I. Bicarbonate de Soude

La décomposition que subit le bicarbonate de soude, lorsqu'il est dissous dans l'eau , a déjà été étudiée par plusieurs chimistes. H. Rose *) a communiqué à ce sujet, en 1835, les expériences suivantes. Du bicarbonate de soude, dissous dans l'eau et évaporé à siccité dans le vide sur l'acide sulfurique , lui avait laissé un résidu qui possédait à peu près la composition du sesquicarbonate de soude. Le même sel, dissous dans l'eau et évaporé à siccité sons la pression ordinaire de l'air , en présence de l'acide sulfurique et d’une grande quantité de potasse caustique, puis redissous dans l’eau et évaporé une seconde fois à siccité , était presque complètement transformé en carbonate neutre. Lorsqu’une solution de bicarbonate était soumise à une ébullition prolongée, le sel passait aussi presque en entier à l'état de carbonate neutre.

Peu de temps après, en 1837, G. Magnus montra qu’un courant d'hydrogène, en traversant une solution de bicarbonate de soude , entraîne une quantité très-notable d'acide carbonique.

Pogg. Annal, t. XXXIV, p. 158.

») Pogg. Annal, t. XL, p. 590.

Cette méthode fut employée eu 1845 par R. F. Marchand ‘) pour déterminer la grandeur de la décomposition. Voici comment il décrit ses expériences: „A travers une solution complètement saturée à 0^ de bicarbonate de soude pur, solution qui occupait un volume de 140 C.C., on fit passer un fort courant d’air atmosphérique humide; pendant toute la durée de l’opération, le liquide , qui était contenu dans une haute éprouvette de verre , resta entouré de glace fondante. Après qu’il fut ainsi passé un million et demi de centimètres cubes d’air, j’examinai la composition du liquide, en dosant, dans deux quantités pesées, une fois la soude et une fois l’acide carbonique. Je trouvai sur 1,785 gr. de soude 1,892 gr. d’acide carbonique, ou sur 390 parties de soude 402 parties d’acide carbonique. Cela conduit au rapport de 2 éq. de soude à 3 éq. d’acide carbonique, car ce rapport serait 2. 390 NaO à 2. 412,5 CO^. On est donc fondé à admettre que par ce traitement le bicarbonate est changé en sesquicarbonate.

„Dans une autre solution, qui, après avoir été saturée à 0'^, fut chauffée à 38° C. et maintenue à cette température pendant toute la durée de l’expérience, je fis passer deux millions de centimètres cubes d’air. Le dégagement d’acide carbonique fut cette fois beaucoup plus intense que dans l’expérience précédente. Outre les bulles d’air qui traversaient le liquide, il s’en élevait de nombreuses petites perles gazeuses, et le courant gazeux avait distinctement l’odeur de l’acide carbonique. Après le passage de cette grande quantité d’air, la composition du liquide fut déterminée. Sur 390 parties de soude, il contenait cette fois 290 parties d’acide carbonique. Je ne doute pas que , si le courant d’air avait été soutenu encore plus longtemps, le rapport n’eût fini par devenir 390: 275; j’ai jugé inutile de continuer l’expérience jusqu’à ce point.”

Les expériences que je viens de citer montrent donc clairement que le bicarbonate de soude en solution est partiellement décom-

0 Journ.f. pi'akt. Chem., t. XXXV, p. 389. 0 0 = 8.

posé. Ainsi que H. Rose Ta déjà fait remarquer par rapport

au bicarbonate de potasse, — sel qui se comporte en général de la même manière que le bicarbonate de soude , — une solution de bicarbonate , exposée à Tair , laissera donc échapper de Tacide carbonique. Lorsque la solution a perdu de l’acide carbonique, une nouvelle quantité de sel est décomposée, de sorte qu’il pejit de nouveau se dégager de l’acide carbonique, ce qui amène une nouvelle décomposition du sel, et ainsi de suite, jusqu’à ce que finalement le bicarbonate soit entièrement converti en carbonate neutre. Le dégagement de l’acide carbonique libre ne dépend pas de la pression de l’air ou d’autres gaz, mais seulement de la pression que l’acide carbonique exerce lui-même à la surface de la solution. Lorsque la solution est exposée à l’air, l’acide carbonique qu’elle abandonne formera temporairement une petite couche au-dessus du liquide, couche qui s’oppose au dégagement ultérieur d’acide carbonique et par conséquent à la décomposition ultérieure du sel. Si l’on enlève cette couche , soit par l’ébullition, soit par le vide , ou par la potasse caustique , ou par un courant d’un autre gaz, l’acide carbonique se dégage sans interruption, et la décomposition ne s’arrête que lorsqu’elle est devenue complète. Si au contraire l’acide carbonique dégagé continue à exercer sa pression sur la solution, le dégagement cesse dès qu’un certain état d’équilibre est atteint , et la décomposition du sel ne va pas plus loin. La décomposition sera d’autant plus faible que la pression de l’acide carbonique sur la solution sera plus grande, et en rendant cette pression très grande, on empêcherait probablement tout-à-fait la décomposition du bicarbonate.

D’après les expériences de Rose, le bicarbonate dépotasse en solution se décompose de la même manière que le bicarbonate de soude. Si l’acide carbonique peut s’échapper au fur et à mesure de sa mise en liberté, — à l’aide de l’ébullition, ou sous la pompe pneumatique , ou par évaporation répétée en présence de la potasse caustique dans les conditions ordinaires de pression et de tempé-

0 Pogg. Annal., t. XXXIV, p. 156.

DES BICAUBONATES DE SOUDE, ETC

rature, — le bicarbonate de potasse finit par se transformer entièrement en carbonate neutre. Ce qui a été dit tout à Theure s’applique donc aux deux bicarbonates.

Une conséquence de cette décomposition partielle est que les cristaux des deux bicarbonates, eu séchant à Tair, perdent toujours un peu d’acide carbonique et se recouvrent ainsi d’une mince couche de carbonate neutre. Cette perte d’acide carbonique , pendant la dessiccation à l’air, est beaucoup plus faible pour le bicarbonate de soude que pour le bicarbonate de potasse , ce qui s’explique aisément. En effet, le carbonate neutre de soude, une fois formé, n’attire que très-lentement l’humidité atmosphérique, de sorte que les cristaux du bicarbonate sont bientôt secs. Avec le bicarbonate de potasse , au contraire , le carbonate neutre formé absorbe rapidement de l’eau chaque fois qu’il- vient en contact avec de l’air humide ; cette eau redissout une partie du bicarbonate , ce qui donne de nouveau occasion à une décomposition du sel et par suite à un dégagement d’acide carbonique. Même pour le bicarbonate de soude, toutefois, il y a perte d’acide carbonique quand les cristaux sèchent à l’air , ainsi que le montrent les expériences suivantes.

Des cristaux de bicarbonate de soude, parfaitement exempts de sulfate et de chlorure , ont été pressés entre du papier à filtre , réduits en poudre et ensuite séchés pendant plusieurs jours dans de l’air en contact avec l’acide sulfurique. Trois analyses du sel

ainsi séché m’ont donné :

Perte par calcin. Acide carbonique *).

I 36,67 pCt 52,07 pCt.

Moyenne 36,69 pCt 52,05 pCt.

Calculé 36,90 „ 52,38 „

La perte trouvée par calcination et la proportion trouvée d’acide

U Dosé en le chassant par l’acide sulfurique dilué et le recueillant dans la chaux sodée.

carbonique sont donc Tune et l’autre plus petites que les quantités calculées. Si l’on considère , en outre , que le carbonate neutre de soude, supposé primitivement hydraté, retient dans l’air sec et à la température ordinaire 1 molécule H^O ^), et que par conséquent Na^CO^-hH^O ne doit donner que 14,5 ®/o de perte par calcination et 35,3 ®/o d’acide carbonique , on peut conclure , de la différence en moins entre les nombres ci-dessus trouvés et les nombres calculés, que les cristaux séchés /’uîV sur l’acide sulfurique contiennent un peu de carbonate neutre.

Les mêmes cristaux , introduits encore humides dans une capacité remplie à la pression atmosphérique ordinaire d’acide carbonique sec J qui était maintenu sec au moyen de l’acide sulfurique, m’ont au contraire donné, après être restés plusieurs jours dans cette atmosphère d’acide carbonique:

Perte par calcin. Acide carbonique.

I 36,88 pCt 52,38 pCt.

Moyenne . . . 36,89 pCt 52,31 pCt.

• nombres qui se rapprochent beaucoup plus des valeurs calculées.

J’ai tâché de déterminer la solubilité du sel dans des conditions où la décomposition, dont il vient d’être parlé, était empêchée autant que possible. Pour cela, j’ai fait usage de petits flacons de 40 à 50 c.c. de capacité, qui, après avoir été remplis jusqu’au col de sel et d’eau (le premier en excès) , étaient fermés avec un bouchon de liège d’excellente qualité. Au-dessus du liquide dans le flacon il ne restait alors qu’une bulle d’air occupant tout au plus un volume de 2 c.c. On ne pouvait remplir le flacon complètement, V. parce que cela aurait nui beaucoup à l’opération du secouement, et 2®. à cause de la dilatation du liquide par la chaleur. Je ne jugeai pas à propos de remplacer par l’acide carbonique la petite quantité d’air laissée dans le col du flacon , parce que cet acide carbonique se serait dissous dans l’eau, et que je voulais déterminer, aussi bien que possible, la

‘) G. J. Mulder, Bijdragen tôt de geschied.v.h. scheik. gebondenwater ^ p. 131.

solubilité dans Teau pure. Je reconnus que Tacide carbonique, mis en liberté par la décomposition du sel dissous, exerçait toujours, sur la paroi interne du flacon et sur le bouchon, une pression très-forte, et d’autant plus forte que la température était plus élevée. En conséquence, le bouchon fut toujours attaché au col par une solide ficelle. Lorsque cette précaution était négligée, il arrivait souvent, surtout à des températures un peu élevées, que le bouchon était projeté avec explosion, ou bien qu’il se soulevait et laissait échapper latéralement de l’acide carbonique. En pareil cas, l’expérience était tenue pour manquée. En effet, ' lorsqu’il y a eu perte d’acide carbonique, la solution renferme ' plus de carbonate neutre de soude , lequel est beaucoup plus soluble que le bicarbonate, et le dosage, tant celui de la soude que celui de l’acide carbonique, donne alors toujours des. résultats trop forts.

Pour obtenir la matière qui devait servir aux déterminations de solubilité, le sel du commerce, qui était déjà passablement pur , fut soumis à 'une nouvelle cristallisation par la dissolution dans de l’eau à 60° environ; les cristaux, réduits en poudre, furent lavés deux fois à grande eau, pour les débarrasser de l’eau-mère adhérente, puis pressés dans du papier joseph et enfin séchés sur l’acide sulfurique dans une cloche remplie d’acide carbonique. En opérant de cette manière sur 1 kilogramme de bicarbonate du commerce , il me resta environ 300 grammes de sel très-pur, ne renfermant pas trace de sulfate ni de chlorure.

J’obtins des dissolutions saturées,* au-dessus de 0° , en secouant les flacons pendant longtemps et à une température aussi constante que possible, dans l’air lorsque cette température était

, inférieure à 10°, dans une cuve pleine d’eau lorsque la tempé-

J rature devait être plus élevée. La température fut toujours déterminée dans la solution même, au moyen d’un thermomètre préa-

, lablement chauffé, dans une étuve à air, jusqu’à la température J- de l’eau de la cuve. Pour préparer des solutions saturées à 0°, H les petits flacons, remplis avec de l’eau et du sel pris l’un et K Tautre à 5° , furent fermés hermétiquement , secoués pendant plu- K Archives Néerlandaises, T. IX. 23

sieurs heures à la température de 5° , puis déposés dans un baquet plein de glace fondante , convenablement renouvelée tous les jours.

La température du local où ce baquet était placé varia entre 4° et 7^. Le flacon dont la solution est désignée ci-aprés sous le No. 1 resta dans la glace fondante pendant jours, le No. 2 pendant cinq jours , le No. 3 pendant sept jours 5 tous les trois donnèrent les mêmes résultats.

Lors de Touverture des flacons, il se dégageait toujours de Facide carbonique, dont la tension était évidemment supérieure à la pression atmosphérique. Même à 0®, on voyait distinctement, après que le bouchon était retiré , se former des bulles d’acide carbonique dans la solution , et à des températures plus élevées il se produisait une effervescence beaucoup plus forte. Quand la détermination avait eu lieu au-dessus de 40° , il suffisait de couper la ficelle pour faire sauter le bouchon. Comme le bicarbonate était employé sous forme de poudre , et que les bulles d’acide carbonique, en montant dans le liquide, entraînaient toujours avec elles quelques parcelles de sel, il fallait observer certaines précautions pour obtenir la solution saturée à l’état limpide. A cet effet, lorsqu’on opérait à de basses températures , la solution était passée par un filtre sec, qui au besoin était légèrement chauffé ; aux températures supérieures à 40 ’ , où il eût été difficile d’éviter le refroidissement durant la filtration, on puisait dans le flacon , aussitôt que la première effervescence était calmée, au moyen d’une pipette préalablement chauffée dans une étuve jusqu’à la température convenable, une certaine quantité de la solution , et si celle-ci paraissait suffisamment limpide , on l’employait pour les dosages. Une partie de la solution saturée était reçue dans un creuset de platine , pesée et réservée pour la détermination de la soude ; une autre partie de la même solution était introduite dans un petit matras de verre qu’on bouchait aussitôt, et dans cette partie, immédiatement après la pesée j on dosait Facide carbonique, eu le chassant par Facide sulfurique

DES BICARDONATES DE SOUDE, ETC

dilué et le recueillant dans deux tubes à chaux sodée, selon la méthode que j’ai décrite ailleurs ^).

Pour déterminer la soude, le contenu du creuset de platine était évaporé au bain-marie, à une température ne dépassant pas 70°. De cette manière, la solution de bicarbonate de soude s’évapore sans aucun dégagement visible de gaz, et par conséquent sans aucune perte par projection. Finalement, l’eau du bain-marie était portée à l’ébullition, puis, le creuset étant couvert, la masse saline sèche était chauffée progressivement jusqu’à calcination faible, de façon que le carbonate de soude obtenu n’entrât pas en fusion. Ainsi exécutées, les déterminations de la soude possèdent un haut degré d’exactitude.

Les résultats de mes expériences , réduits , pour la facilité des ■ comparaisons, à 10 grammes de la solution saturée, sont les suivants :

Bicarbonate de soude.

Numéro

Tempé-

10 gr. de solution

saturée ont donné:

r expérience.

rature.

Na^CO^.

CO^

grain .

.... 0,4428 tr ...

.Maandhlad i)Oor natuurwetenschappen , IV, p. 2.

A l’aide de ces données, j’ai calculé le tableau suivant:

Bicarbonate de soude.

Solubilité en 100 p. d’eau, déduite Numéro ^ (jgg déterminations de :

l’expérience. rature. Na. CO*.