CHLORURE DE BORE
§ 23. — Chlorure de bore. BC13= i 17,5.
Poids du litre à o° et om,76o : 5s, 28.
Point d’ébullition : 4-18°, 3, à om,76o.
Analyse spectrale sous la pression ora,76o.
Gouge .
Raie large .
Verte .
5445 ü (Cl)
5426!!! (Cl)
5388!! (Cl)
Larges raies .
. ^219 ( Cl)
Raies larges .
. 5io4 lî (Cl)
5074 ü (Cl)
5oo5 à 5oio (Az)
Raie peu nette .
. 4920 (Cl)
4900 (Cl)
Violettes .
. 4826 (Cl)
4811 ( Cl )
4798 (Cl)
Gaz incolore, fumant, suffocant.
L’eau le décompose en acides borique et chlorhydrique. De même les alcalis, et l’on peut constater ensuite les caractères ordinaires de ces deux acides et de leurs sels.
La chaleur, la lumière et l’étincelle électrique sont sans action.
N’attaque pas le mercure. Ni oxydant ni réducteur, aux températures ordinaires.
Les métaux alcalins le détruisent au rouge.
Dosage. — Par les alcalis.
monographies.
§ î2i. — Fluorure ok bore. HF3 = 68.
Poids du lilre à o° et om, 760 : 3g,o6.
Point d’ébullition : — foi0.
Analyse spectrale sous la pression om, 760.
Rouges
Large
Jaune. .
Bandes
2 bandes vertes milieu .
Bande bleue .
Large raie .
Baies violettes peu nettes, larges.
532 1 ( Pt)
5oô3 5o44 5 00 3
Elles sont suivies d’une série de bandes violettes.
Gaz incolore, suffocant. Très fumant à l’air.
ivo1 d’eau dissout 8oov°l de ce gaz à la température ordinaire, en le décomposant en acides borique et hydrofluoborique. Les alcalis l’absorbent. Il s’unit au gaz ammoniac.
Rappelons que l’acide borique, obtenu par l’action de l’eau, colore en vert la flamme de l’alcool métbylique et celle de l’alcool éthylique.
Le fluorure de bore détermine la formation de l’eau aux dépens des composés organiques, tels que le papier, qu’il carbonise aussitôt.
La chaleur, la lumière ei l’étincelle électrique sont sans action.
FLUORURE l)F, BORE.
L’hydrogène, avec le concours de l’étincelle, le décompose, en précipitant du bore et en formant du gaz fluorhydrique que le verre absorbe.
N’attaque pas le mercure. Il n’exerce ni réactions oxydantes, ni réactions réductrices, du moins aux basses températures.
Au rouge, il est détruit par les métaux alcalins. Après sa destruction, les produits donnent à la fois les réactions des fluorures et celles de l’acide borique.
MONOGKAPHIES.
§ 25. — Fluorure de silicium. Si Fl4 = 1 04 .
Poids du litre à o° et ort,,76o : 48>68. Point d’ébullition : — 65°.
Anaylse spectrale sous la pression o‘n,76o.
Il se produit un dépôt qui gêne l’observation.
Par l’étincelle, dans des vases de verre.
Rouge . . .
Raie large
Bande bleue . .
Poids du litre : 48, 68.
Liquéfié à — 102°.
Gaz incolore, ni comburant, ni combustible; n’attaque pas le verre. Très fumant à l’air. Absorbé par l’eau, qui le décompose en acide hydrotluosilicique et silice gélatineuse. Absorbé par les alcalis. N’attaque pas le mercure.
La chaleur, la lumière et l’étincelle électrique sont sans action. Ni oxydant, ni réducteur aux températures ordinaires.
Son mélange avec l’hydrogène est décomposé par l’étincelle électrique, avec formation de silicium et de gaz lluorhydrique, que le verre absorbe.
Les métaux alcalins le détruisent au rouge.
Après sa destruction, les produits repris par l’eau donnent les réactions des fluorures : notamment l’attaque du verre, sous l’influence des acides.
6363 (Si )
5g8i (Si)
0957 (Si)
5798 (Hg?)
5o43 à 5o63(Si)
GAZ SULF1I YDRIQUE.
§ 26. — Gaz sulfhydrique. H2S = 34.
i° Données numériques. — Poids du litre à o° et om, 760 : rs,538. Analyse spectrale sous la pression om,76o.
Raies jaunes (plus nettes que celles de SO2). 5666
Raies vertes . 5342!!!
5j96 5 ioo
Raies bleues . 5o35
5oi6
Raies peu nettes . 4663
Petites bandes violettes, peu visibles . 4566
Presque toutes ces raies sont celles du soufre.
Point d’ébullition : — 73°3, à om,76o.
Solubilité (coeff.). Eau :
4,371 io° . . . 3,586
Solubilité (coeff.). Alcool :
O0... 17,89 IO°... 1 I , 99 l5n. . . 9,54 20°.. . 7, Al
20 Propriétés apparentes.
Gaz incolore, doué d’une odeur fétide
3i6 MONOGRAPHIES.
et nauséeuse. Très vénéneux. Médiocrement soluble dans l’eau. Non fumant. Stable à froid.
Acide faible, faisant passer le tournesol au rouge vineux. Soluble dans les alcalis.
Il brûle au contact d’une flamme, avec dépôt de soufre et d’eau, rendue acide par l’acide sulfureux.
3° Chaleur. — La chaleur du rouge vif le décompose en soufre et hydrogène, avec dissociation progressive.
4° Électricité. — L’étincelle électrique le décompose en soufre et hydrogène, sans changement de volume.
L’effluve produit de l’hydrogène libre et un polysulfure.
5° La lumière ordinaire est sans action.
6° Actions chimiques. — Sous l’influence de l’oxygène en excès, avec le contact d’une flamme, le gaz sulfhydrique détone, avec formation d’eau et de gaz sulfureux, mêlés d’un peu d’acide sulfurique
]V°i d’hydrogène sulfuré exige ivol,5 d’oxygène et produit ivolde gaz; sulfureux, approximativement.
Les dissolutions aqueuses d’hydrogène sulfuré, en contact avec l’air, sont décomposées lentement, avec formation d’eau et de soufre (soluble dans le sulfure de carbone). Il s’y produit en même temps un peu d’acide sulfurique.
Les agents oxydants agissent d’une manière analogue; suivant leur intensité, ils produisent du soufre et de l’acide sulfureux, ou de l’acide sulfuriq ue.
L’iode réagit sur le gaz, avec partage de l'hydrogène entre l’iode et le soufre.
L’iode dissous dans l’iodure de potassium prend l’hydrogène de l'hydrogène sulfuré et précipite le soufre. Cette réaction est employée pour doser l’hydrogène sulfuré dans les eaux minérales; ou même les sulfures, après les avoir acidifiés.
Le chlore et le brome prennent l’hydrogène et précipitent du soufre, qu’un excès du réactif change, soit en chlorure de soufre ( ou bromure),, en l’absence de l’eau; soit en acide sulfurique, en présence de ce liquide.
(JAZ SULFHYDRIQUE.
Le gaz sulfhydrique et le gaz sulfureux parfaitement secs peuvent coexister. Mais, s’il y a de l’eau, il se produit une double décomposition, avec formation de soufre et d’acides thioniques.
Les oxydes métalliques hydratés sont changés en sulfures : sulfure blanc avec l’oxyde de zinc; sulfure rose avec l’oxyde manganeux; sulfures noirs avec la plupart des oxydes métalliques. Si les oxydes sont anhydres, cette action peut ne s’exercer qu’au rouge sombre, dans une cloche courbe.
Les peroxydes absorbent l’hydrogène sulfuré, en l’oxydant en partie.
L’hydrogène sulfuré précipite en noir les solutions étendues de sulfate de cuivre, d’acétate de plomb, d’azotate d’argent. Il se forme ainsi des sulfures métalliques, que l’acide chlorhydrique très concentré décompose en sens inverse, en régénérant l’hydrogène sulfuré.
En raison de ses propriétés, l’hydrogène sulfuré noircit les teintures à hases de plomb, ainsi que le papier imbibé d’acétate de plomb. En agissant sur le nitroprussiate de soude, il développe une coloration pourpre fugitive.
L’acide sulfurique concentré décompose le gaz sulfhydrique, avec formation d’acide sulfureux et de soufre. Mais l’acide étendu est sans action.
L’acide azotique fumant enflamme le gaz sulfhydrique et produit du soufre, en partie mou, en partie insoluble dans le sulfure de carbone.
70 Dosage. — En volume, absorption par les alcalis et surtout par les solutions acidulées de sulfate de cuivre.
Titrage par l’iode, en liqueur titrée.
MONOGRAPHIES
§ 27. — Hydrogène sélénié. H2Se=8i.
Poids du litre : 3,64 à o° et om,76o.
L’analyse spectrale sous la pression om,76o n’a pu être faite, à cause de la précipitation du sélénium.
Point d’ébullition sous la pression om,76o : — 4l0>o*
Gaz incolore, nauséabond, très dangereux, parce qu’il paralyse le nerf olfactif.
Stable à froid, en l’absence de toute trace d’oxygène ou de métaux.
L’eau le dissout. Cette solution se décompose très rapidement sous l’influence de l’oxygène de l’air, en déposant du sélénium en flocons rouges.
La chaleur le décompose en éléments, avec dissociation.
L’étincelle électrique le détruit rapidement; en produisant un volume d’hydrogène égal au sien
Le gaz sélénhydrique brûle dans l’oxygène, en formant de l’eau et du sélénium; ou de l’acide sélénieux solide, suivant les proportions relatives.
Le chlore, le brome, l’iode le décomposent.
Chauffé dans une cloche courbe avec de l’étain, il régénère l’hydrogène libre et un séléniure.
Il précipite les sels métalliques, à la façon de l’hydrogène sulfuré.
Le mercure l’attaque lentement à froid.
§ 27 bis. — Hydrogène tellure. H2Te = i29.
Poids du litre : 5,84 à o° et om,76o.
Gaz incolore, odeur forte, très vénéneux.
Stable à froid; en l’absence de toute trace d’oxygène et de métaux.
L’action de la chaleur au rouge sombre le décompose en éléments avec dissociation.
Combustible avec flamme bleue et précipitation du tellure pur ou oxydé.
L’étincelle électrique le décompose en hydrogène et tellure.
Solution aqueuse incolore; la moindre trace d’air rend la liqueur violette et précipite du tellure.
Les tell urures alcalins dissous se comportent de même.
Réactions sur les sels métalliques analogues à celles de LPS.
