OXYDES EN GÉNÉRAL

le fer que nous avons vu brûler, s'oxyder avec énergie dans les circonstances précédentes, peut le faire d'une tout autre façon. Quand on l'expose à l'action de l'oxygène humide à la température ordinaire, il se ternit, devient rouge, et au bout d'un temps suffisamment long il est transformé en rouille; or cette rouille est une combinaison d'oxygène et de fer, sa production est un phénomène d'oxydation.

D'un autre côté, quand le fer a brûlé avec éclat, la combinaison du métal avec l'oxygène s'est faite avec dégagement de chaleur ; en s'unissant pour faire de la rouille, le fer et l'oxygène ont aussi dégagé de la chaleur, mais comme dans ce dernier cas l'oxydation est très lente, cette chaleur s'est dissipée à mesure qu'elle s'est produite. Si donc à première vue il semble y avoir une différence profonde entre l'oxyde de fer produit à chaud, et celui qui s'est formé à froid, en réalité il n'en est rien ; les deux combinaisons diffèrent toutes deux du fer et de l'oxygène primitifs par une certaine quantité de chaleur perdue; . seulement, tandis qu'au premier cas le phénomène s'est passé dans un temps très court et que la chaleur dégagée brusquement a porté les matières à l'incandescence, dans le second le phénomène a lieu lentement, la chaleur se dissipe peu à peu à mesure qu'elle se dégage, et il ne se produit ni flamme ni échauffement sensible.

Les deux phénomènes sont tous deux des oxydations ou des combustions ; on donne au dernier le nom de combustion lente.

On voit que la combustion vive et la combustion lente ne diffèrent en rien au fond ; seulement la première s'effectue en un temps très court, et la seconde a une durée plus ou moins prolongée.

ttS. — La combustion dans l'air s'effectue moins vivement que dans l'oxygène. Cela tient à ce que l'air est essentiellement (60«, 606) un mélange de quatre parties d'azote avec une d'oxygène ; il en résulte que quand une combustion s'effectue dans l'air, la chaleur qui en provient sert à échauffer non seulement l'oxyde qui se forme, mais encore l'azote qui joue ici le rôle de matière inerte, et par conséquent la température est moins élevée.

tt4. — Les oxydes sont tous des corps solides à la température ordinaire; ils sont dépourvus de l'éclat métallique et mauvais conducteurs de la chaleur et de l'-électricité. Ils sont plus denses que l'eau, et en général moins denses que le métal duquel ils proviennent ; le contraire cependant a lieu pour quelques-uns d'entre eux, tels que la potasse et la soude.

tt6. Solubilité. — Les oxydes sont pour la plupart insolubles, ou très peu solubles dans l'eau ; quelques-uns cependant, la potasse (oxyde de potassium), la soude (oxyde de sodium), la baryte (oxyde de

baryum), s'y dissolvent en grande quantité ; d'autres, comme la chaux (oxyde dé calcium), y sont peu solubles ; le plus grand nombre d'entre eux (oxydes de fer, de cuivre, de zinc, etc.) ne s'y dissolvent pas. Les solutions d'oxydes ramènent immédiatement au bleu la teinture de tournesol rougie par un acide.

tte. €haleur de formation. — Les oxydes' sont tous des corps exothermiques ou directe, c'est-à-dire formés avec dégagement de chaleur, à partir de leurs éléments, métal et oxygène ; on a :

métal + oxygène = oxyde + g calories.

La quantité q est toujours positive, mais selon qu'elle est plus ou moins grande, l'oxyde n'aura pas les mêmes propriétés. Plus q sera grand, plus il faudra rendre de chaleur à l'oxyde pour le transformer en ses éléments, plus il sera difficile à décomposer; au contraire cette décomposition sera d'autant plus facile que la valeur de q sera moindre.

Voici la chaleur de formation de quelques oxydes (voir p.279, tableau Y.)

Ca -f = CaO + 66 calories.

Zn-f = ZnO+43,2 — Pb + = PbO+25,5 — Cu + = CuO+19,2 — Hg + = HgO + 15,5 - Ag + = AgO+ 3,5 -

pt +0 =PtO -f 7,5 calories.

Mn + 0« = MnO« -f 58 ,1 calories.

Fe* + 05=Fe«05 + 95,6 — Fe +0 =FeO +34,5 — Bi -f05 = Bi05 -fi9, 8 calories.

tt6. AetloB de la ehaleur sur les oxydes. — Les oxydes faiblement exothermiques seront .donc les plus faciles à décomposer par la chaleur : ce sont ceux d'argent, de mercure. En effet, il suffit de chauffer l'oxyde d'argent à 200® pour le séparer en argent et oxygène, l'oxyde de mercure vers 400® pour le réduire en ses éléments. Au contraire, la chaux ne se décompose pas, même aux températures les plus élevées que nous sachions produire.

«t». Préparation de V oxygène par V oxyde de mercure, — Cette facile décomposition de certains oxydes par la chaleur nous donne un moyen de préparer l'oxygène; il suffit par exemple de mettre de l'oxyde de mercure dans une petite cornue à laquelle Qst adapté un tube de dégagement se rendant dans une éprouvette pleine d'eau, et de chauffer la cornue. Quand la température arrive à 400», on voit des gouttelettes de métal se déposer sur les parois du vase, en même temps que de l'oxygène se dégage et se rend dans l'éprouvette (fig, 40).

tt8. — Un oxyde peut ne pas éprouver par l'effet de la chaleur une décomposition totale ; il peut se dédoubler en oxygène et en un autre oxyde moins riche en oxygène, mais assez exothermique pour ne pas être décomposé à la température de l'expérience ; tel est le bioxyde de manganèse MnO^, produit naturel assez abondant, et qui peut servir à