Zinc

Zinc. Le zinc, tel que nous le présente le commerce, est d’un gris bleu assez éclatant, d’une structure lamelleuse. Quoique mou, il n’est point malléable à la température ordinaire ; aussi était-il peu employé autrefois, parce qu’on ne savait pas qu’il pouvait se travailler à un certain degré de chaleur. En effet, il suffit de le chauffer à une température dont les limites sont comprises entre 120° et 168° , pour le rendre susceptible de s’étendre en lames minces, ou en fils déliés. Si l’on élève la chaleur jusqu’à 200°, il perd de nouveau sa ténacité, et se pulvérise sous le pilon. Il se ramollit graduellement, si l’on continue à chauffer ; et il entre enfin en fusion à 360°. A une chaleur plus élevée encore, il se volatilise, et peut être distillé comme le mercure : c’est sur cette propriété qu’est fondée, dans les laboratoires, la purification du zinc du commerce, qui renferme toujours, en petites quantités, des métaux étrangers. La densité du zinc fondu et coulé en lames = 6,80. Quand il est laminé ou passé à la filière, elle est de 7,20.

L’air et l’oxygène secs sont sans action sur le zinc à la température ordinaire ; mais s’ils sont humides, ils ternissent la surface du métal par un commencement d’oxydation. Un bain de zinc en fusion se charge constamment d’une pellicule d’oxyde, comme fait le plomb dans les mêmes circonstances. Lorsque la température de ce même bain devient très élevée, il se produit à sa surface Une combustion qui s’entretient par la chaleur que dégage la combustion elle-même, et il se dégage en abondance, au lieu d’une vapeur aériforme, incolore, invisible,une fumée blanche, qui se dépose en beaux flocons blancs, soyeux, très légers, que, dans l’ancienne nomenclature chimique, on désignait sous les noms caractérisa tiques de nihil album, lana philosophica.

L’eau n’exerce sur le zinc qu’une faible action à froid. Le métal, plongé dans le liquide, s’y oxyde lentement, en donnant lieu à un dégagement de quelques bulles d’hydrogène. L’oxydation est singulièrement accélérée par l’addition d’un acide, de l’acide sulfurique, par exemple ; c’est ainsi qu’on se procure le gaz hydrogène dans les laboratoires. A une chaleur rouge, le zinc décompose l’eau avec rapidité, en s’en appropriant l’oxygène.

Tel qu’on l’obtient par les procédés que nous venons d’indiquer, l’oxyde de zinc est blanc, fixe, infusible. Au contact de l’air, il en absorbe peu à peu l’acide carbonique, qu’il laisse dégager à une chaleur rouge. Il est réductible par la chaleur à une température élevée, et donne naissance à du gaz oxyde de carbone.

L’oxyde de zinc est une base pour les acides forts ; mais, comme plusieurs autres oxydes métalliques, il possède la propriété de jouer, suivant les cas, le rôle de base ou celui d’acide. Il se dissout dans l’ammoniaque et dans les alcalis fixes, et forme, avec ces corps, de véritables combinaisons qu’on peut appeler zincates. Sa formule = ZnO.

Le zinc se combine avec la plupart des métalloïdes. Le chlorure est employé comme caustique, sous le nom de beurre de zinc. Le sulfure se trouve abondamment dans la nature ; il est exploité sous le nom de blende.

Le même métal s’allie aussi avec différents métaux ; le laiton est un alliage de cuivre et de zinc.

Des sels de zinc, deux seuls offrent de l’intérêt sous le rapport usuel : l’un est le carbonate, qui constitue dans la nature un minerai assetf abondant ; l’autre est le sulfate, connu, dans le commerce, sous les noms de vitriol blanc, de couperose blanche, et que la médecine emploie comme astringent et résolutif.