TION
On appelle dissolution le passage d’un corps de l’état solide à l’état liquide, lorsqu’il est mis en contact avec un liquide convenablement choisi : telle est la dissolution du sucre et du sel marin dans l’eau, de l'Or et de l’argent dans le mercure. Ce changement d’état a lieu ici sans l’intervention de la chaleur, tandis que l’on sait qu’elle est nécessaire pour fondre les corps. Néanmoins, un corps qui se dissout absorbe toujours de la chaleur qu’il emprunte au dissolvant lui-même et aux corps avec lesquels ce dissolvant est en contact ; de là un refroidissement. Cependant, lorsque le corps qui se dissout est susceptible de se combiner avec le dissolvant, on remarque que la température s’élève si la quantité de chaleur dégagée par la combinaison est plus grande que
celle qui est absorbée par la dissolution. Ainsi la dissolution dans l’eau du chlorure de calcium hydraté donne lieu à un abaissement de température, tandis que la dissolution du chlorure de calcium anhydre produit un dégagement de calorique. Nous reviendrons longuemeni sur ces effets calorifiques.
On le voit donc, la distinction qui existe e ntre la liquéfaction par la dissolution et la liquéfaction par la chaleur est plus apparente que réelle. Ce sont deux procédés qui permettent de faire passer les corps de l’état solide à l’état liquide, en leur fournissant une quantité de chaleur suffisante.
L’analogie qui existe entre ces deux procédés de liquéfaction est confirmée par ce fait que la capacité calorifique des sels dissous dans l’eau est celle qu’ils présentent à l’état liquide, ainsi qu’il ressort des expériences de M. Person (1).
En effet, soit K la chaleur spécifique «lu sel à l’état solide, p le poids de l’eau pour \ gramme de sel, on a : = s chaleur spécifique du sel et de l'eau, considérés k
l’état de mélange, ou la chaleur spécifique moyenne de ce mélange.
Soit C la chaleur spécifique moyenne de la dissolution, déterminée directement, on trouve c^ s ; on trouve aussi que, pour un même sel, s—c croît tout à fait irrégulièrement avec la quantité de sel.
Mais si, au contraire, on considère le sel à l’état liquide, on a toujours, en désignant par l la chaleur spécifique moyenne de la dissolution, c<l. Ce résultat est conforme à la loi qu’on observe, en général, dans les combinaisons chimiques. Il faut conclure de là que, lors de la dissolution, le sel ne conserve pas la chaleur spécifique qu’il avait à l’état solide, ni, par conséquent, l’arrangement moléculaire propre à cet état. La dissolution ne consiste donc pas en une simple division des particules salines ; il y a aussi changement dans la constitution de ces particules. Le sel a dû passer à l’état liquide, car, ainsi que nous venons de le faire remarquer, c’est seulement dans cette hypothèse que la dissolution suit la loi générale des combinaisons chimiques.
D’après ce qui précède, on voit qu’il est important de comparer la quantité de chaleur absorbée par un corps en se dissolvant à celle qu’il absorbe lorsqu’on le fond. Au premier abord, il semble naturel d’ad-
(1) Amales de chimie et de physique, 3« série, tome X XXIII, page 137.
mettre que ces deux quantités sont égales; de sorte que, pour les corps qui, en se dissolvant, donnent naissance à une action chimique, on devrait trouver des nombres moindres pour le calorique de dissolution que pour celui de fusion. M. Persoa (1) a prouvé tout le contraire. Il a d'abord mesuré la chaleur latente de dissolution de plusieurs sels et a étudié l’influence de la température sur la quantité de chaleur qu’un sel absorbe pour se dissoudre.
Pour le chlorure de sodium, pour les azotates de potasse et de soude, il a trouvé : 1* qu’il disparaît moins de chaleur à mesure que la dissolution se fait à une température plus élevée; 2° que le fait inverse se produit pour le phosphate de soude et pour l’azotate de soude, quand on le dissout dans très-peu d’eau.
Toutes ces différences dans la chaleur latente de dissolution, suivant la température, s’expliquent facilement par la différence des chaleurs spécifiques de la dissolution et des substances séparées.
Ainsi 1 gramme de sel marin et 7,28 grammes d’eau exigent :
' 20 (0,214 -h 7,28) = ISO calories,
pour monter de 0° à 20° (0,214 étant la chaleur spécifique du sel marin) ; la dissolution n’exige que :
20 x 8,28 x 0,872 = 144,4 calories.
(0,872 représente la chaleur spécifique de la dissolution de 1 gramme de chlorure de sodium dans 7,28 grammes d’eau).
Par conséquent, si on fait la dissolution à la température de 20“ il se dégagera ISO'* 1 — 144 , cal 4 = S,6 calories. Ces S,6 calories diminuent d’autant la chaleur, qui devient latente par lo fait de la dissolution. C’est ce qui explique pourquoi, vers 0 degré, M. Person a trouvé 18,7 pour cette chaleur latente, tandis que, vers 18 degrés, il a trouvé 13,3 seulement. Il résulte de là que, vers 70 degrés, le sel marin ne refroidirait plus l'eau, et qu au-dessus de 70 degrés, il la réchaufferait.
Quant au phosphate de soude, il est clair que si, pour échauffer la dissolution de 30 degrés, il faut 7 calories de plus que pour échauffer l’eau et le sel sec, la dissolution faite à 30 degrés absorbera, seulement
(1) Annales de chimie et de physique , 3* série, tome XXX, page 448.
pout sa température et indépendamment de toute chaleur latente, T calories qu’elle n’eût pas absorbées si l’on avait opéré à 0 degré; ou trouvera donc, par exemple, 64 pour la valeur de la chaleur latente de ce sel, au lieu de 57.
A la suite de ces observations, on voit qu’il était nécessaire d'établir une formule qui permit de ramener à une même température les diverses expériences faites sur la chaleur latente de dissolution.
Soit ÿs, la chaleur latente de dissolution d’un sel, à la température *, q„, la chaleur latente qu’on trouverait à 0°.
(j 0 est égale à qo augmentée de la différence algébrique entre la quantité de chaleur absorbée par l’eau et le sel, pour s’élever de 0 à a, et celle qui est nécessaire à la dissolution du sel dans l’eau, pour s’élever aussi de la température 0 à la température a.,
Soit p la proportion d’eau pour i gramme de sel, c la chaleur spécifique de la dissolution,
K la chaleur spécifique du sel solide.
La quantité de chaleur que l’eau et le sel sec absorbent est :
Celle que la dissolution absorbe est :
la valeur de q 0 est donc :
q* = qo -f- (f +.p) Q — e(l -+-/>)?,
ou enfin :
q n = qo 4- — c ] (1 -H P) 9 -
Pour le chlorure de calcium, comme égale sensiblement c, on a :
[rqr|l — c] — 0 ; il en résulte que q 0 — qo .
M. Person a ensuite montré que la quantité de chaleur absorbée dans, la dissolution augmente avec la quantité d’eau ajoutée. Ainsi, 1 gramme d’azotate de potasse exige 49 calories pour se fondre et 69 pour se dissoudre dans 5 parties d’eau; si l'on vient à augmenter la quantité d’eau, il faut plus de chaleur encore : dans 2(i parties d’eau, il faut
80 calories, dette variation de la chaleur absorbée avec la quantité d’eau ajoutée a porté ce physicien à admettre l’existence d’un calorique latent de dilution.
Par dilution , il faut entendre une modification qui se produit dans les molécules salines, modification qui nous est inconnue, mais dont le résultat est leur dissémination dans le dissolvant. On doit donc distinguer, dans la chaleur nécessaire à la dissolution, une partie f employée seulement à produire l’état liquide et qui, par conséquent, n’est autre que la dhaleur latente de fusion. On sait que M. Person a établi une formule qui permet de calculer la chaleur latente de fusion d’un corps, en fonction des chaleurs spécifiques C et c du. sel à l’état liquide et à l’état solide. Cette formule est, en désignant par t la température de la fusion :
Elle donne donc la valeur de /.
Quant à la chaleur latente de dilution d , les expériences précédentes en donnent seulement la différence avec la chaleur h produite par l’action chimique; car, en désignant toujours par q la chaleur brute do la dissolution, ou la dépense effectuée, on a :
, Donc, d’une manière absolue, c’est-à-dire sans l’action chimique, la chaleur nécessaire pour dissoudre un sel est toujours plus grande que celle qui suffit pour le fondre, puisque la dissolution comprend le passage b. l’état liquide et de plus la dilution. Quant à la dépense effectuée, elle peut être plus petite que /, si h est considérable.
Avec le sel marin, il disparaît plus de chaleur quand on étend la dissolution que pendant qu’elle se fait. Chez les sels qui, comme l’azotate de potasse, ont peu d’affinité pour l’eau, la chaleur enlevée par dilution remporte aussi. Ainsi que nous l’avons déjà dit, lorsque l’action chimique est prononcée, la chaleur qu’elle produit peut l’emporter sur celle qui est enlevée par dilution, comme chez le chlorure de calcium, qui exige il calories pour se fondre, et 20 seulement pour se dissoudre ; citons enfin le phosphate de soude, qui demande le même nombre de calories pour se fondre et pour se dissoudre, la dilution et l’action chimique se compensant exactement.
Il est donc bien établi que la dissolution et la liquéfaction par la chaleur sont deux phénomènes analogues. Mais ce qui les sépare l’un de
l’autre, c'est que la dissolution se fait à toutes les températures, tandis que la liquéfaction ne s’opère qu’à une température déterminée par un même corps. Il est facile de comprendre la raison de cette différence : un corps liquide se distingue du même corps solide par de la chaleur latente ; or, pour que ce corps puisse recevoir celle-ci, il faut qu’il y soit préparé, c’est-à-dire que l’écartement de ses molécules soit suffisant. La température à laquelle on porte un corps pour le fondre produit ce résultat. Quand, au contraire, on dissout un corps solide, l’affinité dissolvante équivaut à cette absorption de chaleur, et le même but est atteint, c’est-à-dire que le solide passe à l’état liquide ; néanmoins, en général, un corps solide est plus soluble à chaud qu’à froid, parce que la chaleur vient, en quelque sorte, en aide à cette affinité capillaire ou chimique qui préside à la dissolution des corps. Seulement, il faut remarquer que, si, en employant une température suffisamment élevée, on doit parvenir à fondre tous les corps que la chaleur ne décompose pas, il n’en est pas de même pour la dissolution. L'eau, par exemple, ne peut détruire la cohésion de tous les corps, en un mot, les dissoudre, parce qu’il faut qu’il y ait intervention d’une force particulière, l’affinité, entre le liquide et le solide. Nous verrons plus loin les hypothèses qui ont été émises sur la nature de cette affinité.
MM. Favre et Silbermann ont aussi étudié les effets caloriques produits par la combinaison des sels avec l'eau, ou leur dissolution. L’appareil qu’ils employèrent à cet effet leur servit aussi à déterminer la chaleur latente d’élasticité des divers liquides. Cet appareil est le calorimètre à mercure.
« Cet appareil, considéré dans ses dispositions essentielles, peut être envisagé comme un gros thermomètre à mercure, susceptible-de loger dans son intérieur les corps qui absorbent ou dégagent de la chaleur.
« Le réservoir est un ballon de verre de 1 litre environ de capacité, il porte trois ouvertures : la première B reçoit un tube mince en fer ou en platine A; ce tube, fermé à l’une de ses extrémités, a 0 ,u , 25 ou 0“,03 de diamètre, et 0 m ,10 ou 0 m , 1S de profondeur; il est fixé par du mastic do fontainier fondu avec de la glu marine, et maintenu contre la poussée du mercure par un arc-boutant en verre C.
« Dans cette sorte de moufle, on fixe, à l’aide d’un bouchon, un tube do verre mince dans lequel on met en contact les substances dont l’action réciproque doit produire l’effet calorifique à mesurer. L’intervallecom-pris entre le verre et lesparoisde la moufle se trouve rempli par du mets cure qui sert, à la répartition rapide de la chaleur.
« Dans la deuxième ouverture C, on fixe à la glu marine un tube capillaire TT’, cylindrique, divisé avec soin et destiné à former la tige du thermomètre. Ce tube est maintenu dans une position horizontale. Il su termine en T par un entonnoir ouvert, dans lequel peut se loger au besoiu le mercure qu’une trop grande dilatation ferait sortir de l’appareil.
« Enfin, la troisième tubulure reçoit unpiston d’acier Pqucl’on peut enfoncer plus ou moins à l’aide d’une vis, eu sorte qu’il est facile, lorsqu’on veut opérer, do ramener toujours au même point l’extrémité de la colonne de mercure dans la tige horizontale TT’.
« Nous ajouterons que le réservoir se trouve renfermé dans une boite où il est soutenu sur une plaque de liège et enveloppé d’une couche de ouato de coton, de manière à être préservé contre les variations de la température ambiante. »
Le calorimètre à mercure est gradué directement, c’est-à-dire que l’on détermine par l'expérience le déplacement de la colonne de mercure dans le tube correspondant à l’introduction dans le réservoir d’un certain nombre de calories. Pour cela, on introduit dans le tube A un poids p d’eau à la température T ; on en prend la température finale o ; puisqu’un poids p d’eau, en s’abaissant de T-0, a produit un déplacement d, un gramme d’eau, en s’abaissant de un degré, c'est-à-dire une calorie , produira un déplacement de la colonne mercurielle égal à d
MM. Favre et Silbermaim ont ainsi constaté que 6 gram. 26 d’eau, en se refroidissant dans le tube A de -f- 99°,82 à + 28% communiquent à l’appareil un édhauffement qui se produit par un déplacement de la colonne mercurielle égale à 0™, 1373. Donc, d’après ce que nous avons dit, le déplacement produit par 1 gramme d’eau, en se refroidissant de 1 degré, c’est-à-dire par une calorie , est donné par la formule
On le voit, cet appareil permet de déterminer facilement le dégagement ou l’absorption de calorique produit par la dissolution d’un sel dans l’eau, au moyen de l’allongement ou de la contraction que subit la colonne mercurielle ; autant de fois la longueur dont augmente ou diminue cette colonne contiendra 0 mil!., 3, autant de calories auront été dégagées ou absorbées ; pour rendre les résultats obtenus comparables, on a soin de les rapporter à 1 gramme de sel. On opère de la manière suivante : on introduit dans le tube de platine A une petite éprouvette en verre contenant un poids connu d’eau, et on y fait passer un poids connu du sel à dissoudre; en se dissolvant, les sels donnent toujours du froid, excepté lorsqu’ils sont anhydres et qu’ils sont susceptibles de former des hydrates, comme nous l’avons exposé à propos des travaux de M. Person.
Dans le tableau suivant, sont exposés les résultats (1) obtenus par les doux habiles expérimentaleurs. Le signe-t-indique qu’il y a euéchauffement, le sel étant anhydre.
Moyenne des quanti tes de chaleur absorbées ou dégagées par 1 gramme des sels suivants, par teffet de leur dissolution dans Peau en excès.
■Sels, 1 gr. dans un excès d’eau.
Calories.
Sels, t gr. dans un excès d’eau.
Calories.
Sulfate do potasse. . . .
Oxalate de soude.
de soude . . . .
d’eau.
d’ammoniaque .
de potasse et eau. ,
de chaux . . . .
Tartrate de soude ......
(I) Ces résultats sont pour la plupart inexacts. Voir, à ce sujet, Hertlielot, Annales du chimie et de physique, 1 e série, tome XXIX, page 439.
— lu —
Sulfate do baryte. .... 64,4
fartrate de potasse. . . .
17,3 lit R
do FeO.12/!
de potasse et soude
d’uranyle.10,7
Chlorure de potassium. . .
de potasse et eau, 25,6
de sodium....
de potasse et A1®0 3 23,1
d’ammonium. , .
de potasse et FeO. 21,5
de calcium. . . .
d’ammon. etAFO 3 . 19,0
de barium....
Azotate do potasse.70,5
de strontium. . .
de soude.45,5
de zinc..
d’ammoniaque , . 65,9
de fer.
de chaux.27,1
Acétate de soude.
de strontiane. . . 41,2
de chaux .
do plomb.14,9
de plomb.
d’argent.31,1
de potasse et eau. .
Carbonate de soude. . . . 52,7
Bichlorure de cuivre....
de potasse et eau. 51,5
Bromure de potassium. . .
Phosphate de soude. . . . 52,3
lodore de potassium. . . .
Ilypophosphate de soude. 21,9
Sulfure de potassium. . .
Oa remarque que ce tableau coutient des sels insolubles ou pou solubles. Les résultats qui leur correspondent ont été obtenus en s’appuyant sur des considérations tirées des lois de la chaleur de combinaison des acides avec les bases. L’expérience prouve, en effet, que les acides azotique, chlorhydrique, bromhydrique, iodhydrique et, en général, tous les acides minéraux dégagent la même quantité de chaleur en se combinant à une même base, soluble ou non, pour donner naissance à des sels solubles. Si maintenant on mesure les quantités de chaleur dégagées dans la combinaison de deux acides avec une même base, et si l’un des deux sels formés est soluble tandis que l’autre ne l’est pas, on remarque que c’est la formation dudernier qui détermine le plus grand dégagement de calorique; on admet que la différence entre les quantités de chaleur dégagées est due à l’état liquide du premier sel et, comme ou admet aussi que, si le second pouvait être dissous* on obtiendrait le même résultat qu’avec le premier, on prend cette différence pour la quantité de chaleur qu’il absorberait dans ce cas. Donc, en résumé, la quantité de chaleur qu’un sel absorberait, si on parvenait à le dissoudre, -est égale
à la différence des quantités de chaleur dégagées par la combinaison de la base avec l’acide et la combinaison de la même base avec un autre acide (équivalant au premier pour la chaleur de combinaison), cette dernière réaction donnant naissance à un sel soluble.
On nomme équivalents calorifiques des corps les nombres qui représentent la chaleur dégagée parle poids équivalent d’un composé binaire qui se forme. C’est, en retranchant des équivalents calorifiques des corps déterminés directement, les équivalents calorifiques déterminés en s’appuyant sur le principe précédent que MM. Favre et Silbermann ont obtenu les nombres suivants :
Chaleur absorbée par la dissolution fictive des composés suivants ;
Chlorure de plomb.
Sulfure de zinc. .
— d’argent.
— de fer. . .
Bromure de plomb.
— de cuivre.
— d’argent.
— de plomb.
Iodure de plomb. .
— d’argent..
— d’argent . .
lorsqu’un corps solide
ou liquide se dissout dans l’eau
, on observe
généralement que le volume de la solution n’est pas égal à la somme des volumes des composants : de plus, on observe le changement de température que nous venons d’étudier. On a essayé d’établir une relation intime entre ces deux phénomènes, c'est-à-dire d’expliquer les variations de température par la contraction ou la dilatation qu’éprouvent les corps qui se dissolvent.
Cependant, on doit reconnaître que ces changements de volume sont insuffisants pour rendre raison des variations do la température, quelquefois même ils se manifestent dans dos sens différents. C’est ainsi que MM. Bussy et Buignet(l) ont montré que le mélange de l’eau et de l’acide cyanhydrique à poids égaux et plusieurs autres mélanges donnent lieu à la fois» à une contraction et à une absorption de calorique. Ces deux savants ont donc été portés à admettre la diffusion comme cause du refroidissement, car la contraction seule ne pourrait se manifester que par un dégagement de chaleur.
{•!) Comptes-rendus de l’Académie des sciences, tome LVIII, puge 850.
Nous l’avons déjà vu, à propos de la dissolution des sels, M. Person admettait, dès 1851, que la diffusion d’un corps dissous, au sein d’un liquide, consomme de la chaleur.
En 1860, M. Favre (1) termina le mémoire qu’il présenta à l’Académie à cette époque, par les réflexions suivantes : « Deux ordres d’action semblent se produire simultanément et marcher de front (dans la dissolution des liquides), une action d’attraction réciproque des molécules hétérogènes qui sont mises en contact, et qui est accompagnée d’un dégagement de chaleur et une action de diffusion qui produit un abaissement de température. Le nombre fourni par l’expérience est positif ou négatif, suivant que la première ou la seconde de ces actions prédomine. Ainsi, lorsqu’on emploie l’alcool, c’est le phénomène de diffusion qui semble l’emporter presque toujours. »
M. Henri Sainte-Claire-Deville (2) avait autrefois admis que, lorsque deux liquides, acide sulfurique et eau, par exemple, donnent lieu, par .'eur dissolution, à une élévation de température, il suffit, pour calculer la chaleur dégagée, de connaître la contraction et le coefficient de dilatation du mélange. L’expérience n’a pas confirmé cette proposition et l’on observe toujours un écart entre le résultat calculé et celui que donne l’expérience. M. Deville attribue cet écart à une perte de force vive; la chaleur disparue est devenue latente, dit-il, en vertu de causes tout à fait inconnues.
De leur côté, MM. Bussy et Buignet (3), après avoir comparé les changements de volume aux changements de température auxquels donne lieu le mélange de deux liquides, ont reconnu qu’il n’existe aucune relation directe entre ces deux phénomènes. Les conclusions de leur mémoire peuvent se résumer ainsi : quand on mélange ensemble deux liquides, donnant naissance à un composé liquide comme eux, si la réaction a pour effet de produire, d’une part contraction , d’autre part abaissement de la température du composé, cela provient de ce que la chaleur développée par la combinaison est plus petite que la chaleur absorbée par la diffusion.
Qu’il nous soit permis d’insister sur la dissolution des liquides, car
(!) Cumptes-rendus de l’Académie des sciences, lome Ll, page 316.
(2) Comptes-rendus de l’Académie des sciences, tome L, pages 834 et 884.
(3) Comptes-rendus de l’Académie des sciences, tome L1X, page 687.
tout ce qui a été fait à ce sujet s’applique certainement à l’action qu’exerce l’eau sur les sels après leur dissolution par ce liquide.
Postérieurement au mémoire que nous venons de citer, M. Favre(1 ) a publié les résultats de recherches ayant pour objet l’action de l’eau et de l’alcool sur les alcools méthylique, amylique, caprylique, le glycol et la glycérine. Tantôt il a observé une élévation de température, tantôt un refroidissement. Ses conclusions sont les mêmes que celles de MM. Bussy et Buignet.
Parmi les physiciens qui n’admettent pas que la diffusion consomme du calorique, nous distinguerons Jullien(2). Selon lui, lorsqu’il y a mélange de deux liquides, il peut se former plusieurs combinaisons de ces liquides entre eux ; si le mélange donne lieu à un changement de volume et à un abaissement de température, c’çst qu’il s’est formé un ou plusieurs composés dont la somme des caloriques latents est plus grande que celle des caloriques latents des composants. Jullien ne tient donc aucun compte de la chaleur dégagée par la combinaison, d'une part, et de la chaleur absorbée par la diffusion, d’autre part. Il n’admet pas que ce soit la combinaison elle-même qui développe de la chaleur ; dans la formation d’un composé, il peut y avoir aussi bien absorption que dégagement de calorique, suivant que la chaleur, latente du composé est plus grande ou plus petite que celle des composants. Dans l’explication qu'il donne du refroidissement observé pendant la dilution, il ne fait donc qu’appliquer ses idées théoriques sur les combinaisons. Cette théorie est certainement fort séduisante, mais, comme toutes les combinaisons connues donnent lien à un dégagement de chaleur, nous ne pouvons admettre, jusqu’à preuve du contraire, que, dans lès circonstances particulières dans lesquelles nous nous trouvons, l'action chimique produise du froid.
Du reste, dans un second mémoire, MM. Bussy et Buignet (3.) rappellent que, dans leurs expériences, ils ont eu soin d’opérer sur des liquides n’ayant entre eux qu’une faible aflinité, et que, par conséquent, ils ont évité les causes perturbatrices résultant des changements d’état et de la formation de composés en proportions définies. Ces expériences au-
(1) Comptes-rendus de l'Académie des sciences, tome L1X, page 783,
(2) Comptes-rendus de l’Académie des sciences, tome L1X, page 812. A propos de verres, Paris, librairie polytechnique, 1867.
(3) Comptes-rendus de l’Académie des sciences, tome LX1V, page 330.
fo lisent donc à penâer que la dissolution de deux liquides l’uu dans l'autre produit du froid, «comme en donne l’expansion d’un gaz qui se dilate, en produisant un travail mécanique. »
Dans leur second mémoire, MM. Bussy et Buignet se sont fait cette objection: Rabaissement de température, observé dans la dissolution, ne serait-il pas dû à de la chaleur qui serait rendue latente par une augmentation de capacité calorifique survenue pendant la dissolution ? Il est évident que, si cette augmentation est suffisante pour rendre compte du froid observé, on ne peut plus admettre l’existence du calorique latent de diffusion.
Pour résoudre ce problème, MM. Bussy et Buignet ont déterminé : 1 ° les capacités calorifiques des mélanges liquides, celles de leurs éléments, et les ont comparées entre elles ; 2° les quantités de chaleur absorbées ou dégagées par chaque mélange. Ces deux savants ont trouvé que, à l'exception d’ün seul cas, les capacités des mélanges étaient supérieures h la capacité moyenne des éléments.
Le mélange qui fait ainsi exception à la règle est le suivant :
Fallut.
Sulfure de carbone, 119,3.1 La capacité calorifique du mélange est 0,2263.
Chloroforme, 119,8, j La capacité théorique moyenne est 0,2315.
Du reste, dans aucun cas, l’augmentation de capacité calorifique n’est suffisante pour rendre compte de la chaleur absorbée dans le mélange.
L’on doit aussi faire remarquer ici que l’augmentation de capacité calorifique n'est nullement en raison directe de la chaleur observée. Ce sont, en général, les mélanges qui produisent le plus petit refroidissement dont la capacité caloriiiquo s’accroît le plus. Il y a plus, le mélange de sulfure de carbone et de chloroforme, précédemment cité, est un de ceux qui produisent le plus de froid au moment de sa formation.
Sur les neuf mélanges examinés par MM. Bussy et Buignet, six ont donné lieu à un abaissement de température, ce sont :
Abaissement de température
Eau,
3 équivalents
Acide cyanhydrique,
Alcool,
i équivalent
Sulfure de carbone.
Chloroforme,
! équivalent
Sulfure de carbone,
Chloroforme,
4 équivalents ]
Alcool,
Alcool,
1 équivalent ]
Éther,
Éther,
1 équivalent |
Sulfure de carbone,
3 mélanges ont produit, au contraire, une élévation de température,
i sont :
Chloroforme,
Alcool,
1 équivalent j
Eau,
Alcool,
6 équivalents |
Éther,
1 i équivalent 1
Chloroforme,
Ces trois derniers mélanges, contrairement à ce qu’on aurait pu supposer, offrent une augmentation de capacité calorifique supérieure à celle que l’on observe dans les six premiers mélanges. Il est important de faire cette remarque, parce qu’elle montre que cette augmentation de capacité calorifique est on opposition avec la cause qui détermine l’élévation de température observée pendant le mélangé, mais il faut ajouter que ces trois mélanges se font en produisant une contraction de volume considérable, dont le résultat est un dégagement de chaleur.
En résumé, sur les six mélanges étudiés qui ont produit du froid, cinq ont donné lieu à une augmentation de capacité calorifique ; mais, dans aucun cas, ainsi que nous l’avons dit plus haut, cette augmentation
n’est suffisante pour rendre compte de la chaleur perdue ; elle ne rend compte que de 6 0/0 au plus de la chaleur.
Parmi ces cinq derniers mélanges, trois ont présenté une légère augmentation de volume que l’on pourrait regarder comme rendant compte de la chaleur disparue ; mais les mélanges d’alcool et d’éther, d’acide prussique et d’eau, présentent une contraction notable, surtout le dernier ; pour ces deux mélanges, il est tout à fait impossible de rendre compte de la chaleur disparue.
La conclusion du mémoire précité, mémoire sur lequel nous avons insisté, à cause de son importance, est donc que, bien que l’on doive reconnaître que tous les phénomènes qui se produisent pendant le mélange des liquides ne sont pas encore bien connus, on doit néanmoins admettre une cause qui produit par elle-même une absorption de chaleur.
On le voit, dans la dissolution des corps, indépendamment du changement d’état, pour les solides, et do l’action chimique, on doit admettre la diffusion. N’oublions pas cependant que, quand on ajoute de l’eau à la dissolution d’un sel dans ce liquide, on ne peut rapporter à la diffusion toute la chaleur disparue ; une partie de cette chaleur sert à produire l’augmentation de chaleur spécifique. Sans admettre avec Jullien que l’augmentation ou la diminution de la chaleur latente du composé, agissant en sens contraire de la chaleur dégagée par l’action chimique ou s’ajoutant à cette chaleur, suffise pour rendre compte du refroidissement ou de l’élévation de température, nous pensons que cette chaleur latente doit jouer un rôle, peu important sans doute, dans les mélanges observés par MM. Bussy et Buignet, mais très-marqué dans ceux où l’action chimique est plus prononcée. 11 est évident que l’influence de cette.chaleur latente est, dans le plus grand nombre de cas, impossible à déterminer. Cependant nous nous proposons de rechercher la relation qui existe entre la chaleur latente d’un composé et celle de ses composants. Peut-être arriverons-nous ainsi à voir dans quel sens cette influence agit le plus souvent, en un mot, si elle donne plus souvent lieu à un dégagement qu’à une absorption de calorique ; c’est ainsi que nous pourrons voir quelle est la part de la chaleur latente dans les phénomènes calorifiques qui accompagnent la dissolution de deux liquides ou d’un liquide par un solide, sans que nous puissions jamais en mesurer la valeur dans le plus grand nombre de cas.
