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demment signalée, sans pouvoir réussir à obtenir le nitrate de zirconium; 

 nous l'avons alors modifiée de la manière suivante : l'évaporation de la 

 dissolution très concentrée (presque sirupeuse) a été faite à basse tempéra- 

 ture dans un courant de gaz carbonique chargé de vapeurs nitriques; même 

 dans ces conditions, il nous a été impossible de reproduire le nitrate neutre ; 

 le sel que nous avons eu en mains n'était autre que du nitrate de zirconyle. 

 Nous concluons donc que l'existence du nitrate de zirconium est douteuse. 

 En opérant dans les conditions précédentes, on obtient toujours le nitrate 



neutre de zirconyle bihydratéZr<^ .,„, . aH^O; ce produit est cristallisé, 



il est inaltérable à l'air et dans le vide secs; il ne fume pas à l'air s'il est 

 totalement débarrassé d'acide azotique libre. Nous avons tenté de le déshy- 

 drater, espérant isoler le nitrate neutre de zirconyle; nous avons chauffé le 

 bihydrate à la température la plus basse possible dans un courant de CO- 

 saturé de vapeurs nitriques; même avec ces précautions, le nitrate perd de 

 l'acide nitrique : la perte d'acide nitrique accompagne toujours l'élimina- 

 tion d'eau. Il nous a donc été impossible d'obtenir le nitrate neutre de zirco- 

 nyle anhydre. 



Nous avons enfin recherché toutes les combinaisons hydratées possibles 



de ce produit : ayant fait des mélanges très variés de Zr^ |^„3 , . 2H-O 



avec H- O, nous avons évalué la chaleur de fixation de ces n molécules d'eau 

 sur le bihydrate. 



La courbe construite avec ces données présente un seul point anguleux 



correspondant à la composition Zr<^ j^^ .3,5H-0; nous avons retrouvé 



facilement cet hydrate; il se forme à 0°, il n'est stable que jusqu'à 10" ; à la 

 température ordinaire il s'effleurit rapidement et il donne le dérivé à '''"°' 

 deH^O. 



