C> TRAITÉ ÉLÉMENTAIRE

chauffe au rouge , le gaz hydro-sulfurique se détruit, tout son soufre se sépare , et l’hydrogène se dégage prcsqu’à l’état de pureté.

La plupart des corps simples métalliques sont susceptibles d’exercer sur lui une action forte et particulière 5 ainsi à une température assez élevée , l’oxigène le décompose en se combinant avec son hydrogène , pour former de l’eau , tandis que le soufre se précipite. On peut très-bien faire cette expérience en substituant à la température, une bougie allumée.-, en effet , aussitôt son contact avec ce gaz , elle s’éteint , mais celui-ci s’enflamme, bmle par son hydrogène qui se combine à l’oxigène de l’air , tandis que le soufre , dont une petite portion est aussi convertie en acide sulfureux , se dépose pour la plus grande partie contre les parois de la cloche où se fait l’expérience.

Le charbon absorbe avidement ce gaz -, le soufre peut s’y dissoudre en assez grande quantité , et former un liquide particulier appelé hydrure de soufre.

L’ïode et le chlore décomposent l’acide hydro-sulfurique en s’emparant de son hydrogène , et en laissant précipiter tout son soufre. Cet acide est composé de g3,S55 de soufre et de 6,i45 d’hydrogène.

L’acide hydro-sulfurique se dissout dans l’eau avec la plus grande facilité 5 on profite de celte propriété pour faire des eaux de Barèges artificielles, de Bonnes, etc., pour boire.

11 n est guère employé que dans les laboratoires de chimie ; et , comme son odeur est fort désagréable , on le détruit facilement avec le chlore gazeux. 11 s’unit aux bases et forme des sels appelés hydro-sulfates. Ces sels peuvent se combiner avec un excès de soufre et. former des hydrosulfates sulfurés.

Ds la combinaison des acides du soufre avec les bases

salifiables.

Principaux caractères des sulfites. — Ces sels sont toujours décomposés au feu 5 l’acide sulfureux se dégage , tandis que l’oxide du métal reste. Quelquefois ils se transforment en sulfates et laissent sublimer du soufre ; tels sont les sulfites delà deuxième section et celui de magnésie. Les sulfites passent à l’état de sulfates par leur exposition à l’air ; ils en absorbent l’oxigène d’autant plus rapidement , qu’ils sont eux - mêmes plus solubles et plus divisés : ils sont presque tous insolubles dans l’eau -, il n’y a guère que les sulfites de potasse , de soude et d’ammoniaque , qui fassent exception à cette règle. Presque tous les acides les décomposent en s’emparant de leurs bases et en dégageant l’acide sulfureux , dont la présence se manifeste par une odeur vive et pénétrante.

Principaux caractères des sulfates. — Exposés à l’action du feu , les sulfates présentent des résultats qui varient suivant la nature de la base qui est unie à l’acide sulfurique. Ainsi les sulfates des deux premières sections n’éprouvent aucune altération ; ceux des quatre deruieres perdent tantôt leur acide et laissent leur oxide ; quelquefois ils se décomposent en acide sulfureux , en oxigène et en oxide , ou bien en acide sulfureux et en oxide plus oyidé ; enfin il arrive que l’oxide est totalement réduit. Les Sulfates sont tous décomposés à une haute température par le charbon et l’hydrogène ; ces corps s’emparent de l’oxigène de l’acide sulfurique et de celui de la base, convertissent les sulfates en sulfures, et passent eux-mêmes à l’état, d’acide carbonique dans le premier cas, et d’eau dans le second.

Tous les sulfates , à l’exception de ceux de baryte , d’antimoine, de plomb, de mercure et de bismuth , sont solubles dans l’eau; ceux de strontiane, de chaux , de zircone , d’ittria, de cérium et d’argent, y sont très-peu solubles. La

4y3 T K AI T K É f.i KINT A IllE

dissolution acnieuse de tout ce genre de sels est précipitée en blanc par l’eau de baryte ( protoxide de baryum) 5 il en résulte un sulfate de baryte insoluble dans l’eau et dans les acides. Aucun sulfate n’est décomposé à la température ordinaire par les acides 5 il faut cependant en excepter le sulfate d’argent, qui l’est par l’acide hydro-clilorique -, les acides borique et pliosphorique , en raison de leur fixité , décomposent tous les sulfates à une température rouge -, il en résulte un dégagement d’acide sulfurique , et formation de phosphates et de borates.

Principaux caractères des hypo-sulfites ( sulfites sulfures.)— Ces sels sont tous décomposés par le feu ; ils donnent du soufre et de l’acide sulfureux. Exposés à l’air, ils ne s’y t ’ansfdrment en sulfates qu’à la longue , et avec la plus grande difficulté 5 ils sont tous insolubles dans l’eau , si on en excepte les hypo-sulfites de potasse , de soude et d’ammoniaque ; ils se dissolvent néanmoins dans un excès d’acide s il fur eux, et la plupart peuvent alors cristalliser. Les acides décomposent tous les hypo-sulfites -, il en résulte un dégagement de gaz acide sulfureux, un dépôt de soufre, et formation d’un nouveau sel.

De la combinaison de l'hyrdacide du soufre ou acide hydrosulfurique avec les bases sali fables.

Principaux caractères des hydro-sulfates. — Ils sont tous décomposés par le feu , et donnent des produits qui sont particuliers , suivant l’espèce d’oxide employé. Dans toutes les circonstances il reste un sulfure métallique, et il se dégage de 1 acide hydro-sulfurique, ou de l’eau, oude l’acide sulfureux, du soufre , et quelquefois tous ces produits se présentent avec le même hvclro-sulfate. La plupart des hydro-sulfates sont insolubles dans l’eau ; on 11c peut guère en excepter que ceux de potasse, de soude, de magnésie , d'ammoniaque , de baryte , de strontiane et de chaux. La dissolution de ce s hydro-sulfates est décomposée , lorsqu’on y fait passer

DE pharmacie-théorique, 47 ^

un couraut de chlore , qui s’empare de l’hydrogène de l’acide hydro-sulfurique, se convertit en acide hydro-chlorique, lecpiel sature la base de l’hydro-sulfate employé : il se forme uu dépôt jaunâtre , occasioné par la précipitation du soufre. Les hydro-sulfates se décomposent tous à l’air libre , et surtout lorsqu’ils sont en dissolution. Celle-ci , d’abord transparente , finit par devenir jaunâtre, et redevient transparente. Ces phénomènes méritent d’être expliqués. L’oxigène de l’air brûle l'hydrogène de l’acide hydro-sulfurique , et forme de l’eau , tandis que le soufre reste uni à l’alcali , et forme uu sulfure alcalin , qui colore l’eau en jaunâtre. Cette transformation opérée , il s’exécute de nouveaux changemens , parce que les affinités ne sont plus les mêmes ; l’eau de la dissolution se décompose , et par la combinaison de son hydrogène et de son oxigèue avec le soufre , il en résulte un acide hyposulfureux et un hydracide , qui se partagent la quantité d’alcali préalablement uni au soufre , et forment un hypo-sulfite et un hydro-sulfate. Celui-ci reste toujours en dissolution*, et il en est de même du premier, s’il est soluble ; mais , dans le cas contraire , il cristallise et se précipite mêlé quelquefois d’un peu de soufre en excès.

Les hydro-sulfates sont décomposés par les acides un peu forts , comme les acides nitrique , sulfurique , etc.. , et même la. plupart des acides végétaux -, ils s’emparent de leurs bases, et dégagent l’acide hydro - sulfurique sous forme de gaz.

Les hydro-sulfates solubles sont décomposés par tous les sels des quatre dernières sections ; on en exceptera dans les deux premières ceux de zircone et d’alumine. Il y a dans tous les cas formation , soit d’un hydro-sulfate insoluble , soit d’un sulfure métallique également insoluble. Le premier a lieu à 1 égard des sels dont les bases ont beaucoup d’affinité pour l’oxigènc. Ainsi , en versant une dissolution de nitrate d’antimoine dans udo dissolution d’hydro-sulfate de potasse , il y a échange de base par suite d’une affinité dou-

ble. (Voyez Attraction de combinaison, première division. ) L’acide nitrique s’unit à la potasse , et forme du nitrate de cette base ; tandis que l’acide hydro-sulfurique expulsé, rencontrant l'oxidc d’antimoine abandonné par l’acide nitrique, s’y combine, et forme un hydro-sulfate d’antimoine qui se précipite. La précipitation d’un sulfure métallique a lieu toutes les fois que la base du sel métallique dont on fait usage a peu d’affinité pour l’oxigène , ou plutôt qu’elle abandonne celuici facilement. C’est ainsi qu’en versant une dissolution d’acétate de plomb dans une dissolution d’hydro-sulfate de potasse , il se forme aussitôt un précipité noir de sulfure de plomb. L’acide acétique s’unit à la potasse, et forme un acétate de cette hase , tandis que l’acide hydro-sulfurique et l’oxide de plomb qui se rencontrent , abandonnent , le premier son hydrogène , et le second son oxigène , qui se réunissent pour former de l’eau ; tandis que le soufre et le plomb mis à nu se , combinent et produisent le sulfure.

Ces deux exemples suffiront pour faire comprendre ce qui se passe dans ces sortes de dissolutions , mises en contact 1 une avec l’autre.

Les hydro-sulfates sont employés en pharmacie 5 c’est avec ceux de potasse , de soude et de chaux que l’on prépare les bains sulfureux de Barèges , etc.

Principaux caractères des hydi'o-sulfates sulfurés. — Ces sels sont des hydro-sulfates ordinaires , combinés avec un excès de soufre. Leur couleur est beaucoup plus foncée , et leur dissolution aqueuse est précipitée par tous les acides qui s’emparent de leurs bases, dégagent l’acide hydro-sulfurique , et mettent du soufre à nu qui se précipite. L’acide hydro-sulfurique partage également cette propriété avec tous les acides.

§ 5. — Sélénium.

En visitant , il n’y a pas long-temps , une fabrique où l’on prépare l’acide sulfurique, MM. Gahn et Berzelius aperçurent au fond de la grande chambre de plomb une masse rougeâtre qui fixa leur attention , en ce qu’elle répandait en brûlant l’odeur de choux pourri qu’on avait dit être particulière au tellure. Us l’examinèrent; mais, ne pouvant en extraire le tellure, M. Berzelius en emporta «à Stockholm, où il put l’étudier avec toute la facilité désirable. Ce savant chimiste ne tarda pas à être convaincu qu’il existait, dans la masse rougeâtre dont il vient d’être question , une substance particulière ; et , après quelques essais assez infructueux , il parvint enfin à l’extraire à l’état de pureté ; il l’appela sélénium.

Le sélénium est un corps solide , de couleur gris-rougeâtre , vu en masse , et d’un bel éclat métallique. Il donne par la trituration une poudre rouge, qui présente çà et là des points brillans. Sa cassure est vitreuse et éclatante; sa pesanteur spécifique est de /\,6 environ.

Exposé à une température de ioo° centigrades , le sélénium se ramollit , et se fond par une augmentation de chaleur ; il conserve par le refroidissement un état de mollesse qui permet de le pétrir entre les doigts , et de le tirer en fils très-déliés d’un vif éclat métallique , rouges et transparens. A une température un peu plus élevée que la précédente , le sélénium bout et distille en gouttes métalliques et opaques. Soumis au feu , dans une petite cornue à col large , il se sublime sous forme de fleurs d’une belle couleur rouge de cinabre. A cet état , le sélénium n’a point changé de nature ; on l’obtient tel qu’il était en le faisant fondre ; chauffe à l’air, sans qu’il puisse prendre feu, le sélénium se répand sous forme d.’uue fumée d’un beau rouge , et sans odeur remarquable ; tandis que, si on approche la flamme d’une chandelle, elle se colore aussitôt en bleu d’azur, et il se répand une odeur de raifort insupportable. « Klnprotlï a annoncé ,

ditM. Berzelius, que cette odeur était particulière au tellure ; mais je n ai pu la produire avec le tellure purifié, ni avec aucune de ses combinaisons. Il est alors probable que le tellure qu’avait examiné Klaproth contenait de la nouvelle substance. »

Le sélénium se combine avec l’oxigène , et forme un acide particulier , appelé sélénique. Il suffit , pour le produire , de traiter cette substance par l’acide nitrique , et de faire évaporer à siccité. Alors , en chauffant un pou plus , il se sublime des aiguilles cristallines , solubles dans l’eau et dans l’alcohol , d’une saveur purement acide , et ayant la propriété de rougir fortement le tournesol ; c’est l’acide sélénique. Il se combine avec tous les oxides des métaux de la seconde section , et forme des sels particuliers appelés séléniates. Ces sels sont tous déliquescens , et cristallisent difficilement. Cependant le séléniate de baryte présente de petites aiguilles qui se réunissent et forment des cristaux globuliformes.

Le sélénium se combine aux métaux, et forme des séléniures. Celui de potassium se dissout dans l’eau sans effervescence , et la colore en brun-rougeàtre. La saveur de celle dissolution est absolument semblable à celle du sulfure de potassium ; en pareil cas , si on y ajoute un acide , il se dégage un gaz , dont l’odeur a beaucoup d’analogie avec celle de l’acide hydro-sulfurique , mais qui , introduit dans le nez , produit des sensations douloureuses, suivies d’inflammation.

Le selcnium dissout les oxides de la deuxième section ; il forme alors des oxi-séJcniures . Leur couleur est rouge -, ceux de potasse et de soude sont solubles dans l’eau , tandis que ceux de baryte et de chaux ne le sont pas. Ces dissolutions n’ont point l’odeur hépatique qui caractérise celle des sulfures d’oxides.

Telles sont à peu près les principales propriétés reconnues au sélénium par M. Berzelius; ce célèbre chimiste pense que ce corps a la plus grande analogie avec le soufre. 11 se propose

au reste de faire de nouvelles recherches , qui nous éclaii rei’ont davantage sur la véritable nature de ce nouveau coi’ps singulier.

Il est probable que la découverte de M. Berzelius aurait été déjà confirmée en France , mais cela est en ce moment très-difficile. Le sélénium ne s’est encore rencontré qu’en très-petites quantités ; cinq cents livres de soufre, bi’ûlées à la fabrique de Fahlun en Suède , n’ont produit que six grains de sélénium, et on n’en retrouve point dans l’acide sulfurique , parce que l’acide sulfureux a la propriété de réduire l’acide sélénique à l’état de pureté.

§ 6. — Du chlore.

C’est à l’illustre Sclieèle que nous devons la découverte du chlore. Il la fit en 1774 > en s’occupant d’expériences sur le manganèse. Cette découverte importante ne tarda pas à fixer l’attention des chimistes les plus célèbres. Bergmann, Pelletier , Bertbollet , Morveau , Chenevix , Gay-Lussac et Thénard , Davy , etc. , publièrent successivement de savans travaux sur cette nouvelle substance, regardée aujourd’hui comme l’une des plus importantes par le rôle qu’elle joue eu chimie et dans les arts. Scheèle l’avait appelée acide marin déphlogistiqué , parce que , l’ayant obtenue en faisant bouillir de l’acide marin ou muriatique sur de l’oxide de manganèse, il croyait , dans cette circonstance , que l’acide marin perdait tout son plilogistique en le cédant au manganèse. Mais cette dénomination fut changée à l’époque de la réfoimation de la nomenclature chimique , et les illustres auteurs de cette nomenclature l’appeltTent acide muriatique oxigéné , nom très-convenable à cette époque , parce qu’on pensait que l’acide muriatique, en contact avec de l’oxide de manganèse , lui enlevait de l’oxigène pour changer de nature. Cette opinion, qu’on ne peut contester d’une manière absolue, et qui est encore aujourd’hui partagée par plusieurs célèbres cljimisles , fut générale jusqu’au moment où MM. Gay-

Lussac et Thénard firent une série d’expériences , à la suite desquelles il leur fut permis de tirer cette conclusion importante et hardie : Que l’acide muriatique oxigénc , jusqu’alors regardé comme un corps composé , pouvait être considéré comme un corps simple , et que tous les phénomènes qu’il présentait , s’expliquaient très-bien dans cette hypothèse. En effet, cette conclusion parut si naturelle , qu’elle n’éprouva pas beaucoup de difficultés à être admise. M.Davy l’adopta dix-huit mois après MM. Gay-Lussac et Thénard : elle est enfin presqu’unanimement adoptée aujourd’hui.

L’acide muriatique oxigéné, étant considéré comme corps simple, devait nécessairement recevoir un nom nouveau; on lui donna celui de chlore , mot dérivé du grec , qui veut dire jaune , parce que ce gaz a en effel une bellè couleur jaune.

Le chlore existe très-abondamment dans la nature , mais toujours en combinaison. 11 fait partie de tous les muriates naturels , dont plusieurs forment des masses considérables.

On l’obtient très-pur en traitant l’acide hydro-clilorique par l’oxide de manganèse , dans les proportions d’une partie d’oxide , sur cinq à six d’acide concentré dans l’eau. On introduit le tout dans un matras , duquel part un tube recourbé à angle droit , qui communique à un autre tube d’un diamètre beaucoup plus grand , et dans lequel sont rangés des morceaux de chlorure de calcium ; à ce dernier tube en est joint un autre qui plonge dans un flacon bien sec. L’appareil étant ainsi monté , on chauffe légèrement le ballon; le chlore 11e tarde pas à se manifester , et à se rendre dans le flacon en question.

Ainsi obtenu , le chlore est un corps gazeux , d’une couleur jaune verdâtre , d’une odeur forte , désagréable et suffocante ; sa pesanteur spécifique est de 2,4216. Il est impropre à la respiration et à la combustion ; si on y plonge une bougie allumée , elle s’y éteint presqu’aussitôt.

BE PHARMACIE-THÉORIQUE. 4yD

Ce gaz , à l’état bien sec , n’a pu être liquéfié, et encore moins solidifié *, il est sans action sur le tournesol ; mais, s’il contient de l’eau , il détruit sur-le-cliamp cette couleur. Le chlore est susceptible de former un hydrate (voyez eau) ; car, si l’on en fait passer un courant dans de l’eau sous zéro , il donne des cristaux lamelleux d 'hydrate de chlore.

Le chlore n’éprouve aucune altération de la part de la chaleur, de la lumière et de l’électricité 5 il paraît être électro-négatif, propriété qui le rapproche de l’oxigène.

Il se combine à l’oxigène en trois proportions : l’une constitue Y oxide de chlore , ou acide chloreux ; l’autre Y acide chlorique -, et la troisième , Y acide chlorique oxigèné.

Il n’a aucune action sur le bore et le carbone -, mais il s’unit facilement à l’hydrogène, le phosphore, l’iode, l’azote et le soufre. De ces combinaisons naissent des composés , dont plusieurs sont utiles à connaître. Avec l’hydrogène le chlore donne naissance à l’acide hydro-chlorique , autrefois nommé acide muriatique ,• avec le phosphore , il peut former deux combinaisons -, l’une est le proto-chlorure de phosphore , et l’autre est le deuto-chlorure . ou acide chloro-pliosphorique : le premier est liquide , le second est toujours solide. Avec le soufre il produit un liquide orangé , qui est du chlorure de soufre. Il s’unit également avec l’iode 5 enfin avec l’azote il forme un chlorure liquide des plus surprenans , par la facilité avec laquelle il détonne au moindre choc.

Les métaux en contact avec le chlore présentent une série de phénomènes des plus remarquables -, il enflamme à la température ordinaire le potassium , l’arsenic , 1 antimoine et le bismuth. Le sodium , le zinc , le tellure et le mercure s’y enflamment à chaud -, dans la môme circonstance , il embrase le manganèse , le fer, le tungstène , le cobalt et le cuivre. Il se combine à chaud sans dégagement de chaleur, ni de lumière, avec le nickel, le plomb , l’argent, le palladium et l’or. Quelques-uns de ces métaux , tels que l’étain , le cuivre, le mercure, et peut-être le manganèse, le fer et

1 or , sont susceptibles de former deux chlorures avec le chlore; ce corps simple se combine, encore avec les magnésium , calcium , strontium , baryum , rhodium , platine et iridium ; mais on ne connaît pas son action sur les autres métaux.

Le chlore n’exerce aucune action sur la plupart des acides minéraux , ainsi que sur les acides sulfureux , nitreux et le deutoxide d’azote, lorsque toutefois ces corps sont privés d’humidité.

Avec l’oxide de carbone il forme de l’acide chloroxicarbonique. Il n’exerce aucune action sur les oxides de la première section, celui de magnésium excepté ; il s’y combine à chaud , ainsi qu’à tous les oxides de la deuxième section , et il en. expulse tout l’oxigène : il se produit alors des chlorures.

En général , le chlore a une action très-énergique sur tous les composés qui contiennent de l’eau ou de l’hydrogène ; cela provient de sa grande affinité pour ce dernier. C’est ainsi qu’il décompose l’eau à la lumière , dont il dégage l’oxigènc , en s’emparant de l’hydrogène pour former de l’acide hydro-cldorique ; qu’il convertit en acides nitrique , sulfurique et phosphorique , les acides nitreux, sulfureux et hypo-phosplioreux lorsque ces corps contiennent de l’eau ; il s’empare de l’hydrogène de celle-ci , tandis que l’oxigène à l’état naissaut se combine aux autres et change leur nature. Il y a dans toutes ces circonstances formation d’acide hydro-chlorique ; ce genre d’action s’étend encore sur les sullites , nitrites , hypo-phosphites et phosphites, qu’il change en sulfates , nitrates et phosphates, d après la même cause.

Cette grande affinité du chlore pour l’hydrogène explique encore son action destructive sur toutes les matières organisées , dont il s’empare avidement de l'hydrogène*; c’est par une action semblable et habilement ménagée , que le célèbre Berthollct a créé l’art du blanchiment des toiles par

De pharmacie-théorique. 48*

le chlore ; c’est aussi sans doute sur cette propriété qu’est fondée celle qu’il a de détruire les miasmes putrides et délétères.

Des combitiaisons de V oxigéné avec le chlore.

Le chlore n’a aucune action sur l’oxigène gazeux , niais lorsqu’il le rencontre à l’état naissant, il s’y combine et, suivant les proportions, il peut en résulter trois composés : l’un est appelé oxide de chlore ( acide muriatique suroxigéné )', l’autre acide chlorique ( acide muriatique hyper oxigéné , et le troisième , acide chlorique oxigéné.

De l’oxide de chlore. — Cet oxide a été trouvé par Davy^ il l’obtient en traitant trois grammes de chlorate de potasse, par un peu d’acide sulfurique: il fait un mélange de ce3 deux coi’ps qu’il introduit dans une petite cornue de verre, et il distille à la chaleur du bain-marie. L’oxide passe et est reçu par un tube sous la cloche posée sur le mercure. Dans cette opération , l’acide sulfurique s’unit à la potasse , et l’acide chlorique anhydre mis à nu, ayant besoin sans doute d’une certaine quantité d'eau pour maintenir son existence , se divise en un demi-volume d’oxigène , et deux volumes d’oxide de chlore.

Cet oxide est un gaz d’un jaune verdâtre foncé, son odeur n’est pas désagréable , et n’a aucune analogie avec celle du chlore } il détruit la teinture de tournesol sans la rougir. C’est le plus dangereux de tous les gaz. Exposé à la lumière, il devient lumineux et détonne avec violence. Le phosphore qu’on y plonge produit subitement le mêmé effet, enfin la cloche qui le contient plongée dans l’eau bouillante est brisée avec fracas par la violente détonation de ce gaz. Il paraît que son existence ne peut plus avoir lieu au-delà de 5o à 6o° -f- o , et qu’à cette température , il se décompose en chlore et en oxigène. 11 est formé , suivant M. Davv , d’un volume d’oxigène, et d’un demi-volume de chlore.

M. Chevreul a appelé cet oxide chlorure d'oxigène. Oh obtient encore un oxide de chlore en traitant le chlorate de potasse par l’acide liydrochlorique , mais il paraît que cet oxide , qu’on avait d’abord nommé euchlorine , acide chloreux , n’est qu’un mélange simple de chlore et d & chlorure d'oxigène ; cependant M. Gay-Lussac regarde comme hors de doute , que cet oxide est bien particulier et non un mélange des deux gaz , ainsi que l’avait conjecturé M.. Davy. ( Annales de physique et de chimie , tome 8 , page 410- ) 11 s’ensuit donc nécessairement qu’il existe deux oxides de chlore. Le premier est le peroxide , et le second , le protoxi de. •

La facilité avec laquelle détonne le peroxide de chlore , est une propriété importante qui va bientôt nous être mile , pour expliquer l’inflammation des allumettes oxigénées , et le scintillement du chlorate de potasse par le frottement.

De l’acide chlorique. — Cet acide a été découvert par M. Berthollet ; mais il fut isolé pour la première fois de ses bases par M. Gay-Lussac. Il y parvint en traitant par l’acide sulfurique étendu , le chlorate de baryte dissous dans l’eau. Il se forme un sulfate de baryte insoluble, tandis que l’acide chlorique reste pur en dissolution. Il est bon d’observer que, pour réussir, il ne faut mettre que la quantité nécessaire d’acide sulfurique pour saturer la baryte. Si cependant on avait mis un excès d’acide, ou pourrait le précipiter par l’eau de baryte , et mieux encore par le chlorate de cette base. Dans tous les cas, on filtre la liqueur après la précipitation de la baryte , et on la concentre jii*» qu’au point où l’acide chlorique contient encore assez dt’eau pour ne pas se décomposer. L’acide ainsi obtenu est un véritable hydrate.

Cet acide est liquide , sans couleur , inodore , d’une saveur très-acide et d’une consistance oléagineuse. Suivant M. Vauquelin , l’acide chlorique rougit le tournesol : mais

à la longue , il détruit cette couleur. Il n’a aucune action sur la solution sulfurique d’indigo.

Soumis à la distillation , il se décompose en chlore et en oxigène ; ceci prouve qu’il ne peut exister au-delà d’une température peu élevée. Il décompose les acides sulfureux , hydrochlorique et hydrosulfurique , en leur cédant de son oxigène 5 de là résultent de l’acide sulfurique , de l’eau et du chlore , et de l’eau et du soufre.

Il ne précipite aucune dissolution métallique. L’acide chlorique est composé , suivant M. Gay-Lussac , d’un volume de chlore et de deux volumes et demi d’oxigène ; ou en poids de 100 parties de chlore et de ii 1,68 d’oxigène. 11 se combine aux bases et forme des sels appelés chlorates.

De. l'acide chlorique oxigène-, — Lorsque l’on traite le chlorate de potasse par le double de sou poids d’acide sulfurique concentré , que l’on laisse agir les deux corps pendant vingt-quatre heures -, il se forme un nouveau sel , peu soluble dans l’eau froide , très-soluble dans l’eau bouillante , sans action sur les couleurs bleues végétales , et d’une saveur faible-, que l’on regarde comme une combinaison d’acide chlorique oxigêiié et de potasse. On obtient très-pur ce sel en ayant soin de le laver à l’eau froide sur un filtre , jusqu’à ce que tout l’excès d’acide sulfurique ait été enlevé par les lavages. M. le comte Stadion , à qui la découverte de ce nouveau sel , ainsi que celle du nouvel acide , sont dues , extrait ce dernier en traitant le chlorate oxigéné çlc potasse par son poids d’acide sulfurique étendu de son tiers d’eau. Il introduit le tout dans une cornue de verre , et il chauffe. A la température d’environ i4o° -f- o , il passe d’abord de l’eau, mais ensuite il se manifeste des vapeurs blanches , qui se condensent dans le récipient , et qui sont , Y acide chlorique oxigéné , mêlé d’un peu d’acide sulfurique et d’acide hydrochlorique. 11 sépare le premier avec l’eau de baryte et le second avec l’oxide d’argent.

L’acide chlorique oxigéné ne paraît pouvoir exister qu’en.

combinaison avec l’eau ou une base. Il est incolore, inodore , rougit le tournesol , et ne détruit pas les couleurs. La lumière ne l’altère pas. Exposé au feu , il se volatilise à i4o° 4* 0> Cet acide se distingue de l’acide chlorique , en ce qu’il n’est pas décomposé par les acides hydrochlorique , sulfureux et hydrosulfurique;

H ne précipite pas le nitrate d’argent; il se combine aux bases et forme des sels appelés chlorates oxigênés.

Cet acide est formé de ; chlore, 44» et oxigène , 68,9. Il contient donc deux proportions d’oxigène de plus que l’acide chlorique.

De la combinaison de Vhydrog'ene avec le chlore.

On ne connaît jusqu’à présent qu’une seule combinaison de ce genre ; elle constitue un acide important par ses usages qui sont très -fréquens, soit en chimie et en pharmacie , soit dans les arts.

On peut opérer la combinaison du chlore avec l’hydrogène de plusieurs manières, soit en faisant détonner par l’étincelle électrique un mélange de volumes égaux de ces deux gaz , soit en l’exposant à la lumière du soleil; il y a dans tous les cas production de deux volumes de gaz acide hjdrochlorique ou muriatique .

Mais dans les arts, on se procure cet acide par des moyens beaucoup plus simples , moins dangereux, plus économiques, et qui le mettent à un taux moins élevé. Ce procédé suivi est basé sur l’affinité plus grande de la soude pour l’acide sulfurique que pour l’acide hydrochlorique.

A cet effet, on prend du chlorure de sodium ( sel marin ), dont il existe des masses considérables dans le commerce , on l’introduit dans une cornue , qui communique à un appareil particulier contenant de l’eau propre à être saturée par le gaz hydrochlorique et on verse ensuite dans la cornue de l’acide sulfurique. Aussitôt une vive action a lieu , l’eau de l’acide est décomposée, son hydrogène s’unit au

DE P II A R M A C t E - T U É O R I Q U E. 4^

clilore du chlorure , forme de l’acide hydroclilorique qui sc dégage , et va saturer l’eau des récipiens , tandis que sou oxigène se porte sur le sodium, l’amène à l’état dedeutoxide, lequel se combine ensuite à l’acide sulfurique 5 d’où il résulte que dans une seule opération , ou obtient de l’acide hydroclilorique et du sulfate de deutoxide de sodium ( ou sulfate de soude ) également propres à être versés dans le commerce. Un kilogramme de sel est suffisant pour produire assez d’acide pour saturer 700 grammes d’eau à la température et à la pression ordinaires. Cet acide saturé à la température de a3° -f- o , est d’une pesanteur spécifique de 1,208, d’après M. Thénard,

L’acide hydroclilorique liquide et concentré, est incolore, d’une odeur vive , pénétrante et désagréable. Il est trèscaustique , et rougit fortement le tournesol ; il répand à l’air des vapeurs blanches suffocantes , qui sont dues à des portions de gaz hydroclilorique qui se dégagent et se condensent dans l’air en s’emparant de l’eau qui y existe toujours en dissolution. Ce phénomène n’a point lieu lorsque l’acide est étendu d’assez d’eau. Soumis à l’action du feu, il 11e tarde pas à entrer en ébullition et à perdre la plus grande partie de son gaz hydroclilorique.

L’acide hydroclilorique gazeux n’a aucune action sur les corps combustibles simples de la première classe ; il n’en est pas de môme à l’égard des métaux de la deuxième section , et d’un grand nombre d’autres des quatre dernières. Ce gaz est décomposé par eux en chlore qui par son union avec le métal forme un chlorure , et en gaz hydrogène qui se dégage. il est probable que si l'on pouvait réduire les oxides de la première section, leurs métaux se comporteraient comme ceux de la seconde.

L’acide hydroclilorique liquide forme avec l’acide nitrique ce que l’on appelait autrefois eau régale ou acide nitro-muiiatique. Mais il est bon d’observer que ce mélange d’acides diffère par sa nature et ses propriétés suivant

4?t> TRAITÉ ÉLÉMENTAIRE

les proportions respectives de chacun des composans. Ainsi il n’est que du chlore mêlé d’un peu d’acide nitreux dissous dans l’eau, lorsque l’on n’a ajouté que la quantité d’acide nitrique propre à brûler par une grande partie de son oxigène , tout l’hydrogène de l’acide hydroclilorique. L'eau légale n’est que de l’acide nitrique , du chlore et un peu d’acide nitreux , lorsque la proportion du premier l’emporte de beaucoup sur celle de l’acide hydroclilorique. Il peut même arriver encore dans le cas contraire que l’acide nitro-muriatique soit un composé d’acide nitreux, de chlore et d’acide hydroclilorique. On voit d’après toutes ces observations, combien il est important de bien limiter les doses respectives de chacun des acides dans la formation de l’eau régale.

Cet acide est composé d’un volume de chlore et d’un volume d’hydrogène ( MM. Gay-Lussac et Thénard. ) Il se combine aux bases salifiables et forme des sels appelés hydrochlorates.

Ses usages sont très-nombreux en chimie, en pharmacie et dans les arts.

De la combinaison du chlore avec le phosphore.

Le chlore , ainsi qu’on l’a vu précédemment, peut se combiner avec le phosphore en deux proportions , l’une est le protochlorure de phosphore , et l’autre le deutochlorure ou acide chlorophosphorique. On obtient l’un et l’autre en projetant du phosphore sous une cloche de verre remplie de chlore bien sec. Il faut au moins deux pouces cubiques de chlore pour convertir un grain de phosphore en acide chlorophosphorique. Dans le cas où la proportion du chlore n’est pas aussi élevée , on obtient un liquide qui est le protochlorure de phosphore.

Acide chlorophosphorique. — Cet acide se présente sous forme d’une poudre blanche qui a l’aspect de la neige. Il se volatilise au-dessous de iqo degrés , et se forçd lorsqu on le

UK PHA 11 MACIE-THÉO PIQUE. 4^7

comprime dans le vase où on le cliaulïë ; par le refroidissement, il cristallise en prismes transparens. Il rougit le papier de tournesol bien sec.

Cet acide se dissout rapidement dans l’eau , mais dans ce cas il change de nature , et l’eau est décomposée ; son hydrogène s’unit au chlore et forme de l’acide hydrochlorique , tandis que le phosphore s’empare de l’oxigène et forme de l’acide phosphorique. Cette propriété remarquable de l’acide clorophosphorique prouve la raison pour laquelle il ne peut former des chlorophosphates , avec les hases salifiables dissoutes dans l’eau. 11 existe cependant un clilorophosphate d’ammoniaque dont les propriétés sont très-remarquables.

De la combinaison du chlore avec le gaz oxide de carbone.

Lorsque l’on expose à la lumière du soleil pendant une demi-heure un mélange fait à volumes égaux de chlore et de gaz oxide de carbone , il en résulte un volume d’un acide particulier, que 1 on a appelé chloroxicai'bonique.M. Davy, à qui est due cette découverte intéressante, lui avait donné le nom de phosgène , qui veut dire engendré par la lumière, parce qu’il ne put en effet produire cette combinaison que parle contact de la lumière du soleil.

Cet acide est gazeux , d’une odeur suffocante , désagréable , et selon toute apparence très-délétère , car on éprouve un grand malaise après l’avoir respiré.

La chaleur, la lumière, l'électricité , l’oxigène et l’hydrogène sont sans action sur lui. Cependant, si on fait passer une étincelle électrique dans son mélange avec ces deux derniers gaz, il se fait une décomposition d’où il résulte du gaz hydrochlorique et du gaz acide carbonique.

L’eau est promptement décomposée par l’acide chloroxicarbonique \ son hydrogène forme avec le chlore de l’acide hydrochlorique, et son oxigène fait passer l’oxide de carbone à l’état d’acide carbonique. Ceci prouve qu’il en est de

4,C>8 traité élémentaire

cet acide comme du précédent , à l’égard des bases dissoutes dans l eau- il existe également un cbloroxicarbonate d'ammoniaque. Cet acide , mis en contact avec la plupart des métaux , est décomposé ; le chlore s’unit au métal , et forme un chlorure , tandis que l’oxide de carbone est mis en liberté.

De la combinaison du chlore avec le cyanogène.

Le chlore se combine avec le cyanogène , toutes les fois que l’on fait passer un courant de ce gaz dans une solution aqueuse d’acide hydrocyanique. 11 en résulte un acide particulier , découvert par M. Berthollet , et auquel il avait donné le nom d 'acide prussique oxigétié. M. Gay-Lussac , dans son grand travail sur l’acide prussique et le prussiate , a examiné de nouveau l’acide de M. Berthollet , et il a vu qu’il était formé de volumes égaux de chlore et de cyanogène , d’où lui vient le nom d 'acide chlorocyanique.

Il est impossible d’obtenir cet acide à l’état de pureté absolue ; il contient toujours un peu d’acide carbonique. Quoi qu’il en soit , l’acide chlorocyanique à l’état gazeux est incolore , d’une odeur très-vive et irritante , et d’une action marquée sur le tournesol qu’il rougit.

Cet apide se dissout dans l’eau , et les bases solubles s’y combinent évidemment. Mais du mo'ment où 011 ajoute un acide à la solution , pour chasser l’acide chlorocyanique , celui-ci se réduit aussitôt , à la faveur de la décomposition de l’eau : 1°. en ammoniaque , qui provient de combinaison de l’azote du cyanogène, avec une partie de l’hydrogène de l’eau; ri°. en acide carbonique , formé par l’union du carbone du cyanogène avec l’oxigène de l’eau; 3°. enfin, en acide hydro-chlorique , qui résulte de l’union d’une autre partie d’hydrogène de l’eau avec le chlore.

Cet acide , mis en contact avec les métaux, se décompose; je chlore fornie avec eux des chlorures , et le cyanogène se

dégage. Ces aperçus prouvent l’impossibilité d’obtenir des chlorocy anales.

Des chlorures.

On appelle chlorure toute combinaison non acide du chlore avec les corps simples et composés. JVous avons déjà fait connaître le nom et les propriétés de plusieurs chlorures \ nous avons également fait voir que le chlore pouvait former des chlorures , soit avec plusieurs corps simples non métalliques , soit avec le plus grand nombre des métaux. Cette première revue peut nous porter à diviser les chlorures en deux classes , ainsi que l’a fait le savant rédacteur ( i) des articles de chimie du Dictionnaire des sciences naturelles. Nous commencerons donc par donner un court aperçu des chlorures non métalliques . On en compte quatre : les chlorures d’oxigène ou oxides de chlore, et les chlorures de phosphore , de soufre et d’azote.

A la température ordinaire , le chlorure d’oxigène est le seul qui soit gazeux ; les trois autres sont liquides.

Exposés à une température de 3o degrés pour le chlorure d’oxigène , et de 4o° pour celui d’azote , ces deux composés détonnent fortement ; ils se réduisent à leurs élémens avec dégagement de chaleur et de lumière ; les deux autres chlorures peuvent se volatiliser sans se décomposer.

Ces chlorures , soumis à l’action de l’eau , présentent des phénomènes remarquables ; le chlorure d’oxigène s’y dissout sans altération, celui d’azote y est insoluble -, le chlorure de soufre la décompose , en produisant des acides liydrochlorique , sulfureux et sulfurique ; il se dépose aussi beaucoup de soufre : enfin le chlorure de phosphore décompose également l’eau , en donnant lieu à la formation des acides hydrochl'orique et phosphoreux.

(1) M. Chevrcul,

Chlorures métalliques . — Ceux de la première section sont inconnus , à l’exception de celui de magnésium 5 les chlorures de la seconde section sont très-bien connus $ le chlore s’unit facilement à ce genre de métaux , et il en résulte des chlorures qui sont tous solides et incolores. Ils sont fusibles , peu ou point volatils , et tous indécomposables par le feu.

Les chimistes sont encore partagés d’opinion sur ce qui se passe dans la dissolution des chlorures de cette section dans l’eau. Les uns pensent qu’ils la décomposent pour passer à l’état d’hydrochlorates 5 les autres croient , au contraire , que les chlorures se dissolvent sans altération dans ce fluide. Ce qu’il y a de certain, c’est que les chlorures de potassium et de sodium dissous dans l’eau , et examinés après leur cristallisation , ne sont que des chlorures-, cependant plusieurs composés de celte section , soumis à la même opération , , donnent des cristaux susceptibles de produire de l’eau par la chaleur-, ceux-ci seraient-ils des hydrochlorates , ou seu-* lement des chlorures hydratés ? C’est à des expériences ultérieures qu’il faudra s’en rapporter ; toutefois, l’une et l’autre opinion sont également admissibles.

Les chlorures des métaux de la troisième section sont solides à la température ordinaire , à l’exception du per-* chlorure d’étain , qui est liquide. Ils sont tous blancs $ celui de manganèse est cependant un peu verdâtre.

Le feu 11e les décompose point 5 ceux d’étain et de aine sont susceptibles de se volatiliser -, les autres , les chlorures de fer et de manganèse sont fusibles , mais fixes.

L’eau paraît les changer tous en hydrochlorates : cela est du moins certain pour ceux de fer et d’étain.

Parmi les chlorures des métaux de la quatrième section , on ne connaît bien que ceux d’antimoine , d’arsenic , de tellure , de bismuth , de cobalt et de cuivre. Ces chlorures sont blancs, ou colorés de diverses manières, suivant l’espèce de métal uni au chlore.

Les quatre premiers peuvent être volatilisés dans une cornue de verre, celui de cobalt demande une température qui fond le verre, enfin les autres le sont beaucoup moins 5 aucun n’est décomposé par le feu.

Tous les chlorures de cette section sont tous solubles ; dans l’eau , et passent à l’état d’hydrochlorates 5 mais la plupart y produisent un précipité de soushydrochlorate.

Les chlorures de la cinquième section sont tous plus ou moins volatilisables par le feu ; mais aucun n’en est décomposé 5 ils se dissolvent dans l’eau sans passer à l’état d’hydrochlorates.

Les chlorures de la sixième section , si on en excepte celui d’argent , sont décomposables par le feu 5 la plupart peuvent exister à l’état de proto et de deutochlorures.

De la combinaison cle Tacide chlorique avec les bases.

Des chlorates. — Ils sont le résultat de la combinaison de l’acide chlorique avec les bases salifîables. On peut les obtenir : i°. soit en combinant*directement l’acide chlorique avec les bases salifîables ; 20. soit en faisant arriver un courant de chlore sur un oxide en dissolution ou en suspension dans l’eau. Le premier procédé n’a besoin d’aucune explication, mais il 11’en est pas de même du second-, il mérite quelques développemens qu’il est utile de savoir.

Nous avons déjà vu , que lorsqu’on nfettait , à la température ordinaire, du chlore bien sec en contact avec un oxide également privé d’humidité , il n’y avait aucune action de part et d’autre ; mais que , dans le cas où en élevait la température , il y avait fixation du chlore sur le métal de l’oxide , formation du chlorure et dégagement d’oxigène : les phénomènes sont bien différens lorsque l’oxide est en dissolution ou en suspension dans l’eau ; le chlore est fixé , l’oxide entre en combinaison , et il résulte un chlorate et un hydrochlorate , ou bien un chlorate et un chlorure. Que se passert-il

alors? on peut envisager ces phénomènes sous deux points de vue : i° ou le chlore arrivant en présence de l’oxide se partage en deux parties et décompose l’eau , cpii cède son oxigène à l une des parties pour former de l’acide chlorique , et à l’autre sou hydrogène pour produire de l’acide hydrochlorique , tandis que ces deux acides , s’unissant à l’oxicle , forment un chlorate et un hydrochlorate de la hase employée 5 2°. ou bien l’oxide par la présence du chlore se divise en deux parties ; l’une des parties cède son oxigène au chlore cpii passe à l’étal d’acide chlorique, et forme un chlorate avec la partie non désoxidée de la hase , tandis qu’une nouvelle portion du chlore s’empare de la partie d’oxide reviviGée et forme un chlorure.

Ces deux manières d’envisager l’action du chlore , sur un oxide dissous ou suspendu dans l’eau , peuvent être également admises suivant le cas auquel on les applique individuellement. Ainsi, par exemple , la seconde théorie est applicable à l’oxide chargent , parce que l’on sait qu’il ne peut exister d’hyclrochlorate de ce métal. 11 est même plus cpie probable que ces phénomènes ont lieu dans la préparation du chlorate de potasse ( muriate de potasse suroxigéné); en admettant toutefois que le chlorure de potassium ne passe point dans l’eau à l’état d’hydrochlorate , ce qui paraît à peu près prouvé, d’après les derniers rapprochemens que vient de faire M. Gay-Lussac , dans l’action comparée des chlorures et des' sulfures d’oxide mis en contact avec l’eau. La première théorie nous paraît au contraire admissible , dans le cas où le métal de l’oxide employé forme , avec le chlore, un composé capable de passer à l’état d hydrochlorate , lorsqu’on le dissout dans l’eau. Tels sont les oxides de zinc , de fer, d’étain au maximum, etc... Nous venons de voir en effet que les chlorures de ces métaux passaient à l’état d’hydrochlorates , en se dissolvant dans l’eau.

Principaux caractères des chlorates.

Malgré les savans travaux de MM. Berthollet , Vauque- . lia , Gay-Lussac et Chénevix sur les chlorates , nos connaissances sur leurs propriétés ne sont pas encore assez étendues pour établir de nombreuses généralités. Cependant on sait; que tous les chlorates sont décomposables au feu , et qu’ils donnent pour résultat de l’oxigène , un chlorure , un métal ou un oxide suivant la nature du chlorate employé ; ainsi on obtiendra : i°. de l’oxigène , un chlorure et un oxide avec | la plupart des chlorates des métaux des cinq premières sec-

I lions 5 2°. de l’oxigène et un chlorure avec les chlorates de la sixième section , celui d’argent excepté ; 3°. et de l’oxigène , du chlore et un métal , si on élève la température. Dans le premier cas , l’oxigène de l’acide ehlorique se dégage avec celui d’une quantité d’oxide , dont la dose du métal est suffisante pour saturer le chlore , d’où naît un chlorure qui se trouve en mélange avec de l’oxide en ex-

Icès. Dans le second cas , l’oxigène de l’oxide et de l’acide se dégage , et on obtient simplement un chlorure et de Foxigène , tandis que dans le troisième on finit par obtenir du chlore gazeux et le métal fixe , parce que nous avons vu que les chlorures de la sixième section étaient décomposables au feu.

La facilité avec laquelle les chlorates se décomposent et fournissent leur oxigène même à une température peu élevée , explique assez leur action énergique sur tous les combustibles et les phénomènes qui résultent de leur mélange avec ces corps 5 un dégagement prompt et subit de plusieurs gaz , est , dans la plupart des cas , le résultat de cette action. Elle détermineun écartement violent des couches d’air environnantes , qui , par leur rapprochement brusque , occasionent le bruit qu’on appelle détonation ; on conçoit que celle-ci doit être d’autant plus forte , que la compression des gaz a été instantanément plus grande , aussi

remarque-t-on que la détonation par percussion des mélanges de chlorates et de corps combustibles , comme le soufre, le phosphore, etc.,... est bien plus violente et plus terrible que celle produite en les échauffant; parce que, dans ce dernier cas , l’air est plus dilaté , et les gaz produits par l’inflammation ont moins d’obslacles à vaincre dans leur expansion.

Tous les chlorates , à l’exception de celui de protoxide de mercure , sont solubles dans l’eau. Ils sont décomposés par un assez grand nombre d’acides , et ils présentent dans cette circonstance des phénomènes particuliers à chaque chlorate, et à l’état dans lequel on le traite. Ainsi l’acide sulfurique concentré décompose , d’une manière assez remarquable, le chlorate de potasse sec ( voyez oxide de chlôre ) ; tandis que tous ces phénomènes n’ont pas lieu , lorsqu’il est dissous dans l’eau , etc.

Des chlorates oxigénés.

Ces sels ont été découverts par M. le comte Stadion. Ils sont encore peu connus. Leurs principaux caractères sont de se décomposer à une température de 200° en oxigène et en chlorure , de ne détonner que faiblement avec les combustibles et de ne point être décomposés par les acides les plus puissans à la température ordinaire. {Ann. de chimie et de physique , t. 8, pag. 4I4-)

De la combinaison de ïhydr acide du chlore ( acide hydro-

chlorique ) avec les bases.

Les sels qui résultent de la combinaison de l’acide hydrochlorique avec les bases sont appelés hydrochlorates : ils portaient jadis le nom de muriates. Ils se préparent de différentes manières , suivant la nature de l’oxide que l’on a à traiter , et il se manifeste alors différens phénomènes trèsintéressans ; tantôt l’acide s’unit directement à l’oxide , sans décomposition de part et d’autre ; tantôt 1 hydrogène d une

DE riIAUMACIE-THÉORIQUE.

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partie de l’acide est brûlé par l’oxigène d’une partie de l'oxide , d’où naissent de l’eau et un dégagement de chlore gazeux ; cela arrive surtout lorsque le degré d’oxidation du métal est trop élevé, pour que la combinaison de l’acide et de l’oxide ait lieu; la préparation du chlore, décrite au commencement de cet article, en est un exemple; l’oxide noir de manganèse est ramené à letat d’oxide vert , après avoir cédé une portion de son oxigène surabondant , et il se combine alors à l’acide hydrochloiique non décomposé. Nous aurons d’ailleurs occasion de faire remarquer plus d’une fois les phénomènes que présente l’acide hydrochlorique dans sa combinaison avec les bases.

Tous les hydrochlorates passent à l’état de chlorures lorsqu’on les chauffe , l’oxigène de la base s’unit à l’hydrogène de l'acide, pour former de l’eau qui se dégage, tandis que le chlore et le métal revivifiés se combinent et forment un chlorure.

Ils sont décomposés par tous les acides , qui ont plus d affinité pour leurs bases que l’acide hydrochlorique ; celui-ci se dégage sous forme de vapeurs blanches lorsque la dissolution est concentrée , et l’acide employé forme un sel nouveau avec la base de l’hydrochlorate.

Un caractère tranchant , et qui distingue exclusivement es îydrochlorates, est leur décomposition par tous les sels argent solubles ; aussitôt le contact de ceux-ci avec les premiers, il se forme un précipité blanc cailleboté, qu’on disan être autrefois du muriate d argent , mais’ qui est un véritable chlorure de ce métal. Voici ce qui se passe , dans cette décomposition , en supposant qu’une dissolution d’acetate d argent par exemple, soit versée dans une dissolution d hydrochlorate de zinc. L’acide acétique se porte sur 1 oxide de zinc, et forme un acétate de zinc soluble tandis que \ acide hydrochlorique et de l’oxide d’argent ne pouvant. effectuer leur combinaison d’après ce que nous avons vu., se décomposent mutuellement. L’hydrogène de

1 acide et l’oxigène de l’oxide, se combinent pour former de 1 eau , tandis que le chlore et l’argent revivifiés se réunissent et forment un chlorure insoluble. Cette décomposition , qu’on pourrait appeler triple , est le résultat d’une loi clii-mique qui dit : toutes les fois que deux sels solubles peuvent donner lieu , par leur réunion , à la formation d’un sel insoluble , leur décomposition s’effectue à l’instant meme. ( Voyez ylitr action de combinaison. )

§ y. — De l’iode .

L’iode est cm corps simple , tout particulier , qui n’a encore été trouvé que dans les eaux-mères de la soude des varechs , et des cendres de fucus , qui croissent abondamment sur les bords de la mer en Normandie. Nous en devons la découverte à M. Courtois. Aussisôt qu’elle fut publiée , plusieurs chimistes distingués entreprirent des recherches sur ce nouveau corps , dont les circonstances de la découverte paraissaient si extraordinaires.

C’est M. Gay-Lus%ac qui nous a appris une grande partie de ses propriétés; mais on doit aussi des observations intéressantes à MM. Davy , Vauquelin, Clément, Pelletier, Gauthier de Claubry et Colin.

Pour se procurer l’iode, on incinère les varechs et fucus qui habitent les côtes maritimes ; on en lessive les cendres , et on fait cristalliser les lavages jusqu’à ce qu’ils refusent de donner des cristaux ; alors on verse dans les eaux-mères un excès d’acide sulfurique concentré ; on introduit le mélange dans une petite cornue de verre qui communique à un ballon , et on distille à une douce chaleur. L’iode passe dans le récipient sous forme d’une belle vapeur violette , d’où lui vient son nom , dérivé d’un mot grec qui signifie violet . Arrivé dans le récipient , l’iode cristallise en belles lames qui ont l’aspect du carbonate de fer. Pour l’avoir bien pur , on le lave avec un peu d’eau de potasse très-légère ,

on le sèche bien entre des feuilles de papier josepli , et on le distille une seconde fois.

L’iode ainsi obtenu se présente sous forme de lames cristallines d’un gris bleuâtre , et d’un bel éclat métallique. Son odeur a quelque analogie avec celle du chlore ; sa saveur est âcre , et , pris intérieurement à la dose d’un gros à un gros et demi , il donne la mort, suivant M. Orfila. Sa pesanteur spécifique est de 4^94^- Il est électro-négatif ; cette propriété importante , qui le rapproche de l’oxigène , le met donc aussi en rapport avec le chlore , qui présente le même caractère. Cette substance est peu soluble dans l’eau; elle n’y est dissoute qu’à la dose d’un sept-millième de son poids.

La chaleur n’a aucune action décomposante sür l’iode ; on peut le faire passer à travers un tube de porcelaine incandescent , sans qu’il éprouve aucune altération. Il se fond à 107,, et se volatilise à i y5 degrés. Sa vapeur est d’un violet magnifique sa ductilité a été évaluée à 8,6q5.

Le gaz oxigène n’a aucune action sur l’iode, quel que soit d’ailleurs le degré de température ; cependant ces deux ' corps se combinent lorsque l’oxigène est à l’état naissant , et il en résulte un acide particulier qu’on a appelé acide iodique.

Il paraît avoir beaucoup d’affinité pour l’hydrogène ; car il enlève ce principe à un grand nombre de corps , et se combine avec lui à l’état gazeux , lorsque la température est élevée. Il en naît un liydracide , qui a été appelé acide h.ydriodique.

L’iode se combine encore au soufre, au phosphore et au chlore ; il suffit de mettre ces corps en contact et de chauffer légèrement pour opérer leur combinaison. Il en est de même du plus grand nombre des métaux , qui forment également des composés avec l’iode. Les diverses combinaisons de ce genre ont été appelées iodures.

L’étude de l’iode et des composés qu’il forme avec les

autres corps étant purement chimique , nous ne ferons ' ;

qu’en donner un aperçu court , maïs suffisant pour av< ir une idée claire de la nature de ce corps , et nous renvoyé »s aux traités de chimie ceux qui voudraient avoir sur lui , t comme en général sur tous ceux qui ne sont point en rapport direct avec la pharmacie , des notions plus étendues.

De la combinaison de V oxigène avec l'iode.

L’acide wdique est un produit de l’art. Il a été trouvé par M. Gay-Lussac \ mais M. JDavy est le premier qui nous ait fait connaître cet acide à l’état de pureté. Il l’obtient en faisant arriver un excès de l’euchlorine (voyez Oxide de chlore ) bien sec dans un petit récipient qui contient de l’iode. Aussitôt la réaction a lieu ^ il se forme un chlorure par la fixation du chlore de l’oxide sur une partie de l’iode -, tandis que l’oxigène , à l’état naissant , s’unit également à une portion d’iode , et forme de l’acide iodique. Mais comme le chlorure et l’acide sont mélangés , on parvient facilement à les séparer, en chauffant le mélange, le chlorure se volatilise, et l’acide iodique reste sous forme d’un solide blanc et demitransparent.

L’acide iodique a une saveur très-acide et astringente ; il rougit les couleurs bleues végétales , mais il les détruit presqu’aussitôt. 11 est très-soluble dans l’eau, et par l’évaporation on peut chasser celle-ci et rétablir l’acide solide et blanc ; il est un peu déliquescent.

Cet acide paraît avoir une grande tendance à se réduire à ses premiers élémens-, c’est ainsique, chauffé à 200 degrés, il se décompose en oxigène et en iode-, que, mis en contact avec les corps combustibles , tels que le soufre , le phosphore , le charbon , il perd son oxigène dont ceux-ci s’emparent 5 que mis enfin en contact avec les acides phosphoreux , hvpophosphoreux , sulfureux et nitreux , il les convertit en acides phosphorique , sulfurique et nitrique ,

tandis que la plus grande partie de l’iode est mise à nu. L’acide iodique se combine aux acides sulfurique, pliosphorique et nitrique , et forme des composés particuliers et cristalli tables -, il s’unit également aux bases et forme des sels appelés iodates. . .

Cet acide est formé , suivant M. Gay-Lussac , d’un volume de vapeur d’iode , et de deux volumes et demi d’oxigène , ou en poids ioo d’iode et 31,927 d’oxigène.

Il n’est d’usage que dans les laboratoires de chimie.

De la combinaison de l'hydrogène avec T iode.

Acide hydriodique. — Cet acide a été découvert par M. Gay-Lussac. 11 l’obtient en traitant le phosphure d’iode par un peu d’eau ; celle-ci est décomposée , cède son oxigène au phosphore, et forme de l’acide phosphoreux qui reste fixe , tandis que l’hydrogène se porte sur l’iode , et le convertit en gaz hydriodique , que l’on reçoit dans un llacon plein d’air , bien sec. I. est nécessaire dans celte opération d’employer un phosphure cl’iode qui nç contienne pas plus d’un neuvième de son poids de phosphore 5 car il en résulterait sans cela du gaz hydrogène phosphoré.

Cet acide est un gaz incolore , dont l’odeur a beaucoup d’analogie avec celle de l’acide hydrochlorique ; il a une saveur très-acide et styptique 5 il rougit le tournesol.

Exposé à la chaleur , cet acide se décompose en partie ; mais le meilleur moyen de prouver sa décomposition est de le mélanger à chaud avec de l’oxigène. Il se forme aussitôt de l’eau , et l’iode est mis à nu. Le chlore opère également la décomposition de l’acide hydriodique , avec lequel il forme un iodure , et l’hydrogène mis à nu se dégage.

Les acides sulfurique , nitrique et phosphorique, décomposent l’acide hydriodique ; les premiers perdent une partie de leur oxigène, qui s’unit à l’hydrogène de celui-ci , et il

en résulte de l’eau , de l’acide sulfureux , du gaz nitreux ,

de l’acide phosphoreux et de l’iode (i).

Il est totalement décomposé par l’acide iodique -, tout l’oxigène de celui-ci s’unit à tout l’hydrogène de l’autre , d’où il résulte de l’eau et la précipitation del’iod des deux acides.

Cet acide est formé, suivant M. Gay-Lussac , d’un demivolume de vapeur d’iode , et d’un demi-volume d’hydrogène , ou en poids de ioo parties d’iode , et de 0,849 d’hydrogène.

11 s’unit aux hases et forme des sels appelés lydriodates.

L’acide hydriodique existe dans la nature ; on le trouve combiné à la potasse dans les cendres des wareclis.

Des iodures.

On appelle ainsi les combinaisons non acides de l’iode avec les corps simples et composés. L’iode se combine, ainsi que nous l’avons dit , au soufre, au phosphore , au chlore, et à la plus grande partie des métaux-, ce sont ces composés qu’on appelle iodures -, ils sont presque tous solides, et ils jouissent de la propriété de se décomposer dans l’eau. Les iodures non métalliques donnent alors naissance à deux acides , l’hydrogène s’unit de préférence à l’iode , et l’oxigène aux autres corps. Les iodures métalliques jetés dans l’eau produisent toujours des hydriodates , et quelquefois des iodates.

De la combinaison de l'acide iodique avec les bases.

Caractères principaux des iodates. — Ces sels sont tous décomposés à une chaleur rouge ; il se forme un iodure , il y a dégagement d’oxigène, et si l’on chauffe assez fort , l’io-

(1) Cetteaction explique parfaitement comment agit l’acide sulfurique, dans la préparation de l’iode, puisque dans cette circonstance il se trouve en contact avec l’hydriodate de potas«e.

DE PHARMACIE-THÉORIQUE. 5oi

dure se décompose, et il reste la base de l’iodate. Quelquesuns fusent sur les charbons. Ils sont tout décomposés et attirés par les acides sulfureux , nitreux, phosphoreux , hydrosulfurique , hydrochlorique et hydriodique ; l’acide iodique de l’iodate cède son oxigène à tous ces acides, convertit les trois premiers en acides sulfurique , nitrique et phosphorique et alors 1 iode est mis à nu, tandis qu’il décompose les trois autres dont il sépare l’hydrogène , qui forme de l’eau avec son oxigène , et les radicaux de ces acides mis a nu forment des sulfures et des chlorures d’iode, et probablement aussi de la base de l’iodate employé.

Ces sels ne sont d’aucun usage.

De la combinaison de T acide hydriodique avec les bases.

Principaux caractères des hydriodates. - — La nature des hydriodates et les lois auxquelles ces composés salins sont soumis , dans les productions de leurs phénomènes, paraissent être les mêmes que celles des hydrochlorates. Tous les hydriodates passent à l’état d 'iodures lorsqu’on les chauffe, et on ne doit considérer comme hydriodates , d’après M. Gay- Lussac, que ceux dont les bases , à l’état métallique , peuvent décomposer l’eau. Ainsi, considérant tous les hydrochlorates insolubles comme des chlorures , on devait aussi considérer tous les hydriodates insolubles comme des iodures. Le chlore , les acides nitrique et sulfurique décomposent les hydriodates, l’iode est mis à nu, tandis que l’hydrogène qui le constituait acide , se combine au chlore ou à l’oxigène des acides nitrique et sulfurique , d’où il naît de l’eau, des hydrochlorates , etc. : ce qui précède suffit pour donner l’explication de tons ces phénomènes.

Tous les hydriodates sont précipités par les sels d’argent solubles , il en résulte uniodure insoluble dans l’eau et dans l’ammoniaque.

Ces sels peuvent se combiner à une portion d’iode , et former une série de sels appelés hydriodates iodures. Ils sont

5o2 TRAITÉ É TÉM RK T A T R K

tous colorés en brun-rouge , sont odorans , perdent cet excès d’iode auquel ils tiennent peu , soit par leur exposition à l’air , soit par leur ébullition dans l’eau.

Tous ces sels sont sans usage.

§ 8. — De l’azote.

Nous avons déjà décrit, dans la première division de cet ouvrage, les propriétés les plus tranchantes de l’azote ; nous y avons signalé l’existence de ses combinaisons nombreuses avec l’oxigènc , ainsi que plusieurs autres qil’il forme avec les corps simples non métalliques ; nous ne reviendrons pas ici sur ce que nous avons dit ailleurs , et nous engageons le lecteur à retourner un peu sur ses pas , pour remettre bien présentes à son esprit les idées qu’il doit avoir sur le gaz azote -, nous passons de suite à ses combinaisons.

De la combinaison de Voxigène et du gaz azote.

L’oxigène et l’azote ne se combinent jamais cà la température ordinaire ; leur upion n’a lieu que lorsque l’on soumet leur mélange à un courant bien soutenu d’étincelles électriques. Ces deux gaz se combinent encore lqrsqu’ils sont à l’état naissant; l’oxigèue parait pouvoir sc combiner à l’azote en cinq proportions ; i°. le protoxide d’azote qui contient 100 parties d’azote et 56, qd d’oxigèiie ; 2°. le

deuloxide d’azote, formé de too parties d’azote et de 1 i3,88 d’oxigène ; 3° l’acide nitreux ou azoteux formé de ioo parties d’azote et de 9.33,8 d’oxigène ; 4°- l’acide pernitreux, qui contient ioo parties d azote et i5o d’oxigène ; 5°. enfin l’acide nitrique ou azotique formé de ioo d’azote et de 25o,i 16 d’oxigène. Nous allons examiner successivement ces composés.

Du protoxide d’azote. — Il fut découvert par Priestley en 1772, et étudié successivement par d’autres chimistes {rès-distingués. Il n’existe point dans la nature , c’est un produit de l’art. On n’a encore pu se le proeux-er facilement , qu’en décomposant à une douce chaleur du nitrate d ammo-

I> E PHABMACIE-THÉOEIQCE. 5q3

iliaque. On introduit à cet effet ce sel dans une cornue qui communique;! un flacon plein d’eau, par un tube recourbé; le nitrate se décompose ; il se forme de l’eau par la combinaison d’une partie de l’oxigène de l’acide nitrique avec tout l’hydrogène de l’ammoniaque , et l’azote de celle-ci s'unit avec l’acide en partie désoxigéné , et forme du protoxi dr d’azote qui se rend à letat de gaz dans le flacon plein d’eai

Ce gaz est incolore et sans odeur-, lorsqu’il est dissous dans l’eau , il a une saveur un peu sucrée-, il est d’une pesanteur spécifique de t,52o4-

Exposé à une haute température et à un courant d’étincelles électriques , il est décomposé en azote et en acide nitreux.

Mélangé avec l'hydrogène et soumis à l’action de l’étincelle électrique, il se dceonipo.se; il y afôrmaiion d’eau , et l’azote est mis à nu.

Le charbon , le soufre et le phosphore décomposent ce gaz, en lui enlevant de l’oxigène et mettant l’azote à nu ; le chlore , l’iode et l’azote n’exercent sur lui aucune action; enfin il a la singulière propriété de rallumer avec rapidité une bougie qu’on y plonge , lorsqu’elle présente encore plusieurs points ineandescens , tout l’oxigène du gaz est absorbé et son azote mis à nu.

C est à ce gaz que M . Davy avait attribué la-propriété de produire sur tous les sens les senti mens les plus vifs et les plus voluptueux , lorsqu’on le respirait; ses expériences ont été répétées en France par MM. Vauqueliu , Gay-Lussac , 1 bénard , etc. Mais ces savans ont été loin d’en tirer la conc.usion du chimiste anglais. Le célèbre Yauquelin en fut très-incommodé , et on conçut même un instant des craintes pour sa vie.

Ou deutoxide d’azote. — • Ce composé n existe poin! dans la nature ; il est un produit de l’art. Haies en fit la découverte; mais nous devons la connaissance de la plupart de

ses propriétés à Priestley, Davy et Gay-Lussac. On l’appelait jadis gaz nitreux , oxide nitreux , oxide nitrique , oxide d'azote.

Le deutoxide d’azote est toujours à l’état de gaz ; il est incolore , plus pesant que l’air , sans action sur le tournesol , et d’une pesanteur spécifique de i,o388. Il est impropre à la combustion , les animaux qui le respirent ne tardent point à périr. Ce gaz est très-peu soluble dans beau *, la chaleur le décompose en acide nitreux et en azote 5 introduit sous la cloche liydrargiro-pneumatique , et soumis à l’action de l’étincelle électrique , il est décomposé en gaz oxigène qui s’unit au mercure et en azote qui reste libre.

Ce gaz absorbe l’oxigène avec avidité*, en contact avec l’air , il s’empare aussitôt de l’oxigène , passe à l’état de gaz acide nitreux, et produit des vapeurs nitreuses et rutilantes dont l’odeur est si désagréable. Il présente le même pliéno- 1 mène avec le gaz oxigène pur , et, quand celui-ci est en excès, il l’absorbe et passe à l'état d’acide nitrique \ mais il faut , pour que cette expérience réussisse , que le ballon où elle se fait contienne un peu d’eau propre à absorber l’acide dont elle détermine en quelque sorte la formation ultérieure.

La plupart des autres corps simples non métalliques ont en général peu d’action sur le gaz deutoxide d’azote , à la température ordinaire, mais ils le décomposent presque tous à l’aide d’une chaleur élevée. Le chlore n’agit cependant pas sur lui, lorsqu’ils sont tous les deux parfaitement secs ; mais s’ils contiennent de l’eau , celle-ci est aussitôt décomposée , son hydrogène forme avec le chlore de l’acide hydroclilorique , tandis que l’oxigène se porte sur le deutoxide d’azote , et le fait passer à l’état d’acide nitreux.

De l’acide pemitreux ouhypo-nitreux. — Lorsque l’on met le deutoxide d’azote en contact avec une forte dissolution de potasse,il se formeau bout de trois mois, suivant M.Gay-Lussac, un sel que ce savant a appel é pernitrite dépotasse , parce qu’il résulte de la combinaison d’un acide nouveau avec lapotasse;iJ

DE PHARMACIE-THÉO Tl TQ UE. 5o5

reste du protoxide sous la cloche; on se procure encore l’acide pernitreux, en faisant passer sous une éprouvette au mercure 5 ou 6 parties d oxide d’azote , une partie de gaz oxigène et un peu d’eau alcaline propre à saturer le nouvel acide. On obtient une absorption de gaz qui fait porter les proportions de l’acide pernitreux à 100 d’azote et r5o d’oxigène. Il parait, d’après les dernières expériences de M. Dulong, que l’acide de tous les nitrites est de l’acide pernitreux , car l’acide nitreux, mis en contact avec les bases salifiables , se comporte d’une tout autre manière.

On ne peut isoler l’acide pernitreux , car tandis que l’on verse un acide sur le pernitrite de potasse, l’acide pernitreux se décompose aussitôt en deutoxide d’azote , qui se dégage, et en acide nitreux qui reste en dissolution. ( Voyez Ann. de Chimie et de Physique , t. r , pag. 33c). )

De l'acide nitreux. — On a cru pendant long-temps que l’acide nitreux ne pouvait exister qu’à l’état de gaz , et que , pour l’obtenir à l’état liquide, il fallait le dissoudre dans l’eau; mais on était dans l’erreur, et M. Dulong nous en a tirés de la manière la plus satisfaisante. Ce savant chimiste a trouvé que l’état naturel de l’acide nitreux était d’être liquide, et qu’il ne se présentait à l’état gazeux que dans toutes les circonstances où cet acide était mêlé avec quelque gaz permanent ; nous examinerons donc cet acide sous -ces deux états.

L 'acide nitreux pur est un liquide jaunâtre orangé , et qui répand à l’air des vapeurs jaunes très-abondantes; il fut obtenu pour la première fois par M. Berzelius en distillant du nitrate de plomb ; et M. Dulong, qui se l’est procuré par le même procédé , le regarde comme de l’acide nitreux parfaitement privé d’eau ,• ce qui l’engagea à le nommer acide ni- I treux sec ou anhydre. Cet acide peut présenter différentes couleurs, suivant le degré de température auquel il est exposé; sa couleur augmente dès qu’il approche davantage de son point d’ébullition. Ainsi , il est jaune orangé à la température ordinaire, rouge lorsqu'il est sur le point de bouil-

lir; et au-dessqus de i5° sa couleur s’affaiblit de plus en plus jusqu’à zéro , alors il est jaune fauve ; à io° il est prcsqu incolore , et tout-à-fait sans couleur à 20°. Sa pesanteur spécifique est de 1 ,45 1 , et il entre en ébullition à 28+0.

Son odeur est forte et désagréable , sa saveur est trèscaustique. Enfin il a une action très-énergique sur la peau qu’il tache en jaune, et désorganise presqu’à l’instant même.

L’acide nitreux anhydre , mis en contact avec l’eau , présente des phénomènes remarquables; l’eau prend différentes nuances , suivant les circonstances dans lesquelles l’acide lui est présenté. Dans tous les cas , l’acide est décomposé , et il en résulte du deutoxide d’azote, de l’acide nitrique; il reste une portion d’acide nitreux non décomposé , qui ferme ensuite des combinaisons plus ou moins colorées avec le gaz nitreux formé. Ainsi , lorsqu’on môle rapidement de l’acide nitreux anhydre dans une grande masse d’eau , il y a dégagement subit de gaz nitreux , et formation d’acide nitrique incolore , l’eau reste alors sans couleur ; tandis que , lorsque l’on ajoute avec précaution quelques gouttes d’eau dans de l’acide nitreux anhydre, celui - ci est bientôt décomposé; mais le gaz nitreux qui se forme ne se dégage point , et reste en combinaison avec l’acide nitreux non dé-i composé. C’est à cette combinaison que doit être attribuée la couleur vc.rte foncée que prend l’acide. Le même phénomène se présente encore , lorsque l’on verse quelques gouttes d’acide nitreux anhydre dans une masse d’eau assez forte; il se fait également une décomposition de l’acide, semblable à la précédente , et l’eau prend une couleur verte ; celle-ci devient bleue-verdàtre , bleue et jaune orangée, à furet mesure de l'addition d’une plus grande quantité d’acide ; et la couleur jaune ne se manifeste qu’au moment où il n’y a plus de dégagement de gaz nitreux (deutoxide d azote). Ainsi l’on voit donc, que toutes les couleurs diverr ses que prend l’eau , ou l’acide nitrique , lorsqu’on y fait passer un courant d’acide nitreux gazeux , ou dans lesquels

DK PBASMACIF-THÉOlWQTIE. 5

on verse de l’acide nitreux anhydre, ne proviennent que de la décomposition de celui-ci , et de la combinaison qu’il peut former avec le gaz nitreux et l’acide nitrique auxquels il donne naissance.

L’acide nitreux anhydre peut se combiner sans altération avec l’acide sulfurique , et il donne lieu à un composé qu cristallise en prismes allongés 5 le moindre contact aqueux suffit pour déterminer la séparation de l’acide sulfurique qui s’unit à l’eau , et produit un degré de chaleur plus que suffisant pour dégager l’acide nitreux , qui se manifeste sous forme de vapeurs rouges. Nous avons déjà eu occasion de parler de ces cristaux , en traitant de la formation de l’acide sulfurique dans les chambres de plomb.

Cet acide , mis en contact avec les bases , se décompose ; il y a dégagement de gaz nitreux, et formation d’un nitrate et d'un nitrite, qu’on doit considérer aujourd’hui comme un perni trique , car il se comporte avec ces acides comme le fait ce dernier sel.

Le gaz acide nitreux ou vapeurs nitreuses rutilantes . s’obtient toutes les fois que l’on traite un métal , comme le fer, l’étain, le mercure, etc., et beaucoup de substances organiques , par l'acide nitrique à une température peu élevée. L’acide cède son oxigène en partie au corps combustible , tandis que , ramené à l’état de deutoxide d’azote , il se dégage dans l’atmosphère. Là il change de nature , il absorbe avidement l’oxigène , et passe à l’état de gaz acide nitreux, auquel il faut attribuer seulement la vapeur rouge, suffocante , désagréable , et non au deutoxide d’azote qui est incolore , et probablement inodore. ( Voyez plus haut , Deutoxide d’azote. )

Le gaz acide nitreux recueilli dans un ballon, après l’avoir bien privé d’eau par le chlorure de calcium , se congèle h un froid de 200 -f- o. Alors il abandonne l’oxigène et l’azote auxquels il était mélangé , et auxquels il faut attribuer la propriété qu’il a de rester à l’état de gaz ; car nous venons de

voir que l’acide nitreux anhydre était liquide à la température ordinaire.

Le gaz acide nitreux pur est décomposé par l’hydrogène, le soufre elle phosphore, qui lui enlèvent l’oxigène et le ramènent à l’état de deutoxide d’azote. L’iode peut y être sublimé sans altération ; enfin on sait, par ce que nous avons dit , en parlant de l’acide sulfureux , que ces deux gaz humides en contact , donnent naissance à de l’acide sulfurique qui forme des cristaux avec le gaz acide nitreux non décomposé , et qu’il reste du deutoxide d’azote.

De l'acide nitrique ou azotique. — C’est à l’un des plus fameux alchimistes du moyen âge que l’on doit la découverte de l’acide nitrique. Il la fit en distillant un mélange d’argile etde nitrate de potasse. Celte découverte remonte à l’an i 2î5 ; elle est due à Rairaond-Lulle.

Cavendish est le premier qui nous fit connaître quels étaient les principes constituans de cet acide , qui fit depuis le sujet des recherches des plus savans chimistes. Davy , Dalton , Gay-Lussac , l’examinèrent successivement.

On n’a point encore trouvé l’acide nitrique à l’état de pureté dans la nature; mais on sait qu’il y existe abondamment à l’état de combinaison , avec des bases salilîables , parmi lesquelles on a distingué jusqu’ici la potasse , la chaux et la magnésie.

On se procure l'acide nitrique dans les laboratoires et dans les arts , par le même procédé , qui consiste à décomposer le nitre par l’acide sulfurique. La seule différence vient de ce que le chimiste emploie une cornue de verre , munie d’un récipient de même nature ; tandis que le fabricant se sert de tuvaux de fonte percés par un trou à chacune de leurs extrémités. L’acide sulfurique se verse par l’un de ces trous , tandis que l’acide nitrique sort par l’autre , et est reçu dans un récipient convenablement disposé.

La préparation de l’acide nitrique présente quelques phénomènes intéressans à connaître : nous allons la décrire. On

Ï)E PHAUMACXE-THÉOTIIQUE. 5oQ

introduit à cet effet , dans une cornue de verre , 6 parties de nitrate de potasse , et 4 parties d’acide sulfurique 5 on ajuste un ballon pour récipient au col de la cornue , et on pose celle-ci sur la grille d’un fourneau. L’appareil ainsi monté , on chauffe. Il se présente d’abord des vapeurs rouges , qui sont du gaz acide nitreux ; mais il ne tarde pas à leur succéder des vapeurs blanches , qui sont de l’acide nitrique. Lorsque celles-ci sont remplacées par de nouvelles vapeurs rouges , c’est un signe que l’opération est terminée. On laisse refroidir l’appareil, on délute ensuite, et l’acide obtenu est mis de côté , pour subir la purification dont nous allons parler. Le sulfate de potasse en masse solide dans la cornue peut être dissous et soumis à la cristallisation , ou livré tel qu’il est dans le commerce.

Il est facile de concevoir la nécessité des phénomènes observés dans l’opération précédente ; l’apparition des premières vapeurs ronges, est due à la décomposition d’une première portion de l’acide nitrique mis à nu , qui , se trouvant subitement en contact avec une grande masse d’acide sulfurique non encore fixé , perd l’eau nécessaire à son existence , et se trouve transformé en oxigène et en gaz acide nitreux. Lorsque les vapeurs rouges cessent de se manifester, elles sont remplacées par des vapeurs blanches ; c’est alors que tout l’acide sulfurique est absorbé par la potasse ,■ et que l’acide nitrique mis à nu retrouve les cinq centièmes d’eau toujours unis à l’acide sulfurique , ce qui détermine son passage dans le récipient sans altération. Mais il n’en est pas ainsi lors du renouvellement des vapeurs rouges ; les circonstances ne sont plus à beaucoup près les mômes , et par conséquent les phénomènes doivent changer. En effet , toute l’eau abandonnée par l’acide sulfurique a été enlevée par l’acide nitrique déjà passé ; le sel en est lui-même épuisé, et la température s’est en outre prodigieusement accrue. Alors, l’acide nitrique qui se dégage, ne trouvant plus d’eau, et exposé à une chaleur très-élevée , se réduit à une partie de ses

5lO TRAITÉ ÉLÉMENTAIRE

élémens, qui, se séparant en oxigène et en gaz acide nitreux, cause des vapeurs rouges. L’acide nitrique , obtenu tel que nous venons de le voir , n’est pas pur ; il contient de l’acide nitreux, qui lui donne une couleur jaune, et quelquefois verte ; du chlore provenant de quelques chlorures mélangés au nitrate ; enfin , il est assez souvent altéré par un peu d’a. eide sulfurique qui passe à la distillation. Pour isoler l’acide nitrique de tous ces corps étrangers,' on le redistille à une chaleur moyenne, et avec beaucoup d’attention. Le chlore et l’acide nitreux , qui passent d’abord , sont rejetés , et l’on reçoit ensuite l’acide nitrique dans d’autres vases , jusqu’à ce qu’il ne reste plus dans la cornue qu’un sixième de l’acide employé -, c’est de l’acide sulfurique encore mêlé d’acide nitrique.

L’acide nitrique ainsi obtenu est un liquide incolore , transparent , d’une odeur assez désagréable et d’une saveur très-caustique. Il tache en jaune et désorganise toutes les substances organiques avec une énergie extraordinaire. C’est un des poisons les plus actifs ; il rougit fortement le tournesol , et son affinité pour l’eau est tellement grande , qu’on n’a su encore l’obtenir isolé de ce fluide. Il paraît môme que la quantité qu’il en contient toujours est nécessaire à son existence ; car, lorsqu’on l’en prive, il se décompose aussitôt. L’acide nitrique le plus concentré qu’on ait pu obtenir jusqu’à présent , est d’une pesanteur spécifique de i,5i3 , d’après M. Thénard.

Soumis à l’action d’une chaleur de i5o degrés, l’acide nitrique entre en ébullition et se répand sous forme de vapeurs blanches; et, si l’on fait passer celles-ci dans un tube de porcelaine incandescent, l’acide se décompose en oxigène et en deutoxide d’azote , qui , à une température un peu moindre, reprend une certaine dose d’oxigène, qui l’amène à l’état de gaz acide nitreux ou vapeurs rutilantes. Exposé à un froid considérable, 5o à 55 degrés — o, l’acide nitrique se congèle, et présente l’aspect d’une masse butyreuse , qui dégage des

DE I* II ARM ACIE - THÉORIQUE. 5ll

vapeurs orangées. (M. Vauquelin. ) La lumière a aussi la propriété de décomposer cet acide 5 elle en dégage de l’oxigène et de l’acide nitreux , qui reste uni à l’acide non décomposé , et le colore d’abord en jaune , puis en jaune orangé foncé. Il est donc essentiel de conserver l’acide nitrique dans un lieu obscur , si on veut toujours l’avoir blanc.

Le gaz oxigène et l’air atmosphérique 11’ont aucune action sur l’acide nitrique; cependant, lorsque ces gaz sont humides , et qu’on leur expose de l’acide nitrique concentré , celui-ci dégage d’épaisses vapeurs blanches , qui sont dues à la combinaison de l’acide avec l’eau tenue en dissolution élans ces gaz.

Presque tous les corps combustibles simples sont susceptibles de décomposer l’acide nitrique ; ils lui enlèvent de l'oxigène , et l’acide est amené à l état de deuloxide et de protoxide d’azote, ou d’azote quelquefois mélangé de l’un ou de l’autre des deux gaz précédens , et souvent même des deux ensemble. Ces réactions ont lieu souvent à froid , mais toujours à chaud, et elles sont plus ou moins énergiques . suivant l’affinité du combustible employé pour l’oxigène.

L’hvdrogène et le bore en contact avec l'acide nitrique, le premier à une température élevée , le second à une beaucoup moindre , décomposent totalement cet acide ; il reste de l’eau dans le premier cas , de l’acide borique dans le second , et l’azote est mis à nu dans les deux circonstances. Le charbon , le soufre et le phosphore décomposent également cet acide , et produisent des acides carbonique, sulfurique , phosphorique et du deuloxide d’azote ; l'iode , le chlore et Fazote sont sans action sur lui.

Un grand nombre de métaux attaquent l’acide nitrique , s’emparent d’une partie de sou oxigène , l’amènent à l’état de deutoxide d’azote , qui , aussitôt son contact avec l’air , passe à l’état de gaz acide nitreux ou vapeurs rutilantes rouges : les métaux sont alors oxidés , et le plus souvent dissous par l’acide nitrique non décomposé. La plupart des

oxides de ces corps , qui sont susceptibles de passer à des degrés supérieurs d’oxidation, éprouvent facilement cette progression , par le contact de l’acide nitrique. C’est ainsi que l’on peut faire passer l’oxide jaune de plomb à l’état d’oxide rouge, et ensuite d’oxide puce; la poudre d’algarolb à l’état d’antimoine diaphorétique, etc., etc.

L’action du deutoxide d’azote ou gaz nitreux sur l’acide nitrique est remarquable. Si l’on fait passer un courant de ce gaz dans l’acide à la température ordinaire , on voit celui-ci prendre sensiblement et successivement les couleurs bleue, verte et orange; il cède une portion de son oxigène au deutoxide , qui passe à l’état d’acide nitreux ; et cct acide, comme celui formé par la portion d’acide nitrique qui a cédé son oxigène , se combine à l’acide nitrique non décomposé , ainsi qu’avec le deutoxide d’azote , qui arrive toujours dans le mélange , et y occasione les diverses couleurs qu’on observe : ainsi l’on voit que ces phénomènes s’accordent avec ceux que nous avons décrits en parlant de l’action de l’eau sur l’acide nitreux anhydre.

La plupart des acides saturés d’oxigène ont peu d’action sur l’acide nitrique; tels sont les acides borique et carbonique , phospliorique , etc. Cependant l’acide sulfurique, en raison de sa grande affinité pour l’eau , décompose cet acide en gaz oxigène et en deutoxide d’azote. Cette action de l’acide sulfurique prouve que l’acide nitrique ne peut exister anhydre , si on ne lui présente à l’instant même une base susceptible de le fixer. Nous avons fait connaître l’action qui s’exerce entre l’acide nitrique et l’acide hydrochlorique en traitant de ce dernier, et nous avons vu également qu’il formait avec l’acide iodique une combinaison susceptible de cristalliser en rhomboïdes aplatis.

L’acide nitrique se combine à un grand nombre de bases, et forme des sels appelés nitrates ,• il en sera bientôt question. Les usages de cet acide sont très - nombreux dans les

DE PU AIIM A C I E-TIIÉOn 1QU E. 5 I 3

arts et en chimie , on l’emploie en pharmacie à la confection des pommades oxigénée et citrine, de l’éther nitrique , etc.

De la combinaison des acides de l’azote avec les bases.

Des pemitriles , ou liypo-nitrites . — Nous avons vu 'que , lorsqu’on mettaitl’acide nitreux anhydre en contact avec une hase, soit, par exemple, une forte dissolution de potasse, il y avait dégagement de gaz nitreux et formation d’un nitrate et d’un nitrite de potasse. Mais il est important d’observer que l’acide nitreux est décomposé xlans celte circonstance, et que ses élémens oxigène et azote se séparent , ou plutôt se réunissent différemment pour donner naissance à du gaz nitreux, de l’acide nitrique et à un acide particulier moins oxigéné que l’acide nitreux lui-même , qui forme le nitrite ; et l’on ne peut pas alors se permettre de dire que les sels de ce genre soient la combinaison de l’acide nitreux et d’une base. Aussi a-t-011 rejeté une expression qui indique un composé dont l’existence ne peut avoir lieu , et dit-on maintenant pernitrite et non nitrite.

Les pernitrites sont encore peu connus ; c’est à Scheèle * que l’on en doit la découverte ; ils sont tous décomposés par le feu ; ils se convertissent en nitrates par leur exposition à l’air , et en gaz oxigène. Ils sont décomposés par la plupart des acides , donnent alors du deutoxide d’azote qui se dégage , et se présente sous forme de vapeurs rutilantes, en raison de l’absorption de l’oxigène de l’air, çt il se reforme en même temps de l’acide nitreux qui reste mêlé au nouveau sel : les corps simples et avides d’oxigène se comportent avec eux comme avec les nitrates.

Des nitrates.

Principaux caractères des nitrates. — Exposés à l’action du feu, les nitrates sont tous décomposés, et présentent des phénomènes variables : ainsi on obtient tantôt l’acide et la base , tantôt la base et les élémens de l’acide , quelquefois la base réagit sur les élémens de l’acide , s’empare d’une

5 1 4 TRAITÉ ÉLÉMENT Al RÉ

parlie de son oxigène, s’oxide davantage , et donne lieu à un dégagement d’azote, de protoxide ou de deutoxide d’azote. Un seul nitrate est réduit instantanément à ses élémens , c’est le nitrate d’ammoniaque, on obtient pour produit de l’eau et du protoxide d’azote {V oyez ce mot). Tous les nitrates fusent sur les charbons ardens, qui s’emparent de l’oxigène de l’acidc ; en général , tous les sels de ce genre sont décomposés avec production de chaleur, et de lumière dans la plupart des cas , par tous les corps combustibles avides d’oxigène , dont ils s’emparent aux dépens de celui de l’acide du nitrate. L’acide sulfurique les décompose tous; il s’empare de leurs bases avec lesquelles il forme des sulfates, et dégage l’acide nitrique sous forme de vapeurs blanches si l’acide est étendu d’eau , et à l’état d’oxigène et de gaz nitreux en vapeurs rouges quand l’acide sulfurique est ajouté concentré et en excès sur le sel. Ce phénomène est facile à concevoir d’après ce qui précède. L’acide hydrochloriquc ne décompose les nitrates qu’en partie , et il se forme de l 'eau régale avec l’acide nitrique mis à nu et l’acide hydrochlorique en excès. Tous les nitrates sont solubles dans l’eau.

De la combinaison de l’hydrogène avec l'azole .

11 eût sans doute été plus convenable de traiter de cette combinaison, après avoir parlé de celle formée entre l’oxigène et l’azote; mais le corps important qui en i-ésulte, étant une base saliûable des plus énergiques , et notre intention étant d’ailleurs de faire toujours précéder l’étude des composés salins en particulier, de celle des bases qui peuvent leur donner naissance , nous avons cru mieux faire, d’isoler en quelque sorte l’ammoniaque et ses composés , et d’en former à la fin du paragraphe azote , une espèce de groupe qu’il eût été difficile de placer mieux ailleurs. C’est la seule raison qui nous a engagés à prendre ce parti.

De F hydrogène azoté ou ammoniaque.

L’ammoniaque n’existe dans la nature qu’à l’état de combinaison $ on la rencontre combinée avec plusieurs acides , et elle se dégage presqu’à l’état libre de toutes les matières animales en putréfaction. C’est à cette substance que l’on doit attribuer l’odeur piquante qui se dégage des latrines, ou autres lieux de cette espèce.

La connaissance parfaite des principes eonstituans de l’amuioniaque date du temps où M. Berthollet l’étudia $ il fit des recherches si savantes , et parvint à des résultats si clairs et si concluans , qu’on put dès lors regarder l’ammoniaque comme un corps des mieux connus , puisque l’analyse et la synthèse en prouvèrent également la nature. Cependant on a cherché dans ces derniers temps à la mettre en doute , et M. Davy a le premier émis l’opinion que l’ammoniaque pourrait bien n’être qu’une combinaison d’oxigène et d’uu métal particulier qu’il a appelé ammonium. Mais de telles hypothèses ne peuvent être admises , puisqu’elles ne sont fondées sur aucuns faits , et qu’elles sont le produit de l’imagination. M. Berthollet fils a entrepris de nouvelles recherches à l’effet de reconnaître s’il existait réellement de l’oxigène dans l’ammoniaque, et il n’a pu parvenir , malgré tous les soins et l’exactitude possibles , à en reconnaître une seule trace. 11 faut donc conclure de là que l’ammoniaque est réellement un composé d’hydrogène et d’azote , et que V ammonium et l’oxigène que M. Davy y avait supposés , se réduisent à une hypothèse qu’on pourrait ranger dans la classe de celles qui sont propres à entraver la marche de la science, et à conduire à l’erreur plutôt qu’à l’évidence.

L’ammoniaque s’obtient en faisant un mélange de partieségales de chaux vive et de sel ammoniac en poudre , que 1 on introduit dans une cornue de grès, à laquelle on ajoute ensuite une allonge et un ballon de verre : de celui-ci par un tube qui va plonger dans un flacon garni d’eau si t>n

5l6 TRAITÉ ÉLÉMENTAIRE

vent se procurer l'ammoniaque liquide, et sous la cloclie liydrargir-pneumalique si c’est l’ammoniaque gazeuse que l’on a intention d’obtenir. L’appareil ainsi monté , on chaulle graduellement la cornue, jusqu’à l’incandescence. -

L’ammoniaque se dégage et v.a se rendre dans le récipient propre à la recevoir. On conçoit facilement ce qui se passe dans cette opération : l’acide hydrochlorique , ayant moins d’affinité pour l’ammoniaque que pour la chaux , se combine avec celle-ci , forme un hydrochlorate de chaux , tandis que l’ammoniaque est mise en. liberté.

L’ammoniaque est un gaz incolore, transparent, d’une odeur extrêmement vive et pénétrante , et qui excite le larmoyemcat. Sa saveur est acre et caustique , il verdit le sirop de violette; sa pesanteur spécifique est de o,5c)(j.

Ce gaz peut supporter un très-haut degré de chaleur sans se décomposer , d’une manière sensible; mais si dans un tube de porcelaine, on introduit des morceaux de métal ou de cailloux , du sable , etc. , si on chauffe le tube jusqu’au rouge blanc , et que l’on y fasse passer ensuite du gaz ammoniaque , celui-ci est alors réduit à ses élémens et décomposé en gaz azote et gaz hydrogène.

Le gaz oxigône n’a aucune action sur le gaz ammoniaque à la température ordinaire ; mais si on échauffe ces deux gaz , ou si on les soumet à une forte décharge électrique , il y a aussitôt formation d’eau , d’un peu çl’acide nitrique , et la plus grande partie de l’azote est mise à nu.

Presque tous les corps simples non métalliques décomposent l’ammoniaque ; tels sont le charbon , le soufre , le chlore, etc... D’autres s’y combinent comme l’iode. Les trois corps précédens s’emparent de l’hydrogène de l’ammoniaque et mettent l’azote à nu. Il se forme aussi plusieurs autres composés , tels que l’acide hydrocyanique avec le charbon , de l’hydrosulfale d’ammoniaque avec le soufre , et de l’hydrochlorate d’ammoniaque avec le chlore.

L’action de l’ammoniaque sur les métaux est en général

très-pou énergique ; mais il n’en est pas de môme à l’égard des oxides ; elle se combine à plusieurs d’entre eux avec lesquels elle forme de véritables composés , tandis qu elle dissout seulement quelques autres.

Tous les acides se combinent à l’ammoniaque 5 ils forment des sels particuliers dont il va être question.

L’ammoniaque se dissout dans l’eau en grandes proportions -, celle qui en est saturée au point de marquer 22° à l’aréomètre constitue ce qu’on appelait autrefois, àfnmoniaque caustique fluor ; on l’emploie très-fréquemment en chimie et en pharmacie. Elle est composée , suivant M.'Berthollet, de quatre parties d’azote et une d’hydrogène.

Des ammoniates ou combinaisons de l'ammoniaque avec les oxides métalliques.

Si l’ammoniaque est susceptible de se combiner aux acides, et -de jouer à l’égard de ces corps le rôle de base salifîable , elle n’est pas moins susceptible de se combiner à son tour à un assez grand nombre d’oxides, et de se comporter à leur égard comme le ferait un acide lui-même. Il est même de ces combinaisoüs dont l’intimité est tellement forte , qu’elle résiste à l’action des acides les plus énergiques , tel est, par exemple, l’ammoniate d’or, que les acides sulfu- . ricpie et nitrique attaquent à peine. Parmi les ammoniates , il en existe qui ont la propriété de fulminer, soit par une simple percussion, soit lorsqu’on les chauffe 5 dans tous les cas , la détonation est beaucoup plus violente lorsqu’elle est le résultat de la percussion , par une raison bien simple que nous avons émise à l’article Chlorates .

Les ammoniates étaient appelés arides ammoniacaux ; ceux d’argent, do mercure et dbr , étaient encore appelés, argent , mercure , or fulminons. Davy avait proposé de les appeler ammoniures -, mais, ce nom se rapprochant trop de ceux qui désignent la combinaison de deux corps simples ,

5x8 TRAITÉ ÉLÉMENTAIRE

comme sülfure , iodure, chlorure , etc. , nous avons préféré celui à' ammoniate proposé par Klaprotli.

Dos sels ammoniacaux , ou combinaisons de V ammoniaque

avec les acides.

Il n’est aucun acide qui ne soit susceptible de se combiner avec l’ammoniaque que l’on peut regarder comme étant la base , qui jouit au plus haut degré du caractère qui distingue l'alcalinité. La plupart des sels ammoniacaux sont cristallisables , il en est même plusieurs qui peuvent se sublimer, tels sont les carbonate et hydrochlorate d’ammoniaque. Ces deux espèces de sels sont les plus importans à connaître, en ce qu’ils ont un rapport direct avec la pharmacie, qui en lait usage dans maintes circonstances : aussi seront-ils les seuls que nous étudierons particulièrement, et nous nous bornerons à quelques généralités pour les autres.

lia plus grande partie des sels ammoniacaux sont décomposés par la chaleur ; ils sont tous solubles dans 4’eau , à l’exception du chlorophosphate d’ammoniaque, qui ne l’est pas même dans l’eau bouillante. Ce sel présente même encore cette singularité frappante pour un composé formé d’élémens volatils $ c’est qu’il est fixe à une chaleur rouge et ne se décompose qu’avec le contact de l’air. Un caractère tranchant et qui distingue tous les sels ammoniacaux , c’est que triturés avec la chaux, la baryte , la strontiane , la potasse ou la soude , ils se décomposent et laissent dégager l’ammoniaque , dont la présence se manifeste par l’odeur pénétrante qui la caractérise.

Du carbonate d’ammoniaque. — L’ammoniaque peut se combiner à l’acide carbonique en deux proportions. L’une constitue le carbonate d’ammoniaque neutre qui est inodore, suivant M. Berthollet, et qui est sans usages; l’autre produit le souscarbonate d’ammoniaque , que l’on peut regarder comme une combinaison de carbonate neutre avec un excès d’ammoniaque; ce sel est très-employé en pharmacie,

il portait autrefois le nom d'alcali volatil concret , et les anciens l’ont pendant long-temps confondu avec l’ammoniaque elle-même.

On se procure le souscarbonate d’ammoniaque par le même procédé que l’ammoniaque caustique , avec cette différence qu’au lieu de chaux c’est la craie ou carbonate de chaux que l’on mêle avec le sel ammoniac ; alors l’acide carbonique, et l’ammoniaque mis en liberté, par suite de la réaction de l’acide hydroclilorique sur la chaux , se combinent et forment le souscarbonate alcalin , que L’on reçoit dans des vases fermés en grande partie , et plongés dans un bain réfrigérant.

Le souscarbonate d’ammoniaque est solide , blanc , translucide , d’une odeur vive et ammoniacale , et d’une saveur âcre et urincuse. Il fait effervescence avec tous les acides, c’est-à-dire , que ceux-ci s’emparent de l’ammoniaque , et chassent l’acide carbonique , qui, en se dégageant, produit un bouillonnement dans la liqueur que l’on nomme effervescence. Il verdit le sirop de violettes , et l’eau le dissout avec beaucoup de facilité. Ce sel est employé en pharmacie •, le chimiste en fait quelquefois usage comme réactif.

De l'hydr o chlorate d'ammoniaque ou sel ammoniac. — Ce sel est très-abondamment répandu dans la nature \ on le . rencontre dans l’urine de plusieurs animaux , dans la fiente des .chameaux , dans quelques eaux minérales ; enfin il se trouve , à l’état d’efflorescence , près des volcans , cl dans quelques montagnes de la Tartarie. Il est d’un. emploi fréquent en chimie , en pharmacie et dans les arts : aussi sa consommation est-elle considérable. Autrefois il nous arrivait de l’étranger ; les Egyptiens seuls nous en fournissaient assez pour satisfaire à nos. besoins ^ ils l'obtenaient en brûlant Ja fiente des chameaux , et ils en recevaient la suie dans des cheminées contournées et propres à la condenser. C’est eusuite avec ceue suie qu’ils sublimaient. soigneusement dans

des vases en terre , qu’ils obtenaient le sel ammoniac , en pains semi-sphéroïdes , de la même forme que ceux existans aujourd’hui dans le commerce.

Depuis à peu près une vingtaine d’années on ne tire plus le sel ammoniac d’Egypte ; on en prépare de toutes pièces en France , et c’est à Baume que les arts sont redevables de qe grand service. Il fut en effet l’inventeur de cette nouvelle branche d’industrie-, et, à son exemple, les autres nations du continent préparèrent également du sel ammoniac. On suit pour cela un procédé très- avantageux et très-simple 5 il consiste à remplir une série de grands tuyaux de fonte , de différentes matières animales , telles que vieux cuirs , intestins , etc... 5 à fermer l’une des extrémités de ces tuyaux , et à faire communiquer l’autre, par le moyen d’un tube en terre, dans un baquet rempli d’un lait de sulfate de qbaux ; alors on allume le feu sur toute l’étendue des tuyaux , et on chauffe fortement. La chaleur détermine bientôt la décomposition des matières animales ; il se produit beaucoup de souscarbonate d’ammoniaque, qui, en se rendant dans le baquet en question , décompose le sulfate de chaux en raison d’une double affinité -, l’acide sulfurique sè porte sur l’ammoniaque, forme du sulfate d’ammoniaque qui reste en solution dans l’eau, tandis que l’acide carbonique produit avec la chaux un souscarbonate calcaire insoluble ; tout le sulfate de chaux étant décomposé, on filtre la liqueur, qui passe chargée seulement du sulfate d’ammoniaque-, on la fait évaporer à siccité , on mêle le résidu avec du muriate de soude cristallisé , et on soumet ce mélange à une chaleur de bain de sable , après l’avoir introduit dans des ballons à cul plat. Ici s’opère encore une double décomposition, l’acide hvdroehloi ique s’unit encore à l’ammoniaque et forme de l’hydrocblorate d’ammoniaque, qui se sublime, tandis que l’acide sulfurique , produit avec la soude, un sulfate fixe. Il résulte donc que, dans cette opération , on peut obtenir deux sels , d’un rapport lucratif dans le commerce , et

ME rfTAHMACIÏ-TnÉORIQl’E. 5a I

elle nous présente en outre ce grand avantage , c’est qu’elle nous affranchit delà dépendance de l’étranger (t).

L’hydrochlorate'd’ammoniaque est un sel solide-, blanc, inaltérable à l’air, sans odeur et dune saveur piquante et mineuse. L’eau en dissout trois fois son poids à la température ordinaire , et beaucoup plus lorsqu’elle est bouillante. Le sel se dépose par le refroidissement , sous forme de prismes aiguillés et disposés comme les barbes d’une plume. Expcsé à l’action du calorique , ce sel se fond et se sublim3 -, il est décomposé par tous les oxides de la deuxième séctbn , et l’ammoniaque est mise à l’état de liberté. 11 s’uuit avec facilité au percblorure de mercure , dont il facilite beaucoup la dissolution dans l’eau; il en résulte alors un sel particulier, connu jadis sous le nom de sel alenbroth.

Cest en distillant à une chaleur assez forte , et dans une corme de verre , un mélange ■ de chaux , d’hydrochlorate d’anmoniaque , et d’une demi-partie de soufre, que l’on obtent un liquide jaune , volatil , d’une odeur forte , désagréible , autrefois appelée liqueur fumante de Boyle c’est un hydro-sulfate sulfuré d’ammoniaque. Les phénomènes qui se passent dans cette opération sont intéressons à connaît c , en ce qu’ils paraissent d’abord très-compliqucs, tanlis qu’ils sont on ne peut plus simples. En effet , la chaux détermine la décomposition de l’acide hydrochlorique du sel ammoniac ; elle s’empare du chlore av ec lequel elle forne un chlorure , tandis que 1 hydrogène mis en liberté se combine à une portion de soufre, produit de l’acicb hydrosulfurique, lequel rencontrant l’ammoniaque, s’y unit et donne naissance à de l’hydrosulfate . d’amrno-

( ) Tout le sôlfatc d'ammoniaque , que l’on prépare d’après le procédé dérit plus haut, n’est pas seulement employé à la fabrication du sel animoiiac ; on en livre encore des quantités assez considérables aux fabrique d’alun. ( Voyez Alun. )

iliaque ; celui-ci dissout alors le soufre en excès , et constitue 1 hydrosulfate sulfuré d’ammoniaque : cette tliéorie est d’autant plus probable , qu’il 11e reste dans la cornue que du chlorure de calcium et du sulfure de chaux ; cependant M. \auquelin y ayant trouvé du sulfate ou du sulfite de chaux , on ne peut mieux en expliquer la formation qu’en supposant que l’oxigène de la chaux se sépare au moment où le calcium forme un chlorure et se porte sur une petite partie du soufre, qu’il convertit en acide sulfureux ou sulfurique, ce qui est extrêmement probable, d’après les de rniers travaux de M. Vauquelin, lui-mème, sur les ml- Jures alcalins.

§ g. — Du fluoré.

Il est maintenant bien reconnu que l’acide fluorique /découvert par Scheèle en 1771 , n’est pas un corps simple , qu’il résulte de la combinaison de deux corps. G’estM. Dcvy, qui, après avoir soumis cet acide à l’action de la pile voltaïque , fut amené à cette conclusion, que l’acide fluorque était un composé d’une base particulière qu’il appela fliorine , et d’un autre corps bien connu , qui est l’hydrogèie. MM. Gay-Lussac et Thénard firent également des rechercies nombreuses sur l’acide fluorique , que les premiers ils avaient obtenu à l’état de pureté 5 mais, sans rejeter la conclusionde M. Davy , ils ont pensé qu’on pouvait aussi considérer ïacide fluorique comme un composé d’une base et d’oxigèie , et expliquer tous les phénomènes que cet acide présente a, ec les différais corps , en le supposant à cet état de compositim. Ces opinions opposées , émises , comme on le voit , par les hommes également célèbres , sont loin de fixer exclusivement nos idées sur la nature de l’acide fluorique. Cependait, l’opinion la plus généralement admise étant de considère cet acide comme la combinaison d’une base et d’hydrogèie, nous l'envisagerons aussi sous ce point de vue, jusqu’à ce que des expériences ultérieures en aient ordonné diiférenment.

r>E pharmacie-théorique. 5ï3

La fluorine , que nous appellerons fluoré (1) en français, n’a pu être encore isolée à l’état de pureté. Sa grande énergie sur tous les corps qui l’environnent présente un obstacle , qui pendant long-temps nous privera , sans doute , de la connaissance de ses propriétés -, cependant on sait que de sa combinaison avec l’hydrogène naît un liydracide , que nous appellerons acide hydrojl uorique.

De l’acide hydrof! uorique. — L’acide fluorique s obtient en décomposant le fluorure de calcium (fluate de chaux) par l’acide sulfurique •, celui-ci , en raison de son affinité pour la chaux , détermine la décomposition de 1 eau qu il contient ; l’oxigène amène le calcium à l’état d’oxide ou chaux qui s’unit à l’acide , tandis que l’hydrogène s unit au fluoré , et forme de l’acide bydroîluorique qui se dégage , et que l’on reçoit dans une éprouvette, plongée dans un bain réfrigérant. 11 est indispensable de se servir de vaisseaux de plomb dans cette opération ceux de verre seraient bientôt détruits, par une raison que nous indiquerons plus bas.

L’acide hydrofluorique ainsi obtenu est un liquide incolore , d’une odeur forte et d’une saveur excessivement caustique. 11 rougit fortement le . lournesôl , et désorganise avec la plus effrayante énergie , toutes les matières végétales et animales que l’on soumet à son action. Exposé à l’air , il répand des vapeurs blanches et suffocantes , sa pesanteur spécifique n’est point encore connue.

Cet acide entre en ébullition à 3o° + o \ et un degré de froid de [\o — o n’a pu le congeler.

Les corps simples non métalliques sont sans action sur lui. Mais il n’en est pas de même à l’égard de certains métaux •, le potassium et le sodium le décomposent à l’instant ; il se fait un dégagement d’hydrogène, et formation de fluorures

( i ' M. A mpère avait proposé d’appeler ce corps plilore , mot dérivé dti grec , <('ii veut dire délétère, qui ruine, qui détruit; mais cette dénomma lion n'a point encore etc adoptée pur tous les chimistes.

de potassium et de sodium. Le fer , le zinc et le manganèse agissent de la même manière ; et , sans doute , à plus forte raison les strontium , calcium et baryum, si l’on pouvait se procurer ccs métaux en quantité assez forte pour les soumettre à ce genre d’expériences.

M. Tliénard n’explique point de cette manière les expériences précédentes , par la raison qu’il suppose l’acide fluonque comme un composé d’oxigène.et de fluoré , et que cet acide ne peut jamais être entièrement privé d’eau. Alors il dit : Lorsque le potassium ou le sodium sont en contact avec 1 acide fluoriquc , l’eau qu’il contient est décomposée, son oxigène sé porte sur les métaux, les oxides, et détermine leur combinaison avec l’acide iluorique anhydre ; tandis que 1 hydrogène se dégage à l’état libre.

Nous avons cru devoir faire aussi connaître cette manière d’expliquer l’action des métaux sur l'acide hydrofluorique , car elle est admise par M. Thénard ; et on doit toujours s’empresser de faire connaître l’opinion d’un professeur aussi savant et aussi éclairé.

L’acide liydrolluorique se combine avec l’eau en toutes, proportions. Cet acide , versé par gouttes dans ce fluide , y occasione un grand dégagement de chaleur, et un sifflement semblable à celui que produirait un fer rouge dans la même circonstance. Cela doit donc engager à faire ce mélange avec précaution.

L’acide hydrofluorique se combine aux bases , et forme des hydrojl unies : ceux-ci passent à l’état de fluorures pâr la dessiccation.

L’acide hydrofluorique est intéressant à connaître, par les usages qu’on en fait dans les arts ; il sert principalement à graver sur le verre , qu’il attaque avec la plus grande énergie , et qu’il décompose entièrement , lorsque son action est prolongée ; il s’empare de la silice qui en forme la plus grande partie , s’y combine , et forme un nouveau com-

DE J> HÀUM ACIE-TBÉO 11IQ UE. • 525

posé ; mais alors l’acide hydrofluorique a lui-inême cliangé de nature.

De l’acide fluoboriaue.

Cet acide résulte de la combinaison du fluoré avec le bore. Il se produit en décomposant le fluorure de calcium bien sec, mêlé exactement avec l’acide borique, par le moyen de l’acide sulfurique concentré ; il se dégage des vapeurs blanches , épaisses , qui sont l’acide Jluoborique. L’acide sulfurique , par sa réaction sur le fluorure de calcium , détermine la formation de l’acide hydrofluorique , lequel à l’état naissant réagit sur l’acide borique , dont il s'empare de l’oxigène aux dépens de son hydrogène , ce qui produit de l’eau ; tandis que le fluoré et le bore mis à nu se combinent et forment ce qu’on appelle acide fluoboriàue. Il fut découvert, en 1809, par MM. Gay-Lussac et Thénard.

Cet acide est un gaz incolore, d’une odeur vive , suffocante , et analogue à celle de l’acicle hydroclilorique. 11 rougit le tournesol; sa pesanteur spécifique est de 2,3yi.

Ce gaz se dissout dans l’eau en toutes proportions ; son affinité pour ce liquide est même tellement grande , qu’il en détermine la formation aux dépens de tous les corps organisés que l’on soumet à son action. Il agit sur eux comme le ferait l’acide sulfurique. Cependant , malgré la puissante énergie de l’acide fluoborique , on le distingue facilement du précédent , en ce qu’il n’attaque point le verre.

Il peut se combiner aux bases , et former des sels appelés fluoborales. Il est sans usage.

De l’acide Jluosilicique.

On a pendant long-temps regardé le produit de l’acide hydrofluorique sur la silice du verre , comme un fluale acide de silice. Cette opinion n’est plus généralement admise aujourd’hui. Plusieurs chimistes regardent cette combinaison comme un acide particulier , analogue par sa composi-

5^6 TUAIT É ÉLlÎMEKTAlRt

tiou , à l’acide fluoborique , et ils l’ont appelé acide fluosilicique. Ainsi sa formation , qui a lieu toutes les fois que l’acide liydro-fluorique est mis en contact avec le verre , s’expliquera donc en disant , que l’hydrogène de l’hydracide forme de l’eau avec l’oxigène de l’oxide de silicium ou silice ; tandis que le fluoré et le silicium , mis à nu , se combinent, et forment l’acide fluosilicique , qu’on regardait autrefois comme du fluate acide de silice , ou du gaz fluorique silice. Cet acide est toujours à l’état de gaz. Il peut cependant se dissoudre dans l’eau ; mais il change presqu’aussitôt de nature. L’eau est décomposée , il se refonne de l’acide hydrofluorique et. de l’oxide de silicium , lequel se sépare presqu’en totalité sous une forme gélatineuse. On ne connait point les combinaisons de cet acide avec les bases.

De la combinaison de l'acide hydrofluorique avec les

bases.

L’acide hydrofluorique se combine à un très -grand nombre d’oxides , et forme une série de sels appelés hydro ~ fluates\ ces diiférens sels ne peuvent exister qu’à l’état de dissolution dans l’eau , et on doit regarder les fluates insolubles , ainsi que les liydrofluates desséchés , comme des combinaisons de lluore et de métaux , ou fluorures.

Les hydrofluates amenés à l’état de fluorures par la dessiccation , ne peuvent se redissoudre dans l’eau , qu’autant qu’ils opèrent la décomposition de celle-ci ; alors l’hydrogène forme avec le fluoré de l’acide hydro-fluorique \ et l’oxigène , se portant sur le métal , l’amène à l’état d’oxide, et le rend propre à être dissous par l’acide hydrofluorique formé.

Cette théorie est, comme on le voit, celle des hydrochlorates \ c’est ce qui nous engage à ne point lui donner plus de développement , car nous ne ferions que répéter ce qui a été exposé à l’arlicle Chlore : nous y renvoyons donc le lecteur.