S .. SI

d'aluminium, j

Chrysoctle

Laiton j

Maillechort {

Caractères d'impri- j

Métal anglais

Vaisselle et robi- Meanrei pour lea li- Soudura des plom-

Cuiiro. 90*95 Alumin. 10 a 6

Cuivre 90

Zinc 10

Cuivre. ... 65

Zinc 35

CoiTra. ... 50

Zinc i5

Nickel M

Plomb 80

Antimoine. 10 Etain...... 100

Bismuth . . 1

Etain 93

Plomb.... 8

Etain Si

Plomb.... 18

Etain 66

Plomb SB

Leur formation. — Lorsqu'on fait fondre du plomb à l'air il se forme bientôt à la surface du métal une pellicule qui finit par se ■ transformer en une poussière jaune. C'est de l'oxyde de plomb (massicot) qui prend ainsi naissance par l'oxydation directe du métal.

Les anciens connaissaient ce phénomène et avaient désigné sous le nom de chaux métallique» les oxydes ainsi formés. Ils en ignoraient la véritable nature, et les considéraient comme des métaux qui avaient perdu leur phlogistique, c'est-à-dire leur principe combustible. Lavoisier, le premier, démontra par des expériences rigoureuses, qu'en se transformant en chaux métalliques, les métaux, bien loin de perdre quelque chose, augmentaient de poids, et que cette augmentation de poids était due à une absorption d'oxygène. Tel est le fondement de la théorie antiphlogistiqtte H de la chimie moderne.

Tous les métaux ne sont pas susceptibles de s'oxyder directement. Nous avons déjà fait remarquer que les métaux nobles, tels que l'argent, l'or et le platine sont inaltérables à l'air : ils ne sauraient s'oxyder à une température élevée, puisque leurs oxydes se décomposent par la chaleur. L'argent présente à cet égard an sin-

gulier phénomène. Fondu, il absorbe de l'oxygène, non pour s'y combiner, mais pour le dissoudre. Au moment de la solidification du métal, cet oxygène se dégage de nouveau.

La facilité avec laquelle les métaux absorbent l'oxygène dépend de leur affinité pour ce corps, et aussi, entre autres circonstances, de leur état de division.

Le potassium absorbe l'oxygène sec à la température ordinaire. Qu'on le chauffe dans l'oxygène ou à l'air un peu au delà de son point de fusion, il s'enflammera et brûlera avec un vif éclat. Pour que le fer brûle dans l'oxygène, il faut qu'il soit préalablement porté au rouge. Mais lorsqu'il est dans un élat de division extrême, il peut s'enflammer à l'air à la température ordinaire. Nous indiquerons plus loin comment on obtient le fer pyrophorique. Le cuivre divisé que l'on obtient en calcinant en vase clos le verdet ou acétate de cuivre s'oxyde avec incandescence lorsqu'on le projette dans un têt à rôtir préalablement chauffé. Il brûle comme de l'amadou lorsqu'on en approche un charbon allumé. Ces faits montrent l'influence qu'exerce l'état de division où se trouvent les métaux sur la facilité avec laquelle ils s'oxydent.

Voici d'autres conditions qui exercent une influence sur le phénomène dont il s'agit :

Tout le monde sait que lorsqu'on dépose une goutte d'eau sur une lame de fer ou d'acier poli, on voit bientôt une tache de rouille apparaître à la surface du métal. La rouille est du peroxyde de fer hydraté. Elle se forme en vertu d'une action complexe. D'abord c'est l'oxygène de l'air dissous dans la goutte d'eau qui se porte sur le métal, et cette oxydation est favorisée par l'acide carbonique de l'air qui s'unît à l'oxyde ferreux d'abord formé. Mais bientôt le carbonate ferreux se décompose : l'acide carbonique se dégage et l'oxyde ferreux absorbe de l'oxygène et de l'eau: il devient hydrate ferrique. La tache de rouille ainsi formée constitue un élément de pile avec le fer lui-même, et le courant galvanique qui en résulte décompose l'eau. L'oxydation du fer marche alors rapidement, l'oxygène de l'eau décomposée se fixant sur le métal.

On peut d'ailleurs prouver par une expérience bien simple que l'eau est décomposée dans cette circonstance. Que l'on introduise dans un petit matras, muni d'un tube de dégagement, de la limaille de fer humectée d'eau, et l'on pourra recueillir bientôt une petite quantité d'un gaz hydrogène fétide.

Ou a remarqué que les taches de rouille contiennent toujours une trace d'ammoniaque. Celle-ci se forme par la combinaison

de l'hydrogène de l'eau avec l'azote de l'air dissous dans cette

On voit quelle influence l'eau ou l'humidité de l'air exerce sur l'oxydation du fer. Le zinc s'oxyde de infime lorsqu'il est exposé à l'air humide. Mais ce n'est point de l'oxyde, c'est de l'hydro-carbonate de zinc qui se forme dans ce cas. Une couche mince de ce composé, recouvrant le métal comme un vernis, empêche son oxydation ultérieure. Ici l'eau n'est point décomposée, et comme l'action de l'air est limitée et superficielle, le métal ne s'est pas rongé profondément comme le fer qui se rouille.

L'absorption de l'oxygène par certains métaux est facilitée par l'intervention des acides. Lorsqu'on expose à l'air de la tournure de cuivre humectée avec de l'acide sulfurique faible, l'oxygène est absorbé rapidement; il se forme de l'eau et du sulfate de cuivre. On admet généralement que l'oxygène se porte sur le cuivre dans cette circonstance, et que cette oxydation est favorisée par la tendance que possède l'oxyde de cuivre à s'unir à l'acide sulfurique. On fait donc intervenir l'affinité de l'acide sulfurique pour un oxyde de cuivre qui n'est pas encore formé. Il y a là une difficulté, et il est plus rationnel de tenir compte, dans l'explication de ce phénomène, de l'affinité de l'oxygène pour l'hydrogène des acides. Voici comment :

Le zinc réagit à la température ordinaire sur l'acide sulfurique (étendu d'eau) en se substituant à son hydrogène.

SHO* + Zn =: SZnO* 4- H.

Acide Saillie

•cilnriqaa. de iinc.

Le cuivre, incapable de se substituer à l'hydrogène en vertu de son affinité propre, exige l'intervention d'une seconde afflnité, celle de l'oxygène pour l'hydrogène. En vertu de cette double action, deux corps prennent naissance dans une seule et mfime réaction, savoir : le sulfate de cuivre et l'eau.

SHO* -(- Cu + 0 = SCuO* + HO.

Classification des oxydas. — La plupart des composés que l'oxygène forme avec les métaux possèdent des propriétés basiques, c'est-à-dire la faculté de s'unir aux acides pour former des sels. 11 s'en faut pourtant que tous les oxydes se comportent de la même manière à l'égard des acides, et l'on a trouvé dans cette circonstance les éléments d'une classification des oxydes.

Lorsqu'on dirige des vapeurs d'acide sulfurique anhydre dans un tube renfermant des fragments de baryte caustique, ceux-ci absorbent les vapeurs acides, et il se forme du sulfate de baryte. Cette formation du sulfate de baryte est accompagnée d'une vive incandescence qui témoigne de la puissante affinité de la baryte pour l'acide sulfurique. La baryte est un oxyde basique.

Les oxydes basiques sont ordinairement formés par l'union d'nn équivalent de métal avec un équivalent d'oxygène, et leur composition générale est exprimée par la formule MO (M métal). Tels sont les oxydes de potassium, de sodium, de lithium, de barium. de strontium, de calcium, de magnésium, les oxydes ferreux, manganeux, de zinc, de cuivre (cuivrique CuO), de plomb, d'argent, de mercure (mercurique HgO), etc. L'oxyde mercureui HgH> est une base assez énergique, bien que sa composition l'éloigu des oxydes basiques proprement dits MO.

Parmi tous ces oxydes, les plus énergiques sont les trois premiers. On les désigne sous le nom d'oxydes alcalins. Ils se combinent avec l'eau, et leurs hydrates, connus sous le nom d'alattu, sont caustiques et déliquescents. Leur solution verdît le sirop de violette, brunit la teinture jaune de curcuma, ramène vivement iu bleu la teinture de tournesol rougic. Les oxydes de barium, de strontium, de calcium, que l'on désigne aussi sous le nom de triryte, de strontiane et de chaux, constituent les terres alcaline*. If' se combinent directement avec l'eau, mais leurs hydrates sont moins solubles dans l'eau et moins caustiques que les alcalis. Le .solutions de ces hydrates se comportent avec les réactifs colora comme celles des alcalis.

Parmi les protoxydes métalliques proprement dits, l'oxyde d'argent est un des plus puissants. Gomme les oxydes alcalins et alcilino-terreux, il neutralise parfaitement les acides. Il n'en (S pas ainsi de certains autres oxydes basiques, tels que l'oxyde ouvrique CuO, qui, en s'unissant aux acides sulfurique et azotique, ne leur enlève pas complètement la propriété de rougir le tournesol : le sulfate de cuivre présente une légère réaction acide. Dm est de même du sulfate de zinc. L'oxyde de zinc, qui ne neutralise pas complètement l'acide sulfurique, présente en outre la propriété de se combiner avec la potasse à la manière d'un acide. Sa» ce rapport, il marque le passage entre les oxydes basiques proprement dits et ceux qu'on nomme indifférents, parce qu'Us s'unissent indifféremment aux acides ou aux bases.

On doit ranger particulièrement parmi les oxydes indiffère"!*

les sesquioxydes dont la composition générale est représentée par la formule M*03. De ce nombre sont l'oxyde d'aluminium ou l'alumine AIW, le sesquioxyde de fer Fe*03, le sesquioxyde de chrome CrK)3. L'oxyde d'antimoine peut être rangé à côlé des oxydes précédents, bien qu'on s'accorde aujourd'hui à représenter sa composition par la formule SbO*, qui en fait un tritoxyde. L'alumine peut être envisagée comme le type des oxydes indifférents. Elle se combine avec l'acide sulfurique, mais sans le neutraliser : le sulfate d'alumine possède une réaction acide marquée. La potasse en précipite de l'alumine, et si l'on ajoute au précipité un excès d'alcali, il se redissout en formant un alumînate de potasse. Ainsi l'alumine joue tantôt le rôle de base, tantôt le rôle d'acide.

D existe des oxydes qui jouent toujours le rôle d'acides. Ce sont les oxydés acides ou les acides métalliques.

Lorsqu'un métal forme ayec l'oxygène plusieurs composés, on remarque que le caractère basique de ces composés décroît à mesure que la quantité d'oxygène y augmente. Souvent les composés les plus riches en oxygène sont de véritables acides. II en est ainsi pour les degrés d'oxydation les plus élevés du fer, du manganèse, du chrome, de l'antimoine, etc. Tandis que les protoxydes de fer FeO, et de manganèse MnO, sont des bases énergiques , les sesquioxydes de ces métaux FeW.Mn'O3, sont indifférents, et les composés les plus oxygénés sont des acides bien caractérisés. Tels sont les acides ferriques FeO3, manganique MnO3, permanganique Mn*07. De même les acides stannique SnO!, titanique TiO1, hyponiobique Nb*03, niobique NbO*, molybdique MoO3, tungstique WoO3, chromique CrO3, vanadique VO3, antimomque SbO5, osmique OsO*, sont doués de propriétés acides plus ou moins énergiques, c'est-à-dire de la faculté de se combiner aux oxydes pour former de véritables sels. Les acides hyponiobique et niobique sont deux degrés d'oxydation d'un métal rare, le niobium. Ils offrent cette particularité très-curieuse qu'on ne peut point les transformer directement l'un dans l'autre, soit en oxydant le premier, soit en réduisant le second. On ne parvient à opérer cette transformation que par des voies détournées. M. H. Rose, qui a observé cette singulière anomalie, en conclut que les radicaux de ces deux acides sont dans un étal d'allotropie. Il distingue l'hyponiobîuna du niobium.

Certains peroxydes ne montrent aucune affinité, soit pour les acides, soit pour les bases. Us ne peuvent se combiner avec les premiers qu'en perdant de l'oxygène.

Le peroxyde de barium BaO* et le peroxyde de manganèse MqO; en offrent des exemples. On sait que l'acide chlorhydrique donne, avec le premier, à froid, du chlorure de barium et de l'eau oit gênée; le môme acide convertit le second en chlorure manganeux, tandis qu'il se forme de l'eau et qu'il se dégage du chlore. Tous deux abandonnent de l'oxygène lorsqu'on les calcine an rouge ou qu'on les chauffe avec de l'acide sulfurique concentré. Dans le dernier cas, ces peroxydes se convertissent en protoxyde? qui restent unis à l'acide sulfurique. Ce sont les caractères des oxydes singuliers de M. Dumas. Berzelius les nommait suroxydes. Lorsque parmi les divers degrés d'oxydation d'un métal ii existe un oxyde basique el un acide métallique, ces deux oxydes peuvent se combiner entre eux et former ce qu'on nomme un oxgde salin. Tel est le minium ou oxyde rouge de plomb. Sa composition est représentée par ta formule Pb'û*, et on peut l'envisager comme une combinaison de PbO* ■+• 2PbO, dans laquelle PbO* représente un véritable acide plombique. Aussi peut-on mettre cel acide (oxyde puce de plomb) en liberté lorsqu'on traite l'oxyde rouge de plomb par un acide puissant, tel que l'acide azotique, qui se combine alors avec le protoxyde de plomb pour former un azotate. L'oxyde rouge de manganèse Mn30*, résidu de la calcination du bioxyde, peut être envisagé comme une combinaison de sesquioxyde de manganèse avec du protoxyde, et l'oxyde de fer magnétique Fe'O* comme une combinaison de sesquioxyde de fer avec du protoxyde.

On conçoit queces oxydes salins, qui constituent des combinaisons d'oxydes, ne puissent pas donner des sels particuliers en s'unitsanl aux acides.

Propriétés générales des oxydes. — Tous les oxydes métalliques sont solides à la température ordinaire; quelques-uns, comme Li lîtbarge ou l'oxyde de plomb, sont fusibles; un très-petit nombre' est volatil. Parmi ces derniers on peut citer l'oxyde d'antimoine, l'acide manganique (Ascheff), l'acide osmique et l'acide perrutbêrùque RuO* (Claus).

Beaucoup d'oxydes sont incolores, d'autres sont colorés de diverses nuances. Tous sont plus denses que l'eau.

La chaleur réduit complètement les oxydes des' métaux de Li dernière section, Elle ne réduit point ceux dont les métaux appar-

tiennent, aux six premières sections. Parmi ces derniers oxydes îl'y en a pourtant qui sont décomposés par la chaleur et ramenés à un degré d'oxydation inférieur, avec dégagement d'oxygène. Tous les peroxydes (oxydes singuliers), à l'exception de celui de sodium, et beaucoup d'acides métalliques sont dans ce cas. Exemples : les peroxydes de potassium (KO*) (Vernon Harcourt), de barium, de strontium, de manganèse, de plomb, les acides manganique, permanganique, chromique, etc. Ces oxydes se transforment par la calcination dans l'oxyde le plus stable qui puisse se produire en présence de l'air.

Certains oxydes peuvent absorber l'oxygène pour se suroxyder, ïl y en a même qui s oxydent avec une sf grande facilité qu'on ne peut point les préparer au contact de l'air, lt en est ainsi du protoxyde de manganèse, qu'on obtient en décomposant le carbonate dans un courant de gaz hydrogène. Si on le chauffait à l'air, il en absorberait l'oxygène pour se transformer en oxyde rouge brun MnfH.

Le protoxyde d'étain noir, chauffé à l'air, brûle et se transforme en acide stannique blanc jaunâtre. Le protoxyde de fer PeO est tellement avide d'oxygène qu'on n'est parvenu que récemment à l'isoler. Chauffé a l'air, il brûle "avec vivacité pour se convertir en oxyde FeW.

Lorsqu'on chauffe fortement un oxyde métallique avec du soufre, il se forme généralement un sulfure et de l'acide sulfureux, a moins que le sulfate ne puisse résister a une haute température. Dans ce dernier cas, qui se présente notamment pour les oxydes de la première section, il se forme un sulfate et un sulfure. On comprend aisément les différences que présentent les oxydes sous ce rapport. Il est évident que l'oxyde de mercure, lorsqu'il est chauffé aveè du soufre, ne saurait donner naissance à du sulfate; car celui-ci se décompose à une haute température en acide sulfureux, eu mercure et en oxygène. C'est donc de l'acide sulfureux qui doit se former en même temps que du sulfure. 2HgO + 3S = SO» + 2HgS.

Oi vile Soufre. Aciils Sulfura

A» mercure, >nlfar*QI. de mcrcgri.

Au contraire, le sulfale de plomb pouvant résister a une chaleur très-élevée, si l'on chauffe un mélange, en proportions convenables de soufre et d'oxyde de plomb, il peut se former du sulfate de plomb et du plomb métallique.

4PbO 4- S = SPbO* + 3Pb

Oijd* Sulfite- plomb.

du plomb. du plomb,

386 OXVDES.

En augmentant la proportion de soufre, on obtient de l'acide sulfureux et du plomb métallique.

2PbO + S = SO* + 2Pb.

Ajoutons que le soufre est sans action sur l'alumine et le sesquioxyde de chrome.

Les réactions précédentes s'accomplissent par voie sèche. L'intervention de l'eau donne naissance à d'autres phénomènes.

Lorsqu'on chauffe un oxyde ou plutôt un hydrate de la première section avec du soufre en présence de l'eau, ce n'est pas un sulfate, c'est un hyposulfite qui prend. naissance; en m£me temps le métal se combine avec un excès de soufre et forme un polysnifure qui se dissout dans l'eau.

Dans les mêmes conditions, le soufre ne parait pas réagir sur les oxydes des autres sections, si l'on en excepte quelques-uns de la dernière : le soufre réduit ceux-ci à l'état métallique, en présence de l'eau, .et passe à l'état d'acide sulfuriquc.

Le phospkore exerce sur les oxydes une action analogue à celle du soufre. Elle s'accomplit à une basse température. Cette action est des plus vives si l'oxyde abandonne facilement son oxygène, comme l'oxyde de mercure ou l'oxyde d'argent. Dans ce cas, il se forme du phosphure de mercure ou d'argent et de l'acide phosphbrlque libre.

S'agit-il, au contraire, de l'oxyde d'un métal de la première section, il se forme un phosphure et un phosphate. Ainsi, lorsqu'on fait passer de la vapeur de phosphore sur des fragments de chaux chauffés au rouge sombre, on obtient un mélange de phosphure de calcium et de phosphate de chaux. Cette transformation s'effectue avec une vive incandescence.

En présence de l'eau, les choses se passent autrement. Lorsqu'on fait boûïïlîr du phosphore avec un lait de chaux, il se dégage de l'hydrogène phosphore spontanément inflammable, et il se forme du phosphite et de Thypophosphite de chaux. L'action est la même avec les autres oxydes de la première section. Nous avons déjà fait connaître l'action réductrice que le phosphore exerce sur l'oxyde de cuivre" (page 246).

Presque tous les oxydes sont décomposables par le chlore à une température élevée. Si l'on place dans un tube de porcelaine un oxyde sec tel que la chaux, et qu'on le chauffe au rouge dans un

courant de chlore, on obtient un chlorure, et il se dégage de l'oxygène.

L'alumine et quelques autres oxydes sont indécomposables dans ces conditions. Pour qu'ils abandonnent leur oxygène et se couvertissent en chlorures, il est nécessaire de faire intervenir un troisième corps, le charbon. Que l'on calcine dans un courant de chlore un mélange intime d'alumine et de charbon, il se formera de l'oxyde de carbone et du chlorure d'aluminium.

Les choses se passent différemment lorsqu'on fait réagir le chlore sur les oxydes en présence de l'eau.

Ici il peut se présenter divers cas.

Considérons d'abord l'action du chlore sur les oxydes hydratés de la première section. II se formé" un chlorure et un chlorate ou un chlorure et un hypochlorito.

lorsqu'on dirfge "un courant de chlore dans une solution concentrée de potasse, le gaz est entièrement absorbé, et l'on voit bientôt se former un dépôt de chlorate de potasse, tandis que du chlorure de potassium reste en dissolution.

6KHO» + a» — . C1KO* + 5KC1 + 6HO OU 6KO,BO + Cl« = SfClC.KO) + 5KC1 + 6HO.

Hjdraia Chlorate Chlornra

de poUae. de potuw. de poumiom.

La solution de potasse est-elle étendue d'eau, le chlore est encore absorbé, mais avec formation d'hypochlorite et de chlorure.

2KHO» + Cl* = C1K + C1KO» + 2H0 °a 2KO,BO + Q* = C1K + C10,KO + 2HO.

Ujdrats Cbloratc Urpeehlarils

de poliiw. de potusium. de poiuae-

Le chlore réagit sur l'hydrate de chaux solide comme sur la potasse étendue. Il se forme de l'hypochlorite de chaux et du chlorure de calcium, mélange que l'on désigne communément sous le nom de chlorure de chaux.

Parmi les oxjdcs métalliques insolubles dans l'eau, il y en a qui n'éprouvent aucune altération par l'action du chlore en présence de ce liquide. Tels sont l'acide stannique, les peroxydes, comme ceux de manganèse et de plomb, et certains sesquioxydes, comme ['alumine et les sesquioxydes de fer et de chrome. Mais les protoxydes capables d'absorber une nouvelle quantité d'oxygène ou

leurs hydrates, comme ceux de fer, de manganèse, d'étain, de plomb, sont décomposés par le chlore, qui leur enlève une portion du métal pour former un chlorure, tandis que l'autre portion reste unie à toute la quantité d'oxygène pour former un peroxyde.

Rappelons ici que l'oxyde de mercure, mis en suspension dans l'eau, est décomposé par le chlore avec formation d'acide hypochloreux et d'un oxycblorure (page 169).

Un grand nombre d'oxydes sont réduits par Vhydroaètu à yflfi température élevée; il se forme de l'eau, et le métal est mis à nu. Parmi les oxydes irréductibles par l'hydrogène, nous citerons les oxydes alcalins et alcalino-terreux, la magnésie, le protoxyde de manganèse, le sesquioxyde de chrome, l'alumine, etc. Au contraire, la réduction des oxydes de cuivre et de fer, et en général des métaux usuels, s'effectue facilement, et l'on met à profit ces propriétés, d'une part, pour la synthèse de l'eau (page 53), de l'autre, pour la préparation de certains métaux (fer réduit par l'hydrogène).

Lorsqu'on chauffe les oxydes avec du charbon, on met le métal en liberté en même temps qu'il se dégage de l'acide carbonique ou de l'oxyde de carboné : de l'acide carbonique lorsque la réduction csfTacile, et s'effectue à une chaleur modérée; de l'oxyde de carbone lorsqu'elle exige une température très-élevée. Ainsi, on mélange d'oxyde de cuivre et de charbon dégage, bien au-dessous du rouge, de l'acide carbonique, et il reste du cuivre. En calcinant de l'oxyde de zinc avec du charbon, on obtient, au contraire, . de l'oxyde de carbone. Peu d'oxydes résistent au pouvoir réducteur du charbon. De ce nombre sont la baryte, la sti-ontiane, la chaux, la magnésie, l'alumine ; mais les oxydes de potassium, de sodium, de manganèse, de chrome, irréductibles par l'hydrogène, sont ramenés à l'état métallique par le charbon à une très-haute température.

Les métaux avides d'oxygène réduisent certains oxydes. Ainsi, les oxydes des métaux de la troisième section et ceux des métaux des trois dernières sections sont réduits par le potassium ou le sodium. Lorsqu'on chauffe de l'oxyde noir de cuivre CuO (oxyde cuivrique) avec du cuivre, on le ramène à l'état d'oxyde rouge Cu*0 (oxyde cuivreux).

Les oxydes peuvent se combiner avec l'eau pour former des

hydrates. Tout le monde sait que la chaux vive que l'ou arrose avec de l'eau s'y combine au bout de quelques instants en dégageant de la chaleur et en formant une poudre blanche qu'on nomme chaux éteinte.

La baryte et la strontiane absorbent l'eau avec plus d'énergie encore. D'autres oxydes ne s'y combinent point directement. Pour obtenir leurs hydrates, on décompose leurs sels soiubles par un alcali tel que la potasse. Ainsi, lorsqu'on ajoute de la potasse à une dissolution de sulfate de cuivre, on obtient, par double décomposition, du sulfate de potasse et de l'hydrate de cuivre.

KHO» + SCuO* = CuHO* + SKO* °U KO,HO + SO*,CuO = CuO.HO + SO»,KO.

Iljdrala Sulfue UvJr.la Sulfata

do puUMt. St tnliro. da «ulrn. de polUM.

Les oxydes de potassium et de sodium anhydres sont peu connus. La potasse et la soude constituent de véritables hydrates, et ces hydrates sont indécomposables par la chaleur. Il n'en est pas ainsi des hydrates des autres oxydes, qu'une chaleur peu élevée suffit quelquefois pour décomposer. Ainsi, l'hydrate de cuivre bleu clair, soumis à l'ébullition avec de l'eau se convertit, en noircissant, en oxyde de cuivre anhydre.

On admet que l'eau joue le rôle d'acide dans les hydrates, et l'on a comparé avec raison ces composés aux sels proprement dits.

On peut aussi les comparer à l'eau elle-même. Ainsi on peut envisager l'hydrate de potasse comme de l'eau HK)1 dans laquelle la moitié de l'hydrogène a été remplacée par du potassium.

«I» Sjo.

Eut. lljdn'e

d< jioltuium.

Et de fait le potassium en décomposant l'eau met de l'hydrogène en liberté et s'y substitue, réaction qu'on peut représenter d'une manière 1res -rationnelle en exprimant la composition de l'eau par la formule atomique HsO=:18 '.

Préparation des oxydes. — Les procédés généraux applicables à la préparation des oxydes sont les suivants :