jeanflop/post-ocr-correction huggingface dataset:
mercure, par M. E. LESSOIS. Le protochlorure de cuivre, en solution assez étendue, mais fortement acide, donne, lorsqu'on y ajoute une goutte d'acide azotique fumant, une coloration d'un beau bleu indigo foncé. La même réaction est produite par l'azotite de potasse. Elle est due à l'action de l'acide hypoazotique sur le sel de protoxyde de cuivre; car ni le bioxyde gazeux, ni l'acide azotique fumant préalablement étendu d'eau, et ainsi privé d'acide hypoazotique, ne sont capables de la produire. La coloration bleue est très caractéristique et peut servir à reconnaître la présence de l'acide hypoazotique; elle est moins applicable à
la présence de l'acide hypoazotique; elle est moins applicable à la recherche du protoxyde de cuivre, parce que dans les solutions cuivreuses très étendues elle est difficile à distinguer de la couleur des sels cuivres. Sur le tungstène et sur quelques alliages de ce métal, par M. F. A. BERZOLLI. L'auteur s'est proposé dans ce travail d'étudier particulièrement les alliages du tungstène avec divers métaux. Ayant cherché d'abord à obtenir le tungstène métallique à l'état fondu, il n'a pas réussi, quoique disposant de moyens de chauffage très perfectionnés. Le tungstène s'est toujours présenté sous forme d'une poudre noire d'une densité
s'est toujours présenté sous forme d'une poudre noire d'une densité de 17,1 à 17,3 pour le métal réduit par le charbon, et de 17,9 à 18,2 pour le métal réduit par l'hydrogène. En fondant des tournures de fonte grise avec de l'acide tungstique, ou de la fonte blanche avec addition de charbon, l'auteur a obtenu des alliages jouissant de propriétés remarquables et surtout d'une grande dureté. Il admet que le carbone qui se trouve dans la fonte à l'état de combinaison n'agit pas sur l'acide tungstique, et que le carbone à l'état de mélange réduit seul le tungstène en métal.
à l'état de mélange réduit seul le tungstène en métal. En effet, les alliages obtenus renfermaient encore du carbone, et cela dans une proportion allant jusqu'à 8,18 %. L'acide tungstique peut être remplacé, dans la préparation de ces alliages, par le wolfram ou par la scheelite. En ce qui concerne le cuivre, le plomb, l'antimoine, le bismuth, le zinc, le nickel et le cobalt, la fusion d'un mélange de ces métaux avec le tungstène ne fournit pas d'alliage. En réduisant un mélange des oxydes, on obtient des alliages très peu fusibles. La fusion du tungstène avec l'argent donne soit des
fusibles. La fusion du tungstène avec l'argent donne soit des culots non homogènes, soit des masses infusibles. Il en est de même de l'or. Sur les degrés d'oxydation de l'acide tungstique. On sait que l'acide tungstique prend, dans certaines circonstances, une couleur verte. On a supposé que cette coloration pouvait être due à une réduction partielle de l'acide. Il n'en est rien en effet, l'acide tungstique jaune chauffé au rouge blanc, dans un courant d'oxygène, devient vert et prend en même temps une texture cristalline. La même transformation a lieu quand on chauffe l'acide dans un creuset, au milieu d'une
quand on chauffe l'acide dans un creuset, au milieu d'une atmosphère oxydante; on observe en même temps une sublimation partielle de l'acide dans le creuset. En réduisant par l'hydrogène l'acide jaune et l'acide vert, on s'assure que leur composition est exactement la même et qu'ils constituent par conséquent deux modifications isomériques d'une même combinaison oxygénée. À ces deux modifications, dont l'auteur propose de désigner la seconde sous le nom d'acide pyrotungstique, en réservant à la première le nom d'acide tungstique, vient se joindre un troisième acide tungstique, l'acide métatungstique, de M. Scheibler, beaucoup plus soluble dans l'eau. Les expériences de
M. Scheibler, beaucoup plus soluble dans l'eau. Les expériences de M. Bernoulli le conduisent à assigner au tungstène l'équivalent 93,4. Ses analyses ont donné des nombres variant de 93,22 à 93,97. Après avoir cité un certain nombre d'anciennes analyses de wolfram et de scheelite, en mettant les siennes en regard, il termine en proposant pour le dosage de l'acide tungstique le procédé suivant: Les tungstates insolubles, réduits en poudre fine, sont fondus, dans un creuset de platine, avec du carbonate de soude. La masse fondue est reprise par l'eau; la solution aqueuse, filtrée pour séparer les oxydes métalliques insolubles, est
solution aqueuse, filtrée pour séparer les oxydes métalliques insolubles, est neutralisée à chaud par l'acide acétique. La silice, s'il y en a, est précipitée complètement par un léger excès d'acide acétique, et peut être séparée par filtration. La solution est traitée par l'acétate de plomb; il se précipite du tungstate de plomb, PbO, WO3, facile à laver. Ce sel est mis en digestion, avec le filtre, pendant une demi-heure, dans du sulfhydrate d'ammoniaque, qui dissout l'acide tungstique et précipite le plomb à l'état de sulfure. La nouvelle solution, filtrée, est évaporée à sec dans une capsule de platine avec addition
évaporée à sec dans une capsule de platine avec addition d'acide azotique, et le résidu est calciné et pesé. Si l'acide renfermait de l'acide niobique, il faudrait, avant d'achever l'évaporation à sec avec l'acide nitrique, reprendre par l'ammoniaque étendue, qui laisserait l'acide niobique non dissous. CHIMIE MINÉRALOGIQUE. Sur un nouveau mode de reproduction du fer oligiste et de quelques oxydes naturels, par M. H. SAINT-CLAIR DEVILLE. L'auteur propose d'appeler agents minéralisateurs certains corps gazeux qu'on rencontre dans la nature parmi les émanations de toute sorte et qui, sans se fixer sur aucune des substances qu'ils touchent, les transforment, ou les
sur aucune des substances qu'ils touchent, les transforment, ou les transportent en les transformant en matières minérales absolument semblables à celles qu'on rencontre dans la nature; tels sont, par exemple, l'hydrogène, le fluorure de silicium, l'acide carbonique; etc. Il était curieux de rechercher si l'acide chlorhydrique est à lui seul un agent minéralisateur c'est à l'objet des recherches de M. Deville. Quand on fait passer un courant très-rapide d'acide chlorhydrique dans un tube de porcelaine chauffé au rouge vif et contenant du sesquioxyde de fer, celui-ci se transforme en sesquichlorure de fer qui se condense dans les parties encore chaudes
de fer qui se condense dans les parties encore chaudes de l'appareil, et en eau qui est entraînée beaucoup plus loin avec l'excès d'acide chlorhydrique. Mais si le courant gazeux est lent, on ne voit pas se former la moindre trace de chlorure; il sort de l'appareil autant d'acide chlorhydrique qu'il en est entré, et le sesquioxyde amorphe est transformé en fer oligiste de la plus grande beauté, tout à fait semblable par ses formes, son irisation et son éclat, soit au fer oligiste de l'île d'Elbe, soit au fer spéculaire des volcans il ne s'est pas consommé trace d'acide
spéculaire des volcans il ne s'est pas consommé trace d'acide chlorhydrique. Quand la température atteint le rouge vif de la fusion de l'argent, on obtient, sans qu'il y ait transport sensible de la matière (c'est le caractère inattendu de cette expérience), des cristaux identiques à ceux de l'île d'Elbe. Les angles ont été mesurés avec soin. Dans ces conditions il se dégage toujours une petite quantité de chlore, ce qui fait que les cristaux sont magnétiques comme la plupart des cristaux de fer oligiste, par suite de la présence d'un peu de fer oxydé répandu dans la matière aussi trouve-t-on
peu de fer oxydé répandu dans la matière aussi trouve-t-on un peu moins d'oxygène qu'il n'en faut pour constituer le sesquioxyde de fer. Quand on opère à une température moins élevée, on obtient le fer spéculaire des volcans, c'est-à-dire des lames rhomboïdales aplaties portant sur leurs bords l'indication des faces du rhomboèdre primitif. Un échantillon de lave de l'Etna sur lequel M. Deville a dirigé un courant lent d'acide chlorhydrique sec, s'est recouvert de cristaux de fer spéculaire nés sur place et dont le transport est au moins insensible. Il est donc complètement inutile de faire intervenir l'action de la
est donc complètement inutile de faire intervenir l'action de la vapeur d'eau concurremment avec l'acide chlorhydrique pour expliquer la formation du fer oligiste des volcans; le gaz, à l'état de siccité absolue, enlève aux laves le fer qui s'y trouve combiné et l'isole en le déposant sur place à l'état de fer oligiste. M. Deville a fait cristalliser par le même procédé, en octaèdres, l'acide stannique, la magnésie et l'oxyde rouge de manganèse. L'acide stannique se présente en octaèdres qui paraissent carrés; mais ils n'ont pu être mesurés en raison de leur petitesse. Il en est de même de la
de leur petitesse. Il en est de même de la magnésie qui, seule ou mélangée avec un peu de sesquioxyde de fer, se transforme sans perte dans l'acide chlorhydrique gazeux, en petits cristaux sur lesquels on observe les facettes d'un triangle équilatéral qui peuvent appartenir à la périclase. L'auteur termine en faisant remarquer combien les agents gazeux des émanations actuelles ont de puissance encore inconnue pour former les minéraux, et combien il est nécessaire d'étudier leurs effets avant de supposer l'intervention inutile et probablement nuisible d'un grand nombre de produits de laboratoire. Production artificielle des oxydes de manganèse et de
de laboratoire. Production artificielle des oxydes de manganèse et de fer, et de nouveaux cristaux d'épigenie et de feldspath, par M. Fréd. Kuhlmann. M. Kuhlmann ayant fait réparer un four où il avait calciné un mélange de craie et de résidu de la fabrication du chlore en vue de la préparation économique du chlorure de calcium, a remarqué que, dans la partie de la masse de chlorure de calcium la plus rapprochée du foyer, sur les points où ce chlorure pénétré de protoxyde de manganèse a pu séjourner quelque temps et où il a subi l'action de la température d'un
et où il a subi l'action de la température d'un feu oxydant, il y avait des cavités tapissées de magnifiques cristaux noirs et que les parties superficielles de la masse avaient acquis une couleur bleue très-éclatante. Les cristaux noirs étaient formés d'un oxyde particulier de manganèse contenant 3 1/2 % d'oxyde de fer et d'une composition correspondant à la hausmannite Mn3O4; ils présentaient cette particularité que leur forme cristalline se rapproche de celle de l'aceldèse Mn2O3,4O. On peut faire plusieurs hypothèses sur la réaction qui a donné naissance à la formation des cristaux de hausmannite. L'auteur pense que cette formation
formation des cristaux de hausmannite. L'auteur pense que cette formation est le résultat de l'oxydation graduelle du protoxyde de manganèse au milieu de la masse de chlorure de calcium fondu, et que la volatilisation ou la décomposition de ce chlorure a facilité la formation des géodes remarquables qui se sont formées dans ce four. Il dit à l'appui de cette opinion qu'il a obtenu de la hausmannite en calcinant directement du chlorure de calcium avec du protoxyde de manganèse dans un tef à griller. Il a obtenu de même du fer oligiste en fondant du peroxyde de fer amorphe dans
fer oligiste en fondant du peroxyde de fer amorphe dans du chlorure de calcium, et de l'oxyde magnétique cristallisé en chauffant le même chlorure avec du sulfate de protoxyde de fer dans un creuset couvert. Dans le même four, il s'était formé une magnifique géode de fer oligiste cristallisé en rhomboèdres basés, magnétique et même polaire comme beaucoup de fers oligistes naturels. Ces cristaux ne contenaient que des traces de manganèse et se trouvaient fixés à la maçonnerie par une couche de silicate de fer également cristallisé. L'auteur pense que toutes ces cristallisations peuvent avoir lieu à la faveur d'une
toutes ces cristallisations peuvent avoir lieu à la faveur d'une matière liquéfiable à une haute température et qui, à l'état liquide, permet aux molécules des masses minérales cristallisables de se mouvoir librement ou par entraînement au moyen d'un courant d'air, de vapeur d'eau surchauffée ou de certains corps ayant la propriété de se volatiliser. La matière bleue dont il a été question plus haut consiste en manganate de chaux qui est cristallisé, et présente une couleur bleu d'outremer magnifique. On avait vainement cherché à produire ce sel jusqu'à ce jour. Il est insoluble dans l'eau, mais il a peu de
Il est insoluble dans l'eau, mais il a peu de stabilité en présence de ce liquide, car il se transforme, comme les autres manganates, en permanganate et en acide permanganique sous l'influence des acides et même de l'acide carbonique. Les conditions de la formation de ce corps reposent, selon toute probabilité, sur la décomposition du chlorure de calcium par la vapeur d'eau, et sur une certaine solubilité de la chaux dans le chlorure non décomposé; la chaux se trouverait alors dans des conditions favorables pour réagir sur l'oxyde de manganèse. CHIMIE ANALYTIQUE. Sur le dosage de l'acide carbonique libre dans
CHIMIE ANALYTIQUE. Sur le dosage de l'acide carbonique libre dans les eaux potables, par M. PETTENKOBER (2). M. Pettenkofer, qui a déjà proposé de doser l'acide carbonique de l'air au moyen de l'eau de chaux, applique maintenant le même réactif à la détermination de l'acide carbonique libre des eaux potables. Pour cela il ajoute à l'eau un volume connu d'une solution titrée de chaux, et il titre ensuite jusqu'à réaction alcaline avec une solution d'acide oxalique d'une valeur connue. Il est indispensable toutefois de prendre diverses précautions, afin d'arriver à des résultats satisfaisants. En premier lieu, le carbonate de chaux
des résultats satisfaisants. En premier lieu, le carbonate de chaux formé ne se dépose pas immédiatement, mais reste au contraire dissous pendant un certain temps; il possède alors une réaction alcaline qui troublerait le titrage, si on n'avait eu soin de laisser la liqueur reposer pendant 8 ou 10 heures. La présence de sels alcalins et de sels de magnésie peut constituer une autre source d'erreurs les sels alcalins en se transformant en carbonates dont la réaction est alcaline, et la magnésie en se précipitant à l'état d'hydrate, et en exigeant alors un temps assez long pour être saturée par
exigeant alors un temps assez long pour être saturée par l'acide oxalique. On évite ces inconvénients par l'addition d'une certaine quantité de chlorure de calcium et de sel ammoniac. L'eau de chaux peut servir à distinguer, dans une eau, l'acide carbonique libre de celui qui est en combinaison à l'état de bicarbonate, et même jusqu'à un certain point à déterminer la quantité de cet acide. En effet, le bicarbonate de chaux en dissolution n'exerce aucune action sur le papier de curcuma. Le carbonate neutre de chaux, au contraire, au moment même où il vient de se former, possède une réaction
même où il vient de se former, possède une réaction alcaline sensible. Si donc une eau prend une réaction alcaline après addition du premier centimètre cube d'eau de chaux, elle ne renferme pas d'acide carbonique libre dans le sens strict du mot, bien qu'elle puisse en contenir une quantité notable dans le sens ordinaire, c'est-à-dire à l'état de bicarbonate. Dans les eaux minérales acidules on peut doser l'acide carbonique, comme il a été dit plus haut, en ayant soin de les étendre d'eau distillée pure d'acide carbonique, afin d'éviter les déperditions possibles de ce gaz. Notices chimiques, par M. A.
déperditions possibles de ce gaz. Notices chimiques, par M. A. MIEHE (1). Préparation de l'hydrate de baryte au moyen de l'oxyde de zinc. Cette préparation se fait comme lorsqu'il s'agit de décomposer le sulfure de barium par l'oxyde de cuivre; elle réussit très-facilement, il faut garder une petite quantité de sulfure de barium en réserve pour précipiter l'excès d'oxyde de zinc qui a pu se dissoudre dans l'eau de baryte. Si le sulfure renfermait un sel thionique, il faudrait calciner l'hydrate de baryte avec du nitrate de baryte, reprendre par l'eau et séparer le sulfate par filtration. (1) Journal fur
l'eau et séparer le sulfate par filtration. (1) Journal fur praktische Chemie, t. lxaxii, p. 52. 1861. N° 1. Action réciproque des sulfates alcalins et des carbonates terreux. On sait que les sulfates terreux et les carbonates alcalins, mis en digestion à froid, se transforment en sulfates alcalins et en carbonates terreux. Toutefois, le sulfate d'ammoniaque, formé à la température ordinaire, éprouve à chaud une décomposition inverse avec les carbonates terreux. Lorsque la digestion se fait à la température ordinaire en présence d'acide carbonique libre, les carbonates terreux et les sulfates alcalins donnent toujours une quantité considérable de sulfates terreux
sulfates alcalins donnent toujours une quantité considérable de sulfates terreux et de bicarbonates alcalins. La réaction n'est jamais complète; elle n'en est pas moins intéressante à cause des applications qui peuvent en être faites soit à la géologie, soit à la théorie de la nutrition des plantes. Emploi de la baryte pour les analyses de cendres des végétaux. La solution chlorhydrique des cendres est additionnée d'acide sulfurique en quantité suffisante pour saturer une portion des alcalis et toutes les autres bases, puis évaporée presque à sec, reprise par l'eau, filtrée et légèrement alcalisée par l'eau de baryte. Il se produit
et légèrement alcalisée par l'eau de baryte. Il se produit un précipité qu'on sépare par filtration. La liqueur est ensuite précipitée complètement par l'eau de baryte, filtrée, et enfin saturée d'acide carbonique, avec ébullition, et filtrée de nouveau. Les alcalis restent dans la dernière liqueur à l'état de carbonates ou de chlorures. Le premier précipité renferme principalement les bases faibles et les phosphates terreux avec une petite quantité de phosphate de baryte. Le second précipité renferme la chaux, la magnésie; le troisième du carbonate de baryte avec des traces de chaux et de magnésie. CHIMIE ORGANIQUE. Sur un nouveau procédé
chaux et de magnésie. CHIMIE ORGANIQUE. Sur un nouveau procédé pour préparer les dérivés chlorés des hydrocarbures homologues avec la benzine et sur le cyanure de xylenyle, par M. A. CURRAN (1). On réussit très bien à préparer les produits chlorés des termes supérieurs de la série de la benzine de la manière suivante: On recouvre d'un excès d'acide chlorhydrique le bichromate de potasse finement pulvérisé, placé dans une fiole munie d'un tube condenseur; on chauffe doucement, jusqu'à ce que le dégagement du chlore commence; on ajoute alors le carbure d'hydrogène sur lequel on veut opérer, et on maintient le
d'hydrogène sur lequel on veut opérer, et on maintient le tout à une douce chaleur. L'opération se termine rapidement. On enlève le produit qui surnage, et on le lave à l'acide chlorhydrique, à la potasse et à l'eau, on le sèche sur le chlorure de calcium, et enfin on le chauffe pour chasser l'hydrocarbure non attaqué qu'il peut renfermer. Le chlorure de phényle et celui de toluyle peuvent être distillés sans altération; mais ceux de xylényle et de cyményle se décomposent au-dessus de 200°. Le chlorure de xylényle possède une odeur aromatique et bouillonne à 216-228°, mais en dégageant des
odeur aromatique et bouillonne à 216-228°, mais en dégageant des vapeurs chlorhydriques. Il a été préparé avec du xylène pur C16H10 provenant du goudron de bouille. Densité 1,13b. Distillé avec du cyanure de potassium, il donne une huile pesante, d'une odeur désagréable; c'est le cyanure de xylényle C16H9, C2N2, qui, chauffé avec de la potasse, se transforme en xylylate de potasse C18H9O3N. Le chlorure de cyményle (chlorocymol) possède une densité d'environ 1,146, et fournit, lorsqu'on le distille avec le carbonate d'ammoniaque, une base huileuse présentant les propriétés de la cymidine. Note sur le chlorure de camphoryle, par M. A. MOITSIIFIL
Note sur le chlorure de camphoryle, par M. A. MOITSIIFIL (1). On obtient facilement le chlorure de camphoryle en chauffant pendant 8 ou 10 heures à 100° un mélange de 1 équivalent d'acide camphorique hydraté et de 2 équivalents de perchlorure de phosphore. L'action, très vive au début, est accompagnée d'un dégagement d'acide chlorhydrique; il se produit en même temps de l'oxychlorure de phosphore qui facilite la réaction en dissolvant les deux substances. Quand le liquide de la fiole ne laisse plus déposer, par le refroidissement, des cristaux d'acide camphorique anhydre, il suffit d'élever la température à 150° afin de
anhydre, il suffit d'élever la température à 150° afin de chasser l'oxychlorure de phosphore; le chlorure de camphoryle reste dans la fiole. L'acide camphorique anhydre est difficilement attaqué par le perchlorure de phosphore; la réaction s'effectue mieux si le mélange est dissous dans l'oxychlorure de phosphore. Le chlorure de camphoryle est un liquide jaunâtre, plus dense que l'eau. Sa formule est C10H14O2Cl, il se décompose lentement au contact de l'eau froide et rapidement au contact de l'eau bouillante. La chaleur l'altère. Vers 200° il se décompose complètement en dégageant de l'acide chlorhydrique; il se forme en même temps un sublimé
l'acide chlorhydrique; il se forme en même temps un sublimé d'acide anhydre, et il distille une huile épaisse ayant l'odeur de l'essence de citron. À 100° son altération commence déjà. Le gaz ammoniac sec et le carbonate d'ammoniaque le changent en camphoramide C10H15N2O4. Celle-ci s'obtient par évaporation sous forme d'une matière visqueuse qui se concrétise au bout de plusieurs semaines en une masse à cassure cristalline. L'aniline l'attaque vivement et donne un composé solide qui paraît être la camphoranilide. Recherches sur l'acide lactique, par MM. Ad. LEMAN, et C. FRIEDEL (1). La formation de l'acide lactique par l'oxydation directe du
(1). La formation de l'acide lactique par l'oxydation directe du propylglycol a suggéré l'idée qu'on pouvait admettre dans cet acide l'existence d'un radical diatomique, le lactyle (C3H4O)2 dérivé du propylène (C3H6) par oxydation, comme l'acétyle dérive de l'éthylène: On a envisagé dès lors l'acide lactique comme un acide diatomique de la forme Les recherches suivantes fortifient ce point de vue. Ethers lactiques. M. Wurtz a décrit antérieurement le lactate d'éthylène et l'acide éthyl-lactique qui se forme lorsque l'éther neutre est décomposé par la potasse caustique. Mais il existe un autre éther lactique neutre, que M. Strecker a obtenu en distillant
éther lactique neutre, que M. Strecker a obtenu en distillant le lactate de chaux avec le sulfovinate de potasse ce chimiste a exprimé la composition de cet éther par la formule C6H10 (C2H5)2O; qu'on peut écrire Les auteurs se sont assurés que ce composé se forme avec la plus grande facilité lorsqu'on fait chauffer dans des tubes scellés à 170° de l'acide lactique avec de l'alcool. On soumet le produit à la distillation fractionnée et on recueille ce qui passe entre 150° et 160°. On obtient ainsi un liquide neutre bouillant à 150° sous la pression de 0,753, d'une densité
bouillant à 150° sous la pression de 0,753, d'une densité de 1,0342 à 0°; sa densité de vapeur a été trouvée égale à 4,1494; la théorie exige le nombre 4,07 c'est le lactate monoéthylène. Le potassium se dissout dans le lactate monoéthylène en dégageant de l'hydrogène et en formant le composé isomérique avec l'éthyl-lactate de potasse. Lorsqu'on traite ce composé en solution alcoolique par l'iodure d'éthyle, il se forme de l'iodure de potassium et de l'éther diéthyl-lactique: On sait, d'un autre côté, que M. Böttger a réussi à transformer par un traitement analogue l'éthyl-lactate d'argent en éther diéthyl-lactique. Ces éthers
un traitement analogue l'éthyl-lactate d'argent en éther diéthyl-lactique. Ces éthers peuvent donc être transformés les uns dans les autres. Deux d'entre eux, l'acide éthyl-lactique et le lactate monoéthylène offrent un des plus curieux exemples d'isomérie; car ils sont formés par le même acide, ils renferment tous deux un seul groupe éthylique, et pourtant l'un est un acide énergique et l'autre un corps parfaitement neutre. Mais ce cas d'isomérie n'est point de ceux qui échappent à toute interprétation rationnelle. Pour s'en rendre compte, il suffit de se rappeler le rôle différent que jouent les deux atomes d'hydrogène dans la molécule de