moment où on les fait fondre dans le phosphate , la flamme prend une belle couleur verte.

Quand on fait fondre un iodure, à l'état solide, avec du bisul-

BOROFLUORUHES. 87

fate potassique, il se dégage du gax acide sulfureux et de la vapeur d'iode : cette dernière est facile à reconnaître à sa couleur.

Fluorures. La propriété que possèdent ces sels d'attaquer le verre, quand on le mêle avec de l'acide sulfurique, fournît le m^lleur moyen pour les reconnaître. S'ils sont dissous , on les mêle avec de l'acide sulfurique; on verse la liqueur acide sur un morceau de verre enduit d'une couche de cire, sur laquelle on a trace quelque dessin , ou dont on a dénudé çà et là la surface, et on la laisse s^évaporer. Si l'on n'a que de très-petites quantités de ce sel à essayer, ou que la substance qu'on veut examiner n'en contienne que de très-petites portions, ou qu'elle renferme en même temps de l'acide silicique, on évapore la liqueur dans un verre de montre (fait en verre inattaquable par les autres acides); en dissolvant ensuite le sel dans l'eau, on aperçoit des traces bien sensibles sur le verre, à l'endroit où la masse saline s'est desséchée. Cependant il vaut toujours mieux opérer par la voie sèche , d'après la méthode que j'ai décrite dans le tome I, page 760. — On découvre aussi la présence des fluorures en chauffant un échantillon dans l'extrémité d'un tube de verre ouvert, dans lequel on fait pénétrer la flamme du chalumeau. Des vapeurs aqueuses qui contiennent de l'acide fiuorhydrique se condensent alors dans le tube, et laissent des taches visibles quand on les évapore. Smithson tient l'échantillon avec des pinces en platine, immédiatement devant l'ouverture du tube; ou bien il prolonge celui-ci avec un demi*cylindre en platine , sur lequel on pose le morceau; et dans les deux cas, il dirige la flamme du chalumeau dans l'intérieur du tube. De. cette manière on découvre dans les minéraux des quantités très-petites de fluor. Les fluorures qui sont incolores ont la propriété, quand on les plonge dans leau , de réfracter la lumière à peu près autant que ce liquide, de sorte qu'ils y disparaissent, pour ainsi dire. ' Leurs dissolutions neutres , celles même des fluorures de potassium et de sodium, ne peuvent pas être évaporées, ni même conservées dans des vases de verre , sans que ceux-ci soient attaqués.

Quelques fluorures se combinent avec de Tacide fluorhydrique, pour donner naissance à des sels acides; d'autres fluorures forment des sels basiques, en s'unissant à une quantité d'oxyde de leur métal, qui contient i, 1 etZ fois autant de métal que le fluorure.

Boro fluorures , Ils donnent, par la distillation sèche, du gaz fluoride borique, et laissent un fluorure. Quand on les distille avec

38 XANTHANURES.

de Tacide sulfuriquei ils donnent, independampient du gaz précédent, i^ne certain^ quantité d'acide hydroflqoborique liquide, lU sont composés de telle manière que le métal électropositif s'y trouve combiné av^c quatre fois autant de fluor que dans le fluo*rura, et avec moitié autant 4fî bpre que dan» Toi^ysel peutre, c^ qui fait f atom^ de fluorure métallique ^t i atome de floride borique , pour le^ copobiuaisous qui contienuent i atome de radiç^ et 3 SLiome^ de fluor, C'est ainsi que la composition du sel potas^ sique peut être exprimée par la formule K F + Bo F\

Siliço/luorures, Soumis à la distillation ^èche, iU donnent du gaz fluoride ^ilicique et laissent un fluorure. Traités par l'acide sulfurique, ils dégagent du gaz fluoride ^iliçique en grande quantité. Les alcalis séparent dç leurs dissolutions tantôt de Facide silicique seulement (sels à base alcaline), tantôt un fluorure combiné avec de Tacide silicique (sels des terres alcalines), tantôt enfin un silicate (sels des terres et des oxydes métalliques). L^ur composition est telle, que le métal électropositif y est combiné avec trois foi$ autant de fluor que dans le fluorure, et avec la quantité de silicium nécessaire pour produire un oxysel, dans lequel Tacide silicique contient deux fois autant d'oxygène que la base. Ils contiennent 3 atomes de fluorure métallique et a atomes de fluoride silicique, de sorte que la formule du sel potassique, par exemple, est 3KF + aSiF\

Cyanures. On les reconnaît à leur propriété de former, avec les sels d^ f^f) un précipité bleu foncé (bleu de Prusse), ou un précipité blanc ^ qui bleuit à l'air, même quand la liqueur contient un grand excès d'acide.

Rhodmures (sulfocyanures). Il est tout aussi facile de les reconnaîtra que les précédents, en ce qu'ils communiquent aux dissolutions des sels ferriques une couleur rouge, qui est détruite par un excès d'acide. Ajoutons, toutefois, que cette couleur rouge est aussi produite par quelques acides végétaux (par exemple, par l'acide méconiquç), de même que par quelques combinaisons encore peu connues du chlore et de l'iode «ivec l'acide fulminique. Mais lorsqu'on ajoute du chlore ou du brome à la dissolution d'un rhodanure métallique, le métal s'y combine, et le sulfide cyanique (sulfure de cyanogène) est précipité sous la forme d'une poudre couleur de soufre.

Xanthanures (hypersulfocyanures). Traités par l'acide chlorhy-