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des Sciences de Saint-Pétersbourg. 
pour la formation de l’hydrate solide en partant du 
métal de l’oxygène et de l’eau: 
K, + O0 + H,0 — 250 — 139580. 
Ces nombres peuvent expliquer l’action de l’hydro- 
gène sur l’oxyde anhydre et l’abscence de réaction 
entre l’hydrate et le métal. 
En vérité le résultat thermochimique de l’action 
de l’hydrogène sur l’oxyde anhydre se déduit par le 
calcul, comme il suit: 
K,—0 K,0+H,0 H,+0 
2K,0-rH,=22 É0+K, = —97100+42480+69000 — 
Elle est donc positive et doit dégager plus de cha- 
leur, que la réaction correspondante pour le sodium. 
L'expérience a pleinement confirmé la prévision de la 
théorie. Quelques morceaux d’oxyde de potassium 
anhydre placés dans un tube recourbé, rempli d’hydro- 
gène bien desséché, et dont l'extrémité plongeait dans 
du mercure, ont été chauffés faiblement; aussitôt la 
réaction a commencée et s’est continuée d’elle-même 
et le mercure a monté rapidement; on a vu apparaître 
le métal donnant une vapeur verte. Après le refroi- 
dissement du tube j’ai pu en extraire le métal alcalin, 
qui introduit sous une cloche m'a fourni jusqu’à 
40 c. m. c. d'hydrogène. La réduction d’une partie 
du métal de son oxyde anhydre est encore plus facile, 
que pour l’oxyde de sodium. Les données thermochi- 
miques ainsi que cette expérience directe donnent la 
raison pourquoi le potassium n’agit pas sur son hy- 
drate — cette réaction étant exothermique et devant 
se faire avec une absorption de chaleur inverse de celle 
de pa précédente: 
2 FO +K,— —= 2K,0 + H, = — 14380. 
Non de lithium. De tous les oxydes des métaux 
alcalins c’est celui qui s’obtient le plus facilement grâce 
à sa faible tendance à la suroxydation et à la moindre 
Stabilité du carbonate de lithium. Le meilleur moyen 
de se procurer l’oxyde de lithium anhydre est celui 
qui a été proposé par Troost'). On calcine fortement 
un mélange intime de carbonate de lithium et de 
charbon en léger excès dans une capsule en platine; 
si la première calcination ne détruit pas tout le car- 
bonate on répète la calcination une seconde fois, en 
1) Annales de chimie et de physique (3), t. 51, p. 112. 
Tome XXXII. 
ajoutant un peu de charbon. La réaction chimique est 
la même que celle qui sert à préparer l’oxyde de 
barium de son carbonate. 
Li,CO, + C = Li,0 + 200. 
L’excès de carbone ne produit pas de réduction du 
métal comme pour les oxydes de sodium et de potas- 
sium; c’est par cette raison, que le métal ne peut pas 
être préparé comme les autres métaux alcalins par 
la distillation à une très haute température d’un mé- 
lange de carbonate et de carbon en grand excès, Ces 
propriétés connues de l’oxyde de lithium faisaient déjà 
présumer une plus grande énergie de combinaison du 
métal avec l'oxygène. Il s'agissait de prouver cette 
induction par des données thermochimiques, puisque 
la chaleur de l'oxydation du métal était inconnue. 
C’est ce que j’ai entrepris de résoudre par la même 
méthode, qui m'a servi à établir l'énergie de combi- 
naison avec l'oxygène du sodium et du potassium. 
Dans mon mémoire «Recherches sur la formation et 
les propriétés de l’oxyde de sodium anhydre» présenté 
à l’Académie en 1881°), j'avais déjà énoncé la pré- 
somption, que le lithium ne serait pas déplacé par 
l'hydrogène de son oxyde Li,0 et que sa chaleur 
d’hydratation devra être moins forte que celle de 
l’oxyde de sodium et qu’en revanche sa chaleur d’oxy- 
dation sera plus haute (p. 11 du mémoire). C’est ce 
que l’expérience a pleinement confirmée. RS 
L’oxyde de lithium préparé comme je l’ai dit par 
la méthode de Troost contenait encore de 12 à 6% 
de carbonate non décomposé; mais comme cela répon- 
dait à une proportion moléculaire assez faible de 5 à 
2,5 molécules de carbonate pour 95—-97,5 de molé- 
cules d'oxyde anhydre il pouvait très die servir à la 
détermination de l’hydratation à la condition de con- 
naître la chaleur de dissolution — dans l’eau ou les” 
acides — du carbonate de lithium. J’ai donc déterminé 
par des expériences spéciales les données thermochi- 
miques de l’action des acides et de l’eau sur le car- 
bonate de lithium. Ces données m’ont servi à faire la 
correction nécessaire des expériences sur l’oxyde dont 
les échantillons ont été toujours analysés avant de : 
s’en Servir. ss 
Comme l'oxyde de lithium se dissout assez lente- ue : 
ment dans l’eau, j'ai préféré le dissoudre dans l'acide 
2) Mémoires de Académie Impériale des Sciences de: St. Péters- pe 
bourg, VII* Série, T. XXX, X 2. | 
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