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Schönbein pense que ces faits peuvent être expliqués en admettant qu'il se forme une combinaison directe du peroxyde d'hydrogène avec le bioxyde d'azote, dans laquelle le second atome d'oxygène du peroxyde d'hydrogène est modifié par la combinaison et se trouve non plus à l'état positif, mais à l'état négatif; la formule du corps nouveau serait donc AzO2 + H2O2. La liqueur renferme en outre de l'acide azotique qui prend naissance par suite de la combinaison de l'oxygène de H2O2 avec l'azoperoxyde d'hydrogène. Lorsqu'on ajoute une quantité suffisante d'eau oxygénée à la liqueur, elle cesse de produire les réactions indiquées plus
la liqueur, elle cesse de produire les réactions indiquées plus haut; toutefois il se passe quelque temps avant que tout l'azoperoxyde d'hydrogène ait disparu, et, par les réactifs connus, on peut démontrer la présence simultanée de l'eau oxygénée et de la nouvelle combinaison azotée. La solution d'azoperoxyde d'hydrogène se conserve assez longtemps, avec toutes ses propriétés, à l'abri de l'air et à une basse température. Elle perd peu à peu du bioxyde d'azote, et en même temps ses propriétés oxydantes diminuent. On obtient une liqueur tout à fait analogue à la précédente, et qui donne lieu aux mêmes réactions, en
la précédente, et qui donne lieu aux mêmes réactions, en mélangeant de l'acide hypoazotique avec de l'eau, en quelque proportion que ce soit. Lorsqu'on a soin de verser l'acide hypoazotique goutte à goutte dans de l'eau bien refroidie, il n'y a presque pas de dégagement gazeux; dans ce cas, M. Schönbein admet que deux molécules d'acide hypoazotique et deux molécules d'eau se transforment en une molécule d'acide azotique AzN2O3,HO et une molécule du composé AzO2, HO2. Lorsqu'on agite une certaine quantité de la solution d'azoperoxyde d'hydrogène avec plusieurs fois son volume d'éther, la liqueur aqueuse perd ses propriétés oxydantes. L'éther,
volume d'éther, la liqueur aqueuse perd ses propriétés oxydantes. L'éther, après qu'on lui a enlevé avec un peu de potasse une petite quantité d'acide azotique mélangé, ne bleuit pas par l'acide chromique, et n'agit ni sur l'iodure de potassium, ni sur le ferrocyanure de potassium, ni sur l'acide pyrogallique, à moins qu'on n'y ajoute une petite quantité d'acide chlorhydrique, d'acide azotique ou d'acide sulfurique étendus; alors l'action sur ces divers corps est tout à fait semblable à celle que produit la liqueur aqueuse primitive. Lorsqu'on agite l'éther avec des solutions alcalines, il y a production d'azotites. À l'abri de l'air,
alcalines, il y a production d'azotites. À l'abri de l'air, la solution éthérée ne s'altère pas; en contact avec l'oxygène pur ou avec l'air, elle devient peu à peu acide, par la formation d'acide azotique. On peut la distiller sans lui faire perdre ses propriétés. Après avoir exposé ces faits fort curieux assurément, mais qu'on voudrait voir appuyés par des données analytiques précises, l'auteur termine par quelques considérations sur les oxydes de l'azote et sur l'état dans lequel se trouve l'oxygène qu'ils renferment. Action de l'eau chargée d'acide carbonique sur le fer métallique, par M. C. de UMR (1). Le
le fer métallique, par M. C. de UMR (1). Le fer métallique très-divisé obtenu en réduisant, à l'aide de l'hydrogène, l'oxyde provenant de la calcination de l'oxalate de fer, se dissout rapidement dans l'eau chargée d'acide carbonique. La quantité maximum de fer que l'on ait pu dissoudre, en faisant passer dans la liqueur un courant d'acide carbonique, sans aller au-delà de la pression ordinaire, a été de 9.1 parties de carbonate de fer pour 10,000 parties d'eau. Cette quantité dépasse notablement celle que M. Bischof a pu mettre en solution en faisant passer un courant d'acide carbonique dans de l'eau
en faisant passer un courant d'acide carbonique dans de l'eau tenant en suspension du fer spathique finement pulvérisé (6,07 de FeO2CO2 pour 10,000 parties d'eau). La solubilité du carbonate de fer paraît être diminuée par la présence des carbonates terreux et alcalins. On pourra employer ce procédé pour préparer des eaux ferrugineuses susceptibles d'application en thérapeutique. Action du chlore sur les oxydes métalliques, par M. H. B. WEBER (2). Ayant essayé de préparer un acichloride d'arsenic par l'action du chlore sec sur l'acide arsénieux, M. Weber a obtenu, au lieu du corps cherché, du chlorure d'arsenic, et une partie de
du corps cherché, du chlorure d'arsenic, et une partie de l'acide arsénieux a été transformée en même temps en acide arsénique, qui lui-même a donné du chlorure d'arsenic à une température plus élevée. L'acide antimonieux s'est comporté d'une manière analogue. L'acide stannique et le peroxyde de fer ont été décomposés par le chlore à une température élevée. Ayant poursuivi l'étude de l'action du chlore sur d'autres oxydes métalliques, l'auteur a reconnu que l'alumine et la silice elle-même sont transformées partiellement au rouge blanc en chlorures d'aluminium et de silicium, sans que l'action du chlore soit aidée par celle du charbon.
que l'action du chlore soit aidée par celle du charbon. Cette action est beaucoup moins forte sur la silice que sur l'alumine. On sait déjà, par les expériences de Davy et par celles de Gay-Lussac et Thenard, que la baryte et la chaux sont transformées en chlorures avec ignition, lorsqu'on favorise le commencement de la réaction en chauffant la substance en un point presque au rouge. La strontiane se comporte de même. La magnésie a besoin d'être portée à une température beaucoup plus élevée pour que sa décomposition ait lieu. Le carbonate de protoxyde de manganèse brunit dans un courant
Le carbonate de protoxyde de manganèse brunit dans un courant de chlore, et le résidu renferme du chlorure de manganèse et un oxyde supérieur de ce métal. En chauffant davantage le résidu dans le courant de chlore, on transforme le tout en chlorure de manganèse. Le peroxyde de fer donne, au rouge, du perchlorure qui se sublime en petites lamelles cristallines. Cette réaction est lente et exige une température élevée. Le carbonate de nickel, celui de cobalt, les oxydes de zinc et de cadmium, l'oxyde de cuivre, l'oxyde de plomb, fournissent facilement les chlorures correspondants. Le protoxyde d'étain brûle dans
fournissent facilement les chlorures correspondants. Le protoxyde d'étain brûle dans le chlore, avec production de bichlorure et d'acide stannique. Au rouge, l'acide stannique lui-même se transforme en bichlorure. L'acide molybdique est volatilisé à l'état d'acichloride; l'acide tungstique de même; toutefois on remarque la formation de quelques aiguilles cristallines de chlorure de tungstène. Le sesquioxyde de chrome non calciné, traité par le chlore à une température à laquelle l'incandescence de cet oxyde ne se produit pas encore, donne des vapeurs rouges d'acichloride de chrome. Au rouge, on obtient encore les mêmes vapeurs et en même temps du chlorure de chrome violet.
vapeurs et en même temps du chlorure de chrome violet. M. Llose a fait connaître l'action du chlore sur l'acide tellureux et sur l'oxyde de bismuth. On sait aussi, par les expériences de Gay-Lussac et Thenard, que le chlore décompose la vapeur d'eau au rouge. En résumé, l'affinité du chlore paraît surpasser aux températures élevées celle de l'oxygène pour les radicaux métalliques. Sur quelques molécules, par M. J. G. Liebermann. Molybdate de soude neutre. Ce sel a été obtenu en traitant à chaud par le carbonate de soude l'acide molybdique brut en suspension dans de l'eau. La solution, filtrée à
brut en suspension dans de l'eau. La solution, filtrée à chaud, a laissé déposer, à une température qui a varié de 0° à 50°, de grands prismes striés ressemblant beaucoup à ceux du sulfate de soude. Les cristaux, transportés dans un espace plus chaud, ou touchés par la main, deviennent immédiatement opaques. Ils renferment Na2O, MoO3•10H2O. Ils perdent facilement à l'air, à la température ordinaire, 8 molécules d'eau, et se transforment dans le sel cristallisé avec 2 molécules d'eau. Introduits dans un flacon bouché et portés à la température d'un appartement, ils fondent dans leur eau de cristallisation; la solution
appartement, ils fondent dans leur eau de cristallisation; la solution abandonne de petites paillettes rhombiques qui ne sont autre chose que le sel à 2 molécules d'eau. Molybdate acide de soude. Après avoir trouvé que le molybdate de soude est isomorphe avec le sulfate, l'auteur a pensé qu'on pourrait obtenir un alun avec le molybdate d'alumine. Ayant précipité par le molybdate neutre de soude une solution d'alun, et ajouté assez d'acide azotique pour redissoudre tout le précipité, il a obtenu de gros cristaux paraissant être des octaèdres rhomboidaux, et qui sont le molybdate acide de soude découvert par L. Swanberg
sont le molybdate acide de soude découvert par L. Swanberg Na2O,2MoO3 + 7H2O. Molybdate double d'alumine et de soude. Si l'on précipite de l'alun par un excès de molybdate de soude, et si l'on redissout le précipité en ajoutant une quantité suffisante d'acide chlorhydrique, on obtient par évaporation un sel cristallisant en aiguilles très-solubles et efflorescentes. L'auteur lui attribue la formule MoO3•Al2O3•2H2O. Molybdate d'alumine. En ajoutant goutte à goutte du molybdate de soude dans une solution d'alun, on n'obtient pas immédiatement un précipité. Celui qui se forme lorsqu'on a ajouté assez de molybdate renferme 2Na2O•3MoO3•2Al2O3•8H2O. Après calcination, ce précipité n'est
assez de molybdate renferme 2Na2O•3MoO3•2Al2O3•8H2O. Après calcination, ce précipité n'est plus entièrement soluble dans l'acide chlorhydrique. Molybdate de peroxyde de fer. Lorsqu'on mélange un sel de peroxyde de fer en excès avec du molybdate d'ammoniaque neutre, on obtient des précipités de composition très-variable. Lorsqu'au contraire c'est le molybdate qui est en excès, il se produit un molybdate de fer gélatineux, jaune, devenant dur et brun par la dessiccation, et renfermant probablement Fe2O3,3MoO3 + 6H2O. L'auteur admet l'existence de deux molybdates de sesquioxyde de chrome. Ces sels ne sont pas cristallisés. Le premier, Cr2O3,3MoO3 + 7H2O, a été obtenu en précipitant
Le premier, Cr2O3,3MoO3 + 7H2O, a été obtenu en précipitant l'alun de chrome par le molybdate de soude, avec la précaution de ne pas précipiter tout l'oxyde de chrome. En ajoutant un excès de molybdate, on obtient le second sel 2Cr2O3,3MoO3 + 6H2O. Les eaux-mères, soumises à l'ébullition et filtrées, ont abandonné en outre de petits cristaux roses d'un sel double auquel l'auteur attribue la formule CuO,2MoO3. Molybdate de cuivre. Le molybdate de soude en excès traité par le sulfate de cuivre donne un précipité d'abord floconneux, puis un peu cristallin, d'un vert bleuâtre pâle. Lorsqu'on chauffe ce précipité, il
cristallin, d'un vert bleuâtre pâle. Lorsqu'on chauffe ce précipité, il perd de l'eau et se transforme en une poudre d'un jaune citron. Il renferme 4CuO,3MoO3 + 4H2O. On obtient le même sel à l'état anhydre en redissolvant à l'aide de l'acide azotique le précipité produit par le mélange des deux solutions, le sulfate étant en excès, filtrant, ajoutant du molybdate de soude et faisant bouillir. Le molybdate de cuivre dissous à l'aide de l'ammoniaque donne une liqueur d'un bleu foncé, qui se couvre bientôt d'une pellicule brillante. Peu à peu, il se dépose une matière bleu verdâtre, non cristalline, dont
il se dépose une matière bleu verdâtre, non cristalline, dont la composition est 5CuO,MoO3 + 7H2O. Lorsqu'on précipite cette solution ammoniacale par l'alcool, on recueille une poudre cristalline d'un bleu foncé, qu'on peut sécher dans une cloche sur un mélange de sel ammoniac et de chaux vive. L'analyse de ce corps a conduit à la formule 2Na2O,2MoO3•8(NH3)2O. Molybdate acide bichromique et sur l'action du protoxyde d'hydrogène sur les oxydes supérieurs, par M. K. Aschoff. On sait que lorsqu'on mélange des solutions étendues de bichromate de potasse et de peroxyde d'hydrogène renfermant une certaine quantité d'acide, on obtient une liqueur bleue
renfermant une certaine quantité d'acide, on obtient une liqueur bleue qui se décolore plus ou moins rapidement en dégageant de l'oxygène (Barres). Lorsque la quantité de peroxyde d'hydrogène est suffisante, il ne reste finalement qu'un sel chromique, l'eau oxygénée et l'acide chromique ayant perdu en même temps une partie de leur oxygène. M. Aschoff ayant recherché quelle est la quantité d'oxygène dégagée dans cette réaction, a constaté que pour 1 molécule de bichromate de potasse employée, on recueille toujours plus de 6 atomes d'oxygène, mais que ce rapport n'est pas constant. M. Wöhler a reconnu que 1 molécule de peroxyde
constant. M. Wöhler a reconnu que 1 molécule de peroxyde de manganèse décompose exactement 1 molécule d'eau oxygénée. D'après ce fait et d'après les idées de M. Schönbein, on devrait supposer que 1 molécule de bichromate de potasse décomposerait 3 molécules d'eau oxygénée en mettant en liberté 6 atomes d'oxygène. On voit qu'il n'en est pas ainsi. M. Aschoff s'est assuré d'abord que la décomposition de l'eau oxygénée par l'acide permanganique s'accomplit entre 1 molécule d'acide et 5 molécules de peroxyde d'hydrogène. Il a commencé par doser le peroxyde d'hydrogène dans une solution étendue, à l'aide de sulfate de protoxyde
dans une solution étendue, à l'aide de sulfate de protoxyde de fer ammoniacal titré et d'une solution également titrée de permanganate de potasse, dosage qui se fait très-facilement. En traitant directement l'eau oxygénée par le permanganate de potasse, il a reconnu que le même volume de la solution de permanganate est nécessaire pour décomposer l'eau oxygénée et pour peroxyder la quantité de sulfate de fer ammoniacal qui, de son côté, peut enlever au même volume de peroxyde d'hydrogène son second atome d'oxygène. Une molécule d'acide permanganique décompose donc bien 5 molécules d'eau oxygénée, et peut ainsi servir avantageusement au dosage
molécules d'eau oxygénée, et peut ainsi servir avantageusement au dosage du peroxyde d'hydrogène. Lorsque la solution d'eau oxygénée est très acide, la réduction de l'acide permanganique est complète immédiatement, et le manganèse passe à l'état de sel de protoxyde. Lorsque, au contraire, il n'y a dans la liqueur qu'une petite quantité d'acide libre, comme par exemple lorsqu'on verse goutte à goutte l'eau oxygénée dans le permanganate de potasse neutre, il se sépare d'abord une combinaison manganique qui est probablement de l'hydrate de peroxyde; mais par l'addition d'une plus grande quantité d'eau oxygénée, cet hydrate se redissout, et le résultat de
d'eau oxygénée, cet hydrate se redissout, et le résultat de l'expérience n'est altéré en rien, c'est-à-dire que finalement pour 1 atome d'oxygène que cède l'acide permanganique l'eau oxygénée dégage pareillement un atome d'oxygène, ou que 1 molécule d'acide permanganique décompose 5 molécules d'eau oxygénée, en se réduisant en oxyde manganeux. Ayant à sa disposition un moyen de titrer les solutions d'eau oxygénée, l'auteur a fait réagir l'hydrate de peroxyde de manganèse et le peroxyde de plomb sur l'eau oxygénée en excès. En dosant la portion de peroxyde d'hydrogène non décomposée, il a trouvé que ces corps agissent sur l'eau oxygénée
il a trouvé que ces corps agissent sur l'eau oxygénée molécule pour molécule. En opérant d'une manière analogue sur le bichromate de potasse, il a, comme dans ses premières expériences, obtenu des résultats variables, d'après lesquels 3,2 à 4,2 de molécules d'eau oxygénée sont décomposées par 1 molécule de bichromate de potasse, ce qu'on peut s'expliquer en admettant, avec M. Barreswil, qu'il se forme d'abord de l'acide perchromique, mais que néanmoins une partie de l'acide chromique est réduite immédiatement par l'eau oxygénée avant d'avoir été suroxydée par elle. M. Aschoff a trouvé une preuve encore plus concluante en faveur de
a trouvé une preuve encore plus concluante en faveur de l'existence de l'acide perchromique. M. Barreswil avait observé qu'en mélangeant avec précaution des solutions très étendues de bichromate de potasse et de peroxyde d'hydrogène, le dégagement d'oxygène ne commence pas immédiatement; que l'éther enlève complètement à l'eau la combinaison qui lui communique la coloration bleue; que la solution éthérée, beaucoup plus stable que la solution aqueuse, abandonne, quand on l'évapore à une basse température, de l'acide chromique sans trace d'oxyde, et que cette même solution agitée avec un excès d'alcali se transforme en chromate avec dégagement d'oxygène. Or en agitant
se transforme en chromate avec dégagement d'oxygène. Or en agitant un certain volume de la solution éthérée bleue avec une solution acide titrée d'un sel ferreux, il y a immédiatement décoloration et la liqueur ne renferme plus que de l'oxyde de chrome, du peroxyde de fer et un excès de protoxyde de fer que l'on peut doser par titrage. Si l'on traite préalablement la liqueur bleue par la potasse, et si on la mélange ensuite avec le sulfate ferreux, on reconnaît que la quantité de protoxyde de fer transformée en peroxyde n'est pas la même que dans l'expérience précédente, et
peroxyde n'est pas la même que dans l'expérience précédente, et que les quantités d'oxygène fournies sont dans le rapport de 4 à 3, comme cela doit avoir lieu en supposant que la liqueur bleue renferme de l'acide perchromique, et que l'action de la potasse transforme cet acide en acide chromique. CHIMIE ANALYTIQUE. tour le dosage volumétrique de l'acide azotique, par M. C. Ull (1). L'auteur modifie de la manière suivante le procédé de M. Pelouze pour le dosage volumétrique de l'acide azotique au lieu de titrer par le permanganate la quantité de protoxyde de fer sur laquelle l'acide azotique n'a
quantité de protoxyde de fer sur laquelle l'acide azotique n'a pas agi, il dose le peroxyde formé au moyen de l'iodure de potassium et de l'hyposulfite de soude. Le perchlorure de fer décompose, comme on sait, l'iodure de potassium et met l'iode en liberté à froid déjà, mais plus complètement lorsqu'on aide la réaction par une douce chaleur. L'iode libre peut être facilement titré au moyen d'une solution d'hyposulfite de soude, après addition d'une petite quantité d'empois d'amidon. La solution normale d'hyposulfite de soude se prépare soit en dissolvant un poids connu du sel dans un volume également connu d'eau,
poids connu du sel dans un volume également connu d'eau, soit encore en titrant avec une solution d'hyposulfite de valeur inconnue, l'iode mis en liberté par le perchlorure de fer préparé avec un poids connu de fer métallique. Sur quelques applications du ferrocyanure de potassium à l'analyse, par M. Edward Davy (2). Plusieurs chimistes se sont déjà préoccupés de l'idée d'appliquer aux méthodes par les volumes d'analyse, les propriétés réductrices du ferrocyanure de potassium. M. Mercer a même fait connaître une méthode d'analyse des liquides chlorés qui est fondée sur la transformation du ferrocyanure en ferricyanure. C'est en se plaçant
la transformation du ferrocyanure en ferricyanure. C'est en se plaçant au même point de vue que M. Davy propose l'emploi du ferrocyanure de potassium pour l'essai des chlorures de chaux et de manganèse. Sa méthode, que nous remuons rapidement, car elle ne renferme point de faits nouveaux et ne paraît offrir sur celle de Gay-Lussac aucun avantage pratique, consiste à faire deux solutions normales, l'une de ferrocyanure, l'autre de bichromate de potasse. À la solution de chlorure de chaux, ou de tout autre produit chloré, on ajoute un excès de ferrocyanure, puis on détermine, au moyen de la liqueur titrée
ferrocyanure, puis on détermine, au moyen de la liqueur titrée de bichromate de potasse, la quantité de ce sel ajouté en excès, c'est-à-dire non transformée en ferrocyanure par l'action du chlore. On reconnaît que l'essai est terminé, et qu'il n'y a plus de ferrocyanure, lorsqu'une goutte du liquide, ajoutée à une solution étendue de perchlorure de fer, n'y produit plus de précipité bleu. En terminant, M. Davy recommande aux chimistes de substituer au cyanure de potassium, dans les essais de réduction qu'ils veulent tenter, le ferrocyanure, qui est inaltérable et dont l'emploi est beaucoup plus commode. Sur le dosage volumétrique
dont l'emploi est beaucoup plus commode. Sur le dosage volumétrique du cuivre aidé du cyanure de potassium et de l'iodure de potassium, par E.F. FIELD (1). Dans un travail étendu, M. Field examine les diverses méthodes de dosage du cuivre; il s'étend en particulier sur celle proposée par M. Parkes, qui consiste à titrer le cuivre en solution ammoniacale au moyen du cyanure de potassium. On ajoute simplement la solution titrée de cyanure à la solution ammoniacale de cuivre jusqu'à disparition de la couleur bleue, ou plus exactement jusqu'à l'apparition d'une légère nuance d'un violet rosé que l'on détruit avec
d'une légère nuance d'un violet rosé que l'on détruit avec une goutte de la solution titrée, si elle n'a pas disparu d'elle-même au bout de quelques heures. Il faut 2 molécules de cyanogène pour décolorer une liqueur ammoniacale renfermant 1 atome de cuivre. Le titrage n'est gêné par aucun des acides dont les sels de cuivre sont solubles dans l'ammoniaque, ni par la présence du fer, du plomb, du bismuth, de l'antimoine, de l'étain, du chrome, de l'arsenic, de l'alumine, de la chaux, de la baryte et de la strontiane. Il n'est pas praticable lorsque la liqueur renferme de l'argent,
Il n'est pas praticable lorsque la liqueur renferme de l'argent, du mercure, du zinc, du nickel, du cobalt et du manganèse. Lorsque le fer et l'arsenic sont contenus en même temps dans la solution cupro-ammoniacale, la couleur de l'arséniate ferrique soluble dans un excès d'ammoniaque, et qui colore le liquide en brun, empêche de reconnaître le moment où la réaction est terminée. On peut, dans ce cas, précipiter d'abord l'acide arsénique par un sel de magnésie et titrer ensuite comme d'ordinaire. L'auteur recommande encore comme donnant de bons résultats un autre procédé pour le dosage volumétrique du cuivre, savoir le
autre procédé pour le dosage volumétrique du cuivre, savoir le procédé de M. O. Brown, qui consiste à réduire d'abord la solution de cuivre à l'aide du sulfite de soude, à chasser tout l'acide sulfureux par l'ébullition après l'addition d'acide chlorhydrique, à ajouter après refroidissement une certaine quantité d'empyreumatique d'amidon, et à titrer avec de l'iodure de potassium renfermant une petite quantité d'iode libre jusqu'à persistance de la couleur bleue. La réduction préalable de l'oxyde de cuivre est nécessaire; car on sait que l'iodure de potassium en mettant de l'iode en liberté. L'oxyde cuivreux, au contraire, s'empare de tout l'iode,
en liberté. L'oxyde cuivreux, au contraire, s'empare de tout l'iode, soit libre, soit combiné avec le potassium. Action de l'acide chlorhydrique sur le sulfure de mercure en présence de certains corps, par M. F. FIELD (2). Lorsqu'on met en présence du sulfure de mercure, de l'acide antimonique et de l'acide chlorhydrique, le sulfure de mercure est dissous, et en même temps l'acide antimonique est réduit à l'état d'acide antimonieux. Il se sépare une certaine quantité de soufre. L'acide arsénique se comporte d'une manière plus singulière en présence du sulfure de mercure à chaud, le soufre est mis en liberté et
mercure à chaud, le soufre est mis en liberté et la solution renferme de l'acide arsénique et presque pas trace d'acide arsénieux. En présence du perchlorure de fer, le sulfure de mercure a été décomposé par une longue ébullition; il l'a été beaucoup plus rapidement par le bichlorure de cuivre, qui s'est réduit à l'état de protochlorure. Dans les deux expériences il y a eu dépôt de soufre. L'auteur fait observer que la réaction citée plus haut peut empêcher, dans certains cas, l'emploi de la méthode de M. Bunsen pour reconnaître l'état d'oxydation de l'antimoine à l'aide de l'iodure de