DÉTERMINATION DU TITRE PONDÉRAL D’UNE POTASSE

pied qui contient un demi-litre jusqu’à un trait marqué à la partie supérieure ; on y verse 3 ou 4 décilitres d’eau, et l’on facilite la dissolution du sel en l’écrasant avec une baguette de verre. Lorsque la dissolution est faite, cette baguette est lavée avec soin, et l’on complète le demi-litre en ajoutant de l’eau jusqu’à ce que la surface du liquide affleure le trait.

On prend la dixième partie de la dissolution précédente, au moyen d’une pipette qui contient 50 centimètres cubes. On vide la pipette dans un vase de forme cylindrique qu’on place sur une feuille de papier blanc, afin d’apprécier aisément les changements de couleur que doit éprouver la dissolution alcaline, qu’on a eu soin de colorer légèrement en bleu avec du tournesol.

Après cette opération préliminaire, on remplit une burette graduée jusqu’à son zéro, avec de l'acide sulfurique normal, et l’on verse peu à peu cet acide dans le vase, auquel on imprime un mouvement giratoire.

La teinture de tournesol ne change pas d’abord de couleur, et l’acide carbonique ne se dégage pas, parce que cet acide se porte sur le carbonate de potasse qui n’a pas encore été décomposé et produit du bicarbonate de potasse. Mais lorsque la moitié de la saturation est dépassée, quelle est arrivée aux 1 I /20 environ, l’acide carbonique commence à se dégager et la liqueur prend une teinte d’un rouge vineux due à l’acide carbonique. On continue alors à verser l’acide normal, sans cesser d’agiter la liqueur ; on l’essaye de temps en temps, en y plongeant une baguette de verre et en faisant avec cette baguette un trait sur un papier bleu de tournesol. Tant que la marque laissée sur le, papier ne se colore pas en rouge d'une manière permanente, c’est que la réaction acide est due à l’acide carbonique et qu il reste encore du carbonate à décomposer; mais lorsque la liqueur prend subitement la teinte pelure d’oignon et que le trait rouge fait sur le papier devient persistant, l’opération peut être considérée comme terminée.

, ^ alors sur la burette le nombre des divisions employées

à la saturation : s il a fallu, par exemple, 55 divisions, c’est que la potasse contenait les 55 centièmes de son poids d 'alcali reel. *

Ordinairement, on ne se contente pas d’un seul essai ; on en tau deux ou trois : le premier sert a indiquer approximativement la limite delà saturation qu’on atteint avec plus d’exactitude en répétant l’expérience. Cette analyse ne demande que quelques minutes et donne à 4 ou 5 millièmes près le titre réel d un alcali. 1

■i Si 1 °n 'eut rendre les analyses alcalimétriques très-exactes, il est indispensable de faire éprouver au titre observé une légère correction.

Pour reconnaître le moment où le carbonate de potasse est c.?mJ i e eiTlen- décomposé, on est obligé d’ajouter un petit excès ü acide sulfurique, afin de donner à la liqueur une teiote pelure d oignon ; le titre obtenu est donc toujours trop fort : pour le

86 DÉTERMINATION DU TITRE PONDÉRAL d’üNE SOUDE.

rendre exact, il faut déterminer la quantité d’acide sulfurique qui a été ajoutée en excès.

Supposons que, la dissolution étant neutre, on ajoute deux gouttes d’acide sulfurique en excès, afin d’obtenir une liqueur qui produise sur le papier de tournesol des traits rouges persistants; pour déterminer la valeur de ces deux gouttes et tes retrancher de l’indication donnée par la burette, on examine combien il faut de gouttes d’acide normal pour représenter une division de la burette, et on calcule la fraction de centimètre cube que représentent les deux gouttes d’acide employées pour rendre la teinte rouge persistante. Si, par exemple, chaque demi-centimètre cube, ou chaque grande division de la burette, représente 10 gouttes, dans l’exemple que nous avons choisi, il faudra retrancher deux dixièmes de division pour obtenir le titre réel.

Le titre, au lieu d’être 55, sera 55 — 0,2 = 54,8.

La potasse contiendra donc 54,8 pour 100 de son poids d’alcali réel, ou 548 kilogrammes par 1000 kilogrammes.

Détermination du titre pondéral d’une soude.

Le carbonate de soude du commerce n’a de valeur que par la soude qu’il contient à l’état de carbonate ou à l’état caustique. On en détermine le titre par une méthode entièrement semblable à celle qui a été décrite pour la potasse; seulement, comme l’équivalent de la soude est plus léger que celui de la potasse, il faut moins de soude pour saturer la même quantité d acide, et au lieu d’employer 4gr,807, on n’opère que sur 3gr,l$5 de la soude à analyser.

Si cette quantité représentait de la soude pure, elle exigerait pour sa saturation 5 grammes d’acide sulfurique concentre ou 100 demi-centimètres cubes d’acide sulfurique normal (100 divisions de la burette alcaliinétrique de Gay-Lussac).

Pour faire l'analyse d’une soude du commerce, on dissout 31gr,85 de la soude à essayer dans une quantité d’eau telle que cette dissolution occupe 500 centimètres cubes. On prend 50 centimètres cubes de cette liqueur avec la pipette, et 1 on opeie la saturation en suivant les précautions indiquées précédemment. S’il faut pour la neutralisation 40 divisions de la burette, c’est que la soude essayée contient les 40 centièmes de son poids de

soude pure NaO. , „ . . w

La soude du commerce contient quelquefois des sulfures, des sulfites ou des hyposulfiles qui, se trouvant décomposés par 1 acide sulfurique comme les carbonates, prennent une certaine ouantité d’acide cl rendent l’analyse inexacte. Dans ce cas, il est indispensable de transformer en sulfate les sels précédents en calcinant la soude avec quelques centièmes de chloiale de

P0U assez souvent de la wj?

caustique; on peut en apprécier la proportion d une mameie su

SILICATES DE DOTASSE.

fisamment exacte, en décomposant la soude, que nous supposons plus ou moins caustique, par un excès de chlorure de baryum. Le carbonate alcalin produit du carbonate de baryte, tandis que la soude libre, réagissant sur le chlorure de baryum, met en liberté une quantité de baryte proportionnelle à la quantité de soude existant dans le carbonate.

On jette la liqueur sur un filtre qui retient le carbonate de baryte produit par le carbonate de soude. On lave le précipité et l'on fait passer dans les liqueurs, réunies aux eaux de lavage, un courant d’acide carbonique. Le poids de carbonate de baryte obtenu en second lieu indique la proportion de soude libre contenue dans le carbonate de soude essayé (M. Barreswil).

(*) SILICATES DE POTASSE.

La silice paraît se combiner avec la potasse en un grand nombre de proportions. Si l’on fond une partie de silice avec quatre parties d’hydrate de potasse et que l’on reprenne la masse par l’eau, on obtient une liqueur qui donne par l’évaporation de petits cristaux nacrés de silicate de potasse.

Les' anciens chimistes donnaient le nom de liqueur des cailloux aux dissolutions de silice dans la potasse.

Les silicates de potasse étant difficiles à obtenir purs, leur composition n’a pas été jusqu’à présent déterminée exactement. Le sel produit en faisant fondre de la silice avec du carbonate de potasse paraît avoir pour formule Si03,3K0.

Le silicate de potasse est quelquefois nommé verre soluble.

Les corps organiques qu’on a trempés dans une dissolution de verre soluble et ensuite desséchés, ne brûlent plus avec flamme.

On peut donc employer le verre soluble pour préserver de 1 incendie le bois qui entre dans les constructions et les tissus inflammables (M. Fuchs).

En effet, les matières qui sont revêtues de cet enduit éprouvent une véritable distillation, mais ne peuvent brûler avec flamme, ce qui empêche le feu développé sur un point de se propager au delà.

On prépare d’une manière économique le verre soluble en faisant fondre ensemble, pendant six heures, dans un creuset de terre réfractaire, 10 parties de carbonate de potasse, 15 parties de quartz pulvérisé, et I partie de charbon. La masse que l’on obtient présente un aspect vitreux : elle est colorée en noir par le charbon qui s y trouve en excès ; elle se dissout presque entièrement dans 1 eau bouillante; sa dissolution est fortement alcaline.

Le silicate de potasse possède une tendance remarquable à former des silicates doubles; il entre dans la composition du verre de Bohême et dans celle du cristal.

On s en sert aussi pour les peintures siliceuses et le durcissement des pierres calcaires (procédés Kuhlmann).

SODIUM

SODIUM. Na.

Équiv. =287,5 ou 23.

Le sodium présente une grande analogie avec le potassium. Ce corps a été isolé par Davy en décomposant la soude parla pile. Peu de temps après, Thénard et Gay-Lussac démontrèrent qu’on peut obtenir le sodium par l’action du fer sur la soude, sous l’influence d’une température élevée.

On prépare actuellement le sodium par le procédé de M. Brunner, en décomposant le carbonate de soude par le charbon, à l’aide de l’appareil que nous avons décrit en traitant de la préparation du potassium (ftg. 95).

D’importants perfectionnements ont été apportés récemment à la préparation du sodium et permettent d’obtenir facilement ce métal par grandes quantités. Dans le procédé deM. Brunner, le charbon tend à surnager le carbonate de soude fondu, de sorte que la décomposition de ce sel ne s’opérant qu’à la surface du bain est nécessairement très-lente. Mais si l’on ajoute au mélange une certaine quantité de craie (carbonate de chaux), le charbon reste intimement mélangé au carbonate de soude ; la réduction de ce sel s’opère beaucoup plus vite et à une température moins élevée. La proportion de craie doit être à peu près le dixième du poids total du mélange.

Les travaux de M. H. Sainte-Claire Deville ont permis de préparer ce métal industriellement et de l’employer aujourd hui a l’extraction de plusieurs autres métaux.

Grâce à ces perfectionnements, le kilogramme desodium,qui, au commencement du siècle, valait 10,000 francs, revient aujourd’hui à 9 fr. 25.

Propriétés. — Le sodium est d’un blanc d'argent, d un éclat métallique, quand il est récemment coupé ; mais il se ternit presque immédiatement au contact de l’air. 8a densité est 0,972. Il entre en fusion à 90°, et se volatilise à une tempéra-

ture rouge. .

Le sodium est moins volatil que le potassium. Il décompose l’eau, comme ce dernier métal, à la température ordinaire. Lorsqu’on jette sur l’eau un morceau de sodium, il se fait un vif dégagement d’hydrogène ; mais la chaleur produite par 1 action de ce métal sur l'eau n’étant pas aussi lorte que pour le

potassium, le gaz ne s’enflamme pas.

Si l’on rend l’eau visqueuse en y dissolvant de la gomme, atin de ralentir le mouvement du métal, ou que l'on jette le sodium dans un verre qui ne contient que quelques gouttes d eau, U î a moins de perte de chaleur, le métal devient incandescent, et détermine bientôt 1 inflammation de 1 hydrogène. ,

Les autres propriétés du sodium se rapprochent entieicmeni de celles du potassium.

SODIUM

La grande affinité du sodium pour l’oxygène fait employer ce métal à l’extraction d’un grand nombre de métaux qu’il avait été très-difficile jusqu’à présent d’extraire de leurs oxydes.

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Ci g. 93.

Le sodium se combine avec l’oxygène en trois proportions, et (orme les oxydes suivants : 1

Na20 — NaO — NaW.

( ) Le sous-oxyde et le peroxyde se préparent comme lesousoxyne et le peroxyde de potassium, et présentent les mêmes propriétés. Ainsi, le sous-oxyde de sodium est décomposé par l’eau

CARACTÈRES DES SELS DE SOUDE

en dégageant de l’hydrogène; le peroxyde perd 1 équivalent d’oxygène quand on le traite par l’eau, et donne 2 équivalents de soude : Nas03 + 2HO = 2 (NaO, HO) -f 0.

On constate aussi beaucoup d’analogie entre le protoxyde de sodium (soude) et le protoxyde de potassium (potasse).

soude. NaO.

Équiv. == 387,50 ou 3t.

On peut obtenir la soude anhydre NaO, en chauffant un équivalent de sodium (287,17) dans une quantité d’oxygène représentée par 1 00 parties.

L’hydrate de soude s’obtient, comme l’hydrate de potasse, par la décomposition du carbonate de soude par la chaux. Il se forme du carbonate de chaux et de l’hydrate de soude qui porte le nom de soude à la chaux. Cet hydrate, purifié par l’alcool, donne la soude à l’alcool.

On peut encore obtenir une dissolution de soude pure, en calcinant l’azotate de soude avec du bioxyde de manganèse, et reprenant la masse par l’eau (Wohler).

L’hydrate de soude produit, comme l’hydrate de potasse, une élévation considérable de températui'e en se dissolvant dans l’eau.

On peut facilement distinguer l’un de l’autre ces deux hydrates en les abandonnant à l’air; la potasse reste déliquescente, tandis que la soude, après s’être d’abord liquéfiée, absorbe peu à peu l’acide carbonique de l’air, et se transforme en carbonate de soude, qui est efflorescent et tombe bientôt en poussière.

L’action des différents métalloïdes sur la soude est exactement la même que sur la potasse.

Les dissolutions de soude obtenues directement en traitant les carbonates par la chaux sont employées dans l’industrie, pour la fabrication des savons durs.

CARACTÈRES DES SELS DE SOI DE

Les sels de soude ne présentent pas des caractères bien tranchés. Après s’être assuré qu’un sel ne précipite pas par les carbonates solubles, et qu’il est par conséquent à base de potasse, de soude, de lithine ou d’ammoniaque, on examine successivement les caractères des sels d'ammoniaque, de potasse et de lithine, et l’on reconnaît que le sel est à base de soude, lorsqu'il ne présente aucune des propriétés des sels formés par les trois bases précédentes. .

(*) 11 existe cependant deux moyens directs de caractériser les

sels de soude. , , . . ,

1° Le periodate de potasse basique, en dissolution concentrée, forme dans les sels de soude un précipité blanc peu soluble.

2° L'antimoniate de potasse grenu , dissous dans 1 eau froide,

CflLORURE DE SODIUM. 91

produit dans les sels de soude, même étendus, un précipité blanc, cristallin, qui exige environ 300 parties d’eau pour se dissoudre (Fremy). ,

Les sels de soude possèdent en outre la propriété de colorer en jaune la flamme extérieure du chalumeau.

CHLORURE DE SODIUM. CINa.

Équiv. =731,25 ou 58,50.

Le chlorure de sodium, nommé souvent sel marin, sel de cuisine, est incolore, d’une saveur salée, mais agréable, d’une densité égale à 2,13. Il est à peine soluble dans l’alcool anhydre. Sa solubilité dans l’eau augmente peu avec la température.

100 parties d’eau à 15» dissolvent 35,81 de sel marin.

Le sel marin est donc presque aussi soluble à la température ordinaire qu’au point d’ébullition de l’eau qui en est saturée : aussi une dissolution de chlorure de sodium, saturée et bouillante, n’en laisse-t-elle déposer que de petites quantités en se refroidissant.

Cette propriété permet de séparer facilement le sel marin de la plupart des autres sels, et particulièrement de l’azotate de potasse, dont la solubilité dans l’eau augmente beaucoup avec la température. On comprend en effet qu’en traitant par de l’eau bouillante un mélange de sel marin et d’azotate de potasse une grande partie de l’azotate de potasse se dépose par le refroidissement, tandis que le sel marin reste en dissolution dans l’eau.

Le sel marin cristallise en cubes ou en trémies, qui sont produites par l’agglomération symétrique d’une foule de petits cubes. Ces cristaux sont anhydres et décrépitent fortement lorsqu on les chauffe à 200 ou 300°. Ils se conservent à l’air par un temps sec, mais commencent à entrer en déliquescence quand 1 hygromètre de Saussure marque 80°.

Lorsqu’on fait cristalliser le chlorure de sodium à — 12°, ce selse dépose en tables hexagonales symétriques, qui contiennent 4 équivalents d’eau (NaCl -j- 4110). Ces cristaux perdent leur eau tres-facilement.

Le chlorure de sodium est fusible au rouge, et se volatilise à une température plus élevée, en produisant des fumées blanches. Cette vaporisation se fait beaucoup plus facilement dans un courant de gaz.

Le sel marin tondu peut cristalliser en cubes par le refroidissement. Dans cet état, il ne décrépite pas lorsqu’on le chauffe.

Quelques oxydes, et principalement l’oxyde de plomb, décomposent le sel marin dissous dans l’eau en produisant un chlorure métallique et de la soude caustique. Cette réaction se

CHLORURE DE SODIUM

fait avec assez de facilité pour qu’on ail pensé à préparer industriellement la soude en traitant le sel marin par la litharge :

CINa -f- PbO = XaO + ClPb.

Mais la soude ainsi produite contient toujours en dissolution une quantité considérable d’oxyde de plomb. Le procédé de Leblanc présentant d’ailleurs des avantages incontestables sur tous les autres procédés de fabrication de la soude artificielle, on a dû renoncer à utiliser- l’action de la litharge sur le sel marin dans la préparation de la soude.

Le sel marin, décomposé par un excès de litharge, forme un oxychlorure de plomb hydraté, insoluble dans l’eau, qui devient jaune par la chaleur.

Lorsqu’on chauffe un mélange de silice et de sel marin bien desséché, il ne se produit aucune réaction; mais si l’on fait arriver sur le mélange un courant de vapeur d’eau, il se forme du silicate de soude et de l’acide chlorhydrique :

Si03 + CINa + IIO = SiO^.NaO + ClH.

C’est sur cette réaction qu’est fondé l’emploi du sel marin dans le vernissage de quelques poteries, telles que les grès. On jette dans le four une certaine quantité de sel marin humide, qui se volatilise, et qui, en présence de la silice existant dans la pâte de la poterie et de la vapeur d’eau, produit du silicate de soude qui forme une couche vitreuse à la surface de la poterie.

On a jusqu’à présent essayé sans succès d’appliquer industriellement la réaction de Ta vapeur d’eau sur le mélange de silice et de sel marin, pour produire du silicate de soude et de l’acide chlorhydrique. L’acide que l'on obtient ainsi est trop faible pour ôlre livre au commerce, et de plus, le silicate de soude qui se forme recouvre le mélange de sel marin et de silice, et l’empéche d'étre attaqué complètement par la vapeur d'eau.

Le sel marin peut encore produire du silicate de soude, quand on le chaull’e avec de la silice et du peroxyde de fer. Il se tonne du perclilorure de fer qui se volatilise :

SClN'a + SiO» -f Fc203 = Fe*C.l» + Si03,3Na0.

Usages. — Les usages du sel marin sont nombreux; ce sel sert à la préparation du sulfate de soude et de la soude artificielle; il est employé, comme nous l’avons dit, dans le vernissage des poteries, li sert à préparer l’acide chlorhydrique. On l’emploie aussi dans la fabrication des chlorures décolorants pour produire du chlore. L’économie domestique et l’agriculture en consomment de grandes quantités.

Le chlorure de sodium est un des sels les plus répandus dans la nature. 11 existe en quantité considérable dans les eaux de toutes les mers, dans celles de plusieurs lacs et sources. 11 forme

CULORURE DE SODIUM.

dans l’intérieur de la terre des couches abondantes, et porte alors le nom de sel gemme ou sel de roche.

L’eau de la mer contient en moyenne :

Chlorure de sodium 2,50

Chlorure de magnésium 0,35

Sulfate de magnésie 0,58

Carbonates de chaux et de maguisie 0,02

Sulfate de chaux 0,01

Eau 96,54

Sel gemme.

Le sel gemme est cristallisé; il se présente souvent en masses d’un blanc laiteux ; il offre un clivage cubique facile. On le rencontre quelquefois en masses fibreuses.

Il est ordinairement coloré en gris par une petite quantité de bitume; il possède souvent une teinte rougeâtre, qui est due à la présence de l’oxyde de fer.

Le sel gemme se trouve, tantôt en couches contemporaines dans le terrain de trias et particulièrement dans la formation des marnes irisées (Yic, Dieuze, Nonvich), tantôt en masses d’origine postérieure, en relation avec des roches ignées, des amas de gypse, de bitume, et souvent de soufre, soit dans les terrains jurassiques (Bec, Salzbourg), soit dans les terrains de craie (Pyrénées, Catalogne, Gallicie), soit même dans les terrains tertiaires.

Le sel gemme est quelquefois d’une grande pureté : tel est celui de Wieliczka; mais il est souvent mêlé de sulfate de chaux, d’argile, etc.

11 faut alors le dissoudre dans l’eau et évaporer sa dissolution. On opère ainsi :

Dans l’axe d’un trou de sonde qui descend jusqu’au milieu de la mine, on place un long tube percé d’ouvertures h sa partie inférieure; on descend dans ce tube les conduits d’une pompe aspii an te. Ces trous de sonde sont forés dans le voisinage d’une source, dont l’eau peut être facilement détournée pour se rendre dans un bassin creusé auprès du trou de sondage. On fait arriver l’eau dans le trou, et quand elle a séjourne un temps assez long pour être suffisamment saturée, on 1 en retire avec la pompe pour la soumettre ensuite à l’évaporation. Les eaux 27 pour 100 de sel

Certains échantil ticularité curieuse.

Lorsqu on met ce sel dans l’eau, il fait entendre une suite de ^crépitations, et dégagé un gaz, qui paraît être tantôt de l’hydrogene protocarboné pur, tantôt un mélange d’hydrogène protocarboné, d hydrogène et d’oxyde de carbone. 11 est probable que le gaz s’est trouvé emprisonné sous une pression plus ou moins iorte dans l’intérieur des cristaux de sel, dont il brise les

salees sont presque pures, et contiennent lorsqu elles sont complètement saturées.

Ions de sel de Wieliczka présentent une par-

9 4 CHLORURE DE SODIUM

couches dès qu’elles se trouvent amincies par l’action de l’eau, et produit alors une décrépitalion (MM. Dumas et H. Dose). î*On a essayé en France de vendre du sel gemme pulvérisé ; mais jusqu’à présent ce produit n’a pas été admis dans la consommation, sans doute à cause des corps étrangers qu’il relient presque! oujours et delà lenteur avec laquelle il se dissout dans l’eau.

Le sel gemme présente toutes les propriétés du sel marin ordinaire; toutefois il est attaqué beaucoup plus lentement que ce dernier sel par l’acide sulfurique monohvdraté, et ne décrépite pas lorsqu’on le soumet à l’action de la chaleur; sous ce double rapport, il ressemble au sel marin fondu.

Extraction «lu chlorure «le gotlimn. — Quand le Sel gemme est suffisamment pur, on l’exploite par puits et galeries, ou à ciel ouvert si la couche qu’il occupe n’est pas trèsprofonde; on le livre au commerce après l’avoir concassé ou pulvérisé.

Lorsque le sel est impur, on le dissout dans l'eau et on le fait cristalliser par évaporation. Le plus souvent la dissolution s’opère en faisant arriver de l’eau douce jusqu’à la couche de sel

Fig. 96.

au moyen d’un trou de sonde; l’eau saturée de sel est retirée par desv,pomPes et évaporée dans des chaudières.

Pour ex traire le sel tenu en dissolution dans les sources salées, comme ces eaux sont en general loin d être saturées, on com-

CHLORURE DE SODIUM

mence par évaporer les eaux à l’air libre dans des appareils nommés bâtiments de graduation, qui sont disposés de manière à offrir une grande surface d’évaporation.

Les bâtiments de graduation se composent de vastes hangars, dans lesquels on entasse des fagots d’épines de manière à former un parallélipipôde rectangle. L’eau salée arrive au sommet des bâtiments de graduation dans des canaux qui communiquent avec des rigoles, portant des échancrures latérales qui déversent l’eau sur les fagots (ftg. 96) ; l’eau en tombant se divise en gouttelettes, et par suite s’évapore rapidement : le bâtiment est recouvert d’un toit qui le préserve de la pluie ; on change à volonté la distribution des eaux, suivant la direction du vent, qui exerce une grande influence sur la rapidité de l’évaporation.

Les bâtiments de graduation sont [ordinairement divisés en deux sections. La première reçoit les eaux de la source salée ; la seconde, les eaux qui ont déjà circulé sur les fagots.

Desjaompes placées dans les intervalles, et mises en mouvement par des roues hydrauliques, élèvent l’eau des réservoirs inférieurs et la portent dans des conduits qui la déversent sur les fagots.

A mesure que l’eau se concentre, il se dépose sur les fagots du sulfate de chaux mélangé ordinairement de carbonate de chaux et d’oxyde de fer; ces dépôts sont enlevés de temps en temps.

Lorsque l’eau est arrivée^ une concentration qui correspond a environ 20 pour 100 de sel, on termine l’évaporation dans des chaudières.

On extrait le sel contenu dans l’eau de mer en soumettant cette eau à une évaporation spontanée dans des réservoirs, qui portent le nom de marais salants et présentent une grande surface pour une faible profondeur.

P1’0^^ est le plus employé en France, sur les côtes de 1 Océan et de la Mediterranée.

On lait arriver 1 eau de la mer, dans de vastes bassins (marais salants) creusés dans le sol et rendus imperméables par une couc ie d argile. Ces bassins, très-peu profonds, sont divisés en petits compartiments correspondant les uns dans les autres, et disposes de manière, à permettre au liquide de s’écouler trèsîeniement, a 1 aide d’une pente convenablement ménagée, et de rUMifr 16 * a nS des bassins P^us Petits où l’évaporation s’effectue nnMni^'i1'1'6 assez rapide- Ces eaux, qui, en se concentrant, n ptP°frMe partie des sels insolubles qu’elles conteb ^denl dans un réservoir, d’où elles sont extraites à fpp' P Pe? q^1 les amènent dans de nouveaux bassins )• ’p n’ 011 elles laissent déposer le sel marin. L’opérasaison * pendant Plusieurs mois, tant que dure la belle

, °n,ldu(nit ®n las Ie sel obtenu pour le laisser égoutter ; en cet merci °S sulfisammcnt Pur pour qu’on puisse le livrer au com-

COLORURE DE SODIUM.

Traitement des eaux-mères. — Les eaux-mères des marais salants étaient rejetées à la mer jusqu’à l’époque où M. Balard fit connaître des moyens pratiques d’en retirer du sulfate de soude et des sels de potasse.

Le principe de la fabrication du sulfate de soude avec les eaux-mères des marais salants consiste à extraire le sulfate de magnésie des eaux-mères, puisà former, avec ce sel et un excès de sel marin, du sulfate de soude et du chlorure de magnésium qui reste en dissolution.

Mg0,S03 + NaCI = SIgCl + NaO.SO3.

On peut dans cette fabrication, soit utiliser les variations naturelles de température qui se produisent en été et en hiver, soit avoir recours à un refroidissement artificiel.

Lorsque les eaux de la mer, concentrées à la manière ordinaire pendant l’été, ont déposé une partie du sel marin qu’elles contiennent, on les conserve dans de vastes réservoirs ou bassins, présentant moins de surface, mais beaucoup plus de profondeur que ceux dans lesquels se fait la cristallisation du sel marin, afin que les eaux pluviales les affaiblissent le moins possible ; ces réservoirs sont construits dans des terrains argileux ; ils communiquent avec des pièces maîtresses où l’on fait écouler les eaux-mères pendant l’hiver, en ayant soin que ces eaux n’y occupent qu’une profondeur de quelques décimètres, afin qu’elles se mettent plus facilement en équilibre de température avec l’atmosphère.

La cristallisation du sulfate de soude commence à devenir abondante, lorsque les eaux marquent 27° à l’aréomètre, et que la température ne dépasse pas — 4°.

Dans les pays froids, où l'on ne peut appliquer à l’eau de mer la méthode des marais salants, on extrait le sel en exposant l’eau de mer dans des bassins aux plus grands froids de l'hiver : l’eau se divise en deux parties : l’une se solidifie d’abord, c'est de ljeau presque pure, tandis que l’autre reste liquide et relient en dissolution tous les sols solubles: en enlevant de temps en temps les glaçons qui se sont formés, on finit par obtenir une eau très-chargée de sel que l’on évapore ensuite dans des chaudières.

Le sel obtenu par cette méthode est impur. Ainsi le sel d’Oustkout contient sur 100 parties :

Chlorure d'aluminium

Chlorure de calcium

Chlorure de magnésium

ICO, 00

On pourrait préparer des sels beaucoup plus purs en traitant les eaux de la mer par la chaux avant 1 action du froid; on pie-

AZOTATE DE SOUDE

cipiterait ainsi la magnésie et l’alumine, et on éviterait en grande partie la production du sulfate de soude.