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concentré et en ajoutant de l'eau ensuite, on réussit, en répétant plusieurs fois cette opération, à dissoudre complètement l'acide hyponiobique. On peut le précipiter de cette dissolution par l'ammoniaque. Les acides arsénique, oxalique, tartrique, racémique et citrique n'exercent aucune action sur la dissolution d'un hyponiobate d'alcali; les acides azotique et acétique en précipitent de l'acide hyponiobique. L'acide phosphorique produit seulement un précipité dans une dissolution concentrée d'hyponiobate de soude; il n'agit pas sur des solutions étendues. L'acide cyanhydrique étendu donne immédiatement un précipité, et c'est là un caractère qui distingue l'acide hyponiobique des acides niobique et tantalique. Les acides gallotannique
l'acide hyponiobique des acides niobique et tantalique. Les acides gallotannique et gallique n'agissent pas sur les hyponiobates en solution mais aussitôt qu'on ajoute de l'acide sulfurique ou chlorhydrique, il se produit un précipité orange. La présence de l'acide tartrique empêche la production de ce précipité. Comme les acides tantalique et niobique, l'acide hyponiobique peut aussi être obtenu en différents états de densité. En fondant la columbite avec du bisulfate de potasse, M. Rose a préparé de l'acide hyponiobique présentant les densités de 4,682 à 6,542. L'acide préparé en décomposant le chloride hyponiobique avec l'eau possède une densité de 4,674 à
chloride hyponiobique avec l'eau possède une densité de 4,674 à 5,259. En soumettant l'acide hyponiobique préparé de l'une ou de l'autre manière et possédant, suivant le procédé de préparation, des densités différentes, à la température la plus élevée d'un four à porcelaine, il devient cristallin et présente alors une densité constante de 4,601 à 4,608. L'acide niobique exposé à la chaleur d'un four à porcelaine prend également une texture cristalline et une densité constante = 0,79. Sur les byponiobates, par M. H. ROSE. Les combinaisons de l'acide hyponiobique avec les bases possèdent en général les mêmes caractères que les niobates
bases possèdent en général les mêmes caractères que les niobates et les tantalates. L'hyponiobate de potasse est soluble dans un excès d'hydrate ou de carbonate de potasse, ce qui rend la préparation du sel neutre difficile. Si l'on fond de l'acide hyponiobique avec du carbonate de potasse on obtient 3K2O + 3Nb2O3. L'hyponiobate de soude est un peu plus soluble dans l'eau que le tantalate et le niobate, et peut être obtenu en cristaux plus gros et plus nets. Il cristallise avec 5 et avec 7 atomes d'eau. Il possède toujours les mêmes propriétés, soit qu'il ait été préparé avec
toujours les mêmes propriétés, soit qu'il ait été préparé avec de l'acide dérivant du chloride hyponiobique, soit qu'il ait été obtenu directement par décomposition de la columbite. Quoique sa solubilité dans l'hydrate et dans le carbonate de soude ne soit pas considérable, on peut cependant profiter de cette propriété pour le séparer du tantalate et du niobate de soude, qui y sont presque insolubles. L'hyponiobate de soude perd à 100° la plus grande partie de son eau de cristallisation il se redissout alors complètement dans l'eau, et se distingue sous ce rapport essentiellement du niobate et surtout du tantalate de
ce rapport essentiellement du niobate et surtout du tantalate de soude. À la calcination il se dédouble en sel acide et en hydrate de soude; mais ce dédoublement a lieu à une température plus élevée que pour le tantalate et le niobate. Sa composition est exprimée par la formule Na2O,Nb2O3. On peut obtenir aussi des sels basiques et acides. Si l'on maintient en fusion un mélange d'acide hyponiobique et de carbonate de soude jusqu'à ce que le poids ne diminue plus, il se forme un sel de la composition 3Na2O + Nb2O3. Traité par l'eau ce sel se décompose en
+ Nb2O3. Traité par l'eau ce sel se décompose en sel neutre et en hydrate de soude. Si l'on fait passer de l'acide carbonique dans une dissolution d'hyponiobate de soude, il se forme seulement au bout d'un temps très-long un précipité de sel acide. La dissolution du sel neutre reste donc inaltérée à l'air et n'est pas modifiée davantage lorsqu'on la fait bouillir, ce qui constitue une différence essentielle entre ce sel et le tantalate de soude. Le chlorhydrate d'ammoniaque produit dans une dissolution du sel de soude un précipité d'hyponiobate acide d'ammoniaque, qui apparaît seulement après quelque temps. Si
d'hyponiobate acide d'ammoniaque, qui apparaît seulement après quelque temps. Si l'on ajoute de l'hyponiobate neutre de soude à un excès d'un sel neutre à base non alcaline, on obtient dans le précipité une combinaison neutre de cette base avec l'acide hyponiobique. L'auteur a analysé les hyponiobates de magnésie, d'oxyde d'argent, de protoxyde de mercure et d'oxyde de cuivre, et a trouvé pour tous ces sels le rapport de l'oxygène de la base à celui de l'acide hyponiobique comme 4 à 3. Essai pour obtenir des cristaux de thorine et d'acide tantalique, par M. H. A. E. OLSSON et J. S.
tantalique, par M. H. A. E. OLSSON et J. S. CHILDES (1). La thorine employée avait été extraite de l'orangite en traitant ce minéral par l'acide chlorhydrique, séparant la silice, précipitant par l'ammoniaque, redissolvant le précipité dans l'acide chlorhydrique, neutralisant par l'ammoniaque et précipitant la thorine par le sulfate de potasse à l'état de sulfate double de potasse et de thorine. Ce sel, lavé avec une solution de sulfate de potasse, a été dissous dans l'eau, et la thorine précipitée par l'ammoniaque. La thorine, préalablement lavée, a été dissoute de nouveau dans l'acide azotique, puis précipitée une dernière fois par
nouveau dans l'acide azotique, puis précipitée une dernière fois par l'ammoniaque, lavée et calcinée, Elle présentait une légère couleur jaunâtre; sa densité était de 9,08. Exposée à la température d'un four à porcelaine dans des capsules de platine avec du borax dans une expérience, avec de l'acide borique dans une autre, selon la méthode employée par Ebelmen, la thorine a été trouvée cristallisée dans le verre formé par le borax. Elle formait de petits cristaux bruns ou blancs, prismatiques, terminés tantôt par une base, tantôt par une pyramide quadrangulaire dont les faces sont quelquefois rentrées comme celles du sel marin.
les faces sont quelquefois rentrées comme celles du sel marin. Les auteurs rapportent ces formes au type du prisme à base carrée. L'angle de la face de l'octaèdre sur la face adjacente du prisme serait de 102° 30’, angle qui se rapprocherait beaucoup de celui d'un octaèdre de l'oxyde d'étain, du rutile et du zircon. La thorine serait donc isomorphe avec ces trois oxydes, et devrait se formuler ThO2 et non plus ThO ou Th2O3. Les cristaux de thorine présentaient une densité de 9,20. L'acide tantalique extrait de la tantalite (hjelmite) de Nya Kärlefvet, et débarrassé d'acide tungstique et d'oxyde
(hjelmite) de Nya Kärlefvet, et débarrassé d'acide tungstique et d'oxyde d'étain par fusion avec un mélange de soufre et de carbonate de soude, a été mélangé au quadruple de son poids de sel de phosphore. Après avoir été exposé à la température du four à porcelaine, le mélange, traité par l'acide chlorhydrique, a fourni une masse gélatineuse. Lorsqu'on y a ajouté de l'eau, il s'est déposé une poudre pesante, amorphe, et en même temps quelques aiguilles cristallines incolores et transparentes, possédant les caractères chimiques de l'acide tantalique. Ces aiguilles présentaient la forme de prismes rhomboidaux droits de 100°,42°, terminés par
la forme de prismes rhomboidaux droits de 100°,42°, terminés par un biseau parallèle à la grande diagonale du prisme, et portant encore deux autres biseaux moins développés dans la même zone et dans la zone à angle droit de la première. Ces formes ne paraissent pas pouvoir se rapporter à une forme primitive voisine de celle de la brookite, comme on devait être porté à le supposer à cause de l'analogie qui existe entre les formules de l'acide tantalique et de l'acide titanique. Sur un ux) fluorure de mercure et sur le chlorure mercurique, par M. R. FIXEiWB (1). 'D'après
sur le chlorure mercurique, par M. R. FIXEiWB (1). 'D'après Berzelius, en mettant en contact de l'oxyde de mercure et de l'acide fluorhydrique, on obtient du fluorure mercurique formant une (1) poudre jaune orange clair, ou par évaporation de la solution fluorhydrique des cristaux prismatiques jaune foncé. M. Finkener fait voir que la poudre et les cristaux ne sont pas du fluorure mercurique, mais un hydrate d'oxyfluorure. Lorsqu'on ajoute de l'oxyde de mercure fraîchement précipité et soigneusement lavé à de l'acide fluorhydrique, les premières portions se dissolvent avec élévation de température. À un moment donné, l'oxyde cesse de se dissoudre
température. À un moment donné, l'oxyde cesse de se dissoudre et se transforme assez rapidement en une poudre cristalline d'un jaune clair. On continue à ajouter de l'oxyde aussi longtemps que la dissolution se fait facilement, et on s'arrête avant d'en avoir introduit un excès. La poudre cristalline séparée par le filtre, exprimée entre des doubles de papier et séchée sur l'acide sulfurique et la chaux, a présenté une composition qui peut être exprimée par la formule Les cristaux prismatiques jaune-orange qui se déposent par l'évaporation lente d'une solution fluorhydrique d'oxyde de mercure ont donné à l'analyse les mêmes résultats.
d'oxyde de mercure ont donné à l'analyse les mêmes résultats. L'eau décompose l'oxyfluorure de mercure même à froid. La solution renferme de l'acide fluorhydrique et une petite quantité d'oxyde de mercure, et le résidu solide est de l'oxyde de mercure presque pur. L'oxyfluorure ne s'altère pas à 100°. À une température plus élevée, il dégage de l'eau et de l'acide fluorhydrique, puis il fond et se réduit en mercure métallique. Le fluorure mercurique peut être obtenu de la manière suivante on introduit de l'oxyde de mercure bérylique dans un grand excès d'acide fluorhydrique. L'oxyde se transforme en une masse blanche
excès d'acide fluorhydrique. L'oxyde se transforme en une masse blanche formée de fluorure mercurique hydraté. Cette masse peut facilement envelopper de petites quantités d'oxyde de mercure. On est plus sûr d'obtenir le fluorure pur en préparant d'abord de l'oxyfluorure, comme on l'a indiqué plus haut, décantant la liqueur et la remplaçant par de l'acide fluorhydrique. En répétant cette opération plusieurs fois, on voit l'oxyfluorure se transformer, en absorbant de l'acide fluorhydrique, en une masse cristalline blanche de fluorure hydraté. La composition de ce sel est exprimée par la formule HgF2 + 2H2O. Déjà à 50°, il perd son eau et
+ 2H2O. Déjà à 50°, il perd son eau et en même temps de l'acide fluorhydrique, en laissant de l'oxyfluorure. L'eau le décompose comme l'oxyfluorure. En ajoutant de l'ammoniaque en léger excès à une solution fluorhydrique de fluorure mercurique, on détermine la précipitation d'une masse gélatineuse qui, lorsqu'on la lave, perd sa consistance sans changer de composition et se transforme en une poudre blanche; séchée sur l'acide sulfurique cette poudre renferme Chauffée à 200° environ avec de l'oxyde de plomb, elle dégage non seulement de l'ammoniaque, mais aussi de l'azote. Généralités sur les métaux qui accompagnent le platine, par M.
Généralités sur les métaux qui accompagnent le platine, par M. C. KHAIS (S). Généralités sur les métaux du platine et particulièrement sur le ruthénium, à l'occasion du récent travail de MM. Deville et Debray. Après quelques remarques sur le beau mémoire de MM. Deville et Debray, l'auteur expose ses vues sur la classification des métaux du platine. Ces métaux forment, d'après lui, un groupe parfaitement caractérisé par les propriétés suivantes 1° leur volume atomique est le même, à très peu près; 2° leurs sels doubles sont isomorphes lorsqu'ils ont une composition analogue; 3° ces métaux possèdent, surtout à l'état pulvérulent,
composition analogue; 3° ces métaux possèdent, surtout à l'état pulvérulent, une forte adhésion pour l'oxygène; 4° leurs oxydes sont réductibles par l'hydrogène à la température ordinaire, avec ignition. Le groupe se subdivise en deux séries dont l'une, la série principale, renferme les métaux formant la plus grande partie des minerais de platine. La série principale est caractérisée par la densité et le poids atomique considérables et à peu près les mêmes de ses divers termes, et par la propriété dont jouissent les métaux qui y rentrent de se combiner facilement avec le chlore pour former des chlorures du type MCl2.
avec le chlore pour former des chlorures du type MCl2. Ces chlorures s'unissent avec les chlorures alcalins et donnent des sels doubles MCl + MCl2, cristallisant toujours dans le type cubique. L'autre série, ou série secondaire, renferme les métaux qui possèdent une densité et un poids atomique moitié moindres que les métaux de la série principale. Leurs chlorures les plus stables sont du type MCl ou M2Cl3 et les sels doubles qu'ils forment avec les chlorures alcalins rentrent dans les trois types Leurs formes cristallines n'appartiennent pas au type régulier. (1) Hydrate d'oxyde de dimercurammonium. (2) Bulletin de l'Académie de
(1) Hydrate d'oxyde de dimercurammonium. (2) Bulletin de l'Académie de Saint Pétersbourg. – Journal für praktische Chemie, T. LXXX, p. 282. 1860. Ms 13 et 14. On peut disposer ces deux séries sur deux lignes horizontales superposées de manière que les deux métaux placés dans une même colonne verticale soient unis par un grand nombre d'analogies. Serie principale: Osmium Iridium Platine Série secondaire Ruthénium Rhodium Palladium M. Claus a déjà fait voir combien sont remarquables les propriétés qui rapprochent le ruthénium de l'osmium et le rhodium de l'iridium. La découverte récente d'un acide perruthénique oligoatomique (1) vient ajouter un nouveau
récente d'un acide perruthénique oligoatomique (1) vient ajouter un nouveau poids à ces considérations. Quant au platine et au palladium, ils constituent aussi un couple très bien caractérisé; le palladium suit en effet le platine dans toutes ses combinaisons. De même que le chlorure de palladium, le protochlorure de platine est précipité par le cyanure de mercure. Le platine et, à un moindre degré, le palladium se rapprochent de l'or et des métaux négatifs. L'osmium et le ruthénium forment l'extrémité positive de la série des métaux du platine et trouvent leurs analogues dans le fer et le manganèse. L'osmite et
leurs analogues dans le fer et le manganèse. L'osmite et le ruthénate de potasse ressemblent d'une manière frappante au ferrate de potasse; les oxydes de l'osmium et du ruthénium ont leurs correspondants dans ceux du fer et du manganèse. Ces deux métaux positifs de la série du platine forment avec le potassium des cyanures doubles que l'on pourrait confondre avec le cyanure jaune, si grande est l'analogie que présentent les réactions de ces composés avec celles du ferrocyanure. L'iridium et le rhodium enfin se placent au milieu, entre le platine et le palladium d'une part, l'osmium et le ruthénium de
et le palladium d'une part, l'osmium et le ruthénium de l'autre. À l'occasion de l'analyse publiée par MM. Deville et Debray de deux osmiures d'iridium de Russie très pauvres en osmium, et dans lesquels ces chimistes n'ont pas trouvé de ruthénium, M. Claus fait remarquer que des quantités faibles de ruthénium peuvent très facilement être masquées par l'iridium. Lorsqu'on fond avec la potasse et l'azotate de potasse un minerai pauvre en osmium et en ruthénium, on obtient, au lieu d'une solution orange ne renfermant presque pas d'iridium, une liqueur jaune, verte ou bleue dans laquelle la couleur de l'iridium couvre
verte ou bleue dans laquelle la couleur de l'iridium couvre celle du ruthénium. De plus, une partie notable du ruthénium reste adhérente à l'iridate de potasse non dissous. En pareil cas, M. Claus préfère précipiter le ruthénium par l'ammoniaque, à l'ébullition, dans le mélange des chlorures des métaux du platine. Cette méthode ne donne de bons résultats que lorsque la liquide contient une assez grande quantité de ruthénium mais elle a l'avantage de permettre l'élimination préalable par des cristallisations ou des lavages fractionnés d'une grande partie des métaux qui gênent la précipitation du ruthénium. On obtient finalement une liqueur dans
la précipitation du ruthénium. On obtient finalement une liqueur dans laquelle le dernier métal est contenu en quantité assez considérable pour pouvoir être précipité et même dosé, au moins approximativement. Voici les faits sur lesquels se fonde la méthode dont il vient d'être question. Le sesquichlorure de ruthénium est précipité à l'ébullition à l'état de sesquioxyde noir dans les solutions légèrement alcalisées par l'ammoniaque. Le chlorure osmique se comporte de même; seulement il laisse déposer en même temps l'oxyde OsO2. Les autres métaux ne sont pas précipités. Le bichlorure rouge de ruthénium est précipité sous forme d'hydrate de bioxyde brun
de ruthénium est précipité sous forme d'hydrate de bioxyde brun (RuO2,3H2O), mais d'une manière incomplète. La potasse agit comme l'ammoniaque, mais présente l'inconvénient de pouvoir redissoudre une partie de l'oxyde RuO2. Lorsque la liquide renferme beaucoup d'iridium, la précipitation n'a pas lieu; toutefois la présence du ruthénium se reconnaît toujours d'une manière sûre par la couleur de la solution. Lorsque cette dernière ne renferme que de l'iridium, l'addition de la potasse ou de l'ammoniaque la décolore immédiatement; c'est seulement au bout de quelques jours qu'elle prend une belle coloration bleue. Des traces de ruthénium empêchent la décoloration et peuvent même
Des traces de ruthénium empêchent la décoloration et peuvent même communiquer, après quelque temps, au liquide une teinte d'un pourpre foncé. Les sels doubles que le bichlorure d'iridium forme avec les chlorures alcalins ne sont pas isomorphes avec ceux du sesquichlorure de ruthénium on peut donc les séparer facilement par cristallisation. Il n'en est pas de même des chlorures doubles formés par le bichlorure de ruthénium, qui sont isomorphes avec les premiers; toutefois la grande solubilité fait qu'ils se concentrent en grande partie dans les eaux mères, même en présence d'une quantité considérable d'iridium. En tirant parti des faits qui
d'une quantité considérable d'iridium. En tirant parti des faits qui viennent d'être présentés, on peut opérer de la manière suivante pour séparer le ruthénium selon la précipitation et de la cristallisation fractionnées. -L'osmiure d'iridium est attaqué par fusion avec le nitre et la potasse; le produit est traité par une petite quantité d'eau, et la liquide est additionnée d'acide sulfurique (pour précipiter les acides métalliques dissous), jusqu'à ce que la réaction alcaline soit devenue très faible, mélangée d'alcool, portée à l'ébullition, filtrée, et le dépôt est soigneusement lavé. La poudre noire oxydée qui constitue ce dépôt renferme, sous forme d'iridate
noire oxydée qui constitue ce dépôt renferme, sous forme d'iridate acide de potasse, une quantité de potasse suffisante pour transformer la plus grande partie de l'iridium en chlorure double au moment de la dissolution dans l'eau régale. Les oxydes métalliques étant dissous dans l'eau régale, on évapore de manière à chasser l'osmium; puis on laisse refroidir et reposer la solution. La plus grande partie de l'iridium se dépose à l'état de chlorure double alcalin; on en précipite une nouvelle portion, en ajoutant aux eaux mères du sel ammoniac en poudre. La liquide qui reste renferme ordinairement le ruthénium en quantité
La liquide qui reste renferme ordinairement le ruthénium en quantité assez notable pour qu'on puisse le précipiter. On concentre la solution, avec addition d'une nouvelle quantité de sel ammoniac, jusqu'à ce que la plus grande partie des métaux du platine s'étant séparés à l'état de sels doubles, la liquide commence se décolorer. On laisse reposer quelques jours: on recueille le résidu sur un filtre; on lave avec une solution de sel ammoniac pour enlever le fer et le cuivre; il reste enfin sur le filtre un mélange de sels d'iridium et de ruthénium qui, dissous et porté à l'ébullition, après
et de ruthénium qui, dissous et porté à l'ébullition, après addition d'ammoniaque, abandonne un précipité de sesquioxyde de ruthénium. Méthode de la dissolution fractionnée. Au lieu de ce procédé, on peut employer celui de la dissolution fractionnée, que l'on applique au mélange des sels obtenus par évaporation des eaux mères après une première cristallisation. Le résidu de l'évaporation, préalablement lavé avec une solution de sel ammoniac, est ensuite mis en digestion avec une petite quantité d'eau pure. Celle-ci dissout la plus grande partie du ruthénium. La précipitation de ce métal se fait ensuite, comme précédemment, par l'ammoniaque. La découverte d'un
se fait ensuite, comme précédemment, par l'ammoniaque. La découverte d'un acide perruthénique volatil pourrait conduire à une méthode d'analyse plus simple. On pourrait, après avoir attaqué par le nitre et la potasse, neutraliser par un acide, ajouter de l'alcool et chauffer; dissoudre la poudre noire, après lavage, dans l'acide chlorhydrique, et enfin chauffer dans une coupe avec du chlorate de potasse. Les produits volatils seraient recueillis dans un récipient renfermant de l'alcool. L'acide perruthénique est réduit immédiatement par l'alcool, l'acide osmique seulement à la longue. On pourrait aussi précipiter les deux acides par l'hydrogène sulfuré et décomposer le mélange des
deux acides par l'hydrogène sulfuré et décomposer le mélange des sulfures à chaud par l'oxygène dans une nacelle de platine. Le ruthénium resterait seul à l'état d'oxyde, tandis que l'acide osmique se volatiliserait. Dans son premier travail sur les métaux du platine, l'auteur avait indiqué, comme une des réactions les plus caractéristiques du rhodium, sa précipitation par la potasse en présence de l'alcool, à la température ordinaire, sous forme d'une poudre noire probablement métallique. Un examen plus complet a montré que cette poudre est un hydrate de sesquioxyde de rhodium, renfermant moins d'eau que l'hydrate jaune (Rh2O3 · H2O). De
renfermant moins d'eau que l'hydrate jaune (Rh2O3 · H2O). De plus, la précipitation se fait aussi sans alcool, quand on chauffe la solution de rhodium avec une lessive de potasse très concentrée. L'hydrate noir (Rh2O3 · 3H2O) dont il vient d'être question possède des propriétés très remarquables il est gélatineux, se réduit par la dessiccation à un très petit volume, et se comporte vis-à-vis des acides comme un corps très indifférent. L'acide chlorhydrique seul en dissout une très petite partie, en prenant la belle couleur rouge due au sesquichlorure. Chauffé dans un creuset de platine, l'hydrate se réduit avec incandescence
dans un creuset de platine, l'hydrate se réduit avec incandescence en un oxyde inférieur anhydre RhO, tout à fait indifférent à l'égard des acides. Dans des conditions analogues, le sesquichlorure d'iridium fournit de même un hydrate de sesquioxyde noir, insoluble dans les acides, à l'exception de l'acide chlorhydrique, qui en dissout une petite quantité en se colorant en vert olive. Il existe aussi, sans aucun doute, un hydrate de sesquioxyde d'iridium Ir2O3 · H2O. En effet, lorsqu'on mélange une solution d'un des sels doubles formés par le sesquichlorure d'iridium avec une petite quantité de potasse caustique, et que l'on abandonne
une petite quantité de potasse caustique, et que l'on abandonne le mélange dans un vase bien bouché, on voit se déposer un précipité jaunâtre, tirant sur le vert olive et si oxydable au contact de l'air, qu'il est impossible de l'obtenir dans un état convenable pour l'analyse. Il devient bleu en absorbant l'oxygène de l'air. Il est très soluble dans le moindre excès de potasse. En précipitant le sesquichlorure d'iridium par un grand excès d'eau de chaux, on a obtenu un dépôt jaune clair sale, devenant bleuâtre à l'air et renfermant pour 1 équivalent de sesquioxyde d'iridium 3 équivalents de