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atomes des métaux peuvent attirer un nombre inégal d’atomes d’oxygène, de chlore, etc., d’où il suit que la constitution chimique des corps ainsi formés est différente. Nous reviendrons sur ce point en nous occupant de ia classification.
— III. Alliages. Lorsqu’on allié deux métaux, les propriétés de l’alliage ne sont point intermédiaires entre celles des deux métaux combinés ; ce sont des propriétés nouvelles parfaitement tranchées. C’est ainsi que l’alliage peut être plus dur que chacun des métaux qui en font partie, que sa densité peut être supérieure à la densité moyenne de ses éléments, etc. ; ces caractères démontrent que les alliages sont de vraies combinaisons définies, quoiqu’il soit souventdifficile d’isoler de pareilles combinaisons à l’état de pureté et d’en déterminer les formules.
La plupart des composés actuellement employés dans l’industrie sous le nom d’alliages contiennent de l’étain, de l’antimoine ou du bismuth, qui sont des métalloïdes et devraient par suite cesser de porter le nom d’alliage. Mais en somme les noms ont une bien faible importance, et Ion peut, sans danger pour la théorie, faire au publie ce sacrifice de désigner sous un nom impropre quelques composés comme le bronze, l’alliage des caractères d’imprimerie, etc.
— IV. Classification. Les traités de chimie écrits d’après la notation ancienne renferment encore aujourd’hui la classification de Thenard. Cette classification est basée sur l’action que la chaleur exerce sur les oxydes métalliques et sur la propriété qu’ont les mstaux de décomposer l’eau à des températures plus ou moins élevées ou de ne pas la décomposer du tout. Les métaux sont d’abord rangés en deux sections : la première contient ceux dont les oxydes sont indécomposables par la chaleur seule, et la seconde, ceux dont la chaleur suffit à décomposer les oxydes.
La première section se subdivise en cinq classes : la première classe renferme les métaux qui décomposent l’eau à froid, c’est-à-dire le potassium, le sodium, le lithium, le césium, le rubidium, le baryum, le strontium et le calcium. Les cinq premiers de ces métaux ont reçu le nom de métaux alcalins, et les trois derniers le nom de métaux nitroterreux. La deuxième classe renferme les métaux qui décomposent l’eau à + 100° : Thenard y rangeait le magnésium, le cérium, le lanthane, l’erbium, le terbium, le zirconium, le didyme, le glucinium, l’yttrium, le thorinium et l’aluminium. Ces métaux sont ordinairement connus sous le nom de métaux terreux. Dans la troisième classe se rangent les métaux qui décomposent l’eau au rouge et qui dégagent de l’hydrogène à froid sous 1 influence des acides étendus ; ce sont : le manganèse, le fer, le zinc, le nickel, le cobalt, le vanadium, le cadmium, le chrome. La quatrième classe est caractérisée par ce fait que les métaux dont elle est formée décomposent l’eau au rouge et ne dégagent pas d’hydrogène à froid au contact des acides. Elle renferme l’étain, l’antimoine, l’uranium, le titane, le molybdène, le tungstène, le pélopium, le uiobium, le tantale, l’osmium. Dans la cinquième classe se rangent des métaux qui ne décomposent l’eau qu’au rouge blanc et qui ne dégagent pas d’hydrogène à froid sous l’influence des acides ; ce sont le cuivre, le plomb et le bismuth.
La deuxième section, celle des métaux dont les oxydes sontdécomposables par la chaleur seule, ne formait qu’une seule classe dans la classification primitive de Thenard ; elle a été divisée en deux par M. Regnault. La première de ces deux classes ou sixième classe d’ensemble renferme les métaux qui ne décomposent l’eau à aucune température, qui sont susceptibles d’absorber l’oxygène à une certaine température et do le perdre sous l’influence d’une chaleur plus intense ; ces métaux sont le mercure et le rhodium. La deuxième classe de la seconde section ou septième classe totale renferme les métaux qui n’absorbent l’oxygène à aucune température, qui ne décomposent jamais l’eau et dont les oxydes, obtenus par voie indirecte, sont réductibles par la chaleur ; ces métaux sont l’argent, l’or, le platine, le palladium, le ruthénium, l’iridium.
Cette classification no figure dans cet article qu’au point de vue historique. Elle ne nous suffit plus aujourd’hui ’, bien que, dans lo temps où elle a été faite, elle ait rendu des services réels ; mais, suivant l’expression de M. Wurtz, elle est à la classification naturelle, fondée sur un ensemble de caractères, ce que, en botanique, la méthode de Linné est à la méthode naturelle de Jussieu. Nous allons nous efforcer de montrer les points qui rendent aujourd’hui la classification de Thenard inacceptable :
îo Dans plusieurs classes figurent des corps qui doivent être rangés parmi les métalloïdes. La quatrième classe en est composée presque exclusivement, car il est bien possible que le pélopium doive être placé à côté du tantale, et que le tungstène, le molybdène et l’osmium passent au rang de métalloïdes. De même, dans la troisième classe, figure le vanadium, qui, d’après les derniers travaux de M. RoscotS, passe, à côté de l’uranium, dans la famille du phosphore et de l’azote, go Des corps qui présentent dans leurs pro META
prîétés des analogies manifestes sont éloignés les uns des autijes par suite d’une différence observée dans les caractères d’une valeur secondaire. C’est ainsi que certains corps, tels que l’aluminium et le fer, sont éloignés l’un de l’autre, malgré les grandes analogies qui existent entre les composés.
30 Même au jfoint de vue arbitraire où s’est placé son auteur, cette classification doit être refaite. Des corps tels que l’aluminium et le magnésium, qui y figurent comme décomposant leau à 100°, ne la décomposent en effet qu’au rouge, ainsi que MM. Sainte-Claire Deville et DebrayT’ont démontré.
La classification rationnelle que M. Naquet a proposée le premier, et qui est aujourd hui à peu près universellement démontrée, est celle qui groupe les métaux d’après leur atomicité. En laissant de côté l’osmium et le pélopium, qui, selon toute apparence, sont des métalloïdes, l’indium et le warium, dont l’atomicité ne saurait être soupçonnée, on peut adopter la classification que nous développons ci-après.
Nous avons déjà dit que l’on observe dans les métaux une puissance de combinaison qui est variable et qui se manifeste par le nombre plus ou moins grand d’autres atomes que ces métaux peuvent attirer. En les comparant entre eux, on en découvre quelques-uns qui se rapprochent, par leur structure atomique, de leurs combinaisons, et qu’on est autorisé, en conséquence, à réunir en un seul groupe. On arrive ainsi h partager les métaux en familles analogues à celles que M. Dumas a établies pour les métalloïdes, et l’on voit que la composition des composés métalliques fournit les éléments d’une classification naturelle des métaux.
Il est un certain nombre de métaux qui sont Incapables de fixer plus d’un atome de chlore, de brome et dfiode. Les composés ainsi formés répondent donc, par leur constitution "atomique, aux acides eblorhydrique, brouihydrique, iodhydrique. Si l’on compare le chlorure de potassium ou le chlorure d’argent à l’acide chlqrhydrique, on voit qu’un atome de potassium ou un atonie d’argent y occupe, pour ainèi dire, la place que l’atome d’hydrogène occupe dans l’acide chlorhydrique. Les atomes du potassium et de l’argent équivalent donc à ceux de l’hydrogène quant à leur puissance de combinaison. Les autres métaux alcalins sont dans ce cas et font partie du même groupe. Leurs chlorures, leurs bromures, leurs iodures possèdent des propriétés analogues. Ainsi, l’on a : bromure de potassium = KBr, bromure de sodium = WaBr, etc. Il en est de même des oxydes de tous les corps qui correspondent à l’eau et renferment deux atomes de métal pour un atome d’oxygène. Leurs sulfures correspondent à l’hydrogène sulfuré. De leurs oxydes et de leurs sulfures, on peut rapprocher leurs hydrates et leurs sulfhydrates qui possèdent une constitution analogue. Ainsi, l’on a :
Euu = gJQ- ;
Acide sulfhydrique = ji j S ;
Oxydes = J{ j O ;
Hydrates = ^ j O ;
Sulfures =
et
M
Sulfhydrates = ^ S
(M représente un métal de cette section.)
De même enfin des sels formés par les métaux possèdent une composition semblable. Il en est ainsi pour les sulfates et les azotates, que nous prendrons pour exemple. Les sulfates neutres et acides de potassium, de sodium, d’argent et d’hydrogène (acide sulfurique) ont pour formule
SK20 SKHO* ; SNaW, SNaHO* ;
SAg20’*, SAg1104 ; SIT^O*,
et les azotates des mêmes éléments répondent aux formules
AzILOS, AzNa03, AzAgOS et AzHO^.
Dans toutes ces combinaisons, comme on le voit, les métaux dont il s’agit remplacent l’hydrogène atome par atome ; ils possèdent la même puissance de combinaison que ce gaz : on les qualifie monoatomiques. Cej métaux, qui se groupent ainsi auprès les uns des autres, constituent une première famille, la famille des métaux monoatomiques. Cette famille renferme : le potassium, le sodium, le lithium, le cérium, le rubidium et l’argent. On pourrait y joindre le thaiiiiun, qui est monovalent dans le plus grand nombre de ses composés, et malgré sa triatomicité absolue, au même titre qu’on réunit l’iode au chlore et au brome, quoiqu’il soit triatomique au point de vue absolu. Mais comme les combinaisons au maximum de thallium sont beaucoup plus nombreuses et plus faciles a produire que celles de riode, nous préférons le ranger dans les métaux triatomiques. Iljn’en reste pas moins établi que le thallium est à la famillo des métaux monoatomiques ce que l’iode est à la famille des métalloïdes de même atomicitô : À côté de ce premier groupe de métaux
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qui manifestent une capacité de saturation égale à 1 s’en trouvent d’autres qui manifestent une puissance de saturation double. Un atome de ces métaux est capable de remplacer deux atomes d’hydrogène, et peut se combiner, par conséquent, soit avec deux atomes de brome, de chlore et d’iode, soit avec un atonie d’oxygène ou de soufre. Dans leurs oxydes, les deux atomicités qui résident dans un atome de métal sont satisfaites par les deux atomicités qui résident dans un atome d’oxygène. Ces métaux sont qualifiés diatomiques ; ils forment une famille naturelle qui renferme : le calcium, le baryum, le strontium, le magnésium, le cérium, le lanthane, le didyine, l’erbium, l’yttrium, le terbium, le thorinium, le zinc, le cadmium, le cuivre et le mercure. À côté de ces métaux viennent aussi les groupes des métaux tétratomiques, qui fonctionnent dans toute une série de combinaisons comme divalents^ sans être saturés. Ces métaux sont le fer, le manganèse, le cobalt, le nickel, le plomb, le platine et le palladium. Mais, comme ils forment aussi des composés au maximum fort importants, qui nous obligent à les considérer comme tétratomiques, nous les rangeons dans un groupe à part.
Après les métaux diatomiques viennent les métaux triatomiques, qui peuvent, au maximum, remplacer trois atomes d’hydrogène, c’est-à-dire se combiner à Cl3, Br3 ou 13. Ces métaux, en vertu de ce principe, que qui peut le plus peut le moins, ne se combinent quelquefois qu’à un seul atonie de chlore, brome ou iode, et forment alors des composés au minimum non saturés, par lesquels ils se rapprochent des métaux monoatomiques. Dans cette classe on avait rangé l’or, le thallium et le vanadium. Mais un remarquable travail, publié en ises par M. Roscoe (Journal of tke chemical society, XXI, p. 322), a prouvé que le corps que l’on avait considéré jusque-là comme du vanadium était un oxyde de ce métal, et que les composés vanadiques avaient une constitution en tout semblable à celle des composés d’uranium, d’antimoine, etc. Ce soi-disant métal devient donc métalloïde et va se ranger à côté de l’azote, du phosphore, de l’arsenic, de l’antimoine, du bismuth et de l’uranium, dans la classe des métalloïdes pentatomiques.
Après les métaux triatomiques viennent les métaux tétratomiques, qui renferment : l’aluminium, le glucinium, le manganèse, le fer, le chrome, le cobalt, le nickel, le plomb, le platine et le palladium. Parmi ces métaux, il en est trois, le plomb, le platine et le palladium, que l’on trouve assez facilement unis à quatre radicaux monoatomiques. Parmi eux, le plomb a plus de tendance à fonctionner comme bivalent, tandis que le platine et le palladium offrent, au contraire, une tendance à fonctionner avec leur atomicité maxima, comme dans les chlorures PtCl4 et PdCl*. Pour l’aluminium, le fer, etc., la tendance à former des composés saturés est extrêmement restreinte. Tous (excepté l’aluminium) ont une grande tendance à former des composés dits au minimum, où ils fonctionnent comme bivalents et par où ils se rapprochent des métaux diatomiques ; mais tous aussi ont la faculté de former des corps bisaturés renfermant deux atomes de métal réunis en un un groupe hexatoinique, comme cela a lieu dans le chlorure ferrique (Fe !)VICl6. On conçoit que deux atomes d’un métal tétratomique puissent, en effet, s’unir en échangeant deux atomicités entre eux et donnent un groupe hexatomique.
On ne connaît aucun métal pentatomique jusqu’à ce jour, à moins qu’on ne veuille dédoubler la famille de l’azote et transporter l’antimoine, le bismuth, l’uranium et le vanadium parmi les métaux, en laissant l’arsenic, le phosphore et l’azote parmi les métalloïdes. II est évident, en effet, que le vanadium, l’uranium, le bismuth et l’antimoine ressemblent à des métaux, tandis que l’azote et le phosphore sont des métalloïdes bien caractérisés. Mais il est impossible de séparer ces corps les uns des autres, et l’on violerait plus encore les analogies en transportant l’azote parmi les métaux qu’en transportant le vanadium parmi les métalloïdes. Rien, mieux que cette famille de corps simples, ne montre combien il est absurde de conserver la division des éléments en métalloïdes et métaux, au lieu de classer les éléments par familles, d’après leur atomicité, en considérant les mots métalloïdes et métaux comme exprimant des propriétés antagonistes pouvant appartenir au même corps, tout en étant incapables de servir à une classification.
Terminons en disant que, dans une sixième classe, renfermant les métaux hexatomiques, on peut ranger le molybdène, le tungstène, l’iridium, le rhodium et le ruthénium. Mais ajoutons aussi que ces métaux sont imparfaitement étudiés et que peut-être nous errons en en faisant une classe à part. Ainsi, il est très-possible que le molybdène et le tungstène se rapprochent du vanadium. Déjà M. Debray a admis, pour l’anhydride tungstique, la formule W^O5, qui place ce corps à côté du phosphore.
La classification que nous venons de donner n’est pas parfaite encore. Elle ne pourra l’être que lorsque l’étude de chaque élément sera assez complète pour que la place ne soit plus douteuse ; pmis, dès aujourd’hui, elle
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rend de grands services et présente un caractère éminemment rationnel. Voici ce qu’en dit M. Naquet, à qui nous t’empruntons, dans ses Principes de chimie fondée sur les théories modernes (2e édit., t. I«, p. 249) :
« Nous disions dans la première édition de cet ouvrage :
Cette classification est peut-être un peu hardie ; plusieurs métaux y sont rangés comme tétratomiques, dont on n’a jamais obtenu de composés correspondants à la formule MX4, mais seulement les composés M2X6 ; plusieurs même figurent dans cette classe sans qu’on connaisse jusqu’ici leurs composés de ce dernier ordre. Dans la sixième classe, nous avons placé l’iridium et le ruthénium, dont les hexachlorureset bromures ne sont point connus.
Mais si l’on admet, comme j’ai été le pre" raier à le faire, que l’atomicité apparente d’un corps doive être distinguée de son atomicité réelle, celle-ci pouvant être empêchée de se manifester par suite de la faiblesse des affinités ; si l’on admet, de plus, que, lorsque deux corps paraissent avoir une atomicité différente, on peut cependant les considérer comme ayant une atomicité égale s’ils présentent de grandes analogies dans leurs propriétés, on n’hésitera plus à accepter la classification qui précède.
a L’azote, en se combinant à l’hydrogène, au chlore et aux autres métalloïdes monoatomiques, forme seulement des composés correspondants à la formule AzX3, tandis que le phosphore forme avec le chlore le composé PC15.
d Supposons que l’on ne connût aucun acide capable de se combiner à l’ammoniaque en complétant le groupe AzX6, l’azote serait dit triatomique et le phosphore pentatomique.
îi Partant, d’ailleurs, de la pentatomicité constatée du phosphore, on pourrait, par analogie, considérer l’azote comme pentatomique, et, de fait, on serait dans le vrai, puisque nous savons, par les sels ammoniacaux, que telle est l’atomicité de ce corps.
Je suppose que, pour un grand nombre do corps, nous sommes dans la position où nous serions vis-à-vis de l’azote si les sels ammoniacaux étaient inconnus, et j’établis l’atomicité do ces corps en me basant sur les relations qu’ils présentent avec d’autres corps dont l’atomicité n’est pas douteuse.
Je me base également sur ce fait, que deux atomes d’une atomicité quelconque, en se combinant entre eux, perdent deux unités de leur force attractive, pour affirmer qu’un corps qui donne des composés de l’ordre M2XS est tétratomique. Il est, en effet, nécessaire que M soit au moins tétratomique pour que le groupe M* puisse posséder une atomicité égale à 6.
Je sais que mon raisonnement repose sur des hypothèses ; mais quand n’en fait-on pas dans la science ? La théorie atomique elle-même est-elle autre chose qu’une hypothèse ?
Mon hypothèse rend bien compte de tous les faits, elle permet de sortir enfin de l’ornière en rejetant la vieille classification des métaux et en en adoptant une nouvelle. Cela seul est un titre qui doit la faire prendre en considération. »
Depuis cette première édition, l’expérience est venue justifier l’hypothèse de M. Naquet. M. Nicklès, ayant réussi adonner do la stabilité aux chlorures métalliques qui en ont le moins, en les combinant avec les éthers, a démontré l’existence du chlorure de manganèse Mn*iwCl*. La tétratomicité du manganèse est donc aujourd’hui certaine, et l’analogie ne permet plus de douter que les métaux du même groupe ne soient au moins tétratomiques comme lui.
Après avoir examiné les propriétés générales communes à tous les métaux, après avoir exposé les principes d’une classification rationnelle, il nous reste à passer en revue les diverses familles. Nous ne pourrions, en effet, faire cette étude sous aucune autre rubrique que celle-ci.
— V, GÉNÉRALITÉS SOR LES MÉTAUX MONO atomiques. En qualité de monoatomiques, les métaux de ce groupe ne peuvent faire qu’un nombre de combinaisons limité ; encore ces combinaisons sont-elles quelquefois instables, comme c’est te cas, par exemple, pour l’hydrate d’argent Ag(OH). On connaît, en dehors de ces combinaisons qui obéissent aux lois de l’atomicité, d’autres composés qui ne semblent pas y obéir ; tel est le chlorure double d’argent et do sodium AgCI, KCI, dans lequel l’argent se trouve combiné avec trois atomes monoatomiques comme lui.
11 y a quelques années, M. Cannizzaro eut l’idée que de tels corps sont simplement formés par la juxtaposition de deux molécules différentes ; qu’ils sont plutôt semblables à ceux dans lesquels entre l’eau de cristallisation qu’aux vrais composés atomiques. M. Kékulé, qui est revenu récemment sur la même idée, a proposé pour ces corps le nom de combinaisons moléculaires.
L’idée de M. Cannizzaro et de M. Kékuîé peut être vraie ; mais on peut également sa rendre compte de l’existence des chlorures doubles en admettant que les métalloïdes halogènes sont triatomiques et qu’ils fonctionnent dans les corps avec leur atomicité maxima, supposition justifiée par ce fait quo l’iode est triatomique. Dans cette hypothèse, le chlorure d’argent et de sodium AgCl*Na
