LITHIUM

Ce métal a été découvert en 1807 par Arfvedson. Oh le rencontre dans quelques minéraux tels que la lépidolitbe, qui est un mica lithifère, la triphylline, qui est un phosphate de fer, de manganèse et de lithine. Un certain nombre d'eaux minérales, parmi lesquelles il faut citer les eaux thermales de Bade (Bade), renferment des composés lilhiques.

MM. Bunsen et Mallhiessen ont obtenu le lithium pur par l'électrolyse du chlorure de lithium fondu. Le procédé qu'ils ont employé est le suivant :

On fond du chlorure de lithium dans un creuset de porcelaine épais, et on y plonge d'un côté un gros fil de fer serrant d'électrode négative, et de l'autre une pointe de charbon de cornue servant d'électrode positive. On fait ensuite passer le courant d'une batterie de 4 à 6 éléments de Bunsen : le chlore se dégage alors .autour du charbon, et le lithium se sépare autour du fil de fer sous forme de globules métalliques. On plonge rapidement le fil de fer sous une couche de naphle et on détache le lithium. M. Troost, qui a récemment étudié le lithium, s'est servi d'un procédé analogue.

Le lithium ainsi obtenu est un métal d'un blanc d'argent. Il est très-léger et flotte sur le napbte, car sa densité est égale à 0,589. Il est très-ductile. Avec 5 milligrammes de lithium, MM. Bunsen et Matthîessen ont pu tirer un fil long de près de 1 mètre. Lorsqu'on l'expose à l'air humide, le lithium s'oxyde, et sa surface se couvre d'une pellicule jaunâtre. 11 fond à 180°. A une température élevée, il s'enflamme à l'air et brûle avec une flamme blanche éclatante;. Il brûle dans le chlore, dans la vapeur d'iode, dans la vapeur de soufre. Il décompose l'eau à froid sans fondre et sans s'enflammer. Projeté sur l'acide sulfurique concentré, il s'enflamme (Troost).

Le lithium forme avec l'oxygène un composé LiO qui constitue l'oxyde de lithium ou h lithine. En se combinant avec l'eau, l'oxyde de lithium forme un hydrate LiHO* = Li0,HO analogue à l'hydrate de potasse. Cet hydrate est peu soluble dans l'eau.

Le chlorure de lithium LîCI cristallise en petits cubes déliquescents, fusibles, solubles dans un mélange d'alcool et d'éther. La solution alcoolique de ce chlorure brûle avec une flamme pourpre. Le carbonate de lithine CLiO3 = CO\LiO peut être extrait de la

400 RUBIDIUM ET CÉSIUM.

lépidoliLhe. Ce minéral renferme de l'acide silicîque, de l'alumine, de l'oxyde de fer, de ta potasse, 3 à 4 pour cent de soude et du fluor. On le calcine, puis on le chauffe avec de l'acide sulfurique concentre : il se dégage du fluorure de silicium, de l'acide silicîque est séparé et l'acide sulfuriqne se combine avec les bases. Lorsque l'excès de cet acide a été chassé, on reprend par l'eau, on ajoute à la solution un lait de chaux, jusqu'à réaction fortement alcaline, puis on fait bouillir. Il se sépare de l'alumine et de l'oxyde de fer. On filtre, on évapore à siccité, on reprend de nouveau par une petite quantité d'eau, puis on ajoute à la solution du carbonate d'ammoniaque : le carbonate de lithine, peu soluble, se précipite. On le lave avec de l'eau.

Il constitue une poudre blanche légère, fusible à une forte chaleur rouge. Il se dissout dans environ 100 parties d'eau. La solution possède une réaction alcaline.

Le carbonate de lithine a été préconisé dans le traitement de la gravelle.

Le sulfate de lithine SLtO* = S03,LiO cristallise en tables rhomboldales incolores, fusibles, solubles dans 2 & 3 parties d'eau.

Il existe un phosphate double de soude et de lithine qui est peu soluble dans l'eau.

RUBIDIUM ET CÉSIUM

Ces métaux ont été découverts en 1860 par MM. Bunsen et Kirchboff à l'aide d'une nouvelle méthode d'analyse douée d'une merveilleuse sensibilité, et qui est fondée sur l'observation des raies du spectre. La description de cette méthode sortirait du cadre de cet ouvrage, et nous devons nous borner à l'indication très-sommaire des principes sur lesquels elle est fondée.

On sait que le spectre visible de la lumière solaire ne présente pas seulement une succession de diverses bandes colorées. Lorsqu'on l'examine attentivement, à l'aide d'instruments grossissants, on remarque que cette succession n'est point continue, mais que les bandes lumineuses diversement colorées sont séparées par des mies obscures. Ces raies, découvertes autrefois par Wollaston et étudiées par Fraunhofer, sont très-nombreuses, irrégulièrement distribuées dans l'étendue du spectre depuis le rouge jusqu'au violet, mais chacune d'elles occupe une position déterminée, et pour les raies principales cette position a été fixée à l'aide de mesures exactes. Fraunhofer a désigné ces raies par les lettres de l'al-

RUBIDIUM ET CÉSIUM. 491

phabet ÀBCDEFGH. Entre toutes, la raie D est la plus apparente : elle est placée dans le jaune. D'autres lumières, celle des étoiles, par exemple, donnent de même des spectres discontinus. Au contraire, un fil de platine incandescent ou toute autre source lumineuse qui ne renferme aucun principe volatil, donne un spectre continu.

On observe des faits très-dignes d'intérêt lorsqu'on prend pour source lumineuse des flammes dans lesquelles se trouvent répandus des corps volatils et particulièrement des substances métalliques volatiles : les spectres que donnent de telles flammes sont exclusivement formés par des raie» brillantes.

Qu'on introduise dans la flamme d'un bec de Bunsen un fil de platine imprégné de chlorure de sodium, aussitôt cette flamme se colorera en jaune et donnera un spectre très-visible, mais très-imcomplet, puisqu'il est réduit à une seule bande lumineuse jaune. On a reconnu que cette ligne brillante coïncide exactement avec la raie noire D, qui est placée dans le jaune du spectre solaire et dont il a été question plus haut. Cette raie jaune caractérise le sodium dans tous ses composés : c'est le spectre du sodium (voir la figure).

Une flamme dans laquelle se trouve suspendu du chlorure de lithium donne un spectre composé de deux raies brillantes, l'une située dans le rouge, l'autre dans le jaune près de la raie D. Une troisième raie apparaît quelquefois dans le bleu lorsque la température de la flamme est tres-élevée. Le potassium, le strontium, le calcium, le barium donnent de même des spectres formés par des raies diversement colorées, et chacun de ces spectres est parfaitement caractérisé par le nombre, la couleur et la position des raies. Le barium donne les raies les plus nombreuses et les plus larges. Les autres métaux forment des spectres plus compliqués. Celui du fer est formé de 70 raies brillantes.

MM. KircbhoiF et Bunsen, qui ont découvert ces derniers faits, en ont fait une application très-heureuse à l'analyse. Pour découvrir un des métaux précédents dans un composé ou même dans un mélange, ils introduisent une petite quantité de la matière dans la flamme du gaz et observent le spectre que donne cette flamme.

Telle est la sensibilité de ce procédé qu'il suffit qu'un 5355555 de milligramme de chlorure de sodium soit répandu dans la flamme, pendant une seconde, pour que la raie jaune du sodium devienne visible. MM. RirchhoB* et Bunsen emploient pour faire ces observations un instrument qu'ils ont nommé spectroseope et dont nous

492 RUBIDIUM ET CÉSIUM,

ne pouvons donner la description dans cet ouvrage. La découverte de deux nouveaux métaux, le césium et le rubidium, à l'aide de l'analyse spectrale, a été le' couronnement de ces brillants travaux.

Rnbidinm. — Ce métal a été découvert en 1860 par MM. Kirchhoff et Bunsen, dans la lépidolithe de Saxe. Il est caractérisé par deux belles raies rouges qui lui ont valu son nom. M. Grandeau a rencontré le rubidium, avec le césium, dans les eaux minérales de Bourbonne-Ies-Bains, de Vichy, du MonWOr et dans un grand nombre de substances minérales et de cendres de végétaux, notamment dans les salins de betteraves.

Dans les traitements qu'on fait subir à la fépidolithe pour en retirer la lithine (page 489), le rubidium reste avec le potassium et te sodium dans les liqueurs d'où le carbonate d'ammoniaque a précipité le carbonate de lithine.

Après avoir évaporé ces liqueurs et après avoir calciné le résidu on le reprend par l'eau et on ajoute du chlorure de platine. Il se précipite un mélange de chlorure double de platine et de potassium et de chlorure double de platine et de rubidium. De ces deux chlorures doubles, le dernier est beaucoup moins soluble dans l'eau que le premier. On parvient donc à les séparer l'un de l'autre par des lavages répétés à l'eau bouillante. Le chlorure double de platine et de rubidium reste à l'état d'une poudre jaune. En le calcinant on le convertit en chlorure de rubidium qu'on dissout dans l'eau pour le séparer du platine.

M. Bunsen a d'abord isolé le rubidium en soumettant le chlorure à l'éleclrolyse. II l'obtient plus facilement aujourd'hui en calcinant le tartrate acide de rubidium avec du noir de fumée. Dana cette opération, le carbonate de rubidium, formé par la calcinatioD du tartrate acide, est réduit par le charbon : le rubidium se volatilise et est recueilli dans l'huile de naphte.

Le rubidium est un métal doué d'un éclat comparable à celui de l'argent. Il est blanc avec une teinte à peine appréciable de aune. Exposé à l'air, il se couvre immédiatement d'une pellicule d'un bleu grisâtre de sous-oxyde, s'échauffe et s'enflamme spontanément. A — 10° il est encore mou comme la cire. Il fond à 38",5. Il entre en ébullition au-dessous du rouge et se convertit eu une vapeur bleue tirant un peu sur le vert. Sa densité est égale à 1,52. Projeté sur l'eau, il la décompose énergique ment, prend feu et brûle avec une flamme qu'il est impossible de distinguer de celle du potassium.

L'hydrate de rubidium RbHO* = RbO,HO ressemble à celui de potassium par sa causticité et sa grande solubilité dans l'eau.

Le chlorure de rubidium RbCl est anhydre comme le chlorure de potassium. D est beaucoup plus soluble dans l'eau que ce dernier et cristallise comme lui en cubes. Avec le chlorure de platine il forme un chlorure double (chloroplatinate de rubidium) qui constitue un précipité jaune clair cristallin, qui ne diffère du composé correspondant du potassium que par une plus grande insolubilité dans l'eau.

L'azotate de rubidium se présente en cristaux appartenant au système hexagonal, tandis que le salpêtre cristallise ordinairement en prismes dérivés d'un prisme rhombotdal droit.

Cés)nm. — Ce métal est caractérisé par une belle raie bleue qui lui a valu son nom (de eaesiui bleu de ciel), et par plusieurs autres raies moins importantes. Il a été découvert par MM. Kirchhoff et Bunsen dans les eaux-mères des sources salines de Durkheim et a été rencontré dans un assez grand nombre d'autres eaux minérales (Grandeau) (page 80).

Récemment, MM. Johnson et Allen ont découvert en Amérique une lépîdolitbe très-riche en césium. Ce métal accompagne presque toujours le rubidium, mais généralement en très-petite quantité.

On est parvenu à séparer ces deux métaux l'un de l'autre en mettant à profit l'inégale solubilité de leurs carbonates dans l'alcool (celui du rubidium y est insoluble} ou de leurs tartrates acides dans l'eau (Johnson et Allen).

L'hydrate d'oxyde de césium cristallise difficilement. Il est trèscaustique. Il attaque le platine. Il se volatilise à une température élevée,

Le chlorure est déliquescent, propriété qui le distingue des autres chlorures alcalins. Il forme avec le chlorure de platine un chloroplatinate encore moins soluble que celui de rubidium.

L'azotate est isomorphe avec celui de rubidium. Il est soluble dans l'alcool, ce qui le distingue du salpêtre.

D'après les dernières recherches de MM. Johnson et Allen, confirmées par celles de M. Bunsen, l'équivalent du césium est de 133.

La découverte de ce métal est due à l'analyse spectrale. M. William Crookes a aperçu le premier, en 1861, une belle raie verte en examinant au spectroscope les raies formées par une flamme dans

laquelle il avait introduit une petite quantité de dépôts formés dans les chambres de plomb de certaines fabriques d'acide sulfurique. Il a nettement exprimé l'opinion que cette raie caractérisait un nouveau corps simple auquel il a donné le nom de thalliun (de OoVaoî, bourgeon vert), mais il n'a point réussi à isoler ce corps a l'état de pureté, et par conséquent à fournir la démonstration certaine de sa découverte. Cette démonstration est due à M. Lamy, qui a obtenu le thallium à l'étal de pureté sous forme d'un métal lourd dont il a fait connaître les principales combinaisons.

On rencontre le thallium en très-petite quantité dans certaines pyrites, et lorsqu'on fait servir ces pyrites à la préparation de l'acide sulfurique, il se concentre dans les chambres de condensation, disposées, dans quelques fabriques, avant les chambres de plomb oh se forme l'acide sulfurique. Pour l'extraire des dépôts boueux qui se rassemblent sur le sol des chambres, on épuise ces dépôts par l'eau bouillante : du sulfate de thallium se dissout. Ou concentre la solution et on ajoute de l'acide cblorhydrique, qui précipite du protochlorure de thallium peu soluble. Celui-ci étant de nouveau transformé en sulfate, on décompose la solution aqueuse de ce dernier sel par le zinc, qui précipite le thallium à l'état métallique. On peut aussi calciner dans un creuset le chlorure de thallium avec un mélange de carbonate de potasse et de charbon (flux noir). Il se forme du chlorure de potassium, et le thallium réduit se rassemble au fond du creuset, où il forme un culot après le refroidissement.

Récemment on a signalé la présence du thallium dans les eaux minérales de Nauheim et d'Orb (Bœttger).

Le thallium pur est un métal lourd qui se rapproche du plomb par quelques-uns de ses caractères. Il est gris, malléable, plus mou que le plomb. Sa densité est égale à 11,9. Il fond a 290°. A une très-haute température il se volatilise. Lorsqu'on le plie il fait entendre un bruit analogue au cri de l'étain.

D'autres caractères, entre autres ceux tirés de l'isomorphisme, rappellent ceux des métaux alcalins.

Le thallium est très-oxydable et est capable de décomposer l'eau. On le conserve ordinairement sous l'eau, qui dissout l'oxyde, ou plutôt l'hydrate, à mesure qu'il se forme. Ce métal se dissont dans l'acide sulfurique étendu avec dégagement d'hydrogène. Il attaque énergiquement l'acide azotique qui le dissout.

Le protoxyde de thallium T10 est noir. Il fond au-dessus de 300*. 11 attaque le verre. Il forme, en s'unissant à l'eau, un hydrate so-

lubie, cristallisa ble, caustique. Lorsqu'on chauffe les cristaux d'hydrate de thallium, ils noircissent en perdant de l'eau. L'hydrate de thallium se dissout dans l'alcool et forme une solution très-dense, décomposable par l'eau.

Le peroxyde de thallium T103 se forme lorsque le thallium brûle dans l'oxygène ou lorsqu'on précipite le perchlorure de thallium par la potasse caustique. Dans ce dernier cas il est hydraté.

Le protochlorure de thallium TIC1 est peu soluble dans l'eau et se précipite, sous forme d'un dépôt blanc caillebotté, lorsqu'on ajoute de l'acide chlorhydrique aux solutions des sels de protoxyde de thallium. 11 ressemble au chlorure d'argent; mais il est insoluble dans l'ammoniaque et se dissout, au contraire, dans une grande quantité d'eau bouillante.

Indépendamment du protochlorure de thallium, on connaît un perchlorure TIC13 et un sesquicblorure Tl*Cf3. Ces deux derniers composés sont très-solubles dans l'eau, surtout le perchlorure. L'ammoniaque ajoutée à- la solution de perchlorure en précipite incomplètement du peroxyde. Si l'on ajoute de l'ammoniaque à une solution concentrée de ce chlorure, préalablement additionnée de sel ammoniac, on obtient un précipité blanc qui renferme TICP.SAzH* (E. "Willm).

Le protoiodure de thallium TU s'obtient par double décomposition sous forme d'un précipité jaune, très-peu soluble dans

Les solutions acides des tels de protoxude de thallium ne sont point précipitées par l'hydrogène sulfuré. Le sulfhydrate d'ammoniaque y forme un précipité noir de sulfure de thallium. Le chromate de potasse y forme un précipité jaune. Le chlorure de platine donne un précipité jaune qui ressemble au chloroplatioate de potassium.

Le sulfate de thallium est soluble dans l'eau, caractère qui le distingue du sulfate de plomb.

L'azotate, qui est soluble de marne, cristallise en aiguilles soyeuses.

H. Lamy a découvert récemment ce fait intéressant que les composés de thallium exercent sur l'économie une action toxique énergique.

BAEIUM

Le barium est le radical métallique de la baryte, terre alcaline découverte par Scheelc en 1774. Les combinaisons naturelles les plus abondantes de ce métal sont le sulfate de baryte (baryte sulfatée, spath pesant) et le carbonate de baryte (withéritc).

Davy a isolé le barium en 1808, en décomposant la baryte par la pile en présence du mercure qui servait d'électrode négative. Il a obtenu ainsi un amalgame dont il a séparé le mercure par distillation. M. Bunsen a récemment obtenu le barium par l'électrolyse du chlorure. Il a introduit ce chlorure, délayé dans de l'eau chaude acidulée d'acide chlorbydrique, dans un vase cylindrique en terre poreuse. Ce vase était placé dans un creuset de charbon rempli d'acide chlorhydrique et dont la paroi était en communication avec le pôle positif d'une pile. L'électrode négative était formée par un fil de platine amalgamé qui plongeait dans la bouillie de chlorure de barium. Tout l'appareil était placé dans un grand creuset de porcelaine et chaude a l'aide d'un hain- marie. Le barium, mis en liberté par l'action du courant, s'est combiné avec le mercure du fil amalgamé. L'amalgame cristallin ainsi obtenu a été chauffé dans une nacelle de charbon au milieu d'un courant d'hydrogène. Le barium est resté sous forme d'une masse métallique boursouflée, dont les cavités présentaient un éclat semblable à celui de l'argent. II est très-avide d'oxygène et se ternit rapidement à l'air. 11 décompose l'eau à froid.

PROTOXÏDE DE BAIUUM OU BABÏTE.

BaO.

On obtient cet oxyde en chauffant l'azotate de baryte au rouge dans une cornue de porcelaine. Lorsque tout dégagement de gaz a cessé, on laisse refroidir. On trouve dans la cornue une masse grise boursouflée qui constitue la baryte caustique.

La baryte ne fond qu'à la température la plus élevée d'un feu de forge (Abich). Exposée à l'air, elle en attire l'humidité et l'acide carbonique et se délite. Son affinité pour l'eau est telle que lorsqu'on verse ce liquide sur un fragment de baryte caustique, il se produit un sifflement comme si l'on plongeait un fer rouge dans l'eau. La baryte se transforme alors en une poudre blanche qui est l'hydrate BaHO1 = BaO, HO, et qui se dissout dans une grande quantité d'eau bouillante. Par le refroidissement il se dépose de la solution de grands cristaux tabulaires transparents qui ren-

BIOXYDE DE BARIÏ'M. 407

Terment BaO.HO + 8 aq (ou -f- 9 aq. d'après H. Rose). L'hydrate de baryte se dissout dans S parties d'eau bouillante et dans 20 parties d'eau froide. La solution limpide porte le nom d'eau de baryte. Elle possède une forte réaction alcaline.

On peut préparer l'hydrate de baryte en décomposant une solution concentrée de sulfure de barium par un excès d'oxyde de cuivre. Il se forme du sulfure de cuivre insoluble, et il se dépose des cristaux d'hydrate de baryte par le refroidissement de la liqueur filtrée.

Enfin, le procédé le plus économique pour obtenir cet hydrate consiste à mêler intimement 100 parties de carbonate de baryte naturel ou artificiel avec 15 parties de charbon et avec une quantité de colle d'amidon suffisante pour former une pâte. On fait avec cette pâte des boulettes qu'on expose ensuite, dans des creusets couverts, à l'action d'une très-haute température. Par la calcination, l'amidon donne du charbon très-divisé, et l'acide carbonique du carbonate se trouvant réduit par le charbon, se dégage a l'état d'oxyde de carbone. Il reste de la baryte caustique mélangée avec l'excès de charbon. On jette le tout dans l'eau bouillante, qui dissout la baryte; on filtre et l'on obtient des cristaux d'hydrate par le refroidissement de la solution.

BTOKTDE DE BAitTCK.

La baryte caustique absorbe 1 équivalent d'oxygène à 300° et se convertit en bioxyde. Pour préparer ce dernier, on place la baryte dans un tube de porcelaine, on chauffe au rouge obscur et on fait passer dans le tube un courant d'air dépouillé d'acide carbonique. L'expérience est terminée lorsque le gaz qui sort de l'appareil est de l'air non altéré (Boussingault).

Le bioxyde de barium est une masse grise, poreuse, quelquefois verdâtre. Lorsqu'on le chauffe au rouge vif il perd son second équivalent d'oxygène et se convertit de nouveau en baryte caustique. Mis en contact avec l'eau, il s'y combine tranquillement et sans dégagement sensible de chaleur, et forme un hydrate pulvérulent. Soumis à l'ébutlilion avec de l'eau, cet hydrate perd de l'oxygène et se convertit en hydrate de baryte. Traité par l'acide sulfurique, le bioxyde de barium dégage de l'oxygène mêlé d'ozone (page 43). Introduit dans l'acide chlorhydiïque, il forme de l'eau oxygénée (page 123).

(98 SULFURE DE BARIUM.

SULFURE DB DÀRIUH.

BaS.

Le sulfure de barium s'obtient par la réduction du sulfate de baryte naturel au moyen du charbon, et sert lui-même à la préparation des autres composés barytiques. Le sulfafo de baryte réduit en poudre fine est mélangé avec du charbon pulvérisé et avec une certaine quantité de fécule, de farine, ou de colophane. Ce mélange est additionné d'huile de lin et réduit en une pâte avec laquelle ou forme des boulettes. Celles-ci sont calcinées au rouge vif dans un creuset couvert. Il se forme du sulfure de barium qui reste mélangé avec l'excès de charbon et avec du sulfate non décomposé. BaSO* + C* = *CO + BaS.

Préalablement exposé à l'air et à l'insolation, le produit de la calcination, qui renferme du sulfure de barium divisé et disséminé dans un excès de charbon, devient phosphorescent dans l'obscurité. On le nommait autrefois phosphore de Bologne. Traité par l'eau bouillante, il donne une solution qui laisse déposer par le refroidissement des tables hexagonales. Ces cristaux constituent un mélange de sulfure de barium, de sulfbydrale de barium et d'hydrate de baryte.

2BaS 4- 2110 = BaS.HS -4- BaO.HO.

Monu.ulf.ira Soirhjdrate HjdrMe

de birlnm. de buiom. de buytt.

Ils n'offrent pas une composition constante : ils renferment une quantité plus ou moins considérable d'hydrate de baryte et d'eau de cristallisation.

Ces mélanges sont quelquefois désignés sous le nom d'oxysulfure de barium hydraté.

La solution de ce qu'on nomme le sulfure de barium est légèrement colorée en jaune. Lorsqu'on la traite par un acide, elle laisse dégager de l'hydrogène sulfuré et donne toujours un léger dépôt de soufre. Elle renferme donc une petite quantité d'un polysulfure.

CHLORUBB DE BARTOK.

BaQ.

On l'obtient en saturant la solution de sulfure de barium par l'acide chlorhydrique. On fait bouillir la liqueur pour chasser l 'hydrogène sulfuré; on filtre et on fait évaporer. Le chlorure de barium se dépose en tables rhomboïdalcs. Ces cristaux renferment BaCl + 3H0.

Ils sont inaltérables à l'air, perdent leur eau à 100*, fondent an

CARBONATE DE BARYTE. *99

rouge. Ils possèdent une saveur piquante et désagréable. 100 parties d'eau eu dissolvent 43,5 parties à 15°,6, et 78 parties à l'ébullition (Gay-Lussac). Ils sont insolubles dans l'alcool absolu. La solution aqueuse concentrée précipite par l'acide chlorhydrique.

Le chlorure de barium est quelquefois employé en médecine pour combattre les maladies scrofuleuses et les dartres.

CARBONATE SB BARYTE.

CBaO,=CCO*}BaO.

On prépare ce sel par double décomposition eu ajoutant une solution de carbonate de soude à une solution de sulfure de barium ou de chlorure de barium. C'est une poudre blanche amorphe, presque entièrement insoluble dans l'eau pure, mais qui se dissout sensiblement dans l'eau à travers laquelle on fait passer un courant d'acide carbonique ou qui renferme des sels ammoniacaux. Le carbonate de baryte fond au rouge blanc et perd lentement son acide carbonique à celte température.

AZOTATE DK BARYTE.

AïBaO* = AxO*,BaO.

Ou l'obtient en décomposant le sulfure de barium ou le carbonate de baryte par l'acide azotique étendu et en évaporant la solution neutre. On peut aussi le préparer en mélangeant des solutions concentrées d'azotate de soude et de chlorure de barium et en concentrant la liqueur. Elle laisse déposer, par le refroidissement, des cristaux d'azotate de baryte, tandis que du chlorure de sodium reste en dissolution.

L'azotate de baryte cristallise en octaèdres réguliers ou en cubooctaèdres anhydres. 100 parties d'eau en dissolvent 8,18 parties à 15*, et 35,18 parties à 101°. Il est insoluble dans l'alcool «t dans l'acide azotique concentré. Il fond au rouge en se décomposant et en donnant de la baryte caustique.

SULFATE DE BARYTE,

SBaO* = SO^BaO.

D se précipite sous forme d'une poudre blanche amorphe et trèsdivîsée lorsqu'on ajoute de l'acide sulfurique ou un sulfate soluble a. la solution d'un composé barytique quelconque. Il est tout à fait insoluble dans l'eau et dans les acides, à l'exception de l'acide sulfurique concentré. Fondu avec un excès de carbonate de soude, il forme du carbonate de baryte et du sulfate de soude (page 442).

Action toxique dos sels de baryte. — Les sels de baryte sont vé-

500 STRONTIUM.

néneux, moins par l'irritation locale qu'ils produisent et qui est peu intense, que par l'action qu'ils exercent sur les centres nerveux, et principalement sur la moelle épinière, après l'absorption. Les symptômes de l'empoisonnement ressemblent à ceux que produisent les narcotiques. Les effets sont rapides et la mort peut survenir au bout de une à deux heures après l'ingestion de 15 grammes de chlorure de barium. On connaît aussi des cas d'empoisonnement par le carbonate de baryte naturel pulvérisé (wilhérite).

STRONTIUM

A coté du barium vient se placer le strontium : les composés de ce dernier métal offrent la plus grande analogie avec ceux du premier. Le strontium a été isolé par DaVy en 1808, et plus récemment par MM. Bunsen et Matlhiessen, à l'aide d'un procédé analogue à celui qui sert à la préparation du barium. M. Maltniessen décrit le strontium comme un métal jaune, d'une densité de 2,50 à 2,58, plus dur que le plomb, et décomposant l'eau déjà à froid.

Le strontium forme avec l'oxygène un protoxyde SrO, qui est la strontiane, et un bioxyde SrO1. On les obtient comme les oxydes barytiques correspondants, et leurs propriétés se rapprochent beaucoup de celles de ces oxydes.

On trouve dans la nature le carbonate de strontiane C0*,SrO (strontianite), et le sulfate S03,SrO (célestîne). Ces deux sels sont insolubles dans l'eau, mais le dernier l'est moins que le sulfate de baryte. L'azotate de strontiane ÀzOs,SrO, qu'on prépare comme l'azotate de baryte, se dépose de sa solution aqueuse chaude en octaèdres anhydres, et cristallise à une basse température en tables rhomboïdales renfermant cinq équivalents d'eau de cristallisation. Il est soluble dans l'alcool et colore la flamme de celui-ci en rouge. Les composés strontiques n'étant pas employés en médecine, nous ue croyons pas devoir en présenter ici une description détaillée.