CHAPITRE Y

Des métaux de la deuxième section.

Les métaux de la deuxième section sont au nombre de six , savoir : le calcium, le strontium , le barium , le sodium , le lithiniun\, et le potassium. Deux de ces métaux sont bien connus , ce sont les sodium et potassium. On n’a encore pu se procurer que de trop petites quantités des trois premiers , pour qu’il ait été possible d’étudier leurs propriétés ; quant aulithinium,nousne l’avons placé ici que par analogie, parce que l’oxide de ce métal a les plus grands rapports avec la potasse , avec laquelle on l’aura probablement confondu souvent. Tous ces métaux ont une très-grande affinité pour l’oxigène , et ils l’absorbent à toutes les températures. Quelques-uns ne s’y combinent qu’en une seule proportion , d’autres produisent deux oxides , et il y en a qui en produisent même jusqu’à trois. Quelques-uns de ces oxides étant d’une importance majeure, nous allons exposer leurs principales propriétés.

Des oxides de la deuxième section.

Ces oxides sont assez nombreux \ on en compte onze jusqu’à présent , savoir : un de calcium , un de strontium , deux de barium , trois de potassium , un de lithinium et trois de sodium. Tous ces oxides sont solides. Exposés à l’air, six d’entr’eux en attirent vivement l’acide carbonique , et pas-

sont à l’état de sous-carbonate. Ce sont les oxides de calcium et de strontium, le protoxidede barium, les deutoxides de potassium et de sodium , et l’oxide de lithinium ; ces oxides , appelés autrefois alcalis , se dissolvent dans l’eau sans eu altérer la nature. Les protoxides de sodium et de potassium ne peuvent se dissoudre dans l’eau qu’en passant à l’état de deutoxides ; et, pour cela, ils décomposent une partie de ce fluide , s’emparent de l’oxigène et dégagent l’hydrogène. Les deutoxide de barium et tritoxides de potassium et de sodium se dissolvent aussi dans l’eau , mais ils changent de nature 5 ils abandonnent une portion de leur ox’gène , et reviennent à l’état de deutoxides. Les six oxides que nous avons nommés , sont les alcalis proprement dit , et ils en possèdent toutes les propriétés, ils verdissent les couleurs bleues végétales , rougissent le papier de curcuma (1), et font revenir au bleu le tournesol rougi par un acide. Leur affinité pour les acides est extrêmement grande 5 ils s’y combinent dans toutes les circonstances où ils leur sont offerts , et ils décomposent même tous les sels métalliques , c’est-à-dire , les sels formés par les oxides des quatre dernières sections.

Les alcalis se combinent avec la plupart des corps combustibles non métalliques ; ils forment des phospliures , chlorures , iodures , tantôt d’oxides , tantôt de métal , suivant lfe degré de température plus ou moins élevé auquel on prépare ces composés. 11 en a déjà été question aux articles Phosphore , Chlore , Iode , etc. Nous ne reviendrons pas ici à 1 égard de ces derniers , mais il n’en sera pas de même des sulfures 5 ces composés imporlans par leur emploi présentent des phénomènes dans leur préparation , que nous croyons ne pas devoir passer sous silence.

(1) Ce carticlerc ne peut cependant pas être considéré comme exclusif, car on sait , d après les expériences de MM. Pelletier et Vogel sur le curcuma, que 1 acide phosphorique très-concentré rougit le papier teint avec cette matière colorante.

On a été pendant bien long-temps sans connaître la véritable composition des sulfures; les uns les x'egardaient comme formés de soufre et d’oxides ou alcalis , les autres comme l’étant de soufre et de métal -, enfin plusieurs pensaient que l’oxide passait, dans cette circonstance, à un état d’oxigénation moindre. Les choses en étaient à ce point lorsque le beau travail de M. Vauquelin sur les sulfures parut 5 M» Gay-Lassac l’appuya par de nouvelles expériences , et, en confirmant un point capital regardé encore douteux par M. Vauquelin , ce savant chimiste nous mit à même de bien juger de la nature d’un sulfure.

Lorsque l’on soumet à une haute température un mélange de soufre et de potasse , M. Vauquelin a observé qu’on obtenait constamment un sulfure et un sulfate 5 et comme la quantité d’oxigène contenu dans l’acide sulfurique du sulfate, correspondait à celle de l’oxigène contenu dans la partie de potasse non combinée à l’acide , il en a conclu que la plus grande partie de la potasse était décomposée en oxigène qui acidifiait une portion de soufre, et probablement en potassium , qui se combinait au soufre non acidifié , pour former le sulfure , tandis que l’acide sulfurique produit se combinait à la potasse non décomposée , et donnait naissance à du sulfate de potasse.

Lorsqu’au lieu d’une température très-élevée , on n’a recours , pour la préparation du sulfure , qu’à une chaleur beaucoup moindre , celle , par exemple , nécessaire pour fondre le mélange de soufre et de potasse , on obtient des résultats différons. Selon M. Gay-Lussac , le soufre se combine directement à l’alcali, et forme un sulfure d’oxide , ou oxide sulfuré , et jamais un sulfate et un sulfure de métal. On constate facilement cette vérité, en faisant des dissolutions comparatives de chacun de ces sulfures. Le premier sulfure se dissout dans l’eau , et, essayé par un sel barytique soluble, il donne un précipité blanc de sulfate de baryte , insoluble dans un excès d’acide nitrique. Le second

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sulfure se dissout également dans l’eau , précipite aussi par le sel barytique; mais le précipité est, dans ce cas, beau^ coup plus abondant, et il disparait entièrement dans l’acide nitrique.

Ces faits suffisent déjà pour convaincre de la différence de composition de ces deux précipités barytiques ; mais quelle est leur nature , et comment se forment-ils ? Il faut , pour résoudre cette question , considérer ce qui se passe lorsqu’on dissout dans l’eau un sulfure fait à une liaute teimpérature , et un sulfure produit à une chaleur moins élevée. Dans le premier cas , le sulfure est purement métallique , et contient un peu de sulfate de potasse -, il est^elair alors que celui-ci se dissout dans l’eau , tandis que le sulfure la décompose en partie -, son oxigène oxide le métal , et sou hydrogène forme avec le soufre de l’acide hydro-sulfurique. Il doit en résulter une nouvelle combinaison (l’hydro-sulfate de l’oxide employé ) , qui reste en dissolution avec le sulfate , si toute fois celui-ci n’est pas insoluble : alors on ne peut plus obtenir , ou que très -peu du moins, de précipité avec le sel barytique , parce que la plus grande partie du sulfate ne s’est point dissoute; et il nh reste qu’un hydro-sulfate , qui ne peut avoir d’action décomposante sur le sel employé comme réactif. Dans le se-r çond cas , au contraire , lorsqu’on dissout un sulfure d’oxide dans l’eau , il se passe d’autres phénomènes ; on n’observe aucune trace de sulfate ; et il se forme un hypo-sulfite et un sulfure, ou un hypo-sulfite et un hydro-sulfate (voyez ( acide hydro-sulfurique). On peut envisager la formation de ces nouveaux produits sous deux points de vue difféfens :

i°. La production de l’hypo-sulfite et du sulfure de métal a lieu , en supposant que le soufre et l’oxide du sulfure se partagent en deux parties , que l’acide hypo-sulfureux se forme aux dépens de l’oxigène, d’une partie de l’alcali pu oxide , lequel révivifié, se combine à l’autre portion du

soufre , et forme un sulfure de métal , tandis que l’acide liypo-sulfureux produit l’hypo-sulfite , en s’unissant à l’alcali non désoxigéné.

2°. -On peut admettre, au contraire, la formation d’un hypo-sulfite et d’un liydro-sulfale , en supposant la décomposition de l’eau , qui , dans ce cas , fournirait l’oxigène nécessaire à la production de l’acide liypo-sulfureux , et l’hydrogène propre à constituer l’acide liydro-sulfurique , lesquels s’uniraient ensuite à l’alcali , préalablement uni au soufre 5 celte théorie se rapproche beaucoup de celle du chlore dans la même circonstance ( voyez chlorates ). C’est à M. Gay-Lussac que nous devons ce nouveau degré d’analogie entre deux corps simples si différens en apparence.

On conçoit facilement que quand on verse un sel barytiquc dans la dissolution d’un tel sulfure , il doit se faire aussi un échange de bases , et en résulter un précipité d’hypo-sulfite de baryte, qui peut disparaître dans un excès d’acide nitrique.

§ Ier. — Du calcium.

Le calcium n’existe point pur dans la nature ; il y est toujours combiné avec d’autres corps , et paxticulièrement avec l’oxigcne. On n’a pu obtenir jusqu’ici que des quantités extrêmement petites de ce métal , ce qui nous laisse dans une ignorance profonde à l’égard de ses propriétés. Cependant on peut assurer que ce métal existe ; on en a vu , et on peut se le procurer à l’aide de la pile voltaïque.

Le calcium se combine avec l’oxigène, et forme de l’oxide de calcium ou chaux vive (i). 11 se combine encore avec le chlore , le soufre , le phosphore , l’iode , le fluoré -, mais il

(i) Il existe en outre un oxide de calcium plus oxigéne'. ( Voyez la note , deulozide de barium. )

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a été impossible jusqu’à présent de l’isoler à l’état de pureté de ces cinq derniers corps.

De l’oxide de calcium.

L’oxide de calcium n’existe dans la nature qu’à l’état de combinaison , soit avec les acides , soit avec d’autres oxides. Le moyen d’obtenir cet oxide dans l’état propre à son emploi dans les arts , constitue à lui seul une brandie d’industrie , qu’on appelle Y art du chaufournier. Il consiste à exposer dans des fours cylindriques , et à l’action d’une très-forte chaleur , une assez grande quantité de carbonate de chaux , ou pierre à chaux , disposé sur mie couche assez épaisse de bois en combustion. Le carbonate perd d’abord son eau de cristallisation , et ensuite tout son acide carbonique ; la chaux reste à l’état de pureté et dans la même forme qu’avait le carbonate employé.

La chaux ainsi obtenue est un corps dur , sonore , inodore , léger, blanc, d’une saveur âcre, urineuse et caustique. Il verdit les couleurs bleues végétales , et fait revenir au bleu le papier de tournesol rougi par un acide. Sa pesanteur spécifique est de 2 , 3. Exposée à l’air, la chaux en attire avidement le gaz acide carbonique , et repasse à l’état de sous-carbonate ou de craie.

Elle est aussi très-avide d’eau -, elle peut former avec ce fluide, un véritable hydrate. La cliaux’présente avec l’eau des phénomènes remarquables. Il suffit en effet de verser quelques gouttes d’eau sur un morceau de chaux vive , pour voir aussitôt celle-ci se fendiller , devenir pulvérulente , répandre beaucoup de fumée , clc chaleur , et parfois de la lumière , lorsqu’on opère sur une masse de chaux assez forte et dans l’obscurité. Ce phénomène est dû à la prompte absorption de l’eau qui se combine avec la chaux presqu’à l’état solide , elle abandonne alors une grande quantité de calorique qui la fait vaporiser en partie ; et c’est à ce dégagement forcé , par les pores multipliés du mor-

ceau de chaux , que doit êtfe attribué l’état de division extrême que prend cet oxide après cette action ; alors il prend le nom de chaux éteinte par l’eau ou chaux délitée. C’est en versant ensuite de plus grandes quantités d’eau sur la chaux ainsi pulvérisée , que l’on fait l 'eau de chaux première , lorsque c’est la première eau de lavage dont on fait emploi ; seconde , lorsque c’est le second lavage , etc. , etc. Mais ces distinctions sont vicieuses , car toutes les eaux de chaux sont les mêmes ; elles contiennent toutes en ehaux du poids de l’eau 5 mais lorsqu’on fait usage de chaux impure , comme celle des arts , il est alors vrai de dire , que l’eau de chaux première est différente de la seconde , parce qu’en effet elle est plus caustique , plus active , en raison d’un peu de potasse qui s’y rencontre , et qui provient des Lois dont on fait usage dans la calcination de la pierre à chaux.

La chaux la plus pure que l’on puisse se procurer doit être retirée du marbre blanc que l’on enferme dans un fourneau à réverbère, et que l’on tient exposé à l’action d’un bon feu de forge pendant une heure et demie.

On reconnaît qu’elle est bien vive et privée d’acide carbonique , lorsqu’elle ne fait point effervescence avec les acides.

La chaux se combine «à tous les acides, et forme des sels appelés sels calcaires. Quelques-uns de ces composés se trouvent en masses considérables dans la nature : tels sont les carbonates , phosphates et sulfates de chaux \ on rencontre même du nitrate de chaux.

Elle est composée, suivant M. Berzélius , de 100 parties de calcium, et de 6g, 86 d’oxigène.

La chaux est un produit très-important par ses applications dans toutes les branches d’industrie ; elle forme une des bases de la porcelaine , des mortiers , cimens , stucs , etc. , etc. On l’emploie pour hâter la végétation , rendre caustiques les sous-carbonates de potasse , de soude , etc.

de pharmacie-théorique. 5%

A l’état de dissolution dans l’eau , elle sert cominè un trèsbon réactif.

Des sels de clmux.

Parmi le grand nombre de ces sels , nous ne distinguerons comme étant les plus usités que les carbonate, sulfate, et phosphate de chaux , et ne parlerons même de ces sels que d’une manière générale.

Les principaux caractères qui distinguent les sels calcaires * sont les suivans : i°. ils sont tous décomposés par les carbonates de potasse , de soude et d’ammoniaque ; ils donnent, dans ce cas, des précipités de carbonate de chaux,- 2°. ils précipitent tous en blanc par l’acide oxalique, ou loxalate d’ammoniaque et le précipité estunoxalate de chaux insoluble dans le vinaigre , et dont on s’assure de la nature en le calcinant 5 il laisse du sous-carbonate ou de la chaux vive pour résidu, lorsque la température a été très-élevée.

Le sous-carbonate de chaux se rencontre très-abondamment dans la nature ; les pierres à chaux , tous les marbres , les albâtres , les écailles d’huîtres , les coraux , les yeux d’écrevisses , etc., etc.... en sont formés. On le rencontre encore dans quelques eaux minérales , à l’état de dissolution par un excès d’acide carbonique. C’est un corps blanc , insipide , inaltérable à l’air, insoluble dans l’eau , décomposable au feu , etc. Il possède enfin tous les caractères du genre carbonates (voyez ce mot) $ il sert dans une foule de circonstances connues de tout le monde.

Le sulfate de chaux , pierre à plâtre , gypse , sêlénite , miroir d’âne , etc. , forme des masses énormes dans l’intérieur du globe, c’est un des corps les plus abondamment répandus ; on l’emploie principalement comme ciment-, pour cela , on lui fait subir une forte calcination, afin de le priver de toute son eau de cristallisation ; ensuite on le pulvérise en le battant avec de grosses massues de bois , et il ne suffit plus , pour l’employer, que de le gâcher avec un

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peu d’eau; le plâtre l’absorbe avidement, la solidifie, augmente de dimension, prend un véritable état cristallin, et acquiert en peu d’heures une dureté très-grande. Lorsqu’on observe attentivement le plâtre ainsi modifié , on y remarque une infinité de petites aiguilles qui se croisent et qui sont du sulfate de chaux cristallisé. C’est encore avec le plâtre que l’on forme le stuc ; il suffit pour cela de le gâcher avec une dissolution de colle forte , il prend une dureté et une apparence qui le feraient confondre au premier abord avec du marbre.

Le sulfate de chaux se rencontre dans beaucoup d’eaux de sources , et principalement dans celles des puits. Ces eaux prennent alors le nom d 'eaux crues , parce qu’elles décomposent le savon, et qu’elles cuisent mal les légumes (voyez eau').

Le phosphate de chaux forme des montagnes entières dans l’Estramadure en Espagne , où on l’emploie comme pierre à bâtir ; il fait la plus grande partie de la substance des os des animaux ; on le rencontre dans les végétaux , dans l’urine , les insectes , etc. Ce sel est insoluble dans l’eau ; il fait la base , la principale propriété de la décoction blanche ; enfin , on l’emploie à la préparation du phosphore ( voyez ce mot).

§ 2. — Du strontium.

Les propriétés du strontium ne sont pas plus connues que celles du calcium , on en a cependant obtenu quelques atomes, mais leur affinité pour l’oxigène est si grande, qu’il a été impossible de les examiner ; c’est à la pile voltaïque que l’on en doit la découverte.

Le strontium , combiné avec l’oxigène, se convertit en un oxide terreux que l’on a nommé strontiane , ou oxide de strontium (i). Cet oxide existe dans la nature , mais toujouis

(î) M. Thénard vient de découvrir un deutoxide de strontium. ( \oyez la note dculoxidz de barium. )

à l’état de combinaison avec les acides sulfurique, carbonique, ou d’autres terres. Il fut distingué pour la première fois comme corps particulier parHope et Klaproth, et étudié ensuite par beaucoup de chimistes, principalement parPelletier, Vauquelin, etc. On se le procure, en exposant à un feu longtemps continué le carbonate de strontiane ; l’acide carbonique se dégage, et la strontiane reste pure. Cet oxidé est blanc et d’une saveur caustique 5 il verdit les couleurs bleues végétales: sa pesanteur spécifique est de 4- Exposé à l’air, il en absorbe l’acide carbonique , et passe à l’état de souscarbonate.

La strontiane se dissout dans l’eau, en plus grande quantité à chaud qu’à froid, et elle se dépose par le refroidissement sous forme de cristaux lamelleux , qui contiennent 32 d’eau pour 100.

L’acide sulfurique produit dans l’eau de strontitfne un précipité blanc , soluble dans l’acide nitrique 5 ce précipité n'a pas lieu lorsque l’eau alcaline est trop faible , parce qu’alors le sulfate formé reste en dissolution. Tous les acides se combinent à la strontiane, et forment des sels particuliers j tous ces sels sont décomposés par les sous-carbonates de potasse , de soude et d’ammoniaque 5 il en résulte un souscarbonate de strontiane décomposable au feu. Ces sels jouissent en outre de la propriété de colorer en rouge pourpre la flamme de l’alcohol.

La strontiane et ses composés ne sont employés que dans les laboratoires de chimie.

§ 3. — Du barium.

Le barium n’est pas plus connu que les strontium et calcium ; on sait qu’il forme avec l’oxigène deux oxides , et on présume qu’il peut s’allier avec l’argent , le palladium et le platine 5 il est cependant certain qu’il peut s’amalgamer avec le mercure.