EEE PC RÉ ARS SE PR SERIE

Le Muschelkalk marneux à la base, n’est pas aquifère; le Muschelkalk calcaire est très fissuré et collecte les eaux superficielles qui s’échappent en sources à flanc de coteau, parmi lesquelles sont celles du Gras et du Vair. L’analyse de telles eaux montre une minéralisation totale de l’ordre de 350 milligrammes par litre, avec une teneur assez élevée en calcium (environ 86 milligrammes), et en magnésium (21 à 45 milligrammes).

Le Muschelkalk forme le fond de la dépression dans laquelle se trouve Contrexéville; le versant du Nord-Ouest est constitué en majeure partie par le Keuper, couronné par les premiers étages du Lias. Ce talus keupérien est formé d’argile entrecoupée de dolomies sableuses, de veines de gypse et d’anhydrite ; il porte deux niveaux d’eau : les eaux qui s’en échappent contiennent d’après M. Imbeaux [5] 470 milligrammes de résidu fixe par litre, dont 133 milligrammes de calcium; 67,2 milligrammes de SO“; mais très peu de magnésium : 7,5 milligrammes.

Dans la dépression, et parallèlement à la ligne du partage des eaux, on trouve avec Contrexéville, une série de sources minérales, dont plusieurs sont très connues : au Nord-Est, Vittel, Rémoncourt, Circourt, Hagécourt, et Saint-Vallier; au Sud-Ouest, Martigny, Lamarche, Bourbonne (source Maynard). Toutes ces eaux ont pour trait commun leur richesse en sulfate de calcium, en général plus de 1 gramme de SO“ par litre.

Plusieurs opinions ont été émises sur l’origine des

eaux de Contrexéville. Thouvenel pensait qu’elles provenaient du plateau dit le Haut-de-Salins, point très élevé qui se trouve à six kilomètres au sud de Contrexéville, au voisinage de la ligne de partage des eaux dont J'ai parlé.

Une autre opinion est rapportée dans l’ouvrage du docteur Parturier : Contrexéville et Wildungen [29].

« Les eaux pluviales pénètrent dans le sol à la côte 355 mètres; elles glissent progressivement sur les marnes impénétrables du Muschelkalk supérieur jusqu’à la côte 245, en parcourant ainsi souterrainement un trajet de 8 kilomètres, pendant lequel leur pression hydrostatique peut atteindre 10 à 12 atmosphères; en raison de cette pression progressivement croissante, elles se saturent de sels solubles que contient la zone intermédiaire. Elles remontent ensuite par une ligne naturelle de cassure et sortent à la côte 340, soit 15 mètres au-dessous de leur point de départ; dans ce trajet ascensionnel, elles peuvent continuer à se charger de carbonates aux dépens des calcaires, surtout dans les régions inférieures.

« Cette théorie explique d’ailleurs, comme l’a fait Jutier, en 1850, comment en un même point les sources minérales peuvent être environnées de sources ordinaires très abondantes, celles-ci étant produites par les pluies qui s’infiltrent dans les plateaux de Contrexéville et se réunissent au-dessus du banc d’argile qui sépare les première et deuxième zones du Muschelkalk supérieur. Elle permet aussi de se

rendre compte que la différence de minéralisation de diverses sources. Enfin celles qui sortent dans le Muschelkalk marneux imperméable doivent être protégées contre toute infiltration d’eau ordinaire. »

D’après Braconnier, ces eaux minérales ne proviennent point des eaux qui se sont infiltrées dans le Muschelkalk ou dans le Keuper, lesquels, nous l’avons vu, sont fort peu riches en sulfate de calcium; elles proviennent d’eaux qui ont ruisselé sur le grès et se sont infiltrées sous le Muschelkalk marneux.

Braconnier [5] a fait remarquer que les eaux sulfatées calciques du plateau lorrain émergent de Lamarche à Cirey-sur-Vezouze, suivant une ligne parallèle aux affleurements du Keuper, orientés E. 34° N. Cette direction est précisément celle du principal système de failles qui accidente le plateau lorrain.

Les eaux du grès bigarré sont très peu minéralisées, mais elles empruntent rapidement leur minéralisation au contact de la base du Muschelkalk marneux, riche en gypse et en dolomie.

Le plongement des coupes géologiques oblige les eaux à descendre à 150 mètres de profondeur environ et sous le toit de marne imperméable, elles acquièrent une pression hydrostatique importante. Grâce aux failles dont je viens de parler, et qui sont en particulier observables à Contrexéville, dans la vallée du Vair et du Suriauville, elles pourront remonter vers la surface en se refroidissant de quel-

ques degrés. Les solutions de continuité de la roche marno-calcaire leur imposeront des chemins différents; elles pourront recevoir des apports d’eau douce qui modifieront et abaïsseront leur minéralisation.

En résumé, personne ne met en doute l’origine superficielle des eaux minérales de Contrexéville; si l’on se reporte à la coupe figurée page 57 on voit que pour Thouvenel la pénétration d’eau supérlficielle se fait en A. Selon Parturier, elle aurait lieu en B et pour Braconnier en C.

On conçoit tout de suite l’importance qu’il faut attacher à cette hypothèse; si les eaux circulent seulement dans le Muschelkalk calcaire, elles sont à la

merci de toutes les pollutions superficielles qui pour- :

ront leur parvenir par les diaclases calcaires; si les eaux sont protégées par le banc épais de Muschelkalk marneux, elles devront subir un long trajet souterrain qui assurera leur auto-épuration et l’épaisseur même de la couche imperméable les mettra à l’abri des eaux souillées.

Kroisième Partie

Mode de prélèvement des eaux

Je regrette beaucoup de n’avoir pu me rendre, chaque fois, à Contrexéville, pour prélever moimême les eaux nécessaires à mes analyses.

M. R. Roche, ingénieur des Mines et directeur commercial de la Société des Eaux, ayant bien voulu présider aux prélèvements mensuels, je suis certain que toutes les précautions nécessaires ont toujours été prises.

L’eau a toujours été prélevée de la façon suivante : on s’est servi de bouteilles neuves (comme il est l’habitude de le faire à Contrexéville pour toute eau embouteillée) lavées à la soude et finalement rincées plusieurs fois avec l’eau minérale provenant du trop plein de la tireuse de l’usine.

Ces bouteilles ont été rincées encore deux ou trois fois avec l’eau prise à la buvette même, c’est-à-dire telle qu’elle est absorbée par les buveurs; elles ont été ensuite remplies et bouchées hermétiquement au moyen d’une capsule d'aluminium munie d’une rondelle de liège protégée du contact de l’eau par une feuille d’étain pur.

La température de l’eau, la température extérieure

et les conditions atmosphériques étaient notées en même temps.

Il aurait été intéressant de noter également au moment de chaque prélèvement le débit de chaque source. Il est évident que la mesure exacte du débit est toujours délicate et que cela aurait désorganisé le travail du service de l’embouteillage pendant un temps assez considérable, aussi je n’ai pas cru pouvoir abuser de la bienveillance de la Société à ce sujet.

Pour la clarté de l’exposé, j’ai rassemblé les résultats de mes analyses sous forme de tableaux. Visà-vis de chaque tableau, j'ai noté : la date du prélèvement, la température de l’eau (qui est restée constante pour chaque source) et la température extérieure.

Il ne m’a pas toujours été possible de faire prélever les eaux à la même date chaque mois. Ainsi, entre le 22 et le 29 Décembre 1931, la température extérieure à Contrexéville était au-dessous de —4°, et il a fallu attendre la température relativement haute du 29, (—1°), pour prélever l’eau sans s’exposer au risque de la voir geler peu après.

En Février, la température extérieure descendit jusqu’à —20° et se maintint si bas que le 26 on fut obligé de prélever l’eau par une température de —9° et de l’abriter aussitôt, afin d’avoir un échantillon d’eau de ce mois.

En Mars, on choisit, pour des raisons du même ordre, la journée du 17.

Méthodes

suivies pour les Analyses

A. - Calcium

Pour le dosage du calcium et celui des sulfates, je n’ai pas cru nécessaire de débarrasser l’eau de la silice qu’elle contient. Cela m'aurait entraîné à des opérations assez longues qui auraient augmenté les chances d’erreur, d’autant plus que la quantité de silice présente par rapport à la quantité d’ion calcium et d’ion sulfate est petite.

D’autre part, comme je me proposais de suivre pendant au moins six mois, les quantités des principaux éléments des six sources, je me suis cru permis de passer outre cette considération.

Les différences considérables qui existent entre les chiffres obtenus par les divers auteurs, pour la teneur en calcium des eaux de Contrexéville, ont attiré mon attention, plus particulièrement.

Il est certain que ces différences sont dues à la difficulté réelle de séparer complètement le calcium du magnésium.

La méthode qui consiste à précipiter le calcium

en milieu ammoniacal, sous forme d’oxalate par l’oxalate d’ammonium, est excellente pour les solutions contenant uniquement des sels de calcium. Dès que les sels de magnésium y sont associés en quantités appréciables, des erreurs, par excès, interviennent inévitablement.

J'en ai fait la preuve en dosant le calcium dans une solution titrée de sels de calcium et de magnésium approximativement dans les proportions où ils existent dans les eaux de Contrexéville.

Voici les résultats que j’ai obtenus avec une solution contenant 579 milligrammes de calcium et 98 milligrammes de magnésium par litre. |

982,1 ; 570; 592,1; 583 milligrammes de calcium par litre; soit des erreurs allant de —1 à +4 %.

J’ai essayé diverses méthodes, mais celle de Tread-

well [34] m’a donné, seule, de bons résultats. D’après cet auteur, T.-W. Richards a démontré que

la quantité d’oxalate de magnésium retenue par l’oxalate de calcium, dépend de la concentration de la partie non dissociée de l’oxalate de magnésium qui se trouve dans la solution et de la durée de contact de l’oxalate de calcium avec la solution d’oxalate de magnésium.

Les conditions qui contribuent au ralentissement de la dissociation de ce sel, produisent une augmentation du résultat en calcium. Toutes les circonstances qui favorisent l’ionisation de l’oxalate de magnésium, réduisent ces erreurs au minimum. Une concentration trop grande en ions C?0* (oxalate

d’ammonium) diminue la dissociation de l’oxalate de magnésium. La dissociation de l’oxalate de magnésium sera favorisée par les ions hydrogène et par la grande dilution de la solution.

« Pour précipiter quantitativement l’oxalate de calcium, un grand excès d’oxalate d’ammonium est nécessaire; mais comme l’oxalate de magnésium forme avec l’oxalate d’ammonium non dissocié en ions, des sels complexes, facilement solubles, qui ne sont pas retenus par l’oxalate de calcium, on doit avoir soin de réaliser une diminution aussi complète que possible de la dissociation de l’oxalate d’ammonium, ce qu’on obtient en ajoutant un sel d’ammonium facilement dissociable; le mieux est d’ajouter du chlorure d’ammonium. »

D’après Treadwell, le précipité d’oxalate de calcium ainsi obtenu contient encore de 0,1 à 0,2 % de magnésium. Cet excès, très faible d’ailleurs, est compensé par un léger déficit de calcium dû à l’entraînement de cet élément par l’oxalate de magnésium dans la solution filtrée.

La méthode que j'ai toujours suivie est la suivante : À 125 c. c. d’eau minérale on ajoute 50 c. c. de solution de chlorure d’ammonium (220 grammes par litre). On porte à l’ébullition et on ajoute une solution bouillante de 5 grammes d’acide oxalique dissous dans 5 c. c. d’eau et 15 c. c. d’acide chlorhydrique pur. Cette solution est maintenue à l’ébullition; on ajoute une goutte ou deux de solution de méthylorange et en agitant constamment on

neutralise graduellement la solution, pour la rendre, au bout d’une demi-heure, franchement alcaline, par de l’ammoniaque diluée à 5 %.

On ajoute alors 150 c. c. d’une solution chaude d’oxalate d’ammonium à 2 % et on laisse en contact pendant trois à quatre heures.

On filtre et on lave avec une solution contenant 1 % d’oxalate d’ammonium jusqu’à disparition des chlorures. On sèche le précipité que l’on incinère avec le filtre. On calcine au chalumeau pendant 20 à 25 minutes et l’on pèse à l’état de CaO.

J’ai toujours fait simultanément, deux dosages de la même eau, et j'ai pris une moyenne des deux chiffres obtenus, lorsque la différence ne dépassait pas 0,8 %.

Voici les résultats que j’ai obtenus sur la solution titrée mentionnée plus haut en employant la méthode que je viens de décrire.

Teneur en calcium de la solution : 575 mgr. par litre.

Premier: TOSALE,. Ms SNA SE PE PEER ARE 572 Deuxième, AOSABE Ru eue MC PTE ee 575 TTOISÉMENAOS AGE A RE TRUE 574 Quatrièmendosage ne RME ee 576

J’ai tenu à exposer ce dosage avec quelques détails, d’abord parce que le calcium est l’élément prépondérant dans les eaux de Contrexéville, et aussi pour justifier les chiffres que j’ai obtenus, puisqu'ils sont loin de concorder avec ceux des autres auteurs.

B. - Magnésium

Le dosage du magnésium dans les eaux prélevées le 22 octobre 1931 a été fait suivant la méthode indiquée dans le traité de Treadwell [35].

Le calcium a été préalablement séparé comme je viens de le décrire. Afin de réduire les causes d’erreur et pour obtenir un poids convenable de pyrophosphate de magnésium, j'ai fait ce dosage sur 900 c. c. d’eau.

La séparation totale du calcium met en jeu une quantité considérable de sels ammoniacaux, qu’il est indispensable de chasser pour faire le dosage. Comme j'avais l’intention de suivre la teneur en magnésium de ces eaux pendant six mois consécutifs, j'ai renoncé à cette méthode compliquée.

Une technique permettant de doser directement le magnésium en présence de calcium, avec précision et rapidité, est préférable.

R. Berg [4 bis] a décrit une méthode permettant le dosage direct du magnésium au moyen de l’orthooxyquinoléine.

« La précipitation du magnésium en solution ammoniacale contenant des sels ammoniacaux, permet de séparer le magnésium du potassium, sodium et lithium, aussi bien que des sels de calcium, strontium et baryum, dont les oxyquinoléates sont solubles en présence de sels ammoniacaux, selon des conditions de travail à déterminer. (Concentration ammoniacale.) »

Voici la méthode qu’il adopte pour la « séparation du magnésium des terres alcalines ».

À 100 c. c. de solution, on ajoute 5 à 10 grammes d’acétate d’ammonium ainsi que quelques centimètres cubes d’ammoniaque concentrée.

On précipite le magnésium par l’oxyquinoléine, en solution alcoolique à 2 %, à la température de l’ébullition.

On tient la solution à l’ébullition et on ajoute de l’ammoniaque concentrée jusqu’à ce que la réaction de la solution devienne faiblement alcaline au contact d’un papier imprégné de solution de phenolphthaléine. On filtre aussitôt, on lave le précipité au moyen d’une solution chaude à 5 % d’acétate d’ammonium et 5 % d’ammoniaque.

Le précipité d’oxyquinoléate de magnésium est séché à 100° - 105° et pesé. Dans ce cas, une molécule d’oxyquinoléate de magnésium est hydratée par deux molécules d’eau. Le magnésium représente 6,98 % du poids de précipité.

Chauffé à 130°-140° le sel perd son eau et le magnésium est représenté par 7,78 % du poids du résidu.

Voici quelques résultats obtenus par l’auteur :

Mg Ca Mg trouve 0,1000 Es 0,0303 0,0998 0,0300 Gr 0,1515 0,0305

0,0010 ne 0,1010 0,0009

J'ai essayé cette méthode sur une solution contenant du sulfate de calcium et du sulfate de magné-

sium. Je me suis contenté, pour obtenir une solution de sulfate de calcium, d’agiter un excès de ce sel avec de l’eau distillée, de filtrer et de dissoudre dans le filtrat une quantité connue de sulfate de magnésium pur. Dans les conditions opératoires ci-dessus, j'ai obtenu les résultats suivant sur quatre dosages.

Mg présent Mg trouvé PRERIELAUOSALE 2 desc eee 0,0169 0,0167 Deuxième dosage: .......:.. 0,0169 0,0172 Troisième dosage........... 0,00987 0,00973 Quatriéeme dosage... 0,00987 0,01000

Je me suis rendu compte cependant que cette solution contenait moins de calcium que les eaux que j'avais à examiner. J’ai alors préparé une solution de sulfate de magnésium avec une eau contenant déjà 600 milligrammes d’ion calcium par litre, sous forme de chlorure. En employant la méthode de Berg, j'ai trouvé chaque fois un excès de magnésium de 8 à 10 %. En calcinant fortement le résidu d’oxyquinoléate de magnésium, j'ai pu caractériser nettement le calcium.

Au cours de plus de quarante dosages sur des eaux synthétiques j’ai pu faire les observations suivantes :

-1° Si une solution contenant 60 milligrammes d’ion calcium pour 100 cc. d’eau, 15 à 20 grammes d’acétate d’ammonium et 20 cc. d’ammoniaque concentrée est portée à l’ébullition et si on ajoute une quantité suffisante de solution d’oxyquinoléine pour former l’oxyquinoléate de calcium, ce dernier reste

parfaitement et entièrement en solution, tant que la température ne s’abaisse pas au-dessous de 70°. Au dessous de 70° l’oxyquinoléate de calcium a tendance à précipiter et il est alors difficile de le solubiliser.

2° Avec une solution contenant uniquement du magnésium, traitée de la même façon, la précipitation de l’oxyquinoléate de magnésium est complète au bout de cinq ou six minutes d’ébullition. Une solution de sulfate de magnésium pur, contenant 0,0541 gramme d’ion magnésium par litre, m’a ainsi donné, par la méthode de Berg, les résultats suivants,

Mg trouvé Erreur Premier dosage... ........… 0,05374 0,66 Deuxième dosage.......... 0,05395 0,30 Troisième dosage.......... 0,05409 0,02 %

L'erreur n’a jamais atteint 1 %.

3° En présence de quantités notables de calcium, on obtient toujours un excédent de métal alcalinoterreux. Je me suis appliqué à éliminer l’excès de calcium. J’ai pu faire une solution de sulfate de calcium de concentration comparable à celle des eaux de Contrexéville en neutralisant environ 1,5 gramme d'acide sulfurique concentré dilué dans 500 ce. d’eau distillée, par une suspension de 2,5 grammes de carbonate de calcium dans 500 ce. d’eau distillée. Après repos et filtration, j’ai dissout, dans le filtrat, du sulfate de magnésium pur.

L’évaporation à sec qui fait cristalliser la majeure

partie du sulfate de calcium, le broyage du résidu avec un peu d’eau distillée, m’on donné une liqueur contenant tout le magnésium; ie dosage selon la méthode de Berg révélait encore de grosses erreurs par excès.

J'ai essayé alors la précipitation à froid des oxyquinoléates de calcium et magnésium et la solubilisation du sel calcique à chaud. La pesée du précipité résiduel m’a donné des erreurs par défaut allant jusqu’à 50 %.

Le gros obstacle étant la quantité de calcium contenue dans la solution j'ai pensé que le réactif luimême pouvait servir à son élimination et j'ai opéré le dosage en deux temps.

Je suis parti d’une solution contenant 600 milligrammes d’ion calcium et 54 milligrammes d’ion magnésium par litre.

La méthode de Berg fournit un précipité contenant tout le magnésium et une quantité de calcium relativement faible. En dissolvant le résidu dans un ou deux centimètres cubes d’acide chlorhydrique au cinquième, bien chaud et en lavant le filtre, on obtient une solution qui à l’inverse de la première contient peu de calcium. On reprécipite alors le magnésium de la même façon et cette fois on obtient un précipité d’oxyquinoléate de magnésium pratiquement exempt de calcium.

En résumé voici la méthode que j'ai suivie :

100 cc. d’eau minérale, 20 grammes d’acétate d’ammonium et 20 cc. d’ammoniaque concentrée

sont portés à l’ébullition. On filtre pour séparer le fer et l’alumine qui précipitent. On ajoute alors au filtrat suffisamment d’oxyquinoléine en solution alcoolique à 2 %, pour convertir les sels de calcium et de magnésium à l’état d’oxyquinoléates. Par addition d’ammoniaque concentrée on maintient le liquide alcalin vis-à-vis d’un papier imbibé de solution de phénolphtaléine. On prolonge l’ébullition pendant cinq minutes et on filtre à travers un creuset Schott N° 1 G 3.

Le résidu est attaqué par deux centimètres cubes d’acide chlorhydrique au cinquième bien chaud. On lave le filtre avec de l’eau distillée chaude. A cette solution on ajoute 5 grammes d’acétate d’ammonium, 10 cc. d’ammoniaque et 5 ce. de la solution d’oxyquinoléine. On alcalinise à l’ammoniaque concentrée comme auparavant et on porte à l’ébullition que l’on maintient pendant cinq minutes.

On filtre, on lave avec une solution chaude contenant 5 % d’acétate d’ammonium et 5 % d’ammoniaque. On sèche à 100°-105° jusqu’à poids constant. La quantité de magnésium contenue dans la prise d'essai est représentée par 6,98 % du poids de résidu.

Dans une solution de calcium et magnésium contenant 600 milligrammes d’ion calcium par litre et 54,1 milligrammes d’ion magnésium par litre.

J'ai trouvé par cette méthode :

Premier dosage..... 54,4 milligrammes d’ion Mg par litre. Deuxième dosage.... 54,1 >» > Troisième dosage.... 53,8 » >»

Les erreurs sont donc bien inférieures à 1 %; on peut donc considérer cette technique comme satisfaisante et c’est elle qui m’a servi à doser le magnésium dans les prélèvements mensuels.

On notera l'écart sensible entre les résultats qu’elle donne et ceux que m’a fourni la méthode de

Treadwell.

€. - Sodium

Méthode de Blanchetière et de E. Kahane (21) modifiée par Milk Lévy

Cette technique, encore inédite, m’a été communiquée par M. le Professeur Sommelet.

L’ion Sodium en milieu neutre et débarrassé de phosphates précipite quantitativement sous forme d’acétate triple d'uranium, de magnésium et de sodium. (Sel de Streng.)

Après repos on centrifuge pour séparer et laver le précipité. Ce dernier est pesé, après séchage, dans le tube où s’est opérée la précipitation.

Un gramme de sel de Streng représente 15 milligrammes d’ion sodium.

J’ai employé pour les eaux de Contrexéville un extrait aqueux et neutre du résidu de l’évaporation

de 20 litres d’eau minérale et dont 1 centimètre cube correspondait à 80 centimètres cubes d’eau à analyser.

D. - Potassium

Méthode de Blanchetière et Pierlot modifiée par Mile Lévy

Cette méthode, encore inédite, m’a été communiquée par M. le Professeur Sommelet. Elle consiste à précipiter le potassium sous forme de cobalt 111 hexanitrite de potassium. Comme ce précipité n’est pas facile à peser, on s’adresse à une mesure colorimétrique.

Le précipité isolé par une longue centrifugation et quelques lavages à l’eau est repris par une petite quantité d’acide chlorhydrique pur et la solution est évaporée à sec au bain-marie. Le nitrite complexe est ainsi décomposé et transformé en chlorure de cobalt 111. Le résidu repris par quelques centimètres cubes d’eau donne une solution presque incolore. Le sel cobalteux est alors oxydé en présence de bicarbonate de potassium, par quelques gouttes de perhydrol, à l’état de cobalt 111 tricarbonate potassique, dont la couleur verte est intense.

Cette coloration est comparée à celle que donne une solution étalon de chlorure de potassium traitée dans les mêmes conditions. Il importe de faire la précipitation primitive en solution à peu près neutre

et avec une concentration de potassium comprise entre 0,2 et 1 mgr. d’ion potassium par centimètre cube.

Pour les eaux de Contrexéville, j’ai employé un extrait aqueux et neutre du résidu de l’évaporation de 20 litres d’eau minérale et dont 1 centimètre cube correspondait à 80 centimètres cubes d’eau à analyser.

E. - Fer

Les eaux de Contrexéville contiennent relativement peu de cet élément. J’ai dosé le fer par la méthode volumétrique au permanganate de potassium.

Cette méthode qui est décrite par Treadwell [36] est sensible, et convient bien au dosage de petites quantités de cet élément.

Le résidu de l’évaporation de 20 litres d’eau minérale est traité par une solution d’acide sulfurique à 60 grammes par litre, afin de dissoudre les sels de sodium, de potassium ainsi que l’ion ferrique, et d'éliminer autant que possible les sels de calcium. Les eaux de lavage sont réunies et le filtre lavé avec suffisamment de la solution pour obtenir 250 centimètres cubes.

50 centimètres cubes de cette solution, représentant 4 litres d’eau minérale, sont traités par 8 grammes de zinc pur et 12 grammes d’acide sulfurique pur, pour obtenir la réduction complète du sel ferri-

que. Après quatre ou cinq heures de contact, on filtre et on ajoute au filtrat 5 centimètres cubes d’acide sulfurique pur, et la solution est titrée avec une solution de permanganate de potassium N/55,84, dont 1 centimètre cube correspond à 1 milligramme de fer.

Pour comparaison, j'ai préparé une solution de sulfate ferreux pur contenant 2,71 milligrammes d’ion ferreux par litre.

En opérant, comme je viens de le décrire, sur une prise d’essai de 50 centimètres cubes, j'ai trouvé :

Premier dosage........ 2,9 milligrammes de fer par litre. Deuxième dosage...... 2,9 » »

Troisième dosage...... 2,85 » >

F. - Sulfates

J’ai dosé les sulfates par la méthode pondérale de la façon suivante :

125 cc. d’eau minérale sont acidifiés par 10 cc. d'acide chlorhydrique dilué au 1/5.

20 cc. de solution de chlorure d’ammonium à 220 grammes par litre sont ajoutés pour favoriser la granulation du précipité de sulfate de baryum.

Cette solution est portée à l’ébullition, et 60 ce. de solution de chlorure de baryum N/10, également portés à l’ébullition sont alors graduellement ajoutés. L’ébullition est maintenue pendant quelques minutes.

Après repos, le précipité de sulfate de baryum débarrassé des chlorures par lavages à l’eau distillée chaude est séché, chauffé au rouge pendant quinze minutes et pesé.

J’ai toujours fait simultanément deux dosages de la même eau et j’ai choisi une moyenne des deux

chiffres lorsque la différence entre eux ne dépassait pas 0,8 à 1 %.

G. Chlorures

Les eaux de Contrexéville que j'ai examinées, contiennent toutes très peu de chlorures : cinq à six milligrammes d’ion chlore par litre.

Le dosage de cet élément par la méthode pondérale est donc difficile et demande l’évaporation d’une quantité considérable d’eau.

J’ai essayé d’adapter, pour l’analyse de cet élément, la méthode volumétrique, procédé de Mohr, technique préconisée par M. Delépine, qui consiste à faire le titrage, en milieu neutre, avec une solution diluée de nitrate d’argent. En employant comme indicateur une solution neutre de chromate de potassium à 10 %, le virage est bien net lorsqu’on opère sur un très faible volume de solution.

Voici comment j'ai préalablement traité l’eau : 250 cc. d’eau minérale sont évaporés à 5 ou à 10 cc. et suffisamment d’acide sulfurique normal est alors ajouté pour convertir tous les carbonates en sulfates; le léger excès d’acide sulfurique est neutralisé par

une pincée de carbonate de calcium dépourvu de chlorures.

Une goutte de solution de chromate de potasse est ajoutée et il est versé de la solution de nitrate d’argent N/35, 46, goutte à goutte, en frottant avec une baguette de verre les sels qui se sont déposés sur les parois de la capsule. Le virage du jaune à l’orange est, dans ces conditions, particulièrement net. Chaque centimètre cube de solution de nitrate d'argent employé correspond à 1 milligramme d’ion chlore dans la prise d’essai.

J’ai contrôlé la valeur de cette méthode en dosant des solutions de chlorure de sodium, pur et fondu et de titres connus.

Sur une solution contenant 154,3 milligrammes d’ion chlore par litre, j’ai trouvé par cette méthode 155,3 milligrammes, en opérant sur une prise d’essai de 10 cc.

Sur une solution contenant 6,2 milligrammes d’ion chlore par litre, j’ai trouvé 6,23 milligrammes en faisant une prise d’essai de 250 cc. et en passant par toutes les manipulations que subit l’eau minérale.

Cette méthode m’a donc semblé pouvoir s’adapter convenablement à mon cas.

H. - Silice

La méthode habituelle pour le dosage de la silice met en jeu une quantité considérable d’eau, elle a,

en outre, l’inconvénient d’être longue. Dienert et Wandenbulcke [12] ont exposé une méthode colorimétrique pour le dosage rapide de la silice dans les eaux minérales. Cette méthode s'applique tant au dosage de la silice dissoute qu’à celui de la silice colloïdale.

Elle consiste à former l'acide silicomolybdique d’une couleur jaune intense, proportionnelle à la quantité de silice présente.

On ajoute à 50 cc. d’eau minérale suffisamment d'acide sulfurique normal pour convertir les bicarbonates en sulfates, 2 cc. de solution de molybdate d’ammonium à 10 % et 4 gouttes d’acide sulfurique à 50 Z.

La coloration apparaît en quelques instants et atteint son maximum d'intensité au bout de 10 mi- nutes. On compare alors la coloration obtenue avec une solution d’acide picrique à 39,6 milligrammes par litre dont l’intensité correspond à celle d’une solution de 50 milligrammes de silice par litre, traitée comme ci-dessus.

J’ai contrôlé cette technique avec une solution de silicate de soude titrée par la méthode habituelle et qui contenait 10,5 milligrammes de SiO*° par litre. Le dosage colorimétrique m’a donné une teneur en silice comprise entre 10 et 11 milligrammes de SiO? par litre.