METAUX ET OXYGÈNE

ammonium, L ammonium est formé d'un alcali appelé ammoniaque, qui est, par rapport à ranimonium, ce que les autres alcalis sont par rapport à leurs radicaux métalliques.

La seconde section se subdivise à son tour en deux classes.

Dans la i" classe sont rangés les métaux électronégatif s ^ c'està-dire ceux qui, en se combinant avec Toxygène , ont plus de tendance à former des acides qu'à produire des bases salifiables. Ce sentie sélénium j Y arsenic^ le chrome^ le vanadium y le molybdène^ le tungstène y Y antimoine^ le tellure^ le tantale et le titane.

Ija a' classe comprend les métaux électropositifs y qui jouent de préférence le rôle d'élément électropositif dans les combinaisons salines. Ce sont l'or, Yosmium^ Y iridium^ le platine^ le rhodium ^ le palladium^ Yargenty le mercure^ Yurane^ \e cuit^re^ le bismuth j Teto/i, le plomb, le cadmium, le zinc, le nickel, le cobalt, le fer, le manganèse , le cérium , le lanthane , le didyme.

Les métaux compris dans ces deux subdivisions ont tous un poids spécifique quatre fois au moins supérieur à celui de l'eau. Très-peu d'entre eux s'oxydent, aux dépens de l'air ou de l'eau, à la température ordinaire de l'atmosphère. Leurs oxydes sont réductibles par la poudre de charbon , avec le secours d'une température suffisamment élevée. Le potassium les réduit à une irèsdouce chaleur.

Métaux et oxygène.

J'ai déjà dit, à l'article Oxygène, que les corps combustibles se combinent avec l'oxygène dans des proportions différentes, et j'ai profité de cette occasion pour déterminer ce qu'on doit entendre par degrés différents d'oxydation et d'acidification. Les métaux s'éloignent beaucoup les uns des autres, sous le rapport de leur affinité pour l'oxygène; ils en absorbent des quantités très-différentes, et exigent, pour se combiner avec lui, des températures qui ne sont pas les mêmes. Quelques-uns s'oxydent immédiatement à l'air libre,méme par un froid rigoureux. Tels sont, par exemple, le potassium et le manganèse; d'autres s'oxydent avant de commencer à rougir, comme le plomb, le zinc et l etain ; d'autres encore, tels que l'or, l'argent et le platine, ne peuvent point s'oxyder aux dépens de l'air. Suivant les expériences soignées de de Bonsdorff, aucun métal, pas même le potassium ni le manganèse, ne s'oxyde

10 METAUX ET OXTGi:irK.

dans un air parfaitement sec et exempt de gaz acide carbonî(|ue et d*autres mélanges étrangers. Il faut toujours quelque matière étrangère pour amener la combinaison du métal avec loxygène, de même qu'il faut un acide pour déterminer l'oxydation du zinc ou du fer aux dépens de Teau. L'humidité de Tair sufGt pour provoquer l'oxydation du potassium et du sodium y mais non pour déterminer celle du manganèse , qui se conserve dans un air saturé d'humidité (i), pourvu que celui-ci soit exempt de gaz acide carbonique^ dont la présence dans l'air sollicite principalement l'oxydation des métaux, par suite delà formation d'un carbonate. Le mélange d'autres gaz acides se montre encore bien plus efficace. A des températures élevées, cette influence étrangère n'est pas nécessaire. La plupart des métaux s'oxydent facilement à la chaleur rouge, lors même que l'air ne contient ni gaz aqueux ni guz acide carbonique, ce que démontre la méthode pour extraire le nitrogène de l'air, introduite par Briinner. Ce mode d'oxydation des métaux peut être souvent employé avantageusement en petit dans des expériences chimiques délicates.

La plupart des métaux sont oxydables par la voie humide. Dans l'eau pure privée d'air, les métaux alcalins s'oxydent avec dégagement de gaz hydrogène. L'eau aérée oxyde la plupart des métaux qui n'ont pas le pouvoir de décomposer l'eau. Pendant cette action , Toxygène de l'air contenu dans l'eau est continuellement remplacé par l'oxygène de l'atmosphère en contact avec l'eau. Certainis métaux s'oxydent aux dépens de l'eau , lorsqu'on y ajoute un acide dont l'affinité pour l'oxyde augmente celle du métal pour l'oxygène, ainsi que je l'ai déjà dit tomel, page i58, à l'occasion de la préparation du gaz hydrogène au moyen du zinc et de l'acide sulfurique. Les alcalis caustiques ont la même action que les acides , dans les cas où l'oxyde du métal est soluble dans la liqueur alcaline. C'est pourquoi le zinc donne de l'hydrogène avec de l'eau mêlée soit d'un alcali caustique, soit d'un acide ; et le dégagement d'hydrogène dure jusqu'à ce que l'alcali ou l'acide soit saturé par l'oxyde zincique. Si, au contraire,

(f) Je doi^ici rappeler que le manganèse peut très-bien se conserver, si, pendanl sa réduction , il a pu se combiner avec du silicium , et qu'il est même plus difâeilement attaqué par les acides; mais que le manganèse pur, s'il est conservé dans un vase mal fermé , se transforme en très-peu de temps en oxyde minganoso-mauçanique. On ne sait pas de quelle qualité était le niélal avec le(|uel de Bonsdorffà fait ses expériences.

MÉTAUX ET OXYGTèNE. 11

Toxyde méti^llique n a pas de tend^nnce à se combiner avec lalcali, 1 action électrique de celui-cî sur le métal empêche son oxydation^ aux dépens de Tair dissous dans Teau.

Le courant éiçclrique oxyde la plupart des métaux aux dépens de Veau, lorsque ces méti^ux constituent le conducteur positif du courant, ainsi que je lai déjà dit dans le tome I, à l'article Pile électrique^

La plupart des métaux sont oxydés par Tacide nitrique, surtout lorsque celui-ci n*estpas extrêmement concentré, etqu*il contient en même temps un degré inférieur d'oxydation du nitrogène , comme j en ai fait mention dans la description de cet acide. Quelques métaux, qui ne sont pas oxydés aux dépens de Tacide nitrique, peuvent être attaqués par un mélange d'acide nitrique et d acide chlorhydrique , ou être transformés en chlorides par Teau régale, et, dans cet état, précipités sous forme d'oxydes par un alcali. Daps cette action , le radical de l'alcali se combine avec le chlore, pendant que le métal dissous s'unit à l'oxygène de l'alcali. L'iridium, l'osmium (lorsqu'ils sont exposés à la chaleur rouge), le chrome, le tantale, le titape et le zirconium, ne peuvent pas être ainsi combinés avec le chlore, et ils ne sont pas davantage attaqués par lacide nitrique. B^ais plusieurs d'entre eux peuvent s'unir au chlore lorsqu'on les traite par l'acide fluorhydrique, soit seul , soit mêlé d'acide nitrique; et on peut ensuite les précipiter à l'état d'oxydes au moyen d'un alcali. L'iridium et le rhodium ne peuvent pas être convertis en oxydes par la voie humide.

Dans ces opérations, il ne se produit en général que l'oxyde le plus basique des métaux; mais cet oxyde, une fois précipité par un alcali, peut ensuite être suroxydé par la voie humide, lorsqu^on le réduit avec l'eau en une bouillie peu épaisse, et qu'on y fait arriver du gaz chlore : celui-ci transforme une partie du mêlai en chloride, pendant qu'une autre partie de l'oxyde prend l'oxygène expulsé par le chlore, et forme ainsi un oxyde plus élevé, qui, dans la plupart des cas, est un suroxyde.

Par la voie sèche on a , outre la calcina tion à l'air, plusieurs méthodes pour combiner les métaux avec Toxygène, soit directement, soit indirectement, en les changeant d'abord en chlorides, d'où l'on précipite ensuite les métaux à l'état d'oxydes au moyen des alcalis. Ces méthodes sont :

a. La fusion avec le nitrate ou le chlorate potassique. Comme

la Ml^TAUX ET OXYGÈNE.

ce mode d^oxydation se fait brusqaement , on a l*habitude de broyer le métal pulvérisé et mêlé à un de ces deux sels avec 12 à ao fois son poids de carbonate sodique, et de chauffer ensuite le mélange dans un creuset. La combustion se fait lentement et sans projection ; puis Toxyde métallique est séparé en dissolvant la masse saline dans Feau. Cependant, cette méthode n'est pas ap-* plicable aux métaux susceptibles de se convertir en acides, parce que ceux-ci s'unissent à lalcali et se dissolvent. — Lorsqu'on opère en grand et qu'on ne tient aucun compte delà projection pendant la combustion , on mêle un métal ou un sulfure métallique avec la quantité de salpêtre nécessaire à l'oxydation , et on jette le mélange, par petites portions dans le creuset, dont le fond a été préalablement chauffé au rouge.

b. La fusion avec l'hydrate potassique ou sodique. Par ce procédé, le métal s*oxyde, soit aux dépens de l'eau d'hydratation (ce qui cependant n'a lieu que pour les métaux dont l'affinité pour l'oxygène est assez grande pour décomposer l'eau) , soit aux dépens de l'air. Par une chaleur rouge prolongée avec l'alcali, celuici absorbe Toxygène de l'air et se change en suroxyde , en abandonnant une quantité correspondante d'eau. Le métal réduit le suroxyde formé à la surface à l'état d'alcali anhydre, qui se change de nouveau promptement en suroxyde. L'oxydation continue ainsi , de manière qu'à la fin le métal peut être converti en un suroxyde qui cristallise pendant le refroidissement, et peut s'obtenir sous forme cristalline lorsqu'on dissout ensuite l'alcali dans l'eau.

c. La fusion avec le bisulfate potassique. Le métal s'oxyde, à la chaleur rouge , aux dépens de l'acide sulfurique, avec dégagement de gaz acide sulfureux; l'action continue jusqu'à ce que, ou tout le métal soit oxydé, ou que la matière soit changée en un sel double de sulfate potassique et de sulfate métallique. L'oxyde métallique peut être ensuite séparé en traitant le sel par un alcali.

d. Les métaux peuvent aussi être oxydés aux dépens d'autres métaux. Mais, dans ce cas, on n obtient un produit pur que lorsqu'on ;3mpIoie l'oxyde mercurique comme moyen d'oxydation ; car, par une application de chaleur suffisante, le mercure réduit se subliiiie, et l'excès d'oxyde mercurique se décompose en oxygène et eu métal, qui tous deux se volatilisent.

e. Les métaux qui ne sont pas susceptibles de se combiner avrc

KÉTAUX ET OXYGÈNE. l3

le chlore par la voie humide, peuvent être combinés avec ce corps par la voie sèche. A cet effet, on les mêle avec une quantité suffisante de chlorure potassique ou sodique, et on chauffe le mélange jusqu'à une faible chaleur rouge, dans un tube de porcelaine ou dans une boule de verre, pendant qu'on y fait arriver du gaz chlore sec. Il se forme ainsi un chloride double, qui, après que tout le métal s'est uni au chlore , est refroidi et dissous dans J Vau. De cette solution Toxyde métallique est précipité par un alcali ^ dont Toxygène se combine avec le métal, et dont le radical s'unit au chlore. Dans ce cas , la combinaison du métal avec le chlore est déterminée par l'affinité du chlorure alcalin pour le chloride métallique.

Nous indiquerons plus bas plusieurs autres procédés d'oxydation spéciaux , applicables à certains métaux.

Un métal combiné avec de l'oxygène a perdu son éclat métallique; il est converti en un corps terreux, blanc, ou parfois coloré. Dans cet état, il ressemble à une terre; aussi les anciens chimistes lui donnaient-ils le nom de chaux métallique^ psiV une sorte de pressentiment de l'identité de composition entre les terres et les oxydes métalliques.

II existe quelques métaux auxquels nous ne connaissons qu'un seul degré d'oxydation ; mais la plupart en ont deux, et quelques-uns davantage. Quelquefois tous les degrés d'oxydation sont susceptibles de se combiner avec les acides, et de former des sels. Cest ce qui arrive, par exemple, au fer et à l'étain. Souvent il n'y a que le plus bas degré de tous qui possède cette propriété, et les autres peuvent se combiner avec les bases salifiables : le chrome et l'antimoine sont dans ce cas. Enfin, il en est dont tous les degrés d'oxydation du métal ont les caractères des acides : l'arsenic en fournit un exemple.

Les oxydes métalliques se combinent entre eux. Les combinaisons des oxydes électropositifs, ou des oxybases , avec l«s oxydes électronégatifs, ou les oxacides, constituent les oxysels^ dont |è donnerai la description détaillée en traitant de tous les sels. Mais des oxydes qui tous deux sont manifestement électropnsittfs peuvent aussi se combiner entre eux, comme, par exeni]^)te, Toxyde plombique avec la chaux, l'oxyde cuivrique avec la potasse, par la fusion, etc. Nous ne rangeons pas ces composés-là au nombre des sels proprement dits, quoique leur existence repoiie isu'r la

l4 BIET AUX ET OXYGENE.

même opposition, plus faible seulement. Je décrirai ceux que Ton connaît, à loccasion de leurs e'iéments, dans Tordre où ils se succèdent.

L*eau se combine aussi avec les oxydes métalliques. Ces combinaisons portent le nom à'hydrates. Comme c*est le plus ordinairement à rélat hydraté que Ton manie plusieurs des plus fortes oxybases , je ne décrirai point les hydrates parmi les sels , mais à la suite des bases elIes-mêrhes.L*t'au est retenue avec une telle force par les bases salifiables les plus puissantes, qu^elle n*est pas chas- ' sée par le feu. ï) autres la laissent échapper à une chaleur médiocre, et quelques-unes la perdent même quand on les fait bouillir dans Teau. Plusieurs ne se combinent point avec Teau. Les hydrates s'unissent bien plus facilement avec d autres corps que les bases salifiables anhydres. Ordinairement l'eau se combine avec les oxydes dans une proportion telle, que tous les deux contiennent une égale quantité d'oxygène; cependant on rencontre aussi, quoique plus rarement, d'autres proportions.

'Les métaux oxydés peuvent, par différents moyens, être privés de leur oxygène, et ramenés, ou, comme on dit, réduits à l'état métallique.

Les oxydes de quelques métaux sont décomposés par la chaleur rouge; l'oxygène s'échappe sous forme de gaz, et le métal reste pur. On appelle les métaux qui sont dans ce cas métaux no-bles^ parce qu'ils ^'éprouvent aucune perte quand on les travaille au feu. De ce nombre sont l'or, le platine, l'argent et l'iridium. D'autres s'oxydent à une certaine température, et dégagent de l'oxygène à une température plus élevée, comme le palladium, le rhodium , le mercure , le nickel et le plomb. On prétend que les métaux nobles peuvent être oxydés par de fortes décharges électriques. Van Marum a fait des expériences à ce sujet avec la machine électrique de Teyler. Il a trouvé que des fils déliés de platine , dor, d'argent, et de plusieurs autres métaux, étaient réduits en poussière, et volatilisés par des commotions électriques très-violentes. La fine poussière que l'air laissa déposer ensuite, fut considérée comme un oxyde. Quoiqu^on ne puisse pas nier que la poussière métallique n'ait pu, pendant le refroidissement, acquérir une température favorable à l'oxydation , et se convertir, dans ^cet état de division extrême, en oxyde, cependant les mêmes phénomènes ont lieu lorsque le métal ^ réduit en poussière par

MÉTAUX ET OXYGENE. l5

leleciricîté, est entouré de gaz hydrogène. Au reste, l'or et le platine ont si peu d'affinité pour l'oxygène, qu'ils ne s'oxydent même pas au pôle positif de la pile électrique^ et quils ne se dissolvent dans la liqueur qu'autant qu'ils sont entourés d'un liquide contenant de l'acide chlorhydrîque.

On peut, ainsi que nous l'avons dit, exécuter la réduction de plusieurs manières différentes. Les métaux nobles se réduisent quand on chauffe leurs oxydes jusqu'au rouge; l'oxygène s'échappe alors sous forme de gaz. Au contraire, les oxydes des métaux non nobles ont besoin qu'on ajoute un corps dont l'affinité pour l'oxygène soit supérieure à la leur. Voilà pourquoi on les mêle avec de la poudre de charbon , et on expose le mélange à la chaleur nécessaire pour fondre le métal ; le charbon s'empare de loxygène de l'oxyde, et produit du gaz acide carbonique ou du gaz oxyde carbonique^ et souvent un mélange des deux, suivant que le charbon est employé en excès, ou que le métal cède plus ou moins facilement son oxygène. On opère ordinairement cttte réduction dans des creusets de Hesse renversés l'un sur l'autre, et lûtes ensemble au moyen d'un mélange d'argile réfractaire calcinée et non calcinée. Quelquefois on place dans le creuset un charbon qui le remplit, et dans lequel on a ménagé un trou pour la masse qu'on veut réduire, et après l'introduction de laquelle on ferme ce trou avec un bouchon de charbon. Dans d'autres circonstances, on garnit l'intérieur du creuset d'une couche épaisse d'un mélange d'argile, de sable et de poudre de charbon : c'est ce qu'on appelle la brusque d'un creuset. Une chose importante, dans ce cas, c'est d'ajouter un flux , dont on couvre l'oxyde et la poudre de charbon dans le creuset. On se sert, en guise de flux, d'un verre pur, exen>pt de métal , et seul ou mêlé avec du spath-fluor. Le borax peut également être employé. Cette masse entre ordinairement en fusion avant que la réduction ait commencé, de manière que les molécules métalliques sont entourées et couvertes par elle au moment de leur réduction. Le mouvement que les gaz qui se dégagent pendant l'opération impriment au flux, fait que les molécules se rencontrent et qu'elles se réunissent en un grain plus gros , que le verre liquide garantit de l'action de Tair qui s'introduit par les pores du creuset, äans un pareil flux, on trouverait les grains métalliques éjpars et souvent ternis à la surface. Quand un retire le creuset du feu^ on lui imprime d'ordinaire un ou deiu petits

l6 MÉTAUX Et OXTGÈKE.

chocs , afin que les grains métalliques qui pourraient être épars dans le flux se rassemblent« Quelques métaux exigent une trèsforte chaleur pour être réduits et fondus , et la plupart se réduisent longtemps avant d entrer en fusion. Le culot métallique qu*on obtient était appelé régule par les anciens chimistes; de là l'expression de rêgulirij qui veut dire métallique. II est rare que le uiotal soit pur quand on opère la réduction avec la poudre de chaibon; fréquemment il contient du charbon, du silicium, ou même du bore, si Ton s'est servi de borax. Quand on veut l'avoir aussi pur que possible, il faut ne mettre que la quantité de charbon strictement nécessaire pour le réduire, ou même un peu moins. Si Ton connaît la proportion d*oxjgène que contient l'oxyde, elle sert à déterminer celle de charbon quon doit employer, loo parties d'oxygène en exigent 75,1a de charbon pour produire du gaz oxyde carbonique. Cependant, on ne doit jamais perdre de vue, à cet égard, qu'il se forme une certaine quantité d'acide carbonique au premier moment de l'action delà chaleur, et que les métaux qui ont peu d affinité pour l'oxygène donnent beaucoup de cet acide^ en sorte qu'ils ont besoin d'une moins grande quantité de charbon pour se réduire. La réduction s'opère communément dans un fourneau destiné à cet usage, qu'on appelle forge, et où la chaleur est accrue par l'action d'un soufflet. Le charbon de bois donne moins de chaleur que celui de terre, et la plus forte chaleur est celle qu'on produit avec de la houille calcinée (coke) , dans une forge où l'air du soufflet arrive par huit ouvertures pratiquées sur un plan horizontal dans les parois du fojirneau. (Pour plus de détails, voyez l'article Fourneau^ dans le dernier volume.) Elle exige des creusets d'une argile très-réfractaire; car ordinairement les creusets de Hesse ne tardent pas à fondre.

On peut aussi, dans l'opération de la réduction^ remplacer le charbon par un métal dont l'affinité pour l'oxygène soit supérieure à celle du métal qu'on se propose de réduire; mais alors le métal réduit contient toujours une certaine quantité de celui qu'on emploie pour opérer la réduction. Le métal qu'il convient le mieux de faire servir à ce genre de réduction est le potassium, qu*on enlève ensuite au moyen de l'eau, laquelle l'oxyde et le dissout, laissant le métal réduit sous la forme d'une masse poreuse , ou même à l'état pulvérulent.

MÉTAUX BT OXYGilNE. I7

Il arrive quelquefois qu'un métal qui, à de basses températures, a moins d^affinîté pour Foxygène que n'en possède un autre, surpasse, au contraire, celui-ci dans son affinité, à une température plus élevée. Ce cas a lieu quand le second métal est volatil à une liaute température. Ainsi , l'oxyde ferreux est réduit par le .potassium à une très-faible chaleur, tandis que la potasse est réduite par le fer à la chaleur nécessaire pour liquéfier la fonte, circonstance dans laquelle le potassium mis à nu se volatilise et se sublime à l'état métallique.

Souvent on se sert du gaz hydrogène pour réduire les oxydes métalliques, ainsi qu'il en a été déjà fait mention à propos de la description de l'hydrogène, dans le tome I, page i58. Mais comme la réduction par l'hydrogène exige une chaleur si forte . que le verre n'y résiste pas et s'y ramollit , on place l'oxyde sur un vaisseau de porcelaine étroit, long, presque naviforme, qu'on introduit dans un tuyau de porcelaine traversant un fourneau convenable ; on y soumet Poxyde à la chaleur rouge la plus in* tense, pendant qu'on y fait arriver de l'hydrogène sec. En opérant sur de grandes quantités d'oxyde , on en remplit la partie du tube qui peut être suffisamment chauffée. Pendant la réduction dans un tuyau de porcelaine, il se présente une difficulté : si Ton ferme, avec un bouchon de liège muni du tube à dégagement^ l'ouverture par laquelle le gaz se dégage, il s'accumulera de l'eau dans la partie refroidie du tube au-devant du bouchon de liege, de manière qu'on ne pourra pas voir si la réduction est achevée, et si la formation d eau a cessé. Il vaut donc mieux attacher autour de l'ouverture du tuyau un tube conique de caoutchouc, et fixer au bout plus étroit de celui-ci un tube de verre. Si l'on donne alors au tuyau de porcelaine une position inclinée dans le fourneau, l'eau qui se condense coulera dans le tube de caoutchouc, et de là directement par le tube de verre incliné. Dès que celui-ci est devenu sec le dernier, l'opération est terminée, et on laisse ensuite le métal refroidir dans le courant de gaz hydrogène. Il est inutile de rappeler que, pour les métaux fusibles à la chaleur de réduction, il faut toujours employer un vase naviforme, où ils se maintiennent fondus.

La plupart des métaux dont les oxydes sont réductibles par l'hydrogène, s'obtiennent aussi par la distillation sèche de leurs Oxalates. Dans cette opération, il se dégage du gaz acide carbo- II. a

j8 métaux et OXTGaVH.

nique avec ou paupi yapeurs aqueuses , e% le métal resre à Tétat

pulvérulent.

Les oxydes métalliques peuvent être réduits de diverses manières I mente sans Tintervention du feu, he courant électrique est I ainsi que je l'ai déjà dit à loccasion des effets chimiques de rélectricité , le moyen de réduction le plus énergique ; il n'y a pas d'oxyde métallique qui ne soit réduit par ce moyen, et le métal se dépose au pôle négatif, si le courant est suffisamment intense et que toutes les précautions soient bien observées. Même des cou*» jrants extrémeipent faibles occasionnent (en opérante l'abri de l'influence de l'air pendant longtemps» par exemple, pendant quel([ues mois) la réduction de corps qui, d'ailleurs^ sont trèsdifficiles à produire. Dans les réductions lentes^ au moyen d*un faible courant électrique , le métal réduit se pren4 ordinairement en cristaux, Ces réductions au moyen d'un courant électrique «'effectuent également lorsque le métal est combiné avec du soufre ou avec du chlore , et que le composé se trouve dissous dana le liquide que traverse le courant électrique,

La réduction A l'aida d'un courant électrique a reçu dans les arts des applications qui méritent d'être ici mentionnées. Ces applications consistent dans les couches de quelque métal noble, dont on recouvre des métaux moins nobles; tels sopt la dorure, l'argenterie, le platinage, et ce qu'on a appelé la galvj^notypîe. Pour ce qui concerne la dorure, on a trouvé qu'elle réussit moio9 bien en employant des solutions d'oxysels ou des chlorides, parce que, dans ce cas, la pellicule de métal réduit ne s'applique paß bien solidement, tandis que la dorure réussit parfaitement en se servant d'une solution saturée de sulfure aurique dans du sulfurp potassique. Au reste, par ce même procédé on peut recouvrir un métal noble d'une couche d'autre métal, par exemple, d'étain ou de zinc; mais ced est sans intérêt pour les arts. Lorsqu'on ?eiit platiner , dorer ou argenter un morceau de métal , on le fait communiquer avec le pôle négatif d'une pile de force modérée, et on le plonge ensuite dans la solution d'un cyanure double, composé de cyanure potassique et de Cyanide platinique, aurique ou argentique, en même temps qu'on tient dans cette solution un morceau de platine, d'or ou d'argent, mis en communication avec le pôle positif de la pile. Le métal négatif se recouvre alors d'une couche de platine , d'or ou d'argent, dont l'épaisseur dépend de la

darée dp la i^nçlion. P^fis cette opéraÛQn , le fragment méta^r lique ppsitjf $e disso^t daos la ]af\ème proportjpn qu'il sp d^r pose au coté négatif, de pianière qqe la spli^tion reste nop a)r ^rëe, et peut être ainsi employée jndefininient. — Ce procéda de dorpre, d*^rgepture, e^, à laidp d'une rédtfçtion électfiqi^^. fut d abord appliqué dans les arts par ^ug. de la fiiffe^ ef 9 été limite perfectionné paf Elkington et fiuplz. l\ a ofTipr^ |an|; 4V Tafftpigesi qu'il a presque entièrement remplacé les méi^pàç^ pr^ fün^jres de dorure et d'argenture,

Une autre application technique de la réduction par l'é|epff^ cité, c'est la galvanotypie : ^Ue consiste à prendre les emprei||tfs^ de plaques grayéeS| ^e médailles , e(c., qu'on faïf servir de ppaduct^ur négatif dans la solution d'un sel cuiyrique ou argentiqpa, maîji dont la surface a été préalablement flottée ^y^ç un liqg$ jaibil>é d*buile ou de graisse, puis desséchée, aGn que le n^étal qfà le précipite ne reste pas adhérent au modèle. On laisse agi^r \^ courant f^lectrique jusqu'à ce que 1^ rnét^ réduit for^qe un^ copchi? suffisamment épaisse et homogène p qiie Tpn enlève eif- Siûte, et qpi rend parfaitement tous les contours du mPdèle. Cette couchfB étant ensuite employée en guise de modèle , on o)>* tient une image en relief, ^application qu'op ^p p^ut ^ire popr fcopier des plaques gravées , des dessins tracés à la plupie ^vec un vernis conducteur sur des plaque« de cuivre , des médailles , etc., ^t susceptible de recevoir un grand dévplopperaent. Cette appli«cation de la réduction électrique $1 été découverte par Jacobin ^\ a ^nsuiti^ reçu plus d'extension entre les maips de de Kobell^ de Hoffmann^ et de plusieurs autres; mais la description de^ détails techniques est tout à fait en dehors de mon but.

Même saps la disposition qui produit un courant électriquç déterminé, on peut réduire les métaux de leurs dissolutipns ai^ moyim d'aptres métaux ayant une plus grande affinité pour Iç dissolvant. Cependant, il se produit alors une quantité infinie de petits courants électriques dans toutes les direction«^ entrp le métal réductif et le piétal réduit. Lorsqii'op plonge dans }f dissolution d'un sel métallique un autre métal ayant pluf d'gfr finité pour l'oxygèqe que celui q^i est dissops , celui-ci se précipite à l'état métallique. Un léger excès d'acid^ accf^lère stnguli^ rement cette action. Cependant les métaux qui ont plus d*affioitf pp^r l'oxygèpe que nep a l'bydrpgène, ne pteuvent être

ai.

20 MÉTAUX ET OXYGENE.

réduits de celte manière que par Vaddition d une certaine quantité de potassium ou de sodium. Nous nous servons ordinairement du fer ou du zinc pour opérer les réductions, parce que ce sont, parmi les métaux communs, ceux qui ont le plus d'affinité pour l'oxygène et pour les acides. Mais les métaux en général peuvent se réduire réciproquement, comme le montre la série suivante , dans laquelle chaque métal est réductible par celui qui vient après : or, argent , mercure, bismuth , cuivre , étain, zinc. Il fout cependant se rappeler que le métal qui précipite ne se maintient parfaitement pur qu'autant qu'il se trouve seul dans la solution; et à mesure que le métal précipitant se dissout à la place du métal précipité, par l'influence du courant électrique, il est, en même temps que lautre, plus ou moins réduit. La quantité n'en est sans doute pas très^[rande , mais elle suffit pour salir le métal rédiift. On peut s'en convaincre d'une manière évidente en fondant du chlorure argentique en un gâteau , en y plaçant un morceau de zinc, et en le recouvrant d eau étendue d'une ou de deux gouttes d'acide chlorhydrique. Au bout de quelques heures, le chlorure argentique est réduit, et la solution renferme du chlorure zin* cique. Lorsqu'on ôte ensuite le zinc et qu'on verse de l'acide sulfurique étendu ou de l'acide chlorhydrique sur l'argent lavé avec un peu d'eau pure, on voit qu'il s'opère un violent dégagement de gaz hydrogène, parce que l'argent réduit était sali de zinc métallique , qui se dissout dans l'acide. Si la précipitation de Fargent se fait par le cuivre, on obtient de l'argent cuprifère , dont on ne peut enlever le cuivre par les acides ; mais il faut employer pour cela d'autres opérations.

La plupart des métaux nobles sont réduits par les sels ferreux et stanneux ; ces derniers se convertissent en sels ferriques ou stanniques, aux dépens de loxygèneet de l'acide du métal lioble, qui se précipite ainsi à l'état de poudre métallique. Les sels ferreux ont sur les sels stanneux cet avantage, que l'oxyde ferrique produit reste dissous dans lacide avec lequel le métal réduit se trouvait combiné; le précipité est donc du métal pur, tandis que l'oxyde stannique, qui est peu soluble dans les acides, se précipite souvent avec le métal réduit. Des métaux difficiles à réduire de leurs dissolutions dans les acides sont, au contraire, très-faciles à retirer de leurs dissolutions dans les alcalis : c'est ce qui arrive, p^r exemple, au tungstène et à l'étain. Mais pour cela il faut que

MÉTAUX ET OXYGKNE. ai

le métal précipitant puisse, à letat d oxyde, se dissoudre dans le liquide alcalin.

Enfin I plusieurs métaux nobles sont réduits aussi par la lumière solaire. Dans un flacon de verre qui contient une dissolution neutre d*or, et qui est exposé aux rayons du soleil, la surface et le côté tourné vers la lumière se couvrent intérieurement d'une pellicule d or , dont l'épaisseur augmente peu à peu. J'ai déjà parlé de cette propriété qu'a la lumière, et j'ai émis la conjecture qu'elle dépend peut*étre d'une action électrique, attendu que Télectri« cité et la lumière se montrent partout ensemble.

La différence d'affinité avec laquelle les métaux retiennent les diverses proportions d'oxygène qui constituent leurs différents degrés d'oxydation, n'a pas encore été étudiée d'une manière spé* ciale. Tout ce que l'expérience nous apprend , c'est que l'affinité la plus énergique entre les éléments n'agit, ni au maximum, ni au minimum d'oxydation. Les spusoxydes se convertissent pour la plupart, par les moindres occasions, en métal et en oxyde d'un degré supérieur. Les suroxydes et quelques oxydes se réduisent également avec beaucoup de facilité en oxygène et en oxyde d'un degré inférieur. Le maximum d'affinité occupe donc quelque part un point intermédiaire.

Thenardu fondé, sur cette différence d'affinité des métaux pour Foxygène , sa classification des métaux en sections ou groupes« C'est pourquoi des chimistes français parlent souvent de la pre« mière,dela quatrième, etc., section, sans indiquer aucun des métaux de la section citée; ils supposent donc cette classification, comaieune idée fondamentale, gravée dans la mémoire du lecteur. Bien qu'une pareille classification soit, jusqu'à un certain degré, bien uniforme, par la raison qu'elle ne s'appuie pas sur les rapports généraux qui existent entre les propriétés des métaux d'une même section , elle a cependant une certaine valeur relativement à l'affinité de Toxygène pour les métaux. C'est pour ce motif que je vais en faire ici mention, avec les rectifièations que Regnault y a introduites.

Les métaux de ]2l première section décomposent l'eau pure à la température ordinaire, en dégageant de Thydrogène et formant des oxydes alcalins énergiques. Cette section comprend le potassium , le sodium , le lithium , le baiyum , le strontium , le calcium et le magnésium. Ces métaux forment une section très^naturelle.

aâ MSTAüt «t frTDRooiirt.

' Les ihëtaut de la deuxième section ne décoroposetit pas Teiii i o^ ni à quelques degrés au-dessus , mais ils brûlent ddns le gst aijuelix à une température t^\xi ne doit pat aller jusquatl roixge. A l'état pulvérulent, et chauflSi dans iin point jusqu'à ce qu'ils prennent feu, ils cotitihuent fi brûler jusqu'à ce qu'ils söieiit complètement oxydés. Tels sont le glucynium , l'yttriutti , raitltninlciih, ie zircdniutii, le thoKutli, le cérium, le hianganèse et l'urâne. La propriété qu'ont ceS météul de continuer à brûlée àpi*ès 8*Stre allumés dans un poirit, repose sur ce qu'ori ne lés a obtenus qu'à l'état pulvérulent. En masses fenduèS, là plbpdt*t d'entre eux né préàëhtèrâient peut-être paS cette propriété.

' Lei métaux de la troisième section sont oxydés à là chsleiir rOtigë, tant fi l'air (^ué par le gaz aqueux, ainsi que par l'eau lorsque celle-ëi est ttiSIée d'uh Acide. A cette section appartiennent ie fér , le nickel j le cobalt^ le xinc et le cadmium.

' Leà métaux dé la quatrième section sont égaleitietit oxydés à la chaleur roiige dans l'air et dans le gax aqueux ; mais ils ne le sont pas, par la toieli timide, dans l'eau mêlée d'acide sulfuriqtie. Ces métaux sont: lëtain, le tellure, l'antimoine, l'arsenic, le chrême, lé vanadium, le tiiolybdène, le tungstène, le tantale et le titane. Les métaux de la cinquième section sont oxydés à la chaleur rouge dans lair; mais ils ne le sont que peu ou presque pas du tout aux dépens du gax aqueux. Tels sont le plomb, le bismuth, le cuivfe et l'osmiiitn.

La Sixième section comprend ce qu'on appelle les métaux no* blés, dont les oljdes perdent, à la chaleur rouge, leur oxygène, et laissent le métal réduit. Ces méuux sont le mercure, l'argent, le palladium , le rhodium , l'iridium , ie platine et l'or.

Métaux et hydrogène.

Divers métaux électronëgatifs se combinent aréë l'hydrogène pour former des gax particuliers, dont detix, l'hydrogène sélénique et l'hydrogène tellurique, sont, sous tous les rapports^ semblables au suifide hydrique, et deux, l'hydrogène arsénique et l'hydrogène antimonique, ont de l'analogie avec le phosphure d'hydrogène.

Quant aux métaux électropositifs, on n'en a jusqu'à présent découvert qu'une seule combinaison ayec l'hydrogènei savoir^ celle

METAUX er iflTRbGilirÊ. 23

dii pôta^siùrti. Mais il est probable qu*îl eh existe plusieurs , bien (|üe tibus il ajoiis pas encdre trouvé de méthode pour ^produire dés composés dé ce genre.

Métttttx et iiUrogine.

Les niétaiii sôlit âusce()tibleà de se cotnbihéf avec le nllrogène^ mais ces combinaisons sôtit ëri général très-peu stables. On le& obtieiit en rédiiisant leÀ oxydes métalliques parle gaz ammonique, cbmposé de i équivalent de hitrogène et de 3 équivalents d'hydrogène. Cette réduction doit se faire à une certaine températurCi qui tfe sdit pas trop élevée. Les 3 équivalents dliydrogène s'unissent alors à l'oxygène de l'oxyde pour former de Teau , et l'équivalent de nitrogène produit iin nitrure métallique avec les trois atomes dû métal réduit. Si l'oxyde métallique contient plus dé i atome d'ôxygèttë pour chaque atome de métal, lé nitrure ainsi produit pourra être beaucoup plus riche en nitrogène; de telle façon qu« i oxjfdé ébnt composé de a atomes de métal et de 3 atomes d'oxygène, le nouveau nitrure métallique pourra être formé de a ätdmes de métal et de i équivalent de nitrogène. Quoi qu'il en soit , le rappbH de 3 atomes de métal pour i équivalent de liitrogètie est tellement prédominant, que d'ordinaire tout oxyde contenant plUë de i atome d'oxygène pour chaque atome de métal ne donne cependant, après la réduction au moyen du gazammonique, qu'utl coiiiposéde 3 métal 4- i nitrogène; l'excès de nitrogène s'en va à Tétat de gaz. Le potassium et le sodium décomposent le gaz ammonique lorsqu'on y chauffé ces corps sous forme métallique, et se combihent avec le nitrogène, indépendamment de tout acte de réduction ; cette combinaison a toujours lieu dans le rapport de 3 atomes de métal pdur i équivalent de nitrogène. Nous avons vu précédemment que c'est dans le même rapport que le nitrogène se combine aussi de préférehce avec les corps halogènes.

Les nitrures métalliques ont , comme les composés de nitrogène et d'un corps halogène , la propriété de se décomposer en leurs éléments à une certaine température, qui varie pour chaque métal; cette décomposition est accompagnée de phénomènes ignés, et souvent dune violente explosion. Plusieurs de ces composés détotieot par un choc léger, et à des tetlipératures inférieures à

^4 MÉTAUX BT SOUFRE.

4- io(/; d'autres exigent pour cela un choc violent et une température plus éleyëe. Ils sont, en général, décomposés par les acides de telle façon qu'il se forme un composé de i atome de sel ammoniacal et de 3 atomes de sel métallique; dans cette réaction, il se décompose 3 atomes d'eau , dont loiygène se porte sur le métal , et l'hydrogène se combine avec le nitrogène. Quelques-uns de ces nitrures peuvent former des cbmbinaisons avec le chloride du métal, et alors ils ne détonent que beaucoup plus faiblement ou pas du tout, lorsqu'on les chauffe; mais ils ne cessent pas de se décomposer , à une température élevée , en métal et en nitrogène.

Bien que plusieurs de ces corps explosifs fussent connus depuis longtemps, leur constitution chimique n'avait pas été suffisamment approfondie. Thenard trouva que le cuivre et le fer, calcinés dans un courant de gaz ammonique sec, qui se décomposait en hydrogène et en nitrogène , ne présentaient plus le même aspect, ce qui semblait dénoter une altération opérée dans ces métaux; cependant ces métaux n'avaient pas sensiblement augmenté de poids. Despretz chercha ensuite, en 1829, à démontrer qu'il se produit dans ces expériences un nitrure métallique qui se décompose par la chaleur, en laissant le métal altéré d'après son aspect. Il ne trouva pas de trace de nitrogène dans le cuivre. Mais quant au fer , il crut y avoir constaté une proportion de nitrogène d'autant plus grande, que la température à laquelle on avait fait l'expérience avait été plus basse. Ce nitrogène fut reconnu sous forme d'ammoniaque, en dissolvant le fer dans l'acide suif urique étendu ou dansTacide chlorhydrique. Enfin, AÎcA/'ôV^er fit voir, en 1840, que la plupart des métaux peuvent être obtenus combinés avec le nitrogène, lorsqu'on réduit les oxydes de ces métaux, par le gaz ammonique sec, à une température insuffisante pour décomposer le nitrure métallique formé. Il régla la température en chauffant l'appareil de réduction dans un bain d'huile; elle pouvait y être maintenue constante jusqu'à ce que l'ammoniaque eût cessé d'agir.

Métaux et soufre.

Les métaux se combinent facilement avec le soufre. L'acte par lequel celte combinaison s'opère ressemble beaucoup à celui de Toxydaiion, Les combinaisons du soufre avec les métaux électro-

METAUX ET 50UFRK. a5

positifs sont appelées sulfures ou sulfobases; celles, au contraire , avec les métaux électronégatifs, prennent le nom de sulfides^ quand leur composition est proportionnelle à celle d'un oxacide du métal, ou qu'en général elles peuvent s'unir avec des sulfo« bases. Un sulfure métallique, de même qu'un oxyde métallique, a perdu les propriétés caractéristiques du métal qui en fait la base.

La combinaison des métaux avec le soufre est d'ordinaire accompagnéed'un dégagement de lumière. Lorsqu'on mêle un métal pulvérisé avec du soufre, et qu'on chauffe le mélange jusqu'à une certaine température, il devient rouge au moment où la combi* saison s'opère. Si , par exemple , on fait tomber un mélange de trois parties de limaille de cuivre et d'une partie de soufre pulvérisé dans un tube de verre soudé à l'une de ses extrémités, ou dans un petit matras de verre , que Ton chauffe au-dessus de la flamme d'une bougie, le soufre commence à fondre, et au bout de quelques minutes la masse entre en incandescence. Si Ton fait chauffer du soufre dans un matras de verre , sur la flamme d'une lampe à esprit->de*vin , jusqu'à ce que le matras soit plein de va» peurs jaunes de soufre, et qu'ensuite on y introduise quelques feuilles très-minces de cuivre laminé, celles-ci prennent feu et bràlent avec beaucoup d'éclat. Le soufre gazeux est absorbé, et le résultat de la combustion est du sulfure de cuivre. Quelques métaux bnMent de même avec lumière dans le gaz sulfide hydri« que, à une haute température; il se forme un sulfure métallique, et il reste du gaz hydrogène pur. Cette expérience réussit surtout avec le pota^ium. Divers métaux qui ont une faible affinité pour le soufre , tels que le platine, le palladium et le rhodium, ne laissent point dégager de lumière tant que le mélange est eu contact avec l'air ; mais lorsqu'on le chauffe dans le vide, il devient rouge, suivant Edmond Dai^y^ au moment où la combinaison s'effectue. La plupart des métaux se combinent directement avec le soufre ; mais cette combinaison immédiate ne saurait avoir lieu pour quelques-uns d'entre eux, le zinc et l'or, par exemple. On peut aussi produire presque tous les sulfures, en mêlant le métal oxydé avec une quantité suffisante de soufre, et chauffant le tout dans une cornue 9 il se forme de l'acide sulfureux, qui s'échappe sous forme de gaz, et le sulfure métallique reste. Lorsqu'on opère sur les alcalis et les terres alcalines, le soufre passe à l'état d acide sulfu-

%6 KiXJlüi ST SOHPAl.

rique, et Ton obtient un mélange de sulfure métallique et de aul« fàte. Quelques métaux, tels que le manganèse, le cobalt et le nickel, donnent des combinaisons en proportions déterminées d*oxjde et de sulfure métalliques. On parvient sans peine à combiner avec le soufre les métaux les moins susceptibles de s'unir à lui, en mè» lant leurs oxydes avec du carbonate potassique ou sodique et du soufre, et faisant chauffer doucement le mélange dans un creuset de porcelaine , jusqu'à ce que le soufre se soit combiné avec la masse, qui fond sans aucune ébullition. On met alors le couvercle du creuser, et on le chauffe graduellement, pendant une demi« heure, jusqu'au rouge incandescent; après quoi on laisse re* firoidir la masse, et on la traite par Teau , qui laisse, en général^ le sulfure métallique sous la forme d'une poudre cristalline bril« lante. Voici ce qui se passe dans cette opération : le radical de Talcali se convertit en un sulfure très-fusible^ sursaturé de soufre, qu'il ne laisse point échapper à la chaleur rouge ; lorsqu'on chauffé l'oxyde dans ce sulfure métallique, une partie de celui-ci se convertit en sulfaté alcalin aux dépens de l'oxyde, tandis que le métal de l'oxyde se combine avec une portion du soufre en excès dans le sulfure métallique alcalin. C'est de cette manière qu'on obtient des sulfures de chrome, de cérium, d'urahe, et de quelques dutres métaux, qui ne se combinent point avec le soufre, quand on fait chauffer leurs oxydes avec cette substance seule. La plupart des sulfures métalliques électronégatifs sont dissous par le sulfure métallique alcalin , et se dissolvent ensuite dans l'eau avec Iqi, ce qui fait que cette méthode ne convient pas pour les obtenir à l'état isolé. Cependant le sulfure métallique électro-né« gatif peut être précipité de ces solutions par un acide, pourvu que le sulfure alcalin s'y trouve en telle proportion qu'aucun per-^ sulfure du radical alcalin n'existe en même temps dans la solution ; car autrement le sulfide précipité serait mécahiquement mêlé de soufre déposé.

Quelques métaux, ayant une plus grande affinité pour le soufre que l'hydrogène, peuvent être unis au soufre, en les chauffant dans un courant de gaz sulfide hydrique ; pendant cette action l'hydrogène se dégage. Je dois ici rappeler que l^affinitédeâ mé^ taux pour le soufre n'est nullement en rapport avec leur affinité pour l'oxygène. L'argent^ par exemple, se combine avec le soufré du sulfide hydrique, même à la température ordinaire^ et le sul-

Mitlüt Et söüimt. »7

fnre argetitictiiè ne ^è dl^cotnpose pas par la fusioiî. En frisant arri?er da ^t stilfide hydrique, à Une chaleur trèfl-modérée , sur de Targënt en poudre , on obtient dû sulfure argen tique; nlaia célui*ci eiï ré<iuit à l'état d'argent par une calcination complet« dàtis Thydrogètie. Gependaiit, de toh côté, Targent ne peut décoriit)dfterreâu à aucune tètnpérature. Le cuÎTre, qui est également incapable de décomposer Teriu, décompose le gas sulfide hydri^* qiie;et le sulfure cuivri({Uë ainsi produit ne peut pas être réduit pr une légère calcination dans le gas hydrôgètie.

• Cependant, la plupart clés oxydes métalliques se convertissent ei) sulfUres à proportions dëterttiin^eé, lorsqu'on les chauffe dou* cernent dans un courant de ^ä% sülflde hydrique; dans cette action, Iliydrogène fortne dé.Teau avec Toxygènë de Toxyde, et le soufre se combirié avec le ttiétsil. De cette tnanière, on réussit à for« mer des sulfures dans de^ proportions qu'on ne peut pas autrement produii^e pai* Ifl vole ^èche, pourvu qu*oti ait soin de ne pas éleVer la température assez haut pour décomposer le sulfure fbrhié.

Quelques oxydes métalliques qui, par ce moyen , ne peuvent , à aucune température, être convertis en sulfures métalliques, par exemple, les oxydes de chrônië, de taritale, de titane, d'urane, de cérium , dé lanthane , etc. y se changent éU sulfures métalliques lorsqu'on les calcine fortement dans un Courant de gaz sulfide carbonique; dans (;ette action , il se dégage de Tacide carbonique , et le métal se combine avec le SOuft*e. Dans quelques cas, il se produit dû gaz oxyde carbonique et du soufre libre, qui se dépose iut des points plus refroidis.

On peut, de plus, mêler le métal bien divisé avec du sulfure mercnrique, et obtenir pout résidu le sulfure métallique, après avoir chassé, dans un appareil distillatoire, le nfetcure métallique et l'excès de sulfure mercurique employé. On peut aussi réduire lin sul£aitè métallique à l'aide du charbon ; ttiâis ce ihoyen ne réussit pas avec les sels à bases faibles.

On obtient des sulfures métalliques par la toie humide, en précipitant des dissolutions métalliques par le gaz sulfide hydrique ou par un sulfure alcalin ; et il est facile de se procurer ainsi des degrés dé sulfuration qu'on ne saurait produire par la voie sèche. En effet, comme les métaux se combinent avec Toxygène dans plusieurs proportions, il y a aussi plusieurs degrés de

a8 VITAUX ET SOÜFAE.

sulfuration; et ]«s métaux suivent, à cet égard, les mêmes lois, conservent ordinairement les mêmes multiples et les mêmes proportions que dans Foxydalion. En général, on peut produire, par la voie humide, autant de degrés de sulfuration d un métal qu'il a d oxydes , en décomposant ces derniers par le gaz sulfide hydrique : rhydrogène se combine avec loxygène de l'oxyde, et produit de Teau, tandis que le soufre s'unit au métal. Par le moyen des divers degrés de sulfuration du potassium , plusieurs métaux peuvent être obtenus à des degrés de sulfuration plus élevés encore , ainsi que je le montrerai à l'article Sulfures de potassium. Ordinairement chaque métal n'a qu\in seul degré de sulfuration qui supporte la chaleur rouge , dans un appareil distillatoire, sans perdre de soufre; et ce degré répond , pour les métaux électropositifs, au degré d'oxydation qui constitue la plus forte base. Quand on combine ce sulfure métallique avec de l'oxygène, jusqu'à ce qu'il en soit assez saturé pour que le soufre se trouve converti en acide sulfurique, il résulte de là un sulfate neutre. Lorsque ce sulfure métallique appartient à la classe de ceux qui peuvent décom* poser l'eau , et qu'on le traite par de l'acide sulfurique ou de Tacide chlorhydrique étendu ^ il se dégage du gaz sulfide hydrique, sans qu'il se sépare ni soufre , ni hydrogène en excès. Les degrés supérieurs de sulfuration ne se comportent pas de même; ou il s'en sépare du soufre , ou bien ils ne sont pas attaqués par l'acide. Quelquefois le sulfure métallique est susceptible d'être fondu en toutes proportions avec le métal pur; mais ce cas est rare.

Ce que j'ai dit des combinaisons des oxydes entre eux, s'applique aussi à celles des sulfures. Les sulfures métalliques électropositifs, les sulfobases, s'unissent avec les sulfures électronégatifs, les Sulfides, pour produire des sels particuliers, que nous appelons sulfoselsy et que je décrii*ai parmi les sels. Mais les sulfobases forment aussi les unes avec les autres des combinaisons de diverses sortes ; il n'y a qu'un petit nombre de ces dernières qui aient été bien examinées.

Un sulfure métallique peut se réduire de la même manière qu'un oxyde métallique , lorsqu'on le chauffe en contact avec un autre métal qui a plus d'affinité pour le soufre. Plusieurs sulfures métalliques sont réduits par le gaz hydrogène, quand on suit le même procédé que celui dont j'ai parlé en traiunt de la réduction des oxydes; il se forme du gaz sulfide hydrique, qui