CHLORE
63. Découvert par Scheele en 1774, le chlore fut caractérisé comme corps simple par les travaux de Gay- Lussac et Thenard et par ceux de H. Davy. C'est à ce dernier que revient Thonneur d'avoir affirmé le premier la nature élémentaire du chlore.
Préparation, — On prépare le chlore au moyen de l'acide chlorhydrique (solution aqueuse de gaz chlorhydrique HCl) et d'un minéral, le bioxyde de manganèse MnO*. L'équation suivante indique la marche de la réaction :
Mn02 + 4HC1 = MnC12 + 2H20 + CI2
Bioxyde 4 molécules Chlorure Eau. Chlore.
de manganèse. d'acide de
chlorhydrique. manganèse.
Cette équation montre qu'on n'obtient que la moitié du chlore contenu dans l'acide chlorhydrique. On introduit, dans un ballon de verre (fig, iS^ ^^
communication avec un flacon laveur, une partie dB 1 liioxyile de manganèse et 4 parties d'acide chlorhydri- I que ordinaire, et l'on chauffe légèrement. On recueille I le gaz chlore dans une éprouvette pleine d'eau salée et | renversée sur une cuve'remplie d'eau également s
PTépgntlDO da bUbt
On n'emploie pas l'eau ordinaire, car eilo dissoudrait une trop grande quantité de gaz. Le chlore ainsi obtenu est humide; lorsqu'on veut avoir du chlore sec, on lui fait traverser un tube plein de chlorure de calcium, qui l'amène à la partie inférieure d'un flacon bien desséché. Le chlore, en raison de sa densité plus grande. déplace l'air du flacon. On ne peut recueillir le chlore sec sur le mercure, car il se combine à froid avec ce métal.
Lorsqu'on veut obtenir une solution aqueuse de
chlore, on fait arriver le gaz dans une série de flacons à trois tubulures, dits flacons de Woolf et remplis d'eau.
On peut aussi préparer le chlore en chauffant 20 pal lies d'acide sulfurique étendu de 20 parties d'eau avec 12 parties de chlorure de sodium et 10 parties dô] peroxyde de manganèse :
âSO'Hî + 2NaCI + MnO» = SO'Nns 4- SO'Mn
■, Propriétés. — I.e chlore est un gaz jaune \ &e; de là son nom (/Impii;, jaune verdatre). Sa d
îgale à!2,44; de cette densité on déduit lepoid) bléculaire :
3 poids moléculaire égal à 71 indique que le chloreB l!85,5 fois plus dense que l'hydrogène.
t/analyse des ditléreotes molécules qui renl'ermentj| h ^lore montre que l'atome pèse 35,5. La molécule ' f chlore par suite est composée de 2 atomes, et B de chlore correspond à un volume représenté I le symbole Ci.
fin litre de chlore pèse 3 gr. 152, a chlore se liquéfie facilement ; à — 12°, 5, sous une 1 de 8 atmosphères 1/2, ou h la pression ordibe par un froid de 50° au-dessous de zéro, il se conise en un liquide jaune, oléagineux, d'une densité i,33, entrant en êbullition à — 33°.
Q est très délétère et agit énergiquemenV svkv Yot®
nisme en amenant des suffocations et des quintes violentes de toux. L'eau-de-vie paraît être le meilleur antidote à employer, quand on a respiré quelques bulles de chlore.
65. Le chlore se dissout dans l'eau, mais il n'y est pas très soluble. Son maximum de solubilité est vers 8®, température à laquelle 1 volume d'eau absorbe 3 v. 04 de chlore, tandis qu'il n'en absorbe que 1 vol. 43 à 0®. Chauffée à 100°, cette solution perd tout son chlore ; refroidie à 0"*, elle donne des cristaux jaune clair d'un hydrate de chlore renfermant G1',10H*0.
Le chlore est doué d'affinités très énergiques. Il s'unit directement aux métaux et à tous les métalloïdes, excepté l'oxygène, l'azote, le carbone. Beaucoup de combinaisons s'effectuent à la température ordinaire avec production de lumière et de chaleur. Ainsi l'antimoine en poudre prend feu quand on le projette dans un flacon plein de chlore sec.
Son affinité pour l'hydrogène est très grande. Ces deux gaz se combinent directement sous l'influence de la lumière diffuse en donnant du gaz chlorhydrique. Par l'approche d'un corps enflammé ou sous l'influence des rayons solaires directs, la combinaison se fait instantanément et a lieu avec explosion. Dans l'obscurité, les deux gaz restent indéfiniment en présence sans qu'il y ait réaction.
Cette affinité du chlore pour l'hydrogène est si grande qu'il décompose un grand nombre de corps hydrogénés. Si l'on dirige dans un tube au rouge du chlore et de la vapeur d'eau, il y a double décomposition, production de gaz chlorhydrique et d'oxygène :
012 + H'O = 2nci + 0
Chlore. Eau. Guz Oxygène.
chlorhydri(iue.
Cette décomposition de l'eau se fait lentement S température ordinaire sous l'influence de la lumière directe ou difTuse. C'est pour cela que l'eau de chlore doit être conservée dans des flacons noirs; sinon, elle se détruit peu à peu en donnant du gaz chlorhydrique, tandis qu'il se dégage de l'oxygène. Cette affinité du cWore pour l'hydrogène explique son emploi dans le blanchinient des tissus. En décomp'isant l'eau , le chlore met en liberté de l'oxygène, qui oxyde la matière colorante et la détruit. Avant la découverte des propriétés du chlore, on réalisait cette oxydation des matières colorantes des toiles en étendant ces dernières sur des I»rés oii ellew subissaient pendant plusieurs années l'action de l'aii" et de l'eau. Dans l'indur^trie, on emploie d'ordinaire, non l'eau de chlore, d'un maniement difficile et d'un transport coûteux, mais des combinaisons connues sous le nom de chlorures décolorants et qui, sous un petit volume, renferment une grande quantité de chlore. (Voyez Acide hypochloreua;, § 74.)
Le chlore gazeux est usité surtout pour la préparalion des chlorures décolorants.
Le chlore mis en présence de l'hydrogène sulfuré le décomposi? instantanément en s'emparant de son hydrogène et séparant du soufre.
De même, lorsqu'on le dirige dans une solution de i gaz ammoniac AzMS il fixe l'hydrogène et met l'azots ] en liberté.
Il attaque les matières organiques en leur enlevant de l'hydrogène, soit directement, soit parce qu'il décompose l'eau et met l'oxygène en liberté. Aussi sert-il comme désinfectant, en détruisant l'hydrogène sulfuré, le sulfhydrate d'anunoniaque et les substances odorantes d'origine organique qui se forment dans les fermentations putrides.
Le chlore sert à préparer les chlorures décolorants, dont la consommation est considérable. Aussi joue-t-il un grand rôle dans l'industrie. C'est un des réactifis les plus précieux des chimistes; il est d'un emploi journalier dans les recherches de chimie organique.
66. Acide chlorhydrique. — Nous avons dit que le gaz chlorhydrique se produit par l'union directe du chlore et de l'hydrogène sous l'influence de la lumière diffuse. Si Ton prend deux flacons d'égale capacité, remplis Tun d'hydrogène, l'autre de chlore, et qu'on place le second sur le premier, on voit, au bout de peu de temps d'exposition à la lumière diffuse, la couleur du chlore disparaître. Quand la combinaison est effectuée, on sépare les deux flacons sur la cuve à mercure, et l'on constate que le volume n'a pas changé. Un volume de chlore et un volume d'hydrogène ont donné, en se combinant, 2 volumes de gaz chlorhydrique.
67. Préparation, — On prépare le gaz chlorhydrique en chauffant du chlorure de sodium NaCl (3 parties) avec de l'acide sulfurique (3 parties) étendu de 1 partie d'eau.
On se sert d'un appareil analogue à celui qui sert à préparer le chlore, et l'on recueille le gaz chlorhydrique sur le mercure :
2NaCl + S0*H2 =
= SO*Na«
2 molécules de Acide
Sulfate
2 molécules
chlorure sulfurique.
de sodium.
de gaz
de sodium.
chlorhydrique.
Le gaz chlorhydrique se trouve dans les émanations des volcans; il existe à l'état libre dans les eaux de quelques rivières de l'Amérique du Sud ; le rio Vinagre en renferme de 1 à 2 millièmes.
