DU COBALT

gnaient un mauvais génie des mines, et il paraît que les mines de cobalt ont reçu ce nom, parce que les mineurs étaient trompés par leur apparence avantageuse. Plus tard, lorsque les fabriques de verre et de porcelaine s’en servirent en grande quantité comme colorant, les mines de cobalt furent exploitées avec beaucoup de bénéfice.

Comme le cobalt n’est pas employé a l’état métallique, on ne le réduit jamais en grand : les chimistes le préparent eux -mêmes, et c’est une chose très - difficile que de l’obtenir à l’état de pureté parfaite. En général, on suit les mêmes procédés que ceux qui servent pour l’extraction du nickel. L’arsenic et les autres métaux étrangers sont éliminés par les moyens que j’ai indiqués, jusqu’à ce qu’il ne reste plu^ que du nickel. Ces deux métaux s’accompagnent toujours l’un l’autre, si bien que je ne sache pas qu’on ait jamais trouvé l’un d’eux, sans qu’il contînt quelques traces de l’autre.

Pour débarrasser le cobalt du nickel, on emploie, de préférence, la méthode qui a été trouvée par Laugier. IjCS oxides sont précipités par le carbonate potassique ou sodique, et bien lavés; on verse ensuite dessus une dissolution d’acide oxalique, jusqu’à saturation complète. Un excès d’acide ne dissout , ni l’un, ni l’autre. On décante la liqueur et on dissout les oxalates dans l’ammoniaque caustique; après quoi on étend la dissolution, et on l’abandonne à elle-même dans un vase dont la forme facilite l’évaporation. L’ammoniaque se volatilise, et le sel niccolique se précipite sous forme d’une poudre verte, tandis que le sel cobaltique reste en dissolution. On décante la liqueur limpide, et si dans l’espace de vingt-quatre heures, elle ne dépose plus de sel niccolique, on l’évapore à siccité. Elle est alors exempte de nickel; mais le sel niccolique, qui s’est déposé, contient du cobalt, dont on peut le débarrasser par les procédés que j’ai fait connaître précédemment.

Si au contraire on s’est servi, pour séparer le nickel du cobalt, de la méthode de Philips (^voyez page 21 5),

IrtU COBALT.

on obtient , après la precipitation du nickel par la potasse caustique, le cobalt dissous dans la liqueur ammoniacale, que l’on évapore; l’oxide cobaltique se dépose sous fôrine d’une poudre brune.

L’oxide cobaltique ne partage pas la propriété qu’a l’oxide niccolique , d’etre réduit par la seule action de la chaleur; et afin d’éviter pendant la réduction la présence d’un excès de charbon, on emploie de préférence l’oxalate cobaltique, qui se transforme à une haute température en gaz acide carbonique et en cobalt métallique ; on -couvre ce dernier de verre exempt de métal, et réduit en poudre, et on le fond dans un creuset luté, absolument comme pour le nickel. L’oxide cobaltique peut aussi être réduit à l’aide du gaz hydrogène; le métal qu’on obtient ainsi est tout aussi pyrophorique que le nickel, surtout s’il renferme une terre, par exemple de r alumine.

On n’a pas encore étudié les propriétés du cobalt, dans l’état de pureté dans lequel on l’obtient par la méthode qui vient d’être décrite. Le cobalt qu’on se procure d’après les procédés anciens , et par la réduction au moyen de l’huile et du charbon en poudre, n’est certainement point exempt de nickel; sa couleur est grise , mais plus blanchâtre que celle du fer ; il est cassant, mais on prétend qu’au rouge obscur il devient légèrement malléable. Il est assez réfractaire, puisqu’il exige, pour se fondre, i3o degrés Wedgewood, et cristallise, par le refroidissement, en prismes irréguliers , que l’on ' aperçoit, lorsqu’après avoir laissé figer la surface du métal, on la perce pour 'faire couler la portion encore liquide, contenue au centre de la masse. Il ne se volatilise à aucune température. On a différentes données sur sa pesanteur spécifique : d’après Tassaert elle est de 8,538, d’après Lampaduis de 8,7; enfin j’ai trouvé de 8,5 i3i le poids spécifique d’un morceau de cobalt pur et bien fondu. Il est attiré par l’aimant, même lorsqu’il est exempt de fer; mais une très-petite quantité d’arsenic suffit pour lui faire perdre cette propriété. Par la touche avec un

OXiDÏÏ COBALTIQUE.

aimant , il acquiert et conserve un faible magnétisme.

Le cobalt n’est attaqué ni par l’air, ni par l’eau, mais, à la chaleur rouge, il s’oxide avec lenteur, et à une très-haute température, il s’enflamme et brûle avec une flamme rouge. Les acides sulfurique et hydrochlorique étendus le dissolvent lentement à l’aide de la chaleur, avec dégagement de gaz hydrogène. L’acide nitrique le dissout avec une grande facilité ; les dissolutions sont foncées et d’une belle couleur rouge.

Oxides de cobalt. Le cobalt paraît avoir trois degrés d’oxidation.

T® Oxide cohaltique. On l’obtient, soit quand on calcine fortement le cobalt à l’air libre, soit quand on dissout ce métal dans l’acide nitrique, ou dans l’acide hydrochlorique bouillant et qu’on précipite la dissolution par un carbonate alcalin. L’oxide qui provient de la calcination du carbonate cobaltique précipité est d’un gris cendré, et celui qu’on obtient par la combustion du métal estbleuou bleu grisâtre. Précipité par la potasse caustique de sa dissolution dans les acides, il est d’une belle couleur bleue; et quand le précipité a bouilli pendant quelque temps, il devient peu à peu violet, et quelquefois d’un rouge sale. D’après Proust , ce précipité rouge sale est de Vhjrdrate cohaltique ; quand on le calcine dans une cornue, il donne de l’eau, et laisse l’oxide avec sa couleur d’un gris-cendré. Si l’on abandonne à l’air libre l’oxide cobaltique précipité par un alcali caustique, il se colore peu à peu en vert sale , et conserve cette teinte, quand on le sèche sans le chauffer auparavant. L’oxide bleu est plus sujet à ce changement que l’hydrate qu’on peut conserver sans altération, quand on le fait sécher rapidement, et qui n’éprouve plus le moindre changement une fois qu’il est sec. On obtient le même oxide vert, en versant une dissolution de cobalt dans de l’eau froide et aérée , contenant un peu de potasse caustique ; mais il ne prend pas naissance, quand l’eau a été préalablement purgée d’air par l’ébullition ; il ne se dépose alors que de l’oxide bleu. Proust a prouvé que c’est une combi-

OXIDE COBALTJQIJE. 2^9

liaison de l’oxide cobaltique avec le suroxide de cobalt , par(;e que, traité par le vinaigre, il lui cède de l’oxide cobaltique, tandis que le suroxide reste.

L’oxide cobaltique se dissout par la fusion dans les flux vitreux , et leur communique une couleur qui paraît bleue à la lumière du jour, et violette à celle d’une bougie, ou bien rougeâtre quand l’oxide se trouve disséminé dans une grande quantité de flux. Pour colorer le verre, il faut une si petite quantité d’oxide, que certainement nulle matière colorante n’a autant d’intensité que celle-là. Par une trop grande quantité d’oxide, le verre devient noir. Si l’on fait fondre de l’oxide cobaltique avec du borax, et que l’on dissolve la masse vitreuse dans l’eau, à l’abri du contact de l’air, l’oxide reste sous forme d’une masse bleue volumineuse. Si l’on chauffe l’oxide avec du verre de borax sur un têt de porcelaine, il passe à un plus haut degré d’oxidation , et l’on obtient une masse noire qui , mêlée avec de l’oxide manganique, sert de coideur noire dans la peinture sur émail, et qui, calcinée jusqu’au rouge cerise, repasse à l’état de verre bleu.

L’oxide cobaltique se combine avec les alcalis, et peut-être aussi avec les terres. Fondu avec la potasse caustique, il s’y dissout et lui communique une couleur bleue; sa dissolution est décomposée par l’eau et par l’air libre: dans le premier cas, il se précipite de l’oxide, dans le deuxième, du suroxide. L’ammoniaque et le carbonate ammonique dissolvent l’oxide cobaltique, en prenant une couleur rouge ; la potasse caustique ne le précipite point de cette dissolution. Il est probable que l’oxide cobaltique, de même que l’oxide niccolique, a de l’affinité pour d’autres bases salifiables encore, et que l’ammoniaque ne dissout pas tout l’oxide cobaltique contenu dans ces composés.

Les combinaisons les plus remarquables que forme l’oxide cobaltique avec les bases , sont celles qui résultent de son union avec la magnésie, l’alumine et l’oxide zincique. Si l’on verse du nitrate cobaltique sur de la

23o oxide COBALTIQUE.

magnésie , qu’on sèche et qu’on calcine celle-ci , elle prend une teinte rose qui est faible , mais si caractéristique, que, dans les essais au chalumeau, on reconnaît la présence de la magnésie dans des minéraux qui ne contiennent ni des oxides métalliques, ni de l’alumine, en triturant le minéral avec de l’eau , faisant tomber une goutte du mélange sur du charbon, séchant la goutte, et y ajoutant un peu de nitrate cobaltique, séchant de nouveau, et faisant fortement rougir le mélange. Après le refroidissement, la masse est toujours d’un rouge pâle, mais plus ou moins prononcé, suivant qu’elle contenait plus ou moins de magnésie. Si on parvient à la fondre, la couleur acquiert plus d’intensité encore.

On obtient la combinaison de l’oxide cobaltique avec l’alumine , en mêlant un sel d’alumine exempt de fer, par exemple, de l’alun de Rome, avec une dissolution de cobalt parfaitement pure , précipitant la liqueur par un alcali, lavant le précipité avec soin, le séchant et le calcinant fortement. On obtient ainsi une belle poudre bleue que l’on peut comparer à l’outremer pour la pureté de la teinte, et à laquelle on donne plus ou moins d’intensité, en y faisant entrer des proportions diverses de cobalt. Mais, pour que cette couleur soit parfaite , il est nécessaire que les matières qui servent à sa préparation soient entièrement exemptes de fer et de nickel. On peut aussi l’obtenir en versant du nitrate cobaltique sur de l’alumine déjà précipitée , faisant sécher le mélange et calcinant le résidu. La couleur bleue de ce produit peut servir à reconnaître ralumine au chalumeau , et à découvrir la présence de cette terre dans des minéraux qui ne contiennent point d’oxides métalliques. La masse devient bleue par la calcination; mais il faut prendre garde qu’elle n’entre en fusion, car alors elle bleuirait, même quand elle ne contiendrait point d’alumine. Cette couleur bleue a été découverte par Gabn, ainsi que l’emploi de l’oxide cobaltique, comme réactif dans les essais au chalumeau. Au jour^ elle peut

ACIDE COBALTIQUE. 'à‘5 I

remplacer l’outremer; mais à la lumière du feu elle a une teinte violette comme tous les bleus de cobalt.

On prépare la combinaison de l’oxide cobaltique avec l’oxide zincique de la même manière que celle avec l’alumine , sauf qu’on emploie, à la place d’un sel aluminique, un sel zincique exempt de fer. Après avoir été calcinée , cette combinaison est d’un assez beau vert; elle a été découverte par Rinman , et a reçu par cette raison le nom de vert de Rinman. On ne s’en sert pas, parce que sa beauté ne répond pas au 'prix élevé auquel elle revient.

D’après l’analyse de Rotboff, la composition de l’oxide cobaltique se rapproche tellement de celle de l’oxide niccolique, qu’on pourrait la regarder comme tout-à-fait identique; loo parties .de cobalt y sont combinées avec *Ay,097 d’oxigène, ou y8,68 parties de métal absorbent 21,82 parties d’oxigène pour le produire.

2*^ Suroxide de cobalt. On l’obtient en chauffant au contact de l’air l’oxide cobaltique récemment précipité, ou bien en agitant cet oxide avec une dissolution de chlorite calcique; l’oxide prend une couleur brune, qui finit par devenir noire. A l’état de poudre , le suroxide a la couleur de la terre d’ombre. On le rencontre quelquefois dans le règne minéral. A la chaleur rouge cerise il dégage de l’oxigène, et se réduit à l’état d’oxide cobaltique. Il ne se dissout dans aucun acide, à l’exception de l’acide bydrochlorique, et cet acide le transforme en chlorure cobaltique, avec dégagement de chlore. On obtient aussi du suroxide de cobalt, en chaidfant du nitrate cobaltique jusqu’à ce que l’acide nitrique soit décomposé; pendant la calcination, le suroxide se forme peu à peu. Si l’on met le suroxide de cobalt en digestion dans de l’ammoniaque, il se dissout; une partie de l’ammoniaque se ‘décompose, et il se dégage du gaz nitrogène. D’après l’analyse de Rotboff, il est formé de 28,90 parties d’oxigène, et de '71,10 de cobalt; par conséquent, il contient 4076^ parties d’oxigène sur 100 de métal , ou une fois et demie plus d’oxigène , que l’oxide cobaltique.

8° Acide cobaltique. Si l’on verse dans un vase clos

202 SULFURE COBALTIQUE.

de l’ammoniaque sur un sel cobaltique, une partie de l’oxide se dissout, et une autre reste sous forme de poudre bleue. La dissolution renferme un sel double cobaltique et ammonique. Mais si l’on opère au contact de l’air, l’oxide se dissout peu à peu, en passant à un plus haut degré d’oxidation, et la liqueur prend une couleur plus foncée. Si l’on se sert , pour cette expérience, du nitrate cobaltique, on obtient un sel ammonique cristallisé, qui paraît être une combinaison de nitrate et de cobaltate ammoniques. Jusqu’à présent nous ne savons rien de plus sur l’acide cobaltique, et le peu de notions que nous possédons à cet égard sont dues aux observations de L. Gmelin. Brugnatelli annonça déjà, en 1797, l’avoir découvert, quoique à tort; mais Fiedler indiqua, en 1801 , d’une manière très-positive, que la combinaison ci-dessus mentionnée avec l’acide nitrique et l’ammoniaque, contenait de l’acide cobaltique. Pfaff avait aussi clierché à prouver que l’oxide cobaltique passe, dans la liqueur ammoniacale, à un plus haut degré d’oxidation. L. Gmelin présume que l’acide cobaltique contient, pour la même quantité de cobalt, deux fois autant d’oxigène que l’oxide cobaltique.

Sulfure cobaltique. La combinaison du soufre et du cobalt est accompagnée d’un dégagement de lumière, et le sulfure qui en résulte entre en fusion à la chaleur qui se développe. Il est d’un jaune gris, doué de l’éclat métallique et cristallin. On obtient la même combinaison quand on chauffe au rouge un mélange d’oxide cobaltique et de soufre, ou d’oxide cobaltique, de soufre et de potasse. Dans le dernier cas, le sulfure ressemble à la plombagine. Pour préparer le sulfure cobaltique par la voie humide, on fait arriver un courant de gaz sulfide hydrique dans la dissolution d’un sel cobaltique neutre; quand la liqueur est devenue acide jusqu’à un certain point, la précipitation s’arrête. Par conséquent , lorsqu’on ajoute de l’acide à une dissolution de cobalt, ce métal n’est pas précipité, et on peut le séparer par ce moyen des métaux dont les dissolutions acides sont précipitées par le gaz sulfide hydrique. Si l’on opère

BISULFURE DE COBALT.

sur de l’acétate cobaltique en dissolution étendue , la plus grande partie du métal est précipitée. On obtient le même sulfure en mêlant les sels cobaltiques avecun sulfhydrate; il se forme un précipité "noir, qui n’est pas soluble dans un excès du précipitant. Lorsqu’on fait digérer le sulfure cobaltique avec de l’hydrate potassique, il donne une dissolution brune. Il est composé de 64,72 parties de cobalt, et 35,2 8 de soufre, ou de 100 du premier, et 54,5 1 du second.

Arfvedson a trouvé que quand on fait passer du gaz hydrogène sur du sulfate cobaltique chauffé au rouge, ce sel se décompose; il se forme de beau et du gaz acide sulfureux, et il reste une combinaison d’oxide et de sulfure cobaltiques, sur laquelle le gaz hydrogène n’exerce plus d’action. Dans cet oxisulfure, le cohalt est partagé également entre le soufre et l’oxigène ; les acides en dissolvent Toxide cobaltique, et laissent le sulfure, qui n’est attaqué que par l’acide hydrochlorique concentré, et seulement avec lenteur.

Ses quisulf lire de cobalt. En faisant passer un courant de gaz sulfide hydrique sur l’oxisulfure cobaltique, dont il vient d’etre question , Arfvedson a obtenu un plus haut degré de sulfuration du cobalt, qui ne contenait pas tout-à-fait une fois et demie autant de soufre que le sulfure cobaltique, et dont il n’a pas étudié les propriétés. Quand on chauffe le suroxide de cobalt dans du gaz sulfide hydrique, en ayant soin de ne pas élever la chaleur jusqu’au rouge, on obtient aussi du sesquisulfure. Il est d’un gris foncé. On le rencontre dans le règne minéral.

Bisulfure de cobalt. D’après Setterberg on l’obtient, quand on mêle du carbonate cobaltique avec une fois et demie son poids de soufre , et qu’on chauffe lentement le mélange dans une cornue de verre; il se dégage du gaz acide carbonique , du gaz acide sulfureux et de l’eau. On continue à chauffer jusqu’à ce qu’il ne distille plus de soufre, avec la précaution de ne pas élever la chaleur jusqu’au rouge , parce que la combinaison

ALLIAGES DE COBALT

serait détruite. Le bisulfure de cobalt se présente sous forme d’une poudre noire, privée de tout éclat. Aucun acide ne l’attaque, si l’on excepte l’acide nitrique et l’eau régale ; il n’est pas dissous par les alcalis caustiques. Si l’acide hydrochlorique ou la dissolution de potasse caustique lui enlèvent quelque chose, c’est parce qu’il contient en mélange une certaine quantité de sulfure cobakique. Quand on traite le sesquisulfure de cobalt par l’acide liydroehlorique , une partie du sulfure se dissout avec dégagement de gaz sulfide hydrique , et il reste du bisulfure de cobalt. Si on lave bien ce dernier, quelques înstans après qu’il vient d’être préparé, et qu’on le fasse sécher, il devient acide pendant la dessiccation, comme le sulfure platinique, et se convertit partiellement en acide sulfurique et en sulfate cobaltique. D’après l’analyse de Setterberg, il est formé de 471^47 parties de cobalt, et 5^,1 53 de soufre, et J 00 parties de métal y sont combinées avec 109 ou deux fois autant de soufre que dans le sulfure cobaltique.

Phosphure de cobalt. On l’obtient par le procédé ordinaire ; il est très-fusible , d’un blanc bleuâtre et cassant; il se ternit à l’air, et contient, dit-on, 0,06 de phosphore.

Alliages de cobalt. Le sélénium s’unit au cobalt, avec dégagement de lumière; il en résulte une masse fondue, d’un gris foncé, douée de l’éclat métallique et d’une cassure lamelleuse.

arsenic et le cobalt s’allient facilement. Ce composé se rencontre dans le règne minéral , et fait partie du minerai ordinaire de cobalt. Distillé dans des vaisseaux clos, il est décomposé; une partie de l’arsenic se sublime, et il reste du cobalt moins chargé d’arsenic. L’arséniure de cobalt se fond , à une température élevée, en une masse blanche, cassante, nullement magnétique. Le minerai de cobalt connu sous le nom de cobalt gris est une combinaison de cobalt, de soufre et d’arsenic, dans une proportion telle , que si ces der-

ALLIAGES DE COBALT

•2 JD

niers venaient à s’acidifier, chacun d’eux formerait à lui seul un sel neutre , avec tout le cobalt converti en oxide.

Le cobalt forme avec \ antimoine un alliage cassant.

J’ai déjà parlé de ses combinaisons avec les métaux nobles.

Il ne s’unit pas immédiatement au mejxure^ et on ne connaît aucun amalgame de cobalt.

On ne parvient pas facilen^nt à l’unir au zinc; quelques chimistes prétendent même qu’il est impossible d’allier ces deux métaux.

Avec X étain ^ il donne un alliage blanc bleuâtre, un peu ductile.

On n’a pas pu le combiner avec le bismuth.

Il s’allie difficilement au plomb ; et , après avoir fondu le mélange des deux métaux , on trouve que ces derniers forment deux coucbes distinctes, contenant chacune une faible quantité de l’autre métal. Gmelin dit qu’il est parvenu à les allier en toutes proportions, en mettant des disques de plomb dans un creuset , les saupoudrant de cobalt, puis de charbon. Les alliages conservent en général les caractères du métal qui prédomine, mais ils sont tous peu malléables et plus durs que le plomb.

Le colbat n’est employé que pour colorer le verre et les émaux, et pour préparer la couleur bleue qui résulte de sa combinaison avec l’alumine. Dans le commerce on trouve le cobalt, soit à l’état de minerai brut, enveloppé dans du papier, portant le cachet de la mine, pour prévenir des falsifications; soit à l’état de chaux métallique ( sous-arséniate cobaltique) ; soit à l’état de minerai grillé, qui, mêlé avec le double de son poids de quartz en poudre, et imbibé d’eau, est tassé dans des tonneaux, ou il durcit beaucoup, et prend alors le nom de safre ; soit enfin à l’état de verre bleu, plus ou moins foncé , et réduit en poudre d’une finesse variable , qu’on appelle smalt. Plus la poudre est fine, et plus il doit contenir de cobalt, pour conserver sa couleur bleue. On l’assortit par numéros , et l’on donne

DU FER

ordinairement le nom à'Eschel à la poudre la plus fine. On se sert du smalt pour colorer Tamidon en bleu, et pour débarrasser le papier de sa nuance jaune ; mais le papier ainsi préparé use rapidement les plumes. L’odeur arsenicale qui se dégage souvent du papier qui brûle, provient du smalt.

1 8. Du fer.

Le fer est le métal lefplus remarquable; il est connu de toute antiquité, et il a marcbé pas à pas avec la civilisation dont il est presque une condition indispensable , par ses nombreuses applications. Il est répandu dans tôute la nature. On le trouve dans le règne animal et végétal, et il existe très-peu de minéraux qui n’en contiennent plus ou moins.

On rencontre rarement le fer à l’état métallique, et presque tout le fer natif qu’on trouve dans la nature, est renfermé dans des pierres météoriques , tombées du ciel. Cependant on prétend qu’il a été découvert aux Etats-Unis, non loin de Canaan, dans du schiste chloriteux, un filon large de deux pouces, et rempli de fer natif. Ace qu’il paraît, ce fer est traversé par des feuilles de graphite, et bordé des deux côtés de graphite. Sa pesanteur spécifique varie de 5,90 à 6,71. Quand on le dissout, il laisse 0,06 à 0,07 de graphite; il contient çà et là des morceaux de quartz , mais paraît être exempt de tout autre métal. En outre, on trouve dans fOural une espèce de fer natif qui accompagne le platine, ainsi que je l’ai déjà dit à l’article de ce dernier métal. Le plus ordinairement on trouve le fer à l’état d’oxide ou de sulfure. Les minéraux qui contiennent du fer en quantité assez grande , et dans un état tel qu’on puisse avec avantage l’extraire et le purifier, sont appelés minerais defer; il y en a de différentes espèces, et la qualité du fer qu’ils fournissent varie suivant qu’ils sont eux-mêmes plus ou moins exempts d’autres métaux, de soufre et de phosphore. Les meilleurs minerais de fer se rencontrent dans les terrains primitifs, où

DU F En.

ils forment ordinairement des couches très-fortes. Ce sont les minerais de cette espèce qu’on exploite généralement en Suède ; savoir :

i® Le fer magnétique ^ qui tantôt joue lui-même le rôle d’un aimant, tantôt est seulement attiré par lui. Ces minerais sont d’un gris noirâtre , plus ou moins hrillans, et donnent par la trituration une poudre noire, (|ui suit l’aimant. Ils ne sont pas formés, comme on l’a cru généralement, d’oxide ferreux, mais ils résultent d’une combinaison d’oxide ferreux et d’oxide ferrique , dans laquelle ce dernier est prédominant. L’acide hydrochlorique les dissout , en prenant une couleur jaunerougeâtre foncée , qui tire un peu sur le vert.

oP Le fer oligiste , tantôt en morceaux cristallisés, hrillans, durs et d’un gris d’acier, tantôt en écailles, qui sont réduites par la trituration en une poudre rouge. On le désigne aussi par le nom ééhématite. C’est ordinairement de l’oxide ferrique pur; cependant il est rare de le trouver tellement exempt d’oxide ferreux, qu’il n’exerce aucune action sur l’aiguille aimantée.

Les minerais de fer, qu’on rencontre dans d’autres pays , sont :

I® Le fer spathique, qui se présente en filons , et qui est souvent blanc ou brunâtre. Il consiste en carbonate ferreux , et on l’exploite dans quelques contrées , quoiqu’il soit accompagné de minéraux qui nuisent ordinairement à la qualité du fer. On croit qu’il fournit un fer très-propre à la fabrication de l’acier.

Les terrains plus modernes, surtout ceux de formation secondaire et tertiaire, contiennent des masses considérables de minerais de fer, dans lesquels une argile pénétrée de carbonate ferreux , d’hydrate ferrique et de silicate ferreux, accompagne les couches de bouille, et fournit les matériaux nécessaires à la fabrication d’une immense quantité de fer, surtout en Angleterre.

3° On trouve dans les terrains d’alluvîon des minerais de fer limoneux, qui consistent principalement en

DU FER

hydrate ferrique, assez souvent mêlé avec du phosphate ferrique, et que Ton exploite aussi dans quelques localités de la Suède.

Le fer qu’on a extrait des minerais provenant des terrains modernes , est toujours de qualité inférieure. Or, comme les minerais de fer des formations pri- . mitives appartiennent à la Suède , à la Norwége et à la Russie, tandis que ceux des formations plus modernes sont les plus répandus dans les autres pays de l’Europe, les fers fabriqués dans le Nord sont préférés de beaucoup à tous les autres.

[\ Les terrains volcaniques produisent aussi un minerai de fer, qui donne une grande quantité de bon fer.

Il forme un sable noir qui consiste en titanate ferreux ; mais il n’y a qu’un petit nombre de localités qui en contiennent une assez grande quantité pour qu’on puisse s’en servir à la fabrication du fer.

Voici comment on procède pour extraire le fer- de ses minerais. On commence par griller ceux-ci, puis on en mêle plusieurs ensemble, suivant qu’on a trouvé par expérience qu’un pareilrnélange est plus fusible, et donne un meilleur fer ; cet assortiment des minerais est souvent d’une haute importance, soit par rapport à la quantité de fer que l’on peut extraire, dans un temps déterminé, des matériaux qu’on exploite, soit par rapporta sa qualité. Pour assortir les minerais de fer d’une manière convenable, d faudrait avoir une connaissance à peu près exacte de leur composition, et des corps qui constituent leurs gangues. Mais jusqu’à présent ce sujet a peu excité l’attention des savans; cependant l’exploitation du fer aurait certainement gagné beaucoup , si l’on avait soumis les minerais ferrifères à des recherches analytiques aussi exactes que celles qu’on a faites, souvent par simple curiosité, de la plupart des autres minéraux. Comme les intérêts économiques dirigent rarement le véritable savant, parce qu’il n’y participe presque jamais, on peut attendre peu de lui sous ce rapport ; mais nous avons lieu d’espérer que d’habiles

DfJ FER.

2 JQ

maîtres de forges trouveront utile à leurs propres intérêts de consacrer une partie de leur temps à des recherches de ce genre.

On ajoute de la pierre calcaire à l’assortiment des minerais, tant dans la vue d’avoir un fondant, c’est-à-dire de vitrifier les minéraux étrangers qui sont contenus dans le minerai , et qui empêcheraient la réunion du fer réduit, que pour séparer diverses matières qui pourraient nuire à la qualité du fer. On dispose le mélange par couches, avec du charbon, dans un haut fourneau. Sous ce nom on désigne un grand fourneau de fusion , dont la forme intérieure représente celle de deux creusets, d’égale grandeur, renversés l’un sur l’autre, et dont le supérieur n’a point de fond. A la partie inférieure du fourneau se trouve un espace destiné à recevoir le métal fondu, et muni d’une ouverture latérale, qui permet au fer fondu de s’écouler; pendant lA)pération, cette ouverture est bouchée avec du sable. Un peu au-dessus de cet espace, on ménage une autre ouverture par laquelle passent les tuyères des soufflets. Le haut fourneau est chauffé lentement, afin d’éviter qu’une élévation trop rapide de la température ne le fasse éclater et quand il a atteint la chaleur convenable , on y introduit le mélange des minerais, alternativement avec des couches de charbon , après quoi on fait marcher les soufflets sans interruption. La masse s’affaisse à mesure que le charbon brûle; on remplit alors le vide par de nouvelles couches de minerai et de charbon, qu’on introduit par le haut du fourneau. Ordinairement on con tinue ainsi dans les cantons de la Suède , qui possèdent des mines de fer, depuis Noël jusqu’en été, et pendant ce temps chaque haut fourneau est dans une activité constante jour et nuit. Pour entretenir d’une manière avantageuse la marche de l’opération , il faut plus d’expérience que de connaissances théoriques; car, par ces dernières, on n’a encore rien pu déterminer à priori. D’après les expériences que Sefstrôm vient de faire, la réduction du fer s’opère déjà par le gaz oxide carbonique, près la sortie de ce gaz par l’ouverture supérieure

DU FER

du haut fourneau. Plus bas ou la chaleur est plus forte le fer entre en fusion en se combinant avec du charbon ; ce dernier réduit en même temps une plus ou moins grande proportion des autres corps réductibles que contenait le minerai, tels que le soufre, le phosphore, le silicium, le magnésium, le manganèse, etc. Le charbon rend le fer plus fusible qu’il ne l’est à l’état de pureté, mais il lui fait perdre sa ductilité. La chaux et les minéraux terreux qui constituent la gangue de la mine, se fondent en un verre opaque, appelé laitier. Ce verre coule avec le fer fondu jusqu’au sol du fourneau, ou ils se séparent en deux couches, dont la supérieure est composée de laitier qui garantit l’autre ( le fer fondu ) de l’influence de l’air. Le laitier produit souvent des combinaisons cristallisées qui ressemblent tellement a celles qu’on trouve dans le règne minéral , qu’on ne peut s’empêcher de conjecturer que la formation de ces dernières a aussi été le résultat de la fusion des substances minérales.

Les combinaisons qu’on trouve le plus habituellement cristallisées dans les scories des hauts fourneaux, sont, d’après Mitscherlich , des bisilicates ([) calcique et magnésique, quelquefois avec des traces de bisilicale ferreux ; ils ont absolument la même forme cristalline que le pyroxène.

Plus la réduction du fer est complète, moins aussi le laitier retient de fer; et il est présumable qu’avec le temps, et lorsqu’on aura mieux étudié la nature du laitier, on sera plus à même que ne le sont aujourd’hui les maîtres de forges, de régler l’assortiment des minerais, et de s’assurer ainsi le résultat le plus favorable qu’on puisse obtenir. Le laitier s’assemble en quantité bien plus grande que le fer réduit, raison pour laquelle il faut le faire écouler de temps à autre par une ouverture. Lorsque le fer fondu remplit l’espace qui lui est destiné sur le sol du fourneau, on retire le sable, et on débouche l’âtre : le métal coule dans des moules en sable, oîi il

(i) J’entends par bisilicate, un silicate dans lecpiel l’oxigène de l’acide silicique est double de celui de la base.

DU FER

se solidifie et forme des gueuses. On l’appelle alors fonte ou fer cru.

La fonte est un mélange de substances réduites, dont la masse principale consiste en fer combiné avec du carbone; les proportions de ce dernier varient beaucoup, et exercent une grande influence sur son aspect 'et sur ses propriétés. Pour rendre ce fer malléable , il est necessaire de brûler le carbone, ainsi que tous les corps métalliques qu’il peut contenir. Cette opération est exécutée dans des fourneaux particuliers , où la fonte est fondue sous une couche de charbon et de scories (obtenues dans des opérations précédentes), pendant que l’air qui provient des soufflets, agit sur sa surface. Ces scories se forment par la combustion du fer; l’acide silicique contenu dans les cendres des charbons brûlés, produit avec f oxide ferreux un silicate fusible ,dans lequel l’oxide ferreux contient, tantôt autant d’oxigène que l’acide silicique, tantôt davantage. Le fer s’oxide en même temps que le charbon, et l’on a soin de brasser le liquide, afin que les scories se mêlent avec le fer fondu. Quand la masse est arrivée à une certaine température, le carbone de la fonte se transforme en gaz oxide carbonique, aux dépens de l’oxigène contenu dans les scories qui se trouvent mêlées à la fonte, et la masse fondue entre dans une espèce d’ébuilition ; les bulles qui s’en dégagent brûlent à la surface du fer, de sorte que celui-ci est recouvert de flammes étincelantes. La masse de fer devient peu à peu moins fluide, et semblable à une sorte de bouillie; elle finit par se solidifier quand la plus grande parti»e du charbon a été brûlée, et qu’il ne reste plus que du fer. Cette opération est connue sous le nom di affinage y et la masse de fer refroidie reçoit le nom de fer affiné. En Suède, on appelle cette méthode de préparer du fer ductile, affinage allemand.

Une autre méthode de brûler le carbone de la fonte constitue l’affinage wallon, dont on se sert dans les forges d’une partie de la province Upland, où l’on exploite les mines de fer de Dannemora. Par ce procédé, on fond IIÎ. i6

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une moindre quantité de fer à la fois, le charbon de la fonte brûle aux dépens de l’air, on consomme davantage de combustible et, en outre, il se brûle plus de fer : mais en revanche le métal est moins sujet à contenir des scories et des corps étrangers, et devient plus homogène.

Le fer affiné est retiré du fourneau , et forgé sous de gros marteaux mis en mouvement par l’eau, ou par des machines à vapeur. Chaque coup de marteau exprime une grande quantité des scories mêlées avec la masse, aux dépens desquelles le charbon contenu dans la fonte s’est brûlé. Dès que les parties métalliques adhèrent suffisamment les unes aux autres, et que les scories sont entièrement expulsées par ce travail, on forge le fer en barres de différentes dimensions. Il est alors versé dans le commerce sous le nom de fer en barres.

Tels sont les procédés les plus usités en Suède pour fabriquer le fer en barres. En Angleterre, on a essayé avec succès une autre méthode d’affiner le fer; elle consiste à refondre le fer cru pour le débarrasser d’une partie du charbon; après quoi on le fond de nouveau dans une espèce de fourneau à réverbère, jusqu’à ce que, le charbon et les autres substances étrangères étant oxidés , le fer se trouve affiné. Ce procédé est indispensable en Angleterre pour produire du fer en barres de qualité passable, parce que, faute de charbon de bois, on est obligé de se servir de charbon de terre, dont les matières étrangères, le soufre surtout, rendraient le fer impropre à tout usage, si pendant l’affinage il se trouvait en contact avec iuL On passe le fer d’abord sous un gros marteau pour le débarrasser des scories et ensuite entre des cylindres cannelés, qui le compriment et le réduisent en barres. On plie ces barres en deux, on réunit les deux moitiés en les brasant, et on repasse la masse entre les cylindres pour la réduire de nouveau en barres. Par cette opération, qui est répétée plusieurs fois, orî parvient à se procurer un fer homogène, qui est très -mou, quoiqu’il ne soit pas

Dü FKrx.

entièrement privé de matières étrangères. Cette méthode de préparer le fer en barres est appelée, en Angleterre Corfs pudling process^ du nom de l’inventeur : elle a aussi été essayée en Suède; mais elle paraît occasionner une plus grande perte de fonte par l’oxidation , et donner moins de fer ductile que nos méthodes ordinaires.

Il est facile d’entrevoir que le fer, préparé par l’une ou par l’autre de ces méthodes, n’est que dans un état approchant de la pureté parfaite. Le fer en barres le mieux préparé renferme encore près d’un demi pour cent de carbone, et environ un demi -millième de silicium. Mais la présence de ce carbone ne doit pas être considérée comme un vice : sans devenir cassant, le fer acquiert par-là une certaine solidité, qui disparaît quand on brûle le carbone; il ne reste alors qu’un métal qui est beaucoup trop flexible et trop sujet à l’usure, pour qu’on puisse l’employer avec le même avantage que le fer qui contient un peu de carbone. Le fer en barres, provenant de minéraux manganésifères , renferme en outre une certaine quantité de manganèse, qui cependant ne nuit en rien à sa qualité. Les minerais qui contiennent du soufre,- du phosphore, de l’arsenic ou du cuivre , fournissent un fer qui a des défauts dont on ne peut le débarrasser complètement , quelque soin qu’on apporte à sa fabrication; en effet, ces corps ne peuvent pas être entièrement enlevés par l’action du feu, et l’affinité de la grande masse de fer les garantit de l’influence de l’air. Si le fer renferme du soufre, de l’arsenic ou du cuivre, il se brise en éclats, lorsqu’après l’avoir chauffé jusqu’au rouge, on le soumet à Faction du marteau ; on dit alors qu’d est cassant a chaud : quand il contient du phosphore, on peut bien le traiter à la chaleur rouge; mais il se brise quand on cherche à le ployer, après le refroidissement : dans ce cas, il est cassant à froid. On a reconnu que l’addition d’une certaine quantité de chaux et d’oxide ferrique, pendant

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l’affinage , diminue considérablement ces défauts qui proviennent ordinairement de la présence du soufre ou du phosphore. Dans ces derniers temps, on a essayé d’y remédier, en mêlant, dans le haut fourneau, les minerais de mauvaise qualité , qui sont souvent les plus riches, avec d’autres de diverses sortes, et on est parvenu à obtenir ainsi un fer qui était, jusqu’à un certain point, exempt de défauts.

Pour préparer, avec le fer en barres, un fer parfaitement pur, on mêle de la limaille de fer avec un quart de son poids d’oxide ferreux noir; on introduit le mélange dans un creuset de Hesse; on le couvre avec du verre vert pulvérisé, ou, mieux encore, avec un verre qu’on a préparé soi-même avec des substances exemptes de métal ; puis on lute, le creuset, et on l’expose pendant une heure, dans une forge, à l’action d’un feu de coak, alimenté par un soufflet. On croyait pendant long- temps qu’il était impossible de fondre le fer parfaitement pur ; mais, indépendamment des essais qui ont été faits par M.’ Renzie et par Tiemann, j’ai vu des régules bien fondus, pesant depuis un quart jusqu’à une demi-livre, que M. Broling avait fondus dans son laboratoire.

A l’état de pureté, le fer est d’un blanc qui se rapproche de celui de l’argent ; il jouit d’une ténacité extrême , et a plus de mollesse que le fer ordinaire en barres, de sorte qu’il serait moins propre que ce dernier à différens usages. Sa cassure est écailleuse, conchoïde, et parfois comme cristalline. La pesanteur spécifique du fer en barres, fondu chez M. Broling, était de '7,8439. La densité du même fer, réduit en une lame très -mince, n’était plus que de '7,6, et de 7,7^ après qu’on l’eut étiré en un fil carré d’un seizième de pouce de diamètre. H semblerait que ces anomalies proviennent d’une répulsion entre la surface du fer et l’eau , puisque la pesanteur spécifique allait en diminuant, à mesure que la surface du métal augmentait. Cependant

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la surface avait été purgée, à l’aide de la potasse caustique, de toutes les substances étrangères qui pouvaient s’opposer à l’adhésion entre le métal et l’eau.

Le bon fer en barres ordinaires est d’un gris clair; sa cassure est fibreuse et hérissée de pointes, et sa pesanteur spécifique de 7, '7, terme moyen. Tl a beaueoup de ténacité, mais celle-ci varie considérablement, suivant le degré de pureté des différentes espèces de fer. Un fil de 4 ligne de diamètre exige, d’après Sickingen , un poids de 60 livres pour se rompre. Le fer se ramollit avant d’entrer en fusion, et, dans cet état, il peut être brasé. Les deux extrémités des barres de fer qu’on veut braser étant chauffées au rouge, on les saupoudre de sable fin : ce sable dissout l’oxide ferreux qui se trouve à la surface du fer, et forme avec lui un verre qui recouvre le métal, et qui se trouve ensuite expulsé lorsqu’après avoir rapproché les deux bouts , on les frappe à coups de marteau ; les surfaces métalliques entrent alors en contact, et s’agglomèrent.

Le fer jouit, plus que tout autre corps, de la propriété d’être attiré par l’aimant; les autres métaux, a l’exception de quelques-uns, le nickel et le cobalt surtout, sont si peu sensibles à l’action de l’aimant, qu’on peut regarder cette action comme nulle, comparativement à celle du fer. Plusieurs combinaisons du fer avec l’oxigène, le carbone, le soufre ou le phosphore, ont la propriété de décomposer le magnétisme, et de conserver la faculté d’agir comme des aimans. Mais il ne faut pas que, dans ces combinaisons, le métal se trouve uni à la plus grande proportion de ces corps, avec laquelle il soit susceptible de se combiner, parce qu’alors il perd jusqu’à la propriété d’être attiré par d’autres aimans. En traitant du magnétisme, j’ai dit que les aimans naturels sont des minerais de fer, contenant de l’oxide ferreux.

Il est facile de réduire les oxides de fer, soit au chalumeau, soit en les introduisant dans un tube de verre, dans lequel on fait ensuite passer un courant de gaz

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hydrogène, et il ne faut même pas pour cela une teio* pérature très -élevée. C’est par ce dernier moyen qu’on obtient toujours le fer le plus pur, mais toujours sous forme de poudre. On pourrait regarder comme contradictoire, que l’oxide ferreux prenne naissance quand on le fait rougir dans un courant de vapeurs d’eau, tandis que le gaz hydrogène réduit cet oxide à la même température : mais , d’après une loi découverte par Berthollet, l’efficacité d’une affinité dépend, et du degré d’énergie de l’affinité même, et de la quantité du corps qui la met en jeu; de sorte qu’un courant de vapeurs d’eau oxide le fer, et qu’un courant de gaz hydrogène le réduit; parce que les produits de l’oxidation ou de la réduction sont continuellement enlevés, et ne contrarient pas l’affinité de la masse qui succède. Les choses se passeraient tout autrement, si l’on opérait en vase clos, oii le gaz ne serait point remplacé par du gaz nouveau. Alors l’oxidation ou la réduction serait toujours partielle, et s’arrêterait quand le gaz hydrogène et la vapeur d’eau d’une part, et le fer métallique ou oxidé de l’autre, se trouveraient dans un rapport tel , qu’ils pussent se faire équilibre.

La réduction du fer par le gaz hydrogène s’opère d’une manière complète, même à une température qui ne s’élève pas jusqu’au rouge, et qui ne dépasse pas encore le point d’ébullition du mercure. Mais si l’on retire le métal , après qu’il s’est refroidi dans le gaz hydrogène, et qu’on l’expose à l’air, il s’enflamme et brûle. J’ai dit que le nickel et le cobalt se comportent de même. Ce phénomène remarquable a été découvert et étudié par G. Magnus : ce chimiste a fait voir qu’il tient à ce que , quand l’hydrogène s’empare de l’oxigène à une température si peu élevée, il laisse le métal avec tous les interstices que l’oxigène remplissait d’abord ; il est alors dans le même état que le charbon qui provient de la calcination des matières végétales, et dans lequel, existent des vides qu’occupaient auparavant les substances qui se sont volatilisées pendant la carbonisa-

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tion. De même que ce charbon, le fer, ainsi obtenu, a la propriété d’absorber des gaz , et de les condenser dans ses interstices; et, dans l’état de division extrême oil se trouve le métal, la faible élévation de température, qui résulte de cette condensation, suffît pour lui faire prendre feu. La présence de l’hydrogène contribue à accélérer le phénomène, parce que le métal lui donne de la disposition à se combiner avec l’oxigène; mais elle n’en est pas la cause principale, car le métal ayant été introduit dans l’eau, après la réduction, et la liqueur ayant été évaporée à une douce chaleur, Magnus le vit s’enflammer dès qu’il commença à sécher. Il trouva, au contraire, que quand, apres la réduction, on chasse le gaz hydrogène par un courant de gaz acide carbonique avant de retirer le fer, celui-ci ne prend pas feu, parce que le gaz acide carbonique est absorbé en une plus grande proportion que l’air; et qu’en exposant ensuite le métal à l’air, celui-ci est obligé d’expulser le gaz acide carbonique, ce qui se fiîit lentement et avec abaissement de température. Cependant Magnus a trouvé que, quand on expose l’oxalate de fer à la plus douce chaleur qu’on puisse employer pour en opérer la décomposition , il se forme du gaz acide carbonique et du fer, et que celui-ci, quoiqu’on le laisse refroidir dans le gaz qui s’est produit, s’enflamme aussitôt qu’on l’expose à l’air. Mais ce fer est nécessairement plus poreux, plus divisé et par conséquent aussi plus inflammable que celui qu’on obtient par la réduction de l’oxide.

Quand la réduction du métal s’opère à la chaleur rouge, le métal réduit s’affaisse, et ne présente plus la construction mécanique qui est nécessaire pour produire ce phénomène ; mais si l’on mêle l’oxide uniformément avec une petite quantité d’un corps qui ne puisse pas se ramollir pendant la réduction, et qui empêche, par conséquent, que le métal ne s’affaisse, on peut élever la température jusqu’au rouge, sans que le fer réduit perde la propriété de s’enflammer spontaîiément. S\

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l’on ajoute, par exemple, une petite quantité d’alun â la dissolution de l’oxide, et qu’on précipite l’alumine simultanément avec Toxide, le métal réduit, à la chaleur rouge , prend feu spontanément ; quelques centièmes d’alumine suffisent pour cela. Magnus découvrit ce phénomène, en réduisant par le gaz hydrogène un oxide de cohalt mêlé avec de l’alumine; la masse réduite prit feu lorsqu’elle fut exposée au contact de l’air. Peu importe quel corps étranger on emploie, pourvu qu’il empêche les molécules réduites de se toucher. La glucine est tout aussi efficace que l’alumine, et nous avons vu , à l’occasion des corps pyrophoriques qui proviennent de la réduction des uranates terreux et métalliques, par le gaz h'^^drogène, que différens corps produisent le même effet. L’urane, le nickel, le cobalt et le fer sont les seuls métaux qui donnent heu à ce phénomène : non que ce soit une propriété qui leur appartienne exclusivement, mais parce qu’eux seuls réunissent les conditions nécessaires pour le produire; savoir: la

possibilité d’être réduits à une température qui ne soit pas assez élevée pour déterminer leurs molécules à se rapprocher les unes des autres, c’est-à-dire à s’agglomérer; 2® une affinité pour l’oxigène tellement forte, qu’il suffit de causes peu énergiques pour la mettre en jeu. J’ai déjà dit que le cuivre qui remplit bien la première de ces conditions, mais qui ne présente pas la seconde, ne s’enflamme pas, toutes les circonstances étant égales d’ailleurs, mais qu’il se transforme peu à peu en oxide cuivreux.

Le fer s’oxide facilement à l’air humide, et se rouille; mais on peut le garantir, en le frottant avec un morceau d’étoffe de laine imprégné d’huile de lin ou d’huile de chanvre, jusqu’à ce que la surface du métal paraisse sèche. Quand on le fait rougir, sa surface se convertit en oxide ferreux, et, au rouge blanc, il brûle en lançant des étincelles. Ce phénomène est beaucoup plus vif dans le gaz oxigène, et le calorique qui se développe pendant la combustion du métal, fait que l’oxide entre en fusion à

OXIDES DE FEU

mesure qu’il se forme. En faisant l’iiistoire de l’oxigène, j’ai déjà parle de ce beau phénomène. Dans l’air, on peut enflammer des fils de fer minces, par exemple, une corde de piano, n® ro, en la tenant dans la flamme d’une bougie, jusqu’à ce qu’elle soit au rouge blanc, et la retirant promptement; elle s’enflamme alors, et brûle pendant quelques instans de la meme manière qu’un fil de fer plus gros dans le gaz oxigène.

Le fer se dissout facilement dans les acides, avec dégagement de gaz hydrogène, provenant de la décomposition de l’eau. Cependant le gaz hydrogène qu’on obtient ainsi n’est pas pur; il est chargé du carbone que le fer avait retenu, et qui lui communique une odeur particulière, différente de celle que répand le gaz préparé à l’aide du zinc ou de l’étain. Au contraire, l’hydrogène provenant du fer parfaitement pur ne saurait être distingué, du moins à l’odeur, de celui qui se dégage quand le zinc, l’étain ou les radicaux des alcalis se dissolvent dans les acides. Les dissolutions du fer sont bleuâtres, vertes, jaunes ou rouges.

Oxides de fer. On a beaucoup discuté sur le nombre des degrés d’oxidation du fer, et sur les proportions quantitatives d’oxigène et de métal que ses oxides contiennent. On a cru qu’il existait trois oxides de fer : un blanc, un noir et un rouge; mais il a été démontré par des expériences, que nous n’en connaissons que deux, le noir et le rouge, qui tous deux sont des bases salifiables.

I® Oxide ferreux. C’est un des corps qu’il est le plus difficile d’obtenir à l’état de pureté parfaite. On ne peut pas le préparer en précipitant les sels ferreux , parce qu’il s’oxide si rapidement aux dépens de l’air que, pendant le lavage et la dessiccation, il passe, en majeure partie , à l’état d’oxide ferrique. D’après les essais de Bucbholz, le meilleur moyen de se le procurer est d’oxider du fer, à la chaleur rouge, par des vapeurs aqueuses. Il est noir, et jouit souvent de l’éclat métallique; il est cassant, fond à une très-haute température, et se transforme en une masse cassante, noire, brillante, qui n’est

oxides de fer.

nullemeM vitreuse. Ainsi que l’alumine, la zircone et plusieurs autres oxides calcinés, il se dissout très -difficilement dans les acides, après avoir subi l’action de la chaleur rouge ; mais les sels qu’il forme sont absolument les mêmes que ceux qu’bn obtient quand le fer se dissout dans les acides, avec dégagement de gaz hydrogène. Il est attiré par l’aimant, et peut devenir luimême magnétique. Dans la nature, on ne le trouve jamais à l’état de pureté, mais toujours en combinaison avec un autre corps. Dans l’aimant naturel , il est combiné avec l’oxide ferrique, et dans le sable ferrugineux magnétique avec l’acide titanique. L’oxide ferreux se combine avec l’eau pour donner naissance à un hydrate j que l’on obtient sous forme d’un précipité blanc quand on précipite un sel ferreux par la potasse caustique. Le contact avec la moindre quantité d’air suffit pour que ce précipité passe d’abord au gris , puis au vert , puis au bleu noirâtre et enfin au jaune. Si on le fait bouillir, à l’abri de l’air, dans un vase hermétiquement fermé, il abandonne son eau, et devient noir, de même qu’il arrive à plusieurs autres hydrates , par exemple , aux hydrates stanneux et cuivrique.

L’oxide ferreux est composé de 77,2^3 parties de métal et de 22,77 d’oxigène, ou de 100 parties du premier et de 29,48 du second.

2° Oxide ferrique. Il est très- répandu dans la nature, comme je l’ai dit en parlant des minerais de fer. On le trouve souvent à l’état cristallisé; alors il a une couleur grise et de l’éclat métallique , mais il devient rouge quand on le réduit en poudre. Pour préparer de l’oxide ferrique, on calcine de la rouille de fer, ou on fait rougir du sulfate ou du nitrate de fer dans un creuset, jusqu’à ce que tout l’acide soit volatilisé.

Cet oxide se présente ordinairement sous forme d’une poudre rouge, nullement attirable à l’aimant; sa couleur varie en raison de son état d’aggrégation. Parla calcination du soussulfate ferrique, on l’obtient d’une très -belle couleur rouge; sa teinte est plus foncée quand il pro-

OXIDES DE FER

vient du sulfate ferrique, et il est d’un brun noirâtre lorsqu’on le prépare au moyen du nitrate ferrique. J’ai vu de l’oxide ferrique, obtenu par des opérations en grand, qui était presque noir, et ne renfermait cependant aucune trace d’oxide ferreux. Malgré tous ces jeux de couleur, la composition de l’oxide ferrique, préparé par l’un ou par l’autre de ces procédés, est la même; et nous avons déjà vu des exemples semblables à l’occasion de l’oxide plombique, du cinabre, etc. Par une très-haute température, l’oxide ferrique est réduit, avec dégagement d’oxigène, à l’état d’oxide ferreux. C’est pour cette raison que le fer qui brûle dans le gaz oxigène, ne se convertit pas en oxide ferrique. Après avoir été calciné, cet oxide ne se dissout que lentement dans les acides non concentrés, quoiqu’il en soit dissous beaucoup plus facilement que l’oxide ferreux, qui a subi l’action de la chaleur rouge. Cependant il a moins d’affinité pour les acides que l’oxide ferreux, et celui-ci le précipite quand on le mêle, à l’état humide, avec des dissolutions ferriques. Si l’on essaie de précipiter l’oxide d’un sel ferrique au moyen d’un alcali ou d’une terre, on ne l’obtient jamais pur; car, quand la quantité d’alcali est trop faible, il se précipite un soussel, et quand il y en a plus qu’il ne faut pour saturer l’acide, l’oxide ferrique précipité se combine avec une partie de l’alcali en excès. Si l’on opère cette précipitation par l’ammoniaque , on peut en débarrasser l’oxide par la calcination. Ces précipités sont d’un rouge brun foncé ^ et très - volumineux ; en séchant, ils diminuent de volume, et se réduisent en une masse noire, fendillée , dont la cassure est vitreuse. Outre l’alcali , ils contiennent toujours une certaine quantité d’eau, qui se dégage la première pendant la calcination. Si l’on précipite l’oxide d’un sel ferrique au moyen de l’ammoniaque mise en excès, qu’on lave bien le précipité, qu’on le sèche et qu’on le chauffe dans un creuset de platine jusqu’au rouge naissant, de l’eau et de l’ammoniaque se dégagent d’abord; puis, quand la température de l’oxide

OXIDES DE FER

commence à passer du rouge obscur au rouge vif, on voit apparaître le même phénomène de lumière qui a déjà été décrit à l’article de la zircone et de l’oxide ch rom eux.

Lorsqu’on fait oxider le fer, peu à peu, dans une grande quantité d’eau, il se forme autour de lui un précipité léger, de couleur orange claire : c’est de l’hydrate ferrique, contenant 14,7 pour cent d’eau , et dans lequel l’oxide ferrique contient deux fois autant d’oxigène que l’eau. On rencontre quelquefois cet hydrate dans la nature, formant un minerai de fer, cristallin et rayonné, de couleur brune foncée, que les minéralogistes allemands appellent brauneisenstein ( fer oxidé brun). Sa surface est souvent brillante, vitreuse et presque noire. La rouille sèche et d’un jaune foncé, qui se forme à la surface du fer exposé à l’air humide, est souvent de même nature ; mais fréquemmment elle renferme en même temps du carbonate ferreux.

Les fers limoneux ou les ocres sont, comme je l’ai dit plus haut, de semblables hydrates; mais assez souvent ils contiennent une combinaison triple d’oxide ferrique, d’acide silicique et d’eau, qui, en outre, se trouve mêlée avec de l’alumine , de la chaux , du sable et d’autres corps étrangers. On obtient la même combinaison quand on laisse rouiller dans l’eau un alliage de fer et de silicium : il se forme alors un ocre jaune, composé d’oxide ferrique, d’acide silicique et d’eau.

Les usages de l’oxide ferrique sont très -nombreux. On s’en sert en peinture, soit à l’état d’hydrate (ocre), soit à l’état calciné. En Suède, on l’emploie pour peindre en rouge les maisons construites en bois, ce qui préserve le bois.

L’oxide ferrique cristallisé qu’on trouve dans la nature , est si dur, qu’il donne des étincelles par le choc du briquet; on l’use et on le polit, pour l’employer ensuite à polir l’or et l’argent; l’oxide rouge calciné peut servir au même usage, quand il a été trituré et soumis à la lévigation. La manière la plus économique de pré-

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parer l’oxide ferrique qu’on destine à cet usage, consiste à griller le sulfure ferrique, jusqu’à ce que tout le soufre soit oxide et chassé , ce qui exige beaucoup de temps , et vers la fin une forte chaleur. D’après Faraday, on obtient une très-belle poudre à polir, qu’on n’a pas besoin de soumettre à la lévigation , en mêlant une partie de vitriol de fer grillé avec deux à trois parties de sel marin, et chauffant le mélange jusqu’à ce qu’il ne se dégage plus de vapeurs acides ; le résidu est du sulfate sodique mêlé avec de l’oxide ferrique brun foncé. En dissolvant le sulfate dans l’eau, l’oxide reste sous forme de paillettes d’un brun foncé.

Si l’on fait fondre à une douce chaleur un mélange d’oxide ferrique et de terres ou de flux , on obtient un verre qui est d’un rouge de sang, tant qu’il est chaud, mais qui devient, par le refroidissement, jaunâtre, vert , ou d’un vert bouteille foncé , suivant la quantité d’oxide qu’il contient. La couleur du verre vert est due à la présence du fer dans les substances qui servent à sa fabrication. Pendant la fusion , l’oxide ferrique est converti en oxide ferreux qui produit la couleur verte. Quand on opère avec précaution, on peut combiner l’oxide ferrique avec les flux de verre, sans qu’il se décompose; alors le verre est jaunâtre, ou même rouge, après le refroidissement. Voilà pourquoi, dans les verreries, on augmente la transparence du verre, en ajoutant au mélange du suroxide manganique, qui convertit l’oxide ferreux e;i oxide ferrique, en passant lui-même à l’état d’oxide manganeux , de sorte que les deux oxides se trouvent alors dans l’état convenable pour colorer le verre le moins possible. Un verre entièrement saturé d’oxide ferrique est, après le refroidissement, d’une belle teinte rouge; on s’en sert dans la peinture sur verre, à laquelle il fournit la principale couleur rouge. C’est à la présence de l’oxide ferrique dans nos argiles , que les briques doivent leur couleur rouge, et plus une argile renferme d’oxide ferrique, plus aussi elle est vitrifiable; voilà pourquoi les briques sont d’autant plus estimées, qu’elles sont moins rouges après avoir été cuites.

OXIDES DE FER

L’oxide ferrique est composé de 69,^4 parties de fer, et de 3o,66 d oxigène , et 100 parties du premier y sont combinées avec 44?^ 1 d’oxigène , ou une fois et demie autant que dans l’oxide ferreux.

Quelques chimistes admettent un troisième oxide de fer, intermédiaire entre les deux précédeiis : c’est celui qui constitue nos minerais de fer ordinaires , et que l’on trouve souvent cristallisé en octaèdres réguliers ; on en a rencontré, surtout à Fahlun, qui étaient remarquables par leur régularité et leur grosseur. Si l’on met digérer cet oxide dans un flacon bouché avec moins d’acide hydrochlorique qu’il n’en exige pour se dissoudre, de l’oxide ferreux se dissout, et il reste de l’oxide ferrique rouge. On est donc fondé à le considérer comme une combinaison d’oxides ferreux et ferrique. Il renferme 28,215 pour cent d’oxigène, ou 100 parties de métal y sont combinées avec 89,29 parties cl’oxigène ; ce qui n’est point dans des proportions vraisemblables avec les quantités d’oxigène, contenues dans l’oxide ferreux et dans l’oxide ferrique, dans le cas ou l’on considère cet oxide intermédiaire comme un degré particulier d’oxidation ; tandis que quand on le regarde comme une combinaison d’oxide ferrique et d’oxide ferreux, ces nombres coïncident exactement avec un rapport tel, que l’oxide ferrique renferme trois fois plus d’oxigène que l’oxide ferreux. D’après cela, il est formé de 69 parties d’oxide ferrique et 3 \ d’oxide ferreux. Nous donnons à cette combinaison le nom d’oxide ferrosoferrique : elle se forme souvent aussi parla voie humide ; alors les deux oxides se saturent, et se maintiennent ainsi à ce degré d’ oxidation. Quelques sels ferreux, surtout l’arséniate et le phosphate ferreux, s’oxident avec beaucoup de facilité , jusqu’à ce que la base ait passé à l’état d’oxide ferrosoferrique : la couleur de l’arséniate devient alors verte, et celle du phosphate bleue. Si dans cet état on verse dessus de la potasse caustique , on obtient un oxide noir, qui est de l’oxide ferroso -ferrique. On prépare aussi cette combinaison pour les usages de la pharmacie, en mêlant de la limaille de fer avec assez d’eau pour la

OXIDES DE FER

bien humecter; on laisse alors la masse clans un vase ouvert, où elle ne tarde pas à développer de la chaleur, qui cependant ne s’élève pas, suivant Guibourt, audelà de -h 49 degrés. ]^e fer, passant à l’état d’oxide ferreux, dégage une petite quantité de gaz hydrogène, et le reste du métal s’oxide aux dépens de l’air. Les pharmaciens ont donné à cette préparation le nom d^ethiops martial. Souvent elle contient, outre l’oxide ferrosoferrique, une quantité considérable d’hydrate ferrique.

Une autre combinaison des deux oxides se forme , cjuaiid on expose pendant long-temps de gros morceaux de fer métallique à la chaleur nécessaire pour déterminer l’oxidation du fer. L’oxide ainsi obtenu est généralement connu sous le nom de batitures de fer\ U se forme particulièrement sur des morceaux de fer qu’on réduit en plaques , et que l’on fait rougir pendant longtemps avant de les laminer : on les frappe à coups de marteau, pour en détacher la croûte d’oxide avant cette opération. J’ai eu occasion d’examiner un de ces morceaux de fer, qui avait été pendant vingt-quatre heures dans le fourneau ; il était couvert d’une croûte épaisse d’une ligne et demie, sur la tranche de laquelle on pouvait voir que la masse était partagée en deux couches distinctes. La couche interne était foncée en couleur, bulleuse, sans beaucoup d’éclat, et légèrement attirable à l’aimant; la couche externe présentait sur le devant une légère couche d’oxide ferrique, qui donnait une trace rouge; sa cassure était dense, brillante et d’un gris de fer; elle était dure, tenace et plus attirabîe à l’airnant que la première. Mosander, en examinant ces deux différentes couches, a trouvé que l’interne est composée de 72,92 parties d’oxide ferreux, et 27,08 d’oxide ferrique, proportion telle que le premier contient deux fois autant d’oxigène que le second. Quant à l’externe , Mosander l’a trouvée composée de 64,28 parties d’oxide ferreux, et 88,7^ d’oxide ferrique. Mais, en analysant, chacune à part, la moitié extérieure, et celle intérieure de la couche externe, il a reconnu que la quantité d’oxide ferrique diminuait de dehors en dedans, et que