SATURÉES

Les quantités des différents sels que l’eau dissout sont très-variables. Il ÿ en a même qui sont tout à fait insolubles, tels sont le sulfate de baryte, lé phosphate de chaux, etc.; d’autres, au contraire, exigent moins dë leur poids d’eau pour se dissoudre.

Les sels anhydres, et qui peuvent former des hydrates, produisent, comme nous l’avons déjà vu, un dégagement de chaleur, si la quantité d’eâu n’est pas suffisante pour que la chaleur enlevée par la dissolution puisse faire équilibre âu dégagement de calorique dù à l’action chimique : tel est le chlorure de calcitfm fondu.

Les sels hydratés ou ceux qui ne sont pas susceptibles de former d’hydrates produisent toujours, au contraire, une absorption de calorique. Tels sont le chlorure de potassium, l’azotate d’ammoniaque, le sulfate de magnésie, le chlorure de calcium cristallisé.

Cette absorption de chaleiïr, due à l ! a dissolution, est utilisée pour produire artificiellement le froid. C’est aux académiciens de Florence que sont dus les premiers essais sur les mélanges réfrigérants. De Mairan, Fareinheit et surtout Réaumur s’en sont occupés ensuite.

Comme le froid produit est d’autant plus grand que la dissolution est plus rapide, on remplace souvent l’eau par les acides étendus, qui dissolvent plus promptement les sels hydratés.

Exemple : sulfate de soude et acide chlorhydrique.

On obtient un froid plus intense en mélangeant les sels hydratés avec de la glace pulvérisée, ou mieux avec de la neige ; cela s’explique aisément, car la neige ou la glace absorbent en fondant une quantité de chaleur considérable.

Avec le èhlorure de calcium cristallisé et la neige, on obtient un refroidissement très-intense, et l’on arrive à la congélation du mercure.

On doit prendre le chlorure de cdlcitffn en poudre, pour activer la

.dissolution ; la,neige doit être sèche; pour obtenir ce résultat, il suftit de la refroidir dans un mélange ,dé glacé et de sel marin.

il n’entre pas dans notre cadre de décrire longuement les divers mélanges réfrigérants et d’indiquer les appareils que nécessite leur emploi ; néanmoins, nous donnerons, comme exemples de ces mélanges, les .trois suivants, que le pharmacien, dans les localités dépourvues de glacières, peut employer avantageusement pour préparer de la gla.ce :

IMroiduicmtiit,

1° Sulfate,de soude criptall. enpo.udre, 800 gr.j de + io o à—17° Acide chlorhydrique, 500 gr.j

2° Sulfate de soude cristall. en poudre, 800 gr. Acide sulfurique à 41°, froid, 600 gr.

3 Nitrate .d’ammoniaque , Eau,

800 gr.,j 600 gr.j

de+40“ à—1'5°.

Le plus économique de ces trois mélanges est le dernier, à cause du bas prix des sels ammoniacaux ; déplus, on peut facilement retirer ces sels de leur dissolution par cristallisation.

Quant aux appareils dans lesquels se font ces mélanges réfrigérants, il y en a un grand nombre ; ce que l’on doit surtout rechercher en eux, c’est la difficulté avec laquelle se produit réchauffement du mélange qu’ils contiennent. Nous n’insisterons pas davantage sur ce sujet.

Il y a des sels qui attirent l’humidité lorsqu’on les expose au contact de l’air et qui deviennent liquides eu se dissolvant dans l’eau qu’ils absorbent ; on les nomme sels déliquescents. Tous les sels très-solubles sont déliquescents dans un air saturé d’humidité. .

Pendant la congélation d’une eau saline, l’eau tend à se séparer du sel ; de sorte que la glace formée est composée d’eau presque pure. Ainsi, si l’on colore une dissolution étendue de sel marin avec la teinture de tournesol, et si on expose cette liqueur à l’action du froid, on voit la teinte bleue aller en diminuant de la circonférence au centre ; bientôt on trouve une enveloppe de glace renfermant une dissolution saturée. On sait que dans les pays du nord, où l’on ne peut employer la méthode des marais salants, pour extraire le sel des eaux de la mer, on y parvient en exposant ces eaux à une température très-basse. L’eau

sa divise en deux parties : l'une se solidifie d’abord, c’est do l’eau presque pure, tandis que l’autre reste liquide et retient en dissolution tous les sels solubles ; en enlevant de temps en temps les glaçons qui se sont formés, on finit par obtenir une eau très-chargée de sel que l’on évapore ensuite dans des chaudières.

Un peut encore utiliser celte propriété que possède l’eau, de n’entraîner, en se congelant, qu’une faible partie des matières qu’elle contenait en dissolution ou en suspension, pour purifier des eaux dont on ne pourrait faire un usage journalier sans inconvénient. 11 semble donc que la faculté dissolvante d’un liquide soit due exclusivement à la présence de son calorique latent.

Pendant le mois de janvier 1855, M. Péligot (1) a cherché l’influence qu’une basse température peut exercer sur la proportion de matières salines que l’eau de la Seine tient en dissolution. Il était, en effet, intéressant pour l’hygiène de rechercher si, lorsque la rivière qui abreuve un centre important de population est en partie tarie par la production d’une quantité considérable de glace, l’eau qui reste liquide ne se trouve pas chargée d’une quantité exceptionnelle de matières salines, assez grande pour exercer sur la santé publique une influence sensible. Le temps n’ayant pas été favorable à ses recherches, M. Péligot n’a pu faire qu’un très-petit nombre d’expériences. Il a constaté néanmoins que, pendant l’hiver, la proportion des matières salines contenues dans l’eau de Seine varie, pour ainsi dire, journellement. Par exemple, il a trouvé que, le 19 janvier 1855, le thermomètre marquant — 10°, la rivière charriant beaucoup, 1 litre d’eau de Seine, prise au large, à la hauteur du pont de Bercy, contenait 0 gr. 301 de matières salines par litre; le 11 avril, la température étant douce depuis longtemps, il n’a plus trouvé que 0 gr. 225 de sel dans un litre d’eau puisée au même endroit.

Le travail de M. Péligot est donc bien incomplet; du reste, ce n’est guère à Paris, où la Seine est rarement gelée, que des expériences de ce genre peuvent aboutir à un résultat. Lorsque ce fleuve est pris, il ne l’est pas assez longtemps pour que l’influence de l’augmentation de la proportion de sels que son eau contient puisse se faire sentir sur la santé. Mais il n’en est plus de même dans les pays du Nord ou dans

(1) Annal*», 3° série, tome XLIV, page 2S7.

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nos campagnes, dont les habitants boivent l’eau de petites rivières,' généralement peu profondes, qui se gèlent facilement. C’est là surtout que des expériences du genre de celles de M. Péligot devraient être entreprises.

On observe quelquefois des grêlons salés. C’est ainsi que le 20 août 1870, par exemple, le professeur Kengott, de Zurich (1), reconnut que la grêle qui tombait alors au Saint-Gothard était.salée et que les plus gros grêlons contenaient jusqu’à O gr. 75 de chlorure de sodium. Il semble d’abord que cette glace salée fait exception au principe que nous avons établi plus haut : le pouvoir dissolvant d'un liquide paraît tenir à la présence de son calorique latent. Mais il faut voir dans les grêlons salés, observés par M. Kengott, un simple phénomène de transpoi’t. Ce sel provenait sans doute des steppes salés du nord de l’Afrique ; il aura été enlevé à la surface du sol en même temps que l’eau, par un ouragan ; puis, cette eau se sera congelée en retenant entre ses molécules le sel marin entraîné. Ce phénomène ne diffère pas d’ailleurs de celui que M. Eversmann a observé à Ivasan. Ce professeur a trouvé des grêlons contenant des pyrites cristallisées. Ces petits cristaux de pyrites provenaient probablement de la désagrégation d’une roche, dont les fragments avaient été emportés par une tempête jusque dans les nuages où ils s’étaient couverts de glace pour constituer des grêlons (2).

L’eau ne retient pas non plus, en se solidifiant, les liquides qu’elle avait dissous. Bien que traitant spécialement de la dissolution des sels, nous allons nous écarter encore un peu de notre sujet et dire quelques mots de la congélation des liqueurs alcooliques, à cause de son importance industrielle. D’après M. Boussingault, les glaçons provenant delà congélation d’une eau-de-vie donnent, après leur fusion, un liquide alcoolique et, par conséquent, ne sont pas, comme on le croit généralement, de l’eau à peu près pure. Quoi qu’il en soit, la moitié et même los deux tiers du volume des vins ordinaires, renfermant 11 à 12,8 0/0 d’alcool, peuvent être congelés. La partie restée liquide, trouble d’abord, se clarifie par le repos ; les vins qui en proviennent se conservent mieux quo les vins naturels, ainsi que l’a vu M. de Vergnette-La-

(1) Oaea , tome VII, page 8, et Archiv. der pharma., octobre 1872.

(t) Jovrnal de pharmacie et de chimie, 4 e série, tome XY1II, page 186.

motte ; ils sont enrichis en alcool et en matières extractives. Ces faits semblent donc contredire l’assertion de M. Boussingault ; disons qu’ils ont été confirmés par M. Melsens qui, turbinant les vins congelés, au moyen d’une petite machine à force centrifuge, a pu recueillir une masse de glaçons presque incolores, même avec le vin rouge. Ce chimiste a retiré des vins blancs et rouges de Bourgogne au-delà de 40 0/0 de glaçons. Le vin, enrichi dans le rapport de 12 à 18,1» d’alcool environ, laissait, après la filtration, beaucoup plus de résidu par l’évaporation au bain-marie. Do ces expériences sur cette perte de puissance dissolvante que subit l’eau en se congelant, il résulte, suivant M. Mel. sens, qu’avec des moyens frigorifiques convenables et un travail organisé industriellement, on pourrait améliorer les vins par la congélation, en leur enlevant de l’eau pure seulement.

Solutions saturées. — On dit que l’eau est saturée d’un sel à une température donnée lorsqu'elle ne peut plus dissoudre la plus petite quantité de ce sel à cette même température. Une eau mère qui a laissé déposer des cristaux en se refroidissant, une dissolution longuement agitée avec un excès d’un sel en poudre, doivent être considérées comme saturées.

La dissolution des sels dans l’eau ne s’accomplit pas, comme les combinaisons chimiques, en proportions définies. Cependant il y a, pour chaque température, un état de saturation dont la valeur dépend du sel lui-même ; mais on n’observe pas, entre la proportion du sel et celle de l’eau, un de ces rapports simples qui caractérisent les combinaisons. De plus, si on vient à ajouter à une solution, saturée d’un sel, une quantité quelconque d’eau, on ne trouble en rien l’équilibre des molécules de l’eau et du sel, et la nouvelle solution obtenue est aussi homogène que la première.

La quantité de sel qui se trouve dunsuno dissolution saturée dépend, en général, do la température. Pour les sels peu solubles, cette quantité croît pTbportionnellement à l’élévation de la température ; pour les sels très-solubles, elle croit beaucoup plus rapidement.

Il y a des sels qui font exception à la règle précédente ; ainsi il y on a dont la solubilité augmente jusqu’à une certaine température pour diminuer ensuite; tel est le sulfate de soude, dont le maximum de solubilité est à 33° , et qui possède le même degré de solubilité

à 3Ô° et à 100°. Pour le sulfate de chaux, le maximum est à 35®. Cette anomalie apparente provient de ce que la quantité d’eau d’hydratation varie avec la température, et est, en général, d’autant plus faible que cette température est plus élevée. Ce n’est donc pas, en réalité, dit M. Loewell, le même corps qui se trouve en dissolution dans l’eau aux différentes températures. Ainsi, le sulfate de soude, qui cristallise à 33°, est anhydre', tandis que les cristaux qui se déposent à une température inférieure sont hydratés, et ont pour formule SO\NaO -i- 10 HO.

Il y a anssi des sels, comme le chlorure de sodium, par exemple, dont la solubilité ne change pas avec la température.

On tire parti do la différence de solubilité dés sels pour les séparer lorsqu’ils se trouvent mélangés. La purification ou le raffinage du salpêtre repose sur la constance du coefficient de solubilité de chlorure de sodium. On sait qu’aujourd’hui une partie de l’azotate de potasse que les arts emploient est obtenue en décomposant, à la température de l’ébullition, l’azotate de soude du Chili, dissous dans l’eau, par le chlorure de potassium. L’azotate de potasse se dépose complètement par le refroidissement de la solution ; il est alors mélangé de chlorure de sodium. On ajoute à ce salpêtre impur une quantité d’eau suffisante pour le dissoudre à l’ébullition; par le refroidissement, le salpêtre se dépose, tandis que le sel marin, dont la solubilité à la température de l’ébullition est peu différente de celle qu’il possède à la température ordinaire, reste en dissolution dans l’eau.

Nous parlerons plus loin des différents procédés employés pour déterminer la solubilité des sels.

On emploie avec avantage la méthode graphique pour représenter cette solubilité. On prend des longueurs proportionnelles aux températures pour abscisses, et des longueurs proportionnelles aux quantités de sel dissoutes dans 100 parties d’eau pour ordonnées. Si les différents points, ainsi déterminés pour un même sel, sont en nombre suffisant, on obtient, en les réunissant par un trait continu, une courbe qui représente assez exactement la marche de la solubilité du sel, et qui peut servir à déterminer cette solubilité aux températures pour lesquelles on n’a pas fait d’expériences.

Avec les sels peu solubles, comme les chlorures do baryum ou de po-

tassium, le sulfate de potasse, etc., on obtient une ligne droite, et, dans le cas de sels très-solubles, comme l’azotate de potasse, l’azotate de baryte, le chlorate de potasse, etc., une courbe convexe vers l’axe des

abscisses.

L’eau saturée d’un sel peut en dissoudre un autre. L’eau saturée d’azotate de potasse peut dissoudre encore une quantité considérable de chlorure de sodium, et même une certaine quantité d’un troisième ou d’un quatrième sel, pourvu que l’action mutuelle de ces sels ne produise pas d’autres composés qui se précipiteraient. Il faut, de plus, remarquer que, lorsqu’on introduit du nitre dans cette solution, elle peut en dissoudre une nouvelle quantité, bien qu’elle en soit d’abord saturée.

L’explication des phénomènes précédents résulte de l’action réciproque que les sels dissous exercent les uns sur les autres ; nous ne parlerons, bien entendu, que des réactions qui ne donnent pas naissance à un précipité; nous aborderons ce sujet quand nous parlerons de la statique des dissolutions salines.