H2S4-40 = SO^H
Il agit de tnéme stir la plupart des sels haloides, l'iodure de potassium, par exemple: il donne avec l'ammoniaque des fumées blanches d'azotate d'ammonium et enflamme l'hydrogène phosphoré.
Enfin il détruit, en les oxydant, un grand nombre de matières organiques : il décolore l'indigo et perce le caoutchouc. L'essence de térébenthine l'absorbe instantanément, ce qui permet de s'en servir pour doser l'ozone dans ses mélanges riches.
89. Préparations. — l"" Par électrolfjse de Veau. — On n'en obtient ainsi qu'une très petite quantité.
HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
2° Par l'action de Vaalde sulfarlque^ à froid^ sur le hioxyde de baryum (Houzeau).
S04H2 + Ba02 = SO'^Ba + H^O + O (ozonisé).
3° Par l'oxydation lente du phosphore^ à froid, dans l'oxygène raréfié. — On n'en recueille encore ainsi que très peu.
4^ Par l'étincelle électrique. — L'étincelle électrique,
jaillissant dans l'oxygène ou dans l'air, donne naissance à une petite quantité d'ozone :
c'est ce qui explique l'odeur particulière qui se répand au voisinage d'un objet qui vient d'être foudroyé.
5*^ Par V effluve électrique. — L'effluve, ou décharge électrique obscure, constitue le meilleur moyen de transformer l'oxygène en ozone. L'appareil qu'on emploie de préférence à cet effet est celui de M. Berthelot :
il se compose essentiellement de deux tubes concentriques, en verre mince, dans l'intervalle desquels on fait passer un courant d'oxygène pur et sec; les armatures nécessaires au passage
Fig. 26. — Appareil à ozone de Berthelot.
du courant sont foi-mèes d'acide sulfLiri([ue eieiidu (fig. 20).
On n'obtient jamais ainsi que des mélanges d'oxygène et d'ozone, renfermant au plus 25 pour cent de ce dernier gaz.
État naturel, — L'ozone se rencontre dans l'air, en proportion variable, pouvant atteindre au maximum un cinq cent millième : il a évidemment pour origine l'action de l'électricité atmosphérique sur Toxygeiie ordinaire et c'est sans doute lui qui est cause de la couleur bleue du ciel.
L'ozone n'a reru jusqu'à présent aucune application importante.
Eau, H20.
90. Propriétés physiques. — L'eau existe dans la nature sous les trois états ; à l'état solide elle constitue la glace, la neige ou le givre : sous ces deux dernières formes elle possède une texture cristalline manifeste, qui parait devoir la ranger dans le système liexagonal.
La glace pure fond à 0 degré ; la présence de sels ou d'acides solubles abaisse considérablement son point de fusion : un mélange de glace pilée et de sel ordinaire forme un très bon réfrigérant, qui donne une température de — 18 degTés.
. La glace est plus légère que l'eau ; il en résulte que la congélation de ce liquide est accompagnée d'une dilatation brusque : c'est cette dilatation qui détermine la rupture des conduites d'eau en hiver, ainsi que la désagrégation des roches ou des pierres de construction poreuses à la suite de fortes gelées [pierres rjélives).
HYDROGÈNE ET MÉTALLOÏDES
La glace devient plastique lorsqu'on la comprime fortement, elle peut être moulée par pression et prend ainsi toutes les formes possibles (Tyndall) ; cette propriété rend compte du mouvement des glaciers dans les pays de montagnes.
A l'état liquide l'eau parait bleue quand on l'examine sous une grande épaisseur (lac de Genève), elle est à peu près insipide quand elle est pure. Sa capacité calorilique, très considérable , lui permet de perdre ou d'absorber une grande quantité de chaleur ^ sans changer beaucoup de température ; aussi les climats marins ou insulaires sont-ils toujours beaucoup plus tempérés que les climats continentaux.
L'eau bout à 100 degrés sous la pression normale; son point critique est situé vers 365 degrés, sous une pression de 200 atmosphères (Cailletet). .
La vapeur d'eau a pour densité 0,622; par refroidissement elle peut passer directement à l'état solide et prend alors des formes cristallines régulières ; c'est ainsi que se forment dans la nature la neige et le givre.
Les propriétés physiques de l'eau suffisent à la reconnaître quand elle est pure ou presque pure ; pour déceler sa présence dans un mélange liquide il est nécessaire de recourir à des réactifs spéciaux : le plus commode est le sulfate de cuivre anhydre blanc, qui bleuit au contact même d'une très petite quantité d'eau; ce changement de couleur est dû à la formation de sulfate de cuivre hydraté SO'^Cu+SH^O qui est bleu.
91. Propriétés chimiques. — La chaleur de formation de l'eau, pour une molécule pesant 18 grammes, est de ^^^^\2 à l'état de vapeur et de 69 calories à l'état liquide : c'est donc un corps fortement exothermique et, par conséquent, très stable.
M. H. Sainte-Claire Deville a montré que l'eau se dissocie au rouge blanc en faisant passer un courant de vapeur dans un tube poreux, entouré d'un autre tube imperméable en porcelaine. L'appareil étant violemment chauffé, l'eau se dissocie et l'hydrogène, en vertu de ses propriétés endosmotiques, traverse la paroi poreuse; il se répand alors dans l'intervalle des deux tubes, d'où on peut le chasser par un courant de gaz inerte, acide carbonique ou azote. L'oxygène, moins difl'usible, se dégage à l'extrémité du tube central, mélangé avec un grand excès de vapeur d'eau.
Tous les corps simples avides d'hydrogène ou d'oxygène, dont la chaleur de combinaison avec l'un ou l'autre de ces deux éléments surpasse la chaleur de formation de l'eau, la décomposent et mettent en liberté, soit de l'oxygène, soit de l'hydrogène.
Le fluor attaque l'eau à froid et en dégage de l'oxygène fortement ozonisé ; le chlore n'agit qu'incomplètement au rouge parce que la réaction
2Cl + H20=2HCl + 0
est réversible.
Le soufre, le phosphore, le bore et le carbone décomposent la vapeur d'eau en s'emparant de son oxygène :
P + 3H20 =: P03H3 -f- 3H (vers 200°). C + H20 = CO + 2H (au rouge vif).
