DES MÉTAUX, DES OXIDES MÉTAEIIQUES ET DE LEURS SOLUTIONS

L argent J le cuivre, l’étain, le fer, le mercure, le zinc, l oxide de calcium, l’oxide de magnésium. Solutions d oxide de barium, d’oxide de strontium , d’oxide de calcium, d’oxide de potassium.

L’argent est employé pour reconnaître dans un gaz ou dans un liquide la présence du soufre; en solution il altère la blancheur de ce métal, et le fait passer au noir en se combinant avec lui et formant un sulfure d’argent. Aussi lorsque l’on veut reconnaître dans une eau minérale la présence du soufre, on y plonge une pièce d’àrgent bien décapée , et cette pièce prend une couleur noire ou brune, après un séjour plus ou moins long dans l’un de ces corps, la nuance dépend de la quantité de soufre contenue; pour s’assurer ensuite que la coloration est due au soufre, on traite la couche noire par l’acide nitrique affaibli qui dissout l’argent et isole le soufre, ou bien on calcine ce sulfure au contact de l’air, l’argent qui reste , soustrait du poids primitif, fait connaître celui du soufre.

Cuivre. On se sert de ce métal pour séparer l’argent à l’état métallique de ses dissolutions. L’argentse précipite sous forme de mousse, d’éponges', et quelquefois de petits cristaux. Il est nécessaire pour que cette précipitation ait lieu, que la solution d’argent contienne un léger excès d’acide. L’argent obtenu de cette manière n’a pasla pureté de celui obtenu du chlorure d’argent décomposé par la potasse à l’nidc delà chaleur; on peut cependant.

TRUl'É DE» RÉACTIFS.

<I*après les expériences de M. Gny-Lussac, I obtenir suffisamment pur en lavant ce métal avec une solution de nitrate d’argent. Celle-ci , sans action sur le métal dont elle est saturée , enlève facilement les dernières portions de nitrate de cuivre qui pourraient y être mélangées.

Il a été employé pour faire l’analyse du carbure de soufre. Pour cela on fait passer sur le cuivre en copeaux, et dont le poids est connu, une certaine quantité de vapeur de carbure de soufre ; on traite par 1 acide nitrique étendu d’eau le cuivre sulfuré mêlé de charbon j cet acide dissout le soufre et le cuivre, et laisse le charbon qu’il suffit de laver et de faire sécher pour en prendre le poids.

On se sert aussi du cuivre pour reconnaître les sels mercuriels en poudre ou dissous dans l’eau ; la lame de cuivre prend alors une couleur blanche qu’elle perd lorsqu’on l’expose à l’action de la chaleur. On s’en sert encore pour l’analysé des substances végétales et animales. (F qy. le chapitre de l’application à l’analyse. )

L'étain est employé comme réactif à cause de la propriété qu’il a de précipiter l’or de ses dissolutions; ce précipité, dans quelques circonstances, est d’une belle couleur (pourpre de Cassius}, cette couleur varie suivant que les dissolutions d’or sont plus ou moins concentrées, Si la quantité d’eau est considérable, la couleur sera d’un pourpre tirant sur le rose; et si la dissolution est très concentrée , elle virera au noir. M, Proust pense que ce précipité est un mélange d’or et d’oxide d’étain; d’autres chiinisles prétendent que l’or y est à l’état d’oxide. L’étain sert encore à reconnaître la présence d’un tungstate. En elfet, ce sel, mis emcontact avec l’étain, donne suv le

0 TBAITÉ 'des nÉACTIFS.

ch.imp un précipité bleu. Il sert avec succès dans les essais au chalumeau pour ramener le doutoxide de cuivre

I état de proloxide qui est d’une belle couleur rouge.

^ Le fer est employé pour précipiter de leurs solutions l’or, l’argent, le cuivre, le tellure , l’antimoine , etc., à état métallique. Ces métaux réduits ont des propriétés physiques et chimiques qui les font reconnaître.

On s’en sert particulièrement pour reconnaître le cuivre dans diverses substances du commerce qui pourraient en contenir d’après le mode de leurs préparations, telles sont par exemple le suc de réglisse, j

le vinaigre distillé, quelques acides végétaux (i) , le phosphate de soude,

le nitrate d’argent fondu, (Pierre infernale), le sulfate de fer,

II suffit, pour ces essais, de plonger dans une solution de la substance que l’on soiipçonne contenir du cuivre, une lame de fer bien décapée. Si cette lame se recouvre après quelques minutes, d’une couche de cuivre métallique reconnaissable à sa couleur j on peut également reconnaître le cuivre mêlé à diverses substances sèches ; il suffit pour cela de les délaj^er dans un acide étendu et d’y plonger une lame de fer.

Si 1 on veut reconnaître la présence des sels cuivreux dans la pulpe des tamarins, et quelques autres substances

(i) Les diverses préparations alimentaires dans lesquelles il entre beaucoup de vinaigre , tels que les fruits verds confits, le» cornichons, les câpres, etc.

TB.UTÉ DES nÉAcrirs.. '

hiiivildes cl acides 5 il suffit encore de plonger une lam« de fer décapée dans ces substances.

Le fer J chauffé au rouge blanc, sert à faire 1 analyse de l’eau. La manière d’opérer étant assez importante, nous avons cru devoir la décrire : On introduit, dans un

tube de porcelaine , des morceaux de fer, on chauffe au rouge blanc; on fait passer sur le métal de l’eau en vapeur(i) ; cette eau est décomposée, son oxigène se porte sur le fer , se combine avec lui et se convertit en oxide , l’hydrogène mis inu se dégage. L’augmentation du poids du fer due à l’absorption de l’oxigène, détermine lepoids de ce gaz ; l’hydrogène recueilli dans une cloche graduée, donne par son volume qu’on obtient directement , d’après sa densité que l’on connaît, sa proportion en poids : les résultats qu’on obtient de cette manière, sont sur loo.

parties, en poids I wj:hylfrtgLaenvolume| 2 vol. li3^cirogènc(i) Le fer réagit sur l’eau , à l’aide de divers acides , la décompose, s’empare de l’oxigène qui lui est nécessaire pour se dissoudre; l’hydrogène se dégage. On introduit dans un matras de la limaille de fer, on verse dessus de l’acide sulfurique étendu. La réaction a lieu , l’éau est décomposée ; son oxigène se porte sur le fer ; l’oxide qui en résulte se dissout dans l’acide sulfurique; l’hydrogène se dégage. Ce moyen est celui qu’emploient les physiciens pour se procurer le gaz destiné à remplirleurs ballons (Dans les laboratoires on se sert du zinc pour obtenir le gaz hydrogène pur. Voy. zinc).

(i) Il f.mt <|iie l’can en vapeur passe leiilcraenl pour quelle suit ciiliércmeiit dccoinpusée.

s® tttAtTÉ DES «ÉACTtFS.

On peut dans l’analyse de la fonte de fer , connaître par la quantité de gaz hydrogène obtenue, quel est le degré de pureté de ces fontes, c’est-à-dire les proportions de fer pur qu’elles contiennent. En effet, on sait qu’un gramme de fer, en se dissolvant dans l’acide sulfurique faible, dégage un volume d’hydrogène de 458 centimètres cubes ào^T, et 76 millimètres dépréssion, qui pèsent o,o58 grammes.

Le mercure est employé de même que l’argent pour reconnaître la présence et la quantité du soufre contenu dans un liquide. L’expérience se fait de la même manière qu’avec l’argent , si ce n’est qu’au lieu d’une pièce d’argent , on se sert d’un globule de mercure.

La propriété de s’amalgamer facilement avec l’or et l’argent, le rend utile pour séparer ces métaux des substances terreuses , et des métaux qui ne forment pas d’amalgame avec le mercure. Pour cela on réduit en poudre le minérai ou les substances qui contiennent ces deux métaux, et on parvient à mettre en contact toutes les parties métalliques répandues dans la masse avec le mercure qu’on y ajoute en triturant fortement ce mélange, àl’aide d’un moulin auquel on donne un mouvement de rotation continu pendant un certain temps : on lave l’amalgame et on sépare les matières hétérogènes qui y sont mêlées; on passe dans une peau de chamois pour séparer l’excès du mercure, on soumet le résidu à la distillation dans une cornue dont le bec plonge dans l’eau : le mercure se volatilise et va se condenser dans ce liquide; les deux autres métaux étant fixes restent dans la partie inférieure de la cornue. On opère ensuite le départ de l’or et de l’argent parla méthode accoutumée.

I.c utcfcufc sert encore u reconnmlre et .i sepeier le pi'oloxidc de cliloi’c {^cuchtovins ds Dovy ) du clilore « duns le hiélangc de ces deux gaz; le chlore réagit sur le mercure, s’y combine, tandis que le protoxide de chlore n’ayant aucune action sur ce métal reste libre. L’opération se fait ainsi ; on expose dans une cloche sur un bain de mercure, pendant vingt-quatre heures, le mélange de ces ^eux gaz ; au bout de ce temps, la séparation est complète, on mesure le protoxide de chlore restant , et on connaît le volume du gaz absorbé, il s’emploie encore pour séparer l’excès de chlore dans l’acide chloro-cyanique liquide. (Annales de Chimie).

L’or peut servir à reconnaître la présence des oxides ou des sels de me^’cure : si l’on met dans une goutte d’acide hydro-chlorique posée sur une lame d’or un peu de sel ou d’oxide de mercure , et qu’on y trempe une petite lame d’étain, il se forme promptement un amalgame de mercure et d’or.

Le zinc est employé pour précipiter é l’état métallique le cuivre de ses dissolutions ; il réduit aussi l’argent , l’étain et le tellure. Les dissolutions métalliques que l’on veut précipiter doivent contenir un excès d’acide.

On se sert du zinc pour séparer le cuivre du nickel. Cette opération se fait en convertissant les deux métaux en ammoniure liquide, et en y plongeant un barreau de zinc, qui précipite le cuivre à l’état métallique, tandis que le nickel reste en dissolution (i)

I' Le zinc précipite aussi l’étain , l’antimoine , le tellure ,

le cadmium, l’argent, le platine; le palladium, le rho-

fi) Il reste un mélange d’ammoniurc de zinc et de nickel.

TnAlTK DKB UrA(;TIF5.

dium, l’iridium , l’or, de leurs dissolutions dansles acidcj*

Il -réduit, ii l’aide des acides, les solutions d’oxides, d’arsenic et d’osmium.

M. Arfrwedson a employé avec succès le zinc en limaille pour réduire le chlorure d’argent à l’aide de l’acide sulfurique étendu d’eau. C’est l’hydrogène qui, en se combinant au chlore, met en liberté le métal. Il suffit alors de le laver pour l’obtenir à l’état de pureté.

Le zinc sert dans les laboratoires pour produire du gaz hydrogène par la réaction de ce métal sur l’eau à l’aide de l’acide sulfurique étendu. Les phénomènes qui se présentent dans ce cas, sont les mêmes que ceux qu’on observe en plaçant le fer dans les mêmes circonstances. (^Voyez^Gv.)

On obtient du zinc, en le mettant en contact avec le cuivre, une action galvanique, que l’on favorise ordinairement par un bain d’eau salée ou acidulée. C’est sur celte propriété qu’est fondée l’application faite par Volta pour ses expériences galvaniques du'/jff/)/cr argenté, qu’on prépare en Allemagne avec le zinc et l’étain.

'Voa'ide de calcium (chaux vive) est employé à cet état pour, absorder les vapeurs contenues dans l’air ou d’autres gaz. L’oxide de calcium hydrate est employé comme le lait de chaux pour absorber le gaz hydi’ogène sulfuré qui se dégage en grande quantité pendant la distillation du charbon de terre, dans l’opération qui a pour but d’obtenir le gaz employé à l’éclairage. On réduit l’oxide à l’état d’hydrate pulvérulent, en le laissant exposé pendant quelque temps à l’air, après l’avoir trempé dans l’eau ; il prend alors le nom de chaux délitée; il est d’un emploi beaucoup plus commode que le lait de chaux, auquel on

TRAITÉ DES REACTIFS. 101

l'H substitue y il est tl ciillcurs utile encotc tipies (jiie sou pouvoir absorbant pour le gaz hydrogène sulfuré a cessé : on le répand alors sur les terres pour activer la végétation. Le lait de chaux, au contraire, après avoir servi, non-seulement était inutile, mais encore on était obligé de le transporter à grands frais à des distances éloignées, parce que ses efl’els délétères étaient tels, que des fabriques de gat-light (gaz pour l’éclairage), en Angleterre , qui faisaient couler à la rivière ce mélange liquide, saturé d’acide hydro-sulfurique, furent la cause de la destruction d’une quantité considérable de poissons; cet effet morbifique se prolongeait à de très-grandes distances ,et.On eut la crainte que les hommes ne courussent les mêmes dangers-.

Dans les laboratoires, on prépare l’hydrate d’oxide de calcium, en faisant chauffer assez fortement la chaux, délayée dansl’eauen une bouillie épaisse, jusqu’à ce qu’ella soit pulvérulente et sèche en apparence.

L’oxide de calcium , délayé dans l’eau à l’état de lait de chaux, a été appliqué avtc économie par M. Heni’y fils, pour séparer les alcalis du quinquina (quinine et cinchonine) de leurs dissolutions dans les acides.

On peut employer la chaux pour dégager l’ammoniaque de ses diverses combinaisons, et reconnaître sa présence dans beaucoup de substances ; il suffit de mettre dans le mélange un excès de chaux, elle s’empare de 1 acide et met à nu l’ammoniaque qui est reconnaissable par son odeur. Si le dégagement était peu considérable, on le démontrerait en exposant au-dessus du mélange un tube trempé dans l’acide nitrique ou muriatique faible ; ces acides produ.sent à leur contact avec le gaz ammo-

lf)*ï

niac des Tapeurs blanchûlrcs. On peut encore s’apercevoir de la présence de ce gaz au moyen d’un papier de dalhia , de mauve , ou de tournesol mouillés, dont la couleur passe du bleu au vert presqu’ù l’instant. {Voyez Teintures végétales).

L’oxide de magnésiujn ( magnésie caustique) , a été employé depuis quelques années avec le plus grand succès pour saturer les acides combinés avec les alcalis végétaux, elles précipiter de leurs dissolutions. Nous en citerons un exemple dans l’extraction de la morphine ( une des matières alcalines de l’opium ). On fait bouillir quelques instans avec de la magnésie calcinée la solution aqueuse concentrée de l’extrait acide qui contient cet alcali végétal; on laisse refroidir la liqueur, on la jette sur un filtre , et, après que le précipité a été bien égoutté , on le lave par des additions successives de petites quantités d’eau froide, afin d’enlever le plus possible de matière colorante, et on le traite alors par l’alcool le plus pur possible, (c’est-à-dire qui s’approche le plus de l’état anhydre). Ce liquide dissoutla morphine restée dans le précipité, et il suffit de l’évaporer pour l’obtenir, soit cristallisée soit à l’état pulvérulent(Robiquet]).Ccprocédé, àquelques modifications près, est le même que celui employé par M. Boulay pour obtenir la picrotoxine ( alcali du ménispermumcocculus) ; par MM. Pelletier et Caventou, pour, séparer la strychnine de la noix vomique,lavératrine de la cévadille, la brucine de l’écorce de la fausse angusture; la quinine et 'la cinchonine des écorces des quinquinas (i).

(i) Lb principe actif du quinquina est dû .à des alcalis de

io5

C*est encore au moyeo de la magnésie que M1\I. Lassaigne etFeneuille oblinrcnt l’alcali dustaphisaigre. (Delphine).

La magnésie peut être employée comme contrepoison de beaucoup d’acides : son effets dans ce casj est plus eflicaee k l’état caustique , qu’à celui de carbonate , et l’on évite le dégagement d’acide carbonique qui peut fatiguer le malade.

La magnésie peut être employée ( selon M. Peschicr de Genève) pour reconnaître dans les sucs et les décoctions de différentes plantes, la potasse qui est combinée avec des acides végétaux. On agite, ou mieux encore on fait bouillir le suc ou la décoction avec la magnésie. Cette base sature l’excès d’acide libre, et s’empare d’une partie de celui qui est combiné. Il reste donc dans la liqueur une petite quantité de potasse libre , dont il est facile de constater la présence.

La magnésie mêlée avec la solution de salep chaude produit une gelée. Cet effet n’a pas lieu avec l’amidon.

On peut l’employer pour reconnaître dans les sucs des ■végétaux, les infusions, décoctions, etc. , la présence de l’ammoniaque qui s’y trouve à l’état libre ou combiné. Si cet alcali forme un sel, la magnésie en s’emparant •

n.-iturc vcgctnlo.M Gomèsest le premier qui aitobtenu du quinquina CCS .ilealissans reconnaître leurs caractères. C’est à MM.La- Lillardlèrc , Pelletier ci Cavcntou , que l’on doit la connaissance de CCS nouveaux alcalis, dont les caractères bien tranches ne permettent plus de douter de leur existence.

tnAITÉ DES RÉACTIFS.

(le l’acide met à nu, l’aininoniaque que l’on peut reconnaître par les moyens que nous avons indiqués»

Solution d’oxide de barium (solution debaryle). Celle solution est un bon réactif pour faire reconnaître la présence de l’acide sulfurique, soit libre, soit combiné : le jdiénomène distinctif que présente la solution de ba- ' ryle, en se combinant avec cet acide, et le séparant de toutes ses combinaisons , consiste à produire un sulfate insoluble dans l’eau et dans l’acide nitrique concentré. Ce sulfate traité par le quart de son poids de charbon, ù une température très-élevée (rouge cerise), donne un sulfure qui, délayé dans l’eau et traité par l’acide hydrocblorique ou nitrique, laisse dégager de l’acide hydrosulfurique, et donne des sels faciles à distinguer (nitrate ou hydro-chlorate de baryte). Quand l’eau de bar}"te, versée dans une liqueur, donne un précipité qui présente tou.s ces caractères , elle indique la présence de l’acide sulfurique ou d’un sulfate; si c’est un sulfate lechimiste, par d’autres réactifs, s’assure qu’elle est la base de ce sel.

Le sulfate de baryte contient sur loo parties, acide. , . . « 34,38, ou 33, 9. )

, ^ t cquivalens chimiques;

harjte . . : . 65,02, — 65, t. ) ' *

Jl résulte de li que l’on peut déduire immédiatement la

quantité d’acide sulfurique contenu dans le liquide essa^’é

du poids du précipité obtenu.

Ce réactif est susceptible de produire dos effets sensibles dans un liquide qui ne contient que o,ooo5 d’acidc sulfurique.

L’eau de baryte est employée pour reconnaître la présence de l’acide carbonique qui la précipite en blanc. Le

TRAITÉ DES RÉACTIFS. lo5

sel qui donne lieu à celte précipitation, carbonate de baryte, est blanc, pesant; il sc dissout dans l’acide nitrique avec cfiervcscence , et produit du nitrate de baryte , qu’oii obtient, cristallisé en octaèdres, en faisant évaporer la solution. Cent parties de carbonate de baryte sontcom-

posécs :

d’acide carbonique.' ; : 7 . r 22. baryte 78.

Ou se sert encore de ce réactif pour séparer la strontiane d’une solution de baryte et de strontiane : à cet effet, on verse de la baryte dans cette solution jusqu’à ce qu’il ne se forme plus de précipité par l’addition d’une nouvelle quantité de ce réactif; la baryte s’empare de l’acide qui était uni à la strontiane; la strontiane, séparée do son acide se précipite. Ce moyen n’est pas d’une grande exactitude ; nous avons cru cependant devoir l’indiquer.

L’eau de baryte peut servir à faire reconnaître, faute d’autres réactifs, les solutions d’or : elle en précipite le métal à l’état d’oxide; le précipité obtenu a une couleur jaune ; exposé à l’air, il devient brun ; soumis à l’action de la chaleur , il laisse dégager une certaine quantité d’oxigéne, acquiert la couleur brillante , particulière à l’or, et qui fait distinguer ce métal.

On l’emploie encore pour déterminer les proportions d’acide carbonique contenues dans l’air atmosphérique: à cet effet, on fait le vide dans un ballon d’une capacité déterminée, dans lequel on a introduit préalablement une petite quantité d’eau de baryte; on le remplit avec de l’air qu’on examine, et l’on agite fortement, afin que celte solution soit mise en contact avec toutes lesparlies.de

l’air du hnllon : on opère alors le vide de nouveau, et l’on remplit d’uae nouvelle quantité d’air; on agite en-r core, etc. On répète cette opération vingt fois de suite , pour agir sur un volume d’air qui puisse donner un résultat sensible. On recueille avec soin le précipité formé dans l’eau de baryte, et son poids, après qu’il a été desséché, donne directement celui de l’acide carbonique qui était dans toute la masse d’air passée dans le ballon par portions successives sous une pression , et à une température déterminées d’avance.

Le même procédé est appliqué à reconnaître la quantité d’acide carbonique contenu dans l’air expiré des poumons, l’acide carbonique y étant en proportions beaucoup plus grandes, on peut l’apprécier sans agir sur des volumes aussi considérables de gaz expiré. Il faut, toutefois avoir le soin de faire chauffer jusques à l’ébullition, le liquide dans lequel se trouve le précipité, sans quoi il retiendrait en solution une petite quantité de carbonate de baryte. ,

Solation cC oxide destrontium (ou destrontiane). Cette solution aqueuse peut être employée comme la précé-» dente, pour démontrer la présence des acides sulfurique et carbonique libres , et celles des sulfates et carbonates solubles ; mais les sels qu’elle forme avec ces acides sont plus solubles que ceux formés avec la baryte, et par conséquent l’emploi de ce réactif produit des résultats moins exacts. Les sels de ces deux oxides ont quelque ressemblance, ils peuvent pourtant être distingués : ils se décomposent tous deqx par l’action de la chaleur à l’aide du charbon, et donnent lieu à des sulfures; mais le sulfure de strontium , traité par l’acide muriatique,

traité des réactifs. 107

donne naissance à un sel qui dissous dans l’alcool , colore la flamme de ce liquide en pourpre, tandis que le sel Ibrmé par la réaction de l’acide muriatique sur l’oxide de barium , colore cette flamme en jaune.

On obtient les mêmes phénomènes en traitant les sulfates de baryte etdestrontiane au chalumeau : le premier donne à la flamme une couleur jaune , tandis que le second lui communique une couleur purpurine.

l.es propo rtions des sels obtenus de la combinaison de l’hydrate d’oxide de strontium, avec les acides sulrurique et carbonique étant déterminées , on peut, du poids de ces sels connus, déduire immédiatement les quantités d’acides contenus dans les liquides que l’on a examinés au moyen de ce réactif. ^

Cent parties de carbonate de strontiane contiennent.

selon Klaproth, >

acide 3o,5o, 0028,6 / , .

. f équivalenschîmiqaes.

stroalianc . . 69,50, ~ 71,4 ï ^

Cent parties de sulfate présentent , d’après M. Vau» quelin ,

46 d’acide ou 42,25 \

54 de strontianr. . 67,75 } chimiques.

Solation d’oxide de calcium (eau de chaux). Ce réactif est souvent employé , comme les précédentes solutions, pour démontrer la présence de l’acide carbonique; mais le sel qu’il forme avec cet acide étant plus soluble que celui obtenu par la baryte, il en résulte que ce réactif est moins sensible que l’eau de baryj:e. On s’assure qu’un liquide contient de l’acide carbonique, à l’aide de 1 eau de chaux, en l’employant de la même manière que 1 eau de baryte; on ajoute de ce réactif jusqu’à ce que le

Ï08 TRAITÉ DBS RÉACTIFS.

liquide essayé ne donne plus de précipité, et que la Kqneur soit légèrement alcaline; on laisse déposer, on recueille le précipité sur un fdtre, on le lave, on le fait sécher, et on le pose.' L’eau de chaux peut à la vérité, précipiter aussi l’alumine et la magnésie de leurs solutions, mais on ne saurait confondre ces précipités avec le carbonate de chaux : il est blanc, décomposable par la chaleur, en oxide de calcium. Soluble avec effervescence et dégagement d’acide carbonique, dans un excès d’acide hydro-chlorique affaibli ; cette solution est précipitée par l’oxalate d’ammoniaque ; et le précipité eSt sous forme pulvérulente, il donne par la calcination, suivant le degré de chaleur du carbonate ou de l’oxide de calcium. Cent parties de carbonate de chaux doivent perdre par J|p chaleur, 43j2; la composition de ce sel étant sur 100 parties.

chaux 56,8, 56 \

L’eau de chaux est mise en usage pour reconnaître le perclîlorure de mercure , qu’elle précipite sous forme pulvérulente jaune-orangé ou rouge-brique; ( ce moyen est employé pour la préparation de l’eau phadégénique). Si l’on chauffe ce précipité, le mercure se volatilise, et si l’on reçoit cette vapeur sur une lame de cuivre, elle s’y condense et lui donne une couleur blanche mate qui, par le frottement, acquiert le blanc métallique du mercure.

L’eau de chaux peut servir à s'assurer si une solution de potassé" ou de soude caustique contient encore de l’acide carbonique; une petite quantité de ce réactif ajoutée à ces solutions donne lieu à un précipité

traité btîs réactif?. 109

blanc qui trouble la liqueur , s’il reste quelque portion de cet acide combiné avec ces bases 5 au contraire ^ la solution reste claire si elles n’en contiennent pas, à moins que les solutions alcalines ne soient trop concentrées; alors la chaux ne pouvant rester en solution dans les solutions de soude ou dépotasse concentrées se précipite. Quand on fait des expériences avec de l’eau de chaux pour reconnaître la présence del’acide carbonique, il faut mettre un excès de ce réactif; le carbonate de chaux étant soluble dans un excès de son acide, ne serait pas i entièrement précipité sans cette précaution : on pourrait i à la vérité, par l’action de la chaleur, enlever l’excès I d’acide; mais si l’on voulait connaître la quantité exacte d’acide carbonique contenu dans un liquide, on ne pourrait employer ce moyen , puisqu’il se serait perdu une partie de cet acide. Dans tous les cas, il est nécessaire de faire bouillir la solution pour opérer la précipitation •complète du carbonate formé.

Quand on emploie l'eau de chaux pour reconnaître la I présence de petites quantités d’acide carbonique, il faut avoir le soin de saturer celte eau avec un pende carbonate ! calcaire ; car suivant Welter, l’eau de chaux ayant la pro- ^ priété de dissoudre un peu de carbonate, si l’on n’avait ; pas celte précaution et que laquantitéd’acido carbonique I fut très-petite , on pourrait peut être ne pas s’apercevoir I de sa présence. Pour confirmer la vérité de ce fait, il faut soufler avec un tube dans de l’eau de chaux , de manière à ne lorraer qu’un léger précipité dû à la formation du caibonate de chaux, mais qui disparaît par sa solution dans 1 eau de chaux. Le carbonate de chaux laissé en sus-

pension dans l’eau, perd une partie de son volume , devient grenu , s’attache même aux parois du vase.

L’eau de chaux sert à faire reconnaître la présence de l’acide phosphorique et des phosphates, elle donne avec l’acide phosphorique un précipité de phosphate de chaux, qui diffère du carbonate en ce qu’il est floconneux, demi transparent, et ne devient jamais grenu, comme le fait le carbonate. Ce précipité est soluble dans les acides nitrique et bydro-chlorique sans effervescence; recueilli sur un filtre, lavé et séché, il est indécomposable par l’action de la chaleur; et par un feu très-violent, il se fond et se change en émail blanc. Ce sel est composé sur loo parties

d’acide phosphorique. . 45, ou 5o )

d’oxidede calcium. . . 55 , - 5o j ^ '

On emploie l’eau de chaux pour précipiter le nitrate d’argent, et pour former un oxide brun qui sert à préparer l’une des variétés d’argent fulminant.

L’eau de chaux est employée pour reconnaître l’acide oxalique et les oxalates qui la précipitent. Le précipité qu’on obtient est grenu, soluble dans l’acide nitrique et dans l’acide muriatique sans effervescence, susceptible d’être converti en carbonate ou en oxide de calcium par la chaleur. Il est composé de

5i,io’

. chaux, ou ) . • . •

‘de — 56 '>5 j cquivalcns chimiques.

Solation d’oxi'de de potassium (solution aqueuse dépotasse caustique à l’alcool). Cette solution précipite presque tous les oxides métalliques, deleurs dissolutions. Les précipités qu’on obtient (oxides hydratés), étant diversement colorés, et jouissant de propriétés différentes,

traité des réactifs.

peuvent servir à indiquer le métal auquel ils appartiennent; le tableau suivant présente la couleur de ces précipités ;

Oxide de ongncsiiim . , , .

de zirennium

d’aluminium

de nirkel

j — de fer proloxidé

I deperoxidede fer. . . .

I (r)d’or.

'• d’urane

■ de manganèse

’i debismulli. ......

I — dérobait

i ^ de proroxlde de mercure .

ï dedeutoxide. . . . . .

blanc.

blanc-grisâlre.

blanc demi transparent.

vert-pomme.

vert.

rouge.

rougeâtre.

vert-jaunâtre.

blanc rose.

blanc.

bleu tirant au vert.

noir.

jaune.

i La potasse liquide sert à séparer l’oxide d’aluminium i de l’oxide de l'er. Les deux oxides encore humides (obj tenus en précipitant une dissolution d’alumine et de fer I par l’ammoniaque) , sont traités par une solution de po- I tasse caustique en excès à l’aide delà chaleur (àlatemj pérature de l’ébullition ) ; l’alumine seule se dissout dans : cet alcali ; l’oxide de fer, séparé par la filtration reste sur

' le filtre, et après l’avoir lavé et séché complètement, on ' en reconnaît le poids.

On précipite ensuite l’alumine de sa dissolution dans I la potasse par l’hydro-chloralc d’ammoniaque : l’acide I hydfo-chlorique sc porte sur la potasse , la sature;

i 1 oxide d’aluminium, qui était tenu en solution par cet

(i) En soumettant cet oxide h l’action de la chaleur, il s’oxide pardegrê davantage et passe par plusieurs nuances décoloration, jus(]u’uu brun-marron,

alcali devenu libre, se précipite; on le recueille sur un filtre; on le lave à grande eau ; on lofait sécher, on le calcine et on le pèse.

On emploie encore l’hydrate d’oxide de potassium pour reconnaître la présence d’un ou de plusieurs sels à base d’ammoniacpie dans un liquide ; à cet effet, on y verse de ce réactif, et l’on agite. Si cette solution contient des sels ammoniacaux, il se dégage une odeur sensible d’ammoniaque : dans cette opération la potasse s’empare de l’acide combiné à l’alcali , le met à nu ; l’iunmoniaque qui est volatil se dégage. Si la quantité d’alcali volatil dégagée était très petite , et que son odeur ne fut pas sensible , on pourrait s’assurer de sa préseï"^ en i:qettant au-dessus de la surface du liquide un bouchon ou tube de verre trempé dans de l’acide nitrique faible : cet acide donne lieu à la formation de vapeurs blanches, par sa combinaison avec le gaz ammoniac qui se dégagé. On reconnaît ensuite par d’autres réactifs quel est 1 acide, ou quels sont les acides combinés à cet alcali.

M. Lassaigne a trouvé un moyen plus certain de reconnaître des traces d’ammoniaque. A cet effet, il plonge l’extrémité d’un tube creux dans une solution concentrée de chlorure de platine; il enlève avec du papier joseph l’excès de cette solution qui forme goutte à l’extrémité du tube, et plonge le tube, ainsi légèrement imprégné, dans l’espace soupçonné contenir quelques parties de gaz ammoniac. Dans le cas où ce gaz y existe , la partie du tube mouillée devient opaque et jaune par la formation du muriate de platine et d’ammoniaque. On observe de plus

quelques vapeurs blanches autour du tube.

Ce réactif est usité pour reconnaître la présence et

TRAIïî: DES RÉACTIFS. >

l'üciJe niti’icjuc. Ou suture pur lu potusse lu lic|ueur qu ou suppose conleuircet acide, et l’on évaporé ; quand celle dissolution est très -rapprochée, on y trempe un morceau de papier que l’on retire et que 1 on lait secherj on allume le papier sec; si la liqueur contient de l’acide nitrique saturé par la potasse, ce papier doit brûler avec scintillation, ce qui n’a pas lien si la liqueur n’en contient pas : si l’on avait remarque pendant la combustion du papier des scintillations sensibles, il serait convenable , pour plus de sûreté, d’évaporer la liqueur, d’y mêler de la limaille de cuivre du de fer, et de la traiter par l’acide sulfurique , qui dégage de l’acide nitreux , reconnaissable à sa couleur et à son odeur.

Cesprécautions sont nécessaires pour démontrer que la scintillation du papier imprégné du résidu , lorsqu’on l’expose à la flamme, n’est pas due à du chlorate de potasse. Ce sel offre le même phénomène par la combustion , mais donne des vapeurs qu’on reconnaît facilement à leur odeur de chlore.

On peut encore employer la potasse liquide pour reconnaître la coloration artificielle des vins; elle donne avec ces liquides différens précipités suivant les matières colorantes employées.

Avec le principe naturel du vin , un

précipite vert.

Avec le principe colorant des baies

d’yèblc violâtre.

Avec le pr. du bois d’Inde .... rouge-violacé

des baies deMures . . . violâjrc.

— du bois de FcrnarnLouc . rouge.

ï>4 TI\AIïÉ DES nÉAOTIFS.

Avec le pr. de la betttTave ronge,

du tournesol en drapeaux, violet elair<

du troënc violet tirant sur le bleu.

L’intensité de ces précipités varie dans diverses circonstances ; mais en général, ils présententles colorations que nous désignons icL

TRAITÉ DES REACTIFS.