CHAPITRE Y

chlorique. L’eau de lavage ayant été évaporée, le résidu fut introduit avec un fragment de chaux vive dans un tube de verre fermé par une extrémité. Le mélange, humecté et chauffé légèrement, laissa dégager de l’ammoniaque.

On a cité encore quelques exemples de la présence de l’ammoniaque dans les minéraux, entre autres dans certaines substances argileuses, mais nous pensons en avoir dit assez pour montrer qu’elle se forme dans un grand nombre d’actions lentes, et principalement dans celles ou les courants électriques prêtent un puissant appui aux affinités.

11 18. On prouve encore la formation spontanée de l’ammoniaque de la manière suivante :

On prend des lames polies de fer, de zinc, de plomb et d’étain, sur lesquelles 011 verse une couche très-mince d’eau distillée, et l’on applique dessus des bandes de pa*^ pier de eurcuma. Une demi - heure après, la couleur jaune passe au rouge dans quelques points, puis s’étend. La couleur rouge disparaît au feu. Si l’on remplace les bandes de papier de curcuma par du papier joseph et qu’au bout de 1 2 heures 011 les expose à l’action de la chaleur dans un tube au haut duquel on a mis du papier à réactif humide, on a aussitôt la réaction alcaline.

U est prouvé par la qu’il y a formation d’ammoniaque toutes les fois qu’un métal facilement oxidable se trouve en contact avec l’eau et l’air.

1 1 19. Lorsqu’on répand une dissolution de sulfate de potasse sur une lame de fer, on obtient des effets électro-chimiques qui conduisent à des résultats analogues. L’oxidation du fer commence aussitôt, le métal prend 1 électricité négative et la solution l’électricité positive; quelques parties de la surface se recouvrent d’oxide, il en résulte de petits couples voltaïques formés de fer, d’oxide et d’eau ; le métal est le pôle positif et son oxide le pôle négatif. Dès lors celui-ci doit attirer l’hydrogène de Y eau qui se combine avec l’azote de l’air dissous dans l’eau ; cette opération doit marcher d’autant plus vite

88 FORMATION SPONTANÉE I)E l/ AMMONIAQUE.

qu’il y a plus d’oxide de forme. L’action voltaïque exerce encore son action sur le sulfate de potasse pour opérer sa décomposition; la potasse qui est mise à nu se combine avec l’acide carbonique de l’air, tandis que l’acide sulfurique forme avec l’oxide de fer un sous-proto-sulfate de fer, lequel se combine avec le sulfate de potasse. Cette combinaison se décompose peu à peu , à mesure que le métal passe à un état supérieur d’oxidation. L’expérience marche plus rapidement quand on opère avec de la limaille de fer, que l’on humecte de temps à autre. La dissolution acquiert alors promptement la faculté de rougir la couleur du curcuma, et l’on n’y reconnaît alors aucune trace de fer, ce qui dénote que la combinaison du sous-sulfate de fer avec le sulfate de potasse est insoluble; dans ces diverses réactions il se produit également de l’ammoniaque.

1120. Peut-on employer ce procédé en grand, pour décomposer les sulfates de potasse et de soude et obtenir ainsi les carbonates de ces deux bases? Voici l’expérience qui a été faite à cet égard : sur une plaque de tôle, de deux décimètres de côté, nous avons mis huit décagrammes de limaille de fer et 3 grammes de sulfate de potasse, avec suffisamment d’eau distillée pour humecter toute la masse, qui a été tenue constamment humide ; 6 jours après on a lavé, à quatre reprises différentes, la plaque et la limaille, puis l’on a filtré et évaporé ; le résidu salin pesait 2gr i5; traité avec le chlorure de barium, pour en précipiter tout l’acide sulfurique, on a eu 2gr i 5 de sulfate de baryte, qui représentent 0,74 d’acide sulfurique. Cette quantité correspond à igr6o de sulfate de potasse; en retranchant ce nombre de 2gr 1 5, il reste o,Ô5 de carbonate de potasse, qui provient de la décomposition de 0,70 de sulfate de potasse. Ainsi, dans l’espace de 6 jours environ , un quart de sulfate de potasse a été décomposé; on n’a retrouvé que 2gr i5 de salin que parce qu’une partie du double sulfate qui est restée sur le filtre n’est décomposée que par de nombreux lavages.