DES MÉTAUX, DES MATÉRIAUX DIVERS

(peintures, asphaltes, combustibles),

L'art de Tingénieur a fait de grands progrès depuis le commencement du siècle. Il n'est pas douteux que ces progrès ne soient dus, en partie, à la diffusion de plus en plus étendue des connaissances chimiques. Les matériaux que la nature ou l'industrie mettent à la disposition des ingénieurs ne sont pas toujours de composition simple et ne sont jamais absolument purs. Les corps étrangers qu'ils renferment modifient parfois profondément leurs qualités et produisent des eflTets considérables sur la résistance des constructions. L'ingénieur doit donc, non seulement connaître la nature de ces influences, mais savoir constater la présence des divers corps auxquels elles sont dues et en mesurer la proportion.

Tout au moins, s'il n'est pas en mesure de procéder par lui-même aux analyses chimiques, doit-il se rendre compte des procédés employés par les laboratoires spécialement outillés pour cet objet, afin de leur envoyer des échantillons convenablement choisis, d'indiquer les renseignements qui lui sont particulièrement utiles et de se rendre compte de la valeur des résultats qui lui sont communiqués.

Les procédés d'analyse applicables aux matériaux de construction sont décrits dans les traités généraux de chimie ; mais ils s'y trouvent confondus avec ceux qui ont pour objet des recherches scientifiques. 11 a semblé qu'il pouvait être intéressant de les en dégager et de les présenter à part avec tous les détails nécessaires. C'est le

CHiailB APPLIQUÉE. 1

but que Ton s'est proposé d'atteindre dans le présent ouvrage.

Les matériaux dont il est fait usage dans les constructions sont fort nombreux. On les classera en plusieurs catégories, à chacune desquelles sera consacré un chapitre spécial.

On s'occupera d'abord des matériaux qui entrent dans la constitution des maçonneries. Les travaux de l'illustre Vicat sur ce sujet ont été, on- peut le dire, le point de départ de la chimie appliquée à l'art de l'ingénieur.

On traitera ensuite de l'analyse des métaux, qui ont pris une si large place dans les constructions modernes, et dont les propriétés sont si profondément modifiées quelquefois par la présence de corps étrangers, même en minime proportion.

On classera ensemble, dans un autre chapitre, divers autres matériaux, tels que les peintures et les asphaltes, dont la pureté est essentielle à leur bonne conservation. On y ajoutera les combustibles minéraux, qui ne sont pas, il est vrai, des matériaux de construction, mais dont il est fait usage sur une si grande échelle dans les préparations industrielles, et dont la qualité influe souvent beaucoup sur les produits.

Enfin, on terminera en traitant de certaines analyses ne se rapportant pas aux constructions, mais sur lesquelles les ingénieurs peuvent être appelés à porter leur attention, comme celles des eaux naturelles, du sol, des engrais et des produits agricoles.

Dans un premier chapitre, on rappellera sommairement les notions générales de chimie qui trouvent leur plus fréquente application dans l'analyse des matériaux, et on donnera quelques renseignements sur les procédés les plus usuels des opérations de laboratoire.

§ 1 . — Rappel des propriétés essentielles des composés

CHIMIQUES des PLUS USUELS

!• Silice. — La silice est un des corps les plus répandus à la surface de la terre. On l'y trouve soit à Tétat isolé, soit en combinaison. A Tétat isolé, elle forme le quartz, le cristal de roche, les sables quartzeux, les grès, etc. Elle se rencontre en dissolution dans quelques eaux naturelles, notamment dans les geysers d'Islande. En combinaison avec l'alumine, elle constitue Targile ; elle se rencontre aussi, combinée avec l'alumine, les oxydes de fer, les alcalis, la magnésie et la chaux, dans les granités et toutes les roches primitives.

La silice et les silicates naturels se distinguent par leur inertie chimique. A la température ordinaire, ils résistent à Faction des bases les plus fortes comme des acides les plus énergiques.

Portée au rouge ou au blanc, la silice devient, au contraire, un acide puissant. Comme elle est absolument fixe et ne se volatilise à aucune température, elle finit par déplacer l'acide des sels avec lesquels on la chauffe à un degré de plus en plus élevé. La silice peut ainsi se combiner avec toutes les bases fixes.

Si donc on porte au rouge un creuset de platine où l'on a mis du carbonate de potasse mélangé avec du sable ou du quartz pulvérisé, Tacide carbonique est chassé, et la silice se combine avec la potasse à l'état de silicate de potasse. Ce composé est fusible et forme au fond du creuset un culot, qui se solidifie en refroidissant. La matière, reprise par l'eau, se dissout et constitue ce qu'on appelle la Uqiceur des cailloux.

L'affinité de la silice, si énergique aux températures élevées par suite de sa fixité, redevient, au contraire, très faible dans les conditions ordinaires ; l'acide carbonique lui-môme l'élimine, comme on le voit en faisant passer un courant de ce gaz dans la liqueur des cailloux. Quelques gouttes d'un acide fort déterminent, dans cette liqueur, un précipité de silice qui apparaît sous forme d'une gelée floconneuse.

Cette gelée est de la silice hydratée qui ne participe pas à rinertie de la silice naturelle. Elle est sensiblement soluble dans Teau, même acidulée, et se combine aux bases alcalines fixes. Aussi, les liqueurs où on la précipite en conservent toujours une partie en dissolution. Si elles sont très étendues, elle y reste dissoute en entier, et le précipité n'apparaît pas.

La présence de la silice dissoute, même en très faible proportion, est une source de grands embarras dans les analyses, parce qu'elle bouche les pores des filtres. Aussi doit-on l'éliminer soigneusement. On y parvient, grâce à la propriété suivante :

Si l'on concentre lentement par la chaleur une liqueur acide qui tient de la silice en dissolution, on la voit au bout d'un certain temps se transformer en une masse transparente, ayant l'aspect d'une gelée de fruits ; c'est de la silice hydratée ou gélatineuse. La chaleur lui enlève

on eau de combinaison et l'amène à rétat d'une poudre blanche.

Si la dessiccation a été complète, cette poudre jouit de toutes les propriétés chimiques de la silice naturelle, c'est-à-dire qu'elle est tout à fait inerte et insensible aux réactifs.

L'acide fluorhydrique est le seul réactif qui attaque la silice et les silicates.

La silice se dose toujours à J'état de liberté. Lorsqu'on Ta séparée des éléments avec lesquels elle se trouvait combinée, on la calcine et on la pèse.

La composition centésimale de la silice anhydre est de 46,66 de silicium pour 53,34 d'oxygène. On lui donne le plus habituellement aujourd'hui la formule SiO^. L'acide normal correspond à SiO^H^ ; mais il existe beaucoup d'autres acides, dérivés de celui-là, par la perte d'une ou plusieurs molécules d'eau, qui donnent aux silicates où ils se trouvent simultanément en présence une grande complexité et l'apparence de composés à proportions non définies.

2. Acîde carbonique. — L'anhydride carbonique se rencontre en liberté dans l'air atmosphérique et dans les eaux naturelles, mais en petite proportion. Il existe en quantités énormes, à l'état de combinaison, dans les roches calcaires, qui forment les pierres à chaux et la plupart des pierres à bâtir. On trouve aussi des roches de carbonate de magnésie, de baryte, de fer.

L'anhydride carbonique est un gaz lourd, incolore, légèrement sapide, et soluble dans l'eau, qui en prend volume pour volume à la pression où il se trouve.

Il est avidement absorbé par les bases fortes, notamment par les alcalis caustiques et par la chaux. Lorsque

fl^FPryy?

Ton manie ces bases, il ne faut pas oublier que Tair atmosphérique, et surtout Tair confiné des laboratoires, renferme une dose très sensible de ce gaz.

Les carbonates sont tous insolubles dans Teau, sauf ceux à base alcaline .

Les carbonates de chaux et des autres bases alcalinoterreuses sont insolubles dans Teau, mais se dissolvent partiellement dans une eau chargée d'acide carbonique, où ils forment des bicarbonates solubles. La chaleur, l'agitation, une diminution dépression, suffisent pour en chasser l'excès d'acide carbonique et les ramener à l'état de carbonates simples insolubles qui se précipitent.

Le gaz carbonique se dégage facilement de ses combinaisons. Portés à une température suffisante, les carbonates perdent leur acide et sont ramenés à l'état de bases simples ; le calcaire, par exemple, se transforme en chaux. Il n'y a d'exception que pour les carbonates alcalins, qui retiennent leur acide à toute température.

Les autres acides déplacent l'acide carbonique en s'emparant de sa base. Si la réaction a lieu dans un liquide, on voit des bulles de gaz se dégager avec effervescence. Quand la liqueur est très étendue, le dégagement ne se produit pas, le volume de gaz ne dépassant pas celui qu'elle peut retenir en dissolution. Pour l'en débarrasser complètement, il faut la faire bouillir.

Le dosage de l'anhydride carbonique est délicat. On indiquera plus loin, lorsqu'il sera nécessaire, les procédés applicables à chaque cas particulier.

La composition de ce gaz est, en poids, de 27,27 de carbone pour 72,73 d'oxygène ; sa formule est CO^.

Cet anhydride ne se combine pas à l'eau pour donner un acide normal.

1 sulfurique est u

:re, très abondai

à l'état de sulfal

s. 11 absorbe Tes évation de temp

'eau, à Texceptic IX Test peu : Tea litre. Cette quai nbre d'opératioi se chimique. L( s le même cas.

l'alcool. Ce réact is concentrées, l rès complètemei 'alcool est égale

ui de baryte, soi s des carbonat ment prolongé, jeur renferme u itif étant passée ;ulfate de chaux ent en sulfate (

CO^Ca^ u des sulfates e

)tfition atomique, qui Tin du volume permett Dileiits.

facile à constater dans une liqueur. 11 suffit d'y verine dissolution d'un sel de baryte, après s'être assuré lie est acide, ou l'avoir rendue telle par l'addition i peu d'acide clilorhydrique.

acide sulfurique se dose à l'état de sulfate de baryte l'on pèse après calcination. Le poids trouvé multiplié 0,3433 donne le poids correspondant d'anhydride Lirique. La formule chimique de cet anhydride est ; il renferme 40 de soufre pour 60 d'oxygène.

. Chlore et acide chlorhydrique. — Le chlore

encontre à l'état de chlorure dans les eaux naturelles

ans un grand nombre de produits de l'économie ani-

e et végétale.

ous les chlorures sont solubles, sauf dans quelques

s minéraux, dont on n'a pas à s'occuper ici.

ortés à une température élevée, ils se comportent de

irses façons. Les uns, comme les chlorures de magné-

ti, d'aluminium, de fer, de manganèse, se décom-

mt et perdent leur chlore. D'autres restent fixes,

ime les chlorures de calcium, de baryum et de potas-

n. Les chlorures alcalins sont sensiblement volatils

ouge.

e caractère distinctif des chlorures est le précipité

leboté qu'y forme le nitrate d'argent; ce précipité est

duble dans l'acide azotique et soluble dans l'ammo-

jue. La lumière du jour et surtout les rayons solaires

)nt passer au violet foncé.

n peut reconnaître aussi la présence du chlore à

eur du gaz qui se dégage lorsqu'on chauffe la liqueur,

Bs y avoir ajouté un peu d'acide sulfurique et du

cyde de manganèse.

e dosage du chlore se fait à l'état de chlorure d'ar-

GÉNÉKALITÉS

gent. Le poids du précipité calciné, multiplié par 0,2 donne celui du chlore. On dose aussi le chlore pai procédés volumétriques.

5. Acide azotique. — L'acide azotique, à Téta nitrate de chaux, de magnésie, etc., se trouve dani efflorescences, dites salpêtres, qui recouvrent les pai basses et humides des édifices.

L'acide azotique attaque presque tous les métaux leur cédant une partie de son oxygène et en se combii avec l'oxyde produit. La portion qui a perdu son oxyj se dégage dans l'atmosphère sous forme de vap nitreuses ou rutilantes.

Tous les azotates sont solubles dans l'eau, de s qu'on ne peut reconnaître l'acide azotique, ni en obi la séparation, par la méthode ordinaire des préci] insolubles.

Voici quelques procédés qui permettent d'en consl la présence :

Les azotates déflagrent lorsqu'on les projette sur charbons ardents, et produisent une détonation qi on les chauffe avec du charbon en poudre.

Si on place dans un tube bouché 1 ou 2 centime cubes de la dissolution d'un azotate, avec un peu d'à sulfurique et de tournure de cuivre métallique, on ob soit à froid, soit en chauffant légèrement, des vap rutilantes. Quand la liqueur est très étendue, il coni de la concentrer au préalable.

On peut encore placer, au fond d'un tube bouché, 2 centimètres cubes de la matière additionnée d'à sulfurique concentré, puis verser par dessus avec caution une dissolution de sulfate de protoxyde de de manière à éviter le mélange des deux liqueurs

anl reposer, on voit se former, au contact des L liquides, après un temps plus ou moins long, une onne brune qui indique la présence de Facide que.

a peut mêler la liqueur avec un peu d'acide chlorhyue et la colorer légèrement en bleu, au moyen de ite d'indigo. En faisant chauffer le mélange, on le se décolorer, s'il renferme de Tacide azotique. Cette tion, employée avec certaines précautions, a été iquée au dosage des très petites quantités d'acide ique qui se trouvent dans les eaux naturelles. Q peut, enfin, constater les moindres traces d'azotates, exemple dans le résidu de Tévaporation des eaux antes, en délayant la matière dans de l'acide sulfue concentré, et versant ensuite un peu de brucine, produit une coloration intense. Cette réaction est e extrême sensibilité.

3ur doser l'acide azotique, il faut commencer par 1er. Celte opération est assez délicate et sera décrite loin (n** 134). Une fois isolé, il se détermine, soit les liqueurs titrées, soit par un des moyens suivants, fait chauffer sa dissolution avec un excès d'oxyde de ab, on dessèche la masse et on la pèse. Le poids de de azotique est la différence entre celui de la masse e et celui de l'oxyde employé. La seconde méthode, licable même quand il y a de l'acide sulfurique dans issolution, consiste à verser dans la liqueur de l'eau >aryte, et à y faire passer ensuite un courant d'acide ionique, qui précipite la baryte en excès. On fait illir pour chasser l'excès d'acide carbonique, et on B. La liqueur ne renferme plus que de l'azotate de fte, que l'on dessèche, après évaporalion, et que l'on î. On peut aussi y précipiter la baryte par l'acide

sulfurique et calculer par les équivalents le poids d'acide azotique correspondant à celui du précipité.

L'anhydride azotique se compose de 25,93 d'azote pour 74,07 d'oxygène; sa formule est Az^O^, et celle de l'acide, AzO^H.

6. Acide phosphorique. — L'acide phosphorique forme trois séries de sels : les sels monobasiques, bibasiques et tribasiques. Comme les phosphates alcalins bibasîques sont neutres au tournesol, on a improprement désigné les sels des trois séries sous les noms de phosphates acides, neutres et basiques.

C'est le phosphate tribasique de chaux qui forme la majeure partie des matières minérales des os. Il constitue également un grand nombre de roches, apatites, phosphorites, nodules, etc.

Les phosphates acides sont solubles dans l'eau. Les phosphates bibasiques et les phosphates tribasiques y sont insolubles, sauf ceux à base d'alcalis ; mais ils se dissolvent dans les acides forts. Si on verse dans la dissolution d'un phosphate non alcalin une base soluble, telle que Tammoniaque, il se produit un précipité qui disparaît par une addition d'acide et se reproduit si on ajoute de l'ammoniaque.

La présence de l'acide phosphorique, ou celle de ses combinaisons est facilement décelée si l'on fait chauffer leur solution dans l'acide nitrique avec un léger excès d'une dissolution dans le même acide de molybdate d'ammoniaque. Il se forme, au bout de peu de temps, un précipité dense et grenu d'une belle couleur jaune clair de phospho-molybdate d'ammoniaque.

Ce précipité est caractéristique. Cependant il faut s'être préalablement assuré qu'il n'y a, dans la liqueur, ni silice.

ni acide arsénique, qui formeraient des précipités analogues.

Les phosphates alcalins donnent un précipité, lorsqu'on y yerse un sel ammoniacal de magnésie additionné d'ammoniaque ; ce précipité, très lent à se produire, n'est complètement insoluble que dans une liqueur froide et fortement ammoniacale. Il se présente alors sous forme de petits cristaux aciculaires, restant adhérents aux parois du vase ; leur composition est celle d'un phosphate tribasique à 2 molécules de magnésie pour 1 d'ammoniaque.

C'est sous cette forme qu'on précipite l'acide phosphorique, et c'est après calcination qu'on le pèse ; il est alors à l'état de pyrophosphate.

La formule de l'anhydride phosphorique est P^O^, et celle de l'acide phosphorique ordinaire, ou orthophosphorique, PO*H^. On connaît encore un premier anhydride de ce corps, l'acide métaphosphorique PO'^H, et un produit condensé, l'acide pyrophosphorique P^O^H*.

7. Fluor. — Le fluor se rencontre principalement dans la roche connue sous le nom de spath fluor, ou fluorure de calcium.

On en reconnaît la présence en réduisant en poudre Téchantillon et plaçant cette poudre avec de l'acide sulfurique dans un creuset de platine, que Ton recouvre d'une plaque de verre. Si l'on chaufle légèrement le fond du creuset, il se dégage de l'acide fluorhydrique, qui attaque et dépolit le verre.

Quand le fluor se trouve dans une roche qui renferme des silicates, le gaz qui se dégage est du fluorure de silicium. On place alors sur la face inférieure du verre une goutte d'eau, qui décompose le gaz et se charge de silice.

Le fluor se dose par différence. Lorsque Ton en a constaté la présence dans une roche, on la traite par l'acide sulfurique, qui fait dégager le fluor à l'état d'acide fluorhydrique, on dessèche et on pèse le sulfate obtenu. On en déduit le poids du fluor par le calcul des équivalents.

8. Alumine. — L'alumine se trouve isolée et cristallisée dans la nature, sous forme de corindon opaque ou hyalin, de saphir, de rubis. Elle existe en immense quantité en combinaison avec la silice, soit à l'état d'argile, soit dans les minéraux complexes qui constituent les roches primitives. La plupart des roches calcaires renferment de l'argile.

L'alumine naturelle est inattaquable aux bases et se dissout difficilement dans les acides. Elle se comporte à peu près comme la silice. Ainsi, si on la chauffe au rouge dans un creuset avec du carbonate de potasse, elle s'y fond et forme avec la potasse une combinaison soluble dans l'eau. Cette combinaison se distingue de la liqueur des cailloux en ce que les acides forts en excès n'y laissent pas de précipité, même lorsqu'elle est très concentrée.

Lorsque l'alumine a été séparée à froid de ses combinaisons, elle est hydratée et se dissout très facilement dans la potasse.

Les sels d'alumine traités par l'ammoniaque donnent un précipité blanc d'alumine hydratée qui ne se redissout pas dans un excès de réactif.

La potasse produit le même précipité, mais un excès de potasse le redissout. Si on vient alors à y ajouter un sel quelconque d'ammoniaque, le précipité reparaît de nouveau.

Les carbonates alcalins décomposent les sels d'alu-

; le précipité est de Talumine hydratée. Le sulfhyd'ammoniaque produit la même réaction.

Ton recueille l'alumine hydratée obtenue par ces ons, et qu'on la dessèche en la calcinant, elle repasse ^me état que l'alumine naturelle, et donne une poudre he et farineuse, semblable à la silice et inattaquable cides comme aux bases. Un long séjour à chaud au et des acides forts, et surtout de l'acide sulfurique, outefois par la dissoudre.

obtient la même alumine par la calcination de ses lolubles, et notamment de l'alun ammoniacal, qui 1 sulfate double d'alumine et d'ammoniaque. ; substances organiques solubles et non volatiles, que l'acide tartrique, l'acide citrique, le sucre, chent les réactions indiquées ci-dessus. Dans les irs qui en renferment, l'alumine n'est plus précipitée r l'ammoniaque, ni par les carbonates alcalins, ni ) sulfhydrate d'ammoniaque.

lumine est généralement obtenue à l'état isolé dans lalyses. Pour la doser, on n'a qu'à la calciner et à la

formule de l'alumine est APO^ ; elle renferme 53,40 100 d'aluminium et 46,60 d'oxygène.

Oxydes de fer. — Le fer oxydé est mélangé à ue tous les matériaux, où il ne joue qu'un rôle daire quant à leurs propriétés essentielles. Mais il ommunique souvent une coloration verte, jaune ou , suivant son état chimique.

distingue deux oxydes de fer : le protoxyde de fer peroxyde, auxquels correspondent les sels ferreux et Is ferriques, désignés encore sous les noms de sels au num et sels au maximum.

Le proloxyde de fer ne peut être facilement isolé. Aussitôt au contact de Tair, il absorbe l'oxygène et se transforme partiellement en peroxyde de fer (Fe^O^) qui se combine avec 1 partie du protoxyde (FeO), pour donner l'oxyde magnétique (Fe^O^).

On le trouve à l'état de combinaison dans un grand nombre de minéraux et notamment dans le fer spathique, minerai formé de carbonate ferreux.

Il colore les fondants en vert intense ; c'est lui qui donne sa couleur au verre à bouteilles.

Les sels ferreux se reconnaissent aux caractères suivants :

La potasse y produit un précipité blanc, qui verdit immédiatement au contact de l'air. L'ammoniaque agit de môme, mais la partie restée blanche se redissout dans un excès de réactif.

L'infusion de noix de galle n'y produit pas de coloration s'ils ne renferment pas de sels ferriques. Le prussiate jaune de potasse y forme un précipité blanc bleuissant rapidement à l'air. Le ferrocyanure rouge détermine immédiatement un abondant précipité, connu sous le nom de hleu de France,

Les sels ferreux, en présence de corps oxydants, passent à l'état de sels ferriques. Si on y verse de l'acide azotique, il se produit d'abord une coloration d'un brun foncé qui disparaît lorsqu'on chauffe : le sel de fer est, suivant l'expression adoptée, peroxyde, et il se dégage du bioxyde d'azote.

Si l'on emploie une solution de permanganate de potasse versée avec précaution, les premières portions de réactif se décolorent en présence du sel ferreux ; mais, lorsque le fer est saturé d'oxygène, une nouvelle goutte de permanganate communique une teinte rose à la liqueur.

Cette réaction à été mise à profit pour le dosage du fer par M. Margueritte, dans l'un des procédés les plus exacts de l'analyse volumétrique.

Les sels ferriques se décomposent par le grillage, si leur acide est volatil.

Leurs dissolutions se colorent en noir par l'infusion de noix de galle. Le ferrocyanure jaune de potasse y détermine un abondant précipité de bleu de Prusse. Le ferrocyanure rouge les colore sans les troubler. Le sulfocyannre de potassium les colore en rouge sanguin.

Le sulfhydrate d'ammoniaque y produit un précipité noir de sulfure de fer ; quand la liqueur est très étendue, elle se colore seulement en vert au premier instant, et le précipité n'apparaît qu'au bout d'un certain temps.

Leur coloration jaune est avivée par l'addition d'acide chlorhydrique.

La présence de substances organiques agit, dans les dissolutions de sels ferriques, comme sur les sels d'alumine, et empêche leur précipitation par la potasse et l'ammoniaque. Toutefois, le sulfhydrate d'ammoniaque produit encore, dans ce cas, sa réaction accoutumée.

Us donnent avec la potasse ou l'ammoniaque un précipité brun foncé, insoluble dans un excès de réactif, d'hydrate de peroxyde de fer Fe^O^H^. Cet hydrate perd déjà de Teau vers 70% puis donne, suivant la température, divers composés moins hydratés, dont la solubilité dans les acides diminue avec la teneur en eau, et devient même presque nulle avec le peroxyde de fer anhydre ; aussi, pour dissoudre cet oxyde, est-il nécessaire de faire digérer longtemps à chaud avec de l'acide sulfurique, ou bien encore de le maintenir préalablement pendant quelque temps avec un carbonate alcalin en fusion.

La formule du peroxyde de fer anhydre est Fe^O'-^ ; il

renferme 70 pour 100 de fer et 30 pour 100 d'oxyj

lO. Oxydes de manganèse. — Le manga s'exploite à l'étal de sesquioxyde et de peroxyde, sont des poudres brunes et noires, employées dans dustrie pour la fabrication du chlore. Us se trou quelquefois associés aux oxydes de fer dans les mater de construction, où ils semblent jouer un rôle second)

Les combinaisons du manganèse et de l'oxygène nombreuses. Dans les analyses, les liqueurs ne ferment en dissolution que des sels de protoxyde (M

Le protoxyde de manganèse, comme celui de fer peut être isolé. Il absorbe avec rapidité l'oxygèn l'air, et se transforme en oxyde rouge ou inlerméd (Mn^W).

Les sels de manganèse, d'un blanc rosâtre ou viol donnent, avec la potasse, un précipité blanc qui br promptement à l'air. L'ammoniaque produit le m effet, mais la partie restée blanche se redissout dam excès d'ammoniaque.

Lorsque la liqueur contient en dissolution une 1 proportion de sels ammoniacaux, l'ammoniaque est i action sur les dissolutions de sels de manganèse. 1 forme un sel double d'ammoniaque et de mangan indécomposable par le réactif. Cependant, en prés( de l'air, la liqueur absorbe peu à peu l'oxygène, se troi et finit par laisser déposer du sesquioxyde de mangan

Les carbonates de soude et de potasse produisent, ( les sels de manganèse, un précipité blanc de carbo de manganèse. Le carbonate d'ammoniaque n'en pro pas.

Le sulfhydrate d'ammoniaque donne un précipita sulfure de manganèse couleur rose chair.

Le manganèse se dose à l'état d'oxyde rouge ou intermédiaire Mn^O^. On le précipite de ses dissolutions par le carbonate de soude, sous forme de carbonate de manganèse, que la calcination transforme en oxyde rouge. Lorsque la liqueur renferme des sels ammoniacaux, il faut la faire préalablement bouillir avec le carbonate de soude en excès, jusqu'à ce que les vapeurs qui se dégagent aient perdu toute odeur ammoniacale.

Quelquefois on est conduit à précipiter le manganèse à l'état de sulfure. Cette séparation réussit même en présence d'un excès de sels ammoniacaux. Le sulfure de manganèse recueilli, bien purifié par les lavages, est redissous par un acide ; le manganèse est ensuite précipité dans la liqueur par le carbonate de soude.

L'oxyde intermédiaire de manganèse se compose de 72,05 de manganèse et 27,95 d'oxygène ; sa formule est Mn^O^

11. Magnésie. — La magnésie existe en quantité considérable dans l'eau de mer. Elle forme, à l'état de carbonate, des roches qui se présentent en masses compactes, ou des bancs de carbonate double de chaux et de magnésie, nommé dolomie. La magnésie est, d'ailleurs, presque toujours associée à la chaux en proportion très variable. Elle se rencontre aussi dans un grand nombre de roches anciennes, à l'état de silicate de magnésie, isolé dans le talc et la serpentine, par exemple, ou combiné à d'autres silicates, comme dans l'amphibole blanche.

La magnésie isolée est une poudre blanche, dont la réaction est légèrement alcaline. Elle est presque absolument insoluble dans l'eau, qui en prend seulement des traces. Toutefois, si l'on mouille un papier de tournesol

lépose un petit tas de magnésie en euit au contact de cette poudre, ignésie est fixe, mais les autres sels 5e se décomposent au rouge et laissent lagnésie.

soude et leurs carbonates produisent [ans les sels de magnésie. Ce précipité ajoute à la liqueur un sel ammoalors un sel à base ammoniaco-ma— posable par les alcalis. Le précipité s la liqueur si elle est, au préalable, 1 ammoniacal.

roduit dans les sels neutres de magnétiel. Si la liqueur renferme à Tavance [, ou si elle a un excès d'acide avec s gouttes d'ammoniaque puissent for- BLcal, le précipité n'apparaît pas.

alcalins ne précipitent pas les -sels de

'ammoniaque n'y produit pas de préî l'oxalate d'ammoniaque, en présence

lUX.

soude, dans une dissolution ammoniaaagnésie, détermine la formation du aco-magnésien dont il a déjà été ques- [jueur est étendue, il faut attendre un r que la totalité de la magnésie soit ïtaux, adhérents aux parois du vase, ire très net pour constater la présence me en très faible proportion.

)se habituellement à l'état de phosphate sien. Le poids de la magnésie en est entée par 0,3604 du précipité calciné.

Il y a dans la magnésie 6 de magnésium pour 4 d'oxygène ; la formule adoptée est MgO.

12. Chaux. — La chaux s'emploie en très grande quantité dans les constructions ; elle se trouve dans le commerce en poudre ou en morceaux. Elle provient des roches calcaires, composées de carbonate de chaux, qui forment une grande partie de l'écorce terrestre. La chaux se rencontre aussi en masses considérables à l'état de gypse ou sulfate de chaux.

La chaux pure est de couleur blanche. Elle a une saveur caustique.

Elle est sensiblement soluble dans l'eau, qui en prend environ 1/1000® de son poids. Cette dissolution, nommée eau de chaux, ramène au bleu la teinture de tournesol rougie; exposée à l'air, elle en attire l'acide carbonique et se recouvre d'une pellicule blanche de carbonate de chaux insoluble.

L'ammoniaque ne produit pas de précipité dans les sels de chaux, mais la liqueur, exposée à l'air, absorbe rapidement de l'acide carbonique et laisse déposer du carbonate de chaux. C'est une circonstance qui se produit souvent dans les analyses, et qu'il ne faut pas perdre de vue.

La potasse donne, avec les sels de chaux, un précipité blanc d'hydrate de chaux, qui se dissout en entier dans un grand excès d'eau.

Les carbonates alcalins précipitent les sels de chaux en blanc. Il en est de même des phosphates solubles.

Tous ces précipités se redissolvent facilement dans les acides.

L'acide sulfurique et les sulfates donnent aussi un précipité blanc dans les sels de chaux concentrés, même

de chaux étant sensiblement soluble ipité n'apparaît pas dans les liqueurs iition d'alcool en facilite la formation. 5ristique des sels de chaux est Tacide ite d'ammoniaque ou de potasse. Si s réactifs dans une liqueur maintenue étermine un abondant précipité d'oxas entièrement insoluble. Ce caractère ttre la présence de la chaux dans les il n'en existe que des traces, re presque toujours à l'état d'oxalate

la précipitation soit complète, il faut jue temps. Le précipité recueilli donne, dessous du rouge, du carbonate de mpérature plus élevée, de la chaux néralement sous le nom de chaux vive, ïenlésimale de la chaux est de 28,58 42 de calcium; sa formule chimique

de son hydrate, ou chaux éteinte,

• La baryte se trouve dans la nature e et de sulfate.

lucoup de caractères communs avec la ingue par l'insolubilité absolue de son

froid environ 1/25*" de son poids de 'eau de baryte est souvent employée I bleuit la teinture de tournesol.

L baryte se dénote immédiatement par rment les sulfates, dans les liqueurs ues acides où on la cherche. Les corps blés aux acides qui renferment de la

baryte doivent être portés à rébuUition dans une dissolution de carbonate de potasse ; la masse est traitée par l'eau, et le résidu du lavage, dissous dans l'acide chlorhydrique, forme du chlorure de baryum, facile à reconnaître.

La baryte se dose ordinairement à l'état de sulfate de baryte. Le poids du précipité calciné doit être multiplié par 0,6567.

La baryte a pour formule BaO ; elle renferme 10,46 pour 100 d'oxygène et 89,54 de baryum.

14. Potasse. — La potasse existe en grande quantité à l'état de carbonate dans les cendres des végétaux. De là, son nom d'alcali végétal. Elle forme aussi, avec la silice, un des éléments du feldspath et de quelques autres roches primitives.

On la trouve dans le commerce à l'état d'hydrate fondu en tablettes. Elle est tellement avide d'eau qu'il est, pour ainsi dire, impossible de la préparer anhydre.

La potasse ordinaire du commerce est appelée potasse à la chaux. Elle se prépare par l'addition d'un lait de chaux à la lessive obtenue avec la cendre des végétaux. Le carbonate de polasseest décomposé, l'acide carbonique s'unit àla chaux pour former du carbonate de chaux insoluble, et la potasse reste dans la liqueur, d'où on l'extrait par évaporation.

Cette potasse renferme quelques sels étrangers. On en sépare la potasse pure en la faisant dissoudre dans de l'alcool concentré, où ils sont insolubles. La potasse est dite alors à Valcool.

Le potasse est une base puissante, qui ramène au bleu la teinture rouge de tournesol, et se combine avec tous les acides.

de potasse sont tous solubles dans Teau. Ils ne pités par aucun réactif, lorsqu'ils sont éteur întrés, ils donnent un précipité d'alun avec le lumine, de bitarlrate de potasse avec Tacide de perchlorate de potasse avec Tacide perchlon, de chloroplatinate de potasse avec le bichloitine.

ier composé, étant insoluble dans l'alcool, est our le dosage de la potasse. On pèse le chloroui-même, desséché, mais non calciné, et le i potasse en est une portion représentée par land le précipité est peu abondant, il est prèle calciner; le chlorure de platine se décomjse du platine métallique mêlé dans du chlorure um fondu ; en traitant par l'eau, on enlève . on recueille le platine, que l'on dessèche et 5se. Le poids de la potasse est à celui du platine 1772 est à 1.

5sium est représenté par le symbole K, et la hydrate de potassium par la formule KHO. A B correspond l'anhydride K^O, ou protoxyde de , qui est sans emploi.

mde. — La soude existe en quantités immenses de la mer à l'état de chlorure de sodium. Elle tre à l'état insoluble dans les mêmes roches tasse. On la désigne sous le nom d'alcali mi-

e possède les mêmes propriétés chimiques que

de soude sont tous solubles, plus encore que otasse. Aucune des réactions indiquées à l'ardent ne réussit avec les sels de soude.

On en est réduit à doser toujours la soude par différence. Après avoir recherché dans une liqueur tous les corps qu'elle peut contenir, on admet que le résidu, s'il y en a un, est formé par la soude. Aussi le dosage de cet élément manque-t-il souvent de précision.

Mais, au point de vue qualitatif, la coloration jaune que les composés sodiques communiquent à une flamme non éclairante est un caractère d'une très grande sensibilité.

Le symbole du sodium est Na ; la formule de la soude est NaHO, et celle du protoxyde, d'ailleurs sans usage, Na^O.

1 6. Ammoiiiaquc. — L'ammoniaque est un gaz très soluble dans l'eau, d'une odeur pénétrante, exerçant sur les organes de la vue et de la respiration une action énergique. On la désigne sous le nom à' alcali volatil. L'action chimique de l'ammoniaque et de ses sels a la plus grande analogie avec celle des deux corps précédents, que l'on appelle ensemble les alcalis fixes.

La dissolution de l'ammoniaque dans l'eau agit comme le gaz lui-même. Elle est constamment employée comme réactif dans les laboratoires. Elle bleuit la teinture rouge de tournesol. Lorsqu'on approche d'une dissolution qui dégage de l'ammoniaque une baguette de verre trempée dans l'acide chlorhydrique, on aperçoit des fumées blanches qui en dénotent la présence.

Tous les sels ammoniacaux sont solubles dans l'eau. Ils sont tous volatils. La plupart s'allèrent par la chaleur et se décomposent. Quand l'acide est fixe, comme dans le phosphate ou le borate, l'ammoniaque seule disparaît et l'acide reste comme résidu. Le chlorhydrate et le carbonate d'ammoniaque se subliment sans altération. Le car-

loniaque a une odeur semblable à celle de me.

de platine agit sur eux comme sur les sels

nmoniacaux se reconnaissent facilement, chauffe, soit à sec, soit en dissolution, au Icali fixe de chaux, de baryte, ou même de e dégage de l'ammoniaque, facile à reconleur et à son action sur un papier de tourexposé humide aux gaz ou vapeurs qui se

fen le plus sensible pour caractériser Tamind elle existe en faible quantité dans une e la mettre en présence d'une dissolution la fois de la potasse et de Tiodure double de potassium (réactif de Nessler). Il se forme ure dont la moindre trace colore le liquide

[ue se dose quelquefois à Tétat de chlorous souvent on la détermine par les liqueurs

du gaz ammoniacal est AzH^.

le plomb. — Le plomb s'emploie dans les soit à l'état naturel, soit à l'état d'oxyde le sel, notamment de carbonate [céruse). nlre dans la nature, principalement sous ire {galè7ie) ou de carbonate, jbles de plomb se reconnaissent aux carac-

, avec l'hydrogène sulfuré et le sulfhydrate 3, un précipité noir de sulfure de plomb, 5 un excès de ce dernier réactif.

Avec le carbonate de soude, il se produit un précipité blanc, ainsi qu'avec les sulfates solubles et Tacide sulfurique. Enfin, avec le chromate de potasse, le précipité obtenu est jaune, et il se dissout dans une solution de potasse.

Le plomb se dose à l'état d'oxyde ou de sulfure.

18. Sels de cuivre. — Le cuivre est quelquefois employé à l'état de métal simple. Mais le plus souvent, il est utilisé en alliage avec d'autres métaux.

Il se trouve dans la nature sous forme de cuivre natif, d'oxyde et surtout de sulfure {pyrite cuivreuse).

Les sels cuivriques solubles présentent les caractères suivants :

En présence de l'hydrogène sulfuré et du sulfhydrate d'ammoniaque, ils donnent un précipité noir de sulfure de cuivre, insoluble dans les sulfures alcalins.

L'ammoniaque y produit un précipité verdàtre, qui se dissout dans un excès de réactif en donnant une liqueur d'un beau bleu céleste.

La potasse y produit un précipité bleu, qui noircit par l'ébuUition.

Enfin, les sels de cuivre fournissent, avec le ferrocyanure de potassium, un précipité marron caractéristique. Cette réaction, d'une grande sensibilité, permet de mettre en évidence des traces extrêmement faibles de ce métal.

Le cuivre se dose sous forme de sulfure, et quelquefois de métal simple obtenu par l'électrolyse.

19. Sels de zinc. — Le zinc se trouve dans la nature sous forme de carbonate [cala^iiine) et de sulfure

[blende).

Il est employé dans les constructions, soit à l'état de

métal simple, soit à Tétat d'oxyde, soit sous forme d'oxychlorure.

L'oxyde de zinc est blanc; lorsqu'il est chauffé, il prend une belle coloration jaune, qu'il perd en se refroidissant.

Les sels solubles de zinc ne donnent pas de précipité par l'hydrogène sulfuré en liqueur acide ; avec le sulfhydrale d'ammoniaque, ils donnent un précipité blanc de sulfure insoluble dans un excès de réactif.

Les alcalis et les carbonates alcalins y produisent des précipités blancs, solubles dans un excès de potasse ou d'ammoniaque.

Le ferricyanure de potassium y donne un précipité jaune marron, le seul composé coloré que forment les sels de zinc avec les réactifs.

Le zinc se dose ordinairement à l'état d'oxyde et quelquefois sous forme de métal simple obtenu par l'électrolyse.

20. Oxydes d'étaîn, — L'étain n'est employé que dans les alliages, notamment dans le bronze.

La seule propriété qu'il soit utile de rappeler, c'est que l'acide azotique, en l'attaquant, le transforme en acide métastannique, qui, par la calcination, se réduit à l'anhydride Sn02.

§ 2. — Procédés généraux de l'analyse chimique

L'analyse chimique a un double objet. Elle se propose à la fois de déterminer la nature des éléments qui entrent dans un produit, et de mesurer dans quelles proportions ils se trouvent combinés. Lorsqu'elle s'en tient à la première

recherche, elle prend le nom à^ analyse qualitative ; elle devient quantitative lorsqu'elle s'étend au second objet.

Il est rare que, dans Tétude des matériaux de construction, il y ait lieu de faire une analyse qualitative. On sait toujours à l'avance la nature des corps qu'on étudie, et quels sont les éléments qu'il importe de doser. On s'abstiendra donc de rappeler ici les procédés de l'analyse qualitative, que l'on trouverait au besoin dans les traités de chimie générale.

On commencera par exposer les précautions que demandent les diverses manipulations qu'exige une analyse quantitative. L'analyse la plus simple est toujours une opération délicate, et c'est du soin scrupuleux apporté dans ses diverses phases qu'en dépend le succès.

21. Prise d'échantillon. — La prise de l'échantillon, faite le plus souvent en dehors du laboratoire, demande beaucoup d'attention et d'intelligence. 11 faut bien se rendre compte du but de l'analyse et choisir l'échantillon en conséquence.

S'agil-il, par exemple, d'étudier un banc de pierre à chaux ou de houille ? Il ne faut pas se contenter de prendre au hasard un fragment dans la partie découverte, mais pénétrer au cœur du banc, prélever des morceaux aux divers points, les mélanger ensemble intimement après les avoir divisés. L'échantillon ainsi préparé donnera un spécimen de la valeur moyenne du banc.

Veut-on se rendre compte de l'homogénéité de la couche ? Au lieu de mélanger ensemble les morceaux, il faut les envoyer séparément au laboratoire, après les avoir bien repérés et étiquetés.

S'il y a plusieurs bancs dans une même carrière, on fait le travail pour chaque banc isolément.

De même, s'il s'agit d'étudier une barre de fer ou d'acier, surtout si le métal a été fondu, il faut prendre des copeaux tant à la surface qu'au au centre, car la composition n'y est pas toujours la même.

Ces exemples font assez comprendre l'importance d'une intelligente prise d'échantillon. C'est d'elle que dépend l'utilité du travail demandé au laboratoire.

22. Préparation des échantillons. — Une fois au laboratoire, les échantillons subissent diverses préparations préliminaires destinées à faciliter leur attaque par les procédés chimiques.

Dessiccation. — Souvent ils renferment beaucoup d'humidité. On commence par les dessécher à l'étuve. A défaut d'étuve, la chaleur d'un foyer ou celle des rayons solaires peut suffire. La température de cette dessiccation préparatoire ne doit pas atteindre 100°.

Il faut avoir soin de peser l'échantillon avant et après la dessiccation, et de constater sa perte de poids.

Prise d'échantillon. — Quand les échantillons sont trop volumineux, on en prélève une partie seulement, que l'on conserve dans des bocaux bouchés. Si les produits ne sont pas homogènes, cette prise d'échantillon doit être faite avec les précautions qui ont été indiquées à l'article 21 , de façon à renfermer dans les bocaux une moyenne représentant l'ensemble de ce qui a été remis.

Trituration. — Les substances ne sont facilement attaquées par les réactifs que si elles sont divisées. L'état de division à obtenir varie suivant la dureté des corps et leur plus ou moins grande résistance aux agents chimiques.

Pour des pierres tendres et faciles à attaquer, comme les calcaires, il suffit de les broyer grossièrement à coups

de marleau sur une enclume ou un corps dur quelconque; ou mieux, de se servir d'un mortier en fonte avec un pilon du même métal.

Les matières plus dures ou qui attaqueraient le fer sont pilées dans un mortier plus petit en biscuit de porcelaine, en porphyre ou en verre, avec un pilon de même nature.

Enfin, pour les substances très dures et déjà réduites à un faible volume, que Ton veut mettre en poudre très fine, on se sert de mortiers et de pilons d'agate.

Il est certains corps, analogues au verre, qui volent en

éclats lorsqu'on cherche à les écraser. II peut

en résulter une perte de matière que Ton a

intérêt à éviter, soit à cause de la rareté de

l'échantillon, soit parce qu'on est en cours

d'analyse quantitative. On peut avoir recours

au mortier d'Abich [fig. 1). Il se compose de

trois pièces d'acier distinctes. L'une 6 est un

Fio. 1. culot cylindrique portant une cavité dans

laquelle s'emboite exactement un tube a. Un

piston c entre à frottement doux dans ce tube. On met

le tube sur le culot, et on y introduit la matière à écraser;

puis, on ajuste le piston et on frappe sur sa tête avec un

marteau. Le corps se brise en petits éclats, sans qu'il y

ait de projection.

Ces petits éclats sont recueillis, et on achève de les porphyriser dans un mortier d'agate, où l'on ajoute quelques gouttes d'eau, qui suffisent pour empêcher les projections. Par surcroît de précaution, il est bon néanmoins d'opérer sur une feuille de papier blanc glacé où Ton verrait et pourrait recueillir tous les fragments qui auraient sauté.

Enfin, pour les métaux, on est obligé de recourir à la

lime, qui peut introduire dans Téchantillon un peu de fer. S'il y a inconvénient à cela, il est préférable de se procurer de petits copeaux obtenus sur un tour.

Tamisage. — La trituration produit le pluss ouvent une masse plus ou moins pulvérulente, composée de grains de diverses grosseurs. Pour séparer ceux qui seraient trop volumineux, on en fait le tamisage au moyen de passoires. Lorsqu'on a besoin d'une grande finesse, on a recours au tamis de soie.

Lécigation. — On peut aussi, dans certains cas, séparer la poudre fine par lévigation. On met la masse en suspension dans l'eau : le plus gros tombe rapidement au fond, et le plus fin surnage, en formant un trouble dans le liquide. On le recueille à part et on le laisse déposer. Ce procédé n'est applicable évidemment qu'aux corps absolument insolubles. Il faut aussi qu'ils soient bien homogènes, et que leur tendance à se précipiter soit Le résultat d'une différence de volume, et non d'une différence de densité ou de composition, car alors le produit de la lévigation ne représenterait pas en moyenne le corps à étudier.

23. Pesée. — Une des opérations les plus fréquentes et les plus importantes de l'analyse chimique, c'est la pesée des corps. Elle doit être faite avec une précision extrême, qui atteint couramment le demi-milligramme.

Pour les grosses pesées, on se sert de balances ordinaires. Dans les analyses où Ton se contente d'une approximation de 1/2 centigramme, on peut employer un simple trébuchetà la main, pouvant peser 50 grammes {fig. 2). Dans les opérations de laboratoire, qui demandent une exactitude plus grande, on se sert habituellement de Irébuchets établis sur une colonne et enfermés dans une

cage de verre, que Ton trouve couramment dans le commerce. Ces trébuchets peuvent peser 50 grammes à un demi-milligramme près. Pour des poids plus considérables que l'on veut connaître avec la même approximation, on a recours à des balances de précision.

On fait toujours les pesées par substitution. On place dans un des plateaux de la balance une tarê^ c'est-à-dire une masse quelconque à laquelle on fait équilibre sur

l'autre plateau par des poids marqués, dont la somme est P. Pour avoir le poids x d'un corps quelconque, on enlève les poids P, on met le corps en question à leur place, et on achève d'établir l'équilibre au moyen d'autres poids marqués, dont on note la somme p. Il est clair que a? = P — p, même lorsque la balance n'est pas juste. En pratique, les tares sont de petites caisses en clinquant ou des vases en verre, où l'on place de la grenaille de plomb ou des débris quelconques, de façon à faire équilibre à un poids déterminé, par exemple à une capsule donnée chargée d'un poids de 2 grammes. On a alors la tare à 2 grammes de la capsule. Les produits des analyses sont placés dans cette capsule pour être pesés. La somme des poids marqués qu'il faut y ajouter pour rétablir l'équilibre est le complément à 2 grammes du poids de ces produits.

Ce n'est qu'à la suite d'une série de tâtonnements que l'on parvient à l'équilibre. Pour les abréger, il importe d'employer les poids avec méthode, et non au hasard.

Fio. 2.

ode consiste à essayer d'abord le plus gros ont on dispose. S'il est trop fort et fait bascuice, on l'enlève, et on essaie celui qui vient ment au-dessous dans l'ordre des grandeurs, est trop faible, on le laisse dans le plateau, p fort, on l'enlève, et on essaie le suivant, et ite, jusqu'à ce qu'un des poids essayés donne l l'équilibre.

s qui accompagnent un trébuchet sous cage ivants :

Décigrammes.

Centigrammes.

Milligrammes.

20 gr.

1 de 5 déc.

1 de 5 c.gr.

1 de 5 m.gr,

• exemple, une pesée à faire avec une tare de s. On commencera les tâtonnements par le édiatement inférieur à 5 grammes, c'est-à-dire e 2 grammes. Supposons que l'ensemble des •uter soit de 3 gr. 628. On aura à essayer sucit les poids suivants, où le signe ( — ) indique iront dû être enlevés comme faisant basculer

, 1 gr., 5 déc, (— 2 déc), 1 déc, (— 5 c g.), 2 cg., (— 1 c g.), 5 m. g., 2 m. g., (— 2 m. g.), 1 m. g.

omptera les poids qui sont restés sur le plas étalant devant soi.

Laque des échantillons. — Les échantilnt être attaqués, c'est-à-dire mis en état de

APPUQUÉB. 3

répondre aux réactifs. L'attaque se fait soit par voie humide, soit par voie sèche, c'est-à-dire par dissolution ou par fusion.

Dissolution. — La dissolution a pour but de transformer un corps solide en une liqueur claire. Il y a deux sortes de dissolutions. On dit qu'elle est simple, quand le dissolvant et le corps dissous sont sans action chimique l'un sur l'autre, et qu'ils conservent isolément leurs propriétés. En éliminant le dissolvant, on retrouve le corps dissous à son état primitif. Telles sont la plupart des dissolutions dans l'eau, et celles des corps gras dans la benzine ou le sulfure de carbone. 11 y a dissolution chimique lorsqu'il se produit une combinaison entre les deux corps mis en présence, et qu'on ne peut retrouver l'un d'eux par l'élimination de l'autre. Ainsi la chaux se dissout dans l'acide chlorhydrique, mais y passe à l'état de chlorure de calcium. Quelquefois, il y a, en outre, perte de matière. Par exemple, si, au lieu de chaux, on met du carbonate de chaux dans l'acide chlorhydrique, il se dissout, mais l'acide carbonique se dégage dans l'atmosphère.

La division mécanique des corps en accélère la dissolution. La chaleur produit généralement le même effet. Il y a toutefois des substances, comme le sulfate de chaux, qui sont moins solubles dans Teau bouillante que dans l'eau froide.

Fusion. — L'attaque de certains corps ne peut avoir lieu qu'après leur fusion à une haute température au contact d'autres substances. Le mélange à fondre est mis dans un petit creuset de platine de 50 à 60 centimètres cubes de capacité.

On place le creuset sur un support en cuivre, posé sur la table d'un soufflet d'émailleur {fy. 3), portant un cha-

lumeau B qui est en communication, d'un côté avec une prise de gaz, et, de Fautre, avec le soufflet. En lançant le vent au moyen de la pédale et réglant convenablement le robinet à gaz, on porte facilement le

SsmiM Jéméiéffun

Support

Jn

Fio. 3.

creuset et son contenu ^ ' ^

au rouge vif.

Dans certains cas, cette température est insuffisante et le creuset doit être porté au blanc ; on se sert alors avec avantage du chalumeau à gaz de M. Schlœsing [fig. 4). C'est un tube à bec recourbé, portant un ajutage latéral a par où arrive le gaz, et qui reçoit, par un tube étroit h placé dans son axe, de Tair issu d'un réservoir en pression. Le bec du chalumeau pénètre, par un orifice réservé à cet effet, dans la calotte d'un petit four en terre réfractaire où est placé le creuset.

Cet appareil permet d'atteindre les températures les plus élevées et d'arriver même à la fusion du fer doux ou du platine. Fig. 4.

Lorsqu'on ne dispose pas de gaz d'éclairage, on renferme le creuset de platine dans un creuset de terre un peu plus grand, qu'on lute et que l'on place au milieu d'un feu^de forge plus ou moins violent. On peut aussi, dans ce cas, employer les lampes à essence et à alcool, dont il est inutile do donner ici la description, leur emploi devenant de plus en plus rare, depuis que les plus petites villes ont leur gazomètre.

5. Chauffages des liqueurs. — On a souvent >in de chauffer les liqueurs conlenues dans les fioles îs capsules. On les place sur une petite grille au-dessus d'un fourneau quelconque.

Les fourneaux à gaz, dont on peut régler la chaleur, sont préfé« râbles. Il en existe un grand nombre de modèles. Le plus commode parait £/rf^.on ^^^^ "^ tambour de tôle (Jig. 5), soutenant en son milieu un serpentin s horizontal en cuivre creux percé de trous, dont l'intérieur comp,o 5 munique avec la prise de gaz.

Le fourneau porte une couronne Lelée c sur laquelle on place directement les gros DUS, ou une grille destinée à supporter les vases plus ts.

6. Évaporation. — L'évaporation des liquides se dans des capsules de porcelaine ou de platine. Il faut r soin de ne pas placer dans ces capsules des mé- ;es de nature à les attaquer. La potasse et la soude ;tiques, par exemple, attaquent facilement le platine ;i bien que la porcelaine, lorsqu'elles sont concens. On doit alors recourir à des capsules d'argent. De ae, on ne peut évaporer dans le platine des mélanges, me l'eau régale, qui peuvent mettre du chlore en rté, ni ceux qui dégageraient de l'acide sulfhydrique^ on formerait du chlorure ou du sulfure de platine.

a température de l'évaporation ne doit jamais être

z élevée pour que la liqueur entre en ébuUition. Les

es de vapeur d'un liquide qui bout, en venant crever

surlace, projettent toujours au loin des gouttelettes

et font perdre de la matière. En outre, dans les liqueu] concentrées, le dégagement des bulles de vapeur n'a pli lieu que par moments, et peut déterminer des soubresauts des projections considérables et quelquefois dangereuse

L'évaporation s'exécute très bien sur un fourneau ^az dont on fixe la température à volonté. A défaut ( gaz, on peut remplacer le serpentin par une assiet creuse où l'on a disposé sur de l'huile un certain nombi de mèches de veilleuse. On peut encore placer les caj suies sur des cendres chaudes recouvrant un feu c mottes à brûler ou de charbon de Paris. Il faut toutefois éviter avec iK'"'"^^!!^^

grand soin les courants d'air qui pour- ik-;^^ ^zr:^

raient soulever les cendres et en pro- ^,, 'L l"^^^^ jeter une partie dans la capsule. "^sli-^=s>J

Dans les laboratoires, on se sert de p^^ ^

bains de sable. Ce sont des caisses en tôle ou en fonte que l'on a remplies de sable siliceux fi et posées au-dessus d'un foyer de chaleur quelconqu En enfonçant la capsule plus ou moins profondémei dans le sable et en la mettant plus ou moins près de source de chaleur, on l'amène facilement au degré doi on a besoin.

Les bains de sable doivent être entourés de châssis e verre qui préservent des poussières extérieures les caj suies qu'on y a placées et permettent de voir ce qui s passe.

La figure 6 donne la vue perspective d'un petit bain ( sable pour une ou deux capsules. Le toit et les deux côt( latéraux sont garnis de plaques de verre épais. Le devai et le fond sont ouverts et permettent l'enlèvement pe les courants d'air des vapeurs produites. Ce bain de-sab! est chauflTé par un serpentin au gaz.

Les bains de sable doivent être placés sous des hottes pourvues de cheminées, dont le tirage enlève les vapeurs provenant des capsules. Il y aurait inconvénient à ce que ces vapeurs, qui le plus souvent sont acides, se répandissent dans la salle où l'on opère. Dans les laboratoires, les bains de sable ont des dimensions qui leur permettent de recevoir à la fois le nombre de capsules, quelquefois très grand, qui peuvent se trouver en même temps en expérience. Ils sont recouverts d'une trémie en bois ou en verre ayant issue dans une cheminée, et entourés de châssis mobiles en verre. Des ouvertures ménagées à la partie inférieure de ces châssis permettent à Tair de s'introduire dans la cage lorsqu'ils sont fermés, et d'enlever les vapeurs vers la cheminée. Ces bains de sable reçoivent des dispositions diverses, suivant les besoins et les locaux dont on dispose.

Leur cage forme une étuve dans laquelle on dispose des tablettes pour certaines dessiccations qui peuvent se /aire au contact des vapeurs acides, par exemple celles des filtres à calciner.

Quand on a besoin de connaître exactement la température à laquelle l'évaporation a lieu, on se sert de bainsmarie ou d'étuves munies de thermomètres.

27. Crîslallîsalion. — La forme des cristaux produits par l'évaporation d'une liqueur permet souvent de reconnaître la présence des corps qu'elle tient en dissolution.

La cristallisation s'obtient par l'évaporation spontanée de quelques gouttes de la liqueur sur un verre de montre. Souvent elle ne réussit que dans une atmosphère parfai-

Fio. 7.

tement sèche. Dans ce cas, on place [fig. 7) le verre de montre, ou la capsule 6, qui renferme la liqueur sous une cloche posée sur une plaque de verre rodée, au-dessus d'un vase a où l'on a mis de Tacide sulfurique concentré ou de la chaux vive. Ces deux corps sont très avides d'humidité et absorbent celle de l'atmosphère confinée de la cloche, à mesure qu'elle se forme aux dépens de la liqueur.

Fio. 9.

FiG. 10.

28. Précipitation. — La précipitation est le moyen le plus habituellement employé pour isoler, à l'état insoluble, chacun des éléments contenus dans une liqueur. Elle se fait ordinairement soit dans un verre sans pied à bec, nommé vase à précipiter [fig. 10), soit mieux, lorsqu'on doit chauffer la liqueur, dans une fiole à fond plat (^. 9) qui se pose facilement sur la p^^ g grille d'un fourneau et sur le

bain de sable. On a une provision de fioles de diverses contenances pour tous les besoins.

Lorsqu'on n'opère que sur de très petites quantités, on se contente de tubes bouchés de 0",015 environ de diamètre et de 0",12 à 0'",i5 de longueur (^. 8), dont le fond peut être chauffé au-dessus d'une lampe à alcool ou d'un brûleur à gaz.

Le chauffage des liqueurs qui renferment des précipités doit être fait avec précaution. Si on les porte vivement à l'ébuUition, le dégagement des bulles de vapeur donne lieu soit à de la mousse, soit à des soubresauts^ qui font souvent passer la matière par-dessus les bords du goulot. Ce n'est que si la rapidité est une condition de

succès que Ton chauffe les fioles à feu nu, en réglant la chaleur convenablement. Il est préférable de les porter au bain de sable, où on les laisse plusieurs heures, jusqu'à ce que tout le précipité soit bien rassemblé.

29. Fîltpatîon. — Les précipités sont séparés de leurs liqueurs soit par filtration, soit par décantation. La première méthode est la plus rapide et la plus fréquemment employée.

Elle consiste à retenir les précipités sur un filtre, c'est-à-dire sur une substance pourvue de pores assez grands pour laisser passer les liquides, mais non les matières solides en suspension. Le papier sans colle, dit papier à filtres, est le plus souvent employé pour cet objet.

Lorsqu'il s'agit de filtrer rapidement une grande quantité de liqueur, sans se préoccuper d'en perdre une partie, ni de recueillir le précipité bien pur, on prend des filtres à plis nombreux que tout le monde connaît et exécute facilement. Mais, dans les analyses, ils se prêtent mal aux lavages, et ne sont pas employés. On se sert de filtres simples, dont la figure 11 indique la confection. On prend une feuille de papier carrée, que l'on plie en quatre, puis que l'on découpe suivant un quart de cercle ayant pour centre le centre de la feuille de papier primitive. On ouvre le filtre en laissant d'un côté une seule épaisseur et de l'autre côté les trois autres doubles. Il présente alors la forme d'un cône creux, facile à placer sur un entonnoir.

Fio. 11.

Les filtres sont calcinés en môme temps que les précipités qu'on y a recueillis ; leurs cendres restent mêlées à ces précipités et sont pesées avec eux. Le poids des cendres du filtre doit donc être retranché de la pesée. Mais, comme on ne peut connaître directement ce poids, on se contente de le supposer égal au poids des cendres d'autres filtres exactement semblables à ceux que Ton a employés.

A cet effet, après avoir taillé dans une main de papier bien homogène une provision de filtres de même grandeur, on en prend une quantité donnée, 10 ou 20 par exemple, on les incinère à part et on pèse le résidu. Le dixième ou le vingtième du poids trouvé représente la correction applicable à chaque pesée.

Pour faciliter le découpage du papier sous forme d'un quart de cercle, et pour être assuré d'avoir des filtres exactement de même grandeur, comme cela est nécessaire dans une même série d'analyses, on se sert d'un patron en tôle ou en zinc ayant la forme d'un quart de cercle de la dimension voulue. On applique le centre du patron sur Tangle correspondant au sommet du filtre, et on guide par le bord curviligne les ciseaux qui découpent le papier.

Comme on n'est jamais parfaitement assuré de l'homogénéité du papier dont on se sert, on rend aussi faible que possible l'erreur de la correction, en n'employant, sauf les cas exceptionnels, que de très petits filtres, de 5 à 7 centimètres de côté, qui ne fournissent, si le papier est bon, que quelques milligrammes de cendres.

On trouve dans le commerce deux espèces de papier à filtres, le papier ordinaire et le papier Berzélius. Le dernier est seul employé dans les analyses ; il est plus fin et donne moins de cendres que l'autre. Il a été lavé à l'acide

chlorhydrique étendu, qui a dissous la majeure partie des substances fixes qu'il renfermait, puis rincé à plusieurs reprises dans Teau pure. Un filtre de la dimension indiquée plus haut, fait avec ce papier, ne doit donner que 3 à 4 milligrammes de cendres.

Quand il n'est pas possible de brûlerie filtre, on se sert de filtres doubles tarés. On prend deux filtres semblables, que l'on place sur les deux plateaux de la balance ; s'ils ne se font pas équilibre parfait, on enlève avec les ciseaux de petits fragments du plus lourd, jusqu'à ce que l'égalité soit rétablie. Puis, on les emboîte l'un dans l'autre, et on se sert de ce filtre double comme d'un filtre ordinaire. Pour peser les matières recueillies sur un semblable filtre, on sépare le papier extérieur et on place sur le plateau de la balance où se trouve la tare. Les poids des deux filtres s'annulant, la pesée se fait comme s'ils n'existaient pas.

Les filtres en papier se placent dans des entonnoirs en verre de grandeur correspondante. Les bords de l'entonnoir doivent dépasser ceux du filtre de quelques millimètres, sans quoi le lavage en serait difficile et incomplet.

On pose les entonnoirs sur le goulot des fioles où Ton veut recueillir le liquide, ou bien sur un support quelconque, qui peut être une simple planche percée d'un trou. Il est bon, surtout lorsque l'on recueille le liquide dans des vases ouverts, de mettre la queue de l'entonnoir en contact avec les parois du vase, pour que le liquide s'écoule en filet continu et non par gouttes, dont le choc ferait jaillir des gouttelettes de liquide et pourrait les projeter au dehors.