Influence de la température

J'ai fait deux séries de mesures, à 25° et 30°, relatives à l'influence de la concentration, ce qui permet de déterminer la solubilité. La quantité de bicarbonate était de 1 g., le volume de la phase gazeuse de 20 cm°.

Les équilibres s'établissent naturellement plus vite à mesure que l’on opère à des températures plus élevées.

. : 25° 30° Gr. d’eau Moncton Tension 2 71 92,1 3 84,9 110 3,5 90,4 A + 91,9 110 4,5 88,5 ba 81,7 6 73,4 87 8 61,3 74 F2 48,0 99 16 40,2 B8,7 20 35 L2

Mesure de la solubilité.

À 25°, 1 g. de bicarbonate est dissous par 3,9 g. d’eau.

A 300, par 3,5.

Donc, 100 g. d’eau dissolvent :

À 290, 25,6 g. (Dibbits : 24,1 ; Fedot. et Kolt. : 24) ;

À 30°, 28,5 g. (Dibbits : 27,1; Fedot. et Kolt. : 27);

M. Nishiszawa (Bull. Soc. chim., t. 30, 1921, p. 1139), a étudié l'influence de la température sur la tension de solutions saturées de bicarbonate, le volume de la phase gazeuse étant considéré comme négligeable. Il a donné la formule suivante :

Log P = 2,55169 + 0,0499125 # — 0,0008515 #2 + 0,00001022 #3

ru.

CONTRIBUTION À L ETUDE DES CARBONATES AMMONIACAUX Lx

12 13 14 15 16 17 18 cm d'eau

fe + s © ©, OU Ve ONeMOEMENC oO RO NS TE C7 Ne

IMIe)

(op) ja 5 E O O à 19»

Fig. — Variation de la tension avec la quantité d’eau, à 25° et 30. &

Poids de bicarbonate = 1 gr.; Volume libre — 20 cm*.

où P est évalué en cm. de mercure et { en degrés centigrades. Malheureusement, comme nous l'avons vu, c'est précisément dans le cas où le volume libre est petit que la variation

de pression en fonction de ce volume est le plus rapide. Le mot «négligeable » ne peut nous renseigner suffisamment pour que les coefficients donnés aient une valeur générale.

Les résultats déjà acquis montrent que l’action. de l’eau est complexe.

D'abord, il est certain que, à la température ordinaire, les vitesses de réaction en solution, quoiqu’encore faibles, sont notablement plus grandes que dans le cas du bicarbonate sec. Mais le rôle de l’eau ne se borne pas à diminuer les résistances passives. Il y a aussi une décomposition partielle du sel : l’eau, avide d'ammoniaque, s’en empare ; l'acide carbonique correspondant, moins soluble, se dégage. Si l’on opère en vase clos, la pression augmente peu à peu et finit pas s’opposer à la décomposition.

Si l’on opère à l’air libre, la décomposition continue et on trouve là l'explication d'une expérience curieuse : une solution de bicarbonate s’évapore peu à peu sans laisser aucun résidu. C’est que le sel se décompose progressivement, la solution se trouvant toujours concentrée par le départ de l’eau et la tension de l’acide carbonique étant ainsi toujours considérable.

Le même phénomène se produit d’ailleurs avec une solution de n'importe quel carbonate ammoniacal.

Je reprendrai ces idées d'une façon plus précise dans le chapitre LE.