Éléments de chimie contenant les applications de cette science à la médecine et à la pharmacie, formulaire à l'usage des élèves en pharmacie, par P.-A. Allain,...
Allain, P.-A.
impr. de P. Dupont, 1857


A L’USAGE DES ÉLÈVES EN PHARMACIE.Paris, imp. de Paul Dupont.ÉlémentsCONTENANT
les Applications de celte Science à la Médecine et à la Pharmacie,
FormulaireA L’USAGE DES ÉLÈVES EN PHARMACIE,Par P.-A. ALLAIN,Ancien Préparateur à l’École centrale.Un fort volume in- 8°, accompagné de Planches explicatives
Prix : franco, 3 francs.
IMPRIMERIE ADMINISTRATIVE DE PAUL DUPONT,Rue de Grenelle-Saint-Honoré, n° 45.1857
But de l’ouvrage.
La Chimie devenant de plus en plus répandue, par
les services qu’elle rend à l’industrie, nous nous sommes
proposé de simplifier , autant que possible, la marche
à suivre pour commencer l’étude de cette science avec
facilité.

A cet effet, nous avons cru devoir n’admettre que la
théorie équivalente, et rejeter la théorie atomique, attendu
que c’est toujours une source de confusion pour l’élève,
VI
que de les exposer toutes les deux à la fois : d’autant plus
qu’avec les équivalents, on explique parfaitement les
phénomènes chimiques, et que dans quelques années la
théorie équivalente, en France, sera la seule acceptée.

Nous nous sommes attaché, en outre, à détailler les
formules, afin qu’elles ne laissent à l’élève aucun doute
sur les réactions qui s’opèrent dans une expérience, et
sur les résultats, prévus par la théorie, qu’on doit obtenir.


Enfin, nous avons suivi une marche, d’autant plus
facile pour l’étude, qu’après avoir fait l’histoire de deux
corps , par exemple, immédiatement après se trouve
celle des composés qu’ils forment entre eux.

MM. les élèves sauront apprécier, nous en sommes
persuadé d’avance, l’utilité d’avoir à leur disposition des
documents leur permettant de suivre tous les cours de
chimie, sans avoir besoin de prendre, comme cela a toujours
lieu, une foule de notes plus ou moins confuses,
par cela même qu’ils ne peuvent écrire aussi vite que la
VII
parole du professeur, et qui, pour la plupart du temps,
ne servent qu’à les embarrasser pour faire ensuite leurs
rédactions.

DEChimie élémentaire
D’APRÈS LES ÉQUIVALENTS

AYANT L’HYDROGÈNE POUR UNITÉ.

NOTIONS GÉNÉRALES.

La Chimie peut être définie ainsi : C’est la Science ayant
pour but l’Étude de la Composition de toutes les Matières de la
Nature.

Les Corps se présentent sous les trois États suivants : Gazeux,
Liquides, Solides.

Ils ont été divisés en deux grandes Classes, savoir :

Corps Simples ou Éléments,
Corps Composés.

Les Corps Simples ou Éléments sont ceux qui ne peuvent être
altérés qu’autant qu’on ajoute une Substance à leur propre Substance.


Les Corps Composés sont ceux formés de plusieurs Corps Simples
: ils sont donc altérés par la perte d’un ou de plusieurs de
leurs Éléments.

Deux Forces principales agissent sur la Matière : elles portent
les noms

D’Affinité,
De Cohésion.
— 2 —
L’Affinité est la Force qui agit sur des Particules de nature
différente.

La Cohésion, au contraire, s’exerce sur des Particules de même
nature.

Donnons des exemples pour bien faire comprendre le différent
mode d’agir de ces deux Forces.

Si l’on prend du Soufre et du Plomb et qu’on les combine,
il en résulte un nouveau Corps appelé Sulfure de Plomb, qui n’a
plus ni les propriétés du Soufre ni celles du Plomb. La Force qui
réunit chaque Particule de Plomb avec chaque Particule de Soufre
est l’Affinité.

Je prends un morceau de ce Sulfure de Plomb ; je le réduis en
plusieurs fragments sans nullement l’altérer. La Force qui réunissait
préalablement ces divers fragments de Sulfure de Plomb en
un seul est la Cohésion.

La Cohésion n’est point la même dans tous les Corps. Ainsi :

Elle est nulle dans les Gaz,

faible dans les Liquides
plus ou moins forte dans les Solides.

La Cohésion est d’autant plus forte dans un Corps, qu’on
éprouve plus de difficulté à séparer les diverses parties de ce
Corps. Exemple :

Il est plus facile de briser un morceau de Soufre qu’un morceau
de Fer. La Cohésion est donc plus grande dans le Fer que dans le
Soufre.

Certains Agents modifient la Cohésion : la Chaleur, par exemple.

En effet, on séparera plus facilement les diverses Particules de

Plomb, en fondant ce dernier qu’en agissant sur lui à l’état solide.

Les Corps sont formés d’une foule de petites Masses réunies par
la Cohésion: c’est entre elles que l’Affinité exerce son influence, et
que les Combinaisons Chimiques s’opèrent.
— 3 —
L’Affinité, de même que la Cohésion, éprouve aussi des Modifications.
Ainsi :

La Nature du Corps modifie l’Affinité. En voici un exemple :

Si l’on met en présence du Soufre, du Fer et du Mercure, le
Fer se combinera de préférence au Soufre. Nous ajouterons que :
Si l’on prend du Sulfure de Mercure (composé de Soufre et de
Mercure) , et si l’on vient à le chauffer avec du Fer, le Soufre
s’unira à ce dernier et abandonnera le Mercure. Le Soufre a donc
plus d’Affinité pour le Fer que pour le Mercure. Donc la Nature
du Corps modifie l’Affinité.

Si l’on met en contact du Soufre et du Plomb, la Combinaison
ne s’effectuera point si l’on agit à froid ; vient-on, par le concours
de la Chaleur, à fondre le Soufre, la Combinaison s’opère. On voit
donc, d’une part, que l’État du Corps modifie l’Affinité, puisqu’à
l’état solide, il n’y avait point de réaction ; de l’autre, que l’Affinité
est modifiée par la Chaleur, puisqu’il a fallu l’intervention
du Calorique pour déterminer la Combinaison. Nous verrons, à
mesure que nous avancerons, que d’autres Agents tels que : la
Lumière, l’Électricité, etc., influent également sur l’Affinité.

lies Combinaisons Chimiques.

Dans toute Combinaison Chimique, il y a développement de
Chaleur, d’Electricité, quelquefois de Lumière.

Les Combinaisons Chimiques sont soumises à des règles invariables.
Ainsi :

Les Corps se combinent en Proportions Définies.
Prenons, d’une part :

36 grammes de Chlore et 1 gramme d’Hydrogène, et nous
obtiendrons 37 grammes d’un composé appelé Acide Chlorhydrique.
D’autre part :

Si l’on met en contact 36 grammes de Chlore avec 3 grammes

d’Hydrogène, les 36 grammes de Chlore ne prendront jamais que
1 gramme d’Hydrogène : les 2 autres grammes: de ce dernier
n’entreront nullement en Combinaison : ils resteront seulement
mélangés à l’Acide Chlorhydrique formé ; l’addition d’Eau enlèvera
cet Acide, sans toucher aux 2 grammes d’Hydrogène en
excès.

Ces deux exemples prouvent donc :

Que les Combinaisons ont lieu en Proportions Déterminées ;
et de plus : Que le Poids d’un Composé égale toujours le Poids des
Composants.

Les Combinaisons des Corps Composés suivent la même règle
que celles des Corps Simples. Il résulte de là : Que, puisque le
Poids d’un Corps Composé est toujours égal au poids des Composants,
décomposant un Corps et recueillant les Produits de la Décomposition
de ce dernier, la somme de ces produits égalera le
Poids primitif de la Substance décomposée.

De là, se trouve déduit ce Principe Fondamental de la Chimie,
que:

Rien ne se crée !
Rien ne se perd !

Ainsi : Des Corps s’associent, d’Autres se désunissent ; mais
jamais une Substance ne se résout à rien.

L’Association et la Dissociation des Corps se fait toujours dans
des Rapports Constants. Ainsi :

8 grammes d’Oxigène s’uniront toujours avec :

1 gramme d’Hydrogène,
16 grammes de Soufre,
104 d° de Plomb,
108 d° d’Argent.

— 5 —

De même :

40 grammes de Potassium seront toujours remplacés par :
20 grammes de Calcium,
34 d° de Zinc.

Enfin :

24 grammes de Sodium déplaceront toujours :
1 gramme d’Hydrogène,
34 grammes de Zinc,
27 d° de Fer.

Les Corps Simples ou Composés se déplacent et se remplacent
donc toujours dans des Rapports Définis : aussi, tous les Phénomènes
Chimiques sont-ils soumis à cette règle qui est invariable.

Un Corps combiné en plusieurs proportions avec un Autre,
l’un étant pris pour Unité, l’autre est toujours un Multiple du
premier. En voici plusieurs exemples :

104 gr. de Plomb 8 gr. d’Oxigène =112 gr. de Mon-Oxide
de Plomb Pb,0.

104 gr. de Plomb 16 gr. d’Oxigène=120 gr. de BiOxide
de Plomb Pb,

16 gr. de Soufre 16 gr. d’Oxigène=32 gr. d’Acide
Sulfureux

16 gr. de Soufre 24 gr. d’Oxigène=40 gr. d’Acide
Sulfurique

Les nombres 16, 24 sont, en effet, des multiples par 2, 3, du
nombre 8, représentant la quantité d’Oxigène.

Des Équivalents Chimiques.

Les Corps doivent toujours être représentés en Équivalents !

L’Équivalent d’un Corps, X par exemple, est le poids qu’il faut
de ce dernier, pour s’unir au poids d’un autre Corps Y, ou pour
déplacer le poids de cet autre Corps Y, d’un de ses Composés.

Prenons, par exemple :

Un Corps renfermant 8 grammes d’Oxigène et 108 grammes
d’Argent.

Il faudra employer 1 gramme d’Hydrogène pour déplacer les
108 grammes d’Argent. Ce poids d’Hydrogène, employé pour déplacer
l’Argent, sera juste la quantité d’Hydrogène pouvant
s’unir aux 8 grammes d’Oxigène préalablement combinés aux 108
grammes d’Argent. L’Hydrogène s’est donc substitué à ce dernier
 ; mais, pour que la Substitution soit complète, il faut toujours
1 gramme d’Hydrogène pour 108, grammes d’Argent.

L’Équivalent de l’Hydrogène étant donc représenté par 1, celui
de l’Argent sera 108. Mais, 1 gramme d’Hydrogène déplace
108 grammes d’Argent et s’unit à 8 grammes d’Oxigène ; le nombre
108 étant l’Équivalent de l’Argent, 8 sera celui de l’Oxigène.

En effet : Prenons 9 grammes d’Eau, formés de 8 grammes
d’Oxigène et de 1 gramme d’Hydrogène, mettons cette quantité
d’Eau avec 36 grammes de Chlore ; ce dernier prendra le gramme
d’Hydrogène qui s’y trouve et se substituera aux 8 grammes d’Oxigène
qui étaient unis à l’Hydrogène.

Nous voyons donc que :

L’Equivalent de l’Hydrogène étant 1

L’Équivalent de l’Argent est 108

Celui de l’Oxigène 8

d° du Chlore 36
— 7 —
Il en est de même des Corps Composés :

48 est l’Équivalent de la Potasse,
116 d° de l’Oxide d’Argent,

40 d° de l’Acide Sulfurique.

Attendu que : 48 grammes de Potasse peuvent déplacer 116
grammes d’Oxide d’Argent, et s’unir à 40 grammes d’Acide
Sulfurique, par exemple, auxquels les 116 grammes d’Oxide
d’Argent étaient combinés.

Pour avoir les Équivalents des Corps Composés, il a donc fallu
connaître ceux des Corps Simples. Pour obtenir ceux de ces derniers,
on a dû en admettre Un, pour Point de Comparaison.

Quelques Chimistes ont pris l’Oxigène pour 100, et ont ramené
tous les autres Équivalents à ce nombre 100.

M. Dumas a préféré dernièrement, pour Terme de Comparaison,
l’Hydrogène représenté par l’Unité. Nous allons donner ici
la liste des Corps Simples connus, en mettant en présence de
chaque Élément, son Équivalent, l’Oxigène étant représenté
par 100, et l’Équivalent de chaque Élément, comparativement à
l’Hydrogène, ce dernier ayant pour Équivalent le nombre 1.
LISTE DES ÉLÉMENTS,
ÉQUIVALENTS, ÉQUIVALENTS,
KOMS DES CORPS SIMPLES. l’Hydrogène étant pris l’Oxigèno étantreprépourUnité. sente parlOO.
Hydrogène 1 12.50

Oxigène 8 100. »

Bore H 137.50

Silicium 22 275. »

Carbone 6 75. »

Phosphore 32 400. »

Azote 14 175. »

Arsenic 76 950. »

Soufre…….. 16 200. »

Sélénium 40 500. »

Tellure 64 800. »

Fluor… 18 225. »

Chlore.. 36 450. »

Brome…. 78 975. »

Iode 126 1575. »

Potassium 40 500. »

Sodium 24 300. »

Lithium 6 75. »

Barium 68 850. »

Strontium 44 550. »

Calcium 20 250. »

Magnésium 12 150. »

Thorinium (1) 60 750. »

Zirconium 68 850. »

Glucinium…. 26 325. »

Yttrium 32 400. »
(1) Thorinium, appelé aussi Thorium.S ' " ~ ÉQUIVALENTS, ÉQUIVALENTS,
S NOMS DES CORPS SIMPLES. l’Hydrogène étant pris l’Oxigèno étant reprépourUnité. sente par 100.
Aluminium 14 175. »

Manganèse 28 350. »

Fer 27 337.50

Cérium 46 575. »

Uranium (1) 60 750. »

Nickel 30 375. »

Cobalt… 30 375. »

Zinc 34 '425. » .

Cadmium 56 700. »

- Cuivre 32 400. »

Plomb 104 1300. »

Étain 58 725. » .

Molybdène 48 600. »

Tungstène 96 1200. »

Chrome 28 350. »

Antimoine 128 1600. »

Titane 24 300. »

Tantale (2) …. 92 1130. »

Vanadium 68 850. »

Bismuth 108 1350. »

Mercure 100 1250. »

Argent. 108 1350. »

Or 100 1250. »

Platine 98 1225. »

, Iridium 98 1225. »

Palladium…." 53 662.50

Rhodium 52 650. »

Osmium 100 1250. »
(1) Uranium , nommé d’abord Urane.(2) Tantale , appelé aussi Colombium.
— 10 —

M. Dumas prend l’Hydrogène pour Unité, comme étant le plus
léger de tous les Corps connus et pouvant être considéré comme
l’Atome du Chimiste.

L’Atome, en Chimie, est une Molécule qui ne peut plus subir
de division.

Nous rejetons la Théorie Atomique (1) , attendu qu’elle est
compliquée, et qu’à l’aide des Équivalents on peut expliquer tous
les Phénomènes Chimiques.

L’Hydrogène étant donc regardé comme l’Atome du Chimiste,
son Équivalent sera son Atome.

Soit 1 gramme le Poids de l’Équivalent de l’Hydrogène ; admettant
que son Équivalent est son Atome, le Poids de l’Atome
de l’Hydrogène sera donc de 1 gramme.

Admettons, en outre, que :

L’Atome d’un Corps Simple quelconque pèse toujours 1 gramme
(son volume, seulement, pouvant varier selon la Densité du
Corps)  ; nous verrons alors que l’Équivalent d’un Élément autre
que l’Hydrogène est formé de plusieurs Atomes. Mais, supposons
1 gramme, le poids de l’Équivalent de l’Hydrogène, nous aurons :

8 grammes pour l’Équivalent de l’Oxigène. Mais comme chaque
Atome est admis comme pesant 1 gramme, il en résulte que
l’Équivalent de l’Oxigène contient 8 Atomes.

Nous pourrons dire :

1 gramme d’Hydrogène 8 grammes d’Oxigène 9 grammes
d’Eau.

1 Atome d’Hydrogène 8 Atomes d’Oxigène 9 Atomes
d’Eau.
(1) Nous entendons la Théorie Atomique ordinaire, suivie par certains
Chimistes, et non celle dont nous allons parler plus bas, attendu que cette
dernière rentre dans la Théorie Equivalente.— 11 —
1 Équivalent d’Hydrogène 1 Équivalent d’Oxigène
1 Équivalent d’Eau.

D’après ce qui précède, l’Équivalent du Carbone, qui est 6,
sera formé de 6 Atomes ; celui du Chlore, égal à 36, contiendra
36 Atomes, etc.

Les Corps Simples ou Éléments ont été divisés en :

Métalloïdes,
Métaux.

Les Métalloïdes ou Corps non Métalliques sont ceux mauvais
conducteurs de la Chaleur et de l’Électricité. En voici la liste
avec la Formule de chacun :

MÉTALLOIDES.

Oxigène 0.

Hydrogène H.

Groupe,

Bore B.

Silicium Si.

Carbone C.

Groupe.

Soufre S.

Sélénium Se.

Tellure T.

Groupe.

Fluor ……F1.

Chlore Cl.

Brôme Br.

Iode I.

Groupe.

Phosphore Ph.

Azote Az.

Arsenic As.

Les Métaux ou Corps Métalliques sont ceux qui conduisent la

— 12 —

Chaleur et l’Électricité ; ils jouissent d’un aspect particulier appelé
Éclat Métallique (1).

En voici les Noms et les Formules :

MÉTAUX.

Groupe.

Potassium ..K.

Sodium ..Na.

Lithium Li.

Groupe.

Barium.. Ba.

Strontium. St.

Calcium..Ca.

Magnésium Mg.

Groupe…

Thorinium… Th.

Zirconium Zr.

Glucinium Gl.

Yttrium Y.

Aluminium Al.

Cérium Ce.

Manganèse Mn.

Fer Fe.

Zinc Zn.

Groupe. .

Nickel.. Ni.

Cobalt.. Cb.

Vanadium Vn.

Cadmium Cd.

Chrome Cr.

Étain. ……….. ,. .Sn.
(1) Quelques Métalloïdes, l’Arsenic, le Tellure, par exemple, possèdent
l’éclat métallique : ils font exception.
— 13 —

Uranium. U.

Osmium Os.

Antimoine Sb.

Titane… Ti.

Molybdène (1) ….Mb.

Tungstène (2) Tg.

Tantale Ta.

Cuivre Cu.

Plomb Pb.

Bismuth Bi.

Mercure Hg.

Rhodium… R,

Argent Ag.

Or Au.

Platine Pt.

Palladium Pd.

Iridium Ir.

La Chimie a été divisée en Chimie Inorganique et Chimie Organique.


La Chimie Inorganique comprend l’étude des Corps Inorganisés,
tels que les Minéraux.

La Chimie Organique s’occupe des Corps Organisés, tels que
les Matières Végétales et Animales : ces dernières étant formées
par les Matières Minérales.

Occupons-nous, maintenant, de la Nomenclature Chimique,
afin de connaître les Noms Conventionnels que portent les Corps
Simples ou Composés.
(1) Il est préférable d’employer Mb, au lieu de Mo , comme le font quelques
Chimistes, attendu qu’il y a confusion pour l’élève de voir deux 0 de
suite, comme dans M0,0 : ne vaut-il pas mieux Mb,0 ?(2) Tg rappelle mieux Tungstène que Tu, formule employée quelquefois
pour ce métal.
— 14 —

Deux Nomenclatures ont été établies : l’une, la Nomenclature
de Guyton de Morveau ou Nomenclature Française, qui est celle
généralement suivie ; l’autre, celle de Berzelius.

La Nomenclature est le langage particulier employé pour désigner
les Corps Simples et Composés.
Nomenclature française.
Corps Simples.

Les corps simples ont reçu des noms arbitraires de la part des
Chimistes qui les ont découverts. Il n’y a pas d’autre règle à suivre,
pour particulariser un élément que l’on découvre, que de lui
donner le nom le plus court possible et de la prononciation la
plus facile.

COMBINAISONS DES CORPS SIMPLES ENTRE EUX.

Corps Simples avec l’Oxigène.

Les corps simples, en se combinant avec l’oxigène, donnent
deux séries de corps bien distincts.

Ces corps composés ont reçu les noms :

D’oxides,
D’acides.

Les métaux forment donc des :

Oxides métalliques,
Acides métalliques.

Les métalloïdes dounent donc naissance à des :

Oxides métalloïdiques,
Acides métalloïdiques.

— 16 —

Les oxides métalliques ayant la propriété de s’unir aux oxacides
ont été appelés bases, alcalis. Tous les oxides métalliques
alcalins, solubles dans l’eau, ont la propriété de :

Rougir la couleur jaune du curcuma ;

Verdir celle de la violette ;

Ramener au bleu la couleur du tournesol, préalablement rougie
par un acide.

Les oxides métalloïdiques ne se combinent point aux acides
ce qui les distingue principalement des oxides métalliques.

Les acides à radical oxigène ont reçu les noms d’oxacides (1) ,
pour les différencier d’autres acides qui ne contiennent pas d’oxigène,
ce dernier étant remplacé par l’hydrogène, ces acides hydrogénés
portant le nom d’hydracides (2).

Les oxacides ont la propriété de s’unir aux oxides métalliques
et donnent naissance à des sels appelés oxisels (3).

Tous les acides, quels qu’ils soient, oxacides, hydracides, etc.,
solubles dans l’eau ou à l’état liquide d’une manière quelconque,
ont la propriété de rougir la couleur bleue du tournesol.

Oxides.

Lorsqu’un corps simple ne s’unit qu’en une proportion avec
l’oxigène, on dit seulement : oxide, suivi du nom de l’élément.

Exemple : Oxide de carbone.

Quand, au contraire, un élément forme avec l’oxigène plusieurs
oxides, on donne les noms de :

Proto-xide.

pour le moins oxigéné : c’est-à-dire
pour le 1er degré d’oxidation.
(1) Oxacides =Ox-Acides.(2) Hydracides=Hydr-Acides.
(3) Oxisels=Oxi-Sels.
Deuto-xide pour le 2e degré d’oxidation.

Trito-xide pour le 3e degré d’oxidation.

Per-oxide …. pour le plus oxigéné de tous les oxides.

Et les noms de :

Mono-xide. ,

pour celui qui contient 1 équivalent
d’oxigène, pour 1 équivalent de corps
simple.

Sesqui-oxide…

pour celui qui renferme 1 équivalent \
d’oxigène, pour 1 équivalent de corps
simple.

Bi-oxide..

pour celui qui est formé de deux équivalents
d’oxigène, pour 1 équivalent
de corps simple.

Tri-oxide.

pour celui compose de 3 équivalents
d’oxigène, pour 1 équivalent de corps
simple.

Dans l’état actuel de la science, les protoxides ne contiennent
pas tous la même quantité d’oxigène. Il en est de même des deutoxides
entre eux, des tritoxides entre eux, des peroxides également.
En voici quelques exemples :

Proto-xide de cuivre..

ou sous-mono-xide de cuivre,
contenant 1 équivalent d’oxigène + 2
équivalents de cuivre.

Proto-xide..

d’azote..
de fer….

ou mono-xide d’azote, contenant
1 équivalent d’oxigène 1 équivalent
d’azote.

ou mono-xide de fer, contenant
1 équivalent d’oxigène 1 équivade

fer.

Proto-xide de chrôme.

ou sesqui-oxide de chrome,
contenant 3 équivalents d’oxigène
2 équivalents de chrome.
2
— 18 —

Proto-xide d’antimoine.

ou tri-oxide d’antimoine, contenant
3 équivalents d’oxigène
équivalent d’antimoine.

Deuto-xide de cuivre.

ou mono-xide de cuivre, contenant
1 équivalent d’oxigène 1
équivalent de cuivre.

Deuto-xide de cobalt…

ou sesqui-oxide de cobalt, contenant
3 équivalents d’oxigène 2
équivalents de cobalt.

Deuto-xide d’azote..

ou bi-oxide d’azote, contenant
2 équivalents d’oxigène 1 équivalent
d’azote.

Deuto-xide de potassium.

ou tri-oxide de potassium, contenant
3 équivalents d’oxigène 1
équivalent de potassium.

Trito-xide de cuivre…

ou bi-oxide de cuivre, contenant
2 équivalents d’oxigène 1
équivalent de cuivre.

Trito-xide de manganèse

ou oxide de manganèse (particulier) 
contenant 4 équivalents
d’oxigène 3 équivalents de manganèse.


Per-oxide de fer.

ou sesqui-oxide de fer, contenant
3 équivalents d’oxigène 2
équivalents de fer.

Per-oxide de plomb.

ou bi-oxide de plomb, contenant
2 équivalents d’oxigène 1
équivalent de plomb.

— 19 —

Oxacides.

Lorsqu’un corps simple ne donne, avec l’oxigène, qu’un seul
acide, on termine le nom du corps simple par la particule ique,
en faisant précéder le nom de l’élément du mot générique acide.
Exemple :

Chrôme + oxigène = acide chrôm-ique.

Un élément ne formant, avec l’oxigène, que deux acides, on
donne au plus oxigéné la terminaison ique, et au moins oxigéné
la terminaison eux. Exemple :

Arsenic + oxigène = acide arsen-ique ;
Arsenic + oxigène = acide arseni-eux.

Quand, au contraire, un corps simple, en se combinant avec
l’oxigène, donne plus de deux acides, on est convenu de donner
à l’acide le plus oxigéné la terminaison ique. Exemples :

Phosphore = acide phosphor-ique ;
Soufre (1) = acide sulfur-ique.

Pour l’acide moins oxigéné que l’acide en ique et qui vient immédiatement
après lui, on dit : Acide hypo-ique. Exemples :

Phosphore = acide hypo-phosphor-ique ;
Soufre = acide hypo-sulfur-ique.

Pour la combinaison qui est moins oxigénée que l’acide hypoique,
on termine le nom du corps simple par la particule eux.
Exemples :

Phosphore = acide phosphor-eux ;
Soufre = acide sulfur-eux.
(1) Pour le soufre, on conserve le mot latin sulfur, sans quoi, on dirait:
acide sonfr-ique.— 20 —
Enfin, celui qui est moins oxigéné que l’ acide terminé en eux
porte le nom d’acide hypo-eux. Exemples :

Phosphore acide hypo-phosphor-eux ;
Soufre = acide hypo-sulfur-eux.

Lorsqu’un oxacide d’un corps simple porte déjà la terminaison
ique et que l’on vient à en découvrir, par la suite, un plus oxigéné
que celui déjà terminé en ique, on donne au nouvel acide
le nom d’acide hyper-ique ou simplement per-ique. Exemples :

Chlore = acide chlor-ique ; et :
Acide hyper-chlor-ique ou per-chlor-ique, pour celui plus
oxigéné que l’acide chlor-ique.

Des autres Corps Simples entre eux.

Pour former les noms des composés qui résultent de l’union
des métalloïdes avec les métaux, on termine toujours le nom du
métalloïde en ure et l’on fait suivre le nom du métal auquel il
est combiné. Exemples :

Soufre potassium = sulf-ure de potassium ;
Phosphore barium = phosph-ure de barium ;
Chlore fer = chlor-ure de fer ;
Iode mercure = iod-ure de mercure.

Et de même que pour les oxides, on dira :

Proto-sulf-ure = pour le premier degré de sulfuration
du métal ;

Deuto-chlor-ure = pour le deuxième degré de chloruration
du métal ;

Trito-sulf-ure = pour le troisième degré de sulfuration
du métal ;

— 21 —

Per-iod-ure = pour le composé métallique le plus ioduré.
Ainsi :

Mono-sulf-ure…

indiquera 1 équivalent de soufre, pour
1 équivalent de métal.

Sesqui-chlor-ure.

pour le composé contenant 1 équivalent
de chlore, pour 1 équivalent de
métal.

Bi-iod-ure..

pour le corps renfermant 2 équivalents
d’iode, pour 1 équivalent de métal.

Tri-chlor-ure.

pour la combinaison de 3 équivalents
de chlore, avec 1 équivalent de métal.

Ainsi l’on dira :

Mono-sulf-ure de plomb = S, Pb ;
Sesqui-chlor-ure de fer =
Bi-chlor-ure de platine = etc.

On suit la même règle pour les composés résultant de l’union
des métalloïdes entre eux : c’est-à-dire que l’un d’eux sera terminé
en ure, suivi du nom de l’autre métalloïde. On a pour habitude
de terminer en ure le nom du métalloïde le plus électronégatif.
Exemple :

Chlor-ure de soufre.

Quant aux combinaisons des métaux entre eux, on les appelle
généralement alliages. Ainsi l’on dira :

Cuivre étain = alliage de cuivre et d’étain.

Cependant les alliages, contenant du mercure, portent le nom
particulier d’amalgames. Exemple:

Mercure + étain = amalgame d’étain ;

Mercure + plomb étain = amalgame de plomb et d’étain.
— 22 —
Hydr acides.

Les composés qui ont reçu les noms d’hydracides sont ceux
qui résultent de la combinaison du :

Soufre

Sélénium

Tellure

Fluor.

Chlore

Brôme

Iode

Cyanogène

Sulfo-cyanogène.

avec l’hydrogène.

Ces composés, d’après ce qui précède, devraient être appelés :

Sulf-ure..

Séléni-ure

Tellur-ure

Fluor-ure

Chlor-ure

Brôm-ure

Iod-ure

Cyan-ure

Sulfo-cyan-ure.

d’hydrogène.

On en forme les noms, en ajoutant le mot hydrique, au nom
ou à une partie du nom du radical, ce dernier précédé du mot
générique acide. Ainsi l’on dit :

Soufre hydrogène = acide suif-hydrique ;
Fluor hydrogène = acide fluor-hydrique ;
Iode hydrogène = acide iod-hydrique ;
Cyanogène hydrogène = acide cyan-hydrique.
— 23 —
Les hydracides ont, comme les oxacides, la propriété de rougir
la couleur bleue du tournesol, mais en diffèrent en ce qu’ils ne
se combinent jamais aux oxides métalliques. Ainsi: Un hydracide,
mis en présence d’un oxide métallique, donne toujours de
l’eau, ou protoxide d’hydrogène, et le radical (1) de l’hydracide
se combine au radical (2) de l’oxide métallique pour donner naissance
à un sel haloïde ou amphide. Exemple :

Acide suif-hydrique (S, H.) + oxide de plomb (Pb, 0.) donnent
:

Des Sels.

Il y a plusieurs espèces de sels, savoir :

Sels haloïdes,
— amphides,
Oxi-sels.

Sels Haloïdes.

Les sels haloïdes sont ceux qui résultent de l’union du :

Fluor..

Chlore

Brôme

Iode

Cyanogène

Sulfo-cyanogène.

avec les métaux.
(1) Métalloïde combiné à l’hydrogène.(2) Métal,
— 24 —

Pour les nommer, on termine en ure le nom du métalloïde ou
du composé métalloïdique (1) , et l’on fait suivre le nom du métal.
Exemple :

Fluor calcium = fluor-ure de calcium ;
Cyanogène argent cyan-ure d’argent ;
Sulfo-cyanogène plomb = sulfo-cyan-ure de plomb.

On voit donc que les hydracides suivants :

Acides fluorhydrique,

chlorhydrique,

brômhydrique,

iodhydrique,

cyanhydrique,

sulfo - cyanhydrique, en se combinant avec les
oxides métalliques, donnent des sels haloïdes et de l’eau.
Exemple :

Acide chlor-hydrique (Cl, H.) oxide d’argent (Ag, 0.) 
donnent :
Des différents genres de Sels Haloïdes.

Les sels haloïdes sont dits sels neutres lorsqu’ils renferment
1 équivalent de métalloïde ou de composé métalloïdique pour
1 équivalent de métal : ce sont des mono-sels. Exemple :
(1) Cyanogène et sulfo-cyanogène se comportant, avec les métaux, comme
le fluor, le chlore, le brome, l’iode.(2) Sel haloïde.
— 25 —

Fluorure de calcium

Cyanure de potassium

On les appelle sur-sels, lorsqu’ils contiennent plus de 1 équivalent
de métalloïde ou de composé métalloïdique pour 1 équivalent
de métal : ce sont des Sesqui, Bi, Tri-sels. Ainsi :

Bi-chlorure de platine,

La nomenclature des sels haloïdes est donc la même que celle
des combinaisons résultant de l’union d’un métalloïde avec un
métal dont nous avons parlé précédemment.

Sels Amphides.

Les sels amphides sont ceux formés des éléments :

Soufre

Sélénium.,
Tellure…

avec un métal.

La règle suivie, pour les particulariser, est la même que pour
les sels haloïdes. Exemple :

Soufre + fer sulf-ure de fer ;

Sélénium + plomb = séléni-ure de plomb ;

Tellure + or = tellur-ure d’or.

Les hydracides suivants :

Acides sulfhydrique,
sélénhydrique,

tellurhydrique, en se combinant avec les oxides
métalliques, donnent des sels amphides et de l’eau. Exemple :

Acide sélén-hydrique (Se, H.) + oxide de plomb (Pb, 0.) 
donnent :
— 26 —Des Différents genres de Sels Amphides.

De même que pour les sels haloïdes, un sel amphide est dit
neutre, quand il renferme 1 équivalent de soufre, sélénium, tellure,
pour 1 équivalent de métal. Exemple:

Séléniure de sodium = Se, Na.

Le sel amphide est sur-sel, lorsqu’il contient plus de 1 équivalent
de soufre, sélénium, tellure, pour 1 équivalent de métal.
Exemple :

Bi-sulfure de calcium

Oxisels.

Les oxisels sont formés d’un oxacide et d’un oxide métallique.
Les noms diffèrent selon l’acide du sel.

Tout oxisel contenant un acide en ique, son acide porte la terminaison
ate. Exemples :

Acide carbon-ique + oxide de plomb = carbon-ate d’oxide
de plomb ;

Acide sulfur-ique oxide de zinc=sulf-ate d’oxide de zinc (2)  ;

Acide hypo-sulfur-ique + oxide de barium = hypo-sulf-ate
d’oxide de barium (2).
(1) Sel amphide.(2) On n’a point l’habitude de dire : sulfur-ate, hypo-sulfur-ate, phosphorate
: c’est sulf-ate, hypo-sulf-ate, phosph-ate.— 27 —
Quand la terminaison de l’acide est en eux, on la change en
ite. Exemples :

Acide arséni-eux oxide de cuivre = arsen-ite d’oxide de
cuivre ;

Acide phosphor-eux oxide de calcium = phosph-ite d’oxide
de calcium (1)  ;

Acide hypo-phosphor-eux oxide de plomb = hypo-phosphite
d’oxide de plomb (1).

Comme un oxacide ne se combine jamais avec un métal, à
moins que ce dernier ne soit préalablement oxidé, et, par conséquent,
qu’avec l’oxide de ce métal, on néglige souvent de dire
le mot oxide en nommant un sel. Ainsi, on dira :

Sulf-ate de zinc, au lieu de sulf-ate d’oxide de zinc ;

Hypo-phosph-ite de plomb, au lieu de hypo-phosph-ite d’oxide
de plomb.

Enfin :

Les Protoxides de Potassium.

Potasse,

Sodium. ..
Lithium…
Barium ….
Strontium..
Calcium.
Magnésium.
Thorinium I
Zirconium..
Glucinium..
Yttrium …
Aluminium

ayant été
appelés

Soude,

Lithine,

Barite,

Strontiane,

Chaux,

Magnésie,

Thorine,

Zircône,

Glucine,

Yttria,

Alumine,
(1) On ne dit jamais : phosphor-ite, hypo-phosphor-ite, sulfur-ite, hyposulfur-ite
: c’est phosph-ite, sulf-ite, hypo-phosph-ite, hypo-sulf-ite.
— 28 —

on dit rarement, par exemple :

Sulfate d’oxide de potassium :
C’est, presque toujours, Sulfate de potasse.
Et de même :

Carbonate de. soude

Acide carbonique,
Oxide de sodium.

Phosphate de chaux..

Acide phosphorique,
Oxide de calcium.

Sulfate de magnésie..

Acide sulfurique,
Oxide de magnésium.

On pourrait aussi bien dire : Sulfate de potassium, Carbonate
de calcium, comme on dit : Sulfate de fer, Carbonate de zinc ;
mais cela n’est pas généralement adopté.
Des différents genres d’Oxisels.

Les oxisels sont dits neutres, quand 1 équivalent d’oxacide est
combiné à 1 équivalent d’oxide métallique. Ils sont généralement
sans action sur la teinture de tournesol, soit bleue, soit préalablement
rougie par un acide. (Nous ferons remarquer, cependant,
que quelques sels neutres, qui ne devraient aucunement
agir sur la teinture de tournesol, rougissent, ou ramènent au
bleu cette dernière préalablement rougie par un acide. Ces réactions
ont lieu, lorsqu’un oxide faible est combiné à un acide fort
( les propriétés de ce dernier n’étant pas complètement masquées) ,
ou quand un oxide fort est uni à un acide trop faible pour anéantir
complétement les effets de la base (à laquelle il est combiné) 
sur les matières colorantes. ) 

Ils sont appelés sous-sels ou sels basiques, quand ils contien-

— 29 —

nent plus de 1 équivalent d’oxide métallique pour 1 équivalent
d’oxacide.

Les sels appelés Sesqui, Bi, Tri-Basiques, indiquent qu’ils
renferment 1 2, 3 équivalents d’oxide pour 1 équivalent d’acide.
Exemple :

Phosphate de chaux Tri-Basique= Ph, O5 (3 Ca, O).

Enfin, on appelle sur-sels ou sels acides ceux formés de 1
2, 3 équivalents d’acide pour 1 équivalent d’oxide. Exemple :

Bi-phosphate de chaux

Des autres Corps Composés entre eux.

Un corps composé peut s’unir à un, deux, trois autres corps
composés, et donner naissance à des combinaisons doubles, triples,
quadruples.

Des Sels Haloïdes et Amphides doubles.

Certains sels haloïdes ou amphides peuvent s’unir à d’autres
sels haloïdes ou amphides. Ainsi, un composé formé de sulfure
de fer et de sulfure de cuivre, porte le nom de Sulfure double
de fer et de cuivre (1). Le composé formé, par exemple, de chlorure
d’or et de chlorure de sodium, porte le nom de Chlorure
double d’or et de sodium : évitant de dire : chlorure d’or et chlorure
de sodium, qui semblerait annoncer qu’on parle du chlorure
d’or et du chlorure de sodium séparément, tandis que le mot
chlorure double d’or et de sodium indique la combinaison du
(1) On évite la répétition du mot sulfure.
— 30 —

chlorure d’or avec le chlorure de sodium, formant un seul corps
composé distinct.

Des Oxisels doubles.

Il en est de même pour les oxisels doubles. Ainsi, on dira :
Sulfate double de potasse et d’alumine (1) , pour indiquer un
sel (vulgairement appelé alun) , doué de caractères particuliers,
composé de sulfate de potasse et de sulfate d’alumine.

Combinaison des Sels Haloïdes et Amphides
avec les Oxides Métalliques.

Un sel haloïde ou amphide peut se combiner avec un oxide
métallique correspondant. Pour former les noms des composés
qui en résultent, on place le mot oxi devant le nom du sel haloïde
ou amphide. Exemple :

Oxide de bismuth chlorure de bismuth = oxi-chlorure de
bismuth ;

Oxide d’antimoine sulfure d’antimoine = oxi-sulfure d’antimoine.


Combinaisons de Sels Haloïdes et Amphides
avec les Hydracides.

Les sels haloïdes ou amphides peuvent se combiner aux hydracides
correspondants. Pour les nommer on a l’habitude de
terminer le nom de l’hydracide en ate, et de faire suivre le nom
du sel haloïde ou amphide. Exemples :
(1) Sans répéter le mot sulfate.
— 31 —

Acide iodhydr-ique + iodure de potassium = iodhydr-ate
d’iodure de potassium ;

Acide sulfhydr-ique sulfure de sodium = sulfhydr-ate de
sulfure de sodium.

Il serait préférable de ne point admettre d’hydro-sels (1) , puisque
ce sont de véritables composés doubles (2) , analogues aux
sels haloïdes ou amphides doubles. En effet, l’iodhydr-ate d’iodure
de potassium est une combinaison de l’iodure d’hydrogène
avec l’iodure de potassium ; le sulfhydr-ate de sulfure de sodium
est du sulfure d’hydrogène uni au sulfure de sodium. On dirait,
alors :

Iodure double d’hydrogène et de potassium,
Sulfure double d’hydrogène et de sodium.

Combinaisons des Corps Simples ou Composés
avec l’Eau.

Les corps, en se combinant avec l’eau, donnent naissance à des
composés appelés hydrates.

Pour la combinaison de l’eau avec les acides et les sels, quels
qu’ils soient, on est convenu de placer, après le nom chimique,
le mot hydraté. Exemples :

Acide sulfurique + eau = acide sulfurique hydraté ;
Sulfate de soude + eau = sulfate de soude hydraté.

Pour certains corps simples ou composés, tels que : chlore,
(1) Hydro-sels, tels que sulfhydr-ates, fluorhydr-ates, etc.(2) De cette manière, tous les sels en ate seraient des oxi-sels : ce qui
éviterait la confusion à l’égard des sels haloïdes ou amphides, qui ne sont
nullement des hydro-sels , puisqu’ils ne renferment pas d’hydracides, comme
nous l’avons démontré précédemment. Ex. :
et non
— 32 —

potasse, soude, lithine, barite, strontiane, chaux, magnésie, thorine,
zircône, glucine, yttria, alumine, on fait généralement
précéder le nom du corps simple ou composé, du mot hydrate.
Exemple :

Hydrate de chlore,
de potasse,
de chaux,
de zircône,
d’alumine.

Pour les autres hydrates, aucune règle n’est suivie. Ainsi, on
dira aussi bien :

Hydrate d’oxide de fer, que :
Oxide de fer hydraté.

Un corps est dit anhydre, lorsqu’il ne contient pas d’eau. L’eau,
dans les hydrates, s’y rencontre sous deux états différents :

1° A l’état d’eau de composition ;
2° A celui de cristallisation.

L’eau, à l’état d’eau de composition, fait partie essentielle de
l’hydrate: c’est-à-dire qu’on ne peut enlever cette eau, au corps
auquel elle est combinée, qu’en y substituant un autre corps plus
énergique qu’elle. Exemple :

Acide sulfurique hydraté : on ne pourra nullement chasser
cette eau par la simple action de la chaleur ; il faudra faire intervenir
une base plus puissante que l’eau (1) , la barite, par exemple
: il y aura formation de sulfate de barite, et l’eau pourra être
éliminée par la chaleur seule, ce qui ne pouvait avoir lieu avant,
tant l’hydrate d’acide sulfurique est stable.
(1) L’eau, dans ce cas, joue le rôle de base : c’est-à-dire, d’oxide métallique,
vis-à-vis de l’acide sulfurique: c’est un véritable sulfate d’eau,
( d’oxide d’hydrogène ).— 33 —
On verrait de même que l’hydrate de barite est aussi stable que
celui d’acide sulfurique, puisqu’il faudrait l’intervention de l’acide
sulfurique, par exemple, pour décomposer cet hydrate de barite
(1)  : il y aurait formation de sulfate de barite, et, comme
dans le cas précédent, l’eau de l’hydrate de barite pourrait être
chassée par la chaleur seule.

L’eau, à l’état d’eau de cristallisation, dans les hydrates, fait
également partie essentielle du corps cristallisé ; mais elle diffère
de l’état où elle se trouve dans l’eau de composition, en ce qu’elle
peut être volatilisée par la chaleur (2).

L’eau d’interposition ne constitue réellement pas un hydrate
proprement dit : elle se trouve interposée accidentellement entre
les diverses molécules d’un corps anhydre ou hydraté.

La plupart des noms donnés aux corps organiques sont plus
ou moins arbitraires, leur composition étant trop compliquée et
ne pouvant servir de base à leur nomenclature.

Quatre séries de corps seulement se présentent dans les corps
organiques, ce sont :

1° Les substances neutres ou indifférentes,
2° Les acides,
3° Les bases,
4° Les sels.
(1) L’eau, dans ce cas, joue le rôle d’acide par rapport à la barite.(2) Quelques corps, quoique cristallisés, sont anhydres.3— 34 —
Substances neutres ou indifférentes.

Leurs noms rappellent assez souvent la matière première qui
les fournit.

Des Acides organiques.

Les acides organiques ont, comme les acides minéraux, la
propriété de rougir la couleur bleue du tournesol, et peuvent
comme eux se combiner aux oxides métalliques, aux bases organiques,
pour donner naissance à des sels.

Tous les noms des acides organiques sont terminés par ique.
Aucune règle n’est suivie pour leur nomination ; seulement, on
place toujours le mot générique acide devant le nom du corps
organique. Ainsi, l’acide tartrique (tartr-ique)  a été ainsi nommé
parce qu’on l’extrait du tartre.

Le citron contient un acide auquel on a donné le nom d’acide
citrique (citr-ique).

En distillant le succin, on obtient un acide qui porte le nom
d’acide succinique (succin-ique).

Des Bases organiques.

Les bases organiques portent les noms :

D’alcalis végétaux ou alcaloïdes.

Elles ont la propriété de ramener au bleu la teinture de tournesol
préalablement rougie par un acide, de verdir la couleur de
la violette, de rougir celle du curcuma, propriétés qu’elles partagent
avec les bases minérales : elles ont, comme ces dernières,
la propriété de se combiner aux acides et donnent naissance à des

— 35 —
sels. Leurs noms ont la terminaison ine (1). Ainsi, on appelle :

Strychnine (strychn-ine) , l’alcaloïde que l’on retire de la noix
vomique (2)  ;

Vératrine (vératr-ine) , l’alcaloïde que l’on extrait de la cévadille
(3)  ;

Quinine (quin-ine) , l’alcaloïde contenu dans l’écorce des quinquinas.


Des Sels organiques.

On connaît trois espèces de sels organiques :

1° Sels à acide et base organiques ;
2° Sels à acide minéral ;
3° Sels à oxide métallique.

Les sels organiques sont soumis aux mêmes règles que les sels
minéraux (oxisels).

Des Sels organiques à acide et base

organiques.

Les noms se forment en terminant le nom de l’acide en aie, et
en ajoutant à la suite le nom de l’acaloïde. Exemples :

Acide citr-ique + morphine = Citr-ate de morphine.
Acide acét-ique + strychnine = Acét-ate de strychnine.

Des Sels organiques à acide minéral.

Dans l’état actuel de la science, on est obligé d’admettre que
(1) Certains corps, sans être regardés comme des alcaloïdes, n’en ont
pas moins la propriété de se combiner avec les acides.(2) Noix vomique (graine du strychnos nux vomica).
(3) Cévadille ( graine du véralrum sabadilla ).— 36 —
les hydracides (1) , aussi bien que les oxacides minéraux, se combinent
aux alcaloïdes. Si l’acide est terminé en ique on le termine
en ate, et l’on fait suivre le nom de l’alcaloïde. Si le nom de l’acide
a pour terminaison eux, on le change en ite, et l’on fait suivre
le nom de l’alcaloïde. Exemples :

Acide sulfur-ique quinine = sulf-ate de quinine ;

Acide chlorhydr-ique morphine = chorhydr-ate de morphine
 ;

Acide sulfur-eux quinine = sulf-ite de quinine.

Des Sels organiques à base d’Oxide
métallique.

La règle, pour en former les noms, est très-simple ; c’est-à-dire
que l’acide organique étant terminé en ate, on le fait suivre du
nom de l’oxide métallique, ou simplement du nom du métal de
l’oxide. Exemples :

Acide tartr-ique potasse = tartr-ate de potasse ;
Acide citr-ique oxide de fer = citr-ate de fer (2).

L’étude de la chimie comprend donc : les corps minéraux ou
inorganiques et les corps organiques ou matières végétales et animales.
(Ce Traité ayant pour but spécial l’étude de la chimie inorganique,
après avoir étudié cette dernière, nous nous occuperons
des quelques matières organiques employées en chimie minérale,
et, par cela même, indispensables à connaître.) 
(1) On arrivera, peut-être par la suite , à prouver que les alcaloïdes sont
des oxides de radicaux composés organiques : c’est-à-dire, que la morphine,
par exemple, est de l’oxide de morphium : dans ce cas, un hydracide ( acide
chlorhydrique, par exemple ) , en s’unissant à la morphine, ne donnerait
pas du chlorhydrate de morphine, mais bien du chlorure de morphium et de
l’eau : c’est-à-dire que les alcaloïdes se comportent, avec les hydracides ,
comme les oxides métalliques : la strychine serait de l’oxide de strychnium ;
la vératrine de l’oxide de vératrinium , etc.(2) Se rappelant qu’un métal ne se combine avec un acide, quel qu’il soit,
que lorsqu’il a été préalablement oxidé.Chimie inorganique ou minérale.
La chimie minérale comprend :

1° Les métalloïdes et les composés métalloïdiques ;
2° Les métaux et les composés métalliques.
ET DES COMPOSÉS MÉTALLOÎDIQUES.Oxigène.0 = 8.
L’oxigène a été découvert par MM. Priestley et Schéele (1)  ; il
fut appelé d’abord, air déphlogistiqué ; ensuite, air du feu ; puis
air vital ; enfin, M. Lavoisier lui donna le nom d’oxigène.

(Propriétés.)  L’oxigène, à la température et à la pression ordinaires
de l’air, est un gaz incolore, inodore, insipide ; sa densité
est égale à 1,106, celle de l’air étant représentée par l’unité :
(1) Priestley découvrit l’oxigène en 1774 ; Schéele en fit la découverte,
de son côté, vers 1777.— 38 —
c’est-à-dire que 1 litre d’air pesant 1 gramme 2991, 1 litre
d’oxigène pèse 1 gramme 4368046.

Ce gaz est peu soluble dans l’eau : 100 litres de ce liquide ne
dissolvent que 4 litres d’oxigène. Il est permanent : c’est-à-dire
que dans l’état actuel de la science, par un froid excessif, par une
pression considérable, et même par la pression et le froid réunis,
on n’est pas encore parvenu à le liquéfier et encore moins à le
solidifier. C’est un des éléments les plus répandus dans la nature :
aussi est-il un des principes constituants de l’eau, de l’air, de
beaucoup de minéraux et de la plupart des matières végétales ou
animales. C’est à l’oxigène que l’air que nous respirons doit ses
propriétés : aussi l’oxigène étant le principe vital de l’air atmosphérique,
est-il l’élément essentiel à la respiration et à la combustion
 ; non-seulement, sans oxigène, les animaux ne pourraient
vivre, mais il n’y aurait pas de combustion possible.

Le caractère distinctif de l’oxigène est de rallumer les matières
organiques ne présentant plus que quelques points en ignition :
non-seulement, il rallume une bougie incompl2tement éteinte,
mais la combustion s’opère avec une grande énergie. Que l’on
prenne un cône de charbon incandescent à son extrémité, et
qu’on le laisse dans l’air,bientôt il s’éteindra ; mais,vient-on aie
mettre en contact avec l’oxigène, le charbon s’enflammera, brûlera
rapidement, et disparaîtra en totalité, si la quantité d’oxigène
est suffisante. L’oxigène entretient la combustion ; mais, de plus,
l’active. Prenons un fragment de phosphore, préalablement enflammé ;
sa combustion, dans l’air, sera vive, il est vrai ; mais, au
sein du gaz oxigène, il brûlera avec une intensité telle, que les
yeux pourront à peine supporter l’éclat de la lumière produite
dans cette combustion. Enfin, une spirale de fer, échauffée à son
extrémité par un corps organique enflammé (1) , brûlera,' dans
(1) De l’amadou, par exemple.— 39 —
l’oxigène, avec une rapidité et un éclat des plus intenses, avec un
immense développement de chaleur.

(Usages.)  L’oxigène est un des corps qui joue le plus grand
rôle dans les phénomènes chimiques, etc.

(Préparation.)  Plusieurs procédés peuvent être employés pour
avoir l’oxigène (1).

Le premier consiste à décomposer l’eau (corps composé d’oxigène
et d’hydrogène) par le fluide électrique : les deux gaz, séparés
par cet agent, peuvent être recueillis facilement.

Le second est de chauffer, dans une cornue, de l’oxide rouge
de mercure (corps composé d’oxigène et de mercure). Ce dernier
se décompose en oxigène qui se dégage et que l’on recueille (fig.
n° 1, pl. 1 ) , et en mercure qui se condense dans l’appareil, lequel
se compose d’une cornue, d’un tube de Velter (dit de sûreté) 
plongeant dans l’eau, et sur l’orifice duquel on place des vases
pleins d’eau et renversés où l’oxigène se rend, en déplaçant le liquide,
vu qu’il est plus léger que ce dernier et gagne constamment
la partie supérieure des vases. Ces deux procédés ne sont
point généralement employés, parce qu’ils fournissent peu d’oxigène.
On préfère substituer du chlorate de potasse,
(fondu pour plus de précaution) à l’oxide de mercure, lequel
donne beaucoup de gaz oxigène pur et à peu de frais.

1 équivalent de chlorate de potasse, donne 6 équivalents
d’oxigène, et il reste 1 équivalent d’un nouveau sel
appelé chlorure de potassium :
(1) L’oxigène ne peut être extrait de l’air atmosphérique (corps composé
d’azote et d’oxigène) , attendu qu’on ne connaît pas de corps capable de
s’emparer de l’azote et d’isoler l’oxigène.— 40 —
Lorsqu’on ne tient pas à avoir de l’oxigène chimiquement pur,
on calcine du bi-oxide de manganèse, eh morceaux, dans
un canon de fusil (fig. n° 2, pl. 1).

Pour 3 équivalents de bi-oxide de manganèse on
obtient 2 équivalents d’oxigène, et 1 équivalent d’un oxide de
manganèse particulier, ayant pour formule pour résidu.

Dans ces derniers temps, on a employé un nouveau procédé
pour obtenir de l’oxigène : il consiste à chauffer, dans un ballon,
muni d’un tube à gaz, un mélange de bichromate de potasse pulvérisé
et d’acide sulfurique concentré, en ayant soin d’élever la
température graduellement, et de placer le ballon sur un bain de
sable, dans une marmite, si l’on agit sur une grande quantité de
matière, de peur d’accident, en cas de rupture du ballon pendant
l’opération.

Enfin, pour obtenir plus d’oxigène avec la même quantité de
bi-oxide de manganèse que celle qui peut être employée plus haut
dans la calcination de ce dernier, dans le canon de fusil, on le
chauffe dans un ballon, après l’avoir préalablement pulvérisé, avec
de l’acide sulfurique concentré, de la même manière que si c’était
du bi-chromate de potasse.

Hydrogène.

C’est M. Cavendish qui, vers 1777, fit connaître les propriétés
de l’hydrogène.

(Propriétés.)  L’hydrogène est un gaz incolore, inodore ; le
plus insoluble dans l’eau : 100 litres de ce liquide ne dissolvent
que 1 litre \ d’hydrogène ; c’est le gaz le plus léger que l’on

— 41 —

connaisse : il est environ quatorze fois et demie plus léger que
l’air ; sa densité est égale à 0,069,125, et 1 litre pèse 0 gramme
0,898. Mis en contact avec les corps en ignition, il les éteint en
s’enflammant, et brûle avec une flamme pâle. L’hydrogène, en
s’unissant avec l’oxigène, donne de l’eau ; si l’on fait un mélange
d’hydrogène et d’oxigène, il ne se passe rien à la température
ordinaire ; mais, vient-on à approcher un corps enflammé, à
l’instant même, la combinaison s’effectue avec détonation (due à
la brusque réduction en vapeur de l’eau formée et à la rentrée de
l’air, par la liquéfaction subite de cette vapeur d’eau : deux détonations
qui se succèdent avec une rapidité telle qu’on entend
qu’une explosion).

L’électricité produit le même effet que la chaleur sur un mélange
de gaz oxigène et hydrogène. Le rapport dans lequel on
fait le mélange est le suivant :

1 équivalent d’hydrogène ou 1 gramme,
1 équivalent d’oxigène ou 8 grammes, qui donnent 1 équivalent
d’eau ou 9 grammes d’eau ; ce qui revient à employer en

volumes :

2 volumes d’hydrogène,
1 volume d’oxigène.

La combinaison s’effectue sans résidu, si le mélange de gaz
est chimiquement fait dans ce rapport. La pression brusque peut
aussi opérer la combinaison de l’hydrogène avec l’oxigène ; mais
nous verrons, par la suite, que cette dernière n’agit point par
elle-même, et que c’est seulement la chaleur produite par cette
pression brusque qui détermine la combinaison (1). Si, au lieu
(1) Remarquons que l’électricité ne détermine l’union de l’oxigène avec
l’hydrogène que dans certaines circonstances, puisque nous avons vu, à
l’article oxigène, que l’eau est décomposée, en ses éléments oxigène et
hydrogène, par un courant électrique.— 42 —
d’oxigène, on fait seulement un mélange d’air et d’hydrogène, la
combinaison et la détonation ont encore lieu (cette dernière est
moins forte qu’avec l’oxigène )  ; dans ce cas, on prend généralement
2 volumes d’air pour 1 volume d’hydrogène : le résidu est
de l’azote accompagné d’un peu d’hydrogène en excès. Certaines
substances peuvent encore déterminer la combinaison de l’hydrogène
avec l’oxigène. Exemple : le noir de platine.

L’hydrogène pur (1) , introduit dans les poumons, n’est nullement
délétère : il diminue seulement l’intensité de la voix ( le
son se propageant d’autant moins que les gaz sont d’une faible
densité). Si l’on dégage de l’hydrogène dans une fiole munie d’un
tube de verre effilé à son extrémité, et qu’on enflamme l’hydrogène
( après avoir attendu, toutefois, que l’air soit expulsé de
l’appareil, pour éviter une explosion) , on obtient des sons, en
abaissant sur la flamme soit des tubes de verre ou de porcelaine,
dont la gravité varie avec le diamètre du tube employé.

L’hydrogène, en brûlant, donne une chaleur excessive : elle est
telle, qu’en présentant du platine à la flamme du chalumeau à
gaz oxigène et hydrogène, ce métal entre en fusion, quoiqu’il
soit impossible de le fondre à l’aide de la chaleur de nos hautsfourneaux.


(De la flamme.)  La flamme, quelle qu’elle soit, n’est autre chose
que des gaz portés à une température assez élevée pour être lumineux ;
son éclat ne provient que de la présence d’un corps
solide dans son milieu.

(Usages L’hydrogène est fréquemment employé en chimie.
Dans les arts, on l’emploie pour enlever les aérostats (2).
(1) Si l’hydrogène n’était pas pur, il y aurait des dangers à expérimenter.(2) Depuis ces derniers temps, on préfère les hydrogènes carbonés, de
très-faible densité, attendu que le gaz hydrogène traverse, trop facilement,
les moindres fissures, et que bientôt un aérostat n’est plus apte à servir, à
moins de renouveler le gaz: ce qui n’a point lieu avec les hydrogènes carbonés.— 43 —
(Préparation.)  L’hydrogène s’extrait toujours de l’eau. Le premier
moyen est de décomposer ce liquide par la pile. Le second ,
et c’est celui toujours employé, consiste à faire réagir sur l’eau
le zinc et l’acide sulfurique, dans un flacon à deux tubulures
(fig. n° 3, pl. 1) muni d’un tube de sûreté et d’un tube propre à
recueillir les gaz. Quoique le zinc seul soit sans action sur l’eau à
la température ordinaire, et l’acide sulfurique de même, l’eau est
décomposée en faisant réagir sur elle le zinc et l’acide ensemble :

Pour 1 équivalent d’eau, équivalent de zinc, 1 équivalent
d’acide sulfurique, on obtient un équivalent d’hydrogène et
1 équivalent d’oxide de lequel se combine à l’équivalent
d’acide employé pour donner naissance à 1 équivalent de
sulfate de zinc, qui reste dissous dans l’eau non
décomposée. L’Hydrogène, ainsi obtenu, a besoin, pour être pur,
de passer dans une dissolution de chlorure d’or, d’abord, puis sur
de la chaux : le chlorure d’or enlève l’hydrogène arseniqué, etc.,
qu’il pourrait contenir ; la chaux l’acide carbonique, etc., qu’il
pourrait renfermer.
DES OXIDES D’ HYDROGÈNE.
L’hydrogène, en se combinant avec l’oxigène, donne naissance
à deux composés bien distincts : le protoxide d’hydrogène ou
eau, et le bi-oxide d’hydrogène appelé
aussi eau oxigénée, per-oxide d’hydrogène. Nous n’étudierons que
le protoxide d’hydrogène.
— 44 —
Eau ou Protoxide d’Hydrogène.

Le protoxide d’hydrogène, vulgairement appelé eau, nommé
quelquefois monoxide d’hydrogène, oxide hydrique, acide oxhydrique
, est un corps très-abondamment répandu dans la nature,
sous trois états différents : à l’état solide ou de glace ; à l’état liquide
, qui est son état le plus fréquent ; enfin, à l’état gazeux :
c’est-à-dire à l’état de vapeur.

(Propriétés.)  L’eau s’offre le plus souvent à nos yeux à l’état
d’un liquide d’un bleu clair, lorsqu’on le considère en masse (1)  ;
les autres couleurs que présente l’eau quelquefois n’étant dues
qu’à la présence de matières organiques : ainsi, l’eau paraît quelquefois
verte : cela provient de ce qu’elle tient en dissolution des
matières organiques jaunes qui, avec la couleur bleue de l’eau,
offrent du vert à l’oeil.

L’eau est inodore ; sa saveur est légèrement désagréable, lorsqu’elle
est pure.

L’eau, chauffée sous la pression de 0,76, c’est-à-dire sous la
pression ordinaire de l’air, entre en ébullition à 100 degrés centigrades
et se réduit totalement en vapeur ; sa dilatation est telle,
dans cet état, qu’elle occupe 1,700 fois plus de volume qu’à l’état
liquide: c’est-à-dire que 1 litre d’eau donne 1,700 litres de vapeur
d’eau. Un fait remarquable, c’est que les aspérités ou
les pointes favorisent l’ébullitton de l’eau : si l’on chauffe de
l’eau à 95 ou 96 degrés et que l’on retire le vase du feu, l’eau
n’étant point, par conséquent, en ébullition, et qu’on y fasse
tomber des pointes en fer, par exemple, au lieu que ces dernières
(1) L’eau, à l’état solide, c’est-a-dire à l’état de glace, offre même celte
couleur.
— 45 —

abaissent la température de l’eau, elles en déterminent, au contraire,
l’ébullition instantanément ; de même, l’eau bout avant
100 degrés, si on la chauffe dans un vase rugueux.

L’eau n’est nullement altérée par la chaleur : ainsi l’on peut
faire passer ce liquide à travers un tube incandescent sans le décomposer.


Quoique l’eau se réduise totalement en vapeur à la température
de 100 degrés, M. Boutigny a remarqué, dans ces derniers
temps, qu’à la température de 171 degrés, l’eau prend la forme
globulaire et l’ébullition n’a plus lieu. II résulte de ce fait que :
lorsque l’eau est mise en contact avec un vase fortement chauffé,
elle prend la forme globulaire, et, ne touchant plus, par cela même,
les parois du vase, sa température ne s’élève pas au delà de 96 à
98 degrés, et, par conséquent, l’ébullition n’a plus lieu ; l’expérience
peut s’exécuter comme il suit : On chauffe fortement un
creuset de platine, et l’on y projette de l’eau, en petite quantité,
afin de ne pas abaisser la température du creuset au-dessous de
171 degrés ; l’eau y reste à l’état globulaire ; mais, vient-on à refroidir
le creuset, dès que ce dernier a atteint une température
moindre de 171 degrés, l’état globulaire de l’eau cesse, et, étant
alors en contact avec les parois chaudes du vase, se volatilise à
l’instant même. Ces faits démontrent clairement les explosions
des machines à vapeur : en effet, dès que la chaudière est fortement
chauffée, l’eau prend l’état globulaire et ne se réduit plus
en vapeur ; le feu diminuant, la chaudière éprouve un abaissement
de température, l’eau se réduit en vapeur de nouveau, et
la quantité en est si grande que, les parois de la chaudière ne
pouvant plus supporter la pression intérieure, il y a explosion.
La pression atmosphérique agit sur le point d’ébullition de l’eau.
En effet, plus la pression atmosphérique augmente, plus le point
d’ébullition de l’eau s’élève. Ainsi, si l’on place de l’eau dans le
digesteur de Papin, où elle est fortement comprimée, on peut élever
la température au rouge, sans qu’elle entre en ébullition : par
— 46 —
conséquent, plus la pression atmosphérique diminue, moins le
point d’ébullition de l’eau s’élève. Enfin, dans le vide, l’eau entre
en ébullition à 21 degrés.

Il résulte de ce qui précède, que, sous la pression de :

1 atmosphère, l’eau bout à + 100 degrés,

2 atmosphères, d° +121 d°,

3 d°, d° +135 d°,

4 d°, d° + 145 d°,

5 d°, d° + 153 d°,

6 d°, d° +160 d°,

7 d°, d° . +166 d°,

8 d°, d° +172 d°,

9 d°, d° +177 d°,
10 d°, d° + 180 d°,

Certains corps ont aussi la propriété de retarder le point d’ébullition
de l’eau. Ainsi, l’eau saturée (1) de chlorure de sodium bout
à 108 degrés ; de chlorure de calcium à 179.

L’eau peut éprouver un abaissement de température sans être
altérée. Ainsi, le froid le plus intense ne la décompose pas. L’eau
se congèle sous l’influence du froid ; c’est toujours à zéro qu’elle
prend l’état solide, pourvu que l’on opère dans des lieux ou l’eau
est en mouvement ; car, si l’on agit dans un lieu parfaitement
tranquille et dans des vases bien polis, on peut abaisser la température
jusqu’à—12 degrés sans qu’elle se congèle. De même
que par la chaleur, l’eau se dilate par le froid ; seulement la dilatation
est loin d’être aussi considérable : l’eau se dilate de 1/14
par le froid ; la force qui résulte de cette dilatation est immense,
au point que rien n’y saurait résister. Ainsi, que l’on remplisse
d’eau un canon de pistolet et qu’on le bouche ensuite herméti(1) 
L’eau est saturée d’un corps, lorsqu’elle ne peut plus en dissoudre.— 47 —
quement, si on le place dans un mélange de glace et de sel, pour
abaisser la température, l’eau se congèlera, et la dilatation sera
telle qu’elle fera éclater le canon. Cette dilatation, par la congélation
de l’eau, explique la rupture, en hiver, des vases qui la contiennent
 ; le soulèvement des pavés des rues, les’ pierres qui se
fendent, les végétaux et les animaux qui meurent (les cellules de
ces derniers étant déchirées par la dilatation des liquides qu’elles
contiennent).

La densité de l’eau change avec la température : son maximum
de densité est à + 4 degrés ; à cette température, 1 litre d’eau
pèse 1 kilogramme ; c’est à la densité de l’eau, prise pour unité
et représentée par 1 ou par 1,000, qu’on rapporte celles des liquides
et des solides. La densité de l’eau, à l’état liquide, étant
de 1,000, celle de la glace est de 914.

L’eau peut être comprimée ; mais sa compressibilité est minime.
Lorsqu’on soumet l’eau à un choc subit et rapide, il y a développement
de lumière. La lumière n’a pas d’action sur l’eau. Quant à
l’électricité, son action sur l’eau pure est faible, attendu que cette
dernière n’est pas bonne conductrice du fluide électrique ; mais,
vient-on à la rendre conductrice, par l’addition de quelques gouttes
d’acide, elle est décomposée en ses éléments oxigène et hydrogène,
par un courant électrique (1).

L’eau, dans l’état naturel où on la rencontre, n’est pas pure ;
(1) Nous voyons donc, déjà, que la plupart des phénomènes chimiques
sont en raison des circonstances ; car l’électricité décompose l’eau, et,
cependant, la formation de l’eau a lieu en mettant un mélange d’oxigène et
d’hydrogène en contact avec le fluide électrique. Notre persuasion est que
l’électricité n’est qu’un agent de décomposition ; que si la combinaison de
l’oxigène avec l’hydrogène a lieu par l’étincelle électrique, ce fluide n’agit,
sur le mélange gazeux, qu’en raison du calorique qui se développe pendant
l’étincelle, et que ce n’est que par l’élévation de température qui se produit,
que la combinaison s’effectue, et non par l’influence électrique
réellement.— 48 —
d’abord, elle renferme toujours de l’air : c’est même à ce gaz que
l’eau doit sa potabilité ; sans lui, elle ne pourrait servir à la vie ;
il est essentiel à notre existence. L’air que l’eau renferme est
même plus riche en oxigène que l’air atmosphérique. Pour constater
l’air dans l’eau, on adapte un tube propre à recueillir les
gaz à un ballon de verre, et, après avoir rempli complétement
l’appareil d’eau et engagé le tube sous une éprouvette, sur la cuve
à mercure, on chauffe : bientôt l’air se dégage et se rassemble
dans l’éprouvette. En faisant l’analyse de cet air, on trouve qu’il
contient environ 33 pour % d’oxigène : c’est-à-dire, environ 13
pour % de plus que dans l’air atmosphérique ordinaire ; cel
provient de ce que l’oxigène est plus soluble dans l’eau qu
l’azote, et le premier se dissout de préférence au dernier.

C’est cet air qui rend l’eau potable. Examinons donc les cir
constances où l’eau n’est plus potable ; c’est-à-dire où l’air, prin
cipe essentiel à la potabilité de l’eau, se dégage de cette der
nière.

L’air se dégage de l’eau sous l’influence du vide, de l’ébullition
du passage d’un gaz, de la congélation, de la dissolution d’un
sel, des matières organiques ; dans ces circonstances, l’azote, étan
moins soluble que l’oxigène, se dégage le premier. Quant aux ma
tières organiques, c’est sous l’influence du repos et du manqu
d’air que ces matières rendent l’eau non potable, en absorban
l’oxigène qu’elle renferme : de là la formation des eaux stagna
tes, telles que celles des citernes, etc. L’eau devenue non potabl
par la perte de son air, exposée de nouveau au contact de l’a
mosphère, le reprend avec une force excessive et redevier
potable.

— 49 —

Les diverses eaux qu’on rencontre dans la nature sont les suivantes
:

Eaux

économiques


médicinales


potables..

non
potables..

Eau de pluie,
de source,
de rivière.

servant aux usages
domestiqes.

spécialemt utiles
aux arts

Eau de puits,
d’étang,
dormante.

Eau de mer,

de fontaines
salées.

insalubres —Celles qui sont croupies ou corrompues.


chaudes ou thermales.

froides…

Eaux salines, acides, ferrugineuses,
alcalines, acidules, sulfureuses.


L’eau de pluie est, de toutes les eaux, la plus pure. Quant aux
autres eaux potables, c’est-à-dire de source, de rivière, elles renferment
généralement, outre de l’air, les substances suivantes :

Acide carbonique,

Carbonate de chaux (en dissolution à la faveur de l’acide

carbonique (1) ),
Chlorure de sodium,
Chlorure de magnésium,
Sulfate de soude,
Matières organiques, en proportions variables.

Les eaux non potables, de puits, par exemple, outre es sub(1) 
On sait qu’en faisant bouillir de l’eau dans un vase, de verre par
exemple, elle se trouble par l’ébullition : c’est le carbonate de chaux, que
contient l’eau, qui la trouble en se précipitant, attendu que, par l’ébullition,
on chasse l’acide carbonique qui le tenait en dissolution.4— 50 —
stances que nous venons d’énumérer comme existant dans les
eaux potables, renferment du sulfate de chaux. C’est ce sulfate
de chaux, en dissolution dans certaines eaux, et les sulfates de
soude, de magnésie, que toute eau, excepté celle de pluie, renferme,
qui, sous l’influence des matières organiques, se transforment
(ces dernières absorbant l’oxigène de ces composés) en
sulfures de calcium, sodium, magnésium, et donnent naissance à
des eaux sulfureuses.

Le sulfate de chaux, dans l’eau, est, de toutes les substances
étrangères que l’on rencontre dans ce liquide, la plus nuisible :
aussi, lorsqu’il est en proportion notable, doit-on le transformer
en sulfate de soude par un peu de carbonate de cette base (1).

Les matières que l’eau de mer renferme en plus grande abondance
sont les suivantes :

Chlorure de sodium,
Sulfate de soude,
Chlorure de magnésium,
Sulfate de magnésie,
Carbonate de chaux,
Chlorure de calcium,
Iodure de potassium,
Bromure de magnésium,
Matières organiques.

La densité moyenne des eaux du Grand-Océan est de 1,0286 à
+ 8 degrés ; la quantité moyenne des sels est de 3,65 p. %.

(Usages.)  Les usages de l’eau sont trop connus pour que nous
nous y arrêtions.

(Purification.)  Dans les laboratoires et dans certaines indus(1) 
Il y a formation de carbonate de chaux, insoluble par lui-même, et de
sulfate de soude soluble.
— 51 —

tries, on a besoin d’eau chimiquement pure ; il est donc nécessaire
de purifier l’eau, puisque celle que nous offre la nature,
même celle de pluie, contient des matières étrangères. C’est par
la distillation qu’on purifie l’eau. Cette opération consiste à réduire
ce liquide en vapeur dans un appareil convenable, appelé
alambic, à la condenser et à la recueillir dans des vases convenables
pour la conserver à l’abri du contact de l’air. La distillation
de l’eau offre les phénomènes suivants :

La première eau qui passe à la distillation est alcaline : son
alcalinité est due à la présence d’ammoniaque.

L’eau qui distille au milieu de l’opération est neutre.

Enfin, l’eau qui passe en dernier a une réaction acide : elle
doit cette acidité à la présence de l’acide chlorhydrique. (Disons,
toutefois, que ces réactions alcalines ou acides sont excessivement
faibles dans la distillation des eaux potables, et que c’est
dans celle de l’eau de mer qu’elles sont surtout très-sensibles).
L’eau distillée ne contenant pas d’air, puisque nous savons que
ce gaz est chassé par l’ébullition, n’est point potable, et ne peut
le devenir que par son exposition à l’air ; sans cela elle est lourde
et indigeste.

(Composition.)  L’eau, en poids, est formée de 1 équivalent
d’oxigène et de 1 équivalent d’hydrogène : c’est-à-dire que 1
étant l’équivalent de l’hydrogène et 8 celui de l’oxigène, 1 gramme
d’hydrogène se combine avec 8 grammes d’oxigène, pour donner
9 grammes d’eau.

L’eau est formée, en volume, de 2 volumes d’hydrogène et de
1 volume d’oxigène : c’est-à-dire qu’en mettant 2 litres d’hydrogène
avec 1 litre d’oxigène, par la combinaison, il y a formation
d’eau, sans excès de l’un des deux gaz.

Pour connaître la composition de l’eau, deux marches se présentent
: l’analyse et la synthèse.

(Analyse.)  Pour connaître la composition de l’eau, en poids,

— 52 —

on fait passer un courant de vapeur d’eau sur du fer, préalablement
pesé et porté au rouge dans un tube de porcelaine : l’eau
est décomposée : son oxigène se porte sur le fer, et de l’augmentation
de poids de ce dernier, on déduit le poids de l’oxigène ;
quant à l’hydrogène, qui se dégage, on le recueille et l’on en
prend le poids, soit en le pesant, soit en en mesurant le volume.

Pour l’analyse de l’eau, en volume, il suffit de mettre ce liquide
en contact avec le fluide électrique : on obtient, dans une éprouvette,
2 volumes d’hydrogène ; dans l’autre, 1 volume d’oxigène.

(Synthèse.)  Quant à la composition de l’eau, en volume, par
la synthèse, on fait un mélange de 2 volumes d’hydrogène et de
1 volume d’oxigène, et on l’introduit dans un appareil, appelé eudiomètre
(lequel est une espèce d’éprouvette)  ; on enflamme le
mélange, à l’aide d’une étincelle électrique: il y a formation d’eau,
sans excès de gaz.

Enfin, pour connaître la composition de l’eau, en poids, par la
synthèse, il suffit de prendre un poids connu d’oxide noir de
cuivre ; de le décomposer par un courant d’hydrogène pur et sec ;
de peser l’eau formée et recueillie dans un tube contenant de la
pierre ponce imprégnée d’acide sulfurique concentré : l’augmentation
de poids de ce dernier indique la quantité d’eau formée ;
la perte de poids de l’oxide de cuivre indique la quantité d’oxigène
contenue dans l’eau formée ; la différence entre le poids de
l’eau recueillie et la perte de poids de l’oxide de cuivre indique
la quantité d’hydrogène combinée à l’oxigène, de l’oxide de cuivre,
pour former l’eau condensée dans le tube contenant l’acide sulfurique
(fig. n° 4, pl. 1).
Bore.
B = 11.

Le bore a été découvert par MM. Gay-Lussac et Thénard ; il
est peu répandu dans la nature.

— 53 —

(Propriétés.)  Ce métalloïde est brun verdâtre, inodore, insipide,
plus dense que l’eau, infusible, fixe (c’est-à-dire qu’il ne se
volatilise point, quelle que soit la haute température à laquelle on
l’expose) , difficilement oxidable. Insoluble dans tous les acides :
n’est attaqué que par un mélange d’acides fluorhydrique et azotique
: il y a formation de fluorure de bore, d’eau, etc.

(Usages.)  Le bore est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, dans un tube de cuivre
, de l’acide borique, fondu et pulvérisé, avec du potassium ;
traitant la masse par l’eau ; puis terminant les lavages par de
l’eau aiguisée d’acide chlorhydrique ; faisant sécher le résidu, qui
est le bore.

Acide borique.

Il a été découvert par M. Homberg ; c’est la seule combinaison
oxigénée du bore que l’on connaisse ; elle fut appelée : sel sédatif
ou narcotique, acide boracique.

(Propriétés.)  Cet acide est solide, incolore, inodore, d’une saveur
légèrement acide ; rougissant faiblement la teinture bleue de
tournesol ; nullement altéré par la chaleur ; il est fusible : coule en
un liquide visqueux, peut être obtenu en fils comme du verre et
de la plus grande finesse : sa densité est alors de 1,83 ; il est fixe,
difficilement décomposé par l’électricité, peu soluble dans l’eau
froide, plus soluble dans l’eau bouillante, et cristallisant, par le
refroidissement, en prismes hydratés contenant 3 équivalents
d’eau, ayant par cela même pour formule Quoique

— 54 —

fixe, l’acide borique a la propriété de se volatiser, sous l’influence
de la vapeur d’eau. Cet acide est un peu soluble dans l’alcool,
dans l’esprit de bois : ces dissolutions brûlent avec une flamme
verte, caractère distinctif de l’acide borique. Une des propriétés
les plus remarquables de cet acide est de prendre diverses couleurs,
lorsqu’on le fond avec certains oxides métalliques. Ainsi,
avec l’oxide de cobalt, il prend une couleur bleue ; l’oxide de cuivre
lui communique une couleur verte ; l’oxide de manganèse le
colore en rouge violacé.

(Usages.)  L’acide borique est employé dans l’analyse de certaines
pierres ; on s’en sert pour faire les borates, etc.

(Préparation.)  On l’obtenait autrefois, en décomposant le borate
de soude naturel par l’acide sulfurique.

Maintenant, on se contente de purifier, par la calcination et la
cristallisation, l’acide borique naturel. On extrait ce dernier de
petits lacs boueux, appelés lagonis, que l’on rencontre dans certaines
parties de la Toscane. L’acide borique s’y trouve amené
par des jets de vapeur souterrains.
Silicium.
Si = 22.

Le silicium a été découvert par M. Berzélius ; il est très-répandu
dans la nature.

(Propriétés.)  Ce corps est solide, brun noisette sombre, inodore,
insipide, infusible, fixe, difficilement oxidable, insoluble
dans presque tous les véhicules, soluble dans un mélange d’acides
fluorhydrique et azotique : il y a formation de fluorure de silicium,
d’eau, etc.

— 55 —

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant, de la même manière
que pour la préparation du bore, du fluorure double de silicium
et de potassium, par du potassium.

On traite la masse par l’eau ; puis, après avoir mis le résidu
en contact avec de l’acide fluorhydrique, on lave de nouveau à
grande eau, et l’on fait sécher le silicium.

Acide silicique.

On ne connaît, jusqu’à présent, qu’un composé de silicium et
d’oxigène : c’est l’acide silicique ou silice. L’acide silicique est
très-répandu dans la nature : il constitue : le cristal de roche (1) ,
l’améthyste, l’agathe, la cornaline, l’opale, les pierres à fusil et
meulières, le sable, etc.

(Propriétés.)  La silice est solide, blanche, inodore, insipide,
infusible aux plus grands feux de forge, fusible et même volatile à
la chaleur du chalumeau à gaz oxigène et hydrogène, indécomposable
par la chaleur, difficilement décomposée par l’électricité,
d’une densité égale à 2,66, insoluble dans l’eau, sans action sur la
teinture de tournesol, insoluble dans tous les véhicules, lorsqu’elle
a été calcinée (à l’exception de l’acide fluorhydrique)  ; soluble,
à l’état d’hydrate, dans l’acide chlorhydrique (ce dernier n’agit que
comme dissolvant : c’est-à-dire à la manière de l’eau, et non en

(1) Appelé quartz , lorsqu’il est opaque.

— 56 —

formant du chlorure de silicium et de l’eau)  ; l’acide fluorhydrique,
au contraire, ne dissout la silice qu’en donnant de l’eau et du
fluorure de silicium. L’acide silicique, calciné avec de la potasse,
de la soude, ou les carbonates de ces bases, constitue alors un
silicate, connu sous le nom de verre.

(Usages.)  La silice sert à la fabrication du verre, des poteries,
des émaux ; on l’emploie aussi en métallurgie.

(Préparation.)  On l’obtient en calcinant le sable blanc avec de
la potasse ou de la soude ; traitant par l’eau ; précipitant la silice
du silicate, par de l’acide chlorhydrique ;

lavant le précipité, et le faisant sécher.
Carbone.
C = 6.

Le carbone était connu de toute antiquité ; il se présente à
nous sous différents aspects ; il constitue : le diamant, le graphite,
la houille, le charbon artificiel.

(Diamant.)  Tantôt il est incolore ; tantôt il est coloré en rose,
en jaune, en vert, en brun, et même en noir : ce dernier porte
le nom de diamant enfumé. La forme cristalline du diamant est
le tétraèdre, l’octaèdre, le cube ; sa densité est de 3,5 ; c’est le
corps le plus dur que l’on connaisse : il ne peut être poli que par
sa propre poussière : cette opération, la principale de l’art du
lapidaire, porte le nom de clivage. Chauffé dans l’air ou dans
l’oxigène, le diamant brûle et se transforme en acide carbonique.

— 57 —

(Extraction du diamant.)  Le diamant est toujours un produit
de la nature : il n’a pu encore être produit artificiellement. On le
rencontre dans l’Inde, aux environs de Golconde, au Brésil, à
Bornéo, dans les monts Ourals. Son extraction est basée sur
l’opération de la lévigation. Les ouvriers séparent, avec beaucoup
d’habileté, les diamants qui se trouvent dans les petites pierres
que l’eau, à cause de leur pesanteur, n’a pu enlever en Iéviguant.


(Graphite.)  Le graphite se rencontre principalement dans l’île
de Ceylan. Il se présente à l’état écailleux ou compacte, d’une
couleur gris d’acier noirâtre ; son aspect est un peu métallique ;
sa densité est égale à 2,4 ; il est doux au toucher ; tache le papier
(c’est du carbone presque pur). Il brûle difficilement ; il sert à la
fabrication des crayons de mine de plomb, à faire des creusets :
dans ce cas, on y ajoute de l’argile.

(Houille.)  La houille est du carbone contenant plus ou moins
de matières étrangères ; elle porte vulgairement le nom de charbon
de terre. La houille, calcinée en vase clos, constitue le coite.
II y a beaucoup d’espèces de houille : la houille schisteuse est la
plus commune de l’Angleterre et de l’Ecosse ; une des variétés
de cette dernière est la houille schisteuse éclatante, appelée anthracite.


(Charbon artificiel (1).) Le charbon, obtenu artificiellement,
se présente sous différentes formes : ainsi, le charbon de bois,
d’os, possède celle des matières que l’on a calcinées ; celui de
sucre, de viande, est caverneux ; celui provenant de la combustion
des huiles est en poudre : il constitue le charbon connu sous le
nom de noir, de fumée. La densité du charbon artificiel est de
1,8. Certains charbons artificiels ont la propriété d’absorber les
(1) Le charbon, obtenu avec des matières hydrogénées, contient toujours
de l’hydrogène.
— 58 —

matières colorantes sans les détruire. Ainsi, le charbon d’os, qui
est celui qui jouit de cette propriété au plus haut degré (1) , mis
en contact avec du vin, de la teinture de tournesol, d’indigo, décolore
ces liquides en quelques instants. Le charbon artificiel a
la propriété d’absorber les gaz (2)  ; cette absorption est plus ou
moins grande, selon la nature du gaz avec lequel on le met en
contact et selon la manière dont le charbon a été obtenu. Ainsi,
un volume de charbon de bois rougi, puis refroidi sous le mercure,
absorbe :

Ammoniaque 90 volumes,

Acide chlorhydrique 85 d°,

Acide sulfureux 65 d°,

Acide sulfhydrique 55 d°,

Protoxide d’azote 40 d°,

Acide carbonique 35 d°,

Hydrogène carboné 35 d°,

Oxide de carbone 9,42 d°,

Oxigène 9 d°,

Azote 7,50 d°,

Hydrogène 1,75 d°.

Ainsi, le charbon absorbe d’autant plus les gaz, que ces derniers
sont plus solubles dans l’eau.

(Propriétés du carbone en général.)  Le carbone, quel qu’il soit,
est toujours solide, inodore, d’une couleur variable, d’une densité
variable, infusible, fixe, insoluble dans tous les véhicules connus ;
combiné à l’oxigène, il donne deux composés principaux :
l’oxide de carbone, l’acide carbonique ; le premier se forme toujours
lorsque le charbon est en excès par rapport à l’oxigène ; le
deuxième, au contraire, prend toujours naissance quand il y a
(1) Les charbons brillants décolorent mal.(2) Aussi le charbon est-il employé comme désinfectant.
— 59 —

un excès d’oxigène. Le carbone n’est point altéré par son contact
avec l’air : l’encre de Chine en est un exemple (1)  ; seulement,
il en absorbe l’humidité avec rapidité : l’absorbtion est telle que,
quelquefois, l’inflammation a lieu et qu’il en résulte des incendies.


1 Kilogramme de carbone, en brûlant, donne assez de chaleur
pour fondre 104 kilogrammes de glace, ou porter à l’ébulition
79 kilogrammes d’eau.

(Usages du carbone.)  Ses usages sont trop connus pour que
nous en parlions.

(Préparation.)  Pour avoir du charbon chimiquement pur, mais
terne et noir, on calcine du noir de fumée dans un tube en porcelaine,
sous l’influence d’un courant de chlore, qui lui enlève son hydrogène
en formant de l’acide chlorhydrique ; on laisse refroidir l’appareil,
et l’on chauffe le carbone dans un creuset pour chasser
le gaz qu’il peut contenir. On obtient également le carbone pur,
mais avec éclat métallique, en faisant passer de l’essence de térébenthine,
à travers un tube de porcelaine incandescent : ce carbone
brillant, ainsi obtenu, est appelé carbonium par quelques
Chimistes.

Le carbone forme, avec l’oxigène, les composés suivants :

Oxide de carbone,
Acide carbonique,
Acide oxalique,
Acide croconique,

Acide mellitique, mais nous n’étudierons que les
trois premiers : l’oxide de carbone, l’acide carbonique, immédiatement ;
quant à l’acide oxalique, sa place est à l’article acides
organiques.
(1) L’encre de Chine n’est que du noir de fumée avec de la gélatine et un
peu de musc.— 60 —
Oxide de Carbone.

L’oxide de carbone n’est connu que depuis le commencement
du dix-neuvième siècle.

(Propriétés.)  Ce corps est un gaz incolore, inodore, peu soluble
dans l’eau, indécomposable par la chaleur, plus léger que
l’air, d’une densité égale à 0,974 ; son action sur l’économie est
des plus vénéneuses ; il est d’autant plus dangereux, qu’il ne
possède aucun caractère pouvant indiquer sa présence (1). Mis en
contact avec un corps enflammé, il l’éteint et brûle avec une
flamme bleue caractéristique, et se transforme en acide carbonique.
Il est sans action sur la teinture de tournesol, l’eau de
chaux. Mis en contact avec l’oxigène, sous l’influence d’un corps
enflammé ou d’une étincelle électrique, il y a détonation, formation
d’acide carbonique. Si l’on introduit dans l’eudiomètre
100 volumes d’oxide de carbone, 50 volumes d’oxigène, il reste,
après l’inflammation, 100 volumes de gaz ; traitant par lapotasse,
ce résidu gazeux, qui n’est plus que de l’acide carbonique, est
absorbé en totalité : d’où l’on voit que 100 volumes d’oxide de
carbone, en s’unissant à 50 volumes d’oxigène, donnent 100 volumes
d’acide carbonique.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en calcinant, dans une cornue de
porcelaine munie d’un tube à recueillir les gaz, soit un mélange
de fer et de carbonate de barite, soit un mélange d’oxide de zinc
et de charbon ; la théorie de ces opérations est la suivante :
(1) Le seul remède à porter à quelqu’un, en cas d’asphyxie par ce gaz,
est de faire respirer le grand air. Un air, contenant de son volume
d’oxide de carbone, est mortel pour tous les animaux, quoiqu’une bougie y
reste allumée.
On peut encore obtenir ce gaz, en chauffant l’acide oxalique ou
un oxalate avec de l’acide sulfurique : il se dégage volumes
égaux d’oxide de carbone et d’acide carbonique ; on absorbe ce
dernier par la potasse ou la soude.

Acide carbonique.

C’est M. Lavoisier qui a fait connaître la nature de l’acide carbonique.
Cet acide fut appelé d’abord : gaz méphytique, acide crayeux.
Ce corps existe abondamment dans la nature, surtout à l’état de
combinaison : il se rencontre dans l’air ; il est le produit de la
respiration de tous les animaux, de la combustion de toutes les
substances contenant du carbone, et par conséquent du carbone
lui-même sous l’influence de l’oxigène.

(Propriétés.)  L’acide carbonique est gazeux, incolore, d’une
odeur piquante, d’une saveur aigrelette ; la chaleur est sans
action sur lui ; l’électricité ne le décompose que partiellement ; il
est plus lourd que l’air : sa densité est de 1,529. Mis en contact
avec un corps en ignition, il l’éteint sans s’enflammer ; son action
sur l’économie est moins délétère que celle de l’oxide de carbone
: il serait cependant dangereux de respirer un air qui con-
— 62 —
tiendrait 15 p. % (en volumes) de ce gaz (1). D’après les expériences
de Davy, 100 volumes d’acide carbonique renferment
100 volumes d’oxigène. Il rougit la teinture de tournesol et lui
communique une teinte vineuse. L’acide carbonique est soluble
dans l’eau : ce liquide, à la température et à la pression ordinaires
de l’air, en dissout un volume égal au sien ; sous la pression
de plusieurs atmosphères, l’eau peut en dissoudre plusieurs fois
son volume : la dissolution constitue alors l’eau de seltz, laquelle
est chargée ordinairement, lors de sa fabrication, à 5 ou 6 atmosphères.


Agité avec l’eau de chaux, le gaz acide carbonique troublecelte
dissolution : il y a formation de carbonate de chaux insoluble
dans l’eau, mais soluble dans un excès de gaz ou de dissolution
aqueuse d’acide carbonique.

L’acide carbonique est décomposé par l’hydrogène, le carbone :
dans le premier cas, il y a formation d’eau et d’oxide de carbone ;
dans le deuxième, il se produit seulement de l’oxide de carbone.


Soumis à une forte pression, le gaz acide carbonique peut être
liquéfié : c’est M. Faraday qui, le premier, a opéré la liquéfaction
de ce gaz. Dans ces derniers temps, M. Thilorier a construit un
appareil à l’aide duquel on peut obtenir une assez grande quantité
(1) Aussi est-il imprudent de descendre dans les caves, les puits, sans
bougie allumée: cette dernière s’éteignant, par la présence d’un air contenant
beaucoup d’acide carbonique, et indiquant que la mort serait inévitable
pour celui qui tenterait d’y pénétrer.C’est aussi la grande quantité d’acide carbonique qui se dégage dans les
cuves de vendangeur, de brasseur, qui occasionne l’asphyxie des ouvriers
qui y descendent pour ranimer la fermentation.
— 63 —

de cet acide à l’état liquide et même solide ; mais cette opération
présente quelques dangers, attendu que la pression, dans l’appareil
de fonte dont on se sert, est telle qu’il peut y avoir rupture
et les fragments blesser l’opérateur ; car, en agissant à la température
de zéro, la pression est de 36 atmosphères ; à + 10 degrés,
elle est de 45 ; à + 20 degrés, elle est de 56 ; enfin, à + 30 degrés,
elle s’élève à 73 atmosphères. Avec de pareilles pressions,
il est impossible de répondre de la solidité d’un appareil,
quelque bien construit qu’il soit. L’acide carbonique liquéfié, en
s’évaporant dans l’air, produit un froid de —92 à —100 degrés :
aussi, en recevant dans un appareil convenable cet acide carbonique
liquide, une partie de ce dernier se solidifie : il a alors
l’aspect de la neige. Pour faire cette expérience avec moins de
danger, il faudrait abaisser la température à—20 degrés ; sous
l’influence de ce froid, l’acide carbonique n’exigerait qu’une pression
de 26 atmosphères ; à—10 degrés seulement, il faudrait
30 atmosphères pour liquéfier ce gaz. Mis sur L’épiderme, l’acide
carbonique, ainsi liquéfié ou solidifié, produit une vésication
instantanée. On peut se servir d’acide carbonique solide pour
obtenir des froids immenses, et liquéfier et même solidifier certains
corps : le mercure, par exemple.

(Usages.)  L’acide carbonique est fréquemment employé en
chimie.

(Préparation.)  Dans les arts, on l’obtient ou en brûlant du
charbon, ou en décomposant la craie (qui est du carbonate de
chaux) soit par la chaleur ou l’acide sulfurique.

Dans les laboratoires, on décompose le carbonate de chaux,
connu sous le nom de marbre, par l’acide azotique ou chlorhydrique.

— 64 —
Dans ces deux derniers cas, l’acide carbonique obtenu a une
saveur désagréable.

Le carbone, en s’unissant à l’hydrogène, donne naissance à une
foule de corps. Les principaux composés gazeux résultant de
l’union de ces deux métalloïdes sont : hydrogène proto-carboné ou
gaz des marais, des houillères (1) hydrogène bicarboné
(1) 

Nous étudierons seulement ce dernier.

Mydrogème Bi-Carboné.

L’hydrogène bi-carboné, appelé aussi gaz oléfiant (parce qu’il a
la propriété de donner un composé huileux avec le chlore) , constitue
en grande partie le gaz de l’éclairage.

(Propriétés.)  Ce gaz est incolore, insipide, d’une odeur empyreumatique,
très-peu soluble dans l’eau ; d’après les dernières
expériences faites sur ce corps, sa densité est de 0,9816. Il est
décomposé, par la chaleur, en,charbon, hydrogène, hydrogène
proto-carboné. En contact avec un corps en ignition, il l’éteint,
s’enflamme et brûle avec une flamme blanche et comme fuligineuse.
Il est sans action sur la teinture de tournesol et l’eau de
chaux, avant sa combustion. Si l’on fait un mélange de ce gaz
(1) On a l’habitude, malgré leur composition, de les appeler ainsi.
— 65 —

avec trois parties d’oxigène et qu’on l’enflamme, il y a une violente
détonnation, et toujours rupture du flacon où l’on opère : de
là la nécessité de l’envelopper, afin qu’il n’y ait aucun danger
pour celui qui expérimente. On arrive facilement à connaître sa
composition de la manière suivante :

On introduit, dans l’eudiomètre à mercure, 10 volumes d’hydrogène
bi-carboné et 50 volumes d’oxigène ; on fait passer l’étincelle
électrique : il reste, après l’inflammation, un résidu égal à
40 volumes ; ajoutant une dissolution de potasse ou de soude, on
enlève l’acide carbonique formé ; après le traitement, le résidu,
qui n’est plus que de l’oxigène, est égal à 20 volumes : il y a donc
eu formation de 20 volumes d’acide carbonique ; sachant que cet
acide renferme 1 volume d’oxigène égal au sien, on voit que
20 volumes d’oxigène ont servi à brûler tout le carbone du gaz
défiant. Quant aux autres 10 volumes d’oxigène disparus, puisque
20 volumes résidu + 20 volumes absorbés, pour former l’acide
carbonique, égalent 40 volumes, et que l’on en a employé
50 volumes, ces 10 volumes d’oxigène, disons-nous, se sont
« unis à l’hydrogène pour former de l’eau ; or, pour former le protoxide
d’hydrogène, 1 volume d’oxigène s’unit à 2 volumes d’hydrogène
 ; donc les 10 volumes d’oxigène qui ont disparu se sont
combinés à 20 volumes d’hydrogène que contenaient les 10 volumes
de gaz oléfiant employés. Un litre d’hydrogène bi-carboné
contient donc 2 litres d’hydrogène.

(Usages.)  Le gaz hydrogène bi-carboné impur, c’est-à-dire mélangé
à des matières étrangères, constitue le gaz de l’éclairage.

(Préparation.)  Il prend toujours naissance dans la décomposition,
par la chaleur, des matières organiques très-peu oxigénées.
Il se prépare en chauffant graduellement dans une cornue de
verre munie d’un tube propre à recueillir les gaz, un mélange
de 1 partie d’alcool et de 6 parties d’acide sulfurique concentré
la réaction peut s’expliquer de la manière suivante :
5
— 66 —

Soufre.

S = 16.

Le soufre était connu de toute antiquité ; il est très-répandu
dans la nature, soit à l’état de liberté, soit à l’état de combinaison.


(Propriétés.)  Ce corps est solide, jaune, inodore, insipide, cristallisable,
fusible vers 109 degrés ; pouvant être encore liquide à
une température bien inférieure à ce degré ; mais le thermomètre
rémonte à 109 degrés environ, lors de sa solidification. Il
entre en ébullition vers 440 degrés ; il est friable, mauvais conducteur
de la chaleur ; s’électrise parle frottement ; il est insoluble
dans l’eau, peu soluble dans l’alcool, plus soluble dans l’éther,
soluble dans l’essence de térébenthine, les huiles ; mais son meilleur
dissolvant est le sulfure de carbone. Sa densité est égale à
2 environ. Si l’on fond du soufre et qu’on le laisse refroidir lentement,
il cristallise en prismes rhomboïdaux. Si l’on dissout du
soufre dans de la sulfure de carbone et qu’on laisse cette dissolution
à l’air, ce dernier se volatilise, et le soufre cristallise en octaèdres
à base rhomboïdale. Chauffé à+ 150 degrés, il commence
à se colorer ; maintenu vers + 250 degrés il devient rouge
hyacinthe en s’épaississant ; si on le laisse alors refroidir lentement,
il redevient liquide et reprend les caractères du soufre ordinaire ;
mais, refroidi alors brusquement, en le projetant dans
l’eau, il devient élastique, en conservant sa couleur rouge. Le
soufre mou est du soufre qui, quoique froid, a conservé une
certaine quantité de chaleur latente ; car, chauffé de 95 à 100
degrés, il entre en fusion. Au bout de quelques jours, le soufre

— 67 —

mou reprend les propriétés du soufre ordinaire : c’est-à-dire qu’il
redevient cassant, etc. Chauffé dans l’air ou dans l’oxigène, il
brûle avec une flamme bleue, en répandant une odeur particulière
due à l’acide sulfureux qui se forme.

Le soufre s’unit très-bien à l’hydrogène, au bore, au silicium,
au carbone, etc. : il en résulte des sulfures de ces métalloïdes.

(Usages.)  Le soufre est fréquemment employé dans les laboratoires
et dans les arts. On s’en sert, en outre, pour mouler des
médailles, pour désinfecter le gaz de l’éclairage et lui enlever le
sulfure de carbone qu’il contient.

(Préparation.)  Le soufre s’extrait, soit du sulfure de fer, en
calcinant ce dernier, soit en distillant, dans des appareils convenables,
le soufre natif, pour le séparer des matières étrangères
qui l’accompagne : par la chaleur, le soufre se volatilise et se
rend dans une chambre en maçonnerie, ou, rencontrant du
froid, il se condense sous la forme de poudre très-fine : il constitue,
dans cet état, la fleur de soufre. Cette dernière est toujours
acide et doit être lavée avant de s’en servir. Le soufre, arrivant
constamment dans cette chambre, préalablement froide, finit par
l’échauffer au point que le soufre, au lieu de rester en poudre, se
liquéfie et gagne la partie inférieure de la chambre, d’où on le
fait couler pour l’introduire dans des moules en bois, afin d’avoir
le soufre en morceaux, dit soufre en canon.

Le soufre forme, avec l’oxigène, six composés définis ; mais
quatre d’entre eux seulement seront étudiés.

Acide Hypo-Sulfureux.

L’acide hypo-sulfureux ne peut exister à l’état de liberté ; vient-

— 68 —

on à le séparer d’un hyposulfite, à l’instant même il est décomposé
en soufre qui se précipite et en acide sulfureux qui se dégage :

Acide Sulfureux.

La distinction de l’acide sulfureux, comme corps particulier,
remonte à Stahl. Il se produit toutes les fois que du soufre brûle
dans l’oxigène ou dans l’air.

(Propriétés.)  L’acide sulfureux est un gaz incolore, d’une odeur
suffocante, d’une saveur désagréable ; éteignant les corps en
combustion, rougissant la teinture de tournesol et la décolorant
ensuite ; il décolore aussi les matières animales : la soie, la laine,
par exemple. Sa densité est de 2,234. Un volume d’acide sulfureux
renferme 1 volume d’oxigène. Il est soluble dans l’eau : 1 volume
de ce dernier absorbe 37 volumes de gaz sulfureux. Soumis
à un froid de—20 degrés, il se liquéfie, à la pression ordinaire
(fig. n° 5, pl. 1)  ; son évaporation, alors, donne un froid de — 57
degrés dans l’air, et de—68 degrés dans le vide. Il est indécomposable
par la chaleur ; mais, sous l’influence du calorique, il est
décomposé par l’hydrogène, le carbone.

La dissolution d’acide sulfureux, en contact avec le fer, le zinc,
donne de l’hyposulfite de fer, de zinc. A chaud, le fer, le zinc,
décomposent l’acide sulfureux sec : il y a formation de sulfure et
d’oxide :

Le gaz acide sulfureux sec ne se combine point, à froid, avec

— 69 —

l’oxigène sec ; mais, sous l’influence de l’eau, il y a formation
d’acide sulfurique : d’où il résulte que la dissolution aqueuse de
gaz sulfureux doit être conservée à l’abri du contact de l’air (1).

En contact avec une dissolution aqueuse de barite, l’acide sulfureux
donne du sulfite de barite insoluble dans l’eau, mais soluble
dans l’acide chlorhydrique (c’est même un moyen de reconnaître
si l’acide sulfureux contient de l’acide sulfurique, le sulfate
de barite n’étant pas soluble dans l’acide chlorhydrique).

(Usages.)  L’acide sulfureux est très-employé en chimie : c’est
comme désoxidant qu’on en fait usage.

(Préparation. )  On l’obtient en chauffant le mercure avec l’acide
sulfurique concentré : il est alors chimiquement pur. On peut
également le préparer en substituant au mercure, le cuivre, le
soufre. Dans les arts, on chauffe l’acide sulfurique avec du charbon
: il en résulte un mélange d’acide sulfureux et d’acide carbonique.
Ce dernier n’est nullement nuisible dans la plupart des
expériences industrielles que l’on fait avec le gaz sulfureux. Mieux
vaut, cependant, l’emploi du soufre qui donne plus de gaz sulfureux
:

Acide Hypo-Sulfurique.

Cet acide a été découvert par MM. Welter et Gay-Lussac, depuis
quelques années seulement.

(Propriétés.)  L’acide hyposulfurique, à l’état de liberté, n’existe
(l) A cet effet, le flacon étant complètement plein, on le bouche et l’on
fait plonger le goulot dans un verre rempli d’eau.
— 70 —

point à l’état anhydre ; le moins d’eau qu’il puisse contenir est
1 équivalent de ce liquide : aussi a-t-il, dans cet état,
pour formule. Il est liquide, incolore, inodore, d’une saveur acide ;
rougissant fortement la teinture de tournesol ; sa densité est égale
à 1,347. Il passe, peu à peu, sous l’influence de l’air ou de l’oxigène,
à l’état d’acide sulfurique. Les corps qui cèdent facilement
leur oxigène, agissent de la même manière sur cet acide.

Il est décomposé, par la chaleur, en acides sulfureux et sulfurique.
Cette décomposition a lieu également lorsqu’on soumet
l’acide hypo-sulfurique sous le vide de la machine pneumatique.
En contact avec le fer, le zinc, il y a dégagement d’hydrogène,
formation d’hypo-sulfate.

Il a pour caractère distinctif, de ne point donner de précipité
par l’eau de barite, l’hypo-sulfate de cette base étant soluble
dans l’eau : ce qui le différencie parfaitement des acides sulfureux,
sulfurique.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant l’hypo-sulfate de
barite par l’acide sulfurique :

Acide Sulfurique.

L’acide sulfurique a été découvert par M. Basile Valentin, vers
la fin du quinzième siècle. On le rencontre dans la nature, à l’état
de combinaison. Cet acide se présente sous deux états : à l’état
anhydre, à l’état d’hydrate.

(Propriétés de l’acide sulfurique anhydre.)  L’acide sulfurique
anhydre, est un corps solide, en cristaux cotonneux, dé-

— 71 —

liquescent, c’est-à-dire attirant fortement l’humidité de l’air ; répendant
d’abondantes fumées au contact de ce dernier ; il est fusible
à 25 degrés environ ; il entre en ébullition et distille vers
30 degrés. Sa densité est égale à 1,97. Mis en contact avec la
barite, il y a production de lumière et grand développement de
chaleur. En contact avec l’eau, il s’y combine avec bruissement.
La vapeur d’acide sulfurique anhydre charbonne le papier. Il doit
être conservé dans des vases bien bouchés et mieux encore scellés
à la lampe. Il est sans usages.

(Préparation de l’acide anhydre.)  L’acide sulfurique anhydre se
préparait encore, il y a peu d’années, en calcinant du sulfate de
protoxide de fer desséché dans une cornue de terre ; l’acide sulfurique
anhydre était reçu dans de l’acide sulfurique ordinaire où
il se dissolvait. On obtenait ainsi un liquide connu sous le nom
d’acide sulfurique de Nordhausen (l). Chauffant cet acide de Nordhausen,
l’acide sulfurique anhydre se volatilisait et on le recueillait
dans des vases convenables.

Maintenant, on prépare l’acide sulfurique anhydre par le procédé
de M. Kulmann, lequel consiste à faire passer un mélange
d’acide sulfureux et d’oxigène secs, sur de la mousse de platine
légèrement chauffée ; l’acide anhydre se rend dans un tube en U
refroidi (fig. n° 6, pl. 1).

(Propriétés de l’acide sulfurique hydraté.)  L’acide sulfurique
anhydre, combiné à équivalent d’eau, donne l’acide sulfurique
demi hydraté : il ressemble beaucoup à l’acide anhydre ; il se distingue
de ce dernier, en ce qu’il est moins fusible, et qu’il cristallise
en fibres soyeuses prismatiques. Comme l’acide anhydre, il est
fumant, et développe beaucoup de chaleur par son contact avec
l’eau, la barite ; du reste, on le confond souvent avec l’acide
anhydre.

(1) C’est dans la ville de Nordhausen où, pour la première fois , on prépara
cet acide.

— 72 —

L’acide sulfurique ordinaire ou mono-hydraté, appelé
huile de vitriol, est le plus important ; ses propriétés sont les
suivantes :

L’acide à 1 équivalent d’eau est liquide, non fumant, d’une
consistance oléagineuse, incolore, inodore ; attirant fortement l’humidité
de l’air ; d’une saveur très-caustique ; charbonnant promptement
les matières organiques en les détruisant ; rougissant fortement
la teinture de tournesol ; entrant en ébullition à 326
degrés ; d’une densité égale à 1, 842 : dans cet état il marque
66 degrés à l’aréomètre de Baumé. Il se congèle par un froid de
— 34 degrés. En contact avec l’eau, il développe beaucoup de
chaleur. En effet, 1 partie d’eau et 1 partie d’acide sulfurique, à
1 équivalent d’eau, produisent une chaleur de 97 à 100 degrés
(1). Mélangé avec de la glace, il produit du froid ou de la
chaleur, selon les proportions employées. En effet : 1 partie de
glace et 4 parties d’acide sulfurique produisent une chaleur de
30 à 40 degrés ; avec le contraire, c’est-à-dire avec 4 parties
de glace et 1 partie d’acide sulfurique, un froid de—17 à — 20
degrés. Il est décomposé par une chaleur rouge. Étant mauvais
conducteur du fluide électrique, l’acide sulfurique à 1 équivalent
d’eau, n’est point décomposé par l’électricité ; mais, vient-on
à l’étendre d’eau, il devient conducteur et est décomposé par
cet agent.

Il est transformé, par l’hydrogène, à la température ordinaire,
en acide sulfureux et en eau (2)  :
(1) Il faut avoir la précaution de verser l’acide dans l’eau ; dans le cas
contraire, il pourrait y avoir projection du liquide.(2) Ce genre de décomposition a lieu dans la préparation de l’hydrogène
par le zinc et l’acide sulfurique.
— 73 —
A chaud, il y aurait formation d’eau et de sulfure d’hydrogène :

L’acide sulfurique, à 1 équivalent d’eau, est décomposé par le
fer, sous l’influence de la chaleur : il y a formation d’acide sulfureux
et d’oxide de fer. Si, au contraire, l’acide sulfurique, à 1 équivalent
d’eau, est additionné d’une certaine quantité de ce dernier
liquide, le fer ne décompose plus l’acide sulfurique : l’eau seule
est décomposée : il se dégage de l’hydrogène, et il y a formation
de sulfate de fer. Si l’on ajoute à l’acide sulfurique, à 1 équivalent
d’eau, un autre équivalent d’eau, on obtient de l’acide sulfurique
bi-hydraté, lequel, soumis à un froid de —
10 degrés, se congèle et cristallise en prismes énormes ; par
l’ébullition, il perd 1 équivalent d’eau et redevient acide sulfurique
ordinaire ou mono-hydraté.

(Usages.)  L’acide sulfurique, à 1 équivalent d’eau, est un des
acides dont les usages sont les plus répandus.

(Préparation.)  On obtient l’acide sulfurique, à 1 équivalent
d’eau, en faisant arriver, dans de grandes chambres en plomb, un
mélange d’acide sulfureux, de bi-oxide d’azote et de vapeur
d’eau. Le bi-oxide d’azote, Az, sous l’influence de l’air des
chambres, passe à l’état d’acide hypo-azotique, l’acide
sulfureux prend 1 équivalent d’oxigène à ce dernier, de
sorte qu’il en résulte : c’està-dire
1 équivalent d’acide sulfurique, et 1 équivalent d’acide
azoteux, Ensuite : 3 équivalents d’acide azoteux,
c’est-à-dire 3 ou se transforment, sous l’influence
de l’eau, en 2 équivalents de bi-oxide d’azote et 1 équivalent d’acide
azotique En effet,
— 74 —
Ces 2 équivalents de bi-oxide d’azote, en contact avec
l’air des chambres, repassent à l’état d’acide hypo-azotique, sur
lequel l’acide sulfureux agit de nouveau, etc., etc.

Le bi-oxide d’azote s’obtient en chauffant, soit de la fécule avec
de l’acide azotique, soit un mélange d’azotate de potasse et de soufre.
L’acide sulfureux se prépare en brûlant le soufre sous l’influence
de l’air. Dans quelques fabriques, on substitue l’acide azotique
au bi-oxide d’azote. Dans des circonstances convenables,
l’acide sulfureux ramène l’acide azotique à l’état d’acide azoteux,
et passe à l’état d’acide sulfurique :

L’acide sulfurique, en sortant des chambres de plomb, est
étendu d’eau ; on le concentre dans des chaudières en plomb, jusqu’à
ce qu’il marque 45 degrés à l’aréomètre de Beaumé ; de là
on l’introduit dans des vases en platine (1) ou on termine la concentration
: c’est-à-dire jusqu’à 66 degrés. L’acide obtenu n’est
point pur: il contient de l’acide sulfureux, de l’acide azotique, du
sulfate de plomb, etc. Pour le purifier, on le distille de nouveau,
en y ajoutant un peu de sulfate d’ammoniaque (lequel transforme
l’acide azotique, sous l’influence de la chaleur, en eau et en protoxide
d’azote qui se dégage). Les sels, que l’acide contient, restent
dans l’appareil distillatoire. Quant à l’acide sulfureux, on
l’enlève par le chlore en dissolution dans l’eau : il y a formation
d’acide sulfurique, d’acide chlorhydrique ; on chasse ce dernier à
l’aide d’une douce chaleur ; on ramène ensuite l’acide sulfurique
à 66 degrés de concentration.
(1) Les vases de plomb seraient attaqués, si l’on poussait plus loin la
concentration,
— 75 —

Le soufre, en se combinant avec l’hydrogène, donne naissance
à deux composés, savoir : mono-sulfure d’hydrogène, bisulfure
d’hydrogène, Ce dernier correspond au bioxide
d’hydrogène ; ses propriétés sont aussi analogues à
Nous n’étudierons que le mono-sulfure, le seul important
à connaître.

Mono-Sulfure d’Hydrogène où Acide
Sulfhydrique.

Ce corps, appelé aussi acide hydrosulfurique, hydrogène sulfuré,
a été découvert par M. Schéele.

(Propriétés.)  Le mono-sulfure d’hydrogène est un gaz incolore ;
d’une odeur et d’une saveur analogues à celles des oeufs pourris ;
sa densité est égale à 1,1912 ; il éteint les corps en combustion,
et brûle en laissant déposer du soufre et en dégageant de
l’acide sulfureux. Il rougit la teinture de tournesol et lui communique
une teinte vineuse ; un volume d’eau dissout environ trois
volumes de ce gaz. Son action sur l’économie est des plus vénéneuses
: de l’air, contenant 1/1500 de son volume d’acide sulfhydrique,
suffit pour faire périr un oiseau ; 1/800 est assez pour tuer
un chien ; un cheval périrait infailliblement dans un air contenant
1/200 de son volume de mono-sulfure d’hydrogène (1).

Soumis à une pression de 17 à 18 atmosphères, il se liquéfie :
le liquide incolore qui en résulte a une densité d’environ 0,9.

L’hydrogène sulfuré est décomposé par la chaleur, l’électricité ;
il l’est également par l’oxigène (2) , l’air atmosphérique : il en résulte
de l’eau et un dépôt de soufre :
(1) Le chlore est l’antidote de ce poison.(2) Il y a détonnation, si l’on opère à chaud.— 76 —
Aussi, faut-il conserver la dissolution aqueuse de ce gaz dans ;
des flacons bien bouchés et renversés dans des vases pleins d’eau. |
A froid, il est absorbé par le carbone ; mais à chaud, il est décomposé
par ce métalloïde. En contact avec l’acide sulfureux,
sous l’influence de l’humidité, il y a décomposition complète des
deux gaz : formation d’eau et dépôt de soufre :

Un volume de mono-sulfure d’hydrogène contient un volume
d’hydrogène : on le reconnaît facilement en chauffant, dans une
petite cloche courbe (fig. n° 7, pl. 1) , du gaz sulfhydrique avec de
l’étain : il y a formation de sulfure d’étain, et l’hydrogène est mis
en liberté. Il résulte de cette composition que, mettant en contact
1 volume d’acide sulfhydrique et 1/2 volume d’oxigène, tout
l’hydrogène sera brûlé, et tout le soufre qu’il contenait se déposera.
Sachant que 1 volume d’acide sulfureux contient 1 volume
d’oxigène, on verra que, mettant en contact 1 volume d’acide
sulfhydrique avec 1 volume 1/2 d’oxigène, il y a formation d’eau,
d’acide sulfureux, et nul dépôt de soufre. L’acide sulfhydrique a
pour caractère distinctif, de précipiter les sels de plomb, d’argent,
etc., en noir : il y a formation de sulfures de plomb, d’argent
insolubles, et d’eau:
— 77 —
(Usages.)  Le mono-sulfure d’hydrogène est un des gaz les plus
employés en chimie.

(Préparation.)  Pour l’obtenir pur, on chauffe, dans un ballon,
muni d’un flacon de lavage et terminé par un tube à gaz, du sulfure
d’antimoine (que la nature offre assez abondamment) avec
de l’acide chlorhydrique : il y a formation de chlorure d’antimoine,
Sb, et de mono-sulfure d’hydrogène qui se dégage :

Un autre procédé, généralement employé quand on ne tient
point à avoir de l’acide sulfhydrique pur, consiste à traiter le sulfure
de fer par de l’acide sulfurique étendu d’eau :

Souvent par ce procédé, attendu que presque toujours le fer
n’est point complétement sulfuré, le gaz sulfhydrique obtenu contient
de l’hydrogène libre : on reconnaîtra la présence de ce dernier
dans le gaz sulfhydrique, en traitant le mono-sulfure d’hydrogène
par un sel de plomb : l’hydrogène restera isolé après la
décomposition du sulfure d’hydrogène :

— 78 —

Bi-Sulfure de Carbone.

Le bi-sulfure de carbone, le seul sulfure de ce dernier métalloïde
qui soit bien connu, appelé aussi carbure de soufre, acide sulfocarbonique,
a été découvert par M. Lampadius. On le rencontre
dans le gaz de l’éclairage obtenu par la calcination de la houille.

(Propriétés.)  Le sulfure de carbone est liquide, incolore ; d’une
odeur de choux pourris ; d’une saveur âcre ; très-fluide, volatil ;
entre en ébullition à 45 degrés ; exposé à l’air, il se volatilise et
produit un froid excessif : ce froid n’est pas moindre de 57 degrés.
Sa densité est égale à 1,26. Le sulfure de carbone est de l’acide
carbonique où deux équivalents de soufre se sont substitués aux
deux équivalents d’oxigène : de là le nom d’acide sulfo-carbonique
que quelques Chimistes lui donnent. Il est insoluble dans
l’eau ; soluble dans l’alcool, l’éther, les huiles. II dissout parfaitement
le soufre, le phosphore. En contact avec un corps en ignition,
il s’enflamme et brûle avec une flamme bleuâtre, en se transformant
en acides carbonique et sulfureux. La vapeur de sulfure
de carbone, mélangée avec du gaz oxigène, produit une détonnation,
lorsqu’on l’approche d’un corps enflammé.

(Usages.)  On l’emploie quelquefois en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en faisant passer de la vapeur de
soufre sur du charbon chauffé au rouge (fig. n° 8, pl. 1) ( il faut
avoir le soin de n’introduire que de très-petits morceaux de soufre
à la fois)  ; on reçoit le sulfure de carbone dans de l’eau. Ainsi
obtenu, on le distille pour le purifier ; on le conserve généralement
sous l’eau, vu sa grande volatilité.

Sélénium.

Le sélénium, découvert par M.Berzélius, est peu répandu dans
la nature.

— 79 —

(Propriétés.)  Ce corps est solide, brun foncé à éclat presque
métallique, tendre, cassant, inodore, insipide, difficilement cristollisable
 ; réduit en poudre, il est rouge ; il est insoluble dans
l’eau ; fusible un peu au-dessus de 100 degrés ; d’une densité égale
à 4,3 ; chauffé au rouge obscur, il entre en ébullition et se volatilise :
sa vapeur est jaune. Il est mauvais conducteur de la chaleur et de
l’électricité ; il diffère du soufre en ce qu’il ne s’électrise point par
le frottement. Le sélénium brûle dans l’oxigène avec une flamme
bleue, en répandant une odeur forte de choux pourris. Ce corps
a la plus grande analogie avec le soufre ; ainsi, avec l’oxigène, il
forme les acides sélénieux, sélénique, correspondant
aux acides sulfureux, sulfurique. Avec l’hydrogène, il donne
du séléniure d’hydrogène analogue à l’acide sulflrydrique.
Enfin, il forme avec les métaux des séléniures métalliques, ayant
une grande analogie avec les sulfures métalliques.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On traite le minerai de sélénium par le chlore ;
le séléniure métallique est décomposé et transformé en chlorure
de sélénium et chlorure métallique. Le chlorure de sélénium étant
volatil est reçu dans de l’eau, où, sous l’influence de l’excès de
chlore, il se transforme en acides sélénieux et chlorhydrique ; versant
d’abord un peu d’acide chlorhydrique, puis du sulfite d’ammoniaque,
l’acide sélénieux est désoxidé et le sélénium se précipite ;
on le lave, et on le fond.

Séléniure d’Hydrogène ou Acide
Sélcnhytlrique.

Le mono-séléniure d’hydrogène, appelé aussi hydrogène sélénié,
acide hydro-sélénique, a été découvert par M. Berzélius.
(Propriétés.)  Ce corps est un gaz incolore, combustible ; d’une

— 80 —

odeur infecte et irritante, un peu analogue à celle de l’acide sulfhydrique
 ; c’est un des plus violents poisons ; sa densité est
égale à 2, 8 ; il est plus soluble dans l’eau que l’acide sulfhydrique
 ; sa dissolution aqueuse, exposée à l’air, se décompose peu
à peu : il y a formation d’eau et précipitation de sélénium en poudre
rouge. Il est décomposé par la chaleur. Il a pour caractère de
précipiter les sels de plomb, d’argent, en noir: il y a formation de
séléniures de plomb, d’argent, insolubles, et d’eau. Il a le plus
grand rapport, par ses propriétés, avec le mono-sulfure d’hydrogène.


(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le séléniure de fer par
l’acide chlorhydrique : il y a formation de chlorure de fer et de
séléniure d’hydrogène.

Tellure.

Le tellure est rare : on le rencontre dans les mines d’or, de
bismuth.

(Propriétés.)  Il est solide, blanc bleuâtre, brillant, très-cassant ;
sa texture est lamelleuse. Il fond vers 350 degrés et se volatilise
au rouge ; sa densité est égale à 6,1. Chauffé à l’air, il brûle
avec une flamme bleue, et répand des fumées blanches, etc. Ce
corps a la plus grande analogie avec le soufre, le sélénium ;
analogue à ces derniers, il forme, avec l’hydrogène, du gaz tellurhydrique ;
avec les métaux, des tellurures métalliques, etc.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  Elle varie selon le minerai de tellure (voir les
travaux de M. Berthier sur les minerais de tellure).

— 81 —

Tellurure d’Hydrogène ou Acide
Tellurhydrique.

Il porte également les noms de : hydrogène tellure, acide hydro-tellurique.


(Propriétés.)  Le tellurure d’hydrogène est un gaz incolore, inflammable,
d’une odeur infecte ; d’une densité égale à 4, 6 ; il est
soluble dans l’eau ; sa dissolution aqueuse, abandonnée à l’air,
laisse déposer du tellure noir. Il a beaucoup d’analogie avec les
acides sulfhydrique, sélénhydrique : comme ces derniers il précipite
les dissolutions de plomb, d’argent : c’est du tellurure de
plomb, d’argent, qui se forme.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On le prépare en décomposant les tellurures métalliques
(celui d’étain, par exemple) par l’acide chlorhydrique.

Fluor (1).

Le fluor, dans l’état actuel de la science, n’existe qu’en combinaison
 ; toutes les tentatives qui ont été faites pour isoler ce
corps ont été infructueuses : il attaque tous les vases dans lesquels
on opère.

Ce corps est regardé comme un métalloïde vu l’analogie des
propriétés que possèdent ses composés avec ceux du chlore, du
brome, de l’iode, etc. Il existe assez abondamment, dans la na(1) 
Quelques Chimistes formulent le fluor par F seulement : FI, selon
nous, rappelle mieux fluor.6— 82 —
ture, à l’état de fluorure de calcium. On ne lui connaît point de
composés oxigénés ; mais, s’il a peu d’affinité pour l’oxigène, il
en a une très-grande pour l’hydrogène, le bore, le silicium. C’est
d’après la composition du fluorure d’hydrogène qu’on a calculé
l’équivalent du fluor.

Fluorure d’Hydrogène on Acide
Fluorhydrique.

Le fluorure d’hydrogène, appelé également acide hydrofluorique,
a été découvert par M. Schéele.

(Propriétés.)  Cet acide est liquide, incolore, incristallisable ; répandant
d’épaisses fumées à l’air ; d’une odeur vive et piquante ;
d’une saveur caustique et brûlante ; c’est l’un des plus violents
corrosifs que l’on connaisse ; il ne se congèle point par un froid
de—40 degrés ; il est volatil ; il entre en ébullition à 30 degrés ;
il est soluble dans l’eau en toutes proportions, et produit, par son
contact avec ce liquide, un bruissement semblable à celui qui résulte
d’un fer rouge plongé dans l’eau ; il rougit fortement la
teinture de tournesol ; il est indécomposable par la chaleur ; décomposé
par l’électricité en hydrogène qui se dégage, et en fluor
qui se combine avec le métal du pôle de la pile où il se rend. Le
fluorure d’hydrogène est sans action sur les métalloïdes. En contact
avec presque tous les métaux, il y a formation de fluorure
métallique, dégagement d’hydrogène : le plomb, l’argent, l’or, le
platine font exception. En présence des acides borique, silicique,
il y a formation d’eau et de fluorures de bore, de silicium :
aussi possède-t-il la propriété d’attaquer le verre : de là, aussi,
la nécessité de le préparer dans des vases de plomb, d’argent, de
platine. Ses caractères distinctifs sont les suivants : Avec la chaux,
formation d’eau et de fluorure de calcium insoluble ; avec l’oxide
d’argent, formation d’eau et de fluorure d’argent soluble.
— 83 —
(Usages.)  On s’en sert, soit à l’état liquide, soit à l’état de vapeur,
pour graver le verre.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant légèrement le fluorure
de calcium, réduit en poudre, avec deux fois son poids d’acide
sulfurique concentré, dans des vases en plomb, en argent ou en
platine:

Étendu d’eau, on peut le conserver dans des vases en plomb ;
mais, s’il est anhydre, il faut le mettre dans des vases d’argent,
ceux de plomb ne pouvant être bouchés hermétiquement.

Fluorure de Bore ou Acide Fluo-Borique.

Ce corps a été découvert par MM. Gay-Lussac et Thénard.

(Propriétés.)  Le fluorure de bore est un gaz incolore, le plus
fumant de tous les gaz connus, d’une odeur piquante, très-acide,
éteignant les corps en combustion,en colorant la flamme en vert ;
c’est le gaz le plus soluble dans l’eau que l’on connaisse : ce liquide
dissout 700 fois son volume de gaz fluoborique : aussi, mis
en contact avec les matières organiques, il les carbonise instantanément,
en déterminant l’hydrogène et l’oxigène qu’elles contiennent
à former de l’eau, pour se combiner avec ce dernier. Sa densité
est égale à 2, 3. Il est indécomposable par la chaleur. En
contact avec le potassium, le sodium, il y a formation de fluorure
métallique, et le bore est mis en liberté.

(Usages.)  Il est employé quelquefois en chimie pour constater la
— 84 —
présence de l’humidité dans certains gaz, par la propriété qu’il a
de répandre d’épaisses fumées par son contact avec la vapeur
d’eau.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, dans un petit ballon
bien sec, muni d’un tube à gaz, 1 partie d’acide borique fondu et
pulvérisé, 1 partie de fluorure de calcium en poudre, et 6 parties
d’acide sulfurique concentré :

On peut encore l’obtenir en calcinant, dans un canon de fusil
et à une température élevée, un mélange d’acide-borique et de
fluorure de calcium : il y a formation de fluorure de bore et de
borate de chaux. Bien entendu que, comme tous les gaz solubles
dans l’eau, à moins qu’ils n’attaquent le mercure, on le recueille
sous ce dernier métal.

Fluorure de Silicium ou Acide Fluo-Silicique.

Le fluorure de silicium se rencontre, dans la nature, combiné
au fluorure d’aluminium.

(Propriétés.)  Cet acide est un gaz incolore, fumant, d’une odeur
piquante ; éteignant les corps en combustion ; sa densité est égale
à 3, 6 ; il ne charbonne point les matières organiques ; il est soluble
dans l’alcool : ce dernier, à l’état anhydre, peut absorber
400 fois son volume de fluorure de silicium, et acquiert une odeur
éthérée. En contact avec l’eau, une portion de gaz est décomposée
: il y a précipitation d’acide silicique, et formation de fluorure

— 85 —

double de silicium et d’hydrogène, appelé lluorhydrate de fluorure
de silicium :

Ce fluorure double reste en dissolution dans l’eau. L’acide borique
forme également un précipité de silice : sans aucun doute,
l’acide borique cède son oxigène au silicium, et il y a formation
de fluorure de bore. Le fluorure de silicium est indécomposable
par la chaleur ; il est décomposé par le potassium, le sodium : il
se forme du fluorure métallique, le silicium est mis en liberté.

(Usages.)  Il n’a d’usages que dans les laboratoires : on l’emploie
pour obtenir l’acide silicique dans un état de division extrême.

(Préparation.)  On le prépare en chauffant 1 partie de sable ou
de silice, 1 partie de fluorure de calcium, et 6 parties d’acide sulfurique
concentré. L’opération est la même que pour le fluorure
de bore.

Chlore (1).

Le chlore a été découvert par M. Schéele ; il fut d’abord appelé :
acide marin déphlogistiqué, acide muriatique oxigéné, acide oximuriatique.
Il est très-répandu dans la nature, à l’état de combinaison.

(1) Quelques Chimistes donnent à ce corps la formule Ch. Nous préférons
CI, attendu que certains élèves, en commençant l’étude de la chimie, attribuent
quelquefois au chrome la formule Ch.— 86 —
(Propriétés.)  Le chlore est gazeux, d’une couleur jaune verdâtre,
d’une odeur suffocante, d’une saveur forte et désagréable ;
c’est un violent poison. Il décolore les couleurs végétales telles
que : celles du tournesol, de l’indigo, etc. Il est beaucoup plus
dense que l’air : sa densité est représentée par 2, 47 : aussi peuton
le recueillir, tout simplement, dans des vases plein d’air : le
chlore gagne la partie inférieure et déplace ce dernier. On ne peut
le recueillir sur le mercure, car il attaque ce métal. En contact
avec une bougie allumée, la flamme de cette dernière prend une
teinte rouge, puis s’éteint, L’eau, à la température ordinaire, dissout
environ une fois et demie son volume de chlore : la dissolution
possède la couleur du gaz. Si l’on fait passer un courant de
chlore dans de l’eau, entourée de glace, cette dernière se prend en
masse : il en résulte de l’hydrate de chlore, formé de 28 parties
de chlore et de 72 parties d’eau. Si on le dessèche rapidement sur
du papier buvard, et qu’après l’avoir introduit dans un tube, que
l’on scelle ensuite à la lampe, on le chauffe, il se volatilise ; mais,
n’étant point très-soluble dans l’eau, une portion seule se dissout,
l’autre se liquéfie par la pression qu’elle éprouve ; étant plus
dense que l’eau, elle gagne la partie inférieure du tube. Le chlore,
à l’état anhydre, ne se liquéfie point même par un froid de —50
degrés, à la pression ordinaire de l’air ; il faut le refroidir, sous
la pression de plusieurs atmosphères, pour le liquéfier. Le chlore
ne s’unit à l’oxigène qu’à l’état naissant : aussi, par cela même
qu’il a peu de tendance avec lui, les composés oxigénés du chlore
sont-ils facilement décomposés. En contact avec l’hydrogène, le
chlore s’y combine à la température ordinaire, surtout sous l’influence
des rayons solaires. Une violente explosion en résulte : il
y a formation de chlorure d’hydrogène. De tous les métalloïdes,
c’est pour l’hydrogène que le chlore a le plus d’affinité ; elle est
telle que la dissolution aqueuse de chlore, sous l’influence des
rayons solaires, se transforme en acide chlorydrique et en oxigène
: l’eau est décomposée. Le chlore, surtout sous l’influence
de la chaleur, se combiné avec le bore, le silicium : il en résulte

— 87 —

du chlorure de bore, B (1) , du chlorure de silicium, Si (2).
Il ne se combine au carbone que par des voies détournées. En
contact avec l’oxide de carbone, il donne naissance, à froid, à
du chlorure d’oxide de carbone ou acide chloro-carbonique,

En présence du soufre, il y a formation de chlorures de soufre :
et

Le chlore, avec l’hydrogène bi-carboné, donne naissance à une
liqueur huileuse, connue sous le nom de liqueur des Hollandais,
laquelle a pour formule Si l’on fait un mélange
de chlore et d’hydrogène bi-carboné, et qu’on approche un corps
enflammé, le mélange s’enflamme : il se dépose du carbone, et il
y a formation d’acide chlorhydrique. Le chlore, en contact avec
l’acide sulfhydrique, décompose ce dernier : il y a formation de
chlorure d’hydrogène, dépôt de soufre, et même formation de
chlorure de soufre, si le gaz chlore est en excès.

Le chlore se combine facilement avec les métaux : il y a formation
de chlorure métallique. L’action du chlore sur les matières
organiques est très-remarquable : il les détruit en leur enlevant
leur hydrogène : ainsi, les matières colorantes sont décolorées,
les matières putrides sont décomposées : de là son emploi
pour la désinfection, etc.

Le chlore donne avec l’argent du chlorure d’argent insoluble ;
avec le calcium, du chlorure de ce métal soluble dans l’eau ; ce
sont ses principaux caractères.

(Usages.)  Le chlore est un des gaz les plus fréquemment employés.
Dans les arts, à l’état de combinaison, on s’en sert pour
le blanchiment du fil, du coton, des vieilles gravures.
(1) Chlorure de bore ou acide chloro-borique.(2) Chlorure de silicium ou acide chloro-silicique.(3) Appelé aussi acide chloroxi-carbonique.
— 88 —

(Préparation.) On l’obtient en chauffant du bi-oxide de manganèse
avec de l’acide chlorhydrique, ou un mélange, à parties
égales, de chlorure de sodium, de bi-oxide de manganèse, d’acide
sulfurique, d’eau (fig. n° 9, pl. 2, pour le gaz chlore sec)  :

Acide Hypo-Chloreux.

Les Chimistes qui se sont occupés de cet acide sont MM. Balard,
Gay-Lussac, etc.

(Propriétés.)  L’acide hypo-chloreux est liquide, rouge de sang,
d’une odeur analogue à celle du chlore ; il est gazeux, à la température
de 2 degrés ; l’eau en dissout 200 fois son volume : la
dissolution est jaune. Il fait explosion par son contact avec le
phosphore, l’arsenic, le potassium.

Il détonne par la chaleur ; il décolore, comme le chlore, les
matières organiques. En contact avec le sulfure de plomb, il y a
formation de sulfate ; c’est un corps dangereux à manier.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  Pour l’avoir anhydre, on fait passer un courant
de chlore see sur de l’oxide rouge de mercure légèrement chauffé.
L’acide vient se rendre dans un vase refroidi à —15 degrés (par
un mélange de glace et de sel marin). Quant à l’obtenir à l’état
d’hydrate, on fait passer un courant de chlore sur de l’oxide
rouge de mercure, en excès, en suspension dans l’eau ; on dé-

— 89 —

cante la liqueur ; puis on la distille dans un appareil où l’on a fait
le vide : l’acide hypo-chloreux passe dans le récipient, sous l’influence
d’une chaleur de 25 degrés environ.

Acide Chloreux.

L’acide chloreux a été découvert par M. Milon.

(Propriétés.)  L’acide chloreux est gazeux, d’une couleur jaune
verdâtre, d’une odeur irritante ; sa densité est égale à 2,646, il
décolore l’indigo, le tournesol ; non liquéfiable, d’après M. Milon,
par un froid de — 20 degrés. Il est soluble dans l’eau ; il tache
la peau ; il est décomposé par le soufre, le sélénium, le phosphore,
l’arsenic : il y a détonnation. En contact avec la potasse,
il y a formation de chlorite de potasse. II est absorbé par le mercure
 ; décomposé instantanément par l’oxide d’argent ; il est dangereux
de manier ce corps.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, à 40 degrés, un mélange
d’acide arsénieux, de chlorate de potasse, d’acide azotique,
d’eau, dans les proportions suivantes :

Mélange primitif.

Acide arsenieux 15,

Chlorate de potasse 20.

Acide azotique 60

Eau 20

Mélange primitif.

Acide Hypo-Chlorique.

(Propriétés.)  L’acide hypo-chlorique est gazeux, jaune verdâtre,
d’une odeur suffocante ; par un froid de —20 degrés, il se liqué-

— 90 —

fie en un liquide rouge. Ce gaz est soluble dans l’eau : 1 volume
de ce liquide dissout 20 volumes d’acide hypo-chlorique. Soumis
à une chaleur de 60 degrés, il détonne avec violence, et peut
même faire explosion par le moindre ébranlement. La plupart des
matières organiques le font détonner.

En contact avec la potasse, il y a formation de chlorite et de
chlorate de cette base :

C’est un corps dont le maniement et la préparation sont dangereux.


(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On le prépare en chauffant légèrement, dans un
tube, 15 parties de chlorate de potasse et 100 parties d’acide sulfurique
 ; la température ne doit pas être élevée au delà de 35 degrés
 ; on le recueille dans l’air.

Acide Chlorique.

Cet acide a été découvert par M. Berthollet.

(Propriétés.)  L’acide chlorique est liquide ; incolore, lorsqu’il est
étendu ; d’une couleur jaunâtre, lorsqu’il est concentré : dans cet
état, il a une odeur d’acide azotique, et enflamme le papier bien
sec en se carbonisant ; sa saveur est très-acide. En contact, à l’état
concentré, avec l’alcool, il y a souvent inflammation, explosion ;
toujours formation d’acide acétique. Il est transformé, par la chaleur,
en chlore et oxigène ; il est décomposé par les acides sulfu-

— 91 —

reux, sulfhydrique, chlorhydrique, etc. En contact avec les oxides
métalliques, il donne des chlorates. Les deux caractères qui le
distinguent du chlore sont : de ne point décolorer l’indigo, et de
ne point précipiter les sels d’argent : le chlorate d’argent étant
soluble dans l’eau : ce dernier sel possède la propriété de détonner
violemment par le choc.

(Usages.)  Il n’est employé qu’à l’état de combinaison.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant le chlorate de barite,
dissout dans l’eau, par de l’acide sulfurique étendu d’eau : il
y a formation de sulfate de barite, qui se précipite, et qu’on sépare
à l’aide d’un filtre. On évapore la liqueur avec précaution,
sous le vide de la machine pneumatique, pour avoir l’acide chlorique
concentré :

On obtient l’acide chloreux-chlorique, en chauffant,
au bain marie et dans un tube, du chlorate de potasse rendu pâteux
par de l’acide chlorhydrique.

Acide Per-Chlorique.

L’acide per-chlorique ou hyper-chlorique est le plus stable de
tous les oxacides du chlore. Il a été découvert par M. le comte
Stadion.

(Propriétés.) L’acide per-chlorique est généralement liquide, incolore,
inodore, etc. ; il entre en ébullition et se volatilise, sans
altération, à 140 degrés. Il se distingue de l’acide chlorique, en
ce qu’il n’est point décomposé par les acides sulfureux, sulfhydrique,
chlorhydrique. Il forme, avec les oxides métalliques, des

— 92 —

sels appelés per-chlorates, analogues aux chlorates. Comme l’acide
chlorique, l’acide perchlorique ne précipite point les sels
d’argent. Il a pour caractère distinctif, lorsqu’il est concentré, de
donner avec la potasse ou les sels de cette base, en dissolution
concentrée également, du per-chlorate de potasse, lequel est trèspeu
soluble dans l’eau. L’acide per-chlorique, le plus concentré
possible, chauffé avec un grand excès d’acide sulfurique concentré,
passe à l’état anhydre : c’est le moyen d’avoir l’acide per-chlorique
solide et cristallisé.

(Usages.)  L’acide per-chlorique est le réactif de la potasse et des
sels de cette base.

(Préparation.)  On chauffe du per-chlorate de potasse avec un
grand excès d’acide sulfurique concentré ; on traite le produit
distillé par du carbonate de plomb, et l’on filtre la liqueur pour
séparer le sulfate de plomb (attendu qu’il passe de l’acide sulfurique
pendant l’opération) et l’excès de carbonate employé. Dans
la liqueur filtrée, on ajoute un excès d’oxide d’argent qui enlève
le chlore qu’elle peut contenir ; on filtre de nouveau ; on fait passer
dans le liquide un courant de gaz sulfhydrique ; on filtre de
nouveau pour séparer le sulfure de plomb ; on évapore ensuite
doucement, pour chasser l’excès de gaz sulfhydrique : la liqueur
n’en contient plus, lorsqu’elle ne noircit pas par l’acétate de
plomb.

En exposant l’acide chloreux à 20 degrés, sous l’influence des
rayons solaires, on obtient, au bout de quelque temps, un liquide
brun rouge, fumant : c’est de l’acide chloreux-perchlorique dont
la formule est : ce corps est dangereux à manier.

— 93 —

Chlorure « l’Hydrogène ou Acide Chlorhydrique.

Cl, H = 37.

Cet acide, appelé aussi acide hydro-chlorique, a été découvert
par M. Priestley. II porta d’abord les noms de : esprit de sel, acide
muriatique.

(Propriétés.)  L’acide chlorhydrique est un gaz incolore, fumant,
d’une odeur piquante, d’une saveur acide, éteignant les corps en
combustion ; indécomposable par la chaleur ; décomposé, partiellement
par l’électricité ; sa densité est égale à 1,2698. II est liquéfiable
par une forte pression ; soumis à un froid de — 50 degrés,
à la pression ordinaire, il ne se liquéfie point. Un litre de
chlorure d’hydrogène est formé de litre de chlore et de litre
d’hydrogène. Il est soluble dans l’eau : ce liquide, à la température
de + 4 degrés et sous la pression de 0,76, dissout 480 fois
son volume de gaz chlorhydrique : la densité de la dissolution qui
en résulte est de 1,21. Si l’on met une éprouvette de ce gaz en
contact avec l’eau, ce dernier liquide, vu la grande solubilité du
chlorure d’hydrogène, s’y précipite et la remplit avec une telle
rapidité, qu’elle est toujours brisée, si le gaz est chimiquement
pur. Les dissolutions d’acide chlorhydrique, ayant les densités
suivantes, contiennent sur 100 parties, savoir :

Densité de gaz = 27 gr d’eau,

1,19 = 59 d° = 41 d°,

1,16 = 45 d° = 55 d°,

1,13 = 33 d° = 67 d°,

1,11 = 27 d° = 73 d°.

La glace se liquéfie rapidement, lorsqu’on la met en contact
avec le gaz chlorhydrique.
La composition de l’acide chlorhydrique peut être démontrée

— 94 —

de plusieurs manières ; mais la suivante est la meilleure. On introduit
dans une petite cloche courbe, sur le mercure, un volume
connu de chlorure d’hydrogène, et on y fait passer un fragment
de potassium ; on chauffe à la lampe à alcool : le gaz diminue et
se réduit à volume : c’est de l’hydrogène qui est le résidu ; il
s’est formé du chlorure de potassium.

Le chlorure d’hydrogène est sans action sur les métalloïdes ;
mais, en contact avec la plupart des métaux, il y a formation de
chlorure métallique, et dégagement d’hydrogène. Il a pour caractère
distinctif de précipiter les sels d’argent en blanc : c’est du
chlorure d’argent insoluble dans l’eau, l’acide azotique, soluble
dans l’ammoniaque. Il précipite également les sels de protoxide de
mercure : c’est du proto-chlorure de mercure blanc qui se précipite.


(Usages.)  Ses usages sont des plus nombreux.

(Préparation.)  Pour obtenir le gaz chlorhydrique sec, on chauffi
du chlorure de sodium fondu avec de l’acide sulfurique concentré
 ; on le recueille sur le mercure. Quant à l’avoir en dissolution
dans l’eau ou à l’état liquide, on traite le chlorure de sodium
(ou sel marin ordinaire) par de l’acide sulfurique concentré ; on
fait rendre le gaz dans un flacon contenant peu d’eau, où il se
lave, puis dans un second flacon d’eau entouré de ce liquide, où
la dissolution d’acide chlorhydrique s’effectue (flg. n. 10, pl. 2).

Dans les arts, la décomposition du sel marin, par l’acide sulfurique,
a lieu dans des fours ; le gaz se rend dans des vases en
grès ou tourilles, contenant de l’eau. Celui du commerce n’est
jamais pur : il contient du chlorure de fer, qui lui communique
une couleur jaune, de l’acide sulfureux, etc.

Brome.

Br = 78.

Le brome a été découvert par M. Balard, en 1826. On ne le
rencontre dans la nature qu’à l’état de combinaison.

— 95 —

(Propriétés.)  Le brome est liquide, rouge noirâtre, d’une odeur
forte et désagréable, d’une saveur brûlante, d’une densité égale
à 3 ; il se solidifie par un froid de—18 degrés ; il entre en ébullition
à + 47 degrés : sa vapeur éteint les corps en combustion.
Il est un peu soluble dans l’eau ; il se dissout dans l’alcool et
l’éther ; il est insoluble dans l’acide sulfurique. C’est un violent
poison. Il a la plus grande analogie avec le chlore : il agit comme
lui sur les matières colorantes et organiques, en général, en leur
enlevant de l’hydrogène. Il ne se combine point directement avec
l’oxigène. Il forme avec l’hydrogène (1) , le soufre, etc., des bromures
de ces métalloïdes.

Il forme, avec le chlore, à froid, du chlorure de brome. En
contact avec le gaz sulfhydrique, il y a formation de bromure
d’hydrogène, et dépôt de soufre.

En contact avec les métaux, il y a formation de bromures métalliques
: ainsi, il attaque le mercure à froid.

(Usages.)  On l’emploie pour le daguerréotype.

(Préparation.)  C’est en traitant les bromures métalliques, et
principalement le bromure de potassium, par l’acide sulfurique et
le bi-oxide de manganèse que l’on obtient le brome :

Ces bromures métalliques se rencontrent dans l’eau de la mer,
et dans certaines eaux salines de la Méditerranée. Après avoir
(1) Il est difficile de combiner le brome et l’hydrogène, directement.
— 96 —

extrait de ces eaux salées tous les sels susceptibles de cristalliser,
les avoir traitées par le chlore (qui met le brome à nu) , et avoir
agité la liqueur avec de l’éther ( qui dissout le brome libre ) , on
traite le brome, que contient l’éther, par de la potasse, et l’on
chauffe pour transformer tout le brome en bromure de potassium.
C’est ce sel que l’on .décompose ensuite, comme nous venons de
le dire, pour obtenir le brome.

On le conserve sous l’eau, vu sa facile volatilisation.

Acide Bromique.

Cet acide a été découvert par M. Balard.

(Propriétés.)  L’acide bromique est liquide, incolore, d’une saveur
acide ; il a des propriétés analogues à l’acide chlorique :
c’est-à-dire qu’il transforme l’alcool en acide acétique. Il est
transformé par la chaleur en brome et oxigène. Il se distingue de
l’acide chlorique, en ce qu’il précipite l’azotate d’argent en blanc,
le brômate d’argent étant insoluble dans l’eau. En contact avec
l’acide sulfureux, il y a formation d’acide sulfurique, et le brome
est mis en liberté. L’acide bromique est décomposé par les acides
sulfhydrique, chlorhydrique.

( Usages. )  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant le brômate de barite
par l’acide sulfurique étendu d’eau, etc. (comme pour l’acide
chlorique).

Bromure d’Hydrogène ou acide Brômhydrique.

Cet acide porte aussi le nom d’acide hydro-brômique.
(Propriétés.)  Le bromure d’hydrogène est un gaz incolore, fu-

— 97 —

niant ; éteignant les corps en combustion ; d’une odeur piquante,
d’une saveur caustique ; sa densité est égale à 2,73. Il est indécomposable
par la chaleur ; il est soluble dans l’eau. Cet acide
a la plus grande analogie avec l’acide chlorhydrique ; il se distingue
de ce dernier, en ce qu’il est décomposé par le chlore: il
y a formation de chlorure d’hydrogène et le brôme est mis en liberté.
En contact avec l’acide bromique, les deux acides du
brome sont décomposés. Il donne, avec les sels d’argent, du
bromure d’argent insoluble dans l’eau, assez soluble dans l’ammoniaque,
lequel a la plus grande analogie avec le chlorure d’argent.
L’acide brômhydrique, en contact avec les métaux, est décomposé
: il y a formation de bromure métallique et dégagement
d’hydrogène.

( Usages. )  Il est sans usages.

(Préparation.)  On peut obtenir ce gaz, soit en chauffant les
bromures de potassium ou de sodium fondus avec l’acide sulfurique,
soit en faisant réagir le brome et le phosphore (1) sous l’influence
de l’eau. Quant à avoir le bromure d’hydrogène en dissolution
dans l’eau, on fait passer un courant de gaz sulfhydrique
dans de l’eau contenant du brôme : il y a formation d’acide brômhydrique
et dépôt de soufre :

On chasse, par la chaleur, l’excès de gaz sulfhydrique.

Iode.

L’iode a été découvert par M. Courtois, en 1813. On le rencontre
dans lanature à l’état d’iodure métallique.
(1)  Voir la preparation de l’acide Iodhydrique.
— 98 —

(Propriétés.)  Ce corps est solide, gris noir à aspect métallique ;
il cristallise en lames, qui sont des octaèdres rhomboïdaux ; son
odeur est analogue à celle du chlore ; sa saveur est acre ; il tache
fortement la peau ; sa densité est égale à 5 ; il fond à 107 degrés ;
entre en ébullition à 175 degrés, et donne naissance à une vapeur
violette ; il est analogue au chlore et au brome: comme eux c’est
un violent poison. L’eau ne dissout que de son poids d’iode.
Il est très-soluble dans l’alcool, l’éther. II a plus d’affinité pour
l’oxigène que le chlore, le brôme, quoique ne s’y unissant pas
directement ; mais il a moins d’affinité que ces derniers pour l’hydrogène.
Il forme avec l’hydrogène, le soufre, etc., des iodures
métalloïdiques. II donne, avec le chlore, le brome, des chlorures,
brômures d’iode. En contact avec les métaux, il y a formation
d’iodures métalliques ; ainsi, de même que le chlore, le brôme,
l’iode attaque le mercure. Ses caractères sont les suivants : Si
l’on prend un litre d’eau bouillante, et qu’après y avoir projeté
deux grammes de fécule, et avoir laissé quelques instants cette
dernière dans l’eau bouillante, on filtre le liquide, on obtient une
liqueur qui, avec de l’iode en dissolution dans l’eau (1) , par exemple,
prend une belle couleur bleue : c’est de l’iodure d’amidon,
lequel est bleu, qui se forme.

(Usages.)  L’iode est assez souvent employé en chimie. On s’en
sert, en médecine, contre les goitres ; dans les arts, on s’en sert
pour le daguerréotype, etc.

(Préparation.)  On l’obtient, en traitant l’iodure de potassium
que contiennent les eaux mères (2) des soudes de varech, soit
par le chlore non en excès, soit, en le chauffant avec du bi-oxide
de manganèse et de l’acide sulfurique.
(1) Cette liqueur de fécule ne peut être conservée: au bout de quelque
temps, elle perd la propriété de bleuir par l’iode.(2) On appelle eau mère la dissolution d’un corps, quelconque, qui reste
après une ou plusieurs cristallisations de ce dernier.
— 99 —

On connaît actuellement plusieurs oxacides d’iode, savoir :
acide hypo-iodique, , acide iodique, acide
per-iodique ou hyper-iodique I Nous n’étudierons
que l’acide iodique.

Acide Iodique.

Cet acide a été découvert par M. Gay-Lussac.

(Propriétés.)  L’acide iodique est solide, blanc, cristallisable,
d’une saveur aigre, très-soluble dans l’eau, peu soluble dans l’alcool
 ; il est décomposé, par la chaleur, en iode et oxigène, Il détonne
avec le carbone, le soufre, le sucre, à l’aide de la chaleur.
En contact avec l’acide sulfureux, il est décomposé : il y a formation
d’acide sulfurique, séparation d’iode. Il est détruit par les
acides sulfhydrique, chlorhydrique, brômhydrique. En présence
des sels de plomb, d’argent, il y a formation d’iodate de plomb ;
d’argent, blancs.

II attaque fortement les métaux, lorsqu’il est en dissolution
concentrée. Cette dernière est troublée par les acides sulfurique,
phosphorique, azotique.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient facilement en décomposant l’iodate
de barite par l’acide sulfurique étendu ; concentrant la liqueur filtrée,
et la faisant cristalliser.

Iodure d’Hydrogène ou Acide Iodhydrique.

I, H = 127.

C’est M. Gay-Lussac qui a fait connaître ses propriétés. On
l’appelle aussi acide hydriodique.

— 100 —

(Propriétés.)  Cet acide est gazeux, incolore, fumant, d’une
odeur piquante, d’une saveur acide ; éteignant les corps en combustion ;
sa densité est égale à 4,443 ; il est soluble dans l’eau ;
il dissout très-bien l’iode ; la chaleur le décompose en hydrogène
et iode. Il est décomposé par l’oxigène ou l’air humides. En contact
avec le chlore, le brôme, il y a formation de chlorure,
brômure d’hydrogène, dépôt d’iode. Il est décomposé par les
acides sulfurique, azotique, concentrés. En contact avec l’acide
iodique, il y a formation d’eau et l’iode des deux acides est mis
en liberté. Il donne, avec les sels d’argent, un précipité jaune
d’iodure d’argent, insoluble dans l’eau, très-peu soluble dans
l’ammoniaque. Avec les sels de plomb, précipité jaune d’iodure
de plomb ; avec les per-sels de mercure, précipité rouge de periodure
de mercure. Enfin, avec les métaux, il donne de l’iodure
métallique et de l’hydrogène se dégage.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  Il est impossible de le préparer avec un iodure et
l’acide sulfurique. On l’obtient en faisant réagir l’iode et le phosphore
sous l’influence de l’eau ; on agit comme il suit : On place
dans un tube de verre un fragment de phosphore, puis du verre
pilé, puis de l’iode, puis du verre pilé, puis du phosphore, puis
du verre pilé, puis de l’iode, puis du verre pilé, etc. ; on humecte
la masse et l’on chauffe légèrement: le gaz iodhydrique se dégage,
on le recueille dans des flacons pleins d’air. Quand à l’acide
iodhydrique en dissolution dans l’eau, on fait passer un courant
de gaz mono-sulfure d’hydrogène dans de l’eau tenant de
l’iode en suspension ; on filtre, et l’on évapore avec précaution
pour chasser l’excès de gaz sulfhydrique.
— 101 —
Phosphore (1).

Le phosphore a été découvert par Brandt, vers la fin du 17e
siècle.

(Propriétés.)  Ce corps est solide, d’une odeur alliacée, flexible
quand il est pur, rayé par l’ongle, d’une couleur légèrement ambrée,
insipide, insoluble dans l’eau, peu soluble dans l’alcool, plus
soluble dans l’éther, les huiles. Il entre en fusion à 43 degrés, en
ébullition à 290 degrés ; sa densité est égale à 1,77. On le conserve
dans l’eau, à l’abri de la lumière ; car, sous l’influence solaire,
il se ternit à la surface ; il devient même rouge lorsqu’il est
exposé directement aux rayons solaires : dans ce cas, il y a formation
d’oxide rouge de phosphore, aux dépens de l’oxigène de
l’eau. D’après M. Thénard, il arrive quelquefois que le phosphore
fondu et refroidi brusquement devient noir ; ce dernier, fondu de
nouveau et refroidi lentement, reprend sa couleur primitive. Le
phosphore peut être encore liquide à une température bien inférieure
à celle de son poids de fusion, si l’on a soin d’éloigner
toute source d’agitation. Le phosphore brûle dans l’air, et surtout
dans l’oxigène, avec une vive lumière : il y a formation d’acide
phosphorique. Exposé à l’air, même à froid, il brûle et se
transforme en acide phosphoreux : de là, sa propriété d’être lumineux
dans l’obscurité. Lorsqu’on expose des bâtons de phosphore
sous une cloche d’air, en ayant soin que ce dernier se re(1) 
Le phosphore, l’azote, l’arsenic, formant un même groupe, il ne serait
pas convenable d’en étudier un, sans l’autre : de là la nécessité de ne point
faire, plus tôt, l’étude du phosphore, attendu que l’azote, donnant naissance
à des composés remarquables , et demandant déjà quelques connaissances
pour être bien compris, ne doit être étudié qu’après avoir déjà fait
l’histoire de presque tous les autres métalloïdes : tel est le motif pour lequel
l’histoire du phosphore est faite presque à la fin de ces derniers.
— 102 —

nouvelle, le phosphore disparaît peu à peu et se transforme en
un acide auquel on avait donné les noms d’acide hypo-phosphorique,
phosphatique, et que l’on a reconnu dans ces derniers
temps être un mélange d’acides phosphoreux et phosphorique. Si
l’on fait passer du phosphore sec sous une cloche d’oxigène pur
et sec, aucune vapeur n’apparaît ; en un mot, sa combustion n’a
pas lieu ; mais, vient-on à y ajouter un autre gaz, de l’azote, par
exemple, à l’instant même, la combustion a lieu et des vapeurs
apparaissent. Si l’on fond du phosphore sous l’eau, et qu’on y
fasse arriver de l’oxigène, le phosphore s’y combine avec violence :
il y a production de chaleur et de lumière, formation d’oxide de
phosphore.

Il s’unit également à l’hydrogène, au soufre, au sélénium.

En contact avec le chlore, le brome, l’iode, il y a formation
de chlorures, brômures, iodures de phosphore ; la réaction est
telle avec le brôme, que le phosphore prend feu dès qu’il a le
contact de ce métalloïde : il en résulte une explosion. Il y a également
production de lumière, mais moins vive qu’avec le brôme,
avec le chlore, l’iode.

(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires et dans les
arts.

(Préparation. )  On l’extrayait autrefois de l’urine. Aujourd’hui
on l’obtient de la manière suivante : On calcine 100 parties de
de phosphate acide de chaux sec avec 25 parties de charbon en
poudre (fig. n° 11, pl. 2)  : il y a formation d’oxide de carbone,
séparation de phosphore qui se volatilise et que l’on reçoit dans
l’eau ; il reste dans la cornue où l’on opère du phosphate de chaux
sans excès d’acide. Le phosphore obtenu n’étant pas pur, on le
purifie, dans les laboratoires, en le faisant passer à travers une
peau de chamois ; dans les arts, la purification a lieu à l’aide d’une
espèce de tamis métallique que contient le vase où l’on opère, et
à la partie inférieure duquel le phosphore fondu se rend. On le

— 103 —

moule ensuite en le faisant monter, par l’aspiration de la bouche
seulement, dans des tubes en verres, le phosphore étant fondu
sous l’eau, et aspirant d’abord une certaine colonne de ce dernier
liquide.

Le phosphore, en se combinant avec l’oxigène, donne un seul
oxide, lequel est rouge et dont la composition n’est pas encore
bien connue. Les trois autres composés sont des acides que nous
allons étudier.

Acide Hypo-Phosphoreux.

Ph, 0 = 40.

L’acide hypo-phosphoreux a été découvert par M. Dulong.

(Propriétés.)  Il est liquide, incolore ; sa saveur est acide ; il est
incristallisable ; l’eau le dissout en toutes proportions. Il absorbe
facilement l’oxigène, et passe à un état d’oxigénation plus
avancé.

Il est décomposé par la chaleur : il se dégage de l’hydrogène
phosphore, et il reste de l’acide phosphorique pour résidu :

Chauffé avec du carbone, il y a formation d’oxide de carbone,
et séparation de phosphore.

(Usages.)  On s’en sert quelquefois pour obtenir de l’hydrogène
phosphore.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant l’hypo-phosphite

— 104 —

de barite par l’acide sulfurique étendu d’eau ; le sulfate de barite
insoluble étant séparé, on concentre l’acide hypo-phosphoreux
sous le vide de la machine pneumatique.

Acide Phosphoreux.

L’acide phosphoreux a été découvert par M. Davy.

(Propriétés.)  Cet acide est solide, hydraté, incolore, inodore,
cristallisable, d’une saveur acide, très-soluble dans l’eau ; il est
transformé, par la chaleur, en hydrogène phosphore et acide
phosphorique.

L’acide phosphoreux est avide d’oxigène ; aussi, en contact
avec les matières organiques, il les désoxigène. Chauffé avec du
carbone, il y a formation d’oxide de carbone, et le phosphore est
mis en liberté.

(Usages.)  On s’en sert en chimie pour préparer l’hydrogène
phosphore.

(Préparation.)  On le prépare en décomposant par l’eau le
proto-chlorure de phosphore : il y a formation d’acides phosphoreux
et chlorydrique ; on chasse ce dernier, à l’aide d’une douce
chaleur :

Par ce procédé, on l’obtient à l’état liquide, c’est-à-dire en dissolution
dans l’eau. Pour l’avoir solide, il faut brûler du phosphore,
lentement, sous l’influence d’un courant d’air.

— 105 —
Acide Phosphorique.

Cet acide a été découvert par M. Margraff ; on le rencontre, à
l’état de combinaison, dans la nature. Il existe sous quatre états
différents : anhydre, mono-hydraté, bi-hydraté, tri-hydraté.

(Acide phosphorique anhydre, Propriétés.)  Il est solide,
pulvérulent, blanc, déliquescent: c’est le corps le plus avide
d’eau que l’on connaisse : aussi se combine-t-il avec ce liquide
en produisant un bruissement, etc. Il est indécomposable par la
chaleur ; décomposé par l’hydrogène, le carbone.

(Usages.)  On s’en sert souvent en chimie comme dessiccateur.

(Préparation.)  On l’obtient en brûlant, dans un ballon, du
phosphore sous l’influence d’un courant d’air (fig. n° 12, pl. 2).

On le conserve dans des vases parfaitement secs et hermétiquement
fermés.

(Acide phosphorique mono-hydraté, : Propriétés.) 
Cet acide, appelé acide méta-phosphorique, se présente sous
l’aspect d’un verre incolore, transparent. Il est déliquescent ; en
contact avec l’eau, pendant quelque temps, il passe à l’état d’acide
à 3 équivalents d’eau : cette transformation est bien plus rapide,
si on le porte à l’ébullition avec de l’acide azotique. Les caractères
principaux sont les suivants : saturé par de la soude, il donne
avec les sels d’argent un précipité blanc de méta-phosphate d’argent
insoluble ; il coagule l’albumine ou blanc d’oeuf ; enfin, il
précipite le chlorure de barium : il se précipite du métaphosphate
de barite.

(Usages.)  C’est le réactif de l’albumine.

— 106 —

(Préparation.)  On l’obtient en calcinant, dans un creuset de
platiné, du phosphate d’ammoniaque.

(Acide phosphorique M-hydraté, : Proprittés.) 
Cet acide, appelé acide pyro-phosphorique, est liquide, incolore,
inodore, d’une saveur acide, soluble dans l’eau. Il diffèrede
l’acide méta-phosphorique, en ce qu’il est sans action sur l’albumine,
le chlorure de barium. Saturé par la soude, il donne, avec
les sels d’argent, un précipité blanc de pyro-phosphate d’argent
insoluble.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On le prépare en transformant le pyro-phosphate
de soude, en pyro-phosphate de plomb
insoluble, à l’aide de l’acétate de plomb ; on lave le pyro-phosphate
de plomb à grande eau ; on le décompose par un courant de gaz
sulfhydrique, et l’on chasse l’excès de ce dernier par la chaleur:

(Acide phosphorique tri-hydraté, (H, Propriétés) 
Cet acide, appelé généralement acide sirupeux, est liquide, visqueux,
incolore, rougissant fortement la couleur de tournesol,
difficilement cristallisable, très-avide d’eau, indécomposable par
la chaleur, décomposé comme les autres acides cités plus haut,
par l’hydrogène, le carbone, dans des circonstances convenables.
Chauffé convenablement, on peut le ramener à l’état d’acide
phosphorique mono-hydraté.

Il diffère de ce dernier en ce qu’il ne trouble point le chlorure

— 107 —

de barium, ne coagule point l’albumine. Son caractère distinctif
est que, étant saturé par de la soude, il précipite l’azotate d’argent
en jaune : c’est du phosphate d’argent tri-basique.

(Usages.)  On l’emploie dans certaines expériences chimiques.

(Préparation.)  On le prépare en traitant dans une cornue de
verre munie d’un ballon tubulé (ainsi qu’il est représenté fig.
n° 13, pl. 2) , le phosphore par l’acide azotique : on achève de le
concentrer dans une capsule de platine, sans quoi, à la fin de
l’opération, c’est-à-dire lors de sa concentration assez avancée, le
verre serait attaqué.

Phosphure d’Hydrogène ou Hydrogène
Phosphore.

L’hydrogène phosphore inflammable a été découvert par M. Gengembre
 ; il prend naissance dans les endroits où se trouvent beaucoup
de matières organiques en putréfaction : dans les cimetières,
les marais.

(Propriétés.)  C’est un gaz incolore, d’une odeur alliacée, d’une
densité égale à 1,184 ; il est très-peu soluble dans l’eau ; l’acide
sulfurique l’absorbe. Préparé convenablement, il prend feu spontanément
à l’air ou dans l’oxigène (1)  : c’est le seul gaz qui ait
cette propriété : il y a formation d’eau, et d’acide phosphorique :
ce dernier s’élève dans l’air, à l’état d’épaisses vapeurs sous la
forme de couronnes s’élargissant de plus en plus. Abandonné à
lui-même, il perd, au bout de quelques jours, la propriété de
s’enflammer: il la perd, instantanément, par son contact avec
l’alcool, l’éther, l’essence de térébenthine ; devenu, ou préparé non
inflammable spontanément, il prend feu par l’approche d’un corps
(1) Les Chimistes ne sont point d’accord sur la cause de l’inflammabilité
de ce gaz.
— 108 —

en ignition. En contact avec les sels de mercure, d’argent, etc.,
il y a formation de phosphure métallique, qui se précipite, et
d’eau:

Le phosphure d’hydrogène, s’il ne contient point d’hydrogène
libre, est donc entièrement aborbé par la dissolution métallique,


L’hydrogène phosphore non inflammable spontanément, à part
sa non inflammabilité spontanée, possède les mêmes caractères
que celui qui est spontanément inflammable (1). L’hydrogène
phosphore non inflammable, mélangé avec l’oxigène, détonne facilement
par un changement de pression. L’hydrogène phosphore |
non inflammable peut le devenir spontanément lorsqu’il est mis
en contact avec un corps qui puisse lui fournir de l’oxigène ;
l’acide hypo-azotique, par exemple.

L’hydrogène phosphore prend feu par son contact avec le
chlore. Avec l’acide iodhydrique, il y a formation d’iodhydrate
d’hydrogène phosphore : composé solide, blanc, cristallisable.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  Pour l’avoir inflammable spontanément, on

chauffe légèrement du phosphore avec l’un des oxides suivants:
potasse, soude, barite, chaux, sous l’influence de l’eau. Quanta
(1) On peut donc admettre , dans l’état actuel de la science, qu’il n’existe
qu’un seul phosphure d’hydrogène ; seulement, que, selon son mode de
préparation , il contient une matière étrangère qui lui donne la propriété de
s’enflammer.
— 109 —

l’obtenir non inflammable spontanément, on chauffe, dans une
cornue à une douce chaleur, soit de l’acide phosphoreux, soit le
mélange d’acide phosphoreux et phosphorique obtenu par l’acidification
du phosphore sous l’influence de l’air : c’est-à-dire l’acide
jadis connu sous le nom d’acide hypo-phosphorique.

Dans ces deux opérations, on ne doit point employer de tubes
de sûreté ou de Velter pour recueillir le gaz hydrogène phosphore.
Enfin, il faut éviter d’élever trop la température, attendu qu’il
peut y avoir explosion du mélange d’air de l’appareil et de l’hydrogène
phosphore qui se produit.

Le phosphore se combine parfaitement au soufre, et forme
avec ce dernier trois composés distincts que nous ne ferons que
citer :

Ph, S = 48 : acide sulf-hypo-phosphoreux ;

Ph, S3 = 80 : » sulfo-phosphoreux ;

Ph, S5 = 112 : » sulfo-phosphorique :

On voit que, dans ces corps, le soufre remplace l’oxigène des
acides hypo-phosphoreux, phosphoreux, phosphorique.

Le phosphore, en s’unissant au chlore, donne naissance à deux
composés, savoir :

Proto-chlorure de phosphore, lequel correspond à
l’acide phosphoreux

Per-chlorure de phosphore, correspondant à
l’acide phosphorique

Nous n’étudierons que le proto-chlorure de phosphore.

Proto-Chlorure de Phosphore.

Le proto-chlorure de phosphore a été découvert par MM. GayLusssac
et Thénard.

— 110 —

(Propriétés.)  Il est liquide, incolore, fumant ; il entre en ébullition
à 78 degrés ; sa densité est égale à 1,45 ; il possède la propriété
de dissoudre le phosphore. L’eau, comme nous l’avons
démontré à l’article acide phosphoreux, le transforme en acides
chlorhydrique et phosphoreux. En contact avec l’ammoniaque, il
absorbe ce dernier, et donne un composé blanc, ayant pour formule
: lequel calciné sous le contact de l’air,
se transforme en chlorure d’ammonium, ammoniaque, phosphore,
hydrogène et phosphure d’azote

(Usages.)  Il sert à préparer l’acide phosphoreux. !

(Préparation.)  On l’obtient en faisant passer du chlore sec sur
du phosphore en excès, à la température ordinaire. Si, au contraire,
il y avait un excès de chlore, le proto-chlorure passerait !
l’état de perchlorure solide, blanc, etc.

Azote.

L’azote est très-répandu dans la nature : on le rencontre dans
l’air, dans les matières animales. C’est M. Rutterford qui en lit
la découverte ; il fut appelé, d’abord : alcaligène, nitrogène ; et
fut M. Lavoisier qui lui donna le nom d’azote.

(Propriétés.)  L’azote est un gaz permanent, incolore, inodore,
éteignant les corps en combustion, sans action sur la teinturede
tournesol et l’eau de chaux ; sa densité est égale à 0,972 ; il est
très-peu soluble dans l’eau ; il ne se combine directement avec
l’oxigène que sous l’influence électrique ; en contact avec l’hydrogène,
le carbone, dans des circonstances convenables, il y a formation
d’azotures d’hydrogène, de carbone ; les composés qu’il
forme avec les autres métalloïdes sont ou peu connus, ou peu
stables.

(Usages.)  L’azote est quelquefois employé dans certaines expé-

— 111 —

riences de laboratoire ; mais ce sont surtout ses combinaisons
avec l’oxigène, l’hydrogène et le carbone qui sont beaucoup employées.


(Préparation.)  Le 1er procédé consiste à traiter l’air par le
phosphore à froid (on peut l’obtenir plus rapidement en enflammant
ce dernier ; mais l’azote obtenu contient encore des traces
d’oxigène que, seulement, le phosphore à froid peut lui enlever)  :
l’expérience à froid dure plus d’un jour ; le 2e est celui que
M. Dumas a indiqué dans ces derniers temps : il consiste à faire
passer de l’air, privé de son acide carbonique, sur du cuivre
chauffé au rouge (fig. n° 14, pl. 2)  : il y a formation d’oxide de
cuivre, séparation d’azote pur : tels sont les deux principaux procédés
pour préparer ce gaz.

Air Atmosphérique.

L’air est un mélange de gaz azote, oxigène, acide carbonique :
tels sont, du moins, les trois gaz que l’on y rencontre en plus
grande quantité, attendu que des causes accidentelles introduisent
dans ce gaz des gaz autres que ces derniers : ainsi l’on y
trouve de l’hydrogène carboné, du sulfure, de l’azoture d’hydrogène
: mais en faibles quantités. L’air est le fluide élastique qui
entoure notre globe, autour duquel il forme une couche d’environ
15 lieues d’épaisseur. C’est l’air que l’on prend toujours
pour unité de comparaison : aussi sa densité est-elle représentée
par 1 ; 1 litre de ce gaz, à la température de zéro et sous la
pression de 0,76, pèse 1 gramme 2991 dix-milligrammes, d’après
MM. Biot et Arago. L’air, quoique contenant beaucoup plus
d’azote que d’oxigène, entretient parfaitement la combustion,
la respiration.

Les propriétés de l’air dépendent principalement de celles de
l’oxigène qui s’y trouve, car, avec tous les agents, il se comporte

— 112 —

comme l’oxigène. M. Lavoisier est le premier chimiste qui en ait
fait l’analyse ; voici l’expérience qu’il fit : Un poids connu de mercure
fut mis dans un matras en verre, à col long et courbé,
plongeant sous une cloche placée sur la cuve à mercure ; après ;
avoir chauffé plusieurs jours, il s’aperçut que le mercure s’était
transformé en une poudre rouge, et que le volume de l’air avait
diminué ; après avoir laissé refroidir l’appareil, il constata que le
gaz restant n’était plus de l’air atmosphérique, attendu qu’il éteignait
les corps en combustion ; de plus, le mercure avait augmenté
de poids. Cette augmentation de poids du mercure loi
donna l’indice que ce dernier ( le volume de l’air employé étant
moindre ) avait pris non-seulement la portion de gaz manquant,
mais de plus le gaz auquel l’air devait ses propriétés primitives,
et enfin que l’air n’était point un élément. La matière rouge
du matras fut chauffée à une température élevée, et laissa dégager
un air dont les propriétés étaient tout à fait contraires à celui restant
après l’ébullition du mercure ; le mercure, devenu rouge,
avait repris son aspect métallique. Nul doute, alors, pour M. La- ;
voisier, que l’air atmosphérique était composé de ces deux gaz
si différents : le premier était l’azote, le dernier, l’oxigène.

II en eut la preuve convaincante, lorsque mélangeant les deux
gaz, obtenus séparément, il obtint de nouveau un gaz jouissant
des propriétés de l’air atmosphérique, et ne différant nullement
de ce gaz. Depuis M. Lavoisier, d’autres moyens ont été employés
pour analyser l’air ; ainsi : Si l’on met 100 parties d’air en contact
avec du phosphore à froid, dans une éprouvette sur le mercure,
l’oxigène est absorbé, et il reste un volume d’azote égal à environ
79 parties de l’air employé. On peut également connaître la composition
de ce gaz, en le faisant détonner dans l’eudiomètre avec
de l’hydrogène : Si l’on prend 100 parties d’air et 100 parties
d’hydrogène , on obtient, après l’étincelle, un résidu égal à 138
parties ; il a donc disparu 62 parties ; sachant que 2 volumes
d’hydrogène exigent 1 volume d’oxigène pour former de l’eau,

— 113 —

on en conclut: que le volume d’oxigène, dans les 100 parties
d’air, était de c’est-à-dire de 20 part., 7 d’oxigène: d’où 100 volumes
d’air sont formés de 20 vol. 7 d’oxigène et 79 vol., 3 d’azote.
On voit de suite que ce n’est point tout à fait 20 vol ; 7 d’oxigène :
cela tient à ce que dans les expériences eudiométriques il est difficile
de mesurer chimiquement un volume de gaz donné. Aussi,
MM. Dumas et Boussingault, dans ces derniers temps, ont fait
l’analyse de l’air en pesant les gaz contenus dans ce fluide, afin
d’en connaître au juste la composition ; cette analyse a été faite
de la manière suivante :

Un volume d’air, privé d’acide carbonique, parfaitement desséché,
a été décomposé par du cuivre chauffé au rouge et d’un
poids connu : l’azote, résultant de la décomposition, se rendant
dans un ballon, pesé à l’avance vide d’air (tout l’appareil chauffé
était, avant l’expérience, également vide d’air ) , ils ont trouvé
que 100 volumes d’air, privés d’acide carbonique, sont formés de :

Il ne faut pas croire que, dans toutes les localités, la proportion
d’oxigène, dans l’air, soit la même ; sur les montagnes élevées,
l’air offre sensiblement la même proportion d’oxigène que dans
les plaines ; mais c’est surtout dans l’air pris au bord de la mer
que la quantité d’oxigène varie ; elle 'est variable, généralement,
loin des habitations, et la quantité d’oxigène peut s’élever jusqu’à
23 p. % de l’air atmosphérique.

L’air contient de l’acide carbonique ; on peut le constater en
exposant à l’air de l’eau de barite : bientôt elle se trouble, et il se
précipite du carbonate de barite insoluble. La proportion d’acide
carbonique, dans l’air, est variable ; elle est plus grande pendant
la nuit que pendant le jour ; elle varie aussi selon les saisons : cela
tient à ce que les vents augmentent, généralement, la quantité
d’acide carbonique dans certaines localités.
8
— 114 —

Elle est très-considérable dans les salles où se réunissent un
grand nombre d’individus, puisqu’elle est le produit de la respiration ;
cet air peut contenir jusqu’à 0,009 d’acide carbonique:
c’est-à-dire 20 fois plus que l’air ordinaire. Pour connaître la
moyenne d’acide carbonique contenue dans l’air, on fait passer un
volume d’air connu et desséché dans des tubes pesés à l’avance,
renfermant de la potasse ; l’augmentation de poids indique la
quantité d’acide carbonique dans le volume d’air analysé. D’après
de nombreuses expériences, faites à diverses époques, on trouve
que 10,000 volumes d’air contiennent4e 3 vol ; 71 à 5 vol, 14 d’acide
carbonique ; c’est-à-dire une moyenne de 4 vol, 425. Il existe de la
vapeur d’eau dans l’air ; on la démontre, facilement, en mettant
un mélange de sel et de glace dans un flacon : l’humidité de l’air
vient se congeler sur les parois extérieures du flacon. Pour calculer
la quantité de vapeur d’eau, dans un volume d’air donné,
on fait passer ce dernier à travers des tubes pesés et contenant
ou du chlorure de calcium, ou ,de la pierre ponce imprégnée d’acide
sulfurique concentré ; l’augmentation de poids des tubes dessiccateurs
indique la quantité d’eau contenu dans le volume d’air sur
lequel on a opéré. L’air contient de l’acide sulfhydrique ; on le
reconnaît en exposant à l’air, pendant quelque temps, un papier
imprégné d’acétate de plomb : il y a formation de sulfure noir de
plomb. Pour l’azoture d’hydrogène ou ammoniaque, on le démontre
en laissant exposé à l’air du sulfate d’alumine : il y a formation
de sulfate double d’alumine et d’ammoniaque. Quant à
l’hydrogène carboné, il ne peut être reconnu facilement, vu la petite
quantité que l’air en contient ; mais une preuve qu’il s’y trouve,
c’est que dans l’analyse de l’air, par MM. Dumas et Boussingault,
on ne devait trouver que de l’azote dans le ballon où l’on avait
fait le vide, et l’on y a constaté la présence d’acide carbonique.
L’air contient, en outre, des matières organiques , des poussières
minérales. Au-dessus des grandes villes, surtout, l’air renferme
des produits pyrogénés : ainsi, si l’on prend de la neige et qu’on
la fasse fondre, on aura une eau ayant un goût de fumée. Dans

— 115 —

plusieurs parties de la Toscane, il se dégage un air pernicieux qui,
refroidi, donne lieu à une rosée contenant des matières organiques
putrescibles, noircissant par l’acide sulfurique, l’azotate d’argent ;
cet air est, généralement, connu sous le nom de mauvais
air.

( Usages. )  Les usages de l’air sont des plus nombreux : ainsi,
il sert à la vie ; il faut, à chaque homme, environ 6 mètres cimes
d’air par heure en hiyer, et 8 mètres cubes en été. C’est l’air qui
joue un des plus grands rôles dans la nature, les phénomènes
chimiques: ainsi, lorsqu’on chauffe un appareil, après avoir
chassé une grande partie de l’air de ce dernier, communiquant
avec un vase plein d’eau, par exemple (fig. n° 20, pl. 3) , l’air
ne pouvant rentrer pour remplacer celui que contenait l’appareil
( et qui a été chassé par la chaleur ) , l’eau remonte, pour prendre
la place de ce dernier, si le tube conducteur n’excède point la
longueur de trente-deux pieds. Si l’appareil communique avec du
mercure (fig. n°22, pl. 3) , l’élévation de ce dernier ne pourra
avoir lieu que jusqu’à une hauteur de 76 centimètres ; or, comme
pour empêcher l’eau de remonter dans les appareils chauffés ( attendu
qu’il ne peut y avoir vide, en présence de l’eau, jusqu’à la
hauteur de la colonne de ce liquide ci-dessus indiquée ) , il faut
que l’air rentre dans l’appareil, par un moyen quelconque ( pour
éviter l’ascension de l’eau qui, froide et rencontrant des vases
encore chauds, ne manquerait point d’en occasionner la rupture
et des dangers pour l’opérateur ) , on emploie les tubes de Velter
ou de sûreté (fig.n°s 17,18,19,pl. 2) , lesquels permettent à l’air de
rentrer dans les appareils avant que l’ascension de l’eau, dans ces
derniers, n’ait eu lieu. Dans certains appareils, le tube de sûreté
est simplement un tube droit: ainsi, dans l’appareil fig. n°15,
pl. 2, où le tube de sûreté D ne suffirait pas ( vu que les tubes
dégageant le gaz du ballon plongent très-avant dans l’eau) , on
emploie le tube droit B ( qui fonctionne alors comme un tube de
sûreté proprement dit ) , pour éviter que le liquide de l’éprouvette
R ne remonte dans le flacon à tubulures Y, le tube de sûreté D

— 116 —

n’étant pas suffisant pour éviter cette ascension du liquide de l’éprouvette
dans le flacon tubulé. De même l’eau remonterait dans
la cornue V, de l’appareil représenté fig. n° 20, pl. 3, si elle
ne portait point un tube de sûreté H, qui permet la rentrée de
l’air, dans l’intérieur, pour faire équilibre à la pression atmosphérique
extérieure.

Enfin, d’après ce que nous savons (que 76 centimètres de mercure
font équilibre à la pression atmosphérique ordinaire) , on fait
plonger les tubes des appareils dans ce liquide, pourvu qu’ils aient
beaucoup plus de 76 centimètres de longueur, lorsqu’on veut
empêcher l’air de rentrer dans un appareil ; il est utile de ne point
perdre de vue ce fait : que la colonne de mercure, d’une longueur
convenable, non-seulement empêche le mercure de monter dans
l’appareil, mais la rentrée de l’air dans ce dernier (fig. n° 22,
pl. 3 )  ; tandis que le tube de sûreté empêche l’eau ou le mercure
de s’élever dans les appareils par la rentrée même de l’air : un tube
de sûreté ne remplit donc pas toujours le but, lorsque, outre
l’empêchement de l’ascension du liquide de la cuve dans l’appareil,
il ne faut même pas que l’air, après l’expérience, rentre dans
ce dernier.

Protoxide d’Azote.

Le protoxide d’azote a été découvert par M. Priestley.

(Propriétés.)  Ce corps est gazeux, incolore, inodore, d’une
saveur sucrée ; certaines personnes, en respirant ce gaz, éprouvent
une certaine gaieté : de là le nom de gaz hilariant que lui
donnent quelques Chimistes ; chez d’autres personnes, ce gaz produit
une exaltation cérébrale. Ce gaz a une densité égale à 1,527 ;
il est soluble dans l’eau : ce liquide en dissout les f de son volume.
Il est sans action sur la teinture du tournesol, l’eau de chaux.
En contact avec les corps ne présentant plus qu’un point en igni-

— 117 —

tion, il les rallume comme l’oxigène, mais avec moins d’intensité.
Un litre de protoxide d’azote renferme 1 litre d’azote et un \ litre
d’oxigène. Le carbone, le soufre, le phosphore, y brûlent un peu
moins vivement que dans l’oxigène. Ce gaz est décomposé, à la
chaleur rouge, en azote et en acide hypo-azotique. L’oxigène est
sans action sur lui. Il est décomposé au rouge par l’hydrogène :
il y a formation d’eau, d’azote. Le chlore, le brôme, l’iode, sont
sans action sur le protoxide d’azote. Ce gaz qui peut être confondu,
jusqu’à un certain point, avec l’oxigène, se distingue de ce dernier,
en ce qu’il est soluble dans l’alcool, et que, mis en contact avec
le bi-oxide d’azote, il ne décompose point celui-ci : aussi il n’y
a point production de vapeurs rutilantes comme avec l’oxigène.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Propriétés.)  On l’obtient en chauffant, dans une cornue, de
l’azotate d’ammoniaque, il y a formation d’eau
et de protoxide d’azote :

Bi-Oxide d’Azote.

Az, O2 = 30.

Le bi-oxide d’azote, découvert par M. Haies, fut appelé d’abord :
gaz nitreux, oxide nitreux : on le nomme souvent deutoxide
d’azote.

(Propriétés.)  Le deutoxide d’azote est un gaz incolore, d’une
densité égale à 1,039, éteignant les corps en combustion, asphyxiant
les animaux qu’on y plonge, peu soluble dans l’eau, qui
en dissout de son volume, sans action sur la teinture de tourne-

— 118 —

sol, sur l’eau de chaux. Le bi-oxide d’azote est décomposé par la
chaleur en azote et en acide hypo-azotique. Un litre de bi-oxide
d’azote contient litre d’oxigène et 1 litre d’azote.

Le bi-oxide d’azote est absorbé par les dissolutions de sels de
protoxide de fer, en se colorant en brun. Le bi-oxide d’azote a
pour caractère distinctif d’être transformé, par le contact de l’oxigène
ou de l’air, en acide hypo-azotique, qui apparaît sous forme
de vapeurs rutilantes ; la couleur de tournesol est alors rougie, ce
qui n’avait point lieu avant le contact de l’air ou de l’oxigène:
c’est le seul gaz qui jouisse de cette propriété. En contact avec la
potasse concentrée, pendant quelque temps, le bi-oxide d’azote
se transforme en protoxide d’azote et enazotite de potasse :

En contact avec l’hydrogène, sous l’influence de la mousse de
platine (1) , il y a formation d’eau et d’azoture d’hydrogène

Si les gaz sont bien secs, la réaction a lieu même à froid et la
mousse devient incandescente ( fig. n° 21, pl. 3).

(Usages.)  On l’emploie pour reconnaître l’oxigène ou l’air dans
un mélange de gaz.

(Préparations,)  C’est en faisant réagir l’acide azotique sur le
(l) La mousse de platine a la propriété de ramener les gaz en présence,
dans les mêmes conditions qu’à l’état naissant.
— 119 —

mercure, l’argent, le cuivre que l’on prépare le bi-oxide d’azote :
il y a formation d’azotates de mercure, d’argent, de cuivre ;
avec le cuivre, il faut avoir soin de refroidir l’appareil qui s’échauffe
peu à peu, attendu que, vers la fin de l’opération, il
peut contenir du protoxide d’azote. Avec le mercure, l’argent,
le dégagement de bi-oxide a lieu sous l’influence d’une légère
chaleur :

Aeide Azoteux.

Il a été découvert par M. Gay-Lussac.

(Propriétés.)  C’est un liquide bleu, entrant en ébullition audessous
de la température de zéro ; il est décomposé par l’eau, en
acide azotique et en bi-oxide d’azote :

Il renferme pour 1 volume d’azote, 1 volume d’oxigène ; il
s’unit très-bien aux alcalis.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On le prépare en mêlant, à une basse température,
4 volumes de bi-oxide d’azote avec 1 volume d’oxigène. On
obtient de l’azotite de potasse, en mettant en contact un mélange
de bi-oxide d’azote et d’oxigène avec de la potasse. Enfin, on peut
encore se le procurer en ajoutant de l’eau, en petite quantité, à
l’acide hypo-azotique ; la liqueur devenue bleue est chauffée ; puis
desséchant et refroidissant, de — 20 degrés à — 30 degrés, les

— 120 —

vapeurs qui se dégagent, on obtient un liquide très-mobile, bleu
foncé : c’est l’acide azoteux.

Acide Hypo-AsEOtique.

(Propriétés.)  Cetacide est un liquide presque incolore à—20 degrés,
d’un jaune fauve à zéro, brun foncé entre zéro et 22 degrés
 ; son odeur est suffocante. Il entre en ébullition à + 22 degrés
 ; sa densité, à l’état gazeux, est de 3,181 ; il jaunit et corrode
l’épiderme. En contact avec peu d’eau, il est transformé en acides
azotique et azoteux :

Ce dernier, étant bleu, communique sa couleur à la dissolution.

Si l’on ajoute beaucoup d’eau, l’acide hypo-azotique se transforme
en bi-oxide d’azote et acide azotique :

De sorte qu’il y a production de vapeurs rutilantes, etc. D’après
M. Péligot, cet acide peut donner des hypo-azotates ; mais
ces sels sont peu connus. L’acide hypo-azotique contient 2 volumes
d’oxigène pour 1 volume d’azote.

(Usages.)  On l’emploie dans quelques expériences chimiques.

(Préparation.)  On peut obtenir cet acide en faisant arriver du
bi-oxide d’azote et de l’oxigène secs, dans un vase refroidi par un
mélange de glace et de sel marin. On le prépare généralement en
décomposant, par la chaleur, l’azotate de plomb préalablement desséché.


L’appareil dont on se sert ne doit point porter de bouchons
(fig.n°16,pl.2)  ; en employant des vases de verre s’adaptant hermétiquement
l’un à l’autre, l’opération réussit toujours, si l’azotate
est parfaitement sec ; dans le cas contraire, on obtient de l’acide

— 121 —

hypo-azotique contenant de l’acide azoteux et azotique: il est
alors coloré en bleu.

Acide Azotique ou nitrique.

L’acide azotique a été découvert par M.Raimond Lulle,vers le
commencement du 13e siècle ; il est très-répandu dans la nature,
à l’état de combinaison ; il se forme par les éléments de l’air,
sous l’influence des étincelles électriques dans les temps d’orage.

(Propriétés.)  Cet acide est liquide, incolore, odorant, corrosif ;
détruit l’épiderme en le jaunissant ; rougit fortement la teinture
de tournesol. L’acide azotique ne peut exister sans eau ; il
en renferme le moins 1 équivalent et a pour formule:
Si on lui enlève cette eau, il se transforme en oxigène et en acide
hypo-azotique.

Son degré de congélation et d’ébullition varie avec la quantité
d’eau qu’il renferme :

— 122 —

Il a, dans son plus grand état de concentration, une densité
égale à 1,512. D’après ce qui précède, on voit que l’acide à 1,21
de densité, quoique contenant plus d’eau que celui qui marque
1,33, ne se congèle qu’à—40 degrés, tandis que celui à 1,33 se
solidifie à—18 degrés. Lorsqu’on soumet à l’ébullition l’acide
azotique à 1 équivalent d’eau, une partie se décompose en oxigène
et acide hypo-azotique : ce dernier, se dissolvant dans l’acide
azotique non décomposé, le colore en jaune. La lumière agit de la
même manière sur l’acide azotique. L’électricité le décompose en
oxigène et azote. Les deux acides azotique les plus remarquables,
sous le point de vue de l’ébullition, sont les acides marquant
1,44 et 1,36 ; ils entrent en ébullition tous les deux à 116 degrés ;
mais celui à 1,44 laisse dégager de l’acide hypo-azotique
et de l’oxigène, tandis que celui à 1,36 ne laisse dégager que de
l’eau par l’ébullition :

Le seul hydrate d’acide azotique volatil sans décomposition est
celui formé de 1 équivalent d’acide et de 4 équivalents d’eau,

— 123 —

dont la densité est égale à 1,41 ; il se volatilise
vers 123 degrés. En contact avec l’hydrogène, il y a formation
d’eau et d’acide hypo-azoliqite ; si le gaz est à l’état naissant, il y
a production d’eau et d’azoturè d’hydrogène. L’expérience réussit
très-bien en faisant passer de l’hydrogène et de la vapeur d’acide
azotique sur de la mousse de platine, etc. (1).

L’acide azotique est décomposé par le carbone, le soufre, le
phosphore : il y a formation d’acides carbonique, sulfurique, phosphorique.
Il n’est point décomposé par le chlore, le brôme ; mais
il l’est par l’iode : il se forme de l’acide iodique. Il est décomposé
par l’acide sulfurique concentré ; il se forme de l’oxigène et de
l’acide hypo-azotique. En contact avec l’acide chlorhydrique, il y
a formation d’acide chloro-azoteux, lequel acide est
celui qui agit dans le liquide appelé eau régale :

Cette eau régale se prépare généralement dans les trois proportions
suivantes.

1 partie acide azotique 3 parties acide chlorhydrique ;

2 parties d° +2 parties d°. ;

3 parties d° +1 partie d°.

On s’en sert pour chlorurer les métaux. Exemple :

(1) Voir l’article bi-oxide d’azote, à cet égard.

— 124 —

L’acide azotique est décomposé par presque tous les métaux ;
exemple : cuivre, mercure, argent, zinc, fer ; mais la réaction
ne s’opère que dans certaines circonstances ; ainsi, le cuivre n’attaque
point l’acide à une densité de 1,512, s’il est entouré d’un
mélange de glace et de sel marin. A une température de +20 degrés,
l’acide azotique à 1,07 de densité n’attaque point le cuivre
 ; vient-on à faire passer dans l’acide un courant de bi-oxide
d’azote, à l’instant même la réaction commence: il y a formata
d’azotate de cuivre. L’acide azotique le plus concentré n’agit point
sur l’étain ; vient-on à ajouter un peu d’eau, l’action devient trèsvive.
L’argent ne décompose l’acide azotique que par le concours
de la chaleur ; il en est de même du mercure. Enfin, le fer ne
décompose point l’acide azotique de la densité de 1,48. L’acide
azotique forme avec les oxides métalliques des sels appelés azotates,
nitrates.

L’acide azotique en contact,avec le,bi-oxide d’azote se colore
en bleu, vert ou jaune orangé, selon qu’il est plus ou moins concentré
 ; ainsi, l’acide faible est sans action sur le bi-oxide d’azote:
aussi reste-t-il incolore ; un peu plus concentré, de l’acide azoteux
prend naissance et il se colore en bleu ; est-il encore plus concentré
que ce dernier, il prend une couleur verte résultant du
mélange des deux couleurs des acides azoteux et hypo-azotique
qui se forment ; enfin, est-il tout à fait concentré, il n’y a formation
que d’acide hypo-azotique, et il se colore en jaune orangé.

L’acide azotique est décomposé par un grand nombre de matières
organiques : souvent il les enflamme ; toujours il leur abandonne
son oxigène.

(Usages.)  Cet acide est fréquemment employé comme oxidant.

(Préparation.)  L’acide azotique s’obtient dans les laboratoires,
en chauffant, dans une cornue munie d’un ballon tubulé et refroidi,
de l’azotate de potasse ou de soude avec de l’acide sulfurique
: il y a formation de sulfate de potasse ou de soude, et sépaparation
d’acide azotique qui se volatilise. Il y a formation de va-

— 125 —

peurs rutilantes au commencement de l’opération : elles sont dues
à ce qu’une portion d’acide se décompose en oxigène et acide
hypo-azotique, l’acide étant plus volatil que l’eau, ce dernier étant
surtout retenu d’abord par l’acide sulfurique. L’acide azotique du
commerce contient toujours de l’acide chlorhydrique et quelquefois
de l’acide sulfurique. L’acide chlorhydrique provient de ce
que les azotates de potasse de soude contiennent des chlorures.

Pour le purifier, on le traite par un peu d’azotate debarite ;
puis ensuite par de l’azotate d’argent : il y a formation de sulfate
de barite, de chlorure d’argent, insolubles ; on distille : ces derniers
sels restent dans la cornue, et l’acide azotique passe à l’état
de pureté.

L’azote, en se combinant avec l’hydrogène, donne naissance à
trois composés distincts : Amidogène
Ammoniaque
Ammonium

Un seul, l’ammoniaque, a pu être isolé ; l’amidogène, l’ammonium
n’existent qu’en combinaison. L’amidogène joue le rôle des
métalloïdes chlore, brôme, iode. L’ammonium celui des métaux
potassium, sodium, et donne des combinaisons analogues aux
composés métalliques de ces derniers.

Azoture d’Hydrogène ou Ammoniaque.

L’ammoniaque, appelé aussi simplement azoture d’hydrogène,
connu autrefois sous le nom d’alcali volatil, prend naissance dans
la décomposition des matières organiques. C’est M. Berthollet qui
démontra qu’il contenait de l’azote et de l’hydrogène.

(Propriétés.)  C’est un des gaz les plus remarquables. Il est

— 126 —

incolore, d’une odeur vive et piquante, d’une saveur brûlante et
acre, d’une densité égale à 0,591 ; il se liquéfie par un froid de
— 30 degrés environ, sous la pression de 3 à 4 atmosphères,
C’est le seul gaz qui verdisse la couleur de la violette et qui ramène
au bleu la couleur du tournesol préalablement rougie par
un acide. Il est très-soluble dans l’eau : ce dernier en dissout
430. fois son volume : la dissolution ammoniacale (appelée ammoniaque
liquidé) , saturée de ce gaz, a une densité de 0,905 : elle se
congèle par un froid de — 55 degrés : en présence d’un oxacide,
l’ammoniaque liquide se transforme en oxide d’ammonium ;
exemple : Ce gaz éteint les corps
en combustion. Il est décomposé par une température rouge
blanc et par l’électricité. 1 litre de gaz ammoniac contient 1 litre
d’hydrogène et litre d’azote. En contact avec l’oxigène,
sous l’influence de la chaleur, il est décomposé. L’oxigène, sous
l’influence de la mousse de platine, le transforme en azotate d’ammoniaque,
et en eau:

En présence du carbone, à une haute température, l’ammoniaque
est décomposée : il y a formation de cyanure d’ammonium

— 127 —

Le gaz ammoniac (1) sec donne, avec l’acide carbonique sec,
un composé blanc, cristallin, ayant pour formule C,
et regardé par quelques Chimistes comme de l’hydrate d’amidure
d’oxide de carbone: c’est-à-dire :

L’ammoniaque est décomposé par le soufre, a une température
élevée. Le gaz sulfureux, sec, mis en contact avec le gaz ammoniac,
sec, donne naissance à un composé appelé sulfimide. L’acide
sulfurique, anhydre, forme avec le gaz ammoniac, sec, un corps,
connu sous le nom de sulfamide, ayant pour formule 4 (S, O 3) 

Le chlore décompose l’ammoniaque : il en résulte du gaz azote
libre et du chlorure d’ammonium,

Si l’on chauffe du potassium ou du sodium avec de l’ammodiaque
gazeux, sec, dans une petite cloche courbe, sur le mercure,
il y a dégagement d’hydrogène, formation d’amidure métallique
:

Si l’on élevait trop la température, cet amidure de potassium
ou de sodium serait décomposé ; il se dégagerait de l’ammoniaque,
et l’on obtiendrait de l’azoture de potassium ou de sodium :
(1) Nous avons oublié de mentionner qu’on a l’habitude, lorsqu’on parle
de l’ammoniaque gazeux, de faire un adjectif du mot ammoniaque : Exemple :
ammoniac.
— 128 —

Cet azoture de potassium ou de sodium serait enfin détruit, si
la température était trop élevée. Si l’on fait passer du gaz ammoniac
sur du cuivre, chauffé au rouge, l’ammoniaque est décomposé
: il y a formation d’azoture de cuivre (il faut dire, cependant
, que la quantité d’azote fixée est minime, et que si l’on
remplace le cuivre par du platine, l’azoture d’hydrogène est encore
décomposé, quoique le platine n’absorbe point d’azote, vu
qu’il n’augmente point de poids).

L’ammoniaque se combine parfaitement avec les hydracides ;
il en résulte des sels d’ammonium. En effet :

Quant à sa combinaison avec les oxacides, elle n’a lieu que
sous l’influence de l’eau (les oxacides ne se combinant qu’avec des
composés oxigénés)  : il en résulte des sels d’oxide d’ammonium,
Exemple :

En contact avec des oxides métalliques, l’ammoniaque donne
de l’eau et des amidures métalliques ; ainsi : Si l’on met l’ammoniaque
liquide en présence des oxides d’argent, d’or, on obtient
de l’eau, de l’amidure d’argent, de l’amidure d’or,

— 129 —

Ils sont détonnants ; celui d’argent fait explosion par le moindre
frottement ; celui d’or détonne lorsqu’on le chauffe à 140 degrés
environ : additionné d’essence de térébenthine, il perd sa
propriété détonnante. Enfin, en contact avec le chlore, l’iode,
dans des circonstances convenables, on obtient des amidures de
ces métalloïdes, ayant la propriété détonnante au plus haut degré
: ils ont les formules suivantes :

amidure de chlore ou chlorure d’amidogène
— amidure d’iode ou iodure d’amidogène
: la réaction s’explique ainsi :

Il se forme donc, en outre, des acides chlorhydrique, iodhydrique.


( Usages. )  L’ammoniaque est excessivement employé en
chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant 1 partie de chlorure
d’ammonium avec 1 partie de chaux vive pulvérisée (on a
généralement l’habitude de remplir la partie de l’appareil au dessus
du mélange avec des fragments de chaux vive)  ; on recueille
le gaz sur le mercure.

La théorie de l’opération est la suivante :
9
— 130 —

Pour avoir l’ammoniaque liquide ou en dissolution dans l’eau,
on fait rendre le gaz dans ce liquide, comme pour la préparation
de l’acide chlorhydrique liquide (voir fig. n° 10, pl. 2). On se
sert quelquefois, dans les laboratoires, pour avoir de l’ammoniaque
liquide pur, de l’ammoniaque liquide du commerce ; dans ce
cas, on chauffe, dans une cornue tubulée et au bain-marie, ce
dernier : le gaz se rend dans les flacons destinés à le recevoir.

DES SELS AMMONIACAUX.

L’ammoniaque, sous l’influence d’un équivalent d’eau et en
présence d’un oxacide, se transforme en oxide d’ammonium qui se
combine à l’oxacide pour donner un oxisel. Cet ammonium,
dont l’ammoniaque constitue l’oxide n’a
pas encore été isolé ; mais on doit en admettre l’existence ; sans
cela l’histoire des sels ammoniacaux deviendrait aride, en ce sens
qu’ils feraient exception à la règle générale que : tout oxacide se
combine à un oxide pour donner naissance à un oxisel. Les sels
ammoniacaux sont pour la plupart solubles, incolores ; ils sont
ou alcalins (1) , ou neutres, ou acides. Tous les sels qui résultent
de l’union des hydracides avec l’ammoniaque sont anhydres ot
volatils. Quant à l’union des oxacides anhydres avec le gaz am(1) 
On admet l’ammoniaque, ou plutôt l’oxide d’ammonium, comme une
base alcaline, etc.
— 131 —

moniac, elle n’a point lieu : l’azoture d’hydrogène est décomposé :
il en résulte des composés connus sous le nom d’amides. Tous
les sels ammoniacaux où l’acide est gazeux ou volatil, se volatilisent
généralement sans altération. Ils ont pour caractère distinctif
de dégager de l’ammoniaque, lorsqu’on les met en contact avec
la potasse, la soude, la barite, la strontiane, la chaux.

Nous n’étudierons ici que les sels ammoniacaux, non-seulement
importants, mais encore que ceux dont nous avons étudié
le radical ou l’oxacide.

Sesqui-Carnonate d’Oxide d’Ammonium
ou d’Ammoniaque.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, à aspect cristallin, d’une odeur
ammoniacale, d’une saveur caustique, verdissant le sirop de violettes,
très-volatil, soluble dans l’eau. Traité par la potasse, la
soude, la chaux, il y a formation de carbonates de potasse, de
soude, de chaux, dégagement d’ammoniaque. Il précipite presque
toutes les dissolutions métalliques ; mais beaucoup de carbonates
métalliques formés alors se redissolvent dans un excès de sesquicarbonate
d’ammoniaque. Si on lui fait absorber de l’acide carbonique,
il perd son odeur ammoniacale et sa réaction alcaline,
en passant à l’état de bi-carbonate.

(Usages.)  Ce sel est très-employé en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, dans une cornue de
grès, 8 parties de chlorure d’ammonium en poudre avec 10 parties
de craie ou carbonate de chaux ; le sesqui-carbonate se volatilise
et vient se condenser dans des récipients disposés à cet
effet.

Sulfure d’Ammonium.

Ce sel porte généralement le nom de sulfhydrate d’ammoniaque.

— 132 —

(Propriétés.)  Il se présente sous l’aspect de cristaux blancs,
très-volatils ; il passe, par le contact de l’air, à l’état de sulfure
d’ammonium sulfuré, puis à l’état d’hyposulfite, puis de sulfite,
puis enfin de sulfate. Il est soluble dans l’eau. Il se combine parfaitement
à l’acide sulfhydrique, et forme du sulfure double d’hydrogène
et d’ammonium, lequel est connu généralement sous le
nom de sulfhydrate de sulfure d’ammonium (c’est même ce dernier
sulfure d’ammonium que l’on emploie dans les laboratoires ;
il a pour formule : Ce sulfhydrate de sulfure
d’ammonium a des caractères mixtes entre le sulfure d’hydrogène
et le sulfure d’ammonium (on connaît un autre sulfure d’ammonium
: il porte le nom de liqueur fumante de Boyle ; il répand
d’épaisses fumées à l’air, et s’obtient en distillant un mélange de
1 partie de chlorure d’ammonium, 1 partie de chaux, et | partie
de soufre ; on le connaît sous les noms de per-sulfure d’ammonium,
sulfure d’ammonium sulfuré).

(Usages.)  Le sulfure d’ammonium, est peu employé
dans les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en mettant 4 volumes de gaz ammoniac
en contact avec 2 volumes de gaz sulfhydrique, et évitant
soigneusement le contact de l’air. Quant au sulfhydrate de sulfure
d’ammonium, on l’obtient en faisant passer du gaz sulfure
d’hydrogène dans de l’ammoniaque liquide.

Sulfate d’Oxide d’Amntoniuni ou d’Ammoniaque,

(Propriétés.)  Ce sel est incolore, soluble dans l’eau froide, plus
soluble dans l’eau bouillante et cristallisant en prismes par le refroidissement.
Chauffé à une température convenable, il laisse dégager
de l’ammoniaque et passe . à l’état de sulfate acide ; si la
température était trop élevée, il se transformerait en sulfite d’am-

— 133 —

moniaque qui se volatiliserait : dans ce cas, il y aurait formation
d’eau, dégagement d’azote.

(Usages.)  Il entre dans la composition de l’alun ammoniacal.
On s’en sert en chimie.

(Préparation.)  On le prépare dans les laboratoires en neutralisant
l’acide sulfurique étendu par un léger excès d’ammoniaque.
Dans les arts, on l’obtient en traitant par du sulfate de chaux,
soit la liqueur provenant de la distillation des matières animales,
soit le liquide aqueux provenant de la distillation de la houille,
dans la fabrication du gaz de l’éclairage. Ces liquides contenant
du carbonate d’ammoniaque, il y a formation de carbonate de
chaux insoluble et de sulfate d’ammoniaque soluble dans l’eau.

Chlorure d’Anuiionium.

Ce sel porte les noms de : chlorhydrate d’ammoniaque, sel ammoniac,
hydrochlorate d’ammoniaque, muriate d’ammoniaque ; on
le rencontre particulièrement dans la fiente des chameaux, dans
l’urine de l’homme, etc.

(Propriétés.)  C’est un sel blanc, d’une saveur piquante, volatil,
soluble dans l’eau ; il cristallise sous la forme de feuilles de
fougères. En contact avec de l’amalgame de potassium, il y a formation
d’amalgame double de potassium et d’ammonium, lequel
occupe un volume 5 ou 6 fois plus considérable que celui des
composants, et est doué d’un éclat métallique bien supérieur à
celui de mercure même. Cet amalgame double, en contact avec
l’eau est décomposé : il se forme de la potasse, le mercure devient
libre, de l’hydrogène se dégage, et de l’ammoniaque, reste
en dissolution dans l’eau. En contact avec le potassium, le sodium,
le chlorure d’ammonium est décomposé : il y a formation de
chlorure de potassium ou de sodium, et il se dégage un mélange

— 134 —

d’hydrogène et d’azoture d’hydrogène, Il donne avec la
potasse, la soude, de l’eau, de l’azoture d’hydrogène et du chlorure
de potassium ou de sodium :

(Usages.)  Ce sel est souvent employé dans les laboratoires. On
s’en sert dans les arts, entre autres, pour le décapage du cuivre
et de quelques métaux.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en mettant sur le mercure le
gaz chlorhydrique en contact avec le gaz ammoniac, soit en saturant
l’ammoniaque liquide par l’acide chlorhydrique liquide.
Dans les arts, on l’obtient, dans certains pays, en Egypte, par
exemple, en sublimant la suie provenant de la combustion de la
fiente des chameaux ; dans d’autres, et en France en particulier,
en faisant réagir le chlorure de sodium ou sel marin sur le sulfate
d’ammoniaque : il se forme du sulfate de soude et du chlorure
d’ammonium.

Azotate d’Oxide d’Anunonium ou d’Ammoniaque'

Il est aussi appelé nitrate d’ammoniaque.

(Propriétés.)  Ce sel cristallise en prismes transparents attirant
légèrement l’humidité atmosphérique. Il a une saveur piquante ;
il est très-soluble dans l’eau. Chauffé à 200 degrés, il se décompose
en eau et protoxide d’azote ; chauffé plus fortement et rapidement,
il y a formation de bi-oxide d’azote. A une température
plus élevée, il prend feu et brûle sans laisser de résidu.

(Usages.)  On l’emploie souvent pour faciliter la combustion

— 135 —

des matières organiques ; il sert, en outre, à la préparation du
protoxide d’azote.

(Préparation.)  On l’obtient en saturant l’acide azotique par un
léger excès d’ammoniaque.

Azoture de Carbone ou Cyanogèn (I).

Il a été découvert par M. Gay-Lussac. Il prend naissance toutes
les fois qu’on chauffe, aune haute température, des matières
azotées avec un alcali, ou encore par le contact, avec l’air humide,
d’un mélange de charbon et d’alcali à une température
très-élevée.

(Propriétés.)  C’est un gaz incolore, d’une odeur forte rappelant
celle des amandes amères. En contact avec un corps en ignition,
il brûle avec une flamme bleue pourpre. Sa densité est égale
à 1,806. Il est soluble dans l’eau, plus soluble dans l’alcool,
l’éther, l’essence de térébenthine. Un volume d’eau dissout 4 volumes
| de cyanogène ; l’alcool 20 fois son volume de ce gaz. La
dissolution de cyanogène aqueuse ou alcoolique a une saveur piquante.
Par le froid, ou la pression, le cyanogène se liquéfie. Ce
gaz résiste à une température élevée. En contact avec l’oxigène,
à la température ordinaire, il ne se passe rien ; mais sous l’influence
d’une température rouge ou d’une étincelle électrique, il
y a détonnation, formation d’acide carbonique, et l’azote est mis
en liberté. Un litre de cyanogène renferme 1 litre d’azote. En
contact avec l’oxigène, à l’état naissant, il y a formation d’acide
cyanique. En présence de l’hydrogène, à l’état naissant, il y a
formation de cyanure d’hydrogène. Le soufre ne s’unit au cyanogène
que sous l’influence des métaux : il en résulte du sulfure de
cyanogène (ou sulfo-cyanogène, ) , c’est-à-dire du sulfo(1) 
Bien des Chimistes, par abréviation, formulent le cyanogène par Cy.
— 136 —

cyanure métallique. Le cyanogène ne s’unit qu’à l’état naissant
avec le chlore, le brôme, l’iode : il en résulte des chlorures, bromures,
iodures de cyanogène. Chauffé avec du potassium, le cyanogène
s’unit à ce dernier et forme du cyanure de potassium. Le
cyanogène se combine également avec les autres métaux, dans
des circonstances convenables.

L’azoture de carbone peut se combiner au gaz sulfure d’hydrogène
: il en résulte une substance jaune, cristallisée en aiguilles ;
le rapport dans lequel ces deux gaz s’unissent est 1 volume de
cyanogène pour 1 volume d’acide sulfhydrique. Si l’on fait passer
un courant de gaz sulfure d’hydrogène dans la dissolution alcoolique
de cyanogène, on obtient un autre composé de cyanogène
et de sulfure d’hydrogène.

1 volume 3 de gaz ammoniac en présence de 1 volume de cyanogène
forme une matière solide brune. Le cyanogène est un
corps composé d’autant plus remarquable, qu’il joue le même
rôle que les éléments chlore, brôme, iode, etc., à l’égard des
corps simples ou composés ; ainsi, il donne avec l’argent du cyanure
d’argent insoluble dans l’eau, soluble dans l’ammoniaque,
ayant des propriétés analogues au chlorure, bromure, iodure
d’argent.

(Usages.)  II n’est employé qu’à l’état de combinaison.

(Préparation.)  On se procure ce gaz en chauffant dans un appareil
convenable (fig. n° 24, pl. 3) , le cyanure de mercure préalablement
parfaitement desséché ; on le recueille sur le mercure.

Acide Cyanique.

(Propriétés.)  Cet acide est un liquide incolore, très-volatil

— 137 —

d’une odeur piquante, rougissant la teinture de tournesol ; il se
décompose facilement et ne peut être obtenu, à l’état de liberté,
qu’autant qu’on agit à la température de —10 degrés, car, à la
température ordinaire, il est promptement altéré. 2 équivalents
d’acide cyanique donnent, dans certaines circonstances, 1 équivalent
d’un nouvel acide, appelé acide fulminique, dont la formule
est de et qui, en se combinant aux oxides métalliques,
donne des sels appelés fulminates. Enfin, dans d’autres
circonstances, 3 équivalents d’acide cyanique forment 1 équivalent
d’acide prussianique ou cyanurique, dont la formule est
L’acide fulminique prend toujours 2 équivalents de
base pour former un fulminate. L’acide cyanurique prend toujours
3 équivalents d’oxide métallique pour donner naissance à
un cyamrate. Exemples :

On peut donc regarder l’acide fulminique comme un oxacide
du radical appelé fulminogène ; l’acide prussianique
comme l’oxacide du radical prussiogène, : radicaux analogues
au cyanogène.

L’acide cyanique donne avec la potasse, la soude, l’ammoniaque,
la barite, des cyanates solubles dans l’eau. Avec les protoxides
de plomb, de mercure, d’argent, des cyanates insolubles.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient, combiné à la potasse, en chauffant
au rouge sombre 1 partie de bi-oxide de manganèse avec
2 parties de cyanure jaune de potassium et de fer, tous deux réduits
en poudre ; on traite la masse chauffée, et préalablement
pulvérisée, par de l’alcool chaud qui dissout le cyanate de potasse,
lequel cristallise en lames blanches par le refroidissement.


— 138 —

Cyanure d’Hydrogène ou Acide Cyanliydrique.

Il fut découvert par M. Schéele ; mais ce fut M. Gay-Lussac
qui l’obtint le premier à l’état de pureté. II se forme dans la distillation
des matières organiques azotées. Il existe clans les feuilles
du laurier cerise ; les feuilles, les fleurs, les amandes du pêcher ;
dans les amandes amères et tous les fruits à noyau, notamment:
de l’amandier, de l’abricotier, du cerisier noir, du prunier, etc.
Il porte aussi les noms d’acide hydro-cyanique, d’acide prussique.


(Propriétés.)  Il est liquide, incolore, susceptible de cristalliser,
d’une odeur forte d’amandes amères. C’est le plus violent
poison que l’on connaisse : à l’état anhydre, une goutte mise dans
la gueule d’un chien lui donne la mort presque instantanément.
Le cyanure d’hydrogène est volatil ; il entre en ébullition à 26 degrés
 ; il se congèle à —15 degrés ; sa densité est égale à 0,686.

Il se dissout en toutes proportions dans l’eau, l’alcool. Il contient
volumes égaux de cyanogène et d’hydrogène. La chaleur et
l’électricité le décomposent ; la lumière l’altère peu à peu. En
contact avec un corps enflammé, il prend feu ; sa vapeur mélangée
à l’oxigène détonne par l’approche d’un corps enflammé ou le
contact d’une étincelle électrique. Il n’est point décomposé par
l’hydrogène, le phosphore, l’azote. Le chlore le décompose : il y
a formation de chlorure d’hydrogène, etc. Le chlore est l’antidote
de l’acide cyanhydrique. Les métaux décomposent l’acide cyanhydrique
en vapeur : il y a dégagement d’hydrogène, formation
de cyanure métallique. Avec les oxides métalliques, formation de
cyanure métallique et d’eau.

L’acide cyanhydrique se comporte tout à fait comme les acides
chlorhydrique, brômhydrique, etc. ; ainsi, avec les sels d’argent,

— 139 —

il y a formation de cyanure d’argent, blanc, insoluble dans l’eau,
soluble dans l’ammoniaque.

(Usages.)  Il est employé en médecine' ; dans les laboratoires, on
s’en sert pour certaines expériences chimiques.

(Préparation.)  On l’obtient, à l’état anhydre, en chauffant,
dans un appareil convenable (fig. n° 25, pl. 3) , du cyanure de
mercure avec de l’acide chlorhydrique concentré : il y a formation
de chlorure de mercure et de cyanure d’hydrogène. On fait passer
la vapeur d’acide cyanhydrique sur du marbre, pour enlever l’acide
chlorhydrique qu’elle pourrait contenir ; puis sur du chlorure
de calcium pour la dessécher.

Quant à l’avoir à l’état d’hydrate, c’est-à-dire en dissolution
dans l’eau, on suit le procédé de M. Géa Pessina, lequel consiste à
traiter, dans une cornue munie d’un ballon tubulé, 2 parties de
cyanure jaune de potassium et de fer pulvérisé, 1 partie d’acide
sulfurique à 66 degrés et 10 parties d’eau.

Cyanure d’Ammonium.

Ce sel porte également les noms de': cyanhydrate, hydrocyanate,
prussiate d’ammoniaque.

(Propriétés.)  Le cyanure d’ammonium est blanc, cristallisable,
très-volatil, décomposé à une température peu élevée. II est
soluble dans l’eau.

(Usages.)  On l’emploie quelquefois en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en mettant l’acide cyanhydrique en
contact avec l’ammoniaque.

— 140 —

Sulfo-Cyanure d’Hydrogène ou Acide SulfoCyanhydrique.


Le sulfo-cyanure d’hydrogène est aussi appelé, par certains
Chimistes, acide sulf-hydro-cyanique, hydro-sulfo-cyanique. 11
peut être considéré comme du sulfure double de cyanogène et
d’hydrogène :

(Propriétés.)  II est liquide, incolore, d’une odeur piquante ;
c’est un violent poison. Il est soluble dans l’eau ; il entre en
ébullition à 103 degrés et se congèle par un froid de—10 degrés,
Il est décomposé par une chaleur rouge, par l’électricité. En contact
avec le chlore, il y a formation d’acide chlorhydrique, et l’on
obtient un corps nouveau dont la formule est
auquel on a donné le nom de méta-sulfo-cyanogène. En contact
avec les métaux, le sulfo-cyanure d’hydrogène donne des sulfocyanures
métalliques ; il donne avec les oxides des sulfo-cyanures
et de l’eau :

Il a pour caractère distinctif de donner avec les persels de fer
une couleur rouge de sang très-intense. Il précipite en blanc les
sels d’argent, etc.

( Usages. )  Il sert à reconnaître la présence du fer.
( Préparation. )  On l’obtient, soit en décomposant le sulfocyanure
de potassium par l’acide phosphorique, soit en décompo-

— 141 —

sant le sulfo-cyanure de plomb (obtenu en précipitant une dissolution
de plomb par le sulfo-cyanure de potassium ) par le gaz
sulfhydrique ; filtrant, pour séparer le sulfure de plomb, et évaporant,
à une douce chaleur, pour le concentrer et chasser l’excès
de sulfure d’hydrogène.

Iodure de Cyanogène ou Cyanure d’Iode.

Ce corps a été découvert par M. Sérullas.

(Propriétés. )  Il est solide ; il cristallise en aiguilles blanches
son odeur est forte et piquante ; il est très-vénéneux, très-volatil,
soluble dans l’eau et l’alcool. Projeté sur des charbons ardents,
il est décomposé : l’iode se volatilise. II ne précipite point les
dissolutions d’argent. Il est décomposé par la dissolution d’acide
sulfureux : il y a formation de cyanure d’hydrogène, d’acide
sulfurique, et il se précipite de l’iode. En contact avec la potasse,
la soude, en dissolution, il en résulte de l’iodure et du
cyanate.

( Usages. )  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant 1 partie d’iode avec
2 parties de cyanure de mercure : il y a formation d’iodures de
cyanogène, de mercure.

Arsenic.

M. Brandt paraît être le premier chimiste qui ait considéré l’arsenic
comme corps particulier. On le rencontre dans la nature,
principalement à l’état de sulfure (1).
(1) Soit à l’état de réalgar ou proto-sulfure (rouge) , soit à celui d’orpiment
ou per-sulfure (jaune).
— 142 —

(Propriétés.)  L’arsenic est solide, gris d’acier, volatil au
rouge ; il cristallise en tétraèdres ; sa densité est égale à 5, 7 ; il
brûle dans l’oxigène en formant de l’acide arsenieux. Il n’est nullement
vénéneux, lorsque, chimiquement, il n’est point oxidé ;
la moindre oxidation lui communique des propriétés très-délétères.
Exposé à l’air, il se ternit bientôt en absorbant de l’oxigène.
Il forme avec ce dernier deux acides, l’acide arsenieux, arsenique.
En s’oxidant, l’arsenic répand une odeur d’ail caractéristique.
Il se combine à l’hydrogène, lorsque ce gaz est à l’état
naissant. Projeté dans du chlore, l’arsenic prend feu et forme du
chlorure d’arsenic.

( Usages. ) C’est lui qui constitue la poudre noire employée
pour détruire les mouches. On l’emploie dans la fabrication du
plomb de chasse pour faciliter la granulation de ce dernier.

(Préparation. ) On l’obtient en décomposant, dans une cornue
de terré fermée à l’aide d’un bouchon percé, l’acide arsenieux
par le charbon : l’arsenic réduit se volatilise et s’attache à la voûte
du vase ; on casse ce dernier, pour enlever l’arsenic lequel es !
cristallisé.

Acide Arsenieux.

Il porte les noms vulgaires d’arsenic, de mort-aux-rats.

( Propriétés. ) Il est solide, blanc, fusible, vitrifiable, volatil,
indécomposable par la chaleur, sans action sur l’oxigène, peu semble
dans l’eau, décomposé par le carbone. L’eau additionnée
d’acide chlorydrique dissout plus facilement l’acide arsenieux que
l’eau pure. C’est un violent poison ; il produit sur la peau des
tâches rouges gangreneuses. La dissolution d’acide arsenieux est
décomposée par l’acide sulfhydrique ; si l’on ajoute de l’acide
chlorhydrique, il se dépose du proto-sulfure d’arsenic  ; hydraté,

jaune, ayant pour formule ( correspondant à l’acide arsenieux).


L’hydrogène, à l’état naissant, décompose l’acide arsenieux : il
y a formation d’arseniure d’hydrogène et d’eau :

( Usages. ) Il est employé dans les arts.

(Préparation. ) On le prépare en grillant les minerais d’arsenic,
et recevant les vapeurs dans des chambres où l’acide arsenieux
se condense sous la forme d’une poudre blanche, appelée
fleur d’arsenic. Il est convenable de le fondre avant de le livrer
au commerce, attendu qu’en poussière son maniement est dangereux
pour les ouvriers.

Acide Arsentique.

(Propriétés.)  Il est solide, blanc, déliquescent, vénéneux,
décomposé par la chaleur en oxigène et acide arsenieux. Il est
décomposé par l’hydrogène à l’état naissant, etc. En contact avec
le gaz sulfhydrique, il est décomposé ; mais le sulfure d’arsenic
formé, même après l’addition d’acide chlorhydrique, ne se précipite
qu’au bout de quelque temps. Ce per-sulfure d’arsenic a pour
formule (il correspond à l’acide arsenique)  ; sa couleur
est jaune pâle.

( Usages. ) On ne l’emploie que dans les laboratoires.

— 144 —

( Préparation. )  On l’obtient en chauffant l’arsenic, ou l’acide
arsenieux, avec de l’eau régale.

Arseniure d’Hydrogène on Hydrogène
Arseniqué.

( Propriétés. ) C’est un gaz incolore, excessivement vénéneux,
peu soluble dans l’eau, d’une densité égale à 2,695, inflammable,
et laissant déposer de l’arsenic par sa combustion. Un litre de ce
gaz renferme 1 litre % d’hydrogène. Il est décomposé peu à peu
par l’oxigène, sous l’influence de l’eau. Si l’on enflamme un mélange
d’oxigène et d’hydrogène arseniqué fait dans le rapport de
volumes égaux, il y a détonnation, formation d’eau, dépôt d’arsenic
 ; le mélange est-il dans le rapport de 3 volumes d’oxigène el
de 1 volume d’arseniure d’hydrogène, la détonation est moindre,
et il se produit de l’eau, de l’acide arsenieux.

Si l’on fait passer du chlore dans de l’arseniure d’hydrogène,
il y a production de lumière, formation de chlorures d’hydrogène
et d’arsenic. L’hydrogène arseniqué précipite certaines dissolutions
métalliques : telles que celles de cuivre, d’argent, etc. : ce
sont des arseniures métalliques où 3 équivalents de métal se sont
substitués aux 3 équivalents d’hydrogène :

Il est décomposé, par la chaleur, en hydrogène et arsenic (fig.
n° 26, pl 3).

Il réduit le chlorure d’or (fig. n° 27, pl. 3). Le potassium, le

— 145 —

sodium, le fer, le cuivre, décomposent l’arseniure d’hydrogène :
il y a formation d’arseniure métallique, dégagementd’hydrogène.


( Usages. ) C’est en transformant l’arsenic en hydrogène arseniqué
que l’on constate la présence de l’arsenic dans une liqueur.
En effet, dans une analyse où l’on est à la recherche de ce corps,
on le transforme toujours en arseniure d’hydrogène : de là l’emploi
de l’appareil de Marsh (fig. n° 28, pl. 3) , dans les cas
d’empoisonnement. Ainsi l’hydrogène arseniqué dégagé dans un
appareil de Marsh et enflammé, laisse déposer, lorsqu’on approche
de sa flamme un corps froid, une assiette par exemple, des taches
brunes miroitantes d’arsenic, à éclat métallique, très-volatiles.
Dans les recherches de l’arsenic, en cas d’empoisonnement
par ce corps, on préfère décomposer l’arseniure d’hydrogène par
la chaleur (fig. n° 26, pl. 3) , attendu que l’appareil de Marsh
laisse toujours perdre une certaine quantité d’arsenic. Lorsqu’on
veut constater de plus petites quantités de ce dernier corps, on
emploie l’appareil à chlorure d’or de M. Jacquelain (fig. n° 27,
pl. 3). Dans tous les cas qui peuvent se présenter, il est convenable,
d’après ce dernier chimiste, de traiter les matières contenant
l’arsenic par le gaz chlore qui forme , sous l’influence de
l’eau, de l’acide arsenieux et de l’acide chlorhydrique. On fait
passer ensuite cet acide arsenieux à l’état d’arseniure d’hydrogène,
par du zinc et de l’acide sulfurique étendu d’eau.
[Préparation.)  On obtient l’arseniure d’hydrogène, soit en
traitant l’arseniure de zinc par l’acide sulfurique ou chlorhydrique,
soit en faisant réagir le zinc et l’acide sulfurique sur une
dissolution d’acide arsenieux ou arsenique assez étendu d’eau ;
l’appareil est le même que pour la préparation de l’hydrogène
(fig. n° 3, pl. 1). La théorie de l’opération, dans l’un de ces
derniers cas, est la suivante :
10
— 146 —

Chlorure d’Arsenic.

Il correspond à l’acide arsenieux, à l’arseniure d’hydrogène,
etc.

( Propriétés. ) Il est liquide, incolore, plus dense que l’eau,
fumant à l’air ; il entre en ébullition à 130 degrés. L’eau le décompose
en acides chlorhydrique et arsenieux :

Il est soluble dans l’acide chlorhydriqne. C’est un violent
poison.

( Usages. ) Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant l’arsenic par le chlore
sec : la combinaison a lieu, à froid, avec dégagement de chaleur
et production de lumière.

ET DES COMPOSÉS MÉTALLIQUES.

NOTIONS GÉNÉRALES.

Des Métaux.

Rappelons-nous que les métaux sont doués d’un éclat particulier,
auquel on a donné le nom d’éclat métallique. Ils ont été divisés
en sept classes différentes, d’après la manière dont ils se
comportent avec l’eau.

Les métaux de la première classe sont ceux qui décomposent
l’eau à froid ; ce sont :
1re classe

Potassium,
Sodium,
Lithium,
Barium,
Strontium,
Calcium.

Ceux de la deuxième ne décomposent l’eau qu’à la température
de 100 degrés :

2° classe.

Magnésium,

Thorinium,

Zirconium,

Glucinium,

Yttrium,

Aluminium,

Cérium.

— 148 —

Les métaux qui ne décomposent l’eau qu’à une température
rouge, ou à froid, mais avec le concours de l’acide sulfurique,
forment la troisième classe :
3e classe.

Manganèse,

Fer,

Zinc,

Nickel,

Cobalt,

Vanadium,

Cadmium,

Chrome.

Dans la 4e classe, on a rangé les métaux qui décomposent
l’eau à une température rouge, mais qui n’opèrent point la décomposition
de ce liquide à froid sous l’influence de l’acide sulfurique
:
4e classe…

Étain,
Uranium,
Osmium,
Antimoine,
Titane,
Molybdène,
Tungstène,
Tantale.

Ceux de la 5e classe ne décomposent l’eau que difficilement,
et encore n’est-ce qu’à une température très-élevée :

5e classe.

Cuivre,
Plomb,
Bismuth.

Les métaux de la 6e classe ne décomposent point l’eau ou ne

— 149 —

sont point oxidés par elle. Ils s’oxident à la température de 350
degrés ; leurs oxides se réduisent par la chaleur seule :
6e classe

Mercure,
Rhodium.

Enfin, la 7e classe comprend les métaux qui ne décomposent
point l’eau, et qui ne s’oxident à aucune température :

Argent,
Or,

Platine,
Palladium ,
Iridium.

Les métaux ont pour caractère général de se combiner avec
l’oxigène, tandis qu’ils ont peu d’affinité pour l’hydrogène.

Les métaux ne sont point opaques, lorsque leur épaisseur est
suffisamment diminuée.

Ils ont la propriété de cristalliser : le bismuth est celui qui
cristallise avec le plus de facilité. Le moiré métallique n’est
qu’un effet de cristallisation : ainsi, si l’on prend du fer-blanc
(ou fer recouvert d’étain) et qu’on enlève la couche supérieure,
qui, refroidie trop promptement, n’a pu cristalliser, avec un mélange
acide de :

2 p. acide azotique, 3 p. acide chlorhydrique, 8 p. d’eau ; ou
1 p. acide azotique, 8 p. acide sulfurique, 8 p. d’eau, on voit apparaître
les cristaux d’étain préalablement cachés par la première
couche métallique.

Certains métaux sont cassants.

— 150 —

Quelques-uns sont malléables ; ceux qui passent le plus facilement
au laminoir sont :

Argent,
Or,

Cuivre,
Étain,
Platine,
Plomb,
Zinc,
Fer.

On peut obtenir des lames d’or de de pouce d’épaisseur.


Les métaux sont plus ou moins ductiles ; ceux qui passent le
mieux à la filière sont :

Argent,
Or,

Platine,
Fer,
Cuivre,
Zinc,
Étain,
Plomb.

On est parvenu à avoir des fils d’or de de millimètre, des
fils de platine de de millimètre. Pour obtenir ces derniers, on
coule de l’argent autour d’un fil de platine fixé dans un moule,
et l’on passe à la filière le petit cylindre qui en résulte ; de cette
manière, le platine, qui est dans l’intérieur, se trouve tiré en fils
de l’épaisseur mentionnée plus haut ; traitant par de l’acide azotique,
on dissout l’argent et le fil de platine reste.

La densité des métaux est très-variable ; ils sont, pour la plupart,
plus lourds que l’eau ; le potassium, le sodium, font exceplion
 ; le platine est le plus dense de tous,

— 151 —

Certains métaux, dans un état de division extrême, possèdent
la propriété d’enflammer le gaz hydrogène : le platine, en mousse,
est dans ce cas ; de là son emploi dans les briquets à gaz hydrogène.


Les métaux sont bon conducteurs de la chaleur et de l’électricité.
Ils fondent à des températures différentes ; les points de fusion
les plus remarquables sont les suivants :

Platine 2000 environ ,

Fer (1) + 1600 à 1700 ,

Or + 1100,

Cuivre 1100,

Argent + 1000,

Zinc + 410,

Plomb + 325,

Bismuth + 270,

Étain + 230,

Sodium + 90,

Potassium 58,

Mercure — 39.

Quelques métaux sont volatils ; ainsi : le mercure entre en
ébullition a + 350 degrés ; le zinc à la température rouge blanc.
Le cadmium, l’arsenic, peuvent également se réduire en vapeurs ;
ce dernier se volatilise avant de fondre.

Tels sont les principaux caractères généraux des métaux.

Des Oxides Métalliques.

Tous les métaux peuvent être amenés à l’état d’oxide, par voie
directe ou indirecte. Le métal qui a le plus d’affinité pour l’oxi(1) 
La fonte exige une chaleur moindre que le fer ; elle entre en fusion
vre1500 degrés,
— 152 —

gène est le potassium ; il absorbe ce gaz à la température ordinaire
 ; il est même le seul qui ait cette propriété. Les autres métaux
ne s’oxident qu’à une température plus ou moins élevée.

Les oxides ont été divisés en cinq classes :

Oxides basiques,
acides,
indifférents,
salins,
singuliers.

1. Les caractères généraux des oxides basiques sont les suivants
:

De ramener au bleu la couleur du tournesol rougie par un
acide,

De verdir la couleur de la violette,

De rougir la couleur jaune du curcuma :

Telles sont les propriétés des oxides basiques solubles ; exemple:
potasse, soude. Enfin, les oxides basiques solubles ou insolubles
ont la propriété de s’unir aux acides et de neutraliser les caractères
de ces derniers.

2. Les oxides acides ont pour caractères, lorsqu’ils sont solubles,
de rougir la couleur bleue du tournesol. Qu’ils soient solubles
ou insolubles, ils neutralisent les oxides basiques ; exemple :
acide chromique.

3. Les oxides indifférents sont ceux qui jouent ou le rôle
d’oxide basique, à l’égard des acides puissants, ou le rôle d’acide,
à l’égard des oxides basiques puissants ; exemple : oxides d’aluminium,
de zinc, de plomb.

4. Les oxides salins sont formés par la réunion de deux oxides
d’un métal, l’un jouant le rôle d’acide par rapport à l’autre.
— 153 —
L’oxide rouge de manganèse est un oxide salin : il a pour formule
Mn 3, O 4, qui peut être représenté par Mn2, O3 Mn, O.

S. Enfin, les oxides singuliers sont des oxides qui ne peuvent
s’unir aux acides qu’autant qu’ils perdent une portion de leur
oxigène : tels sont les bi-oxides de barium, de manganèse, de
plomb.

Les oxides métalliques sont tous solides.

Leur couleur est variable.

Quelques-uns sont volatils ; mais le nombre de ces derniers est
très-restreint.

Les oxides des métaux des 5 premières classes ne sont jamais
ramenés à l’état métallique par la chaleur, quelle que soit l’élévation
de température : les uns perdent de l’oxigène, et se trouvent ramenés
à un degré d’oxidation moindre ; exemple : bi-oxide de
manganèse ; les autres ne changent nullement ; exemple : oxide
de calcium.

Presque tous les oxides métalliques sont décomposés par le
fluide électrique ; ceux qui résistent le plus à cet agent sont les
oxides de la 2e classe.

L’action de l’hydrogène, sur les oxides métalliques, est remarquable ;
en effet, ce gaz décompose les oxides des métaux des 5
dernières classes : l’oxide est ramené à l’état métallique et il y a
formation d’eau. Quant à l’action de l’hydrogène, sur les oxides
des métaux des 2 premières classes, elle est nulle sur les protoxides
 ; il n’y a que les peroxides qui se trouvent désoxidés : ils
sont ramenés au premier degré d’oxidation ; exemple : le peroxide
de potassium passe à l’état d’hydrate de protoxide.

Le carbone décompose les oxides des métaux des 5 dernières
classes, plus ceux de potassium et de sodium.

Le phosphore décompose les oxides métalliques : il en résulte
du phosphure et du phosphate.

Le soufre se comporte avec eux comme le phosphore : forma-

— 154 —

tion de sulfure et de sulfate, ou de sulfure et d’acide sulfureux ;
exemple : Il suffit de broyer avec rapidité du soufre et du bi-oxide
de plomb, bien secs, pour qu’il y ait inflammation du mélange.
Une réaction analogue a lieu avec explosion, lorsqu’on chauffe
légèrement un mélange de soufre et d’oxide d’argent.

Les oxides métalliques sont, pour la plupart, décomposés par
le chlore ( ceux des métaux de la 2e classe, excepté celui de magnésium,
résistent à cet élément)  : dans certains cas, il y a formation
de chlorure métallique et dégagement d’oxigène ; exemple:
oxide de calcium ; dans d’autres, il y a formation de chlorure
métallique et d’un oxisel à radical de chlore ; exemple : dissolution
concentrée de potasse et courant de chlore, formation de
chlorure de potassium et de chlorate de potasse. Dans certains
cas, le chlore s’unit à l’oxide ; exemple : chlore et chaux, production
de chlorure de chaux.

Enfin, les oxides des métaux de la 2e classe, qui ne sont point
attaqués par le chlore seul, sont décomposés par ce gaz sous
l’influence du carbone : il y a formation de chlorure métallique,
dégagement d’oxide de carbone : alumine et carbone = chlorure
d’aluminium oxide de carbone.

Certains oxides métalliques mis en présence, dans des circonstances
convenables, avec certains métaux ayant beaucoup d’affinité
pour l’oxigène, sont décomposés et ramenés à l’état métallique,
tandis que le métal employé passe à l’état d’oxide.

Les oxides s’unissent à la plupart des acides : il en résulte
des sels qui varient selon que l’acide est un oxacide ou un
hydracide.

Des Borates Métalliques.

Les borates métalliques sont presque tous insolubles dans l’eau ;
ceux de potasse, de soude, de lithine sont solubles. Ce sont des
sels très-stables ; la chaleur ne décompose que ceux des métans

— 155 —

des dernières sections ; les autres entrent en fusion plus ou moins
facilement. Calcinés avec de l’oxide de barium en excès, ils sont
décomposés : il y a formation de borate de barite, qui, traité par
l’acide sulfurique, donne du sulfate de barite insoluble et de
l’acide borique soluble dans l’eau : l’azotate de barite remplit le
même but que la barite. Ils sont décomposés par les acides puissants,
tels que les acides sulfurique, fluorhydrique, chlorhydrique
: il se forme un sulfate, un fluorure, etc., et l’acide borique
se précipite, si les dissolutions sont concentrées. Les borates
solubles sont décomposés par les dissolutions d’oxides de barium
de strontium ; ils sont également troublés par la plupart des dissolutions
métalliques.

Des Silicates Métalliques.

Ces sels ont beaucoup d’analogie avec les borates. Ils sont indécomposables
par la chaleur, comme les borates ; ils sont fusibles
ou infusibles ; ceux avec excès de potasse, de soude sont
solubles dans l’eau.

Tous les silicates, sans exception, sont décomposés par l’acide
fluorhydrique : il en résulte du fluorure de silicium.

Les silicates solubles sont décomposés par l’acide carbonique,
les eaux de barite, de strontiane, de chaux ; ils le sont également
par les dissolutions métalliques.

Chauffés avec la potasse, la soude, les silicates insolubles sont
tous décomposés et ramenés à l’état de silicates solubles, lesquels
donnent de l’acide silicique par les acides sulfurique, chlorhydrique.
Le même effet a lieu, si on les calcine avec les carbonates,
azotates de ces bases.

Les silicates constituent les verres, les émaux.

Les espèces de verre connues sont les suivantes :

Verre soluble
dans l’eau

Silicate de potasse ou de soude, avec excès
de base,

— 156 —
Crovvn-glass = Silicate de potasse et de chaux.
Verre à vitres = Silicate de potasse ou de soude et de chaux.

Verre à bouteilles

Silicates de soude , de chaux, d’alumine et
d’oxide de fer.

Cristal ordinaire,

flint-glass,
strass

Silicate de potasse et d’oxide de plomb :
seulement le flint-glass contient plus
d’oxide de plomb que le cristal ; le strass
encore plus que Je flint-glass.

Émail.,

Silicate, stannate ou antimoniate de potasse
ou de soude et d’oxide de plomb.

Les verres sont plus ou moins fusibles. Ceux qui renferment
plusieurs bases terreuses peuvent être plus ou moins altérés, selon
qu’ils sont fondus et refroidis lentement : la silice se partageant
entre, les oxides métalliques et donnant naissance à de
nouveaux silicates.

Les verres, ramollis par la chaleur et refroidis brusquement,
deviennent tellement cassants que la moindre pression peut les
réduire en poudre. On obtient du verre transparent, en chauffant
le mélange suivant:

Soude 198

Chaux 120

Alumine 35

Silice 647

1000.

et du verre dévitrifié avec :

Soude 149

Chaux 120

Alumine 49

Silice 682.

1000.

La devitrification du verre provient de ce qu’il se forme dans
la masse des silicates infusibles à la température où la fusion du
verre a lieu.

Des Carbonates Métalliques.

Tous les carbonates, excepté ceux de potasse, de soude, de
lïthine, sont insolubles dans l’eau. Quelques-uns de ces derniers
sont solubles dans l’acide carbonique : tels sont ceux de chaux,
de magnésie, etc.

Ils sont tous décomposés par la chaleur : excepté ceux de potasse,
de soude, de lithine. Ils sont tous décomposés par le carbone,
sous l’influence de la chaleur : il en résulte soit de l’oxide
de carbone et de l’oxide métallique, soit de l’oxide de carbone et
le métal. Les carbonates sont décomposés par presque tous les
acides, avec dégagement d’acide carbonique.

Les métaux agissent sur les carbonates, comme sur les oxides
métalliques.

Les carbonates solubles sont décomposés par la chaux, la barite,
sous l’influence d’une grande quantité d’eau : il en résulte
des carbonates de chaux, de barite, et l’oxide, préalablement
combiné, est mis en liberté.

Les carbonates solubles précipitent la plupart des dissolutions
métalliques.

Mes Sulfures Métalliques.

Les métaux se combinent tous avec le soufre ; l’énergie avec
laquelle la combinaison s’opère est en rapport avec l’affinité que
le métal, en présence du soufre, a pour l’oxigène.

Les sulfures des métaux de la 1re classe sont seuls solubles
dans l’eau ; à l’état de mono-sulfures, ils donnent des dissolutions
incolores ; ceux qui contiennent plus d’un équivalent de soufre
donnent des dissolutions colorées, et sont appelés, indistinctement,
poly-sulfures. La couleur des autres sulfures métalliques, mono-

— 158 —

sulfures ou poly-sulfures, est variable. L’eau décompose les sulfures
des métaux de la 2e classe : il y a formation de sulfure d’hydrogène
et d’oxide métallique. L’oxigène décompose les sulfures ;
tantôt il en résulte du sulfate ; exemple : sulfure de barium ; tantôt
de l’acide sulfureux et de l’oxide métallique ; exemple : sulfure
d’antimoine ; enfin, certains sulfures donnent de l’acide sulfureux
et le métal ; exemple : sulfure de mercure : toutes ces réactions
ont lieu sous l’influence de la chaleur. Certains sulfures sont décomposés
par l’oxigène, à la température ordinaire, avec ou sous
l’influence de l’eau ; exemple : sulfures de potassium, de fer.

Quelques sulfures sont décomposés par l’hydrogène, le carbone:
il en résulte des sulfures d’hydrogène, de carbone, etc.

Le chlore décompose tous les sulfures métalliques : il en résulte
des chlorures métalliques, etc. De même que certains oxides
sont décomposés par certains métaux, de même certains de ces
derniers décomposent certains sulfures ; exemple : sulfure de mercure
et fer ; à .chaud, formation de sulfure de fer, séparation de
mercure,

Les sulfures métalliques, comme les oxides métalliques, ont été
divisés en sulfures basiques, acides, indifférents, singuliers.

Les sulfures métalliques sont plus ou moins fusibles. Les monosulfures
des métaux des 5 premières classes sont indécomposables
par la chaleur seule. Les poly-sulfures laissent tous dégager
une partie de leur soufre à une température suffisamment élevée ;
exemple : bi-sulfure de fer, d’étain, Quelques sulfures des métaux
de la première classe prennent feu à l’air, lorsqu’ils sont
dans un état de division extrême : le sulfure de potassium, par
exemple.

Les sulfures solubles précipitent presque tous les dissolutions
métalliques.

— 159 —

Des Hypo-Sulfites Métalliques.

Les hypo-sulfites les plus solubles sont ceux de potasse, de
soude, de strontiane, de chaux, de magnésie, de zinc.

Ils sont tous décomposés par les acides sulfurique, chlorhydrique,
avec dégagement d’acide sulfureux, dépôt de soufre. Enfin,
ils sont décomposés par une chaleur plus ou moins élevée.
Hem Sulfites Métalliques.

Ils sont décomposés par une chaleur convenable. Ceux de potasse,
de soude, sont solubles : ces derniers sont précipités par
les sels de barium ; le précipité de sulfite de barite qui se forme
est soluble dans les acides chlorhydrique et azotique : ce qui les
distingue des hypo-sulfates, sulfates ; ils sont précipités par les
sels de calcium : ce qui les distingue des hypo-sulfites solubles
correspondants.

Tous les sulfites sont décomposés par les acides sulfurique,
chlorhydrique : il y a dégagement d’acide sulfureux, mais point
de dépôt de soufre : ce qui les distingue des hypo-sulfites.

Des Hypo-Sulfates Métalliques.

Ils sont tous solubles dans l’eau, cristaliisables ; ils sont décomposés
par l’acide sulfurique, avec altération de l’acide hyposulfurique,
dégagement d’acide sulfureux, si l’acide sulfurique est
concentré. Ils sont détruits par la chaleur : de l’acide sulfureux se
dégage, etc. Ils ne sont point troublés par les sels de barium : ce
qui les différencie des sulfites, sulfates, etc.

Des Sulfates Métalliques.

Beaucoup de sulfates sont solubles dans l’eau. Les sulfates les

— 160 —

plus insolubles sont ceux de barite, de strontiane, de chaux,
de plomb. Soumis à l’action de la Chaleur, certains sulfates sont
décomposés ; d’autres ne le sont nullement : ces derniers sont
principalement ceux des métaux de la première classe.

Sous l’influence du carbone, à l’aide d’une température convenable,
ils sont tous décomposés et transformés, soit en sulfures,
soit en oxides : il se dégage de l’oxide de carbone, ou un mélange
de ce dernier et de sulfure de carbone. La couleur des sulfates
varie avec l’oxide.

Certains sulfates solubles sont décomposés par l’acide sulfhydrique,
les sulfures solubles.

Tous sont décomposés par la barite : il y a formation de sulfate
de barite, insoluble dans l’eau, les acides chlorhydrique, azotique.
La strontiane agit, sur les sulfates, comme la barite.

Les sulfates solubles sont précipités par les dissolutions de barium,
de strontium, de plomb : il en résulte des sulfates blancs,
insolubles, de barite, de strontiane, de plomb.

Séléniures Métalliques.

Ils ont la plus grande analogie avec les sulfures ; ainsi, le sélénium
forme avec les métaux des séléniures plus ou moins séléniurés
: c’est-à-dire que le sélénium se combine en plusieurs proportions
avec certains métaux. Ils se comportent avec les réactifs,
comme les sulfures. On les distinguera de ces derniers, en isolant
le sélénium.

Tellurures Métalliques.

Le tellure se combine, de même que le soufre, le sélénium,
avec les métaux, et donne des tellurures métalliques. On les reconnaît
facilement, en en mettant le tellure en liberté.

— 161 —

Des Fluorures Métalliques.

Tous les métaux se combinent avec le fluor. Quelques fluorures
sont solubles dans l’eau ; exemple : fluorures de potassium, de
sodium. D’autres sont insolubles ; exemple : fluorure de calcium.
Enfin, d’autres sont décomposés par l’eau ; exemple : fluorure de
chrome : il y a formation de fluorure d’hydrogène et d’acide chrômique.


Certains sont fusibles ; quelques-uns sont liquides, volatils.
Quelques fluorures sont décomposés par l’hydrogène, le bore, le
silicium. Le carbone est sans action sur les fluorures.

Deux fluorures seulement sont décomposés par le chlore : ce
sont ceux de mercure, d’argent.

Les fluorures solubles sont précipités par les sels de calcium :
il se précipite du fluorure de calcium insoluble. Ils ne sont point
troublés par les dissolutions d’argent : ce qui les distingue des
chlorures.

Ils sont tous décomposés par les acides puissants hydratés, tels
que les acides sulfurique, phosphorique, sous l’influence de la
chaleur : il en résulte du sulfate, du phosphate et du fluorure
d’hydrogène.

Des Chlorures Métalliques.

Tous les métaux peuvent s’unir au chlore : les chlorures qui en
résultent correspondent aux oxides métalliques du métal.

Leur couleur varie selon le métal. Beaucoup de chlorures sont
solubles dans l’eau, cristallisables ; d’autres sont insolubles ; d’autres
partiellement décomposés par ce liquide. Certains chlorures
sont liquides ; ils sont fusibles ou volatils ; ils sont très-stables ;
la chaleur ne décompose que ceux des métaux de la dernière
11— 162 —
classe, et encore le chlorure d’argent fait-il exception. De même
que quelques peroxides perdent de l’oxigène par la chaleur, quelques
perchlorures perdent du chlore, sous l’influence de cet agent.
L’hydrogène décompose certains chlorures. Le bore, le silicium,
le carbone, sont sans action sur les chlorures. Le phosphore décompose
certains-d’entre eux. Le soufre a une action analogue au
phosphore. L’acide sulfurique décompose les chlorures, sous l’influence
de l’eau. Si l’acide était anhydre, on aurait, en le chauffant
avec un chlorure anhydre, du sulfate, et un dégagement de
chlore et d’acide sulfureux (si le sulfate n’est point décomposante
à la chaleur à laquelle on opère).

En contact avec les métaux, les chlorures se comportent comme
les oxides, sulfures, etc.

Certains oxides décomposent certains chlorures métalliques.

Quelques chlorures peuvent s’unir au gaz chlorhydrique.

Certains chlorures peuvent s’unir entre eux, pour donner naissance
à des chlorures doubles ; exemple : chlorure de platine et
chlorure de potassium.

Les chlorures anhydres peuvent absorber le gaz ammoniac.

Les chlorures solubles ont pour caractères :

1° De donner un précipité blanc, insoluble' dans l’eau, l’acide
azotique, soluble dans l’ammoniaque, avec les dissolutions d’argent
: c’est du chlorure d’argent qui se précipite, lequel est fusible
et indécomposable par la chaleur ;

2° De ne point être troublés par les dissolutions de calcium.

Des Chlorates Métalliques.

Ces sels, sauf celui de protoxide de mercure, sont solubles dans
l’eau.

Ils sont tous décomposés par la chaleur.

— 163 —

Quelques-uns sont fulminants, et ont la propriété de détonner
par la chaleur ou le choc ; mais tous détonnent, sous l’influence
de ces agents, lorsqu’ils sont mélangés avec certains corps, tels
que le carbone, le soufre.

Ils se distinguent des chlorures, en ce qu’ils ne sont point précipités
par les dissolutions d’argent.

Les chlorates sont décomposés par les acides puissants, avec
altération de l’acide chlôrique.

Des Per-Chlorates Métalliques.

Us sont tous solubles dans l’eau : celui de potasse est le moins
soluble. Ils se dissolvent dans l’alcool.

Ils sont décomposés par une chaleur plus ou moins élevée.

Ils se distinguent des chlorures, en ce qu’ils ne sont point précipités
par les sels d’argent. Traités par les acides puissants, ils
sont décomposés ; mais l’acide perchlorique, n’étant point altéré,
peut être recueilli.

Ils sont tous précipités par la potasse, cet oxide ayant, de tous
les oxides métalliques, le plus d’affinité pour l’acide per-chlorique.


Des Brômures Métalliques.

Les métaux se combinent au brôme et donnent des brômures
analogues aux chlorures correspondants.

Beaucoup d’entre eux sont volatils ; ceux de plomb, d’argent,
etc., sont insolubles.

Ils sont décomposés par le chlore.

Ils se comportent avec les acides, les oxides métalliques,
comme les chlorures.

— 164 —

Les bromures solubles ont pour caractère de donner avec les
sels d’argent un précipité blanc jaunâtre de bromure d’argent insoluble
dans l’eau, soluble dans l’ammoniaque.

Des Bramâtes Métalliques,

Ils se distinguent des chlorates et des per-chlorates, en ce
qu’ils sont peu solubles dans l’eau et dans l’alcool.

Ils sont décomposés par la chaleur ; ils le sont également par
l’acide sulfurique : l’acide bromique est altéré. Avec l’acide sulfureux,
il y a production d’acide sulfurique, etc. : le brôme est
isolé. Ils sont détruits par l’acide chlorhydrique.

Des Iodures Métalliques.

Ils ont la plus grande analogie avec les chlorures, bromures,
correspondants. Les uns sont solubles, les autres insolubles.

Les iodures sont décomposés par le chlore, etc.

Ceux qui sont solubles précipitent :

En jaune, par les sels de plomb ;

En rouge, par les per-sels de mercure ;

En jaune, par les sels d’argent : le précipité d’iodure d’argent
est à peine soluble dans l’ammoniaque : ce qui le distingue du
chlorure et du bromure d’argent.

Ils peuvent s’unir à l’acide iodhydrique. Certains iodures se
combinent entre eux et donnent des iodures doubles.

Des Iodates Métalliques.

Ils sont peu solubles, ou insolubles dans l’eau, l’alcool. Ils sont
décomposés par la chaleur. Ils sont détruits par les acides sulfu-

— 165 —

reux, sulfurique, sulfhydrique, chlorhydrique. L’iode ayant plus
d’affinité pour l’oxigène que n’en a le chlore pour ce gaz, il en
résulte que les iodates ne sont point décomposés par le chlore.

Des Phosphures Métalliques.

Les métaux se combinent plus ou moins facilement avec le
phosphore. Plus le métal a d’affinité pour l’oxigène, plus il en a
pour le phosphore. Tous les phosphures métalliques sont, ou décomposés
par l’eau, ou insolubles dans ce liquide. Les phosphures
alcalins sont dans le premier cas : il en résulte du phosphure
d’hydrogène et de l’hypo-phosphite métallique.

L’action de la chaleur varie selon les phosphures.

Des Myno-Phosphites Métalliques.

Ils sont tous solubles dans l’eau ; quelques-uns cristallisent
même difficilement.

Ils donnent du phosphure d’hydrogène par la calcination. Ils
réduisent les dissolutions de mercure, d’argent, d’or.

Ils sont transformés en phosphates par le chlore, l’acide azotique
: le premier agit en décomposant l’eau ; le deuxième en se
désoxigénant.

Des Phosphites Métalliques.

Ils se distinguent des hypo-phosphites en ce que ceux de potasse
de soude, de lithine, de barite, de strontiane seulement
sont solubles dans l’eau. Les autres sont insolubles, ou presque
insolubles.

Ils réduisent aussi les sels de mercure.
Ils donnent, par la calcination, des produits analogues à ceux
que fournissent les hypo-phosphites.

— 166 —

Enfin, les phosphites solubles troublent la plupart des dissolutions
métalliques.

Des Phosphates Métalliques.

La plupart sont insolubles dans l’eau ; les phosphates de potasse,
de soude, se dissolvent bien dans ce liquide. Les phosphates
insolubles se dissolvent dans un excès d’acide phosphorique.

Ils résistent à une chaleur élevée ; mais ils sont tous décomposés
sous l’influence du carbone, à une température plus ou moins
intense. A froid, ils sont décomposés par l’acide sulfurique : l’acide
phosphorique devient libre.

Les phosphates solubles sont décomposés par les eaux de
chaux, de barite, de strontiane.

Les phosphates insolubles, autres que ceux de chaux, de barite,
de strontiane, sont décomposés par la potasse, la soude.

Les phosphates solubles précipitent presque tous les dissolutions
métalliques : il en résulte des phosphates insolubles.

Des Azotates Métalliques.

Les azotates sont tous solubles dans l’eau, décomposables par
la chaleur ; ils sont décomposés parle carbone, le soufre, le phosphore.
Les azotates de métaux de la 1re classe, chauffés avec le
vanadium, le chrôme, le tellure, l’arsenic, l’antimoine, le titane,
le molybdène, le tungstène, le tantale, donnent des vanadates,
chromâtes, tungstates, tantalates de potasse, de soude, etc.

Ils sont décomposés par les acides sulfurique, phosphorique ;
vient-on à ajouter de la limaille de cuivre, il y a dégagement de
vapeurs rutilantes, caractéristiques, d’acide hypo-azotique.

Ils sont décomposés par leur contact avec l’acide chlorhydrique.


— 167 —

Des Cyanures Métalliques.

Les métaux s’unissent parfaitement au cyanogène : les cyanures
qui en résultent sont analogues aux chlorures, bromures, etc. En
contact avec l’acide clilorhydrique, non excès, il y a formation
de chlorure métallique et de cyanure d’hydrogène ; si l’acide clilorhydrique
est en excès, il y a formation de chlorure métallique,
de chlorure d’ammonium et d’acide formique, C3, H, O 3, aux dépens
de l’eau et du cyanure d’hydrogène :

Les uns sont solubles, les autres insolubles.

Certains cyanures sont détruits par la chaleur. Ils sont décomposés
par le chlore, le brôme, etc. Les cyanures peuvent se combiner
entre eux et donner des cyanures doubles.

Les cyanures solubles sont précipités par les dissolutions d’argent
: le précipité blanc de cyanure d’argent est insoluble dans
l’eau, soluble dans l’ammoniaque ; il est analogue au chlorure et
bromure d’argent.

Les cyanures solubles précipitent certaines dissolutions métalliques.


Des Sulfo-Cyanures Métalliques.

Ils sont analogues aux cyanures.

— 168 —

Beaucoup d’entre eux sont solubles dans l’eau ; quelques-uns
sont solubles dans l’alcool ; exemple : ceux de potassium, de calcium.
Ils sont décomposés par la chaleur ; il faut que les sulfocyanures
des métaux de la 1re classe soient secs pour résistera
une chaleur rouge.

Ils sont détruits par le chlore, le chlorure d’hydrogène.

En contact avec les per-sels de fer, les sulfo-cyanures solubles
donnent une liqueur rouge de sang.

Ils sont précipités par les dissolutions d’argent : le sulfo-cyanure
d’argent, blanc, est insoluble dans l’eau, soluble dans l’ammoniaque.


Les sulfo-cyanures solubles précipitent quelques dissolutions
métalliques.

Des Arsenites Métalliques

La plupart des arsenites sont insolubles ; ceux de barite, de
strontiane, de chaux, ne se dissolvent que dans un excès d’acide
arsenieux. Ceux de potasse, de soude sont solubles dans l’eau. Us
sont décomposés par la chaleur ; chauffés avec du carbone, il se
volatilise de l’arsenic.

Les arsenites solubles précipitent la plupart des dissolutions
métalliques, et, entre autres, celles de cuivre, en vert : c’est de
l’arsenite de cuivre ouvert de Schéele ; celles d’argent, en jaune:
c’est de l’arsenite d’argent.

Les arsenites sont décomposés par les acides puissants : l’acide
arsenieux est mis en liberté. Ils donnent de l’arseniure d’hydrogène,
sous l’influence du zinc et de l’acide sulfurique étendu
d’eau.

Des Arseniates Métalliques.

Ils ont de l’analogie avec les arsenites.

— 169 —

Ils sont décomposés par la chaleur : il se volatilise de l’acide
arsenieux et il se dégage de l’oxigène. Ils sont décomposés,
comme les arsenites, par le carbone.

La plupart sont insolubles, comme les arsenites. Ils se distinguent
de ces derniers en ce qu’ils se précipitent en bleu par les
sels de cuivre, en rouge, par les dissolutions d’argent.

Les arseniates solubles ne précipitent point par les acides puissants,
l’acide arsenique étant très-soluble dans l’eau.

Sous l’influence de l’acide sulfurique étendu d’eau et du zinc,
il y a formation d’arseniure d’hydrogène.

Des Chrômates Métalliques.

Ils sont tous colorés. Ceux de potasse, de soude, de lithine, de
strontiane, de chaux, de magnésie sont solubles dans l’eau.
Parmi les chromâtes insolubles se trouvent ceux de barite, de
zinc, de plomb, de mercure, d’argent.

Certains chromâtes sont décomposés par la chaleur. Les chromâtes
neutres des métaux de la 1re classe résistent à une haute
température.

Ils sont tous décomposés par les acides chlorhydrique, sulfurique
: sous l’influence de la chaleur, l’acide chrômique est altéré
par ces derniers.

Les chromâtes solubles précipitent :

Les dissolutions de barium, en jaune pâle (c’est du chrômate de
barite qui se précipite)  ;

Les dissolutions de plomb, en jaune ;

Celles de proto-sels de mercure, en rouge orangé ;

Celles d’argent, en pourpre.

— 170 —

De quelques Sels Métalliques.

Lorsqu’on met en contact deux sels solubles, et qu’il peut en
résulter, par l’échange des métaux ou des oxides, un ou deux
sels insolubles, la décomposition a lieu : ainsi, le chlorure de barium,
en contact avec le sulfate de soude, donne du sulfate de
barite insoluble et du chlorure de sodium soluble :

Si l’on met en présence du sulfate d’argent et du chlorure de
barium, tous deux solubles, il en résulte du chlorure d’argent et
du sulfate de barite, tous deux insolubles ;

Cet échange des métaux ou des oxides de deux sels solubles a
encore lieu, lors même qu’il ne peut en résulter un sel tout à fait
ou presque insoluble, toutes les fois qu’il peut se former un sel
moins soluble que le moins soluble des deux sels solubles employés
: cet effet a lieu surtout sous l’influence de la concentration
de la liqueur : ainsi, si l’on refroidit une dissolution chaude et
concentrée de chlorure de sodium et de sulfate de magnésie, du
sulfate de soude cristallise, et il reste du chlorure de magnésium
clans l’eau mère.

— 171 —

Lorsqu’on met les dissolutions de :

Étain,
Antimoine,
Cuivre,
Plomb,
Bismuth,

d’azotate de protoxide de mercure, avec les métaux suivants :

Manganèse,
Fer,
Zinc,
Nickel,
Cobalt,

Il en resulte que ces derniers se substituent aux premiers, et que
l’étain, l’antimoine, le cuivre, le plomb, le bismuth, le mercure
se précipitent.

Les sels de : osmium,
Rhodium,
Argent,
Or,

Platine,
Iridium,

non-seulement sont réduits par le manganèse, le fer, le zinc, le
nickel, le cobalt, mais par l’étain, le cuivre, le plomb, etc.

Lorsqu’un sel passe de l’état solide à l’état liquide, il absorbe
toujours de la chaleur aux corps avec lesquels il est en contact :
ces derniers peuvent éprouver un abaissement de température
considérable.

On a tiré parti de cette propriété des sels, pour composer des
mélanges, appelés frigorifiques, lesquels sont fréquemment employés
en chimie :

— 172 —

Mélanges Frigorifiques.

Azotate d’ammoniaque 1 partie,

Eau 1 partie :

Froid produit de 10 degrés à — 15 degrés.

Sulfate de soude 8 parties,

Azotate de potasse 5 parties,

Chlorure d’ammonium 5 parties,

Eau 16 parties :

Froid produit de 10 degrés à — 15 degrés.

Retranche-t-on le sulfate de soude, on ne produit qu’un froid
de 10 degrés à —12 degrés.

Sulfate de soude 3 parties,

Acide chlorhydrique 4 parties :

Froid produit—16 degrés.

Chlorure de sodium 1 partie,

Neige ou glace pilée 2 parties :

Froid produit de— 17 à — 20 degrés environ.

Chlorure de calcium 3 parties,

Neige ou glace pilée 2 parties :

Froid produit de zéro à—27 degrés.

— 173 —

Chlorure de calcium 2 parties,

Neige ou glace pilée 1 partie :

Froid produit de—17 à — 54 degrés.

Chlorure de calcium 3 parties,

Neige ou glace pilée 1 partie :

Froid produit de — 40 à — 58 degrés.

Certains sels retardent plus ou moins l’ébullition de l’eau.

Quelques sels sont anhydres ; d’autres contiennent de l’eau de
cristallisation ; d’autres, enfin, ne contiennent que de l’eau d’interposition.


D’après M. Leblanc, la meilleure méthode pour faire cristalliser
un sel, et obtenir de beaux et volumineux cristaux, consiste
à saturer l’eau ou l’alcool à froid, et à laisser la dissolution
cristalliser spontanément ; à prendre ensuite les cristaux les
plus nets, à les mettre dans des vases à fond plat, et à verser dessus
de l’eau mère d’où ils proviennent ; on laisse l’eau mère à
l’évaporation spontanée. Les cristaux augmentent peu à peu de
volume ; ils restent réguliers, si on les change de face tous les
jours.

— 174 —

DES MÉTAUX DE LA PREMIÈRE CLASSE

ET DE LEURS COMPOSÉS.

Potassium.

Il a été découvert par M. Davy, en 1808.

(Propriétés.)  Ce métal est solide, de la couleur de l’argent,
mou comme de la cire ; sa densité est égale à 0,865 à la température
de + 15 degrés ; il entre en fusion à 58 degrés, et se volatilise
au rouge obscur : sa vapeur est d’une belle couleur verte.
Il a pour caractère distinctif de prendre feu lorsqu’on le projette
sur l’eau : l’hydrogène de l’eau brûle, alors, avec une flamme
pourprée : il y a formation d’oxide de potassium qui se dissout,

Exposé à l’air il en absorbe l’oxigène avec rapidité, à la température
ordinaire ; c’est parce qu’il est facilement oxidable qu’on
le conserve, ainsi que tous les métaux avides d’oxigène, dans de
l’huile de naphte, lequel liquide ne contient point d’oxigène.

Le potassium, en s’unissant à l’oxigène, donne naissance à
deux oxides :

Monoxide = K, O ; tri-oxide ou per-oxide = K, O3 : ce dernier
se forme lorsqu’on chauffe le potassium avec un excès d’oxigène.

(Usages.)  Le potassium est fréquemment employé dans les laboratoires.


(Préparation.)  Trois procédés peuvent servir à préparer le potassium.
Le 1er consiste à décomposer la potasse par le fluide
électrique, sous l’influence du mercure. Le 2e à traiter la potasse

— 175 —

par du fer à une température rouge blanc ; ce procédé est celui de
MM. Gay-Lussac et Thénard. Le 3e procédé est celui de Brunner,
qui est généralement employé maintenant. Il consiste à calciner,
dans un vase en fer (fig. n° 29, pl. 3) , un mélange de carbonate
de potasse et de charbon : il y a formation de potassium, qui se
volatilise et vient se rendre dans de l’huile de naphte, et d’oxide
de carbone qui se dégage :

Il se forme, en outre, une matière solide, particulière, qui,
venant se condenser dans le col de l’appareil, obstrue parfois ce
dernier : ce qui fait que l’opération démande quelques précautions
pour être exécutée convenablement et sans danger.

Potasse.

Le protoxide de potassium est l’une des deux bases les plus
énergiques ; mais il n’a réellement d’usages qu’à l’état d’hydrate
K, O, H, O : aussi n’allons-nous faire en partie que l’histoire de
ce dernier.

(Propriétés de l’hydrate de potasse.)  L’hydrate de potasse est
solide, blanc, fusible à 400 degrés environ, indécomposable par
la chaleur. Il est soluble dans l’eau et l’alcool. C’est Un violent
caustique. Ses propriétés alcalines sont au plus haut degré. En
contact avec l’eau, l’hydrate de protoxide de potassium s’y dissout,
en développant beaucoup de chaleur ; la dissolution faite dans un

— 176 —

grand état de concentration laisse déposer des cristaux ayant pour
formule K, O, 5 ( H, O ). Ce dernier est détruit par la chaleur et
ramené à l’état de mono-hydrate : le dernier équivalent d’eau ne
peut être enlevé au protoxide de potassium que par un acide. En
contact avec le potassium, l’hydrate de potasse est décomposé:
il y a dégagement d’hydrogène, formation de protoxide de potassium
anhydre :

Chauffé à l’air, l’eau se dégage, et il se forme, par l’oxigène de
l’air, du per-oxide de potassium.

En contact avec l’air, l’hydrate de potasse absorbe l’humidité
et l’acide carbonique que renferme ce dernier et tombe en déliquescence
: de là, la nécessité de le conserver dans des vases
hermétiquement bouchés à l’aide de bouchons de verre.

La potassé est décomposée, à une température très-élevée, par
le carbone, le fer. Son caractère est de former un sel peu soluble
avec l’acide perchlorique.

(Usages.)  Elle est des plus employées ; elle est la base des
pierres à cautères.

(Préparation.)  On peut l’obtenir : 1° en unissant le potassium
directement avec l’oxigène ; 2° en faisant bouillir 10 parties de
carbonate de potasse avec 6 parties d’hydrate de chaux, et
80 parties d’eau : il y a formation de carbonate de chaux insoluble,
et de potasse soluble ; on décante la liqueur, on la concentre
dans un vase d’argent et on la fond dans ce dernier : elle est dite,
alors, potasse à la chaux, attendu qu’elle n’est point pure. Pour
la purifier on la dissout dans l’alcool ; on filtre la dissolution, M
chasse l’alcool par l’ébullition, et l’on fond la potasse, en ayant

— 177 —

soin d’empêcher l’inflammation des dernières portions d’alcool.
Elle est alors pure, c’est-à-dire à J’état de potasse à l’alcool,
les matières étrangères, existant dans la potasse à la chaux,
n’étant point solubles dans l’alcool.

Silicates de Potasse.

La potasse donne, avec la silice, plusieurs silicates, lesquels
sont solubles ou insolubles dans l’eau, selon qu’ils contiennent
plus ou moins de potasse.

Le silicate le plus remarquable est celui qu’on obtient en chauffant
fortement un mélange de 45 grammes de silice, 30 grammes
de carbonate de potasse et 5 grammes de charbon. Après
avoir fondu la masse, on la pulvérise, et on la fait bouillir avec
4 fois son poids d’eau ; par une concentration suffisante, la liqueur
prend de la viscosité et peut être tirée en fils : c’est le
verre soluble, lequel est insoluble dans l’alcool, dont on se sert
quelquefois comme vernis pour préserver les bois et les tissus de
l’inflammation.

Un autre silicate, soluble dans l’eau, déliquescent, et connu
sous le nom de liqueur des cailloux, s’obtient en chauffant 1 partie
de silice avec 2 ou 3 parties de potasse ou de carbonate de
cette base.

Carbonate de Potasse.

Il se rencontre dans la cendre des végétaux : celle du bois, par
exemple.

(Propriétés.)  Ce sel est solide, blanc, déliquescent (1) , insolu(1) 
Un corps est déliquescent, lorsqu’il est tellement avide d’eau, qu’il
attire l’humidité de l’air.12— 178 —
ble dans l’alcool, cristallisant difficilement, à réaction alcaline,
fusible, indécomposable par la chaleur, décomposable par le carbone.
C’est lui qui constitue la potasse du commerce. En contact
avec l’acide carbonique, il passe à l’état de bi-carbonate, 2 (C, 02) ,
K, O, soluble dans l’eau , cristallisant plus facilement que le
carbonate neutre, et qui, chauffé à une température assez élevée,
redevient carbonate sans excès d’acide. Si l’on fait bouillir la dissolution
de bi-carbonate, ce dernier laisse dégager de l’acide
carbonique et passe à l’état de sesqui-carbonate.

(Usages.)  Ses usages sont très-nombreux.

(Préparation.)  Dans les arts, on l’obtient en lessivant la cendre
des végétaux ; la liqueur est évaporée et mise à cristalliser,
pour séparer la majeure partie des sels étrangers, tels que du sulfate
de potasse, du chlorure de potassium, etc. On évapore ensuite
l’eau mère à siccité, pour avoir le carbonate de potasse sec.

Dans les laboratoires, on prépare le carbonate de potasse pur,
en chauffant au rouge 1 partie de bi-tartrate de potasse ou crème
de tartre, avec 2 parties d’azotate de potasse. On traite la masse
calcinée par l’eau ; on filtre et l’on évapore la liqueur à siccité
pour avoir le carbonate neutre de potasse sec.

Mono-Sulfure de Potassium.

(Propriétés.)  Il est solide, rouge-rose, fusible, déliquescent,
soluble dans l’alcool, et formant des dissolutions incolores. Il est
décomposé par les acides, avec dégagement d’acide sulfhydrique,
sans dépôt de soufre.

Il est décomposé par le chlore, le brome, l’iode : il y a formation
de chlorure, bromure, iodure de potasium, et dépôt de soufre.
Il se combine parfaitement avec le soufre : il en résulte des
poly-sulfures qui sont : (S 1, K) , (S3-, K) , (S4, K) , (S 5, K). Il s’unit

— 179 —

également au gaz sulfhydrique. Ces poly-sulfures donnent, par
l’action des acides, du gaz sulfhydrique et un dépôt de soufre : ce
qui les distingue du mono-sulfure : en effet, on a :

(Usages.)  On l’emploie souvent en chimie, soit à l’état de
mono-sulfure, soit à celui de sulfhydrate de mono-sulfure.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en calcinant du sulfate de
potasse dans un creuset brasqué (1) , soit en traitant le carbonate
de potasse par le gaz sulfhydrique en excès : dans ce dernier cas,
il est à l’état de sulfhydrate ; mais on le ramène facilement à celui
de mono-sulfure, en ajoutant au sulfhydrate en dissolution le
même poids de carbonate de potasse que celui préalablement dissout
dans l’eau et décomposé par le gaz sulfure d’hydrogène. En
chauffant le sulfate dans le creuset brasqué, on obtient le sulfure
à l’état solide. On peut l’obtenir également sous celte dernière
forme, en décomposant le sulfate de potasse, chauffé, par un
(1) Un creuset brasqué est un creuset rempli de noir de fumée, calciné
préalablement, dans lequel, à l’aide d’un instrument en bois propre à cet
usage, on a laissé une cavité dans laquelle on place le sulfate de potasse
(ou toute autre matière, selon l’opération que l’on exécute).
— 180 —

courant d’hydrogène. Quant à l’avoir directement en dissolution,
soit à l’état de mono-sulfure, soit à l’état de sulfhydrate de ce
dernier, c’est toujours par l’action du gaz sulfhydrique sur le
carbonate en dissolution dans l’eau. On peut, cependant, obtenir le
mono-sulfure, en dissolution dans l’eau, en traitant par ce liquide
le mélange de sulfate de potasse et de charbon en excès calciné
à une température convenable.

Sulfate de Potasse.

(Propriétés.)  Il est solide, blanc, soluble dans l’eau, cristallisable
en prismes anhydres, soluble dans l’alcool. L’eau bouillante
en dissout le quart de son poids environ ; l’eau froide une
moindre quantité. Il est fusible, indécomposable par la chaleur
décomposable par l’hydrogène, le carbone. Combiné à 1 équivalent
d’acide sulfurique, il donne du bi-sulfale de potasse 2 (S, O3) , K, 0,
lequel est ramené à l’état de sulfate neutre par la calcination. Ce
bi-sulfate donne des cristaux prismatiques, anhydres, lorsqu’on
fait cristalliser sa dissolution chaude : ce sont, au contraire, des
rhomboèdres hydratés, ayant pour formule 2 (S, O3) , K, O+H,O,
si les cristaux proviennent d’une dissolution, avec excès d’acide,
froide et abandonnée à l’évaporation spontanée.

(Usages.)  On l’emploie souvent dans les laboratoires ; quelquefois,
en médecine, on l’administre comme purgatif. Dans les
arts, il sert aux aluniers et aux salpétriers.

(Préparation.)  On obtient ce sel, en traitant le carbonate de
potasse par un léger excès d’acide sulfurique ; on évapore la dissolution
 ; on calcine au rouge le résidu ; on le redissout dans
l’eau, on concentre la liqueur et on laisse cristalliser le sulfate
neutre.

Le sulfate de potasse du commerce provient de la décomposi-

— 181 —

tion de l’azotate de potasse par l’acide sulfurique, dans la fabrication
de l’acide azotique.

Fluorure de Potassium et Silicium.

Il porte aussi le nom de fluo-silicate de potassium (1).

(Propriétés.)  Ce fluorure double est soluble, blanc, très-peu
soluble dans l’eau, décomposé par la chaleur en fluorure de silicium
qui se dégage, et en fluorure de potassium que l’on obtient
comme résidu.

Chauffé avec du potassium, le silicium est mis en liberté, etc.
(Usages.)  II sert à préparer le silicium.

(Préparation.)  On l’obtient en saturant la dissolution de
fluorhydrate de fluorure de silicium ( provenant de la décomposition,
par l’eau, du gaz fluorure de silicium, que l’on fait arriver
dans ce liquide ) par de la potasse en dissolution : le fluorure
double se précipite à l’état transparent ; on le lave, et on le jette
sur un filtre où on le laisse sécher : il devient blanc, pulvérulent,
par la dissécation.

Chlorure de Potassium.

( Propriétés. )  Le chlorure de potassium est solide , soluble
dans l’eau, cristallisable en cubes incolores, fusible, indécomposable
par la chaleur, répandant des vapeurs à l’air à une température
élevée. 100 parties d’eau dissolvent, à 0dcg., 29 parties de
(1) Par analogie, le fluorure double de potassium et de bore porte la
nom de fluo-borate de potassium.
— 182 —

chlorure de potassium, et 59 parties à la température de l’ébullition.
Il est insoluble dans l’alcool. Il produit, en se dissolvant
dans quatre fois son poids d’eau, un abaissement de température
égal à 11 degrés lorsqu’on agit sur 50 grammes de chlorure,
et qu’on les dissout dans un vase de verre de la capacité de 320
grammes d’eau, et du poids de 185 grammes.

( Usages. )  On l’emploie dans les laboratoires.

( Préparation. ) On l’obtient en traitant le carbonate de potasse
par l’acide chlorhydriqhe en léger excès ; évaporant à siccité,
calcinant le chlorure, le redissolvant dans l’eau, et le faisant
cristalliser.

Chlorate de Potasse.

( Propriétés. )  Ce sel est blanc, peu soluble dans l’eau froide,
beaucoup plus soluble dans l’eau bouillante ; il cristallise en
lames rhomboïdales, par le refroidissement. 100 parties d’eau, à
la température de l’ébullition, dissolvent environ 60 parties de
chlorate de potasse. Il est fusible, décomposable par une chaleur
convenable en chlorure de potassium et oxigène. En contact
avec certaines matières combustibles, telles que le carbone, le
soufre, le phosphore, il forme des mélanges détonnant et s’enflammant
très-facilement par le choc ou la chaleur.

( Usages. )  Il est employé dans les laboratoires et dans les
arts. Il entre dans la préparation des allumettes pour les briquets
dits oxigénés, se composant d’un petit flacon, contenant de l’amianthe
imbibée d’acide sulfurique concentré, dans lequel on
plonge, pour avoir du feu, une allumette ayant à son extrémité
un mélange de soufre et de chlorate de potasse.

(Préparation. )  On le prépare en faisant passer un courant
de chlore, en excès, dans une dissolution concentrée de potasse

— 183 —

il y a formation de chlorure de potassium et de chlorate de potasse ;
on séparé ce dernier, vu qu’il est moins soluble que le
chlorure, à l’aide de plusieurs cristallisations : le chlorure reste
dans les eaux mères, avec une petite quantité de chlorate :

Per-Chlorate de Potasse.

(Propriétés. ) C’est un sel blanc, insoluble dans l’alcool, trèspeu
soluble dans l’eau froide, plus soluble dans l’eau chaude, décomposable
par le feu en oxigène et chlorure de potassium. Il
est indécomposable par les acides, à la température ordinaire ; à
froid, il est le plus stable des sels de potasse.

( Usages. )  Il sert à préparer l’acide per-chlorique.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, dans un creuset,
du chlorate de potasse jusqu’à ce que la masse cesse de jaunir
par l’addition d’acide sulfurique : il y a formation de chlorure de
potassium et de per-chlorate de potasse :

— 184 —

Il se dégage du gaz oxigène. On traite par l’eau, et, à l’aide
de plusieurs cristallisations, le per-chlorate étant peu soluble et
cristallisant le premier, on obtient ce dernier exempt de chlorure
de potassium.

Bromure de Potassium.

Br, K = 118.

(Propriétés.)  Ce sel a la plus grande analogie avec le chlorure
de potassium. Il est soluble dans l’eau ; cristallise en cubes ; il est
fusible, indécomposable par la chaleur. Il est soluble dans l’alcool.


( Usages. ) C’est un des bromures les plus employés en chimie.


(Préparation. )  On l’obtient en traitant le brome par la potasse
 ; puis calcinant la matière pour transformer le brômate en
bromure. On pourrait encore l’obtenir en mettant le brome et le
potassium en présence ; mais la combinaison aurait lieu avec
trop de violence.

Iodure de Potassium.

I, K = 166.

Il est également connu sous les noms d’iodhydrate de potasse,
hydriodate de potasse.

(Propriétés.)  Il est analogue au chlorure et au bromure. Il est
blanc, fusible, volatil, très-soluble dans l’eau, cristallisant en
cubes, soluble dans l’alcool, indécomposable par la chaleur. Il
dissout parfaitement l’iode et donne naissance à des poly-iodures.


(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires, en médecine.

( Préparation. )  On le prépare en mettant la potasse en cou-

— 185 —

tact avec l’iode ; chauffant, pour transformer l’iodate de potasse
en iodure de potassium.

Azotate de Potasse.

Il porte les noms de : nitrate de potasse, nitre, salpêtre ; à l’état
fondu, on lui donne nom de cristal minéral.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, très-soluble dans l’eau bouillante
: 100 parties de cette dernière dissolvent 236 parties d’azotate
de potasse. Il cristallise en prismes anhydres. Il est insoluble
dans l’alcool. L’azotate du potasse est fusible, décomposable par
une chaleur convenable, et transformé en protoxide de potassium.
Il est également décomposé par le carbone, sous l’influence
du calorique : les produits varient avec la quantité de carbone
employée : 1 équivalent d’azotate de potasse et 4 équivalents de
carbone donnent 1 équivalent de carbonate de potasse, et il se
dégage 3 équivalents d’oxide de carbone 3 (C, 0) et 1 équivalent
d’azote :

Si l’on remplace les 4 équivalents de carbone par 2 équivalents
de soufre, on obtient 1 équivalent de sulfate de potasse et
il se dégage 1 équivalent d’acide sulfureux et 1 équivalent
d’azote :

— 186 —

Si l’on chauffe un mélange de 3 parties d’azotate de potasse,
2 parties de potasse, 1 partie de soufre, à une température peu
élevée, le mélange fulmine avec violence. Enfin , l’azotate de potasse,
mélangé avec du charbon et du soufre, constitue la poudre
ordinaire, laquelle varie, dans sa composition, selon son usage :
ainsi, on connaît quatre espèces de poudre, qui sont : la poudre
de chasse, de guerre, de mine, de traite, lesquelles ont la composition
suivante :
POUDRE DE CHASSE.
Azotate de potasse 78 p.

Soufre 10 p.

Charbon 12 p.

100 p.
POUDRE DE GUERRE.
Azotate de potasse 75 p.

Soufre 12 p. 5.

Charbon 12 p. 5.

100 p.
POUDRE DE MINE.
Azotate de potasse 65 p.

Soufre 20 p.

Charbon 15 p.

100 p.
POUDRE DE TRAITE,
Azotate de potasse 62 p.

Soufre 20 p.

Charbon 18 p.

100 p.

— 187 —

Si l’on remplace le charbon par de la sciure de bois, on obtient
la poudre dite de fusion, laquelle contient sur 100 parties :

Azotate de potasse 60 p.

Soufre 20 p.

Sciure de bois 20 p.

100 p.

(Usages.)  L’azotate de potasse est un des sels les plus employés.
En médecine, il est prescrit comme diurétique et rafraîchissant.

(Préparation.)  L’azotate de potasse se rencontre, à l’état naturel,
en Egypte, en Amérique, dans l’Inde. Une grande partie
de celui que l’on consomme dans le commerce provient de ces
localités. En France, on l’obtient en traitant, par l’eau, les matériaux
salpêtres (1) (appelés plâtras, lesquels sont formés d’azotates
de potasse, de chaux, de magnésie, de chlorures de potassium,
de sodium, de calcium, de magnésium)  ; on sépare ainsi
les matières insolubles ; puis l’on verse dans la dissolution du
sulfate de potasse : il en résulte des sulfates de chaux, de magnésie
et du nitrate de potasse ; on sépare la majeure partie du sulfate
de chaux qui est presque insoluble, et l’on fait cristalliser
l’azotate de potasse. On le raffine, par plusieurs cristallisations,
afin de le séparer des sels étrangers qu’il contient.

Dans les laboratoires, on l’obtient en traitant le carbonate de
potasse par l’acide azotique.

Cyanure de Potassium.
Az, C2, K = 76.

Il porte les noms de :■ cyanhydrate, hydro-cyanate, prussiate de
prussiate de potasse.
(1) Les azotates de potasse, de soude, de chaux, de magnésie, prennent
naissance, dans la nature, par la décomposition des matières organiques
azotées en contact avec les terrains calcaires, contenant des carbonates de
chaux, de magnésie, de soude, de potasse, sous l’influence d’une température
de 15 à 23 degrés et de l’humidité. Ils viennent s’effleurir à la surface
du sol, ou des bâtiments, dans les temps de sécheresse.
— 188 —-

(Propriétés.)  Ce sel est solide, blanc, à réaction alcaline, soluble
dans l’eau, peu soluble dans l’alcool, d’une odeur d’acide cyanydrique
(vu qu’il est décomposé par l’acide carbonique de l’air) ,
Il est fusible ; il résiste, soustrait au contact de l’air, à la plus
haute température. Il est décomposé, lorsqu’après l’avoir dissous
dans l’eau, on soumet cette dissolution à l’ébuliition : il se dégage
de l’ammoniaque ; il reste, dans la dissolution, du formiate
de potasse.

(Usages.)  C’est l’un des cyanures métalliques dont on se sert
le plus souvent en chimie.

(Préparation.)  On obtient ce sel en calcinant le cyanure jaune
de potassium et de fer. Ou peut le préparer, pour servir dans
presque toutes les expériences chimiques, en chauffant 8 parties
de cyanure jaune de potassium et de fer (débarrassé de son eau
de cristallisation, en le chauffant jusqu’à ce qu’il soit devenu
blanc) , avec 3 parties de carbonate neutre de potasse desséché à
la température du rouge faible : le cyanure obtenu ainsi contient
du cyanate de potasse.

Sulfo-Cyanure de Potassium.

S 2, Az, C2, K = 98.

On l’appelle également : sulfo-cyanhydrate, hydro-sulfo-cyanate,
sulfo-prussiate de potasse.

(Propriétés.)  Ce sel est solide, soluble dans l’eau, l’alcool,
cristallisable en aiguilles incolores, attirant légèrement l’humidité
de l’air. Il est décomposé par la chaleur, sous l’influence de
l’eau ou de l’air : dans ce dernier cas, 1 équivalent de sulfo-cyanure
donne 1 équivalent de sulfate de potasse, et il se dégage
1 équivalent d’azote, 1 équivalent d’acide sulfureux, 2 équivalents
d’acide carbonique :

— 189 —

En dissolution dans l’eau, et exposé à l’air, il est peu à peu
décomposé.

(Usages.)  C’est le principal sulfo-cyanure employé en chimie.
Il sert à préparer le sulfo-cyanure de plomb, au moyen duquel on
obtient l’acide sulfo-cyanhydrique.

(Préparation.)  On le prépare en chauffant 2 parties de cyanure
jaune de potassium et de fer, desséché, avec 1 partie de
fleur de soufre. On traite par l’eau, et l’on ajoute du carbonate
de potasse, en dissolution, jusqu’à décoloration de la liqueur. On
filtre, on évapore la liqueur et on la fait cristalliser. Dans le
cas où l’on aurait ajouté un excès de carbonate de potasse, on
évaporerait la liqueur et l’on redissoudrait le sulfo-cyanure dans
l’alcool.

En dissolution concentrée, ils donnent :

1° Par l’acide per-chlorique, un précipité blanc de per-chlorate
de potasse ;
2° Avec le sulfate d’alumine, un précipité blanc d’alun ;
— 190 —
3° Par l’acide tartrique, un précipité blanc de bi-tartrate peu
soluble ;

4° Par le chlorure de platine, précipité jaunâtre de chlorure
double de potassium et de platine peu soluble dans l’eau.

godiuan,

Na = 24.

Le sodium a la plus grande analogie avec le potassium.

(Propriétés.)  Ce métal a plus d’éclat que le potassium ; comme
ce dernier, il est plus léger que l’eau, mais plus lourd que lui :
sa densité est égale à 0,972. Projeté sur l’eau, il ne s’enflamme
qu’autant que l’eau est rendue visqueuse, au moyen de la gomme,
par exemple : il est préférable d’employer à cet effet un mucilage
très-épais de gomme adragante sur lequel on jette quelques
gouttes d’eau à l’aide d’une pipette : l’hydrogène qui se dégage,
dans ce cas, brûle avec une flamme jaune : il se forme de l’oxide
de sodium. Ce métal fond à 90 degrés ; il est moins volatil que le
potassium ; chauffé dans l’air ou dans l’oxigène, il prend feu et
se transforme, soit en protoxide, soit en per-oxide ou ses qui-oxide
de sodium (Na 2, O 3)  suivant que l’oxigène employé est ou non en
excès par rapport au métal employé.

(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires, mais moins souvent
que le potassium.

(Préparation.)  On l’obtient comme le potassium ; c’est-à-dire
en substituant le carbonate de soude au carbonate de potasse : l’opération
offre un peu plus de difficulté, attendu que le sodium est
moins volatil que le potassium.

Soude.
Na, O = 32.

Cette base a la plus grande analogie avec la potasse ; de même

— 191 —

que pour cette dernière, c’est l’hydrate de soude dont on se sert
généralement et dont nous allons nous occuper.

(Propriétés de l’hydrate de soude.)  L’hydrate de soude est solide,
blanc, caustique, très-soluble dans l’eau, l’alcool, fusible,
indécomposable par la chaleur, attirant l’humidité et l’acide carbonique
de l’air ; mais donnant du carbonate de soude, sel efflorescent,
tandis que le carbonate de potasse est déliquescent, ce
qui distingue la soude de la potasse. Chauffé à l’air, l’hydrate de
soude passe à l’état de per-oxide de sodium.

La soude donne avec l’acide per-chlorique un sel soluble dans
l’eau et dans l’alcool, ce qui est encore un moyen de la distinguer
de la potasse.

(Usages.)  On s’en sert comme la potasse.
[Préparation.)  La soude se prépare comme la potasse: c’està-dire
en remplaçant le carbonate de potasse par du carbonate de
soude.

Borate de Sr.assSe.

Il porte vulgairement le nom de borax. On le rencontre dans
l’Inde, au Pérou, etc.

(Propriétés.)  Le borate de soude est blanc, à réaction alcaline ; il
est soluble dans l’eau. Il cristallise en prismes hydratés, ayant pour
formuleB, O 3, Na, O,10 (H, O) , d’une dissolution abandonnée à la
température ordinaire ; mais en octaèdres, également hydratés, et
ayant pour formuleB, O 3, Na, O, 5 (H,O) , d’une dissolution ayant
une température supérieure à 60 degrés. Ce sel s’effleurit à l’air ;
il est fusible au rouge, indécomposable par la chaleur. Il donne,
avec les oxides métalliques, des verres dont la couleur varie avec
l’oxide employé.

— 192 —

(Usages.)  On .l’emploie comme fondant. On s’en sert pour les
soudures.

(Préparation.)  Dans les arts, on l’obtient, soit en purifiant le
borax naturel, soit en saturant l’acide borique naturel par du
carbonate de soude.

Carbonate de Soude.

(Propriétés.)  C’est un sel blanc, soluble dans l’eau, cristallisant
en prismes hydratés efflorescents, ayant pour formule
C,O2 Na, O, 10 (H,O). Il est insoluble dans l’alcool.

Le carbonate de soude est fusible, indécomposable par la chaleur,
décomposé par le carbone, à une température élevée. Il a des
propriétés analogues à celles du carbonate de potasse. En contact
avec l’acide carbonique, il perd de l’eau, et passe à l’état de bicarbonate
de soude 2 (C, O2) , Na, O, lequel se rencontre naturellement
dans les eaux de Vichy et sert à la préparation des pastilles
digestives. Ce bi-carbonate, en dissolution, passe à l’état de
sesqui-carbonate, lorsqu’on fait bouillir cette dernière. Chauffe
à une température suffisamment élevée, il redevient carbonate
neutre.

(Usages.)  Ses usages sont des plus nombreux.

(Préparation.)  Plusieurs procédés sont suivis pour l’obtenir.
Le 1er consiste à brûler certaines plantes marines, lesquelles
fournissent une masse solide, connue sous le nom de soude du
pays d’où elle provient, et laquelle n’est que du carbonate de
soude contenant quelques sels étrangers. On traite par l’eau cette
matière calcinée, et l’on évapore la dissolution qui donne la soude
dite soude brute: c’est le carbonate de soude du commerce. Le
2° est le suivant, et c’est le procédé suivi maintenant : On calcine
2 parties de sulfate de soude avec 2 parties de craie, ou carbonate

— 193 —

de chaux (1) , et 1 partie de charbon : il y a formation d’oxi-sulfure
du calcium, insoluble dans l’eau froide, et de carbonate de
soude soluble. On évapore la dissolution de ce dernier et on la
laisse cristalliser. Dans les laboratoires, on prépare le carbonate
de soude en calcinant l’acétate de cette base ; on traite par l’eau
le résidu de la calcination, on concentre la liqueur, et on la laisse
cristalliser.

Mypo-Sulfites de Soude.

Lorsqu’on met l’acide sulfureux en dissolution, avec le zinc,
par exemple, il y a formation d’hypo-sulfite de zinc, lequel, traité
par du carbonate de soude, donne du carbonate de zinc insoluble
et de l’hypo-sulfite de soude soluble (S 2, O 3, Na, O ).

Si l’on fait bouillir du bi-sulfite de soude avec du soufre, une
certaine quantité de ce dernier se dissout et l’on obtient de l’hyposulfite
de soude, lequel cristallise en cristaux volumineux incolores.
C’est l’hypo-sulfite de soude du commerce :

ou bi-hypo-sulfite de soude. L’hypo-sulfite de soude dissout trèsbien
le chlorure d’argent récemment préparé. L’hypo-sulfite de
soude est employé dans quelques opérations chimiques.

Sulfate de Soucie.

Le sulfate de soude était appelé autrefois sel de Glauber, sel
admirable.
(1) Si l’on n’ajoute point de charbon, il se forme bien, par l’action de
la chaleur, du sulfate de chaux et du carbonate de soude ; mais, en traitant
par l’eau, il se reforme du carbonate de chaux et du sulfate de soude.13
— 194 —

(Propriétés.)  Il cristallise en prismes incolores efflorescents
lesquels sont hydratés et ont pour formule S,O3, Na, O,10(H,0).
Il est très-soluble dans l’eau ; c’est à la température de 33 degré
que ce liquide dissout le plus de sulfate de soude : à cette température
100 parties d’eau dissolvent 50 parties environ de sel anhydre.
Il est fusible, indécomposable par la chaleur. La dissolution
de ce sel ne cristallise point dans le vide : ainsi, si dans un tube
de verre l’on introduit une dissolution de sulfate de soude saturée
à 33 degrés, et qu’on ferme le tube à la lampe, le sel ne cristallisera
point ; mais, vient-on à casser le bout du tube, à l’instant
même, sous l’influence de l’air, le sulfate de soude cristallise
(l’eau dissolvant moins de sel à la température ordinaire qu’il
celle de 33 degrés).

Combiné avec 1 équivalent d’acide sulfurique, il forme du bisulfate,
2 (S, O3) , Na, O, ayant de l’analogie avec le bi-sulfate de
potasse, lequel, chauffé au rouge, redevient sulfate de soude
neutre, en perdant de l’acide sulfurique.

(Usages.)  Ses emplois sont nombreux. Il sert, principalement,
à la fabrication du carbonate de soude. Il est employé en médecine,
comme purgatif.

(Préparation.)  Dans les laboratoires, on le prépare en traitant
le carbonate de soude par un léger excès d’acide sulfurique ; calcinant,
au rouge, le sel pour chasser l’excès d’acide sulfurique,
le redissolvant dans l’eau, et le faisant cristalliser. Celui du commerce
provient, soit de certaines eaux salées d’où on l’en extrait,
soit du chlorure de sodium, traité par l’acide sulfurique, dans la
fabrication de l’acide chlorhydrique.

Chlorure de godium.

Cl, Na = 60.

C’est l’un des sels les plus répandus dans la nature. On le

— 195 —

rencontre, soit dans les eaux salées, telles que celle de la mer (il
porte alors le nom de sel marin) , soit sur la terre et constituant des
mines dites de sel gemme, lesquelles se trouvent en Asie, en
Afrique, en Amérique, en Europe, et entre autres dans les localités
suivantes de cette dernière partie du monde : principalement,
en Pologne, en Espagne : on le rencontre également en Russie,
en France, en Angleterre. Le chlorure de sodium a la plus grande
analogie avec le chlorure de potassium.

(Propriétés.)  C’est un sel blanc, inaltérable à l’air, n’en attirant
l’humidité que lorsqu’il contient des chlorures de calcium,
de magnésium. Il cristallise en cubes anhydres, d’une dissolution
chaude ; en prismes hydratés, s’il provient d’une dissolution ayant
une température inférieure à 12 degrés. Il est fusible au rouge ;
il répand des vapeurs à l’air, aune température très-élevée. Il est
indécomposable par"la chaleur. Le chlorure de sodium est moins
soluble dans l’eau que le chlorure de potassium ; l’eau froide en
dissout presque la même quantité que l’eau bouillante : 100 parties
d’eau, à la température de 4-15 degrés, dissolvent environ
36 parties de chlorure de sodium et 40 parties de ce sel à l’ébullition.
Il produit, en se dissolvant dans l’eau, un abaissement de
température bien moindre que le chlorure de potassium. L’abaissement
n’est que de 1 degré pour 50 grammes de sel marin,
et 200 grammes d’eau, dans un vase de verre de la capacité de
320 grammes d’eau et du poids de 185 grammes. Le rapport,
pour l’abaissement de température entre les chlorures de potassium
et de sodium, est donc : 11,4 : 1,9.

(Usages.)  Il a de nombreux usages.
(Préparation.)  On l’extrait généralement de l’eau de la mer,
laquelle a la composition suivante :

— 196 —
COMPOSITION MOYENNE DE DIX MILLE KILOGRAMMES D’EAU CE MF.R
DU GRAND OCÉAN.
Chlorure de sodium 250 kilog.

D° de magnésium 35 d°.

Carbonates de chaux, de magnésie. 2 d°.

Sulfate de chaux 1 d°.

D° de magnésie 58 d°.

Eau., 9,654 d°.

10,000 kilog.

La quantité de bromures, iodures, que contient l’eau de mer,
a été négligée, vu la faible proportion de ces sels.

Pour obtenir le chlorure de sodium, on fait arriver l’eau de
mer dans de grands bassins, peu profondément creusés, appelés
marais salants, où l’évaporation se fait, plus ou moins rapidement,
selon la température de l’atmosphère. Le chlorure de
sodium cristallise le premier, attendu que les sels moins solubles
que lui, qui se trouvent dans l’eau de mer en si petite quantité,
restent en partie en dissolution, sous l’influence de la grande
quantité d’eau suffisante pour les maintenir en dissolution presque
en totalité. On fait cristalliser de nouveau le chlorure de sodium
obtenu, pour le séparer des matières étrangères qu’il renferme,
provenant du mode d’extraction employé.

Dans les laboratoires, on l’obtient pur, en saturant le carbonate
de soude par l’acide chlorhydrique en léger excès ; fondant
le chlorure pour chasser l’excès d’acide employé, le dissolvant
dans l’eau, et le faisant cristalliser.

Phosphates de Soude.

On obtient du phosphate de soude, ayant pour formule Ph, 05,
2 (Na, O) , 25 (H, 0) , ou phosphate de soude ordinaire, lorsqu’on

— 197 —

sature l’acide phosphorique (1) , à 3 équivalents d’eau, par un
léger excès de soude et que l’on évapore la dissolution. Vient-on
à chauffer le phosphate Ph, O5, 2 (Na, 0) , 25 (H, 0) , à la température
de 200 degrés, il perd 24 équivalents d’eau et l’on obtient
du phosphate de soude ayant pour composition Ph, O5,2 (Na, O) ,
H, 0. Ce dernier, dissout dans l’eau, redonne par la cristallisation
les mêmes cristaux efflorescents que ceux dont il provient et ayant
pour formule : Ph, O5,2 (Na, 0) , 25 (H, 0). Ce phosphate, Ph, O5,
2 (Na,0) , H, 0, chauffé au rouge, perd son équivalent d’eau et se
trouve amené à l’état de pyro-phosphate de soude Ph, 0\ 2 (Na,0).
Ce pyro-phosphate, dissous dans l’eau, donne des cristaux de
pyro-phosphate non efflorescents: ils sont hydratés et ont pour
formule : Ph, O 5, 2 (Na, 0) , 10 (H,O).

Si l’on prend le phosphate de soude ordinaire Ph, O 5, 2 (Na ,
0) , 25 (H, 0) , et qu’on y ajoute un excès d’acide phosphorique,
on obtient, par la cristallisation, un nouveau phosphate de soude,
ayant pour formule Ph, O 5, Na, 0, 2 (H, 0). Ce dernier passe, par
une chaleur de 200 degrés au plus, à l’état de phosphate ayant
pour composition Ph, O 5, Na, 0, H, 0: c’est-à-dire qu’il perd
1 équivalent d’eau par la calcination.

Ce phosphate Ph, O 5, Na, 0,2 (H, 0) chauffé au rouge ne donne
plus le phosphate Ph, 05, Na, 0, H, 0 (obtenu par une température
de 200 degrés) , mais bien du méta-phosphate de soude ayant
pour formule Ph, 03,Na, 0 : le phosphate Ph, O 5, Na, 0, 2 (H,0) 
perd donc, dans ce cas, ses 2 équivalents d’eau. Il résulte de ce
qui précède, que les phosphates suivants donneront, avec l’azotate
d’argent, savoir :
Ph,06,2(Na,0) , H, 0, ou phosphate de soude ordinaire, un xprécipité
jaune de phosphate d’argent tri-basique, Ph,0\ 3 (Ag, 0)  ;
(1) On obtient également le phosphate Pb, 0 », 2(Na, 0) + 25 (H, 0) ,
en saturant le phosphate de chaux (obtenu en traitant la cendre d’os par
l’acide sulfurique) par le carbonate de soude.
— 198 —

Ph, O 5, 2 (Na, 0) , ou pyro-phosphate, un précipité blanc de
pyro-phosphate d’argent ou phosphate bi-basique, Ph, 05,2
(Ag, 0)  :

Ph, O 5, Na, 0, 2 (H, 0) , provenant de l’addition d’un excès
d’acide phosphorique dans le phosphate ordinaire, Ph, 05,2 (Na,
0 ) , H, 0, un précipité jaune de phosphate tri-basique d’argent,
Ph, O 5, 3 (Ag, 0)  ;

Ph, O 5, Na, 0, H, 0 provenant de la calcination cà200 degrés
du phosphate Ph, O 5, Na, 0, 2 (H, 0) , un précipité blanc de
phosphate bi-basique d’argent, Ph, O 5, 2 (Ag, 0)  ;

Enfin, Ph, O 5, Na, 0, ou méta-phosphate d’argent, un précipité
blanc de méta-phosphate d’argent, ou phosphate d’argent
mono-basique, Ph, O 5, Ag, 0.

Tels sont les caractères des divers phosphates de soude.

Les sels de ce métal sont tous solubles ; ils ont pour caractère
de ne donner aucun précipité avec les réactifs connus aujourd’hui.


Barite.
Ba, 0 = 76.

On la rencontre dans la nature à l’état de carbonate, de sulfata

— 199 —

de barite (1) , lesquels sels sont les principaux minerais de barium.


( Propriétés. )  La barite anhydre est d’un blanc grisâtre, fusible
à une température rouge blanc, très-avide d’eau : se combinant
avec ce liquide en produisant beaucoup de chaleur et formant
un hydrate blanc, Ba, O, H, O, fusible à une température
moins élevée que la barite anhydre, et indécomposable par la
chaleur. Cet hydrate est soluble dans dix fois son poids d’eau
bouillante et cristallise par le refroidissement, l’eau, à la température
ordinaire, n’en dissolvant que Ces cristaux contiennent
10 équivalents et ont pour formule Ba, O 10 (H, O ). Cet hydrate
cristallisé perd, par la calcination , 9 équivalents d’eau, et
se trouve ramené à l’état de mono-hydrate dé barite, Ba, O, H, 0.

Le protoxide de barium anhydre est réduit par la pile en barium
et en oxigène. Il est décomposé partiellement par le potassium
en vapeur, à une haute température : il y a séparation de
barium, formation d’oxide de potassium.

La barite anhydre , chauffée dans un courant de gaz oxigène,
se transforme en bi-oxide de barium, Ba, O 2.

En contact avec l’acide sulfurique, l’oxide de barium donne
du sulfate de barite, qui a pour formule S, O- 1 Ba, O, lequel est
insoluble dans l’eau, les acides chlorhydrique, azotique : avec la
barite anhydre et l’acide sulfurique concentré, la combinaison a
lieu avec développement de chaleur et production de lumière.

La barite, exposée à l’air, en absorbe l’acide carbonique et se
transforme en carbonate de barite C, O 2, Ba, O, insoluble dans
l’eau.

La barite est un violent poison.
(1) Le sulfate de barite, appelé autrefois spath pesant, se rencontre abondamment
dans la nature. C’est principalement de ce sel d’où l’on extrait le
barium.
— 200 —

(Usages.)  On s’en sert assez souvent dans les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant l’azotate de barite
par la chaleur.

Mono-Sulfure de Barium.

S, Ba = 84.

(Propriétés. )  Ce sel est blanc, soluble dans l’eau , cristallisable
en lames ; il passe facilement à l’état d’hypo-sulfite. Si l’on
fait bouillir la dissolution de mono-sulfure de barium avec du
soufre, il y a formation de poly-sulfure.

( Usages. ) Il est employé en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en petits fragments, mélangé à du
sulfate, en faisant passer de la vapeur de soufre sur de la barite
anhydre chauffée au rouge : dans cet état, on l’emploie dans certaines
analyses de gaz. Pour l’avoir cristallisé, on décompose le
sulfate de barite naturel, pulvérisé, en le mélangeant avec du
charbon en poudre et chauffant le mélange au rouge. On traite
ensuite la masse caicinée par l’eau, qui dissout le sulfure ; on concentre
la liqueur et on la fait cristalliser.

Hyuo-Sulfate de Barite.

(Propriétés.)  Ce sel est soluble dans l’eau ; il cristallise en prismes
hydratés. Il est décomposé par l’acide sulfurique. Il est décomposé,
par la chaleur, en acide sulfureux et sulfate de barite.


(Usages.)  Il sert à la préparation de l’acide hypo-sulfurique.

(Préparation.)  On l’obtient en mettant l’acide sulfureux, en
dissolution, en contact avec le bi-oxide de manganèse en poudre,

en ayant soin d’empêcher que la température ne s’élève, en plongeant
le vase dans l’eau froide :

Il se forme de l’hypo-sulfate de manganèse soluble, comme l’indique
la théorie précédente, et un peu de sulfate de manganèse,
comme l’indique la théorie suivante :

On filtre et l’on ajoute de la barite, en léger excès, qui précipite
l’oxide de manganèse et l’acide sulfurique ; on filtre de nouveau,
et l’on fait passer un courant d’acide carbonique dans la liqueur
chaude pour précipiter l’excès de barite ; après avoir filtré une
dernière fois, on évapore la dissolution et on la fait cristalliser.

Chlorure de Barium.
Cl, Ba = 104.
(Propriétés.)  Ce sel est très-vénéneux, soluble dans l’eau, insoluble
dans l’alcool anhydre (1) , cristallisable en prismes ; il est fusible,
indécomposable par la chaleur. Ce sel est peu soluble dans l’eau
chargée d’acide chlorhydrique. Il est totalement précipité par le
sulfate d’argent ; si les deux sels sont dans des rapports équiva(1) 
Le chlorure de strontium, qui a de l’analogie avec le chlorure de
barium, est soluble dans l’alcool anhydre : ce qui le différencie de ce dernier,
— 202 —

lents, le liquide surnageant le précipité de chlorure d’argent et de
sulfate de barite, insolubles, n’est plus que de l’eau pure.

(Usages.)  C’est un des sels de barium les plus employés en
chimie.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le sulfure de barium
(provenant du sulfate de barite calciné avec le charbon) par l’acide
chlorhydrique, en léger excès : il se dégage du sulfure d’hydrogène,
et il se forme du chlorure de barium. On évapore la dissolution
de ce dernier ; on calcine le chlorure ; on le redissout dans
l’eau, et on le fait cristalliser.

Voici la théorie de la préparation :

Chlorate de Barite.

(Propriétés.)  Le chlorate de barite est insoluble dans l’alcool,
soluble dans l’eau ; il cristallise en prismes incolores.

(Usages.)  Il sert à la préparation de l’acide chlorique.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le chlorate de potasse,
en dissolution, par un excès de fluorhydrate de fluorure de silicium
: il se forme du fluorure double de potassium et de silicium,
insoluble, et de l’acide chlorique. On neutralise la liqueur par un
excès de carbonate de barite : il se précipite du fluorure double
de barium et de silicium insoluble ; on. filtre pour séparer ce dernier
et l’excès de carbonate de barite, et l’on fait cristalliser le
chlorate, resté dissous, par une concentration convenable de la
liqueur,
— 203 —
Brômate de Barite.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, très-peu soluble dans l’eau
froide, plus soluble dans l’eau bouillante et cristallisant par le refroidissement.
Il est insoluble dans l’alcool. La chaleur le décompose
en brômure et en oxigène.

(Usages.)  On s’en sert pour préparer l’acide bromique.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant la barite par un léger
excès de brome, sous l’influence de l’eau ; on lave le précipité par
de l’eau froide, d’abord (pour enlever le bromure formé lequel est
soluble dans l’eau) , puis par de l’alcool. On recueille le brômate
sur un filtre et on le fait sécher.

On peut également le préparer avec le chlorure de brome : dans
ce cas, il se forme seulement du chlorure de barium et du brômate
de barite (1).

lodate de Barite.

(Propriétés.)  Il est blanc, presque insoluble dans l’eau, insoluble
dans l’alcool. Chauffé à une température convenable, son
oxigène se dégage, et il reste de l’iodure de potassium.

(Usages.)  C’est avec ce sel que l’on obtient l’acide iodique.
(Préparation.)  On peut l’obtenir par le contact de l’iode et de
la barite,comme le brômate de barite ; mais on le prépare plus
(1) Avec le chlorure de brôme , on obtient donc, pour une même quantité
de brôme, plus de brômate, puisqu’il ne se forme point de brômure,— 204 —
facilement, en faisant passer un courant de chlore dans une dissolution
de barite concentrée, contenant de l’iode en suspension:
il y a formation de chlorure de barium et d’iodate de barite. On
lave l’iodate à l’eau froide, puis par de l’alcool, et on le fait sécher.
C’est donc pour ainsi dire du chlorure d’iode que l’on traite par
la barite, le chlore ne servant qu’à faciliter la dissolution de
l’iode.

Phosphure de Barium.

Le phosphure de barium, que l’on emploie quelquefois en chimie,
n’est point du phosphure pur : il contient du phosphate, et a
pour composition : 5 (Ph, Ba) , Ph, O 5, Ba, 0. Il remplit le même
but que le phosphure pur, Ph, Ba, que l’on ne prépare point vu la
cherté du barium (laquelle provient de la difficulté de préparation
de ce métal).

On l’obtient, en petits fragments, en faisant passer de la vapeur
de phosphore sur de la barite anhydre chauffée au rouge :

Ce phosphure, mis en contact avec l’eau, est décomposé en
hydrogène phosphore inflammable spontanément, et en hypophospbite
de barite. On s’en sert quelquefois pour préparer ce
dernier sel, ou le phosphure d’hydrogène.

Mypo-Phosphite de Barite.

(Propriétés.)  Ce sel est soluble dans l’eau, cristallisable. En
— 205 —
contact avec le chlore, l’acide azotique, il passe à l’état de phosphate
de barite insoluble. Il est décomposé par la calcination.

(Usages.)  Il sert à la préparation de l’acide hypo-phosphoreux.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en décomposant le phosphure
de barium par l’eau, soit en chauffant une dissolution, ou un
lait (1) de barite, avec du phosphore : il se dégage, dans les deux
cas, du phosphure d’hydrogène spontanément inflammable. Lorsque
le dégagement a cessé, si c’est avec la barite et le phosphore
qu’on le prépare, on ajoute de l’eau, on filtre, on fait passer un
courant d’acide carbonique dans la liqueur chaude, pour précipiter
l’excès de barite, on filtre de nouveau, on concentre la liqueur,
et on la fait cristalliser.

Dans le cas où c’est le phosphure, on filtre après que le dégagement
d’hydrogène a cessé, et l’on concentre la liqueur pour
faire cristalliser I'hypo-phosphite qu’elle contient.

Azotate de Barite.

On l’appelle indistinctement azotate, nitrate de barite.

(Propriétés.)  Il est soluble dans l’eau, plus à chaud qu’à froid ;
il cristallise en octaèdres anhydres. Il est peu soluble dans l’acide
azotique. La chaleur le décompose en oxigène et en protoxide de
barium anhydre.

(Usages.)  Il sert à préparer la barite.
(Préparation.)  Il est préférable de le préparer en décomposant
le carbonate de barite (obtenu en précipitant le chlorure de
(1) On appelle lait de barite, de strontiane, de chaux, de l’eau tenant en
suspension ces substances, en trop grande quantité pour pouvoir les dissoudre.— 206 —
barium par le carbonate de potasse ou de soude) par l’acide azotique,
non en excès, que de décomposer le sulfure de barium,
directement, par ce dernier acide.

Les sels solubles de barium donnent, avec :

L’acide sulfurique, un précipité blanc de sulfate de barite insoluble
dans l’eau, les acides chlorhydrique, azotique ;

Les sulfates solubles, également : il a même lieu avec la dissolution
de sulfate de strontiane, quoique ce dernier soit presque
insoluble dans l’eau ;

La potasse, la soude, un précépité de barite, si les dissolutions
sont concentrées ;

L’ammoniaque ne précipite point les sels de barium ; mais son
carbonate donne un précipité blanc de carbonate de barite insoluble
: la même précipitation a lieu avec les carbonates de potasse,
de soude ;

Avec chrômate jaune de potasse, un précipité jaune de chrômate
de barite, insoluble dans l’eau.

Le strontium (1) formant des composés analogues à ceux du
barium, et ceux-là se préparant comme ceux-ci, nous n’étudierons
que l’oxide de strontium.
(1) Les principaux minerais de strontium sont le carbonate et le sulfate
de strontiane.— 207 —
Strosstiane (1).

(Propriétés.)  La strontiane est solide, d’un blanc grisâtre,
moins soluble que la barite : l’eau, à l’ébullition, n’en dissout
que de son poids, et seulement à la température ordinaire.
Cet oxide fond, à l’état anhydre, à une température très-élevée.
Il développe avec l’eau une grande chaleur, s’y unit, et forme un
hydrate cristallisable, ayant pour formule St, O + 10 (H, 0) ,
lequel, par la calcination, est ramené à l’état de mono-hydrate
St, O, H, O, fusible à une température moindre que la strontiane
anhydre, et indécomposable par la chaleur.

Exposée à l’air, la strontiane en absorbe l’acide carbonique et
se transforme en carbonate de strontiane insoluble dans l’eau.
Elle donne, de même que la barite, du sulfate de strontiane
par l’acide sulfurique : ce dernier sel est seulement soluble dans
4,000 fois son poids d’eau.

La strontiane, chauffée dans l’oxigène, n’absorbe point ce gaz :
on ne peut obtenir le per-oxide de strontium, St, O 1, que par son
contact avec le bi-oxide d’hydrogène : elle diffère donc, en cela,
de la barite.

(Usages.)  On l’emploie dans les laboratoires, mais moins souvent
que la barite.

(Préparation.)  On l’obtient comme la barite: c’est-à-dire par
la calcination de l’azotate de strontiane.
(1) Quelques Chimistes formulent le strontium par Sr : la formule St ne
fappelle-t-elle pas mieux le nom strontium ?— 208
Les sels solubles de strontium donnent, avec :

L’acide sulfurique, les sulfates solubles (même la dissolution
de sulfate de chaux) , un précipité blanc, de sulfate de strontiane
excessivement peu soluble dans l’eau, etc. ;

La potasse, la soude, un précipité de strontiane, si les liqueurs
sont concentrées suffisamment ;

L’ammoniaque, rien ;

Les carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, un précipité
blanc de carbonate de stontiane, insoluble dans l’eau ;

Avec le chrômate jaune de potasse point de précipité : ce qui
différencie le strontium du barium ;

Les sels de strontium communiquent à la flamme de l’alcool
une couleur pourprée.

Chaux.

Ca, O = 28.

(Propriétés.)  La chaux est blanche lorsqu’elle est hydratée ; à
l’état anhydre, elle est avide d’eau, et forme avec ce liquide un
hydrate, ayant pour formule Ca, O, H, O, en développant beaucoup
de chaleur. Cet hydrate cristallise en hexaèdres (1). Cet hydrate
(1) La cristallisation ne peut s’effectuer que sous le vide de la machine
pneumatique , en présence de l’acide sulfurique. ( Les évaporations dans le
vide se font toujours de cette manière : l’acide sulfurique concentré, étant
très-avide d’eau, s’empare, peu à peu, de ce liquide).
— 209 —

n’est point stable comme les hydrates des oxides précédents : il
est décomposé par la chaleur, et perd la totalité de son eau. La
chaux anhydre ne fond qu’à la température la plus élevée. La
chaux est très-peu soluble dans l’eau : ce liquide n’en dissout, à
la température de 15 degrés, que de son poids : elle est encore
moins soluble dans l’eau bouillante. Exposée à l’air, la
chaux en attire l’humidité d’abord, puis se carbonate et devient
insoluble dans l’eau : l’hydrate de chaux n’en absorbe que l’acide
carbonique. La chaux est décomposée par le chlore, à une température
élevée : il y a formation de chlorure de calcium, dégagement
d’oxigène. Chauffée dans l’oxigène, la chaux n’absorbe
point ce gaz : on ne peut obtenir le bi-oxide de calcium, Ca, O 2,
qu’en versant de l’eau oxigénée sur le protoxide de calcium.

(Usages.)  C’est une des bases les plus fréquemment employées.


(Préparation.)  Dans les laboratoires, c’est en calcinant le
marbre blanc, ou l’azotate de chaux, que l’on se procure la chaux.
Dans les arts, la chaux s’obtient en décomposant la craie (qui,
comme le marbre, est du carbonate de chaux naturel) par la chaleur.


Carbonate de Chaux.

Ce sel est très-répandu dans la nature. Il constitue les minéraux
connus sous les noms de : aragonite, spath d’Islande :

Le marbre, la craie, l’albâtre, sont aussi des carbonates de
chaux naturels.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, insoluble dans l’eau ; se dissolvant
dans ce liquide à la faveur de l’acide carbonique. Cette dissolution
de carbonate acide de chaux, exposée à l’air, perd son
acide carbonique en excès, et laisse déposer le carbonate de chaux
14
— 210 —

cristallisé : de là, la propriété incrustante de certaines eaux, la
formation des stalagmites, des stalactites (1).

Le carbonate de chaux est décomposé par une température
élevée. Chauffé en vase clos, l’acide carbonique ne peut se dégager,
et le carbonate fond: il présente, alors, par le refroidissement,
les caractères du marbre.

(Usages.)  Ses usages sont très-nombreux.

(Préparation.)  On l’obtient, artificiellement, en décomposant
le chlorure, de calcium, en dissolution, par du carbonate dépotasse
ou de soude. Dans les arts, la craie est le carbonate de
chaux dont on se sert.

Sulfate de Chaux.

Le sulfate de chaux se rencontre abondamment dans la nature :
il constitue le plâtre, lequel porte les noms de gypse, d’albâtre
gypseux. Les eaux qui contiennent du sulfate de chaux sont
dites eaux séléniteuses.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, soluble clans 460 fois son poids
d’eau, cristallisable en aiguilles, plus soluble dans l’eau contenant
de l’acide sulfurique. Il est fusible à une très-haute température,
indécomposable par la chaleur.

Le sulfate de chaux anhydre est très-avide d’eau : aussi, lorsqu’on
gâche du sulfate de chaux calciné avec de l’eau, absorbe-t-il
bientôt ce liquide et se transforme-t-il en hydrate qui se solidifie.
Cet hydrate perd son eau, lorsqu’on le chauffe à la température
de 200 degrés.
(1) On appelle stalactites, stalagmites, les concrétions cristallines de carbonate
de chaux qui se forment, dans les souterrains, par le dépôt du carbonate
de chaux en dissolution, dans certaines eaux, à la faveur de l’acide
carbonique,
— 211 —

(Usages.)  Le sulfate de chaux a de nombreux usages.

(Préparation.)  On l’obtient, artificiellement, en traitant, soit
le carbonate de chaux par l’acide sulfurique, soit un sel soluble
de calcium par du sulfate de potasse ou de soude, ou par l’acide
sulfurique.

Fluorure de Calcium.

Le fluorure de calcium, appelé spath fluor, fluate de chaux,
se rencontre abondamment dans la nature.

(Propriétés.)  Il est blanc, quand il est pur ; mais celui que
l’on trouve naturellement est toujours coloré, en vert, en violet,
par des matières étrangères. Il est insoluble dans l’eau, indécomposable
par la chaleur, fusible à une température élevée. Il paraît
lumineux lorsqu’on le chauffe dans l’obscurité. Le chlore
ne l’attaque point ; mais l’acide sulfurique le décompose, sous
l’influence de l’eau : il y a formation de fluorure d’hydrogène et
de sulfate de chaux.

( Usages. )  C’est le principal minerai de fluor.

(Préparation.)  On l’obtient, artificiellement, en traitant la
chaux ou le carbonate de cette base par l’acide fluorhydrique en
excès, ou un fluorure soluble, par un sel soluble de calcium.
Dans les deux cas, on lave le fluorure de calcium à grande eau,
puis on le dessèche.

Chlorure de Calcium.

(Propriétés,)  Ce sel est blanc, déliquescent, difficilement cristallisable,
fusible, indécomposable par la chaleur. Si l’on met en
contact une dissolution concentrée de potasse avec une dissolu-
— 212 —
tion concentrée de chlorure de calcium, les deux liqueurs se
prennent en masse : la chaux précipitée étant insoluble dans
l’eau.

(Usages.)  C’est un des corps dessiccateurs le plus souvent employé
en chimie.

(Préparation.)  On le prépare, en traitant la chaux par l’acide
chlorhydrique, en excès ; évaporant la dissolution à siccité ; chauffant,
ensuite, le chlorure, qui éprouve la fusion aqueuse (1) , puis
la fusion ignée (1). On le casse en morceaux, et on le conserve
dans des vases hermétiquement bouchés. On l’emploie souvent à
l’état fondu.

Des Phosphates de Chaux.

Les phosphates de chaux connus sont les suivants :

Le phosphate Ph, O 3, Ca, O (appelé, ordinairement, phosphaté
acide de chaux, bi-phosphate de chaux) , dont on se sert pour
préparer le phosphore, les phosphates de soude, s’obtient de la
manière suivante : On traite 4 parties de cendre d’os (laquelle
n’est qu’un mélange de 3 parties de phosphate de chaux, ayant
pour formule 3 (Ph, O5) , 8 (Ca, 0) , et de 1 partie de carbonate
(1) Un sel est en fusion aqueuse, lorsqu’il est rendu liquide par la chaleur,
sous l’influence de l’eau, de cristallisation, par exemple, qu’il contient,
Il est en fusion ignée, lorsqu’il est liquéfié sous l’influence de. la chaleur
seule : c’est à dire à l’état anhydre.
— 213 —

de chaux) par 3 parties d’acide sulfurique concentré, que l’on
ajoute à la cendre, après l’avoir délayée avec le double de son
poids d’eau. On filtre, on évapore la liqueur contenant le phosphate
de chaux en dissolution ; on filtre de nouveau la liqueur
très-concentrée (pour séparer les dernières traces de sulfate de
chaux précipitées pendant la concentration) , on l’évaporé à siccité,
et l’on dessèche ou l’on fond le phosphate.

En dissolution, ils donnent avec:

Acide oxalique, ou oxalate d’ammoniaque, de potasse, de
soude, un précipité blanc d’oxalate de chaux, insoluble dans
l’eau, etc. ;

L’acide sulfurique, les sulfates solubles (excepté celui de
chaux, évidemment) , un précipité de sulfate de chaux, si les
liqueurs ne sont point trop étendues ;

Avec potasse, soude, un précipité blanc d’hydrate de chaux ;

Avec les carbonates de potasse, de soude, un précipité blanc
de carbonate de chaux insoluble ;

Avec l’ammoniaque, aucun précipité ; mais avec le carbonate
d’ammoniaque, un précipité de carbonate de chaux ;

Avec chrômate jaune de potasse, rien.

— 214 —

MES MÉTAUX DE LA DEUXIÈME CLASSE

ET DE LEURS COMPOSES.

Magnésium.

Mg = 12.

Ce métal a été découvert, il y a quelques années, par M. Bussy.

(Propriétés.)  Il a l’éclat de l’argent ; il est fusible au rouge,
plus dense que l’eau : il décompose un peu ce liquide à la température
ordinaire ; la décomposition en est complète à la température
de l’ébullition. Il est très-avide d’oxigène, et forme,
avec ce gaz, un oxide que nous allons étudier.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, dans un creuset de
platine, à l’aide de la lampe à alcool, du chloruré de magnésium,
anhydre, avec du potassium :

On laisse refroidir le creuset ; on traite la masse par l’eau
froide, qui dissout le chloruré de potassium, et l’excès de chlorure
de magnésium ; on dessèche bien le magnésium en terminant
par un lavage à l’alcool : on a, ainsi, le magnésium pur (1).

(1) L’aluminium se prépare de la même manière : c’est-à-dire en substituant
le chlorure d’aluminium, anhydre, au chlorure de magnésium.

— 215 —

Magnésie.

Mg, 0 = 20.

(Propriétés.)  Cet oxide est blanc, presque insoluble dans l’eau,
et ayant, malgré son peu de solubilité, une réaction alcaline. La
magnésie, anhydre, s’unit avec l’eau, mais sans qu’il y ait dégagement
de chaleur : il en résulte un hydrate ayant pour formule
Mg, O, H, O, lequel perd son eau par une chaleur suffisamment
élevée. L’oxide de magnésium est fusible à la température produite
à l’aide du chalumeau à gaz oxigène et hydrogène : ce qui
prouve que pour la fondre, il faut employer la plus forte chaleur
que nous puissions produire. La magnésie est décomposée par le
chlore, sous l’influence de la chaleur : il y a formation de chlorure
de magnésium, dégagement d’oxigène.

(Usages.)  Elle est employée dans les laboratoires, en médecine.


(Préparation.)  Le meilleur moyen de l’obtenir consiste à décomposer
le sulfate de magnésie par le carbonate de soude ; à
laver le précipité formé, et à le calciner au rouge : on obtient
alors la magnésie anhydre. On peut encore préparer la magnésie
en décomposant l’azotate de cette base par la chaleur.

Sulfate de Magnésie.

Il porte les noms de : sel d’Epsom, de Sedlitz, et se rencontre,
en petite quantité, dans les eaux de quelques sources, telles que
celles : de Sedlitz, d’Epsom, d’Egra.

(Propriétés.)  Ce sel cristallise en prismes hydratés, efflorescents,
qui contiennent 7 équivalents d’eau, et ont, par conséquent,
pour formule S, O 3, Mg, O, 7 (H, O). Il est plus soluble
— 216 —
dans l’eau chaude que dans l’eau froide : 100 parties d’eau bouillante
dissolvent 72 parties environ de ce sel. Il n’est point fusible,
lorsqu’il est anhydre. Il ne se décompose qu’à une température
excessivement élevée.

Traité par le carbonate de soude, il se précipite du sous-carbonate
de magnésie, ayant pour formule 3 (C, O 3, Mg, O) , Mg,
O, H, O, appelé magnésia alba, lequel est employé en médecine.

(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires ; en médecine,
on l’administre comme purgatif.

(Préparation.)  Dans les arts, on l’obtient en décomposant
la dolomie ( laquelle, le principal minerai de magnésium, est
formée de carbonates de chaux, de magnésie, et se rencontre
assez abondamment dans la nature ) par l’acide sulfurique. On
sépare le sulfate de chaux, qui est peu soluble, et l’on fait cristalliser
le sulfate de magnésie.

Chlorure de Magnésium.

Ce sel correspond, par sa composition, à la magnésie.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, déliquescent, et par conséquent
très-soluble dans l’eau ; il est soluble dans l’alcool ; indécomposable
par la chaleur, lorsqu’il est anhydre. Le chlorure cristallisé,
qui est hydraté, se décompose, lorsqu’on le chauffe, en acide
chlorhydrique qui se dégage, et en magnésie que l’on obtient
pour résidu. Le chlorure anhydre est très-avide d’eau.

(Usages.)  Le chlorure anhydre sert à préparer le magnésium.
Quant au chlorure hydraté, on l’emploie quelquefois dans les laboratoires.


(Préparation.)  On obtient le chlorure anhydre, en décomposant
la magnésie, anhydre, chauffée au rouge, par un courant de
chlore. Le chlorure hydraté s’obtient en dissolvant la magnésie
par l’acide chlorhydrique non en excès.

— 217 —

Les dissolutions de ce métal donnent, avec :

La potasse, la soude, un précipité blanc d’hydrate de magnésie ;


L’ammoniaque, précipité partiel de magnésie, si le sel est neutre
: formation d’un sel double de magnésie et d’oxide d’ammonium
 ; si le sel de magnésie est acide, formation du même sel
double, sans précipitation de magnésie. Les sels de magnésium,
neutres, additionnés de sels d’ammonium correspondants, ne sont
point précipités par l’ammoniaque ;

Les carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, précipité
blanc de carbonate basique de magnésie ;

Les bi-carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, rien à
froid ; mais, à chaud, précipité de sous-carbonate de magnésie ;

Le phosphate d’ammoniaque, précipité blanc de phosphate
double de magnésie et d’ammoniaque ( appelé phosphate ammoniaco-magnésien) ,
lequel est insoluble dans l’eau.

Alumine.

Cet oxide est très-répandu dans la nature : il constitue le rubis,
le saphir, l’émeril ; il forme une grande partie des argiles.

(Propriétés. ) L’alumine est un corps blanc, insoluble dans

— 218 —

l’eau ; elle est soluble, lorsqu’elle est hydratée, dans la potasse,
la soude, les acides ; mais, à l’état anhydre, c’est-à-dire après
qu’elle a été calcinée, elle devient insoluble et ne peut être dissoute
par les acides, qu’autant qu’on la calcine avec de la potasse
ou de la soude : c’est-à-dire en la transformant en aluminate de
ces bases. Cet oxide n’est fusible qu’à la chaleur du chalumeau.
Elle n’est point décomposée par le chlore, même à une haute
température ; il faut, pour que la décomposition ait lieu, que l’alumine
soit mélangée avec du charbon : dans ce cas, il y a dégagement
d’oxide de carbone, formation de chlorure d’aluminium
anhydre, Al 2, Cl 3, correspondant à l’alumine, et doué de propriétés
analogues au chlorure de magnésium :

L’alumine chauffée au rouge avec de l’azotate de cobalt donne
de faluminate de cobalt, d’une couleur bleue caractéristique !

(Usages.)  L’alumine est un des oxides qui jouent le plus grand
rôle dans l’industrie, par les composés dont il est la base.

Elle entre dans la composition de l’alun, sel très-employé.
{Préparation.)  On l’obtient anhydre, en décomposant l’alun
ammoniacal par la chaleur. Pour l’avoir hydratée, on décompose
le sulfate d’alumine ou l’alun , soit potassique, soit ammoniacal,
par l’ammoniaque ; on lave le précipité floconneux et volumineux
formé, puis on le fait sécher.

Sulfate d’Alumine.

On trouve dans la nature un sulfate d’alumine qui a pour formule
S, O 3, Ala, O 3.

— 219 —

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, à réaction acide, déliquescent
cristallisant assez difficilement ; ses cristaux, qui sont ou en houppes
soyeuses ou en lames, sont hydratés et contiennent 18 équivalents
d’eau ; leur formule est :

Chauffé à une température convenable, il perd son eau de cristallisation
 ; mais, si la température est trop élevée, il est décomposé
: l’acide sulfurique se dégage, et il reste de l’alumine.

La potasse, la soude, l’ammoniaque, en précipitent l’alumine.

En contact avec une dissolution concentrée de sulfate de potasse,
il se précipite des cristaux d’un sel nouveau, double, appelé
alun potassique.

Cet alun à base de potasse, ou sulfate double d’alumine et de
potasse, est peu soluble dans l’eau froide, plus soluble dans l’eau
chaude ; il cristallise en octaèdres incolores, hydratés, ayant pour
formule 3 (S, O3) , Al 2, O3 + S, O 3, K, O + 24 (H, O) , lesquels,
chauffés convenablement, éprouvent la fusion aqueuse et laissent
dégager leur eau de cristallisation. Cet alun, chauffé à une température
assez élevée, est décomposé: l’acide sulfurique se dégage,
il reste de l’aluminate de potasse Al 2, O 3, K, 0. En présence
de la potasse, de la soude , de l’ammoniaque, l’alun laisse précipiter
son alumine.

Calciné, en vase clos, avec du charbon, l’alun donne un produit
qui s’enflamme par son contact avec l’air, et auquel on
donne le nom de pyrophore.

Si au lieu de sulfate de potasse, on met du sulfate d’ammoniaque,
en dissolution concentrée , en contact avec le sulfate d’alumine,
on obtient un alun à base d’ammoniaque, tout à fait identique
à l’alun potassique, cristallisant également en octaèdres incolores,
hydratés, et ayant pour formule :
— 220 —
On le distingue de l’alun à base de potasse, en ce qu’il laisse
dégager de l’ammoniaque, lorsqu’on le traite par la potasse, la
soude ; et que, par la calcination, il donne seulement un résidu
d’alumine, l’acide sulfurique et l’ammoniaque se volatilisant par
la chaleur. Il donne, comme l’alun potassique, un précipité d’alumine
par la potasse, la soude, l’ammoniaque. Cet alun est donc
du sulfate double d’alumine et d’oxide d’ammonium.

(Usages.)  Le sulfate d’alumine sert à fabriquer l’alun.

(Préparation.)  Il existe dans la nature un composé appelé alunite
empierre d’alun, lequel est formé de 1 équivalent dépotasse,
3 équivalents de sulfate neutre d’alumine, 3 (S, O 3, Al 2, O3) ,
9 équivalents d’eau, et ayant, par cela même, pour formule :

En calcinant cette pierre, convenablement, on la transforme en
1 équivalent d’alun et 2 équivalents d’alumine :

On traite par l’eau pour dissoudre l’alun ; puis l’on transforme
les 2 équivalents d’alumine, qui forment le résidu, insoluble en sulfate
d’alumine, à l’aide de l’acide sulfurique. On évapore la dissolution,
pour avoir le sulfate d’oxide d’aluminium.

On prépare encore le sulfate d’alumine de la manière suivante:
On expose à l’air les minerais argileux de sulfure de fer, appelés
pyrites argileuses : le soufre passe à l’état d’acide sulfurique,
et il y a formation de sulfates de fer, d’alumine. On traite par
l’eau et l’on concentre la dissolution des deux sels ; le sulfate de
fer, étant moins soluble, cristallise le premier ; le sulfate d’alumine
reste dans les eaux mères, d’où on l’extrait par l’évaporation.

— 221 —

Leurs dissolutions donnent :

Avec la potasse, la soude, un précipité gélatineux d’hydrate
d’alumine, soluble dans un excès de réactif ;

Avec l’ammoniaque, également un précipité d’hydrate d’alumine,
presque insoluble dans un excès d’ammoniaque ;

Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
un précipité d’hydrate d’alumine, et un dégagement de gaz sulfhydrique ;


Avec sulfates de potasse, d’ammoniaque, un précipité d’alun,
si les liqueurs sont concentrées.

DES MÉTAUX DE LA TROISIÈME CLASSE

ET DE LEURS COMPOSÉS.

Manganèse.

Mn = 28.

(Propriétés.)  Le manganèse fondu a un aspect métallique,
brillant ; sa densité est égale à 8 environ ; il est très-avide d’oxigène,
surtout sous l’influence de l’humidité : aussi ne peut-on le
conserver à l’état métallique, et le garantir de l’oxidation, qu’en
le renfermant dans un tube de verre parfaitement scellé à la
— 222 —
lampe. Ce métal forme, avec l’oxigène, 4 oxides très-remarquables
qui sont :

Mn, O = protoxide ou monoxide (base énergique) ,

Mn 2, O3 = sesqui-oxide,

Mn 3, 04 = oxide-rouge,

Mn, O3 = bi-oxide ou per-oxide.

(Usages.)  Il est sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, à une température
très-élevée, l’oxide rouge de manganèse, ou le carbonate de protoxide,
C, O 2, Mn, 0, dans un creuset brasqué. Ainsi préparé, le
manganèse retient toujours un peu de carbone,

Bi-Oxide de Manganèse.

Il est le plus important des oxides de ce métal ; on le rencontre
assez abondamment dans la nature : c’est le principal minerai
de manganèse ; on le trouve en Allemagne, en France.

(Propriétés.)  Cet oxide est noirâtre ; calciné, il est décomposé:
il laisse dégager de l’oxigène et laisse pour résidu de l’oxide
rouge, Mn 3, O4, lequel est indécomposable par la chaleur seule.

Le bi-oxide de manganèse est réduit par l’hydrogène : il se
forme de l’eau et du protoxide de manganèse, Mn, O, pulvérulent,
d’une couleur verte presque noire. Si l’on transforme ce protoxide
en azotate, et qu’on calcine ce dernier sel, on obtient un
résidu pulvérulent, brun foncé, de sesqui-oxide, Mn 2, O 3.

Calciné avec la potassé caustique, le bi-oxide de manganèse
donne une matière fusible, soluble dans l’eau, colorant ce liquide
en vert foncé, composée de potasse et de manganate de potasse
Mn, O 3, K, O (formé de 1 équivalent d’acide manganique,
— 223 —
Mn, O 3, et de 1 équivalent de potasse, K, O) , laquelle porte le
nom de caméléon minéral :

La dissolution de manganate de potasse, abandonnée à une
évaporation spontanée, donne des cristaux verts de manganate,
que l’on recueille sur du biscuit de porcelaine pour les avoir purs.
Ce sel est décomposé par l’eau pure, les acides, et se transforme
en per- manganate ou hyper-manganate de potasse,
Mn2,O7, K O :

il se précipite de l’hydrate de bi-oxide de manganèse, Mn, O2 H, O,
et il se forme de la potasse, ou du sulfate de potasse, si l’on a
employé de l’acide sulfurique, comme l’indique la théorie. Le
per-manganate de potasse est rouge : aussi la dissolution de ce
sel est-elle distincte de celle du manganate. L’acide per-manganique,
Mn 2, O7, est peu stable ; les acides, avides d’oxigène, le
décomposent.

(Usages.)  Le bi-oxide de manganèse est souvent employé dans
les laboratoires. Dans les arts, il sert à la préparation du
chlore.

(Préparation.)  On peut le préparer pur, en décomposant le
— 224 —
manganate de potasse par un acide : il se précipite à l’état d’hydrate
Mn, O 2, H, O. Généralement on se contente de purifier
l’oxide naturel, en le faisant digérer, à froid, avec de l’acide
chlorhydrique, pour enlever les matières étrangères, solubles dans
cet acide, telles que carbonates de chaux, de barite. Cet oxide es !
ensuite lavé et séché.

Les dissolutions de manganèse donnent :

Avec potasse, soude, un précipité blanc de protoxide hydraté,
qui passe bientôt à l’air à un état d’oxigénation plus avancé, et
devient brun foncé ;

Avec ammoniaque, si les dissolutions sont neutres, précipité
partiel d’oxide de manganèse : formation d’un sel double d’ammonium
et de manganèse ; si les liqueurs sont acides, point de précipité
: le sel double se forme seulement ;

Avec carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, précipité
blanc de carbonate, de protoxide de manganèse, insoluble,
lequel est stable ;

Avec acide sulfhydrique, précipité de sulfure hydraté, si les
liqueurs sont neutres ; rien, si elles sont acides (1)  ;

Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité blanc rosé de sulfure hydraté ;
(1) Le sulfure de manganèse est décomposé par les acides : il se
du gaz sulfhydrique, et le manganèse se dissout.
— 225 —

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blanc, si
le sel de manganèse est exempt de sel de fer ;

Avec acide tannique (1) , rien.

Les dissolutions de manganèse ne sont point décomposées, lorsqu’on
les fait bouillir avec du carbonate de chaux.

Fer.

Fe = 27.

Ce métal était connu de toute antiquité ; il est très-répandu
dans la nature : on l’y rencontre principalement à l’état de sulfure,
d’oxide.

(Propriétés.)  Le fer est un métal gris, ductile. Il est le plus
tenace de tous les métaux : ainsi, un fil de 2 millimètres de diamètre
ne rompt que sous le poids de 245 kilog. Il est malléable,
difficile à fondre : il exige, pour entrer en fusion, une température
d’environ 1700 degrés. Sa densité est variable : elle est entre
7,70 et 7,88.

Il possède la propriété magnétique au plus haut degré. Il
s’oxide rapidement à l’air, sous l’influence de l’humidité ou des
acides. Il forme, avec l’oxigène, plusieurs oxides remarquables :

Fe, O= protoxide (base énergique) ,

Fe 2, O3 = sesqui-oxide,

Fe 3, O4 =Oxide magnétique, lequel constitue l’aimant naturel
(que l’on trouve en Suède, Norwége, Sibérie, Allemagne) ,
et peut être considéré comme formé de protoxide, Fe, O, et de
sesqui-oxide, Fe 2, O 3. Enfin, il forme un seul acide : l’acide ferrique,
Fe, O 3.
(1) Au lieu d’acide tannique, on emploie généralement la dissolution de
noix de galle, laquelle contient cet acide.15
— 226 —

(Usages.)  Le fer est le plus important de tous les métaux.
Combiné au carbone, il constitue la fonte, l’acier : ce dernier
contient moins de carbone que la fonte.

(Préparation.)  Le fer pur, obtenu en décomposant le sesquioxide
de fer par l’hydrogène, est pyrophorique.

On l’obtient en décomposant le sesqui-oxide de fer par le charbon ;
mais, alors, il contient quelques millièmes de carbone:
l’opération se fait dans un creuset brasqué (1).

Sesqui-Oxide de Fer.

Il est très-répandu dans la nature : il constitue le fer oligiste,
l’hématite rouge et brune, l’ocre, etc., (2).

(Propriétés.)  A l’état anhydre, il est rouge violet (3) , fusible
à une température élevée ; à l’état d’hydrate, il est jaune.

Cet oxide est indécomposable par la chaleur. Il est réduit par
l’hydrogène, sous l’influence de la chaleur. Il est soluble dans les
acides sulfurique, chlorhydrique, surtout lorsqu’il est hydraté. Si
l’on fait passer un courant de chlore dans une dissolution concentrée
de potasse, tenant en suspension du sesqui-oxide de fer
hydraté, il se forme du chlorure de potassium et du ferrate de
potasse, Fe, O 3, K, O, dont la dissolution est rouge foncé.

(Usages.)  C’est lui qui sert à l’extraction du fer.

(Préparation.)  On l’obtient anhydre, en calcinant le sulfate de
(1) Dans toutes ces réductions des oxides métalliques, par le charbon, on
a l’hahitude de mettre un peu de borax, lequel fond et, surnageant le culot
métallique, le préserve de l’action de l’air et empêche l’oxidation. Ce borax,
ou toute autre matière vitreuse employée à cet effet, s’empare des substances
étrangères et forme, avec ces dernières, une matière vitreuse, connue
sons le nom de scorie, où le métal se trouve enchâssé.(2) La terre de Sienne est de l’hydrate de peroxide de fer et de manganèse.(3) Il porte le nom de colcothar, dans le commerce.— 227 —
protoxide de fer : il se dégage de l’acide sulfureux, de l’oxigène
et de l’acide sulfurique. Pour l’avoir hydraté, on précipite le sesqui-chlorure
de fer par l’ammoniaque ; on lave le précipité floconneux,
et on le fait sécher.

Mono-Sulfure de Fer.

Il correspond au protoxide.

(Propriétés.)  Il est fusible ; sa cassure est jaunâtre à éclat métallique.
Il est insoluble dans l’eau ; mais, en contact avec l’air,
sous l’influence de ce liquide, il passe peu à peu à l’état de sulfate
de protoxide de fer qui se dissout. En contact avec l’acide sulfurique,
il dégage du mono-sulfure d’hydrogène, et il y a formation
de sulfate de protoxide : la réaction a lieu à froid. Il est également
décomposé par l’acide chlorhydrique : il se dégage de l’acide
sulfhydrique, et il se forme du mono-chlorure de fer.

(Usages.)  Il est employé pour préparer le gaz sulfure d’hydrogène,
dont on a besoin dans certaines opérations.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant, au rouge, de la tournure
de fer, et projetant sur ce dernier un excès de soufre en petits
fragments : le sulfure fond, à mesure qu’il se forme.

Sulfate de Protoxide de Fer.

On l’appelle vulgairement couperose verte.

(Propriétés.)  Ce sel cristallise en prismes hydratés, d’un vert
émeraude clair, ayant pour formule S, O 3, Fe, O,6 (H, O) , lesquels
deviennent blancs et anhydres par la dessication. Chauffé
au rouge, il est décomposé : il reste du sesqui-oxide de fer anhy
— 228 —
dre. Il est soluble dans l’eau ; sa dissolution, abandonnée à l’air,
en absorbe l’oxigène, et il se précipite du sous-sulfate de sesquioxide
insoluble. En contact avec le chlore, il passe à l’état de
sulfate de sesqui-oxide, et il se forme du sesqui-chlorure. L’acide
azotique le fait également passer à l’état de sulfate de sesquioxide.


(Usages.)  C’est le sel de fer le plus employé.

(Préparation.)  Nous avons vu, à l’article sulfate d’alumine,
comment le sulfure de fer naturel (c’est du bi-sulfure de fer,
S 2, Fe) passe à l’état de sulfate, et comment l’on obtient ce sel.
Dans les laboratoires, on traite le fer à froid par de l’acide sulfurique
étendu d’eau: il se dégage de l’hydrogène, et le fer se dissout
à l’état de sulfate de protoxide.

Sesqui-Chlorure de Fer.

Il correspond au sesqui-oxide.

(Propriétés.)  A l’état anhydre, il se présente sous la forme de
paillettes lamelleuses de couleur violet foncé. Il est déliquescent,
soluble dans l’alcool. Il n’est décomposé par la chaleur, que sous
l’influence de l’eau : il se dégage de l’acide chlorhydrique, il reste
du sesqui-oxide de fer :

(Usages.)  Il est souvent employé en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient anhydre, en faisant passer un cou-

— 229 —

rant de chlore sec (1) sur de la tournure de fer chauffée au
rouge.

Quant au chlorure hydraté, ou en dissolution, on dissout le sesqui-oxide
de fer dans l’acide chlorhydrique.

Cyanure jaune de Potassium et de Fer.

Le cyanure jaune de potassium et de fer porte aussi les noms de
prussiate jaune de potasse, cyanure jaune de potassium.

(Propriétés.)  Ce sel est d’un jaune citrin, soluble dans l’eau,
insoluble dans l’alcool ; il cristallise en primes hydratés, qui contiennent
3 équivalents d’eau, et ont pour formule 2 ( Az, C 2. K) ,
Az, C 2, Fe -f 3 (H, O) , lesquels deviennent blancs par une légère
chaleur, en perdant leur eau de cristallisation. Ce sel est formé
de 2 équivalents de cyanure de potassium et de 1 équivalent de
proto-cyanure de fer. Il est soluble dans l’acide sulfurique. Soumis
à l’action du feu, il entre en fusion d’abord, puis se décompose,
si la température est assez élevée : il y a formation de cyanure
de potassium, de carbure de fer, dégagement d’azote. Il n’est
point décomposé par les sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium.
Il donne, avec les proto-sels de fer, un précipité blanc
qui passe rapidement au bleu. Avec les per-sels de fer, il donne
immédiatement un précipité de bleu de Prusse, lequel a pour
formule 3 (Az,C2,Fe) , 3 (Az, C2) , Fe 2, ou 3 (Cy,Fe) , Cy 3, Fe 2.

Il ne donne aucun précipité avec l’acide tannique. En contact
avec certaines dissolutions métalliques, il forme des cyanures
doubles : dans ce cas, 2 équivalents du nouveau métal se substi(1) 
Si, au lieu de chlore sec, on fait passer du gaz chlorhydrique sec, il
se forme du proto-chlorure de fer anhydre, qui se sublime en petites paillettes
blanches: Fe+Cl, H = Cl, Fe + H qui se dégage.— 230 —
tuent aux 2 équivalents de potassium : ainsi, une dissolution
d’acétate de plomb donne, avec le cyanure jaune de potassium et
de fer, un précipité blanc de cyanure double de plomb et de fer,
ayant pour formule : 2 (Az, C2,Pb) , Az, C 2, Fe, comme l’indique
la théorie suivante :

Les 2 équivalents de potassium passent à l’état d’acétate de
potasse. Le nouveau cyanure double est donc formé de 2 équivalents
de proto-cyanure de plomb, 2(Az, C 2, Pb) , et de 1 équivalent
de proto-cyanure de fer, Az, C 2, Fe.

(Usages.)  C’est un corps très-employé en chimie.

(Préparation.)  On l’obtient, dans les arts, en calcinant des
matières animales avec de la potasse ; dissolvant la masse calcinée,
et y ajoutant une dissolution de sulfate de fer, jusqu’à formation
de précipité de bleu de Prusse ; évaporant la liqueur et la
faisant cristalliser, à plusieurs reprises, pour la séparer de tout le
sulfate de potasse formé. Dans les laboratoires, on le prépare en
chauffant le bleu de Prusse avec de l’acide sulfurique ; on lave
ensuite la masse à grande eau ; puis on la met en contact avec
une dissolution de potasse bouillante peu concentrée ; on filtre la
liqueur, on l’évaporé, et l’on fait cristalliser le cyanure plusieurs
fois pour l’avoir pur.

Cyanure rouge de Potassium et de Fer.

On l’appelle aussi cyanure rouge de potassium, prussiate rouge
de potasse.

— 231 —

(Propriétés.)  Ce sel se présente sous la forme de cristaux rouge
rubis, anhydres, solubles dans l’eau, insolubles dans l’alcool.

Ce sel a pour caractère de précipiter en bleu par les proto-sels
de fer : c’est du bleu de Prusse qui se forme. Il ne donne point
de précipité par les per-sels de fer : ce qui le distingue parfaitement
du cyanure jaune de potassium et de fer.

Lorsqu’on met le cyanure rouge de potassium avec un sel de
protoxide de fer (du sulfate de protoxide de fer, par exemple) 
3 équivalents de fer se substituent aux 3 équivalents de potassium,
et il se forme 3 équivalents de sulfate de potasse. Si, au
lieu d’un sel de fer, on emploie un sel d’argent, on obtient un
précipité jaune orangé de cyanure double d’argent et de fer, ayant
pour formule : 3 (Az, C 2, Ag) , 3 (Az, C2) , Fe 2 : c’est-à-dire formé
de 3 équivalents de proto-cyanure d’argent, 3 (Az, C 2, Ag) , et de
1 équivalent de sesqui-cyanure de fer, 3 (Az, C2) , Fe 2 : si c’est de
l’azotate d’argent dont on s’est servi, il se forme 3 équivalents
d’azotate de potasse.

Le cyanure rouge de potassium est formé de 3 équivalents de
cyanure de potassium et de 1 équivalent de sesqui-cyanure de fer.

(Usages.)  On l’emploie dans les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en faisant passer un courant de
chlore dans une dissolution de cyanure jaune de potassium et de
fer, en ayant soin d’agiter et d’arrêter le courant de chlore aussitôt
que la liqueur cesse de précipiter par les per-sels de fer : il se
forme du chlorure de potassium ; on concentre la liqueur, et, par
plusieurs cristallisations, on obtient le cyanure rouge de potassium
et de fer pur :
— 232 —DES PROTO-SELS.
Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, un précipité blanc d’hydrate de protoxide
de fer, insoluble dans un excès, de réactif, lequel passe, à
l’air, au vert, puis au jaune brun ;

Avec ammoniaque, même réaction qu’avec potasse et soude :
seulement, le précipité est soluble dans un excès d’ammoniaque ;


Avec carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, précipité
insoluble dans un excès de réactif ;

Avec acide sulfhydrique, rien ;

Avec les proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité noir de proto-sulfure hydraté ;

Avec acide tannique, rien ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blanc,
qui passe bientôt au bleu, sous l’influence du chlore ;

Avec cyanure rouge de potassium et de fer, précipité instantané
de bleu de Prusse ;

Avec chlorure d’or, réduction d’or.
DES PER-SELS.
Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, ammoniaque, un précipité jaune rou-
— 233 —
geâtre de sesqui-oxide de fer hydraté, insoluble dans un excès de
réactif ;

Avec carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, même
résultat ;

Avec acide sulfhydrique, dépôt de soufre, et le per-sel de fer
est ramené à l’état de proto-sel ;

Avec acide tannique, précipité noir de tannate de sesqui-oxide
de fer ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité instantané
de bleu de Prusse ;

Avec cyanure rouge de potassium et de fer, point de précipité :
seulement, la liqueur devient plus foncée ;

Avec sulfo-cyanure de potassium, point de précipité : la liqueur
prend une couleur rouge de sang.

Les sels de sesqui-oxide de fer sont décomposés, lorsqu’on
fait bouillir leurs dissolutions avec du carbonate de chaux : ce qui
permet de les séparer des sels de manganèse.

Sine.

( Propriétés. ) Le zinc a une couleur blanc bleuâtre ; il est
peu tenace ; il n’est bien malléable, que lorsqu’il est chauffé à
une température de 120 degrés au plus ; une chaleur plus élevée
le rendrait cassant. Sa densité est entre 6, 8 et 7, 2. Il est fusible
à 410 degrés environ ; cristallisable, volatil. Chauffé à l’air,
le zinc brûle avec éclat, et donne des flocons blancs légers
d’oxide de zinc, lequel était appelé, autrefois, fleur de zinc, lana
philosophica. Il existe deux oxides de zinc. En contact avec la
potasse en dissolution, il y a, à l’aide de la chaleur, décomposition
de l’eau : l’hydrogène de ce dernier liquide se dégage, et il
se forme de l’oxide de zinc qui se dissout dans l’alcali.

— 234 —

(Usages.)  Le zinc a de nombreux usages.

Le fer galvanisé n’est autre que du fer étamé avec du zinc.

(Préparation.)  On l’obtient en réduisant l’oxide de zinc par le
charbon. Dans les arts, c’est le carbonate de zinc naturel, appelé
calamine (1) , que l’on traite par le charbon : le zinc réduit se
volatilise ; on le reçoit dans de l’eau. Le zinc du commerce a besoin
de subir plusieurs distillations pour être pur, attendu qu’il
entraîne avec lui des métaux étrangers, que contient la calamine:
du plomb, par exemple.

Protoxide de Sine.

(Propriétés.)  L’oxide de zinc est solide, blanc , insoluble dans
l’eau ; se dissolvant dans les acides sulfurique, chlorhydrique.
Il est soluble dans la potasse, la soude, l’ammoniaque, et forme
de véritables zincates de potasse, de soude, d’ammoniaque: (Zn,
O,K, O) , (Zn, O, Na, O) , etc. Calciné, il devient jaune ; mais il recouvre
sa couleur blanche, par le refroidissement.

Il est indécomposable par la chaleur ; il entre en fusion à une
température très-élevée ; il est fixe : si, en chauffant le zinc à l’air,
on obtient des fumées d’oxide de zinc, cela tient à la vapeur du
métal qui s’oxide, et non à l’oxide qui se volatilise.

Il passe à l’état de per-oxide, lorsqu’on le met, à l’état d’hydrate,
en contact avec le per-oxide d’hydrogène.

( Usages. )  C’est avec cet oxide qu’on prépare le zinc pur, dans
les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant le sulfate de zinc
(1) Le zinc peut être extrait du minerai connu sous le nom de Menêt,
lequel est du sulfure de zinc, et est très-répandu dans la nature,
— 235 —

par le carbonate de soude : il se forme du sulfate de soude soluble
et du sous-carbonate de zinc [ ayant pour formule, 3 ( C, O 2, Zn,
O) , 5 (Zn, O) , 6 (H, O) ] insoluble ; on le lave, et on le calcine à
une température rouge : il reste de l’oxide de zinc anhydre.

Sulfate de Zinc.

Le sulfate de zinc est vulgairement appelé couperose blanche.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, soluble dans l’eau ; il cristallise
en prismes hydratés, contenant 7 équivalents d’eau ( et ayant pour
formule S, O 3, Zn, O, 7 (H, O ) ) , qui perdent cette eau de cristallisation
par la dessication.

(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires ; en médecine,

on le prescrit comme astringent.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le zinc en grenaille par
l’acide sulfurique étendu d’eau (1)  ; l’hydrogène ayant cessé de
se dégager, on concentre la liqueur, et on la fait cristalliser.
(1) Voir la préparation de l’hydrogène.— 236 —
Leurs dissolutions donnent, avec :

La potasse, la soude, l’ammoniaque, un précipité blanc d’hydrate
d’oxide de zinc, soluble dans un excès de réactif ;

Les carbonates de potasse, de soude, un précipité blanc de
sous-carbonate, insoluble dans un excès de réactif ;

L’acide sulfhydrique, un précipité blanc de sulfure de zinc hydraté,
si les dissolutions sont neutres ; rien, si elles sont acides ;

Les proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium, précipité
blanc d’hydrate de sulfure de zinc ;

Le cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité
blanc.

Siebel.

Ni = 30.

La découverte de ce métal date de la fin du XVIIIe siècle. On le
rencontre dans la nature, à l’état d’arseniure, de sulfo-arseniure:
ce sont les deux principaux minerais de Nickel
( Suède, etc. ) 

(Propriétés.)  Le nickel est blanc, très-ductile, tenace, d’une
densité égale à 8,32 à l’état de fils. Il est fusible, à une température
très-élevée, peu volatil. Il est magnétique.

Il forme, avec l’oxigène, deux oxides :

Un protoxide, Ni, O, un sesqui-oxide, Ni 2, O 3.
— 237 —
En contact avec l’acide sulfurique étendu d’eau, il y a dégagement
d’hydrogène, formation de sulfate de protoxide de nickel,
S, O 3, Ni, O.

(Usages.)  Il sert à la fabrication de quelques alliages.

(Préparation.)  Dans les laboratoires, on l’obtient pur, en calcinant
I'oxalate de nickel, C 2, O 3, Ni, O, à une température
élevée.

L’oxide de nickel, calciné dans un creuset brasqué, donne du
nickel contenant du carbone. Quant à l’extraire de la mine arsenicale,
le procédé est analogue à celui employé pour l’extraction
du cobalt, de Farseniure, ou du sulfo-arseniure de ce dernier

métal.

Leurs dissolutions forment :

Avec la potasse, la soude, un précipité vert-pomme d’hydrate
de protoxide de nickel, insoluble dans un excès de réactif ;

Avec l’ammoniaque, un précipité soluble dans un excès de
réactif, et la liqueur devient bleue ;

Avec l’acide sulfhydrique, précipité noir, si les dissolutions
sont neutres ; rien, si les sels de nickel sont acides ;

Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité noir de proto-sulfure de nickel ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blancverdâtre.

— 238 —
Cobalt (1).

Cb = 30.

La découverte du cobalt est due à M. Brandt : il la fit au commencement
du XVIIIe siècle. Les principaux minerais de ce métal
sont l’arseniure et le sulfo-arseniure, lesquels se rencontrent assez
abondamment dans la nature. La mine de cobalt de Tunaberg esl
la plus riche.

(Propriétés.)  Ce métal 0 une couleur grise ; il ressemble au
fer. Sa densité est égale à 8,5. Il est difficile à fondre, et exige
une température correspondant à 130 degrés du pyromètre de
Wedgwood. Il n’est point volatil ; n’est sensiblement magnétique
que lorsqu’il contient du carbone. Il est malléable, lorsqu’il esl
chimiquement pur.

Le cobalt forme, avec l’oxigène, deux oxides :

Cb, O = protoxide,
Cb 2, O3 = Sesqui-oxide.

En présence de l’eau et de l’acide sulfurique, le cobalt est dissous
à l’état de sulfate de protoxide de cobalt, S, O 3, Cb, O, et il
se dégage de l’hydrogène.

(Usages.)  Les composés de cobalt, seulement, sont employés,

( Préparation. ) On l’obtient pur, en calcinant l’oxalate de
cobalt, C 2, O 3, Cb, O. Celui obtenu par l’oxide chauffé dans un
(1) La plupart des Chimistes formulent le cobalt par Co. Il est préférable,
selon nous, d’admettre la formule Cb , attendu que les élèves peuvent confondre
facilement certains composés de cobalt avec les combinaisons oxigénées
du carbone. Ainsi, par exemple, le sesqui-oxide de cobalt est représenté
par Co 2 , O3 : ils peuvent, en effet, prendre cette formule comme étant
C, O 2 + O 3, représentant 1 équivalent d’acide carbonique et 3 équivalents
d’oxigène. De même, le signe Co, pour le Cobalt, pourra être regardé comme
indiquant de l’oxide de Carbone, C, O.
— 239 —

creuset brasqué, contient du carbone. Dans les arts, le cobalt
s’extrait de la mine arsenicale : On grille cette dernière, préalablement
réduite en poudre : il se dégage de l’acide arsenieux, et
il reste du sous-arseniate de cobalt ; calcinant ce dernier avec du
charbon, on obtient de l’arseniure de cobalt, que l’on grille de
nouveau à l’air. Réitérant ces opérations (grillage, calcination) ,
jusqu’à ce qu’il ne se dégage plus de vapeurs blanches, on obtient
un résidu d’oxide de cobalt, que l’on réduit d’après ce qui vient
d’être dit plus haut.

Les dissolutions de cobalt donnent :

Avec potasse, soude, un précipité bleu, qui passe au vert sous
l’influence de l’air ;

Avec l’ammoniaque, point de précipité, si les dissolutions sont
acides ; précipité, si les liqueurs sont neutres ;

Avec carbonates de potasse, de soude, précipité rouge-pâle de
sous-carbonate de cobalt ;

Avec phosphate de soude ordinaire, précipité bleu violet de
phosphate de cobalt ;

Avec arseniate de soude, précipité rose d’arseniate ;
Avec acide sulfhydrique, rien, si les liqueurs sont acides ;
Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité noir de sulfure de cobalt ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité vert
sale.
— 240 —
Les dissolutions de cobalt ne sont point décomposées, lorsqu’on
les fait bouillir avec du carbonate de chaux: aussi, ce dernier estil
employé pour séparer le cobalt du fer.

Cadmium.

Il a été découvert en 1818 ; il existe dans quelques calamines
et quelques blendes.

(Propriétés.)  Il est plus blanc que le zinc ; fusible, volatil ; entre
en ébullition entre 600 et 700 degrés. Il cristallise en octaèdres.
Sa densité est égale à 8,7. Chauffé à l’air, il brûle avec
flamme, en produisant de l’oxide de cadmium anhydre, brun, indécomposable
par la chaleur, fixe: cet oxide a pour formule
Cd, O ; il est blanc, à l’état d’hydrate. Le cadmium, en s’unissant
au soufre, forme un sulfure, correspondant à l’oxide (S, Cd) , doué
d’une belle couleur jaune orangé, que l’on emploie en peinture.
Ce métal a de l’analogie avec le zinc.

(Usages.)  Étant peu répandu dans la nature, il n’a d’usages
qu’à l’état de sulfure.

(Préparation.)  On dissout la calamine, ou la blende, dans
l’acide sulfurique étendu d’eau et à l’aide de la chaleur. Dans la
liqueur se trouve du sulfate de cadmium, S, O 3, Cd, O, du sulfate
de zinc. On traite la dissolution, acide et froide, par du gaz sulfhydrique
 ; on recueille le précipité de sulfure de cadmium ; on
le redissout dans l’acide chlorhydrique, et on décompose le chlorure
de cadmium formé par de la potasse ou de la soude en excès
(afin de redissoudre l’oxide de zinc, si la liqueur contenait encore
de ce métal)  ; on lave l’oxide de cadmium, et on le calcine avec
du charbon : le métal, réduit, distille et est reçu dans de l’eau,

Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, un précipité blanc d’hydrate d’oxide de
cadmium, insoluble dans un excès de réactif ;

Avec ammoniaque, précipité blanc, soluble dans un excès de
réactif ;

Avec carbonates de potasse, de soude, un précipité blanc de
carbonate de cadmium ;

Avec acide sulfhydrique, précipité jaune de sulfure de
cadmium ;

Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité de sulfure ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité blanc
de cyanure double de cadmium et de fer ;

Avec lame de zinc, réduction de cadmium : le zinc se substitue
à ce dernier.

Chrome.

Cr = 28.

Ce métal, a été découvert par M. Vauquelin, en 1797, dans le
plomb rouge (1).
(1) Chrômate de plomb naturel.16
— 242 —

(Propriétés.)  Le chrome est blanc-grisâtre, très-dur, fusible à
une température très-élevée, et se présentant généralement sous
la forme d’une masse poreuse. Sa densité est égale à 5,9. En contact
avec l’oxigène, h une température rouge, il s’oxide : il forme
deux composés oxigénés :

Cr2, O3 = oxide de chrome,
Cr, O3 — acide chrômique.

(Usages.)  Ses composés sont seuls employés.

(Préparation.)  On l’obtient en décomposant l’oxide de chrome
dans un creuset brasqué : il se dégage de l’oxide de carbone, et le
chrome reste en masse spongieuse plus ou moins agglomérée,
selon l’élévation de température à laquelle elle a été soumise.

Oxide de Chrome.

(Propriétés.)  Cet oxide est vert, insoluble dans l’eau, presque
infusible, sans action sur le gaz oxigène, très-stable, indécomposable
par la chaleur, même sous l’influence de l’hydrogène, du
soufre, du chlore. Il est réduit par le carbone. Il se transforme en
chrômate de potasse, lorsqu’on le chauffe avec cette dernière,
sous l’influence de l’air ou de l’oxigène. Il est difficilement soluble
dans les acides. Il colore le borate de soude en vert-émeraude, lorsqu’on
le fond avec ce dernier.

(Usages.)  Ses usages sont peu nombreux.

(Préparation.)  On l’obtient : 1° en calcinant le chrômate de
protoxide de mercure ; 2° en décomposant le bi-chrômate de potasse,
par la chaleur : il se dégage de l’oxigène, et on obtient
un résidu de chrômate neutre de potasse et d’oxide de chrôme que
l’on traite par l’eau, etc. ; 3° en chauffant parties égales de chrômate
de potasse et de soufre ; 4° en chauffant parties égales de
chrômate de potasse et de chlorure d’ammonium ; 5° en décom-
— 243 —
posant le chrômate de plomb par le charbon ; 6° l’acide chlorochrômique,
Cl, Cr, O2, donne de l’oxide de chrôme, en se décomposant
par la chaleur : dans ce cas, on obtient des cristaux ocîaédriques
très-durs, gris d’acier, d’oxide de chrôme ; 7° à l’état
d’hydrate, d’un gris-verdâtre sale, en versant de l’ammoniaque
dans du proto-chlorure de chrome en dissolution.

Acide Chrômique.

(Propriétés.)  Il est solide, rouge foncé, très-soluble dans l’eau,
l’alcool : sa dissolution alcoolique, portée à l’ébullition, éprouve
des modifications : il y a formation d’oxide de chrôme. Il est décomposé
par l’acide chlorhydrique concentré : il se produit du
proto-chlorure de chrome, de l’eau et du chlore. Chauffé avec
l’acide sulfurique, il se dégage de l’oxigène et il se forme du sulfate
d’oxide de chrome 3 (S, O3) , Cr, O 3.

La chaleur, seule, le transforme en oxigène et oxide de
chrome.

(Usages.)  Il n’est employé qu’à l’état de chromâtes.

(Préparation.)  On peut l’obtenir : 1° en décomposant la vapeur
d’acide fluo-chrômique, FI, Cr, O2, par l’eau :

L’acide fluorhydrique formé se dégage par l’ébullition de la
dissolution aqueuse d’acide chrômique. 2° En décomposant le
chrômate de barite par l’acide sulfurique étendu d’eau.

— 244 —

Chrômate de Potasse.

On l’appelle souvent chrômate jaune de potasse.

(Propriétés.)  Le chrômate neutre de potasse cristallise en
prismes d’un jaune citron, hydratés, qui perdent leur eau de cristallisation
par la dessication. Il est fusible, indécomposable par la
chaleur. Il est transformé en bi-chrômate par les acides sulfurique,
azotique, acétique, en quantités convenables : il y a formation
de sulfate, d’azotate, d’acétate de potasse. Chauffé avec une
quantité convenable d’acide chlorhydrique, il y a formation de
proto-chlorure de chrôme, d’eau, de chlorure de potassium. Avec
l’acide sulfureux, la décomposition a également lieu : il se forme
des sulfates de chrome, de potasse. En contact avec un sel de
plomb, il y a formation de chrômate jaune de plomb, Cr, O 3, Pb, O,
insoluble, employé en peinture, et connu sous le nom de jaune
de chrome. Il forme, avec l’azotate de protoxide de mercure, du
chrômate de mercure, Cr, O 3, Hg 2, O, rouge orangé, lequel, par
la calcination, donne de l’oxide de chrôme vert pour résidu.

(Usages.)  Il est employé dans les laboratoires.

(Préparation.)  D’après nos expériences sur les chromâtes, il
est préférable de le préparer comme il suit : On sature du bi-chrômate
de potasse par un excès de chaux ; on filtre pour séparer
l’excès de chaux ; on fait bouillir quelques instants la liqueur
pour carbonater la chaux libre en dissolution : cette dernière
contient donc un mélange de chromâtes de potasse et de chaux :

On décompose le chrômate de chaux, contenu dans la liqueur,

— 245 —

par une dissolution de carbonate de potasse non en excès : il y a
formation de carbonate de chaux qui se précipite, et de chrômate
de potasse soluble qui se joint à celui existant déjà :

On filtre, pour séparer le carbonate de chaux insoluble, on concentre
la liqueur, et on la fait cristalliser.

Bi-Chrômate de Potasse.

Il est appelé vulgairement chrômate rouge de potasse.

(Propriétés.)  Ce sel est soluble dans l’eau, insoluble dans
l’alcool ; ses cristaux sont anhydres, rectangulaires, d’une belle
couleur rouge. Il est transformé en oxigène, oxide de chrome et
chrômate neutre de potasse par la chaleur :

Chauffé avec de l’acide sulfurique concentré, il y a dégagement
d’oxigène, formation de sulfates de potasse, de chrome. En
chauffant, quelque temps seulement, du bi-chrômate de potasse
avec une quantité convenable d’acide chlorhydrique, on obtient,
par le refroidissement de la liqueur, de volumineux cristaux rouges
de chloro-chrômate de potasse, composé formé d’acide chrômique
et de chlorure de potassium, 2 (Cr, O3) , CI, K, lequel porte
aussi le nom de bi-chrômate de chlorure de potassium. Si l’on
— 246 —
prolonge le contact de l’acide chlorhydrique avec le bi-chrômate
de potasse, l’acide chrômique est décomposé : il se forme du
chlorure de potassium et du chlorure de chrome. Il se comporte
avec les sels métalliques, comme le chrômate neutre.

(Usages.)  C’est le chrômate le plus employé dans les laboratoires
et dans les arts.

(Préparation.)  On peut l’obtenir comme il suit : On prend
du minerai de chrome (connu sous les noms de fer chromé, chrômate
de fer, lequel a pour formule, Fe, O, Cr 2, O3 ; on le pulvérise
et on le calcine avec deux ou trois fois son poids d’azotate
de potasse: il se forme du chrômate neutre de potasse et du sesqui-oxide
de fer :

On traite par l’eau ; mais comme il y a un excès d’azotate employé,
et que la mine de chrôme contient de l’alumine et de la
silice, on obtient dans la liqueur, outre le chrômate de potasse,
de la potasse libre tenant en dissolution l’alumine et la silice. On
traite la liqueur par l’acide acétique: le chrômate passe à l’état
de bi-chrômate ; formation d’acétate de potasse, précipité de silice
et de la totalité de l’alumine, si l’acide acétique n’est point
employé en excès :
— 247 —
On filtre, on évapore et on laisse cristalliser : le bi-chrômate
de potasse, étant moins soluble que l’acétate, cristallise le premier.

D’après nos expériences sur les chromâtes (1) , on peut obtenir
facilement le bi-chrômate de potasse comme il suit : On calcine
2 équivalents de minerai de chrome avec 2 équivalents d’azotate
de potasse, 2 équivalents de chaux hydratée et 3 équivalents de
bi-oxide de manganèse : il y a formation de 2 équivalents de
chrômate de potasse, de 2 équivalents de chrômate de chaux,
et de 1 équivalent de sesqui-oxide de fer :

On traite par l’eau le résidu de la calcination, afin de dissoudre
le chrômate double de potasse et de chaux ; puis on ajoute 1 équivalent
d’acide sulfurique qui enlève l’équivalent de chaux en
formant avec cette dernière du sulfate de chaux qui se précipite
en partie il reste en dissolution du bi-chrômate de potasse : voici
la théorie de l’opération :
(1) Voir, dans la Revue Scientifique de M. Quesneville, du mois de novembre
1846, nos expériences antérieures sur les chromâtes.— 248 —
Chrômate de Barite.

Cr, O 3, Ba, 0 = 128.

(Propriétés.)  Le chrômate neutre de barite est solide, jaune
pâle, insoluble dans l’eau, décomposable par l’acide sulfurique, en
donnant du sulfate de barite insoluble et de l’acide chrômique
soluble. Il est décomposé par l’acide azotique : aussi se dissoutil
dans cet acide, en se transformant en azotate de barite, acide
chrômique, solubles. Il est détruit par l’acide chlorhydrique.

(Usages.)  Il sert à préparer l’acide chrômique.

(Préparation.)  On l’obtient en précipitant un sel soluble de
barium par du chrômate neutre de potasse ; on lave le précipité,
et on le fait sécher.

Sesqui-Chlos’ui'e de Chrome.

Il correspond à l’oxide de chrome.

(Propriétés.)  Le proto-chlorure de chrome anhydre est violet ;
à l’état hydraté, il est vert. Ce sel est soluble dans l’eau, l’alcool ;
ses dissolutions sont vertes. Calciné, à l’état d’hydrate, il se dégage
de l’acide chlorhydrique, et il reste de l’oxide de chrome.

(Usages.)  C’est le proto-sel de chrôme dont on se sert le plus
souvent dans les laboratoires.

(Préparation.)  Pour l’avoir anhydre, on fait passer un courant
de chlore sec sur un mélange de charbon et d’oxide de chrôme
chauffé au rouge.

Quant à l’hydrate, on peut l’obtenir en décomposant le chrômate
de plomb par l’acide chlorhydrique : il en résulte des chlorures
de chrôme de plomb ; on évapore à siccité, et l’on traite
par l’alcool, qui ne dissout que le chlorure de chrome ; on concentre
la dissolution alcoolique, et l’on fait cristalliser le chlorure.


— 249 —

Leurs dissolutions donnent :

Avec la potasse, la soude, un précipité gris verdâtre d’hydrate
d’oxide de chrôme, soluble dans un excès de réactif ;

Avec carbonates de potasse, de soude, un précipité de verdâtre
de carbonate de chrôme, insoluble dans un excès de carbonate
employé ;

Avec ammoniaque, précipité gris verdâtre, à peine soluble
dans un excès de réactif ;

Avec acide sulfhydrique, rien ;

Avec proto-sûlfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
précipité gris verdâtre d’oxide de chrome hydraté , dégagement
de gaz sulfhydrique ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité vert de
cyanure de chrôme ferrugineux ;

Avec acide tannique, précipité brun.

— 250 —

DES MÉTAUX DE LA QUATRIÈME CLASSE
ET DE LEURS COMPOSÉS.

Étain.

L’étain est assez répandu dans la nature ; le plus pur est celui
qui provient des mines de Malaca, de Banca, dans les Indes.

(Propriétés.)  Ce métal est d’un blanc d’argent, malléable ; lorsqu’on
le ploie, il fait entendre un craquement auquel on a donne
le nom de cri de l’étain. Sa densité est égale à 7,.3. Il est liquide
à 230 degrés ; il n’est point volatil. Il s’oxide à l’air, lorsqu’on
le chauffe au rouge, et forme avec l’oxigène deux oxides: Su,
O ou protoxide, Sn, O2 ou per-oxide.

Il est attaqué par les acides chlorhydrique , azotique. L’acide
sulfurique, étendu, est sans action sur lui.

(Usages. )  Ses usages sont nombreux. Le fer-blanc n’est que
de la tôle étamée.

(Préparation. )  On l’obtient en décomposant l’oxide d’étain
par le charbon.

Bi-Oxide d’Étain.

Le bi-oxide d’étain, appelé aussi acide stannique, per-oxide
d’étain, se rencontre assez abondamment dans la nature : en Angleterre,
en Allemagne, etc. ; c’est le principal minerai d’étain.

— 251 —

(Propriétés.)  Il est blanc, insoluble dans l’eau, infusible, indécomposable
par la chaleur. Il se colore, lorsqu’on le chauffe,
mais reprend sa couleur blanche par le refroidissement. Il est
insoluble dans les acides sulfurique, azotique. Il est soluble dans
la potasse, la soude, et forme des stannates de potasse, de soude.
Il est soluble dans l’acide chlorhydrique.

(Usages.)  On l’emploie dans la fabrication des émaux.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant l’étain par l’acide azotique
: il est alors à l’état d’hydrate ; on le lave à grande eau et
on le fait sécher. Dans les arts, on le prépare en grillant l’étain
à l’air: il est alors anhydre.

Bi-Sulfure d’Étain.

Ce corps, appelé or mussif, correspond au bi-oxide d’étain.

( Propriétés. )  Il a une couleur jaune d’or. Il est décomposé
par la chaleur, et ramené à l’état de proto-sulfure, S, Sn, correspondant
au protoxide. Chauffé à l’air, il est transformé en bioxide
d’étain, avec dégagement d’acide sulfureux. Il est soluble
dans les sulfures alcalins. Il n’est point décomposé par l’acide
chlorhydrique. Il est décomposé par la potasse, la soude : il y a
formation de sulfure double d’étain et de potassium ou de sodium,
et de stannate de potasse ou de soude.

(Usages.)  Il sert à faire de fausses dorures sur bois ; on l’emploie
pour frotter les coussins des machines électriques.

( Préparation.)  On fait un amalgame d’étain, avec 12 parties
d’étain et 6 parties de mercure, en fondant l’étain dans le mercure
 ; on pulvérise l’amalgame et on le mélange avec 6 parties
de chlorure d’ammonium et 7 parties de fleur de soufre ; on
chauffe le tout dans un matras à fond plat, en ayant le soin de
mettre ce dernier dans un bain de sable, et de chauffer convena-

— 252 —

blement: c’est-à-dire en évitant de trop élever la température, attendu
que l’on n’obtiendrait que du proto-sulfure.

Proto-Chlorure d’Etain.

Il correspond au protoxide, au proto-sulfure.

(Propriétés.)  Ce sel, à l’état d’hydrate, cristallise en prismes
aiguillés incolores. Il est décomposé par l’eau en oxi-chlorure,
et en chlorure acide : aussi ne doit-on le dissoudre que dans de
l’eau contenant de l’acide chlorhydrique. Il décompose l’acide
sulfureux, en en précipitant le soufre. Il précipite le deuto-chlorure
de mercure en blanc ; le proto-chlorure de mercure précipité
est lui-même réduit ensuite, sous l’influence du proto-chlorure
d’étain. Il réduit la dissolution de chlorure d’or. Traité par
l’ammoniaque en excès, il se précipite de l’hydrate de protoxide
d’étain blanc, lequel devient gris noir et anhydre, au sein même
du liquide, si on le chauffe dans de l’eau bouillante.

(Usages.)  Il est employé comme désoxidant.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant l’étain par l’acide chlorhydrique.


Bi-Chlorure d’Étain.

Le bi-chlorure d’étain, ou per-chlorure d’étain, correspond au
bi-oxide. A l’état anhydre, il porte le nom de liqueur fumante de
Libavius.

(Propriétés.)  A l’état anhydre, il est liquide, incolore, volatil ;
il répand d’épaisses fumées à l’air, entre en ébullition à 120 degrés.
Il est soluble dans l’eau. Quant au bi-chlorure hydraté, il

— 253 —

est blanc, cristallisable en aiguilles. Le bi-chlorure d’étain n’est
nullement désoxidant.

(Usages.)  On l’emploie en teinture.

(Préparation.)  Pour l’avoir anhydre, on traite l’étain, chauffé
au rouge, par un courant de chlore sec. On peut encore l’obtenir,
en distillant une partie d’amalgame d’étain (fait avec 3 parties
d’étain et 1 partie de mercure) avec 3 parties de deuto-chlorure
de mercure.

Le bi-chlorure d’étain hydraté s’obtient en traitant l’étain par
un mélange d’acides chlorhydrique et azotique.
DES PROTO-SELS.
Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, un précipité blanc de protoxide d’étain
hydraté, soluble dans un excès de réactif ;

Avec acide sulfhydrique et proto-sulfures de potassium, de
sodium, d’ammonium, précipité brun chocolat d’hydrate de protosulfure
 ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blanc ;

Avec deuto-chlorure de mercure, précipité blanc de proto-chlorure
de mercure, qui se réduit bientôt ;

Avec chlorure d’or, précipité pourpre d’or réduit ;

— 254 —

Avec sels de sesqui-oxide de fer, de deutoxide de [cuivre, formation
de proto-sels de fer, de cuivre.
DES PER-SELS.
En dissolution, ils donnent ;

Avec la potasse, la soude, un précipité blanc d’hydrate de bioxide,
soluble dans un excès de potasse, de soude ;

Avec proto-sulfures de potassium, de sodium, d’ammonium,
un précipité jaune de bi-sulfure d’étain hydraté, soluble dans un
excès de réactif ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité blanc ;
Avec deuto-chlorure de mercure, chlorure d’or, point de réduction.


Antimoine.

Sb = 128.

La découverte de ce métal remonte à une époque reculée.

(Propriétés.)  Ce métal est blanc bleuâtre, brillant, cassant, facile
à pulvériser, fusible à 425 degrés, volatil au rouge blanc. Il
cristallise en cubes, brûle à l’air en donnant des fumées blanches
d’oxide d’antimoine. On connaît trois combinaisons oxigénées
d’antimoine : l’oxide d’antimoine, l’acide antimonieux, l’acide antimonique.
La densité de l’antimoine est égale à 6, 8. Il donne
avec l’hydrogène, à l’état naissant, de l’antimoniure d’hydrogène.
Si l’on calcine l’antimoine avec 75 p. % de son poids de crème
de tartre, on obtient un alliage de potassium et d’antimoine, lequel
produit avec l’eau une explosion : l’eau est décomposée.

En contact avec le chlore, la réaction est vive. On connaît
deux chlorures d’antimoine :

Cl 3, Sb = Proto-chlorure,
Cl 5, Sb = Per-chlorure.

— 255 —

( Usages. ) Il entre dans la composition du métal d’Alger, des
caractères d’imprimerie : ces derniers contiennent environ 4 parties
de plomb et 1 partie d’antimoine. C’est à l’antimoine que
l’émétique doit ses propriétés.

(Préparation.)  Après l’avoir débarrassé de sa gangue, on
grille le sulfure d’antimoine naturel, en évitant de le fondre ;
lorsqu’on l’a transformé en oxide, on calcine ce dernier avec du
charbon (1). On le purifie, ensuite, en le calcinant avec le
dixième de son poids d’azotate de potasse.

Protoxide d’Antimoine.

(Propriétés.)  Cet oxide est blanc, insoluble dans l’eau, soluble
dans l’acide chlorhydrique, fusible, volatil. Obtenu par l’oxidation
directe du métal, il est cristallisé et porte le nom de fleurs
argentines d’antimoine. Il brûle et se suroxide à une température
élevée.

(Usages.)  On l’emploie pour préparer l’émétique.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en oxidant le métal directement,
à l’aide d’un courant d’air, soit en traitant le proto-chlorure
d’antimoine par du carbonate de soude : dans ce dernier
cas, on lave le précipité formé et on le fait sécher.

Acide Antimonienx.

(Propriétés. )  Il est blanc, insoluble dans l’eau ; à l’état d’hy(1) 
L’antimoine du commerce présente à sa surface des cristallisations
offrant la forme de feuilles de fougères. Il est rarement pur ; de là la nécessité
de le purifier.
— 256 —

drate, il rougit la couleur bleue de tournesol. Il devient jaune
lorsqu’on le chauffe. Il est infusible, fixe, indécomposable à une
température élevée. Il est sans action sur l’oxigène, décomposé
par le charbon. Il se dissout dans l’acide chlorhydrique, dans la
potasse, la soude.

(Usages.)  Il est presque sans usages.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant l’antimoine par l’acide
azotique, et calcinant au rouge la poudre blanche insoluble.

Aeide Antimonique.

(Propriétés.)  Il est jaunâtre, à l’état anhydre ; blanc à l’état
d’hydrate : dans ce dernier cas, il rougit la teinture de tournesol.
Il est insoluble dans l’eau, soluble dans l’acide chlorhydrique,
dans la potasse, la soude. Il est décomposé, par la chaleur, en
acide antimonieux et oxigène.

(Usages). Ses usages sont peu nombreux.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en décomposant le per-chlorure
d’antimoine (obtenu en dissolvant l’antimoine dans l’eau
régale) par l’eau, soit en décomposant, par un acide, Fantimoniate
de potasse (obtenu par la calcination de l’antimoine avec l’azotate
de potasse).

Antimoninre d’Hydrogène ou Hydrogéné
Antimorai^.

(Propriétés.)  Il est gazeux, incolore, vénéneux ; il a la plus
grande analogie avec l’arseniure d’hydrogène : c’est-à-dire qu’il
est inflammable,- et laisse déposer de l’antimoine par sa combustion.
1 litre de ce gaz renferme 1 litre d’hydrogène. Il se dis-

— 257 —

tingue de l’arseniure d’hydrogène, avec lequel on peut le confondre,
en ce qu’il ne précipite point le sulfate de cuivre. Il est
décomposé, par la chaleur, en antimoine et hydrogène. Les
taches qu’il donne à l’appareil de Marsh se distinguent de celles
de l’hydrogène arseniqué, en ce qu’elles ont un éclat métallique
bleuâtre et sont peu volatiles. Il est réduit par l’oxigène, sous
l’influence de l’eau.

Il est décomposé par le chlore : il y a formation de chlorure
d’hydrogène et de chlorure d’antimoine.

Il précipite les sels d’argent ; le chlorure d’or est réduit par
l’antimoniure d’hydrogène.

(Usages.)  Il sert dans les recherches de l’antimoine. (Voir article
arseniure d’hydrogène.) 

(Préparation.)  On l’obtient en mettant une dissolution d’émétique
(tartrate double de potasse et d’antimoine) avec du zinc et
de l’acide sulfurique étendu d’eau. Cette préparation demande des
précautions ; elle est la même que celle de l’arseniure d’hydrogène.


Proto-Sulfure d’Antimoine.

Il correspond au protoxide d’antimoine, à l’hydrogène antimonié.


C’est le principal minerai d’antimoine ; on le rencontre abondamment
dans la nature : en France, par exemple.

(Propriétés.)  Ce corps est gris bleuâtre, cristallisé en aiguilles,
fusible, indécomposable par la chaleur ; il se transforme en oxide
et en acide sulfureux sous l’influence de l’oxigène de l’air et de
la chaleur. Il est décomposé par l’hydrogène, le carbone, le fer.
L’acide chlorhydrique le transforme en proto-chlorure d’antimoine
et en gaz sulfhydrique. Il est décomposé par une dissolu17

— 258 —
tion bouillante de potasse, de soude ou de leurs carbonates: il y
a formation de sulfures de potassium, de sodium, et du kermès (1) ,
lequel est un oxi-sulfure d’antimoine hydraté, brun rouge, se précipite
par le refroidissement. Le composé appelé soufre doré est
le sulfure d’antimoine hydraté, brun jaunâtre, qui se précipite
lorsqu’on traite les eaux mères du kermès par un acide.

( Usages. )  Il sert à l’extraction de l’antimoine ; c’est avec ce
sulfure que l’on prépare le gaz sulfhydrique pur.

(Préparation.)  On peut l’obtenir, artificiellement, en chauffant,
dans un creuset de platine, parties égales de soufre et d’antimoine.


On connaît deux autres sulfures d’antimoine : S4, Sb, qui correspond
à l’acide antimonieux, et S 5, Sb, qui correspond à l’acide
antimonique.

Proto-Chlorure d’Antimoine.

Il correspond au protoxide, au proto-sulfure d’antimoine ; il
porte, vulgairement, le nom de beurre d’antimoine.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, demi-transparent, caustique,
déliquescent, cristallisable, fusible, volatil, décomposé en partie
par l’eau: si cette dernière est en quantité convenable, on obtient
un précipité blanc d’oxi-chlorure d’antimoine, connu sous le
nom de poudre d’algaroth (2). Le proto-chlorure d’antimoine est
soluble dans l’acide chlorhydrique.
(1) Le kermès est employé en médecine.(2) La poudre d’algaroth s’obtient en ajoutant 8 parties d’eau, environ, à
1 partie de proto-chlorure d’antimoine.
— 259 —

(Usages.)  Il est employé en médecine, comme caustique. Dans
les, arts, on s’en sert pour bronzer les métaux.

(Préparation.)  On le prépare en chauffant le proto-sulfure
d’antimoine avec de l’acide chlorhydrique ; on évapore la liqueur,
pour chasser l’excès d’acide, et l’on distille le chlorure d’antimoine,
que l’on fait arriver dans un flacon à large ouverture, où
on le conserve à l’abri de l’humidité atmosphérique.

Les dissolutions de proto-sels donnent :

Avec la potasse, la soude, l’ammoniaque, un précipité blanc
d’hydrate de protoxide d’antimoine ;

Avec acide sulfhydrique, proto-sulfures de, potassium, de
sodium, d’ammonium, un précipité jaune orangé de proto-sulfure
hydraté ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité blanc ;

Avec lame de zinc, d’étain, réduction d’antimoine, à l’état de
poudre grise, laquelle prend feu spontanément à l’air, lorsqu’on
la dessèche à l’aide de la chaleur.
— 260 —
DES MÉTAUX DE LA CINQUIÈME CLASSE

ET DE LEURS COMPOSÉS.

Cuivre »

Cu = 32.

Le cuivre, dont la découverte remonte aux temps les plus reculés,
se rencontre dans la nature sous- différents états : à l’état
natif, d’oxide, de carbonate, de sulfure.

(Propriétés.)  Le cuivre est rouge, brillant, très-ductible, malléable,
très-tenace, fusible vers 1100 degrés environ, peu volatil,
communiquant à la flamme une couleur verte. Sa densité est
égale à 8,85. Il est inaltérable dans l’air sec ; sous l’influence de
l’humidité, il en absorbe l’oxigène, et prend une teinte verte, duc
à du carbonate de cuivre formé.

Chauffé dans l’air, il s’oxide rapidement.

Il ne décompose l’eau qu’à une température très-élevée. Il est
facilement dissous par l’acide azotique.

Chauffé avec de l’acide sulfurique, il se dégage de l’acide sulfureux,
et le cuivre passe à l’état de sulfate.

Trois oxides de cuivre sont connus aujourd’hui ; ce sont:

Cu2 ? O = Protoxide,

Cu, O = Dcutoxide ou monoxide,

Cu, O3 = bi-oxide, appelé quadroxide attendu qu’il contient
4 fois autant (l’oxigène que le protoxide, puisque 2 (Cu, O 2) 
— 261 —
Cu 3, O4 ou Cu2, O + O 3. Le cuivre a une très-grande affinité
pouf le soufre: il forme avec ce métalloïde deux sulfures correspondants
au protoxide et au deutoxide : S, Cu2, et S, Cu. Le cuivre
est attaqué par le chlore: il en résulte des chlorures qui ont
pour formules Cl, Cu 2 et CI, Cu.

(Usages.)  Ses usages sont des plus nombreux : il entre dans la
composition du laiton, du bronze, du maillechort, des monnaies.

(Préparation.)  On l’obtient à l’état de pureté dans les laboratoires,
en décomposant le deutoxide de cuivre chauffé par l’hydrogène.
Celui préparé à l’aide de l’oxide et du charbon n’est
point pur. Dans les arts, on l’extrait ordinairement de la pyrite
cuivreuse, laquelle est un sulfure double de fer et de cuivre.

Deutoxide de Cuivre (1).
Cu, O .= 40.

(Propriétés.)  A l’état anhydre il est brun noir, fusible à une
température élevée, réduit par l’hydrogène le carbone ; à l’état
d’hydrate, il est bleu.

Chauffé avec 1 équivalent de cuivre, 1 équivalent de deutoxide
de cuivre donne 1 équivalent de protoxide de ce métal :

Le deutoxide de cuivre, soit à l’état anhydre, soit à l’état d’hydrate,
est insoluble dans l’eau, la potasse, la soude. L’ammoniaque
dissout l’hydrate, en donnant une liqueur bleue : c’est de
l’amidure de cuivre, Az, H 3, Cu, qui se forme. Il est soluble dans
(1) D’après les nouveaux équivalent, le deutoxide de cuivre n’est plus
du bi-oxide, comme avec les anciens, mais bien du monoxide de cuivre.
— 262 —

les acides sulfurique, azotique. Il est sans action sur l’oxigène.
L’hydrate de monoxide de cuivre a une grande tendance à devenir
anhydre. Fondu avec le borax, le deutoxide de cuivre communique
une couleur verte à ce dernier.

(Usages.)  Il est employé dans les analyses organiques. On s’en
sert pour préparer le cuivre pur.

(Préparation.)  On l’obtient dans les laboratoires, en décomposant
l’azotate de deutoxide de cuivre par la chaleur.

Sulfate de Deutoxide de Cuivre.

Il porte les noms vulgaires de couperose bleue, vitriol bleu.

(Propriétés.)  Il est soluble dans l’eau ; il donne des cristaux
bleus, prismatiques, volumineux, hydratés, lesquels fondent,
blanchissent par la dessicalion, en perdant leur eau de cristallisalion.
Chauffé à une température assez élevée, le sulfate de deutoxide
laisse du monoxide ou deutoxide de cuivre pour résidu.
En contact avec l’ammoniaque, il se précipite de l’hydrate de
deutoxide qui se redissout dans un excès d’ammoniaque, en formant
un sulfate double ammoniacal doué d’une couleur bleue trèsvive.
En contact avec du carbonate de soude, il se précipite un oxicarbonate
de cuivre, bleu foncé, ayant pour formule 2 (C, O2,Cu,O) ,
Cu, O, H, O.

(Usages.)  C’est le sel de cuivre le plus employé dans les arts
et les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant le cuivre avec l’acide
sulfurique :
— 263 —
Le sulfate de cuivre, livré dans le commerce, contient toujours
du sulfate de sesqui-oxide de fer. On le purifie en ajoutant à la
dissolution de sulfate de cuivre un excès de deutoxide de cuivre
le sesqui-oxide de fer est bientôt précipité, et l’on obtient par la
cristallisation du sulfate de deutoxide pur.

Azotate de Deutoxide de Cuivre.

(Propriétés.)  L’azotate de deutoxide de cuivre est très-soluble
dans l’eau, soluble dans l’alcool ; ses cristaux sont bleus. Il forme
avec l’ammoniaque un sel double cristallisable. Il est décomposé
par la chaleur, et donne du deutoxide de cuivre pour résidu.

(Usages.)  Il sert principalement à préparer le deutoxide de
cuivre.

(Préparation.)  On l’obtient en dissolvant le cuivre dans l’acide
azotique, étendu d’eau, afin de ralentir l’action qui serait trop
vive avec l’azotique concentré.
DES PROTO-SELS.
Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, un précipité jaune d’hydrate de protoxide
 ;

Les proto-sels passent facilement à l’état de per-sels par le
chlore, l’acide azotique.
— 264 —DES PER-SELS.
En dissolution, ils forment :

Avec la potasse, la soude, un précipité bleu d’hydrate de deutoxide
de cuivre, insoluble dans un excès de réactif, lequel devient
noir, et par conséquent anhydre, en portant la liqueur à l’ébullition
 ;

Avec ammoniaque en excès, l’hydrate bleu précipité se redissout
et forme une liqueur bleue intense ;

Avec acide sulfhydrique, proto-sulfures de potassium, de sodium,
d’ammonium, précipité noir de deuto-sulfure de cuivre ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité brun de
cyanure double de cuivre et de fer ;

Avec lames de zinc, d’étain, réduction de cuivre avec éclat
métallique.

Cuivre Jaune ou Laiton.

Le cuivre jaune est un alliage de cuivre et de zinc (1) dont la
formule peut être représentée par Cir, Zn.

(Propriétés.)  Il est jaune, ductile, malléable à froid, fragile
lorsqu’on le chauffe, plus fusible que le cuivre rouge, et laissant
volatiliser son zinc à une température élevée. Il est moins oxidable
que le cuivre rouge, à froid. Il s’oxide à l’air, sous l’influence
de la chaleur. Il est rapidement dissout par l’acide azotique. Le
laiton, fait avec 4 parties de cuivre et 1 partie de zinc, a tout à
fait l’apparence de l’or.
(1) On a l’habitude, afin de pouvoir bien le travailler, d’y ajouter 2 à 3 p. %
d’étain ou de plomb ; sans cela, les limes sont empâtées promptenient et ne
peuvent plus fonctionner.
— 265 —

(Usages.)  Il sert à faire beaucoup d’instruments de physique,
de chimie, etc. ; en feuilles minces, il constitue le clinquant.

(Préparation.)  On l’obtient en chauffant le cuivre avec le zinc.
Il est préférable de calciner le mélange suivant : 10 parties d’oxide
de zinc, 19 parties de deutoxide de cuivre et 15 parties de charbon.

Maillechort.

Le maillechort est un alliage de cuivre, de zinc et de nickel,
dans les rapports suivants :

Métal pour couverts

Cuivre 50…. 2 p.,

Zinc 25…. 1 p.,

Nickel 25 1 p.
100
Métal pour laminer

Cuivre 60…. 3 p.,

Zinc 20…. 1 p.,

Nickel 20…. 1 p.
100
Métal pour les objets ayant]
des soudures

Cuivre 57,

Zinc 20,

Nickel 20,

Plomb 3.
100
Le cuivre chinois est une espèce de maillechort contenant
quelques centièmes de fer.

Bronze.

Le bronze est un alliage de cuivre et d’étain dont les proportions
varient suivant l’usage auquel on le destine.

— 266 —

Le bronze des canons, des statues, qui est le plus remarquable,
peut être considéré comme ayant pour formule Cu 66, Sni

(Propriétés.) Le bronze est jaunâtre, légèrement malléable,
plus fusible que le cuivre. Il devient dur, plus cassant, plus sonore
lorsqu’on augmente sa proportion d’étain. Si, au contraire,
c’est celle du cuivre, il devient plus mou. Il laisse de l’acide stannique
pour résidu, lorsqu’on le dissout dans l’acide azotique. Il
sert à faire les canons, les statues, les cloches, etc.

Le bronze des canons, des statues, s’obtient en alliant 100 parties
de cuivre avec 11 parties d’étain : ce sont les proportions les
plus convenables pour avoir un bel et bon alliage.

Le bronze des cloches, des tamtams, est formé de : cuivre
8 parties, étain 2 parties.

Celui des miroirs réflecteurs contient :

68 parties de cuivre et 32 parties d’étain.

Plomb.

Le plomb était connu des anciens. Son principal minerai est la
galène (sulfure de plomb) , laquelle se rencontre abondamment
dans la nature.

(Propriétés.)  Ce métal est blanc bleuâtre, brillant, mou, rayé
par l’ongle, malléable, peu tenace, d’une densité égale à 11,47,
Il est fusible à 325 degrés, un peu volatil.

Il s’oxide à l’air sous l’influence de la chaleur ; il s’y ternit, à
la température ordinaire, lorsque ce gaz est humide.

En contact avec l’eau pure seulement, le plomb s’oxide et se
dissout. On connaît 4 oxides de plomb, savoir :
— 267 —
Pb 2, O = sous-oxide,
Pb, O = deutoxide ou monoxide,
Pb 3, O4 = oxide particulier,
Pb, O2 = Bi-oxide.

Le plomb a beaucoup d’affinité pour le soufre ; chauffé avec ce
dernier, il s’y combine et donne du sulfure de plomb S, Pb, ou
galène artificielle.

Le plomb est facilement attaqué par l’acide azotique.

(Usages.)  Ses usages sont nombreux. Allié avec 2 fois son
poids d’étain, il constitue la soudure des plombiers ; celle des ferblantiers
contient 3 parties d’étain pour 1 partie de plomb.

(Préparation.)  On l’extrait du sulfure de plomb naturel, lequel
a pour formule S, Pb : 1° en grillant la galène qui se convertit,
à l’air, en oxide, etc. ; puis décomposant la masse grillée par le
charbon ; 2° en grillant le sulfure à une température peu élevée,
de manière à en faire passer la moitié à l’état d’oxide et de sulfate,
puis à chauffer rapidement la masse provenant du grillage :
l’oxigène de l’oxide se porte sur le soufre de la galène, non
oxidée, et il en résulte de l’acide sulfureux qui se dégage, et du
plomb métallique, etc.

Monoxide de Plomb

Il porte le nom vulgaire de massicot.

(Propriétés.)  Cet oxide est un corps jaune, fusible : à l’état
fondu, il porte le nom de litharge. Le massicot est presque insoluble
dans l’eau. Chauffé convenablement à l’air, il s’oxide, devient
rouge, et donne un composé connu sous le nom de minium (1) ,
(1) Le minium est employé dans les arts. Il ne faut point que la température
soit trop élevée, car le minium serait décomposé.
— 208 —

lequel a pour formule Pb 3, O 4, et peut être représenté par 2 équivalents
de monoxide de plomb, Pb 2 O2 ou 2 (Pb,0) , plus un équivalent
de bi-oxide, Pb,02. Exposé à l’air, le massicot en absorbe
l’acide carbonique. A l’état d’hydrate, le monoxide de plomb est
blanc, cristallisable. Il est soluble dans la potasse, la soude : si
l’on abandonne à l’air sa dissolution potassique ou sodique, ces
deux bases se carbonatent, et le monoxide de plomb hydraté,
Pb, O, H, O, se précipite en cristaux brillants. Le monoxide de
plomb est décomposé par l’hydrogène, le carbone. Son affinité
pour la silice est très-grande : aussi attaque-t-il fortement les
vases de terre, sous l’influence de la chaleur. Chauffé avec du
soufre, il y a formation d’acide sulfureux et de sulfure de plomb.
Le monoxide de plomb est soluble dans l’acide azotique.

(Usages.)  On l’emploie dans les arts, soit à l’état de massicot,
soit à l’état de litharge.

(Préparation.)  On l’obtient pur en décomposant, à l’abri du
contact de l’air, le carbonate de plomb. Dans les arts, on le prépare
en calcinant le plomb à l’air, à une température convenable,
selon qu’on veut l’avoir à l’état de massicot ou de litharge. L’hydrate
de monoxide de plomb se prépare en précipitant l’azotate
de ce métal par l’ammoniaque en très-léger excès.

Bi-Oxide de Plomd.

Il porte les noms de per-oxide, d oxide puce.

(Propriétés.)  Il a une couleur puce ; il est insoluble dans l’eau.
Il laisse dégager de l’oxigène par la chaleur. En contact avec
2 équivalents de soufre, sous l’influence d’une très-légère chaleur,
il s’enflamme lorsqu’on vient à le triturer dans un mortier : il se
dégage du gaz sulfureux, et il se forme du sulfure de plomb :

— 269 —

Il est décomposé par l’acide chlorhydrique, avec dégagement
de chlore :

L’ammoniaque lui enlève de l’oxigène : il y a formation d’eau,
d’azotate de plomb.

Il se transforme en sulfate de plomb, sous l’influence de l’acide
sulfureux.

( Usages. )  On s’en sert quelquefois, dans les laboratoires,
comme oxidant.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le minium par l’acide
azotique : il se forme de l’azotate de plomb, et le bi-oxide de
plomb reste à l’état insoluble ; on le lave et on le fait sécher.

Carbonate de Plomb,

Ce sel porte, dans le commerce, les noms de céruse, blanc de
plomb.

(Propriétés.)  Le carbonate de monoxide de plomb est blanc,
insoluble dans l’eau, soluble dans les acides azotique et acétique,
avec effervessence due au dégagement de l’acide carbonique.

Il est décomposé par la chaleur en monoxide de plomb et acide
carbonique.

Il est réduit par le carbone.

(Usages.)  On l’emploie en peinture.

(Préparation.)  On le prépare dans les arts, en décomposant
— 270 —
l’acétate de plomb tri-basique, en dissolution, par un courant
d’acide carbonique: il se forme de l’acétate neutre de plomb, qui
reste dissout, et du carbonate de plomb insoluble qui se précipite ;
on le lave et on le fait sécher.

Azotate de Monoxide de Plomb,

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, soluble dans l’eau, plus à chaud
qu’à froid ; il cristallise en octaèdres anhydres. Il est insoluble
dans l’alcool. Lorsqu’on fait bouillir sa dissolution avec du plomb,
il se transforme en azotite de plomb, lequel contient plus ou moins
de base, selon la quantité de plomb mise en contact avec l’azotate
: ainsi, en faisant bouillir 3 parties de plomb avec 2 parties
d’azotate de plomb neutre en dissolution, et filtrant la liqueur
bouillante, l’azotite cristallise en lames jaunes par le refroidissement.
Si l’on prend 1 équivalent d’azotite tribasique de plomb,
Az, O3 3 (Pb,O) , et qu’on y ajoute 2 équivalents d’acide sulfurique,
il se forme 2 équivalents de sulfate de plomb, qui se précipitent,
et il reste dans la liqueur de l’azotite de plomb neutre,
Az, O 3, Pb, O.

L’azotate de plomb est décomposé par la chaleur : il reste du
monoxide de plomb.

(Usages.)  C’est l’un des sels de plomb les plus employés dans
les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en dissolvant le monoxide de plomb
dans l’acide azotique.

Leurs dissolutions donnent :

Avec potasse, soude, un précipité blanc d’hydrate d’oxide de
plomb, soluble dans un excès de réactif ;

Avec ammoniaque, un précipité blanc, légèrement soluble dans
un excès de réactif ;

Avec carbonates de potasse, de soude, d’ammoniaque, précipité
blanc de carbonate de plomb, insoluble dans un excès de
réactif ; »

Avec acide sulfhydrique, proto-sulfures de potassium, de
sodium, d’ammonium, précipité noir de mono-sulfure de plomb
hydraté ;

Avec acide sulfurique, précipité blanc de sulfate de plomb, insoluble ;


Avec iodure de potassium, si les liqueurs sont concentrées,
précipité jaune d’iodure de plomb : si on lave le précipité à l’eau
froide, et si ensuite on le fait bouillir avec de l’eau , on obtient
une dissolution d’iodure de plomb, laquelle donne, par le refroidissement,
des cristaux brillants d’iodure de plomb, ayant tout à
fait la couleur de l’or ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blanc ;

Avec chromâtes solubles, précipité jaune de chrômate de
plomb, insoluble dans l’eau ;

Avec lames de zinc, d’étain, précipitation de plomb métallique.

— 272 —
Bismuth.

Bi = 108.

Le bismuth portait autrefois le nom d’étain de glace ; on le
rencontre dans la nature à l’état natif, allié avec l’arsenic, en
Bretagne, etc. Sa découverte paraît dater du commencement du
XVIe siècle.

(Propriétés.)  Ce métal est d’un blanc gris particulier, cassant,
lamelleux ; sa densité est égale à 9,9. De tous les métaux, c’est
celui qui cristallise le plus facilement : la forme de ses cristaux
dérive du cube ; ils présentent généralement diverses couleurs,
dues à l’oxidation superficielle du métal lorsqu’on le fond pour
le faire cristalliser par le refroidissement. Il fond à 270 degrés ;
mais il peut être encore liquide à la température de 250 degrés:
cela tient à ce qu’il conserve de la chaleur latente ; et, ce qui le
prouve, c’est que le thermomètre, marquant 250 degrés, remonte
à 270 degrés lorsque le métal se solidifie : la masse possédait
donc une chaleur latente qui peut être évaluée à 20 degrés
(250 + 20 = 270). Chauffé à l’air, le bismuth s’oxide : on connaît
deux oxides de ce métal :

Bi 2, O3 = protoxide,
Bi, O2 = bi-oxide.

Chauffé avec le soufre, le bismuth s’y combine : il en résulte
du sulfure de bismuth, correspondant au protoxide, et ayant pour
formule S 3, Bi 2.

En contact avec le chlore, il donne du chlorure de bismuth,
CI 3, Bi 2, correspondant au protoxide, au proto-sulfure, et portant
le nom vulgaire de beurre de bismuth.

Le bismuth est vivement attaqué par l’acide azotique.

(Usages.)  Il entre dans la composition de quelques alliages :
— 273 —
Ainsi, fondu avec de l’étain, du plomb, dans les proportions

suivantes :

Bismuth, 5p.,
Plomb, 8 p.,
Étain, 3 p.,

on obtient l’alliage fusible de M. Darcet, lequel fond à 98 degrés
environ.

Enfin, 9 parties de cet alliage fusible et 1 partie de mercure
donnent un alliage qui entre en fusion vers 55 degrés.

(Préparation.)  On réduit le minerai en petits fragments, et on
le chauffe dans des cylindres en fonte : bientôt le bismuth fond,
coule et est reçu* dans des vases pleins d’eau. Le bismuth du
commerce contient de l’arsenic, du soufre, de l’argent. On le purifie,
en le fondant avec le dixième de son poids d’azotate de potasse.
Quant à l’argent, c’est en transformant le bismuth en nitrate
et en ajoutant de l’acide chlorhydrique qu’on le sépare de
l’argent qu’il contient.

Protoxide de Bismuth.

Bi 2, O3 = 240.

(Propriétés.)  Cet oxide est jaunâtre, fusible, sans action
sur l’oxigène. A l’état d’hydrate, il est blanc. Il est réduit par
l’hydrogène, le carbone. Il est insoluble dans l’eau, soluble dans
les acides chlorhydrique, azotique.

(Usages.)  Il sert à la préparation du bismuth pur.

( Préparation. ) On l’obtient en décomposant l’azotate de
bismuth par la chaleur.

Azotate de Bismuth.

Az, O5, Bi 2, O3 = 294.

(Propriétés.)  Ce sel cristallise en prismes incolores hydratés,
18— 274 —
Il est soluble dans l’acide azotique. L’eau le décompose, et en
précipite du sous-azotate de bismuth : lequel, lavé et séché, porte
le nom de blanc de fard. Ce sel est décomposé par la chaleur il
reste du protoxide de bismuth.

(Usages.)  C’est le sel de bismuth le plus employé dans les
laboratoires.

(Préparation.)  On le prépare en dissolvant le bismuth dans
l’acide azotique ; évaporant la dissolution, et la faisant cristalliser.


Les dissolutions de ce métal donnent :

Avec la potasse, la soude, l’ammoniaque, ou leurs carbonates,
un précipité blanc d’hydrate de protoxide de bismuth ;

Avec acide sulfhydrique, proto-sulfures de potassium, de sodium,
d’ammonium, un précipité noir de proto-sulfure de
bismuth ;

Avec iodure de potassium, un précipité brun ;
Avec cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité
blanc ;

Avec lames de zinc, d’étain, réduction de bismuth, au bout de
quelque temps.

DES METAUX DE M SIXIEME CLASSE

ET DE LEURS COMPOSÉS.

Mercure.

Hg = 100.

Le mercure est le seul métal liquide à la température ordinaire.
Sa découverte date des temps les plus reculés. Son principal minerai
est le sulfure connu sous le nom de cinabre, lequel renferme souvent
du mercure natif, que l’on rencontre en Espagne, en Hongrie,
en Chine, etc.

(Propriétés.)  Ce métal est liquide, blanc, solide à — 40 degrés,
fusible à — 39 degrés, d’une densité égale à 13,568. Il
cristallise en octaèdres ; entre en ébullition et se volatilise entre
360 et 365 degrés : sa vapeur est délétère. Chauffé à l’air, à une
température d’environ 350 degrés, il s’oxide et se transforme en
deutoxide qui est rouge. Il forme avec l’oxigène deux oxides :

Hg 2, O = protoxide,
Hg, 0 = deutoxide.

Le mercure s’unit facilement au soufre : le deuto-sulfure seul
est bien connu.

Il est attaqué par le chlore, à froid : il forme avec ce métalloïde
deux chlorures correspondant aux oxides.

(Usages.)  Le mercure a d’assez nombreux usages : à l’état
d’amalgame d’étain (lequel est formé d’environ 1 partie d’étain et
— 276 —
3 parties de mercure) , il sert à étamer les glaces. Il est fréquemment
employé dans les laboratoires, surtout pour recueillir ou
manipuler certains gaz.

(Préparation.)  On l’extrait du sulfure de mercure naturel ou
cinabre. Pour cela, on calcine le minerai, soit avec du fer, soit
avec de la chaux :

Dans certains pays, on grille seulement le sulfure.

Deutoxide de Mercure (1).

A l’état anhydre, on l’appelle vulgairement précipité rouge.

(Propriétés.)  Cet oxide est jaune plus ou moins rougeâtre,
selon le procédé par lequel on l’a obtenu, et son état de division.
Il est presque insoluble dans l’eau ; hydraté il est jaune. Il est
sans action sur l’oxigène. Une chaleur rouge le décompose en
mercure qui se volatilise, et en oxigène qui se dégage.

(Usages.)  Il est employé en chimie, en médecine.

(Préparation.)  On peut l’obtenir en chauffant pendant longtemps
le mercure au contact de l’air: ainsi obtenu, il est d’un
rouge foncé. Le procédé suivi généralement consiste à calciner
l’azotate de mercure à une température convenable. On l’obtient
à l’état d’hydrate, en décomposant le deuto-chlorure de mercure
par la potasse ou la soude.
(1) D’après les nouveaux équivalents, le monoxide n’est point du protoxide,
mais du deutoxide,— 277 —
Deuto-Sulfure de Mercure.

S, Hg = 116.

A l’état naturel, il constitue le cinabre ; il correspond au
deutoxide.

(Propriétés.)  Il est noir ou rouge, selon la manière avec laquelle
on a procédé à sa préparation.

A l’état rouge, il constitue le vermillon.

Le deuto-sulfure noir, chauffé, se sublime et devient violet ;
vient-on à le pulvériser, on obtient une poudre rouge.

Le deuto-sulfure rouge produit le même effet. Chauffé à l’air,
le deuto-sulfure est réduit : il se dégage du gaz sulfureux. Il est
décomposé par les alcalis.

Le deuto-sulfure noir, comme le rouge, est anhydre.

(Usages.)  A l’état rouge, on l’emploie en peinture.

(Préparation.)  On l’obtient noir, en décomposant le deutochlorure
de mercure par du proto-sulfure de potassium ; lavant
le précipité et le faisant sécher. Quant au sulfure rouge ou vermillon,
on dissout 1 partie de potasse dans 5 parties d’eau, et
l’on y ajoute un mélange de 1 partie 3 de soufre et 4 parties de
mercure ; on agite et l’on chauffe cette bouillie à une température
de 45 à 50 degrés au plus, pendant quelques heures, en
agitant la matière et renouvelant l’eau à mesure de l’évaporation.
La masse devient rouge ; et, lorsqu’elle a acquis la couleur convenable,
on retire du feu ; puis on lave le sulfure à grande eau,
et on le fait sécher.

Proto-Chlorure de Mercure.

Cl, Hg 2 = 236.

Il porte les noms de calomel, mercure doux, précipité blanc.
— 278 —
(Propriétés.)  Ce sel est blanc, à peu près insoluble dans l’eau,
indécomposable par la chaleur, volatil ; il cristallise en prismes,
lors de la sublimation. II se colore sous l’influence de la lumière.
Il est insoluble clans l’acide chlorhydrique ; transformé en deutochlorure
par le chlore, ou un mélange d’acides chlorhydrique et
azotique. Il est décomposé par la potasse, la soude : le précipité
passe à l’état de mercure et de deutoxide, le protoxide ne pouvant
exister qu’en combinaison et étant altéré dès qu’il est isolé :

(Usages.)  On l’emploie en médecine.

(Préparation.)  Pour l’avoir à l’état de précipité blanc, on décompose
l’azotate de protoxide de mercure par le chlorure de sodium
 ; on lave le précipité et on le fait sécher.

Quant à l’obtenir cristallisé, le procédé le plus convenable est
de sublimer le précipité blanc ; on chauffe à une température
graduée : il est prudent de faire cette opération en plein air.

Deuto-Chlorure de Mercure.

Cl, Hg = 136.

On l’appel dans le commerce sublimé corrosif .

(Propriétés.)  II est blanc, très-vénéneux, soluble dans l’eau,
l’alcool ; il cristallise en prismes. Il est plus volatil que le protochlorure,
et se transforme en ce dernier, par son contact avec le
mercure. En contact, en dissolution, avec le gaz sulfhydrique
non en excès, il se forme un précipité blanc de sulfo-chlorure,

— 279 —

S, Hg, Cl, Hg ; le sulfure d’hydrogène est-il en excès, le précipité
est noir : c’est du deuto-sulfure. La potasse, la soude donnent un
précipité d’hydrate de deutoxide.

L’albumine est l’antidote de ce poison.

(Usages.)  Il est employé en médecine. On se sert de sa dissolution
pour empêcher la putréfaction des pièces d’anatomie : elles
acquièrent, ainsi que toutes les matières animales qu’on y tient
plongées quelque temps, une grande dureté, et peuvent être parfaitement
conservées.

Il est très-employé dans les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en traitant le mercure par
un excès de chlore, soit par l’eau régale.

Azotate de Protoxide de Mercure.

(Propriétés.)  Ce sel est incolore, soluble dans l’eau, cristallisable ;
il se décompose, lorsqu’on fait chauffer sa dissolution, en
azotate basique qui se précipite, et en azotate acide qui reste en
dissolution. Il est décomposé par l’acide chlorhydrique, les chlorures
solubles. Si la quantité d’acide chlorhydrique employée
était trop grande, il se formerait, sous l’influence de l’acide azotique,
une certaine quantité de deuto-chlorure soluble. En contact
avec la potasse, la soude, il se forme un précipité noir, lequel
est un mélange de mercure et de deutoxide. L’azotate de protoxide
de mercure est décomposé par la chaleur.

(Usages.)  Il est souvent employé dans les laboratoires.

(Préparations.)  On l’obtient en traitant l’acide azotique, étendu
d’eau, par un excès de mercure (1).
(1) Lorsqu’on traite le mercure par un excès d’acide azotique, en présence
de l’alcool, il se forme du fulminate de mercure, (Az2,C4,O2). 2 (Hg.O) ,
corps fulminant, dangereux à manier, employé pour préparer les amorces
fulminantes.
— 280 —

Cyanure de Mercure.

Il correspond au deuto-chlorure.

(Propriété.)  Ce sel est soluble dans l’eau ; il cristallise en
prismes anhydres ; c’est un violent poison. Il est décomposé par
la chaleur : le cyanogène se dégage, s’il est bien sec ; s’il est humide,
l’eau est décomposée : il y a formation de cyanure d’hydrogène,
d’acide carbonique, d’azoture d’hydrogène ; le mercure
se volatise. Ce sel est soluble dans la potasse. Il est décomposé
par les acides chlorhydrique, sulfhyrique. En dissolution, il possède
la propriété de dissoudre du deutoxide de mercure.

(Usages.)  On l’emploie pour préparer l’acide cyanhydrique
anhydre.

(Préparations.)  On l’obtient en faisant bouillir un excès de deutoxide
de mercure avec du bleu de Prusse (1)  ; ce dernier décolore
bientôt ; on filtre la liqueur, et l’on y fait passer un courant de
gaz sulfhydrique, jusqu’à ce qu’il se développe une odeur d’acide
cyanhydrique. On filtre de nouveau ; on concentre la liqueur, et
on la fait cristalliser. Le gaz sulfhydrique employé sert à enlever
l’excès d’oxide de mercure que le cyanure tient en dissolution.

(1) Le bleu de Prusse s’obtient en précipitant une dissolulion de perchlorure
de fer par du cyanure jaune de potassium et de fer ; on lave le
bleu de Prusse précipité, et on le fait sécher.
— 281 —
DES PROTO-SELS.
Leurs dissolutions donnent :

Avec la potasse, la soude, l’ammoniaque, un précipité noir ;

Avec l’acide sulfhydrique, proto-sulfures de potassium, de sodium,
d’ammonium, en excès, un précipité noir ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, un précipité
blanc ;

Avec acide chlorhydrique, chlorures de potassium , de sodium,
un précipité blanc de proto-chlorure ;

Avec proto-chlorure d’étain, réduction de mercure ;

Avec iodure de potassium , un précipité vert de proto-iodure
de mercure (I, Hg2)  ;

Avec chrômate jaune de potasse, un précipité rouge orangé ;

Avec lame de cuivre, réduction de mercure.
DES PER-SELS.
En dissolution, ils donnent :

Avec potasse, soude, un précipité jaune d’hydrate de deutoxide
 ;

Avec ammoniaque, précipité blanc d’hydrate de deutoxide
ammoniacal ;
— 282 —
Avec acide sulfhydrique, proto-sulfures de potassium, de sodium,
d’ammonium, en petite quantité, précipité blanc qui passe
au noir par un excès de réactif ;

Avec excès de proto-chlorure d’étain , réduction de mercure ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, précipité blanc ;

Avec iodure de potassium, précipité rouge de deuto-iodure
de mercure (I, Hg) , soluble dans un excès réactif ;

Avec acide chlorhydrique, chlorures de potassium, de sodium,
rien ;

Avec lame de cuivre, réduction de mercure.

DES MÉTAUX DE LA SEPTIEME CLASSE

ET DE LEURS COMPOSÉS.

Argent.

Ag = 108.

Ce métal était connu de toute antiquité.

On le rencontre dans la nature, à l’état natif, à celui d’alliage,
de sulfure, de chlorure, de carbonate.

(Propriétés.)  Ce métal est blanc, malléable, ductile, tenace,
d’une densité égale à 10, 51, fusible vers 1,000 degrés, peu
volatil. Il est inaltérable à l’air humide, non oxidable à l’air, quelle
que soit la température à laquelle il est soumis : on ne peut oxider
ce métal que par des voies détournées : on connaît deux oxides
d’argent ; un seul, c’est le protoxide, Ag, O, est utile à connaître.
L’argent a beaucoup d’affinité pour le chlore : aussi est-il
attaqué par ce gaz, à la température ordinaire.

— 283 —

L’argent a une grande tendance à se combiner avec le soufre :
aussi, réduit-il, à froid, le sulfure d’hydrogène, et noircit-il par
son contact avec ce gaz : il se forme de sulfure d’argent, S, Ag.
L’argent a peu de dureté : aussi, est-on obligé de l’allier pour
l’employer dans les arts.

(Usages.)  Les alliages d’argent et de cuivre sont très-importants
: ils constituent l’argent monnayé, l’argent d’orfèvrerie,
etc.

La monnaie d’argent française est un alliage de 9 p. d’argent
et de 1 p. de cuivre : c’est-à-dire que, d’après la loi, son titre est
d’être au L’alliage des médailles d’argent est formé de 95 p.
d’argent de 5 p. de cuivre : il est au titre de

L’alliage d’argent pour l’orfévrerie, c’est-à-dire pour vaisselle,
ustensiles, etc., à deux titres : au et au ; celui au n’est
employé que pour l’argenterie commune, attendu qu’il est attaquable
par les acides.

(Préparation.)  Le mode d’extraction de l’argent varie avec le
minerai employé. Dans les laboratoires, on obtient l’argent pur,
en décomposant le chlorure de ce métal par la potasse ou la soude,
à une température élevée : l’addition de charbon facilite la réduction.


Oxide d’Argent.

Ag, O = 116.

(Propriétés.)  Il est légèrement soluble dans l’eau, d’une
couleur olive foncée ; il a une réaction alcaline, mais trèsfaible.


Il est décomposé par la chaleur, la lumière. En contact avec
l’ammoniaque, il donne de l’amidure d’argent, Az, H 2, Ag, corps
très-détonnant. Il se combine parfaitement avec les acides. En
contact avec l’acide chlorhydrique, il y a formation de chlorure
d’argent blanc, insoluble dans l’eau et les acides.
— 284 —
(Usages.)  Il est employé pour certaines expériences de laboratoires.


(Préparation.)  On l’obtient pur, en décomposant l’azotate d’argent
par l’eau de chaux.

Chlorure d’Argent.
Cl, Ag = 144.
Il correspond à l’oxide d’argent.

(Propriétés.)  Il est blanc, fusible vers 400 degrés (1) , indécomposable
par la chaleur ; il se colore en violet à la-lumière. Il est
complètement insoluble dans l’eau, l’acide azotique. Il ne se dissout
point dans les acides sulfurique, chlorhydrique. Il est insoluble
dans la potasse, la soude. Il est, au contraire, très-soluble dans
l’ammoniaque, et cristallise en cubes de cette dissolution ammonicale
exposée à l’air, par cela même que le gaz se dégage peu à
peu. Il absorbe le gaz ammoniac. Il se dissout un peu, à chaud,
dans les chlorures alcalins. Il est soluble dans les hypo-sulfites
de potasse, de soude, lorsqu’il est nouvellement précipité. Il est
décomposé par l’hydrogène, sous l’influence de la chaleur : c’est
même un moyen de se procurer de l’argent chimiquement pur.
Il est réduit par la potasse, la soude, à une haute température. Il
est décomposé par le cuivre, sous l’influence d’une dissolution de
chlorure de sodium. Il est également réduit par son contact avec
le zinc et l’acide sulfurique.

(Usages.)  Il sert à préparer l’argent pur.

(Préparations.)  On l’obtient en décomposant l’azotate d’argent
par le chlorure de sodium ; on lave le précipité blanc caillebotté
formé, et on le fait sécher.
(1) Le chlorure d’argent fondu était appelé, autrefois, argent corné,
attendu que, dans cet état, il a l’aspect de la corne.— 285 —
Azotate d’Argent.

(Propriétés.)  Ce sel est soluble dans l’eau, l’alcool (1)  ; sa dissolution
tache la peau en violet. Il cristallise en lames rhomboïdales
transparentes et anhydres. Il est fusible: fondu, il constitue
la pierre infernale. Il est décomposé par une chaleur rouge. Le
chlore lui enlève son argent et forme du chlorure d’argent ; il en
est de même de l’acide chlorhydrique. Si l’on verse du cyanure
de potassium dans une dissolution d’azotate d’argent, on obtient
un précipité blanc de cyanure d’argent, Az, C 2, Ag, lequel se redissout
si l’on ajoute un excès de cyanure de potassium : on obtient
alors une liqueur dont on se sert pour argenter.

(Usages.)  Il est employé en médecine ; il est d’un usage continuel
dans les laboratoires.

(Préparation.)  On l’obtient en dissolvant l’argent dans l’acide
azotique étendu d’eau ; on concentre la dissolution et l’on fait
cristalliser. Si l’on veut avoir le sel complètement neutre, on
l’évaporé jusqu’à siccité, on le redissout dans l’eau, on évapore
la liqueur, etc. La cristallisation est plus facile, lorsque l’azotate
d’argent est acide que lorsqu’il est neutre.
(1) La dissolution alcoolique doit toujours être faite à froid, attendu qu’à
chaud il y aurait formationde fulminate d’argent, (Az 2, C 4, O2) , 2 (Ag, O) ,
corps très-détonnant.
— 288 —

En dissolution, ils donnent :

Avec la potasse, la soude, un précipité olive d’hydrate d’oxide
d’argent ;

Avec ammoniaque, rien ;

Avec acide sulfhydrique ou proto-sulfures de potassium, de
sodium, d’ammonium, un précipité noir de sulfure d’argent ;

Avec acide chlorhydrique, chlorures solubles, précipité blanc
caillebotté de chlorure d’argent, insoluble dans l’eau, l’acide azotique,
soluble dans l’ammoniaque ;

Avec cyanure jaune de potassium et de fer, .précipité blanc de
cyanure double d’argent et de fer ;

Avec chrômate de potasse, précipité pourpre de chrômate d’argent
 ;

Avec lame de zinc, de cuivre, réduction d’argent.

Or.

Au = 100.

L’or était connu des anciens. On le rencontre dans la nature,
presque toujours à l’état natif.

(Propriétés.)  Il est jaune rougeâtre, malléable, le plus ductile
de tous les métaux. Il peut être réduit en feuilles de 0m, 00009
d’épaisseur ; sa dureté est peu considérable : aussi l’allie-t’on
pour en faire usage. Sa densité est égale à 19,256. Il entre en

— 287 —
fusion vers 1100 degrés ; il est un peu volatil. L’or est inaltérable,
à l’air sec ou humide, quelle que soit la température à laquelle il est
porté. Par des moyens détournés, on arrive cependant à le combiner
avec l’oxigène, et l’on obtient deux oxides ayant la composition
suivante :

Au 2, O = Protoxide,

Au 2, O3= Per-oxide ou sesqui-oxide, lequel joue le rôle d’acide
et porte le nom d’acide aurique.

En contact avec le chlore, il est attaqué et forme deux chlorures
correspondant aux oxides : aussi attaque-t-on toujours l’or
par ce métalloïde, lorsqu’on veut avoir une dissolution de ce
métal.

(Usages.)  Il est très-employé. Allié au mercure, il constitue
l’alliage avec lequel on dorait avant la découverte de la dorure à
l’aide des cyanures. Cet amalgame, chauffé, laisse dégager son
mercure et l’or reste.

Les principaux alliages d’or sont ceux de cuivre, d’argent.

La monnaie d’or de France contient 900 d’or et 100 de cuivre:

c’est-à-dire qu’elle est au titre de
L’or des bijoutiers est au.

L’or vert pour la bijouterie est entre les titres de 700 et de 800:
c’est-à-dire que 1000 parties d’or vert renferment de 700 à 800
parties d’or, et de 200 à 300 d’argent.

L’or de vaisselle, d’ustensiles, a plusieurs titres :

(Préparation.)  C’est en traitant par le mercure les matières
terreuses qui renferment de l’or, puis chassant ensuite le mercure
de l’amalgame d’or, que l’on extrait ce métal.

— 288 —

Sesqui-Chlorure d’Or.

Cl 3, Au 2 = 308.

(Propriétés.)  Ce sel est rouge foncé, déliquescent, soluble
dans l’alcool ; chauffé à 225 degrés environ, il passe à l’état de
proto-chlorure, Cl, Au 2, et il se dégage du chlore ; à une température
plus élevée, il est complètement décomposé. A l’état de
chlorure double d’hydrogène et d’or, ayant pour formule Cl 3, Au 3,
Cl, H, il est jaune ; il cristallise en aiguilles : chauffé à 200 degrés,
l’acide chlorhydrique se dégage, et il reste du sesqui-chlorure
anhydre, Cl 3, Au 2. Le chlorure d’or se combine parfaitement
aux chlorures de potassium, de sodium : il se forme des chlorures
doubles, ou le chlorure alcalin remplace le chlorure d’hydrogène.


Le chlorure d’or est réduit par le sulfate de protoxide de fer :
il y a précipitation d’or, formation de sesqui-chlorure de fer et
de sulfate de sesqui-oxide de fer. L’or est également réduit avec
le proto-chlorure d’étain ; mais, si l’on verse dans le chlorure
d’or un mélange de proto-chlorure et de per-chlorure d’étain, il
n’y a plus de réduction d’or : il se forme un précipité pourpre
d’un composé connu sous le nom de pourpre de Cassius (1). Le
chlorure d’or est précipité en jaune par l’ammoniaque : c’est de
l’or fulminant ou amidure d’or qui se précipite.

(Usages.)  Il est employé comme réactif.

(Préparation.)  On l’obtient, soit en traitant l’or par le gaz
chlore en excès, soit par l’eau régale ; dans ce dernier cas, on
évapore la dissolution, et on la fait cristalliser: on a alors le
chlorhydrate de chlorure d’or.
(1) Le pourpre de Cassius est regardé comme un stannate double de protoxide
d’or et de protoxide d’étain,
— 289 —

Platine.
Pt = 98.

La découverte de ce métal paraît dater du milieu du 18° siècle.
On le rencontre, ordinairement, à l’état d’alliage, au Brésil,
en Sibérie.

(Propriétés.)  Le platine est. blanc, légèrement gris, brillant,
très-malléable, très-ductile, très-tenace ; d’une densité moyenne
égale à 21,5. Ce métal est excessivement difficile à fondre: il
n’entre en fusion que par la chaleur du chalumeau à gaz oxigène
et hydrogène ; c’est-à-dire, vers 2,000 degrés. Il est inaltérable à
l’air, quelque haute que soit la température. Il est attaqué par le
chlore et l’eau régale qui sont ses dissolvants. On connaît deux
oxides de platine :

Pt, O = Protoxide,
Pt, O2= Bi-oxide.

On connaît les deux chlorures correspondants aux deux
oxides, c’est-à-dire (Cl, Pt) , (Cl 2, Pt). Chauffé avec de l’azotate de
potasse ou de la potasse, le platine est oxidé.

(Usages). On s’en sert pour fabriquer des ustensiles employés
dans les laboratoires et dans les arts.

(Préparation.)  Après avoir débarrassé le minerai des matières
terreuses, on le traite par l’acide chlorhydrique. La matière non
dissoute est attaquée par l’eau régale : il se forme du chlorure de
platine. On verse dans la liqueur du chlorure d’ammonium ; il se
forme un précipité jaune (plus ou moins rouge, selon la quantité
d’iridium, de palladium que contenait le platine)  ; on lave ce
précipité et on le calcine : le chlorure double d’ammonium et de
platine est décomposé, et l’on obtient de la mousse de platine pour
résidu. On purifie ce platine par des manipulations qu’il est inu19


— 290 —

tile de décrire ici (1). La mousse de platine est ensuite agrégée
et rendue en masse malléable par un battage particulier, lequel
consiste à presser la mousse dans un cylindre, à l’aide d’un
piston. On chauffe après l’agrégation et on forge le métal pour
lui donner le brillant métallique.

Bi-Chlorure de Platine.
Cl 2, Pt = 170.

Il correspond au bi-oxide de platine.

(Propriétés.)  Ce sel est brun, très-soluble dans l’eau, l’alcool.
A l’état de chlorure double de platine et d’hydrogène, il
est orangé ; ses cristaux ont pour formule : CI 3, Pt, Cl, II. Si
l’on chasse l’acide chlorhydrique, il reste du bi-chlorure, Cl 2, Pt.
Chauffé à 215 degrés, il est transformé en proto-cl-lorure, de
couleur verdàtre, insoluble clans l’eau, ayant pour formule Cl,Pt.
A une température rouge, le bi-chlorure est décomposé d’une
manière complète.

De même que le bi-chlorure de platine s’unit à l’acide chlorhydrique,
de même il peut s’unir aux chlorures pour donner des
chlorures doubles : ainsi, en contact avec le chlorure d’ammonium,
il y a formation de chlorure double de platine et d’ammonium
jaune qui se précipite.

Si l’on fait bouillir la dissolution alcoolique de bi-chlorure de
platine et qu’on y verse de la potasse, il se précipite une poudre
noire, connue sous le nom de noir de platine, que l’on emploie
quelquefois dans certaines expériences sur les gaz.

En contact avec le zinc, le cuivre, le platine est précipité.
(1) Voir, dans un ouvrage de Chimie générale, la séparation du platine
du palladium et de l’iridium.
— 291 —

Il n’est point réduit par le sulfate de protoxide de fer.

(Usages.)  Il est employé comme réactif.

(Préparation.)  Il se prépare en dissolvant le platine dans l’eau
régale, etc. On peut également l’obtenir, en attaquant le métal
par le gaz chlore en excès.

Des quelques substances organiquesLE PLUS SODVENT EMPLOYÉES
EST CHIMIE INORGANIQUE.

Dans les différentes expériences de chimie inorganique, on
emploie les substances organiques suivantes :

Acide oxalique,
 » acétique,
Acétate de plomb,
Acide tartrique,
Bi-tartrate de potasse,
Acide tannique,
Alcool,
Ether,

Essence de térébenthine,
Caoutchouc.

Il est réellement utile de faire l’histoire de ces corps, afin de ne
point les employer sans qu’il soit possible de prévoir, ne sachant
pas leur composition, la manière dont ils se comporteront, soit
par l’effet de leur décomposition, soit par leur manière d’agir
sur les autres corps avec lesquels ils seront en présence,

— 294 —
Acide Oxalique.
C 2, O3 = 36.

L’acide oxalique, appelé quelquefois acide carboneux, saccharin,
se rencontre principalement, à l’état d’oxalate acide dépotasse
, dans quelques plantes, et entre autres dans celles appartenant
au genre oxalis ; aussi, a-t-on appelé sel d’oseille, l’oxalate
acide de potasse que l’on retire principalement de l’oseille.
Dans certains cas, où l’on n’a nullement besoin d’énoncer la composition
de l’acide oxalique, on le formule ainsi : Ox.

(Propriétés.)  Cet acide est solide, soluble dans l’eau, l’alcool.
Il cristallise en prismes incolores, transparents, hydratés, ayant
pour formule C 2, O 3, 3 (H, O) , lesquels se trouvent ramenés à
l’état monohydratés C 2, O 3, H, O, par la dessiccation. Ce corps
rougit fortement la couleur du tournesol et a une saveur aigre.
Il n’est point altéré par le chlore. L’acide chlorhydrique le dissout
sans altération. Il est, au contraire, décomposé par l’acide
azotique concentré, sous l’influence de la chaleur : il y a formation
d’acide carbonique.

L’acide sulfurique le transforme en acide carbonique et oxide
de carbone :

Il est décomposé partiellement par la chaleur: il se dégage de
l’acide carbonique, de l’oxide de carbone ; il se forme de l’acide
formique, et de l’acide oxalique à 1 équivalent d’eau se sublime.
En contact avec le chlorure d’or, l’acide oxalique réduit ce dérider:
il se dégage de l’acide carbonique ; de l’or métallique se
précipite :

— 295 —

L’acide oxalique a pour caractère de donner, avec les sels solubles
de calcium, un précipité blanc d’oxalate de chaux, insoluble
dans l’eau, l’acide chlorhydrique.

Combiné aux oxides métalliques ou aux bases organiques, il
donne des sels connus sous le nom d’oxalates, lesquels sont décomposables
par la chaleur.

(Usages.)  Il est fréquemment employé dans les laboratoires.

(Préparation.)  Deux procédés se présentent : le 1er consiste à
transformer l’oxalate d’acide de potasse en oxalate de plomb insoluble,
par l’acétate de plomb. Après avoir lavé l’oxalate de
plomb insoluble, on le décompose, soit par l’acide sulfurique,
soit par l’acide sulfhydrique : il se forme du sulfate ou du sulfure
de plomb insoluble. Le 2e est de traiter l’amidon, le sucre par
l’acide azotique, dans le rapport de 1 partie de sucre, d’amidon,
et 8 parties d’acide azotique.
Acide Acétique.
C’est cet acide qui constitue le vinaigre.

On le formule souvent ainsi : Ac. Il se rencontre dans la sève
des plantes, etc.

(Propriétés.)  Cet acide, le plus concentré possible, contient
toujours, à l’état de liberté, 1 équivalent d’eau, et a pour formule
C4, H 3, O 3, H, O, que l’on représente quelquefois par C4,

— 296 —

H4, O 4. Il est solide ; devient liquide à 17 degrés : ce dernier
entre en ébullition à 120 degrés. Il a une odeur forte, suffocante,
caractéristique. Sa saveur est très-caustique. Il rougit fortement
la couleur du tournesol, absorbe l’humidité atmosphérique.

L’acide acétique est volatil, soluble dans l’eau, l’alcool, l’éther.
Il est décomposé par une chaleur rouge : il se forme de l’eau, de
l’acide carbonique, de l’ acétone.

Il donne, avec les oxides métalliques, etc., des sels connus sous
le non d’acétates, lesquels sont décomposables par la chaleur, et
presque tous solubles dans l’eau.

La vapeur d’acide acétique est inflammable : elle brûle avec
une flamme bleue. Chauffé avec l’acide sulfurique concentré, il
est décomposé : de l’acide sulfureux se dégage. L’acide acétique
est décomposé lorsqu’on le chauffe avec un excès de barite, de
chaux : il y a formation de carbonates de barite, de chaux et de
l’hydrogène carboné :

L’acide acétique est décomposé par le chlore, sous l’influence
des rayons solaires : le chlore se substitue à l’hydrogène.

(Usages.)  Ses usages sont très-nombreux.

(Préparation.)  On l’obtient, dans les laboratoires, en décomposant
l’acétate de soude par l’acide sulfurique. Dans les arts, on
produit l’acide acétique, en oxidant l’alcool ou les liqueurs qui
contiennent ce dernier. L’acide acétique, connu sous le nom
d’'acide pyroligneux, est celui qui provient de la distillation du
bois.

— 297 —

Acétate de Plomb.

L’acétate neutre de plomb, appelé sel de Saturne, est presque
toujours formulé ainsi : Ac, Pb, 0.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, soluble dans l’eau, cristallisable
en prismes.

Si l’on fait bouillir sa dissolution avec du monoxide de plomb,
soit à l’état de litharge, soit à celui de massicot, une grande quantité
de cet oxide se dissout, et l’acétate neutre passe à l’état d’acétate
tri-basique Ac, 3(Pb,O) , connu sous le nom de sous-acétate
de plomb, lequel est soluble dans l’eau et se trouve ramené par
un courant d’acide carbonique à l’état d’acétate neutre : il y a
précipitation de carbonate de plomb.

(Usages.)  C’est un réactif souvent employé.

(Préparation.)  On l’obtient en traitant le monoxide de plomb
par l’acide acétique.

Acide Tartrique.

Cet acide se rencontre dans les raisins, à l’état de bi-tartrate de
potasse. On le formule souvent par Tt, ou Ta.

(Propriétés.)  Il est soluble dans l’eau, l’alcool, cristallisable
en prismes. Chauffé à une température convenable, il est décomposé:
il y a formation d’acide pyro-tartrique, C 5, H3,O 3, H,O,
dégagement d’acide carbonique.

Chauffé avec l’acide azotique, il se transforme en acide oxalique.


— 298 —

En contact avec l’hydrate de potasse, sous l’influence d’une
chaleur de 200 degrés, il y a production d’oxalate et d’acétate de
cette base.

Les sels que l’acide tartrique forme, porte le nom de tartrates,
lesquels sont décomposés par la chaleur.

(Usages.)  Il a quelques usages.

(Préparation. On traite le bi-tartrate de potasse par du carbonate
de chaux : il se forme du tartrate de chaux insoluble. Dans
la liqueur qui contient du tartrate neutre de potasse, on verse du
chlorure de calcium : il se précipite du tartrate de chaux insoluble.
Le tartrate de chaux étant réuni et lavé, on le décompose
par l’acide sulfurique: il y a formation de sulfate de chaux et
d’acide tartrique libre.

Bi-Tairtrate de Potasse.

Il porte vulgairement le nom de crème de tartre. On le rencontre
clans les raisins. Sa formule est assez souvent l’une des deux
suivantes : 2 (Tt) , K, O, ou 2 (Ta) , K, O.

(Propriétés.)  Ce sel est blanc, très-peu soluble dans l’eau
froide, plus soluble dans l’eau bouillante, d’où il cristallise en
prismes, par le refroidissement. Il devient très-soluble dans l’eau,
sous l’influence de l’acide borique, et constitue un sel soluble,
incristallisable, connu sous le nom de crème de tartre soluble. Le
bi-tartrate de potasse est insoluble dans l’alcool. Il est décomposé
par la chaleur : il y a formation de carbonate de potasse. Neutralisé
par la soude, le bi-tartrate de potasse donne du tartrate double
de potasse et de soude, connu sous le nom de sel de Seignette,
lequel est soluble dans l’eau et cristallise en prismes. Si c’est par
de l’oxidede fer qu’on sature l’excès-d’acide tartrique, on forme
du tartrate double de potasse et de fer. Enfin, si l’on fait bouillir
— 299 —
le bi-tartrate de potasse avec de l’oxide d’antimoine, on obtient
du tartrate double de potasse et d’antimoine, lequel porte le nom
d’émétique, est soluble dans l’eau, cristallisable en octaèdres.

(Usages.)  Il sert à la préparation de l’acide tartrique, du carbonate
de potasse pur, de l’émétique, etc. On l’emploie en teinture.


(Préparation.)  On l’obtient en faisant cristalliser, à plusieurs
reprises, le tartre des vins, auquel on a eu soin d’ajouter de l’argile
ou du sable pour enlever la matière colorante.

Acide T annique.

Il est généralement appelé tannin, et formulé par Tn. On le
rencontre principalement dans l’écorce de beaucoup de végétaux :
ainsi, il existe dans la noix de galle, le cachou, l’écorce de
chêne, etc.

(Propriétés.)  Le tannin est soluble dans l’eau, l’alcool, incristallisable,
insoluble dans l’éther rectifié (1). Sa saveur est trèsastringente.
Les acides chlorhydrique, azotique, phosphorique,
précipitent en blanc la dissolution aqueuse d’acide tannique. Il
précipite, en noir bleuâtre, les per-sels de fer. En contact avec
une dissolution de gélatine, il y a précipitation de tannate de gélatine,
insoluble dans l’eau. Il forme des sels connus sous le nom
de tannâtes, lesquels sont décomposés par la chaleur. Chauffé
avec l’acide azotique, le tannin est transformé en acide oxalique.
La dissolution aqueuse d’acide tannique, assez étendue d’eau,
abandonnée à l’air, se transforme en acide gallique, lequel a pour
formule O, H 3, O 5, H, O, et cristallise en aiguilles blanches
soyeuses.
(1) Rectifié, c’est à dire anhydre.— 300 —
(Usages.)  C’est le tannin qui joue le principal rôle dans le tannage
des peaux.

Il est la base de l’encre, des teintures noires (1).
On l’emploie en médecine.

(Préparation.)  On le prépare en traitant la noix de galle, réduite
en poudre et placée dans une allonge de verre reposant sur
une carafe, par de l’éther non rectifié, ou du commerce. Dans
la carafe, vingt-quatre heures après, on trouve deux liquides
différents. On sépare le plus lourd, lequel est brunâtre et contient
principalement tout le tannin , et on l’évaporé : le résidu,
après l’évaporation, est l’acide tannique.

Alcool.

Il prend naissance par la fermentation de certaines matières
organiques, telles que: le sucre, l’amidon , etc. Cette fermentation
a lieu à la température de 25 degrés environ, sous l’influence
de l’eau, de l’air, et d’une matière azotée appelée ferment. La
découverte de l’alcool remonte au commencement du XIVe siècle.

( Propriétés.)  Il est liquide, incolore, d’une odeur agréable,
d’une saveur caustique, d’une densité égale à 0,795, à la température
de 15 degrés. Il ne se solidifie pas même par un froid
de 90 degrés. L’alcool entre en ébullition à 78 degrés. Il est décomposé,
lorsqu’on soumet sa vapeur à une température élevée.
Il est inflammable, et brûle avec une flamme bleue pâle. Oxidé
par des moyens convenables, il passe à l’état d’acide acétique.
(1) L’encre est du tannate de sesqui-oxide de fer, ou d’oxide de cuivre. Le
noir des tissus n’est autre que du tannate de sesqui-oxide de fer également,
appliqué, par des moyens convenables, sur l’étoffe.
— 801 —

Chauffé avec de l’acide sulfurique, il donne de l’oxide d’éthyle
ou éther ordinaire.

Si l’on ajoute du chlorure de sodium à l’acide sulfurique, on
obtient du chlorure d’éthyle. Sous l’influence d’un mélange
d’acides sulfurique, acétique, l’alcool se transforme en acétate
d’oxide d’éthyle.

L’alcool est détruit par le chlore. Il est soluble dans l’eau, l’éther.
Pris en quantité suffisante, il détermine l’ivresse, puis la
mort.

(Usages.)  Il est la base de l’esprit de vin, de l’eau-de-vie, du
vin, de la bière, du cidre, etc. Ses usages sont des plus nombreux
dans les laboratoires et dans les arts.

(Préparation.)  On l’obtient, en rectifiant, à plusieurs reprises,
l’esprit de vin du commerce, sur de la chaux anhydre pulvérisée :
il est alors à l’état anhydre, et a la composition ci-dessus indiquée.


Ethev.

Ce corps , appelé éther sulfurique, oxide d’éthyle, est de
l’alcool moins 1 équivalent d’eau : C 4, H 6, O2 — H, O = C4,
H 5, O. Il est l’oxide du radical C 1, H 5, appelé éthyle, lequel n’a
point encore été isolé, mais qui se comporte avec le chlore, le
brome, l’iode, comme l’ammonium, Az, H4, le fait avec ces derniers.


(Propriétés.)  Il est liquide, incolore, d’une odeur forte, d’une
saveur brûlante, d’une densité égale à environ 0,7119, a la température
de 25 degrés. L’oxide d’éthyle, chauffé à la température
de 35 degrés, entre en ébullition. Il est inflammable, un peu soluble
dans l’eau, soluble dans l’alcool. Il est décomposé par une
chaleur convenable. Il est détruit par le chlore.
— 302 —
Il se combine parfaitement aux oxacides : ainsi, il forme avec
l’acide acétique, de l’acétate d’oxide d’éthyle : C 4, H 3, O 3, C 4, H 3,
O ou Ac, C4, H 3, O, appelé éther acétique. Avec les hydracides,
il y a formation d’eau, et l’éthyle s’unit au radical de l’hydracide ;
exemple : Il donne avec l’acide chlorhydrique du chlorure d’éthyle,
Cl, C 4, H 5, appelé éther chlorhydrique :

Son action, sur l’économie, est la même que l’alcool.

(Usages.)  Il est souvent employé dans les laboratoires, en médecine,
etc.

(Préparation.)  On l’obtient, en distillant parties égales d’alcool
ordinaire et d’acide sulfurique concentré. On lave à l’eau le
produit distillé, afin de dissoudre l’alcool non éthérifié, puis on
rectifie l’oxide d’éthyle, en le distillant sur du chlorure de calcium
fondu : il est alors anhydre, et sa composition est représentée
par la formule ci-dessus désignée.

Essence de Térébenthine.

Elle existe dans la térébenthine ( matière visqueuse qui s’écoule
lorsqu’on pratique des incisions dans certains végétaux : le
pin, par exemple).

(Propriétés.)  L’essence de térébenthine est liquide, incolore,
d’une densité égale à 0,860. Elle entre en ébullition et se volatilise
à 160 degrés environ. En contact avec l’acide chlorhydrique,
ce dernier est absorbé : il y a formation d’un composé, appelé

— 303 —
camphre artificiel, lequel ressemble au camphre ordinaire, et a
pour formule Cl, H, C 20, H 6. L’essence de térébenthine est soluble
dans l’alcool, l’éther.

Elle est inflammable, décomposée par une chaleur suffisamment
élevée.

( Usages. )  On s’en sert pour dissoudre certains corps : les résines,
par exemple.

(Préparation.)  On l’obtient en distillant la térébenthine avec
de l’eau : l’essence se volatilise, ainsi) que l’eau, et il reste,
dans le vase distillatoire, une résine jaunâtre, appelée colophane.


Caoutclaosac.

Le caoutchouc, appelé vulgairement gomme élastique, a pour
formule, d’après M. Faraday, C 8, H7.

(Propriétés.)  Ce corps est solide, insoluble dans l’eau, soluble
dans quelques huiles : dans l’huile essentielle de térébenthine,
par exemple.

Chauffé à 235 degrés, il entre en fusion et répand une odeur
désagréable. Si la température est assez élevée, le caoutchouc est
décomposé : on obtient, si la calcination est faite en vase clos,
des produits huileux, lesquels jouissent de la propriété de dissoudre
parfaitement le caoutchouc.

(Usages.)  Il est employé pour rendre les tissus imperméables.
On s’en sert, en chimie, pour joindre entre elles les diverses
pièces d’un appareil.
— 304 —
(Préparation.)  Lorsqu’on fait des incisions à certains arbres
de l’Amérique, il en découle un liquide visqueux, lequel, abandonné
à l’air, se coagule et se prend en une masse solide, élastique,
laquelle constitue le caoutchouc.
Fig. n° 1, pl. 1.
Article Oxigène.

A, cornue de verre contenant l’oxide rouge de mercure (ou le
chlorate de potasse, si c’est avec ce dernier qu’on prépare le
gaz).

D, tube de sûreté amenant le gaz dans la cuve à eau k p, sous
l’éprouvette T, pleine d’eau, appuyée sur un vase de terre creux
et percé d’un trou à son centre.

C, fourneau servant à chauffer l’oxide de mercure ou le chlorate
de potasse.
Fig. n°2, pl. 1.
Article Oxigène.

U V, fourneau long servant à chauffer le canon de fusil AB,
où se trouve le bi-oxide de manganèse. K, tube de sûreté amenant
le gaz oxigène dans un flacon P, contenant de la potasse ou de la
soude à la chaux, afin d’enlever l’acide carbonique que contient
le gaz oxigène, provenant des carbonates que l’oxide de manganèse,
ordinaire, employé contient. II, tube à gaz ordinaire amenant
le gaz oxigène dans la cuve à eau.
20— 306 —Fig. n° 3, pl. 1.

Article Hydrogène.

B, flacon, à deux tubulures, contenant l’eau, le zinc. V, tube
de sûreté, en S et à boule, pour introduire l’acide sulfurique.
R, tube ordinaire amenant le gaz dans la cuve à eau.
Fig. n° 4, pl. 1.

Article Ean.

D, flacon d’où on dégage l’hydrogène, m, tube de sûreté pour
verser l’acide sulfurique. T, tube amenant le gaz hydrogène dans
le flacon R, contenant une dissolution de chlorure d’or, et le priver
de l’arseniure d’hydrogène qu’il peut contenir. V Z, tube dirigeant
le gaz sur de la chaux anhydre, en fragments, placée
dans l’éprouvette tubulée P, pour enlever les autres gaz
étrangers : acide carbonique, par exemple, que l’hydrogène peut
renfermer.

O, tube de la forme d’un U, contenant du chlorure de calcium
fondu. S, tube à boule, contenant l’oxide de cuivre, pesé avant et
après l’opération. H, lampe à alcool servant à chauffer l’oxide de
cuivre : on ne chauffe ce dernier que lorsque l’appareil est rempli
d’hydrogène : la présence de l’air, par l’oxigène qu’il contient,
donnerait une erreur pour le poids de l’eau obtenu, et, par conséquent,
l’analyse de l’eau serait fausse. B, tube en U, pesé avant
et après l’opération, contenant du chlorure de calcium fondu,
lequel absorbe l’eau formée. E, tube plongeant dans un verre G,
contenant du mercure : ce dernier sert à intercepter toute communication
de l’air atmosphérique avec l’intérieur de l’appareil.
— 307 —Fig. n°5, pl. 1.

Article Acide Sulfureux.

N, ballon, chauffé par le fourneau C, contenant de l’acide sulfurique
et du cuivre. R, tube pour introduire l’acide sulfurique,
et employé, principalement, comme tube de sûreté. S, tube amenant
le gaz dans un flacon X, contenant de l’acide sulfurique concentré,
pour commencer à dessécher le gaz (ce flacon sert, de
plus, à guider l’opérateur, relativement au dégagement du gaz).

Z, tube en U, contenant de la pierre-ponce imprégnée d’acide
sulfurique concentré, pour achever la dessiccation du gaz sulfureux.
P, tube ordinaire faisant arriver le gaz sec dans uneéprouvette
sèche O, entourée d’un mélange de glace et de sel marin,
contenu clans le vase g h.
Fig. n° 6, pl. 1.

Article Acide Sulfurique.

D, ballon contenant du cuivre et de l’acide sulfurique, pour
dégager du gaz sulfureux. G, tube pour verser l’acide sulfurique.
B, fourneau pour chauffer le ballon, puisque l’acide n’est décomposé
par le cuivre que sous l’influence de la chaleur, m, tube amenant
le gaz sulfureux dans un flacon Y vide, et servant à réunir
ce dernier gaz avec le gaz oxigène provenant du chlorate de potasse
fondu, contenu dans la cornue X, et chauffé par le fourneau T.
L’oxigène arrive dans le flacon Y, par le tube n. S, tube contenant
de la pierre-ponce imbibée d’acide sulfurique où les gaz se
dessèchent complètement. P R, tube de verre, entouré de clinquant,
contenant de la mousse de platine : on le chauffe, graduellement
et légèrement, à l’aide du fourneau Z, Z' : le mélange
d’acide sulfureux et d’oxigène , arrivant du tuba S, se
— 308 —
transforme en acide sulfurique anhydre, qui se rend clans un tube
V V, entouré d’un mélange de glace et de sel marin, contenu
dans le vase h p.
Fig. n. 7, pl. 1.

Article Mono-Sulfure d’Hydrogène.

Y, verre plein de mercure, dans lequel plonge la petite cloche
courbe A B, où est mesuré le gaz sulfhydrique. R, petit fragment
d’étain que l’on chauffe à l’aide de la lampe à alcool, et servant à
décomposer le gaz sulfure d’hydrogène.
Fig. n°8, pl. 1.

Article Bi-Sulfure de Carbone.

O O', tube en porcelaine contenant des fragments de charbon,
et chauffé par le fourneau long C D, placé sur une table inclinée
R S. Le charbon étant rouge, on introduit des fragments de
soufre par l’ouverture P, que l’on ferme, aussitôt le soufre introduit,
à l’aide d’un bouchon.

V, allonge recourbée amenant le sulfure de carbone dans un
flacon X, plein d’eau, y, tube pour laisser dégager l’air. L’allonge
ne doit plonger que très-peu dans le liquide, en cas d’absorption.
Fig. n° 9, pl. 2.

Article Chlore.

R, ballon contenant les matières propres à dégager le gaz
chlore. C, tube d’introduction de l’acide sulfurique ou chlorhydrique,
et en même temps de sûreté. Le feu du fourneau A doit être
d’abord très-modéré. B, tube amenant le gaz chlore dans le flacon
V, contenant de l’eau, où il se lave. De là, il passe dans le tube Y,

— 309 —

contenant du chlorure de calcium fondu, où il se dessèche. Z, tube
ordinaire amenant le gaz chlore sec dans le flacon N, plein d’air.
Fig. n° 10, pl 2.

Article Acide Chlorhydrique.

R, fourneau chauffant le ballon D, contenant le sel marin et
l’acide sulfurique. C, tube de sûreté par lequel on introduit l’acide.
B, tube ordinaire amenant le gaz dans le flacon A, contenant peu
d’eau, où il se lave. Ensuite, il passe, à l’aide du tube H, dans le
flacon V, contenant de l’eau, placé dans un vase g n, plein d’eau,
pour refroidir constamment l’eau du flacon où il se dissout. Il n’est
point utile que le tube H plonge bien avant, vu que l’acide chlorhydrique
étant plus dense que l’eau gagne toujours la partie inférieure
du vase.

I, tube amenant le gaz en excès dans une éprouvette Z, contenant
une dissolution de carbonate de soude, afin d’absorber le gaz
chlorhydrique non dissous, comme cela arrive, surtout lorsque
l’eau du flacon V en est presque saturée.
Fig. n° il, pl. 2.

Article Pnosgtltox>e.

K N, fourneau à réverbère chauffant la cornue de grès lutée
C D, contenant le mélange de phosphate acide de chaux et de
charbon. A, allonge en cuivre, plongeant peu dans l’eau, amenant
le phosphore dans le flacon P contenant de ce dernier, n, petit
tube de sûreté droit en cas d’absorption : il doit plonger peu dans
l’eau, h, tube de dégagement pour les gaz, entraînant plus ou
moins de phosphore en vapeur, qui se dégagent pendant l’opération.


— 310 —
Fig. n° 12, pl 2.

Article Acide Phosphorique.

K, tube en U, dessiccateur, contenant du chlorure de calcium,
pour dessécher l’air arrivant, par le courant d’eau qui se fait en
p, dans le flacon N, plein de ce liquide, dans le ballon sec Y,
contenant un tube B creux, en porcelaine, auquel est suspendue
une capsule de porcelaine T, contenant du phosphore. R, second
tube de chlorure de calcium, pour empêcher toute communication
humide entre le ballon Y et le flacon d’eau N. Après avoir
enflammé le phosphore, à l’aide d’une tige métallique chauffée,
l’eau coulant déjà, on bouche le tube B, à l’aide d’un bouchon.
Dès que le phosphore est brûlé, on l’ouvre de nouveau, et l’on
fait tomber, dans la capsule placée sous son orifice, une nouvelle
quantité de ce métalloïde ; et ainsi de suite, selon la quantité
d’acide phosphorique que l’on veut obtenir, en ayant le soin
de renouveler l’eau écoulée en p, afin de brûler constamment
le phosphore dans un courant d’air assez rapide.
Fig. n° 13, pl. 2,

Article Acide Phosphorique.

Cet appareil est le ballon tubulé, dont on se sert souvent en
chimie, que l’on adapte à la cornue dans laquelle on chauffe le
phosphore avec l’acide azotique. On en ferme toujours la tubulure
à l’aide d’un bouchon portant un tube ordinaire assez long.
Fig. n° 14, pl. 2.

Article Azote.

V X, tube de verre, entouré de clinquant, contenant du cuivre
que l’on chauffe, à l’aide du fourneau long P R, sous l’in-

— 311 —

fluence d’un courant d’air, privé d’acide carbonique à l’aide du
tube à 6 boules C, contenant une dissolution de potasse ou
de soude, que l’on fait passer par l’écoulement de l’eau du flacon
A, à l’aide du robinet h, dans le flacon d’air B, portant un
tube droit et à entonnoir, plongeant déjà, avant l’opération, dans
un peu d’eau, n, m, robinets servant, l’un, n, à empêcher l’eau
de la cuve de remonter dans le tube contenant le cuivre ; l’autre,
m, servant à mettre en communication, au moment où l’on veut,
l’air atmosphérique, privé d’acide carbonique, avec le cuivre
chauffé. On remplit, d’abord, l’appareil d’air privé d’acide carbonique,
et l’on ferme le robinet m ; on chauffe alors le cuivre, le
robinet n étant resté ouvert ; lorsque le cuivre est rouge, on
ouvre le robinet m, et en même temps on fait couler l’eau du flacon
A dans le flacon B. L’air de ce dernier, étant déplacé par l’eau,
passe sur le cuivre, y laisse son oxigène, et l’on recueille le gaz
azote à l’extrémité du tube recourbé H.
Fig. n° 14 bis, pl. 2.

Article Azote.

Cet appareil, appelé tube de Liebig, peut remplacer le tube à
6 boules, de M. Jacquelain, figuré dans l’appareil n° 14.
Fig. n° 15, pl. 2.

Article Air Atmosphérique.

Le fourneau C chauffe le ballon V, contenant seulement de
l’air. Retirant le feu, l’ascension de l’eau de l’éprouvette R, dans
le flacon Y, est presque inévitable. En effet, les tubes m n, plongeant
avant dans l’eau, le liquide de l’éprouvette R arriverait
dans le flacon Y (1) avant que l’air arrivant par le tube de sûreté
D, et ayant une assez forte colonne d’eau à vaincre, soit en(1) 
Le liquide du flacon Y ne peut monter dans le ballon V, vu que le
tube m est suffisamment long.
— 312 —

tré dans l’appareil pour faire équilibre à la pression exercée par
l’atmosphère sur la surface du liquide de l’éprouvette R. De là,
pour remédier à cet inconvénient, l’emploi du tube droit B, fonctionnant
comme les tubes de sûreté, pour permettre la rentrée de
l’air dans le flacon Y, faire équilibre à la pression atmosphérique
agissant sur l’eau de l’éprouvette, et empêcher que cette dernière
n’arrive dans le flacon Y. Il est évident qu’il faut que le tube B
ne plonge que peu dans le liquide du flacon Y ; car il deviendrait
inutile, si la colonne d’eau à vaincre par l’air, dans ce tube B, était
plus élevée que la hauteur existant entre le niveau de l’eau de
l’éprouvette R, et le haut du tube n.

Un tube en S, à la place du tube B, remplirait le même but que
ce dernier ; mais nous avons placé ici un tube droit, afin de faire
connaître aux élèves tous les tubes de sûreté qu’ils’ peuvent employer.

Fig. n° 16, pi 2.

Article Acide Hypo-Azotique.

A, cornue en verre, contenant l’azotate de plomb desséché,
chauffée graduellement à l’aide du fourneau B. Le tube à boule,
C D, est adapté à la cornue sans tube de caoutchouc, attendu que
ce dernier pourrait céder de l’humidité, et l’acide hypo-azotique
obtenu serait coloré en vert. La cornue et le tube à boule doivent
s’adapter parfaitement (on y parvient par l’usure, à l’aide de
l’émeri, de l’extérieur du col de la cornue et de l’intérieur du
col du tube à boule). Le tube à boule est placé clans le vase h g,
contenant un mélange de glace et de sel marin.
Fig. n° 20, pl. 3.

Article Air Atmosphérique.

V, cornue contenant de l’eau, surmontée d’un tube de sûreté H,
muni d’un robinet n. Cet appareil sert à prouver l’utilité des tubes

— 313 —
de sûreté ; en effet, si, après avoir chassé l’air de l’appareil, celuici
s’étant dégagé par le tube K, plongeant dans l’éprouvette C,
on retire le feu, l’eau, de l’éprouvette, remontera dans la cornue
: cette dernière étant encore chaude, rencontrant un liquide
froid, sera brisée. Cette ascension de l’eau aura lieu si le robinet
est fermé ; mais, s’il est "ouvert, c’est-à-dire si le tube de sûreté
peut fonctionner et permettre la rentrée de l’air clans l’appareil,
l’eau ne montera point : l’air introduit par le tube de sûreté, faisant
alors équilibre à la pression atmosphérique extérieure.
Règle générale. Les tubes de sûreté à boule ne doivent contenir
de liquide qu’à moitié de la boule au plus. Les ligures nos 17,
18,19, pl. 2, sont les principaux tubes de sûreté employés. Quant au
tube de sûreté simple, fig. n° 18, lequel ne porte point de boule,
on y introduit du liquide jusqu’en A B : c’est-à-dire jusqu’aux §,
environ (à l’exception du mercure) , de la branche C D, avant que
l’appareil qui le porte ne soit en action.
Fig. n° 21, pl. 3.

Article Bi-Oxide d’Azote.

D, flacon contenant eau, zinc, acide sulfurique pour dégager de
l’hydrogène, lequel se lave dans le flacon K, contenant de l’eau,
puis se dessèche dans le tube R contenant du chlorure de calcium.
Après s’être desséché dans le tube en U, l’hydrogène se
rend dans un flacon d’air V où il se mélange avec le gaz bi-oxide
d’azote dégagé du ballon Z (contenant du mercure et de l’acide
azotique, chauffé à l’aide du fourneau H) , lavé clans l’eau du flacon
Y, et desséché par du chlorure de calcium dans le tube X. Le
mélange d’hydrogène et de bi-oxide d’azote secs, passe du flacon V
clans le tube de verre II, entouré de clinquant, contenant de la
mousse de platine, et chauffé légèrement à l’aide du fourneau E F.
L’ammoniaque produit, ainsi que le gaz hydrogène en excès (car

— 314 —

il faut que le dégagement de l’hydrogène soit plus rapide que celui
du bi-oxide d’azote) se dégage par le tube T, où l’on peut
constater la présence de l’ammoniaque, au moyen du papier de
tournesol rougi par un acide, lequel deviendra bleu.
Fig. n° 22, pl. 3.

Article Air Atmosphérique.

La figure n° 22 est une cornue contenant de l’eau, dont le
tube S, servant à laisser dégager l’air, plonge dans du mercure,
contenu dans l’éprouvette R. Ce tube S doit porter plus de 76 centimètres
depuis le point R jusqu’en D. La longueur R D, généralement
employée, est de 1 mètre environ. Ce tube S, d’une longueur
de 1 mètre, et plongeant dans le mercure, fait plus que de
remplacer le tube de sûreté, puisque, outre la non-ascension du
liquide de l’éprouvette R dans la cornue K, l’air n’entre nullement
dans l’appareil, quoique la cornue soit froide : elle se trouve,
de cette manière, après l’opération, sinon tout à fait, du moins
en partie vide d’air.
Fig. n° 23, pl. 3.

Article Azoture d’Hydrogène.

A, fourneau chauffant un mélange de sel ammoniac et de chaux
anhydre, recouvert de fragments de cette dernière. Le ballon B,
contenant ces matières, communique avec un tube C contenant
des fragments de potasse ou de soude (et non du chlorure de calcium,
ce dernier ayant la propriété d’absorber une grande quantité
de gaz ammoniac) , où l’ammoniaque achève de se dessécher.
Le gaz sec passe ensuite sur du charbon contenu clans le tube X Y,
chauffé à l’aide du fourneau R T. Le cyanure d’ammonium formé
se volatilise, et se rend dans le tube D, desséché, placé dans un
— 315 —
vase l n, contenant de la glace et du sel marin. Le tube V donne
issue à l’excès de gaz ammoniac et à l’hydrogène devenu libre
dans l’opération.
Fig. n° 24, pl. 3.

Article Cyanogène.

D, ballon d’essayeur, contenant le cyanure de mercure desséché,
que l’on chauffe à l’aide de la lampe à alcool. C, tube ordinaire
amenant le gaz sous la cuve à mercure.
Fig. n° 25, pl. 3.
Article Acide Cyanhydrique.
D, fourneau chauffant la cornue A, contenant le cyanure de
mercure (que l’on introduit d’abord) et l’acide chlorhydrique
(versé par le tube de sûreté C, après que l’appareil est complètement
monté) , d’une manière graduée et légère. L’acide cyanhydrique
se rend dans un long tube de verre un peu incliné, où il
rencontre, d’abord, du marbre en morceaux (le marbre occupe
l’espace R B et sert à enlever, à l’acide cyanhydrique, l’acide
chlorhydrique qu’il peut contenir : il y a formation de chlorure de
calcium et d’acide carbonique ; celui-ci, étant gazeux, se dégage
par le tube V).

Après avoir traversé la couche de marbre, la vapeur d’acide
cyanhydrique passe sur une couche de chlorure de calcium fondu,
B S, en petits fragments, où elle se dessèche complètement. Elle
se condense ensuite, à l’état anhydre, dans le flacon K, parfaitement
desséché (1) , entouré d’un mélange de glace et de sel marin
(1) Pour dessécher parfaitement un vase, on y passe une certaine quantité
d’alcool ordinaire, puis on l’égoutte ; on le chauffe ensuite, en ayant soin
— 316 —

contenu dans le vase h t. Cette préparation demande de grandes
précautions.
Fig. n° 26, pl. 3.

Article Arseniure d’Hydrogène,

B, flacon d’où se dégage l’arseniure d’hydrogène. A, tube de
sûreté pour introduire l’acide sulfurique : ce tube A, pour éviter
que de l’hydrogène arseniqué se perde, doit toujours être en S
et non droit ; celui à-boule est même préférable encore au tube
en S simple : c’est-à-dire non à boule. C, tube à boule contenant
de l’amiante pour arrêter les matières étrangères que le gaz
peut entraîner. D R, tube de verre, chauffé par le fourneau
X Y, où l’arseniure d’hydrogène se décompose, et forme un
anneau d’arsenic brillant, n, tube pour laisser dégager l’hydrogène
privé de son arsenic.
Fig. n° 27, pl. 3.

Article Arscnisare d’Hydrogène.

Cet appareil est celui employé par M. Jacquelain dans les expériences
où l’on est à la recherche de petites quantités d’arsenic.
Il se compose d’une carafe C, où l’on dégage de l’hydrogène,
et où les liqueurs provenant des matières supposées arsenicales
ont été mises, avec de l’eau et du zinc, avant l’addition d’acide
sulfurique, par le tube en S à boule A, lequel plonge dans le
liquide, et est recourbé à sa partie inférieure ; d’un tube laveur
Jacquelain D, à 6 boules, contenant une dissolution de chlorure
d’or.
d’y faire arriver un courant d’air, à l’aide d’un soufflet muni d’un long tube
de verre ; on essuie, de temps en temps, ce dernier pour enlever l’alcool
volatilisé qui s’est condensé sur ses parois.
— 317 —
Fig. n° 28, pl. 3.

Article Arscniuve d’Hydrogène.

Cet appareil est celui de Marsh, employé dans les recherches
en cas d’empoisonnements supposés être par l’arsenic.

Il se compose d’un flacon ordinaire V, contenant de l’eau, du
zinc, de l’acide sulfurique, les liqueurs arsenicales ; il communique
avec un tube K, effilé à la lampe, et portant une gorge Y
remplie d’amiante. Après que l’air a été chassé de l’appareil par
l’hydrogène dégagé, on enflamme l’hydrogène qui se dégage
en n, et s’il contient de l’arsenic, ce dernier se dépose, à l’état
de taches, lorsqu’on approche de la flamme un corps froid : une
soucoupe, par exemple. Il est bon, pour ne point perdre d’arsenic
(puisqu’il faut dégager une certaine quantité d’hydrogène afin de
chasser l’air et éviter qu’il n’y ait détonnation par l’inflammation
du mélange d’air et d’hydrogène) , d’adapter à l’appareil de
Marsh un tube de sûreté, au moyen duquel (après avoir versé
l’acide sulfurique, non par le tube de sûreté, mais par le goulot
du flacon V) on introduit la liqueur arsenicale dans le vase V
(on met alors, préalablement, de l’eau seule dans le tube de
sûreté).
Fig. n° 29, pl. 3.

Article Potassium.

A B, fourneau servant à chauffer le vase en fer C D, contenant
le mélange de charbon et de carbonate de potasse bien secs.
Ce vase C D communique avec un autre vase en fer Y X, divisé
en deux parties par la cloison n n’. Il porte une ouverture M,
où l’on adapte un tube de verre Z, plongeant dans un verre P
contenant du mercure. La partie inférieure du vase de fer Y X
se ferme par une boîte en fer R U, laquelle entre, à léger frot-

— 318 —

tement, dans l’intérieur du vase Y X, jusqu’à ce qu’elle soit
arrêtée par la cloison n n’. On remplit aux § la boîte R U
d’huile de naphte ; puis, après l’avoir fait entrer dans le vase
Y X, on lute le rebord formé par ce dernier vase (vu qu’il ne
doit descendre qu’aux de la boîte R U, cette dernière touchant,
par sa partie supérieure, avec la cloison nn’) , et l’on chauffe le
vase C D. Le potassium se volatilise, et se condense dans l’huile
de naphte. L’oxide de carbone, passant par l’espace entre la
cloison n, n’ et l’huile de naphte, se rend dans le tube Z qui le
conduit dans l’air en traversant la couche de mercure. La tige
de fer H, mobile, laquelle entre, à volonté, dans le col du vase
C D, sert, en la faisant aller de temps en temps, a empêcher
que le col du vase C D s’obstrue. Au cas où le col viendrait à
se boucher, on en serait averti par le gaz oxide de carbone cessant
de se dégager. Cette opération demande quelques soins,
sous ce dernier point de vue.
Fig. n° 30, pl. 3.

Tube en Caoutchouc.

Le tube représenté fig. n° 30 est un tube en caoutchouc, semblable
à ceux qui ont été figurés dans les appareils ci-dessus
décrits. Les tubes de caoutchouc sont de la plus grande utilité,
pour joindre ensemble diverses pièces d’un appareil, sans chance
de les briser à chaque instant, comme cela a lieu lorsqu’on ne
se sert que de bouchons.

FIN.

DES ÉQUIVALENTS.

Comme les travaux de M. Dumas, sur les Équivalents Chimiques,
ont apporté de grands changements dans les Équivalents
anciennement admis, nous croyons devoir mettre sous les yeux
de nos lecteurs les Éléments avec leurs anciens Équivalents, afin
qu’ils puissent les comparer avec les nouveaux, et apprécier le
service que M. Dumas a rendu à la Science, en rectifiant des erreurs
qui entravaient au plus haut dégré les calculs dans les opérations
chimiques.
— 320
EQUIVALENTS ANCIENS.
ORDRE ÉQUIVALENTS, ÉQUIVALENTS,
dans lequel on rangeait alors '''^muTlenn"' "'^ |,0xi6èM ùlam repaies
Éléments, (le comparaison. sente par 100.
Oxigène 8. » 100. »

Hydrogène 0.9984 12.48

Bore 21.7928 272.41

Silicium 22.1848 277.31

Carbone G.1152 70.44

Phosphore 15.6920 196.15

Soufre 16.0928 201.16

Sélénium 39.5664 494.58

Fluor 18.7040 233.80

Chlore 35.4112 442.64

Brome 78.2640 978.30

Iode… 126.3600 1579.50

Azote 14.1624 177.03

Zirconium 22.4104 280.13

Thorinium 59.5920 7 44.90

Potassium 39.1936 489.92

Sodium 23.2720 290.90

Lithium 6.4296 80.37

Barium 68.5544 856.93

Strontium 43.7824 547.28

Calcium 20.4824 256.03

Magnésium 12.6680 158.35

j Yttrium 32.2008 402.51

Glucinium 17.6672 220.84

Aluminium 9.1288 114. H

Manganèse 27.6712 • 345.89

Table des matières, aPages.Azote 110Air atmosphérique 111Azoture d’hydrogène ou ammoniaque 123Azoturc de carbone 135Azotate d’oxide d’ammonium ou azotate d’ammoniaque 154Azotates métalliques ( généralités ) 166Azotate de potasse. 185— de barite 205— de deutoxide de cuivre 263— de monoxide de plomb 270— de bismuth 273— de protoxide de mercure 279— d’argent 285Arsenic , 111Arseniure d’hydrogène 144Arsenites métalliques (généralités) 168Arseniates métalliques ( généralités ) 168Alumine 217Aluns (article sulfate d’alumine ) 218Antimoine 254— 324 —PagesAntimoniure d’hydrogène 236Argent… 282Acides organiques (nomenclature) 34Acide borique 53— silicique , 53— carbonique ■ 61— hypo-sulfureux 67— sulfureux. C8— hypo-sulfurique 69— sulfurique 70— sulfhydrique 73— sélénhydrique 79— tellurhydrique 81— fluorhydrique 82-- fluo-borique 83— fluo-silicique 84— hypo-chloreux. 88— chloreux 89— hypo-chlorique 89— chlorique 90— perchlorique ou hyper-chlorique 91— ehlorhydrique 95— bromique 96— brômhydrique 96— iodique 99— iodhydrique 99— hypo-phosphoreux 103— phosphoreux 104— phosphorique 105— azoteux 119— hypo-azotique 120— azotique ou nitrique 121— cyanique 136— cyanhydrique ou prussique 138— sulfo-cyanhydrique ou hydro-sulfo-cyanique 140— arsenieux 142— arsenique 143— chrômique 253— antimonieux…… 253— antimonique. ■ 236
— 325 —
Pages.Acide oxalique 294— acétique 295— tartrique 297— tannique 299Acétate de plomb 297Alcool 300BBases organiques (nomenclature) 34Bore 52Borates métalliques (généralités) 134Borate de soude ou borax 191Brome 94Bromure d’hydrogène 96Bromures métalliques (généralités) 163Bromure de potassium 184Brômates métalliques (généralités) 164Brômate de barite 203Barite 198Bronze 263Bismuth 272CCombinaisons chimiques (des) 3Corps simples (nomenclature) 13Combinaisons des corps simples entre eux (nomenclature) 13Corps simples avec l’oxigène (nomenclature) 13Corps simples entre eux (des autres) (nomenclature) 20Corps composés entre eux (des autres) (nomenclature) 29Corps simples avec l’eau (nomenclature) 31Corps composés avec l’eau (nomenclature) 31Corps organiques (nomenclature) 33Carbone 56Carbonate d’oxide d’ammonium ou carbonate d’ammoniaque (sesqui-).. 151Carbonates métalliques (généralités) 137Carbonate de potasse 177— de soude 192
— 326 —
Pages.Carbonate de chaux 209— de plomb 269Chlore 83Chlorure d’hydrogène 93— de phosphore (proto) 109— d’ammonium 153— d’arsenic lieChlorures métalliques (généralités) 161Chlorure de potassium 181— de sodium 194— de barium 201— de calcium 211— de magnésium 216— de fer (sesqui) 228— de chrême (sesqui) 248— d’étain (proto) 232— d’étain (bi) 2S2— d’antimoine (proto) 238— de mercure (proto) 277— de mercure (deuto) 278— d’argent 284— d’or (sesqui) 288— de platine (bi) 290Chlorates métalliques (généralités) 102Chlorate de potasse 182— de barite 202Cyanogène 153Cyanure d’hydrogène 138— d’ammonium 139— d’iode 141Cyanures métalliques (généralités) 107Cyanure de potassium 187— jaune de potassium et de fer 229— rouge de potassium et de fer 230— de mercure 280Chaux 208Cobalt 238Cadmium 240Chrome , 241Chromâtes métalliques (généralités) 1 69— 327 —Pages.Chrômate de polasse. 244— de potasse (bi) 243— de barite 248Cuivre 260Cuivre jaune (laiton) 264Crème de tartre (bi-tartrate de potasse) 298Caoutchouc 303DDescription des appareils 303EÉquivalents chimiques (des) 6Équivalents chimiques 8Éléments (liste des) 8Eau 44Eaux (diverses) 49Eau de mer (sels dans 1') 30Eau de mer (composition) 196Étain 230Éther (sulfurique) 301Essence de térébenthine 502Equivalents anciens 320Errata 333FFluor 81Fluorure d’hydrogène 82— de bore 83— de silicium 84Fluorures métalliques (généralités) 161Fluorure de potassium et de silicium 181— de calcium 211Fer 223HHydracides 22Hydrogène 40Hydrogène bi-carboné …… 64— 328 —Pages.Hydrogène phosphore 107— arseniqué 144— antimonié 236Hypo-sulfltes métalliques (généralités) 159Hypo-sulfltes de soude 193Hypo-sulfates métalliques (généralités) 159Hypo-sulfate de barite 200Hyper-chlorates métalliques (ou per-chlorates) (généralités) 163Hyper-chlorate de potasse (ou per-chlorate) 183Hypo-phosphites métalliques (généralités) 163Hypo-phosphite de barite » 204IIode 97lodure d’hydrogène 99— de cyanogène 141Iodures métalliques (généralités) 164lodure de potassium 184Iodates métalliques (généralités) 164lodate de potasse 205Llaiton (cuivre jaune) 264MMétalloïdes 11Métaux : 12Métalloïdes et composés métalloïdiques (des) 37Métaux et composés métalliques (des) 147Métaux (notions générales) 147Mélanges frigoriques 172Métaux (1re classe) 174— (2e classe) 211— (3e classe) 221— (4e classe) 230— (5e classe) 260— (6e classe) 273— (7e classe) 282Magnésie 215
— 329 —
Pages.Manganèse 221Maillechort 265Mercure… 275NNotions générales sur la Chimie 1Nomenclature 15Nitrate de potasse,Nitre(VoirAzotate de potasse)  183Nickel 233Nitrate d’argent (voir Azotate d’argent)  285OOxides (nomenclature) 16Oxacides (nomenclature) 19Oxisels (nomenclature) 26Oxisels (des différents genres d’) (nomenclature) 28Oxisels doubles (nomenclature) 30Oxigène 37Oxides d’hydrogène (des) 43Oxide d’hydrogène (proto) 44— de carbone 60— d’azote (proto) 116— d’azote (bi) 117Oxides métalliques (généralités) 131Oxide de potassium (proto) (voyez Potasse)  173— de sodium (proto) (voyez Soude)  190— de barium (proto) (voyez Barite)  198— de strontium (proto) voyez Strontiane)  207— de calcium (proto) (voyez Chaux)  208— de magnésium (proto) (voyez Magnésie)  213— d’aluminium (voyez Alumine)  217— de manganèse (bi) 222— de fer (sesqui) 226— de zinc (proto) 234— de chrôme 242— d’étain (bi) 250— d’antimoine (proto) 255— de cuivre (deuto) 264— 330 —Pages.Oxide de plomb (mono) 267— de plomb (bi) 268— de bismuth (proto) 273— de mercure (deuto) 276— d’argent 283Or 286PPhosphore loiPhosphure d’hydrogène 107Phosphures métalliques (généralités) 163Phosphure de barium 204Phosphites métalliques (généralités) 163Phosphates métalliques (généralités) 166Phosphates de soude 190— de chaux 212Per- chlorates métalliques (généralités) 163Per-chlorate de potasse 183Potassium 174Potasse 175Plomb 266Platine 289SSels (nomenclature) 23Sels haloïdes (nomenclature) 23Sels haloïdes (des différents genres de) (nomenclature) 24Sels haloïdes doubles (nomenclature) 29Sels haloïdes avec les oxides métalliques (nomenclature) 30Sels haloïdes avec les hydracides (nomenclature) 30Sels amphides (nomenclature) 23Sels amphides (des différents genres de) (nomenclature) 26Sels amphides doubles (nomenclature) 29Sels amphides avec les oxides métalliques (nomenclature) 50Sels amphides avec les hydracides (nomenclature) 30Substances organiques neutres ou indifférentes (nomenclature) 34Sels organiques (nomenclature) 55Sels organiques à acide et base organiques (nomenclature) 53gels organiques à acide minéral (nomenclature) 35
— 331 —
Pages.Sels organiques à base d’oxide métallique (nomenclature) 36Silicium 54Silicates métalliques (généralités) 135Silicates de potasse 177Soufre 66Sulfure d’hydrogène (mono) 75— de carbone (bi) 78— d’ammonium 131Sulfures métalliques (généralités) 157Sulfure de potassium (mono) 178— de barium (mono) 200— de fer (mono) 227— d’étain (bi) 231— d’antimoine (proto) 257— de mercure (deuto) 277Sulfites métalliques (généralités) 139Sulfates métalliques (généralités) 159Sulfate de potasse 180— de soude 195— d’oxide d’ammonium ou d’ammoniaque 132— de chaux 210— de magnésie 213— d’alumine 218— d’alumine et d’ammoniaque (alun) 219— d’alumine et de potasse (alun) 219— de protoxide de fer 227— de zinc 2o 3— de deutoxide de cuivre 262Sélénium 7879Séléniure d hydrogèneSéléniures métalliqnes (généralités) Sels ammoniacaux (généralités) Sel ammoniac (chlorure d’ammonium) 133Sulfo-cyanure d’hydrogèneSuifo-cyanures métalliques (généralités) —Sulfo-cyanure de potassiumSalpêtre (voir Azotate de potasse) Sodium190Soude207Strontiane— 332 —Pages.Sels de potassium (caractères) 189— de sodium (id.) 198— de barium (id.) 206— de strontium (id.) ' 208— de calcium (id.) 213— de magnésium…(id.) 217— d’aluminium (id.) 221— de manganèse … (id ) 224— de fer (id.) 232— de zinc (id.) 236— de nickel (id.) 237— de cobalt (id.) 239— de cadmium (id.) 241— de chrême (id.) (proto-sels) 249— d’étain (id.) 233— d’antimoine (id.) 259— de cuivre (id.) 263— de plomb (id.) 271— de bismuth (id.) 274— de mercure (id.) 2S1— d’argent (id.) 286TTellure 80Tellurure d’hydrogène 81Tellurures métalliques (généralités). 160Tartrate de potasse (bi) 298Tannin (acide tannique) 299ZZinc 233ERRATA.Au lieu de la formule : Ph, O5 (3 Ca, O) , lisez : Ph, O5, 5 (Ca, O) 29Au lieu de la formule : (2 Ph, O5) Ca, O, lisez : 2 (Ph, O5) , Ca, O…• 29
Au lieu de la formule : (1 C, O2) Az, H4, 0, lisez 1 ½ (C, O2) , AZ, H, O., 131
Au lieu de la formule : 3 (FI, K) 12 (FI3, Si) , lisez : S ,(Fl, K) , 2(Fl3, Si). 181CHIMIE ELEMENTTAIREPL I
CHIMIE ELEMENTAIRE.PL.2.
CHIMIE ÉLÉMENTAIRE