LIV. I. CIIAP. IX. ACIDP !1 Yl'OCIlLOlUilUX

L’acide perchlorique est le plus stable de tous ces composés ; il peut être distillé vers 200°, sans décomposition s’il est suffisamment hydraté; les autres acides sont très-instables, ils détonent, à une température peu élevée, avec une extrême violence, ce qui rend leur maniement dan- 5 gereux. La chaleur les transforme soit en acide perchlorique, chlore et ^ oxygène, soit en chlore et oxygène seulement; avec l’acide chlorhydrique, ils donnent, à l’exception de l’acide perchlorique, du chlore et de I l’eau :

Cto + HCl = 2C1 -f- HO, CIO^ + 5HC1 = CCI + GHO.

Ce sont des oxydants énergi'ques, à raison de leur facile décomposition.

' A l’exception de l’acide hypochloreux, tous les acides du chlore se retirent du chlorate de potasse.

Acide hypoclilorcux, CIO.

Cet acide est le plus important des acides du chlore, par l’application de ses composés (eau de Javelle, chlorure de chaux) au blanchiment des étoffes ; on doit sa découverte àM. Balard.

284. Préparation. — L’instabilité de l’acide hypochloreux ne permet pas de le retirer de ses sels; on le prépare par une méthode plus détournée. On l’obtient en dissolution dans l’eau en versant dans un flacon rempli de chlore un peu d’eau tenant en suspension de l’oxyde rouge de mercure ; on bouche et on agite ; on ouvre de temps en temps le flacon pour y laisser rentrer de l’air. Le chlore perd sa couleur et se transforme en acide hypochloreux, qui se dissout dans l’eau. La formule suivante exprime la réaction :

2C1 -h 2HgO (HgCl 4- HgO) + CIO.

On voit que la moitié du chlore s’est emparée du mercure de l’oxyde de mercure, en mettant en liberté de l’oxygène qui s’est uni à l’autre iHoitié du chlore; on met 2 équivalents d’oxyde de mercure, pour déterminer la production d’une combinaison de chlorure et d’oxyde de mercure, k peu près insoluble. En filtrant la liqueur on aura donc la dissolution d’acide hypochloreux. M. Balard en dégageait l’acide à l’élat de gaz, en la saturant d’azotate de chaux, matière très-avide d’eau. On 1 obtient plus facilement k l’état anhydre, en suivant le procédé indiqué par M. Pelouze, qui consiste k faire passer un courant de chlore sec sur du bioxyde de mercure précipité et desséché k 300°; les produits de la réaction sont les mêmes que précédemment, seulement l’acide hypochloreux gazeux se condense en passant à travers un tube en Lf relroidi par un mélange réfrigérant ifig. 76).

CHIMIE INOKGAMijUE.

285. Propriétés. — On obüeni ainsi un liquide d’un rouge vermeil, bouillant à -)- 20°, en donnant une vapeur verdâtre moins foncée que le

Fig. 79.

chlore, d’une odeur irritante qui participe de celle du chlore et de l’iode. 11 est dangereux de manier ce liquide, à cause de la facilité avec laquelle il détone en se décomposant en ses éléments.

L’acide hypochloreux gazeux a pour densité 2,97 ; l’eau en dissout 200 fois son volume en se colorant en jaune foncé ; cette dissolution possède l’odeur de l’eau de Javelle. On doit la conserver à l’ahri de la lumière directe du soleil, parce que l’acide hypochloreux réagit alors sur l’eau et produit de l’acide chlorhydrique et de l’acide perchlorique :

7C10 -h GHO = GUCl + CIO".

Une température peu élevée et l’étincelle électrique décomposent le gaz acide hypochloreux en chlore et oxygène avec détonation et dégagement de lumière. La lumière solaire le sépare aussi en ses éléments, mais à la longue et sans détonation.

L’acide hypochloreux est un oxydant très-énergique; mélé à l’état de gaz avec de l’hydrogène, il détone sous l’influence de la lumière directe du soleil. Le phosphore, l’arsenic, le potassium, y brûlent vivement, en produisant une explosion, mais le mercure ne l’attaque que très-lentement; on peut donc le manier sur la cuve à mercure. Sa dissolution transforme rapidement les sulfures en sulfates ; on fait ordinairement l’expérience avec le sulfure noir de plomb, qui devient blanc en se transformant en sulfate ; elle possède un pouvoir décolorant considérable.

Gay-Lussac a démontré que 2 litres d’acide hypochloreux, CIO, décoloraient autant que 4 litres de chlore, parce que l’acide hypochloreux agissait à la fois par son chlore et son oxygène, et que 1 litre d’oxygène déco-